Bueno, estoy seguro de que hay una manera mucho más directa, la de la abajo-a-tierra de la respuesta que iba a encontrar más útil, pero yo voy por algo diferente. Para dejar de mí mismo de escribir un capítulo de un libro, habrá alguna mano saludando y detalles cortados. Con más tiempo, y pensé que podría ser desempaquetado más, pero espero que por lo menos voy a ser capaz de darle un gusto.
A la derecha, vamos a olvidar la química y tratar de deducir el producto de la siguiente reacción:
$$\ce{H2 + O2 -> ?}$$
Para empezar, podemos establecer algunas reglas básicas:
- Las moléculas están formadas por la combinación de número entero cantidades de átomos
- Los átomos no pueden ser formados o destruida (por ejemplo, el número de átomos es una cantidad conservada)
- Hay una cantidad (digamos que es la energía potencial) inherentes a cada tipo de gratis el átomo y la molécula
- El Universo tiende hacia el más bajo posible de la energía potencial
Con nada más que nos guía, nos vemos obligados a considerar cada posible del producto (isómeros descuidado por simplicidad):
$$\ce{H2 + O2 -> H + O + H_2 + HO + O_2 + H_3 + H_2O + HO_2 + O3 + H4 +...}$$
Ahora, si el objetivo es minimizar el potencial total de energía del sistema, se puede desarrollar una heurística (que va a ser malo, pero entretener a la idea por ahora). En primer lugar, encontrar el átomo o molécula de entre la lista de productos con la menor energía posible,$^1$, a continuación, haga medida de lo permitido por la estequiometría. Cuando no hay más se puede hacer, buscar el lado más bajo de la energía de la molécula, a continuación, hacer como mucho de que como sea posible, y repetir el proceso hasta que no baje de la energía de las moléculas se puede hacer.
Que lindo y todo, pero sin saber que las moléculas tienen mayor o menor energía, no llegaremos a ninguna parte. Aquí, podemos recurrir a algunos fuertes cálculos mecánica cuántica, o en los datos empíricos. Haciendo algo de termoquímica de experimentos (la medición de las entalpías de formación), resulta que $\ce{H_2O}$ es la molécula con la energía más baja de la lista por un buen margen, así que va a ser el producto principal. De hecho, eso es lo que se observa empíricamente cuando el hidrógeno se quema en oxígeno.
Así que sabemos que el agua es el más bajo de energía producto de la reacción, pero ¿qué pasa si mezclamos $\ce{H2}$ $\ce{O2}$ con una relación diferente de la que en el agua? Decir que hay dos moles de $\ce{H2}$ y dos moles de $\ce{O2}$, ¿eso significa que ahora consigue $\ce{H2O2}$ o potencialmente algún otro tipo de productos? De hecho, este no es el caso. La heurística anterior todavía se aplica para minimizar la energía potencial del sistema, por lo $\ce{H_2O}$ es preferentemente producidos. Esto no debería venir como una sorpresa, debido a la baja energía de $\ce{H_2O}$ es una característica inherente de la molécula, y es totalmente independiente de cuánto $\ce{H2}$ $\ce{O2}$ decide mezclar en un experimento.
Entonces, ¿qué sucede con el exceso de $\ce{O2}$? De nuevo siguiendo la heurística, va a buscar a la menor molécula de energía disponible. Ya que no hay más hidrógeno para reaccionar, tiene un número más limitado de posibilidades. Es concebible que reaccione y se convierten en otras moléculas (por ejemplo, $\ce{O3}$ es perfectamente aceptable), pero resulta que los del resto de los candidatos, $\ce{O2}$ es la molécula con la energía más baja, por lo que la reacción se detiene allí y tenemos una mezcla de $\ce{H_2O}$ y dejó más de $\ce{O2}$.
