Kemijski elemenati i spojevi stupaju medjusobno u reakcije preko svojih vanjskih (valentnih) elektrona, pa se reaktivnost pojedinog elementa moze lako povezati s brojem i raspodjelom vanjskih elektrona, te velicinom samog atoma. Primjerice atom natrija ima elektronsku konfiguraciju plemenitog plina neona (1s2 2s2 2p6) + jos jedan elektron (3s1). Natrijev atom ce vrlo lako otpustiti taj elektron i prijeci u ion Na+ s elektronskom strukturom plemenitog plina neona. S druge strane atom klora koji spada u halogene elemente ima elektronsku konfiguraciju plemenitog plina neona (u potpunosti popunjene K i L-ljuska), te jos 7 elektrona u M-ljusci (3s2 3p5). Njemu nedostaje samo jedan elektron do popunjavanja M-ljuske i postizanja elektronske konfiguracije plemenitog plina argona (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6). Rezultat toga je da klor vrlo lako prima elektron i prelazi u ion Cl-. Osim predavanjem i primanjem elektrona atomi mogu postici stabilene elektronske konfiguracije zajednickim dijeljenjem jednog ili vise elektronskih parova (Lewisova oktetna teorija), npr. u molekuli O2 (2 zajednicka elektronska para), Cl2 (1 zajednicki el. par), N2 (3 zajednicka el. para), CH4 (ugljik ima 4 , a vodici po 1 zajednicki el. par), itd. O kovalentnom i ionskom karakteru kemijskih veza je bilo dosta rijeci u ranijim odgovorima, pa ovdje necu o tome govoriti. Slicno kao i u slucaju atoma i reakcije molekula se mogu sagledati preko interakcije vanjskih elektrona. Gledano sa stanovista termodinamike kemijska reakcija ce se odvijati pretezno u smjeru nastajanja produkata ukoliko se energija sustava smanjuje, a entropija povecava. U kemiji se reakcije najcesce provode pri konstantnom tlaku (atmosferskom), u tom slucaju funkcija koja nam kaze koji smjer odvijanja reakcije je povoljan (prema produktima ili prema reaktantima) naziva se Gibbsova ili slobodna energija (G) i ovisi o promjeni energije sustava koja kod konstantnog tlaka odgovara entalpiji (H), te o entropiji (S). Prema relaciji: DG = DH -TDS (D ovdje oznacuje veliko delta, tj. razliku konacnog i pocetnog stanja) Reakcija je ce se odvijati spontano ukoliko je DG < 0 Ovi termodinamicki pojmovi su takodjer spominjani u ranijim pitanjima, pa ih sad necu podrobnije objasnjavati. Promjene entalpije i entropije mogu utjecati na smjer odvijanja reakcije. Ovdje su dana tri primjera utjecaja DH i DS na smjer odvijanja reakcije. Obratite paznju da su promjene entalpije i slobodne energije izrazene u kilokalorijama, a entropija u kalorijama po stupnju kelvina. 1. DH i DS djeluju u istom smjeru: Reakcija: H2 (g) + Cl2 (g) -> 2 HCl (g) Ukupno DH (kcal): 0 0 2 (-22,1) DH = -44,2 kcal S (cal / K): 31,2 53,3 2 (+44,6) DS = +4,7 cal / K DG = DH - TDS = (-44,2) - 298 K × (+4,7 cal K-1/1000 cal kcal-1) = -45,6 kcal 2. DH djeluje u prilog reakcije, a T DS protiv: Reakcija: C2H5OH ( l ) + 3 O2 (g ) -> 2 CO2 ( g ) + 3 H2O ( l ) Ukupno DH (kcal): -66,4 0 2 (-94,1) 3 (-68,3) -326,7 DS (cal / K): 38,4 3 (49,0) 2 (51,1) 3 (16,7) -33,1 DG = -326,7 - 298 × (-33,1 / 1000) = -316,8 3. DH djeluje protiv reakcije, a TDS u prilog: a) Raspad N2O5: Reakcija: N2O5 (s) -> 2 NO2 (g ) + 1/2 O2 (g) Ukupno: DH (kcal): -10,0 2 (+8,1) 0 +26,2 DS (cal / K): 27,1 2 (+57,5) 1/2 (49,0) +112,4 DG = +26,2 - 298 (112,4 / 1000) = -7,3 kcal b) Otapanje NH4Cl u vodi: DH (kcal mol-1): +3,62 S (cal K-1 mol-1): +17,6 DG = 3,62 - 298 (17,6 / 1000) = -1,63 kcal U svim ovim primjerima je DG < 0 pa se reakcija moze spontano odvijati. Postojanje mogucnosti za odvijanje neke reakcije jos ne znaci da ce do reakcije i doci. Na putu od reaktanata do produkata stoji odredjena energetska barijera koju sustav treba prijeci, da bi doslo do reakcije. Na pr. pustanjem plina na plameniku u praktikumu ili u kuhinji jos nije dovoljno da se zapali vatra, premda su svi potrebni reaktanti prisutni (CH4 i O2). Da bi do reakcije doslo moramo joj dovesti pocetnu energiju u obliku zapaljene sibice, iskre ili neceg slicnog. Energija koju treba dovesti sustavu da bi reakcija zapocela zove se energija aktivacije, a odgovara entalpiji nastajanja visokoenergetskog medjuprodukta iz polaznih reaktanata.