17 Spontanreaktionsbeispiel: Detaillierte Erläuterungen

Eine Reaktion, die einen natürlichen Drang hat, unter bestimmten Bedingungen (nachdem sie gegebenenfalls nachgeahmt wurde) von selbst zu erfolgen und sich von einem Nichtgleichgewichtszustand in einen Gleichgewichtszustand zu bewegen, wird als spontane Reaktion bezeichnet.

• Die Reaktion von Zink mit Kupfersulfat
• Zugabe von Natriummetall in Wasser
• Schmelzen von Eis
• Verdampfung von Wasser
• Spaltung eines radioaktiven Atoms
• Die Reaktion von Bariumhydroxid-Octahydrat mit trockenem Ammoniumchlorid
• Die Verbrennungsreaktion von Kohle
• Die Reaktion von Essig mit Backpulver
• Rostbildung
• Umwandlung von Diamant in Graphit
• Expansion von Gas in das Niederdruckgebiet
• Wärmeleitung zum kälteren Objekt
• Neutralisation einer starken Säure durch eine starke Base
• Diffusion des gelösten Stoffes von konzentrierter zu verdünnter Lösung
• Kobalt(II)chlorid mit Thionylchlorid
• Essig mit Säure
• Bildung von Kohlendioxid
• Die Reaktion von Essigsäure und Ethanol

Die Reaktion von Zink mit Kupfersulfat

Zink, das reaktiver als Kupfer ist, unterliegt einer Spontanreaktion exotherme Reaktion bei dem Kupfer durch Zink ersetzt wird und Zinksulfat bildet.

Zn + CuSO₄ –> ZnSO₄ + cu

Entsprechend der Reaktivität ist Reihenzink reaktiver als Kupfer, so dass, wenn Zink zu Kupfersulfatlösung hinzugefügt wird, Kupfer durch Zink ersetzt wird und ZnSo bildet₄. Die blau gefärbte Lösung wird farblos.

Gibbs' Energie und Spontaneität

If ∆G (ein thermodynamisches Potential, das zur Berechnung der maximalen Arbeit eines geschlossenen Systems verwendet wird) negativ ist, dann wird die Reaktion spontan sein

Dies liegt daran, dass die Reaktion in der Richtung abläuft, in der das System nützliche Arbeit verrichtet, was zu einer Abnahme der Gibbs-Energie führt.

Die Gibbs-Energieänderung für einen Prozess ist durch eine Gleichung gegeben

                                            ∆G = ∆H – T ∆S

Es ist offensichtlich, dass die Spontaneität eines Prozesses von ∆H, ∆S und T dieses Prozesses abhängt

Einige Punkte zum Notieren;

1) Wenn ∆H negativ und ∆S positiv ist, dann ist ∆G negativ und die Reaktion wäre definitiv spontan

2) Wenn sowohl ∆H als auch ∆S negativ sind, dann wäre ∆G negativ und der Prozess würde spontan nur bei ausreichend niedrigen Temperaturen ablaufen, so dass ∆H > T ∆S numerisch ist

3) Wenn sowohl ∆H als auch ∆S positiv sind, wäre die Sache negativ und der Prozess würde nur bei ausreichend hohen Temperaturen spontan ablaufen, so dass ∆H < T ∆S numerisch ist

4) Wenn ∆H positiv und ∆S negativ ist, dann ist ∆G positiv und die Reaktion wäre definitiv bei allen Temperaturen nicht spontan

Der ∆G-Wert für die obige Reaktion beträgt etwa -212 bei 298 K, was negativ ist und daher eine spontane Reaktion ist.

Zugabe von Natriummetall in Wasser

Wenn Natriummetall dem Wasser zugesetzt wird, reagiert es spontan mit Wasser unter einer exothermen Reaktion und erzeugt eine große Menge an Wärme.

Natrium gehört zu den Elementen der Gruppe 1 im Periodensystem und hat 1 Valenzelektron, so dass es bereit ist, dieses Elektron abzugeben, um eine hochstabile elektronische Edelgaskonfiguration zu erhalten.

Wenn also Natrium in das Wasser gegeben wird, reagieren sie leicht und ergeben NaOH und H₂ Gas mit großer Wärmemenge.

2Na(s) + 2H₂O –> 2NaOH (Aq) + H₂ (Gas)

Schmelzen von Eis

Das Schmelzen von Eis zu Wasser ist ein spontaner Prozess, bei dem Eis Wärme aus der Umgebung aufnimmt und unter einer endothermen Spontanreaktion schmilzt.

Nach dem zweiten Hauptsatz der Thermodynamik bleibt die Entropie einer Reaktion bei reversiblen Reaktionen konstant, während sie bei irreversiblen Reaktionen (Spontanreaktionen) zunimmt.

Das Schmelzen von Eis ist auch ein spontaner Vorgang Reaktionsbeispiel.

