Di John Brennan – Aggiornato il 30 agosto 2022

Sapere se una reazione avverrà da sola è una pietra miliare della chimica. Una reazione che procede senza apporto di energia esterna è detta termodinamicamente spontanea. L'indicatore chiave della spontaneità è la variazione di energia libera di Gibbs standard, ΔG°, che confronta l'energia libera di prodotti e reagenti nei loro stati standard. Un ΔG° negativo segnala una reazione spontanea come scritto; un valore positivo indica che la reazione non è spontanea nelle condizioni considerate.

Passaggio 1 – Scrivi l'equazione bilanciata

Inizia scrivendo un'equazione chimica completa ed equilibrata per la reazione. Se hai bisogno di un ripasso su come eseguire questa operazione, consulta la risorsa introduttiva collegata di seguito. Ad esempio, la combustione del metano si scrive come:

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Passaggio 2:recupera i dati termodinamici

Apri il NIST Chemical WebBook (un database affidabile e autorevole). Cerca ciascuna specie nella tua equazione per ottenere i valori dell'entalpia standard di formazione, ΔfH°, e dell'entropia molare standard, S°. Questi sono generalmente elencati rispettivamente in kJmol⁻ⁱ e Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ.

Passaggio 3:calcolare l'entalpia standard della reazione

Somma i valori ΔfH° di tutti i prodotti, quindi somma quelli di tutti i reagenti. Sottrarre il totale dei reagenti dal totale dei prodotti per ottenere la variazione di entalpia standard, ΔH°:

ΔH° =ΣΔfH°(prodotti) – ΣΔfH°(reagenti)

Esempio per la combustione del metano:

• ΔfH°(CH₄) =–74,5 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(CO₂) =–393,5 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(H₂O, l) =–285,8 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(O₂, g) =0 (per definizione)

Prodotti:–393,5 + 2(–285,8) =–965,1 kJmol⁻ⁱ
Reattivi:–74,5 kJmol⁻ⁱ
ΔH° =–965,1 – (–74,5) =–890,6 kJmol⁻ⁱ

Passaggio 4:calcolo della variazione di entropia standard

Somma i valori S° dei prodotti e dei reagenti separatamente, quindi sottrai i reagenti dai prodotti per trovare ΔS°:

ΔS° =ΣS°(prodotti) – ΣS°(reagenti)

Valori di esempio:

• S°(CH₄) =186,25 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(CO₂) =213,79 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(H₂O, l) =69,95 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(O₂, g) =205,15 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ

Reagenti:186,25 + 2(205,15) =596,55 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
Prodotti:2(69,95) + 213,79 =353,69 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
ΔS° =353,69 – 596,55 =–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ

Passaggio 5:convertire la variazione di entropia in kJmol⁻ⁱ

Moltiplicare ΔS° per la temperatura assoluta (298,15 K per la temperatura ambiente) e dividere per 1000 per allineare le unità con ΔH°:

(–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ) × 298,15K ÷ 1000 =–72,41 kJmol⁻ⁱ

Passaggio 6:calcolo dell'energia libera di Gibbs standard

Sottrarre il termine di entropia scalata in temperatura dal termine di entalpia:

ΔG° =ΔH° – TΔS° =(–890,6 kJmol⁻ⁱ) – (–72,41 kJmol⁻ⁱ) =–818,2 kJmol⁻ⁱ

Un ΔG° negativo conferma che la reazione di combustione del metano è termodinamicamente spontanea a 298,15K.

Cosa ti servirà

• Matita e carta (o un foglio di calcolo digitale)
• Calcolatrice scientifica o software di calcolo
• Accesso a tabelle termodinamiche affidabili (ad esempio, NIST Chemical WebBook)

Riferimenti

• Atkins, P., et al. Principi chimici:la ricerca dell'intuizione . 2008.
• Vollhardt, P., et al. Chimica organica, struttura e funzione . 2011.