Alcune reazioni sono ciò che i chimici chiamano termodinamicamente spontanei, il che significa che si verificano senza dover lavorare per farli accadere. È possibile determinare se una reazione è spontanea calcolando l'energia libera di reazione standard di Gibbs, la differenza nell'energia libera di Gibbs tra prodotti puri e reagenti puri nei loro stati standard. (Ricorda che l'energia libera di Gibbs è la quantità massima di lavoro di non espansione che puoi ottenere da un sistema.) Se l'energia libera di reazione è negativa, la reazione è termodinamicamente spontanea come scritto. Se l'energia libera di reazione è positiva, la reazione non è spontanea.

Scrivi un'equazione che rappresenta la reazione che vuoi studiare. Se non ricordi come scrivere equazioni di reazione, fai clic sul primo link sotto la sezione Risorse per una rapida revisione. Esempio: supponiamo di voler sapere se la reazione tra metano e ossigeno è termodinamicamente spontanea. La reazione sarebbe la seguente:

CH4 + 2 O2 ---- > CO2 + 2 H2O

Fare clic sul collegamento WebBook chimico NIST nella sezione Risorse alla fine di questo articolo. La finestra che apparirà ha un campo di ricerca in cui puoi digitare il nome di un composto o sostanza (es. Acqua, metano, diamante, ecc.) E trovare maggiori informazioni su di esso.

Cerca l'entalpia standard di formazione, il ΔfH °, di ogni specie nella reazione (sia i prodotti che i reagenti). Aggiungere il ΔfH ° di ogni singolo prodotto insieme per ottenere ΔfH ° totale per i prodotti, quindi aggiungere il ΔfH ° di ogni singolo reagente per ottenere ΔfH ° di reagenti. Esempio: la reazione che hai scritto include metano, acqua, ossigeno e CO2. Il ΔfH ° di un elemento come l'ossigeno nella sua forma più stabile è sempre impostato su 0, quindi per ora puoi ignorare l'ossigeno. Se guardi su ΔfH ° per tutte le altre tre specie, tuttavia, troverai quanto segue:

ΔfH ° metano = -74,5 kilojoule per mole ΔfH ° CO2 = -393,5 kJ /mole ΔfH ° acqua = - 285,8 kJ /mole (notare che questo è per l'acqua liquida)

La somma di ΔfH ° per i prodotti è -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Nota che hai moltiplicato il ΔfH ° di acqua per 2, perché nell'equazione della reazione chimica c'è un 2 davanti all'acqua.

La somma di ΔfH ° per i reagenti è appena -74,5 poiché l'ossigeno è 0 .

Sottrarre il totale ΔfH ° di reagenti dal totale ΔfH ° dei prodotti. Questa è la tua entalpia standard di reazione.

Esempio: -965.11 - -74.5 = -890. kJ /mol.

Recupera l'entropia molare standard, o S °, per ciascuna delle specie nella tua reazione. Proprio come con l'entalpia standard di formazione, sommate le entropie dei prodotti per ottenere l'entropia totale del prodotto e sommate le entropie dei reagenti per ottenere l'entropia totale dei reagenti.

Esempio: S ° per acqua = 69,95 J /mol KS ° per metano = 186,25 J /mol KS ° per ossigeno = 205,15 J /mol KS ° per biossido di carbonio = 213,79 J /mol K

Notare che si deve contare l'ossigeno questa volta. Ora aggiungili: S ° per reagenti = 186,25 + 2 x 205,15 = 596,55 J /mol KS ° per prodotti = 2 x 69,95 + 213,79 = 353,69 J /mol K

Si noti che è necessario moltiplicare S ° per l'ossigeno e l'acqua di 2 quando si aggiunge tutto, poiché ognuno ha il numero 2 di fronte nell'equazione di reazione.

Sottrai S ° reagenti dai prodotti S °.

Esempio: 353,69 - 596,55 = -242,86 J /mol K

Si noti che il S ° netto di reazione è negativo qui. Ciò è dovuto in parte al fatto che stiamo assumendo che uno dei prodotti sarà l'acqua liquida.

Moltiplicate il S ° di reazione dell'ultimo passo di 298,15 K (temperatura ambiente) e dividete per 1000. Vi dividete per 1000 perché il S ° di reazione è in J /mol K, mentre l'entalpia standard della reazione è in kJ /mol.

Esempio: il S ° di reazione è -242,86. Moltiplicando questo per 298,15, dividendo poi per 1000 rese -72,41 kJ /mol.

Sottrai il risultato della Fase 7 dal risultato della Fase 4, l'entalpia standard della reazione. La tua figura risultante sarà l'energia libera di reazione standard di Gibbs. Se è negativo, la reazione è termodinamicamente spontanea come scritto alla temperatura che hai usato. Se è positivo, la reazione non è termodinamicamente spontanea alla temperatura che hai usato.

Esempio: -890 kJ /mol - -72,41 kJ /mol = -817,6 kJ /mol, con cui sai che la combustione di metano è un processo termodinamicamente spontaneo.