Alcune reazioni sono ciò che chiamano chimici termodinamicamente spontanea, che significa che si verificano senza dover mettere lavoro per farle accadere. È possibile determinare se una reazione è spontanea calcolando l'energia libera di Gibbs standard di reazione, la differenza di energia libera di Gibbs tra prodotti puri e reagenti puri nei loro stati standard. (Si ricorda che l'energia libera di Gibbs è la quantità massima di lavoro di non espansione che si può uscire da un sistema). Se l'energia libera di reazione è negativo, la reazione è termodinamicamente spontanea come scritto. Se l'energia libera di reazione è positiva, la reazione non è spontanea.
Istruzioni
• Scrivere un'equazione che rappresenta la reazione che si vuole studiare. Se non ti ricordi come scrivere equazioni di reazione, fare clic sul primo link nella sezione risorse per una breve recensione. Esempio: Supponiamo che si desidera sapere se la reazione tra metano e ossigeno è termodinamicamente spontanea. La reazione sarebbe come segue:
CH4 + 2 O2---> CO2 + 2 H2O
• Clicca sul link NIST WebBook chimica sotto la sezione di risorse alla fine di questo articolo. La finestra che apparirà ha un campo di ricerca dove è possibile digitare il nome di un composto o sostanza (ad es. acqua, metano, diamante, ecc.) e trovare ulteriori informazioni su di esso.
• Cercare l'entalpia standard di formazione, il "° fH, di ogni specie nella reazione (prodotti e reagenti). Aggiungi il ° fH"di ogni singolo prodotto insieme per ottenere totale"fH ° per i prodotti, quindi aggiungere il "fH ° di ogni singolo reagente insieme per ottenere"fH ° dei reagenti. Esempio: La reazione che hai scritto include metano, acqua, ossigeno e CO2. Il "fH ° di un elemento come l'ossigeno nella sua forma più stabile è sempre impostato a 0, quindi è possibile ignorare ossigeno per ora. Se guardi in alto "fH ° per tutte le altre tre specie, tuttavia, si trovano le seguenti:
"metano ° fH =-74.5 kilojoule per mole
"fH ° CO2 =-393.5 kJ / mole
"acqua ° fH =-285.8 kJ / mole (si noti che questo è per acqua liquida)
La somma di "fH ° per i prodotti è-393.51 + 2 x-285.8 =-965.11. Si noti che moltiplicato la "fH ° d'acqua da 2, perché c'è un 2 davanti l'acqua nella tua equazione di reazione chimica.
La somma di "° fH per reagenti è solo-74.5 dal momento che l'ossigeno è 0.
• Sottrarre il totale "fH ° dei reagenti"totale di ° fH di prodotti. Questo è il tuo entalpia standard di reazione.
Esempio:-965.11 --74.5 = - 890. kJ/mol.
• Recuperare l'entropia molare standard, o ° S, per ognuna delle specie nella tua reazione. Proprio come con l'entalpia standard di formazione, addizionate le entropie dei prodotti per ottenere prodotto totale entropia e addizionate le entropie dei reagenti ottenere entropia totale reattivo.
Esempio:
S ° per acqua = 69,95 J / mol K
S ° per metano = 186.25 J / mol K
S ° per ossigeno = 205.15 J / mol K
S ° per anidride carbonica = 213.79 J / mol K
Si noti che è necessario contare ossigeno questa volta. Ora aggiungerli up:
S ° per reagenti = 186.25 + 2 x 205.15 = 596.55 J / mol K
S ° per prodotti = 2 x 69,95 + 213.79 = 353.69 J / mol K
Si noti che è necessario moltiplicare S ° per acqua e ossigeno per 2 quando si somma tutto, poiché ciascuno ha il numero 2 di fronte ad essa l'equazione di reazione.
• Sottrarre reagenti ° S da prodotti ° S.
Esempio:
353.69 - 596.55 =-242.86 J / mol K
Si noti che il netto S ° di reazione è negativo qui. Questo è in parte perché stiamo assumendo uno dei prodotti sarà acqua liquida.
• Moltiplicare la S ° di reazione dall'ultimo passo di 298,15 K (temperatura ambiente) e dividere per 1000. Sono dividendo per 1000 perché il ° S della reazione è in J / mol K, mentre l'entalpia standard di reazione è in kJ / mol.
Esempio: Il ° S della reazione è-242.86. Moltiplicando questo per 298.15, quindi dividendo per 1000 produce-72.41 kJ / mol.
• Sottrarre il risultato di Step 7 dal risultato del passaggio 4, l'entalpia standard di reazione. La figura risultante sarà l'energia libera di Gibbs standard di reazione. Se è negativo, la reazione è termodinamicamente spontanea come scritto alla temperatura che hai usato. Se è positiva, la reazione non è termodinamicamente spontanea alla temperatura che hai usato.
Esempio:-890 kJ / mol --72.41 kJ/mol =-817.6 kJ/mol, che sai che la combustione del metano è un processo termodinamicamente spontaneo.