H₂O (Eis) –> H₂O (Flüssigkeit)

Die Tendenz des Eises, in den flüssigen Zustand zu schmelzen, liegt daran, dass die Unordnung in einer Flüssigkeit größer ist als in einem Feststoff und daher die Entropie der Flüssigkeit größer ist als bei Eis, das somit eine spontane Reaktion erfährt.

Verdampfung von Wasser

Die Verdampfung von Wasser zu Gas erhöht die Zufälligkeit und damit die Entropie und macht die Reaktion spontan.

H₂O (flüssig) –> H₂O (Gas)

Die Verdampfung von Wasser zu Eis ist eine endotherme spontane Reaktion, bei der Wasser Wärme aus der Umgebung aufnimmt und aufgrund dieser Temperaturerhöhung das Wasser zu Gas verdampft, wodurch die Unordnung in Molekülen eines Gases und auch die Entropie erhöht werden.

Spaltung eines radioaktiven Atoms

Die spontane Spaltung ist ein spontanes Reaktionsbeispiel, bei dem sich ein instabiler Kern unter Freisetzung großer Energiemengen in Fragmente aufspaltet.

Die spontane Spaltung ist eine Art radioaktiver Zerfall, bei dem ein Isotope mit instabilen Kernen werden gespalten und in stabilere umgewandelt Kerne durch Aussendung von Strahlung. Die Geschwindigkeit des Zerfalls der Kerne variiert für verschiedene Isotope. Es ist ein gutes Beispiel für eine spontane Reaktion.

cf²⁵² –> Xe¹⁴⁰ +Ru¹⁰⁸ + 4n + Energie

Reaktion von Bariumhydroxid-Octahydrat mit trockenem Ammoniumchlorid

Die Reaktion von Bariumhydroxid-Octahydrat mit trockenem Ammoniumchlorid ist eine spontane Reaktion mit negativem ∆G-Wert.

Ba (OH)₂ .8H₂O(S) + 2NH₄Cl(S) –> 2BaCl₂.2H₂O (wässrig) + 8H₂O(l) + 2NH₃(G)

∆H = 63.5 KJ/ mol

T = 298K

∆S =0.368 J/K mol

 ∆G = ∆H -T ∆S

      = 63.5 -298 (368) = -46.1 KJ

Gibbs Energie ist negativ und macht die Reaktion spontan.

Das Verbrennungsreaktion von Kohle

Die Verbrennungsreaktion von Kohle ist ein spontanes Reaktionsbeispiel und ist und ist der Grund für Kohlebrände in unkontrollierten Umgebungen.

Kohle + O₂ –> CO + CO₂ +H₂O + Wärme

Kohle hat die Tendenz, sich aufgrund der Selbstoxidation ihrer Verbindungen selbst zu erhitzen, was die spontane Verbrennung zur häufigsten Ursache für unkontrollierte Verbrennungen macht. Es gibt viele Kohlebrände auf der ganzen Welt, die seit Tausenden von Jahren brennen

Das Reaktion von Essig mit Backpulver

Reaktion von Backpulver (NaHCO₃) mit Essig (CH₃COOH) ist eine exotherme spontane Reaktion, bei der die Produktbildungsenthalpie niedriger ist als die Enthalpie des Reaktanten

NaHCO₃ +CH₃COOH –> CO₂ + H₂ODER + CH₃COONa

Rostbildung

Rostbildung ist eine spontane exotherme Reaktion, bei der Eisen in Gegenwart von Feuchtigkeit zu Sauerstoff rostet

Wenn ein Eisen oder seine Legierung Sauerstoff in Gegenwart von Feuchtigkeit ausgesetzt wird, findet eine Redoxreaktion zwischen Sauerstoff und Eisen statt.

Z.B; Korrosion von Eisen. Bei dieser Reaktion bildet sich eine rote Eisenoxidschicht

Reaktion

Fe(s) + 2H⁺ +1/2 O₂ –> Fe²⁺ + H₂O

Der ∆G-Wert für die obige Reaktion ist negativ und somit eine spontane Reaktion

Umwandlung von Diamant in Graphit

Die Umwandlung von Diamant in Graphit ist ein spontaner Prozess, da Graphit stabiler ist Allotrop von Kohlenstoff als Diamant

Die spontane Reaktion zeigt die Tendenz, einen Zustand minimaler Energie zu erreichen

Diamant ist bei sehr hohem Druck ein stabiles Allotrop, und unter normalen Bedingungen ist die kinetische Energie der Diamantpartikel langsam bis praktisch nicht vorhanden.

Aber sie sind thermodynamisch instabil, so dass sie sich in stabileres Graphit umwandeln, das im Vergleich zu Diamant eine niedrige Energie hat, aber aufgrund der niedrigen kinetischen Energiereaktion sehr langsam ist

Das Verfahren erfordert keine chemische Reaktion mit Anwendung eines externen Faktors.