Bien, hemos hecho algunos progresos, pero tenemos que hablar de algunas complicaciones importantes. En el mundo real, a cualquier temperatura por encima del cero absoluto, en realidad se puede mantener una pequeña cantidad de moléculas con mayor energía potencial. Todos de los más bajos de la energía de las moléculas al azar se puede obtener un poco de energía térmica, y cada tan a menudo, que les hace reaccionar y a su vez en una mayor energía de la molécula. Si el de menor energía de las moléculas son mucho menos energía que cualquier otra cosa (como es el caso de $\ce{H_2O}$ entre los productos de la combustión de $\ce{H2}$$\ce{O2}$), este efecto es muy pequeño y puede despreciarse. Sin embargo, en muchos casos, no hay un claro ganador, y que terminan siendo una mezcla de diferentes productos con energías similares. Esto es especialmente cierto a medida que se hacia más complicado de la química.
Por desgracia, incluso después de todo esto todavía nos falta una gran pieza del rompecabezas. Todo lo que he mencionado hasta ahora es una parte de la termodinámica, y que por sí sola no siempre se puede predecir el producto de una reacción. Me permiten demostrarlo. De acuerdo con todo lo que he argumentado, $\ce{H2}$ $\ce{O2}$ siempre reaccionan para formar principalmente a $\ce{H2O}$ ya que tiene la energía más baja, y $\ce{H2O2}$ nunca puede ser un importante producto. Pero el peróxido de hidrógeno se hace en cantidades muy grandes industrialmente, así que ¿cómo lo hacen? Una rápida búsqueda en internet le da la respuesta, la antraquinona proceso, cuya reacción neta es simplemente:
$$\ce{H2 + O2 -> H2O2}$$
¿Por qué? Lo que ha faltado es el concepto de cinética. Para muchas transformaciones en la naturaleza, químico o de otro tipo, incluso si el estado final tiene menor energía que el estado inicial, a menudo están separadas por una barrera de energía. Incluso si no puede ser una liberación neta de energía, la transformación se ve obstaculizada porque para empezar se necesita un neto de entrada de energía.
Este es el caso incluso para la reacción de $\ce{H2 + O2 -> H2O}$. Si solo hay que mezclar los gases junto a temperatura ambiente, no van a reaccionar, incluso después de un siglo. Ya sea inicial de las necesidades de energía que se debe suministrar una llama, una chispa, etc.) o la barrera de energía debe ser disminuido por el uso de un catalizador (Pt), después de que la reacción procederá en una fracción de segundo.
Cuando se consideran todas las posibles reacciones, y toda la energía barreras que separan a las diferentes moléculas, se obtiene la muy alta dimensión de superficies de energía potencial mencioné en mi comentario. Todo nuestro trabajo en la Química se reduce a encontrar fiable caminos (o hacer nuestro propio activamente modificación) de las locuras en el complejo de paisajes de energía y la explotación de ellos para nuestros propósitos.
$^1$ Técnicamente, la menor cantidad de energía potencial por la cantidad de átomos de la molécula. Usted puede pensar en él como el más bajo potencial de energía por gramo de moléculas.
Aquí algo de lo que también podría ayudar. Hay un caso en el que toda la energía potencial y cinética cosas no sesgar los resultados, y usted puede burlarse de lo puramente estadísticos efecto? Seguro, permítanme presentar un caso típico.
Considere la siguiente reacción de transesterificación (mal dibujada debido a que no tienen actualmente acceso a ChemDraw):
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Ambos lados de la ecuación tienen un alcohol y un éster. Los alcoholes son muy similares el uno al otro, y lo mismo puede decirse de los ésteres. Debido a esto, casi no hay diferencia entre la energía potencial de los productos y los reactivos.
Ahora considere la posibilidad de tomar una mole de la partida de éster y el alcohol. En el principio, no es sólo el etanol y el metanol no, por lo que estadísticamente era de esperar la reacción a suceder en la dirección que se muestra. A medida que la reacción avanza, la cantidad de etanol disponible es reducido, disfavouring nueva generación de productos, y la presencia de metanol en realidad permite que la reacción ir también al revés. Por pura estadística, era de esperar la reacción a parar cuando hay aproximadamente la misma cantidad de metanol y etanol, la mitad de un mol de cada uno, y esto es lo que se observa. En breve, simple transesterificación reacciones tienden a tener constantes de equilibrio muy cercano a 1 (por ejemplo, en este artículo).
