Hogyan számítható ki a reakció szabad energiája és miért fontosak az alapértékek?

A kémiai reakciók szabad energia változása, vagyis a reakciók spontán módon történő végbemenetele gyakran egy bonyolult számítási folyamatot igényel. A reakciók szabad energiájának számításához az egyik legfontosabb információ a képződés szabad energiájának értékei, amelyeket gyakran táblázatokban találunk. Azonban nem mindig egyszerű az elméleti számítás, és különféle tényezőket kell figyelembe venni.

Vegyünk egy konkrét példát, ahol a következő reakció szabad energia változását kell meghatározni:

$2 \, \text{Al}_2(\text{SO}_4)_3 + 12 \, \text{HCl(g)} \rightarrow 4 \, \text{AlCl}_3 + 6 \, \text{H}_2\text{SO}_4$

Ehhez szükségünk van a reakcióban szereplő vegyületek képződés szabad energiájának értékeire. Az alábbi táblázatban megtaláljuk ezeket az értékeket:

Vegyület	∆Gf° (kJ/mol)
Al₂(SO₄)₃	-3097
HCl	-95.3
AlCl₃	-628.8
H₂SO₄	-690.0

A reakció szabad energia változását a következő módon számolhatjuk ki:

\Delta\Delta G° = 4 \times (-628.8) + 6 \times (-690.0) - 2 \times (-3097) - 12 \times (-95.3)

Ez a számítás a reakció szabad energiáját +682 kJ-ra adja. Fontos azonban, hogy a végső választ mindig a legközelebbi egész számra kerekítjük, bár a számítás során a tizedeseket is figyelembe kell venni, mert ezek több kJ-t is hozzáadhatnak. Azonban, mivel a táblázatban szereplő Al₂(SO₄)₃ értéke nem tartalmaz tizedeseket, az eredményt ennek megfelelően kell kerekíteni.

A számítás eredménye a reakció szabad energiáját pozitívnak mutatja, ami azt jelenti, hogy a reakció nem lesz spontán, sőt az egyensúlyi állapotban csak minimális mennyiségű termék keletkezik. A kis egyensúlyi állandó (K) azt mutatja, hogy a reakció alig halad előre, és a reakció nem lesz jelentős még akkor sem, ha a hőmérsékletet megemeljük.

Ha a szabad energia változást egy másik reakcióra alkalmazzuk, mint például a metán és sósav reakciója, akkor a következő táblázatot találjuk a képződés szabad energiáiról:

Vegyület	∆Gf° (kJ/mol)
CH₄(g)	-50.79
HCl(g)	-95.27
CH₃Cl(g)	-58.5
H₂(g)	0

A számítás itt a következő módon történik:

\Delta\Delta G° = \Delta Gf°(\text{CH₃Cl}) - \Delta Gf°(\text{HCl}) - \Delta Gf°(\text{CH₄}) = 87.6 \, \text{kJ}

Mivel a reakcióban mindhárom reagáló gázfázisú, ezért fontos megjegyezni, hogy a megfelelő hőmérséklet és nyomás figyelembevételével kell értelmezni az egyensúlyi állandókat. Ha a reakcióban szereplő anyagok nyomása 10 atm-ra emelkedik, az egyensúlyi állandó (Kp) számítása a következőképpen történik:

Kp = \exp\left(\frac{ -87.6}{2.5}\right) \approx 6 \times 10^{ -16}

Ez a nagyon kis érték azt jelenti, hogy a reakció alig indul el, és az egyensúlyi koncentrációk is rendkívül alacsonyak lesznek. A végső nyomás az Al₂(SO₄)₃ és HCl kezdeti nyomásával összevetve szinte változatlan marad.

Fontos tisztázni, hogy az ideális gázokkal végzett számítások nem veszik figyelembe a molekulák közötti kölcsönhatásokat, amelyek magasabb nyomáson jelentősebbek lehetnek. Míg ideális gázok esetén a számítások egyszerűek, valós gázok esetén a kölcsönhatások korrigálása szükséges.

A harmadik részben, ahol a metán reakciója egy adott tömegben történik, az ideális gáz törvényének segítségével kiszámíthatjuk a reakció térfogatát. A gáz nyomása, a térfogat és a hőmérséklet közötti kapcsolatot az alábbi módon értelmezzük:

V = \frac{nRT}{p}

Ahol $n$ a reagáló mólok száma, $R$ az egyetemes gázállandó, $T$ a hőmérséklet, és $p$ a nyomás. A reakció térfogatát így 1.3 × 10⁴ literre becsüljük.

Azonban figyelmet kell fordítanunk arra, hogy a számítások egyszerűsítésekkel történtek, például a tizedes pontosságot nem minden esetben vettük figyelembe. Ezen kívül, ha a hőmérsékletet változtatjuk, a nyomás és a térfogat közötti kapcsolat is módosul.