Expansion von Gas in den Niederdruckbereich

Ein Gas dehnt sich spontan in einen Bereich mit niedrigem Druck aus. Der umgekehrte Prozess findet nie von selbst statt.

Die Ausdehnung von Gas in den Niederdruckbereich ist ein gutes Beispiel für eine spontane Reaktion. Der Gasfluss vom Hoch- in den Niederdruckbereich ist ein natürlicher Prozess und dehnt sich weiter aus, bis ein Zustand mit gleichmäßigem Druck erreicht ist.

Wärmeleitung zum kälteren Objekt

Wärme wird spontan entlang eines Objekts vom heißeren zum kälteren Ende geleitet, bis die Temperatur entlang des Objekts gleichmäßig ist

Wenn ein Metallstab an einem Ende heiß und am anderen Ende kalt ist, wird Wärme vom heißeren zum kälteren Ende geleitet und es findet kein Wärmefluss in umgekehrter Richtung statt. Ein kaltes Objekt in Kontakt mit einem heißen Objekt wird also nie kälter, sondern heißer.

Wärmeenergie funktioniert nach diesem Prinzip und wandelt Wärme oder thermische Energie in mechanische Energie um.

Neutralisation einer starken Säure durch eine starke Base

Wenn eine starke Säure durch eine starke Base neutralisiert wird, bleibt ihre Neutralisationsenthalpie immer konstant und hängt nicht davon ab, welche Säure oder Base verwendet wird.

Der Wert der Neutralisationsenthalpie beträgt immer -57.32 KJ/mol. Die Neutralisation einer starken Säure durch eine starke Base ist ein spontanes Reaktionsbeispiel

Betrachten Sie die Neutralisation von NaOH (starke Base) durch HCl (starke Säure). Sie sind im Lösungszustand vollständig ionisiert und daher wird die Entropie der Reaktion hoch sein.

H⁺Cl^- + Na⁺OH^- –> Na⁺Cl^- +H₂O

Das ∆G Der Wert der obigen Reaktion ist negativ und daher eine spontane Reaktion.

Diffusion des gelösten Stoffes von konzentrierter zu verdünnter Lösung

Die spontane Diffusion eines gelösten Stoffes aus einer konzentrierteren Lösung in eine weniger konzentrierte Lösung, die damit in Kontakt steht, setzt sich fort, bis ein Zustand gleichförmiger Konzentration erreicht ist.

Wenn eine konzentrierte Lösung eines gelösten Stoffes mit einer verdünnten Lösung davon in Kontakt gebracht wird, gibt es eine Nettodiffusion des gelösten Stoffes von der ersteren zur letzteren und nicht in die andere Richtung.

Kobalt(II)chlorid mit Thionylchlorid

Reaktion von Kobalt(II)chlorid mit Thionylchlorid ist ein spontanes Reaktionsbeispiel als Entropie Die Reaktion ist sehr hoch.

COCl₂.6H₂O(S) + 6SOCl₂(l) –> COCl₂(s) + 12 HCl (g) + 6 SO₂(G)

Im Produkt entstehen 12 Mol HCl-Gas und 6 Mol SO₂ Gas entsteht und aufgrund der Entropie, die ein Maß für die Unordnung ist, zunehmen und die Reaktion durchführbar, dh spontan, machen.

Essig mit Säure

Die Reaktion von Essig mit Säure ist eine spontane Reaktion, da der ∆G-Wert dafür negativ ist.

NaHCO₃(S) + HCL(aq) –> NaCl(aq) + H₂O(l) + CO₂

Die gebildeten Produkte befinden sich in flüssigem und gasförmigem Zustand, sodass die Unordnung im Vergleich zum Reaktanten stärker ist und daher auch die Entropie zunimmt, wodurch die Gibbs-Energie negativ wird.

Bildung von Kohlendioxid

Die Bildung von Kohlendioxid aus Kohlenmonoxid und Sauerstoff ist eine spontane exotherme Reaktion bei Standardbedingungen.

CO(g) + 1/2O₂(g) –> CO₂(G)

Das ∆S = ∆S _Produkt  - ∆S _Reaktant

              =213.65- [197.65 + ½ (205.0)]

-86.55 J/K mol

∆G = ∆H – T ∆S

       = 282800 J/mol – 298 k (-86.5 J/K mol)

       =-257023 J/Mol

∆G ist negativ

Das Reaktion von Essigsäure mit Ethanol

Die Reaktion von Essigsäure mit Ethanol ist eine spontane Reaktion, aber ihre Reaktionsenthalpie ist Null.

Essigsäure und Ethanol verbinden sich und setzen Wassermoleküle frei, die Ethylacetat bilden.

Fazit -

Aus den obigen Beispielen können wir schließen, dass eine spontane Reaktion ein natürlicher Prozess ist und nicht von selbst rückgängig gemacht werden kann und eine Reaktion nur dann spontan sein kann, wenn die Entropie höher als die Enthalpie der Reaktion ist und ∆G negativ sein sollte.