In module 9 bespraken we al een stukje thermodynamica van reakties in het algemeen en ook het begrip "spontaan".
Stel je het volgende chemische systeem voor: N2 + 3H2
2NH3 (ΔH < 0 e ΔS < 0)
Denk vervolgens aan die formule: ΔG = ΔH - TΔS
De heenreaktie is exotherm (ΔH < 0) en dat garandeert een zekere spontaniteit van de reactie naar rechts.
Echter, aan de andere kant: de terugreaktie houdt toename van de entropie in (het aantal deeltjes neemt toe, verdubbelt in het voorbeeld, en dus de mate van wanorde wordt groter bij reaktie van rechts naar links en dat garandeert ook een zekere spontaniteit.
Dus in het voorbeeld hebben beide reakties, de heen- en de terug-, een zekere sponaniteit om verschillende redenen.
In de formule ΔG = ΔH - TΔS, toegepast voor de heenreaktie, heeft zowel ΔH als ΔS een negatieve waarde.
Wiskundig gezien betekent dit dat ΔH de waarde van ΔG negatiever maakt, terwijl de term -TΔS de waarde van ΔG positiever zal maken.
Het kan dus voorkomen dat de twee termen (ΔH= TΔS) gelijk blijken te zijn.
We raken hier aan een thermodynamisch geheim:
- Op het moment dat de waarde van ΔG gelijk wordt aan 0, wordt het chemisch evenwicht bereikt.
- Als ΔG > 0 , dus als de vrije energie van het systeem toeneemt, domineert de terugreaktie (verplaatsing van het evenwicht naar links).
- Als ΔG < 0 , dus als de vrije energie van het systeem afneemt, domineert de heenreaktie (verplaatsing van het evenwicht naar rechts).
Je ziet: wil je het scheikundig evenwicht goed begrijpen dan moet je het begrip "entropie" kennen.