A termodinamikai számításokban gyakran előfordul, hogy az elméleti modellek és a valós viselkedés közötti különbségek jelentős hatással vannak az eredményekre. Az ideális gáz törvénye és a standard állapotú adataink nem minden esetben teljesen pontosak, különösen magasabb nyomások esetén, ahol a molekulák közötti kölcsönhatások már nem elhanyagolhatóak. Az ilyen típusú problémák megoldása során mindig figyelembe kell venni az egyszerűsítéseket és azok hatását.

Hogyan működnek az erős és gyenge savak, bázisok és pH a vizes oldatokban?

A víz kiváló oldószer, és ennek köszönhetően számos kémiai reakcióban játszik szerepet, amelyek alapvető fontosságúak a biokémiai és fizikai folyamatok számára. Bár a víz nem ionos molekula, a polaritása miatt a vízmolekulák egy kis része ionizálódhat: H₂O → H⁺ + OH⁻. Azonban a valóságban a reakció inkább így néz ki: 2 H₂O → H₃O⁺ + OH⁻, ahol a vízmolekula a protonnal, vagyis a hidrogénionnal kapcsolódik. A proton rendkívül kicsi, és mivel az elektromos tér egy töltés körül az inverz távolsággal csökken, a proton nagyon erős elektromos mezőt hoz létre, amely azonnal más molekulákkal való kapcsolatba lépéshez vezet. Ezért jön létre a hidroniumion, H₃O⁺. A víz ionizációs egyensúlyának állandója a KW, és 25 °C-on, 1 atm nyomáson az alábbi értéken rögzül: KW = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.016 × 10⁻¹⁴, így a tiszta vízben a koncentrációk: [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1.008 × 10⁻⁷ M.

A víz ionizációjának terméke tehát állandó marad, és bármelyik ion koncentrációjának növekedésével a másik ion koncentrációja csökken, hogy a szorzat továbbra is egyenlő maradjon a KW értékével. A koncentrációk 1 M-tól akár 10⁻¹⁴ M-ig terjedhetnek, mindaddig, amíg a másik ion koncentrációja változik, hogy fenntartsa az egyensúlyt.

Az erős és gyenge savak, valamint bázisok fogalma az oldatok pH-jának és az ionizációs reakcióknak a megértésében alapvető szerepet játszik. Arrhenius szerint egy sav olyan molekula, amely képes H⁺-ot adni, de ez a definíció túl szűk. A Brønsted-Lowry elmélete szerint a sav egy protondonor, míg a bázis egy protonakceptor. A Lewis-féle definíció még tágabb, mivel az elektronokat is figyelembe veszi, így olyan vegyületek is lehetnek savak és bázisok, amelyek nem tartalmaznak hidrogént vagy hidroxidot. Azonban vizes oldatok esetén a Brønsted definíciója a legpraktikusabb.

A savak és bázisok ionizációjának megértése elvezet minket a disszociációs állandókhoz, mint a Ka és Kb. A savak és bázisok között léteznek erősek és gyengék. Az erős savak teljesen disszociálnak, míg a gyenge savak csak részben ionizálódnak. Az erős savak és gyenge bázisok kölcsönhatása olyan oldatot eredményez, amely savas, míg a gyenge savak és erős bázisok alapvegyületeket képeznek, amelyek lúgos oldatot eredményeznek.

A gyenge savak és bázisok esetében a konjugált savak és bázisok szerepe különösen fontos. Például, egy gyenge sav, mint az ecetsav, konjugált bázist képez, amely az OH⁻ ionnal reagálva lúgos környezetet alakíthat ki. Ezt a reakciót hidroliázisként ismerjük, és a reakció egyensúlyi állandója, a Kh, az alábbi módon írható fel: Kh = [HA][OH⁻]/[A⁻].

A pH fogalma a savasság mértékének mérésére szolgál, és alapvetően azt mutatja meg, hogy egy oldat mennyire savas vagy lúgos. A pH értéke a következőképpen számítható: pH = -log₁₀[H⁺], míg a pOH = -log₁₀[OH⁻]. Fontos megérteni, hogy a pH és pOH összege mindig 14, és ez lehetővé teszi számunkra, hogy meghatározzuk egy oldat savasságát vagy lúgosságát a hidrogénion- és hidroxidion-koncentrációk alapján.

Végül, a pufferoldatok szerepe is kulcsfontosságú, mivel olyan ionokat tartalmaznak, amelyek képesek megkötni a H⁺ vagy OH⁻ ionokat, így stabilizálva az oldat pH-ját akkor is, amikor savakat vagy bázisokat adunk hozzá. A vér pH-jának szabályozása például pufferoldatok révén történik, amelyek megakadályozzák a pH drámai változását, biztosítva ezzel a biológiai folyamatok stabilitását.

Hogyan serkenthetjük az agyunkat az öregedés során: A neuroplaszticitás titkai
Miért érdemes figyelmet fordítani az egyes krimiírók munkáira?
Miért fáj ennyire, ha valaki csak vendég az életünkben?
Hogyan készíthetünk finom, ínycsiklandó, zöldségekből készült ételeket, amelyek nemcsak táplálóak, de rendkívül ízesek is?
Hogyan érhetjük el a helyes betegek elhelyezését és pozicionálást a radiológiai vizsgálatok során?