Certaines réactions sont ce que les chimistes appellent thermodynamiquement spontanées, ce qui signifie qu'elles se produisent sans avoir à travailler pour qu'elles se produisent. Vous pouvez déterminer si une réaction est spontanée en calculant la norme L'énergie gratuite de Gibbs de réaction, la différence d'énergie libre de Gibbs entre les produits purs et les réactifs purs dans leurs états standard. (Rappelez-vous que l'énergie libre de Gibbs est la quantité maximale de travail de non-expansion que vous pouvez obtenir d'un système.) Si l'énergie libre de réaction est négative, la réaction est thermodynamiquement spontanée comme écrit. Si l'énergie libre de réaction est positive, la réaction n'est pas spontanée.
Écrivez une équation représentant la réaction que vous voulez étudier. Si vous ne vous souvenez pas comment écrire des équations de réaction, cliquez sur le premier lien sous la section Ressources pour un examen rapide. Exemple: supposons que vous vouliez savoir si la réaction entre le méthane et l'oxygène est thermodynamiquement spontanée. La réaction serait la suivante :
Cliquez sur le lien NIST Chemical WebBook dans la section Ressources à la fin de cet article. La fenêtre qui apparaîtra a un champ de recherche où vous pouvez taper le nom d'un composé ou d'une substance (par exemple, l'eau, le méthane, le diamant, etc.) et trouver plus d'informations à ce sujet.
Recherchez l'enthalpie standard de formation, le ΔfH°, de chaque espèce dans la réaction (à la fois les produits et les réactifs). Ajoutez le fH° de chaque produit individuel pour obtenir le ΔfH° total pour les produits, puis ajoutez le ΔfH° de chaque réactif individuel pour obtenir le ΔfH° des réactifs. Exemple: La réaction que vous avez écrite comprend du méthane, de l'eau, de l'oxygène et du CO2. Le ΔfH° d'un élément tel que l'oxygène dans sa forme la plus stable est toujours fixé à 0, vous pouvez donc ignorer l'oxygène pour le moment. Si vous recherchez ΔfH° pour les trois autres espèces, cependant, vous trouverez ce qui suit :
La somme de ΔfH° pour les produits est -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Remarquez que vous avez multiplié le ΔfH° de l'eau par 2, car il y a un 2 devant l'eau dans votre équation de réaction chimique.
Récupérez l'entropie molaire standard, ou S°, pour chacune des espèces de votre réaction. Tout comme avec l'enthalpie de formation standard, additionnez les entropies des produits pour obtenir l'entropie totale du produit et additionnez les entropies des réactifs pour obtenir l'entropie totale des réactifs.
Notez que vous devez multiplier S° pour l'oxygène et l'eau par 2 lorsque vous additionnez le tout, car chacun a le numéro 2 devant lui dans l'équation de réaction.
Multipliez le S° de réaction de la dernière étape par 298,15 K (température ambiante) et divisez par 1000. Vous divisez par 1000 car le S° de réaction est en J/mol K, alors que l'enthalpie standard de réaction est en kJ/mol.
Exemple: Le S° de réaction est de -242,86. En multipliant cela par 298,15, puis en divisant par 1000, on obtient -72,41 kJ / mol.
Soustraire le résultat de l'étape 7 du résultat de l'étape 4, l'enthalpie standard de réaction. Votre chiffre résultant sera l'énergie de réaction libre de Gibbs standard. S'il est négatif, la réaction est thermodynamiquement spontanée comme écrit à la température que vous avez utilisée. S'il est positif, la réaction n'est pas thermodynamiquement spontanée à la température que vous avez utilisée.
Exemple: -890 kJ/mol - -72,41 kJ/mol = -817,6 kJ/mol, par lequel on sait que la combustion du méthane est un processus thermodynamiquement spontané.
Les références
- « Principes chimiques: la quête de la perspicacité »; Peter Atkins, et al.; 2008
- « Chimie organique, structure et fonction »; Peter Vollhardt, et al.; 2011
A propos de l'auteur
Basé à San Diego, John Brennan écrit sur la science et l'environnement depuis 2006. Ses articles sont parus dans « Plenty », « San Diego Reader », « Santa Barbara Independent » et « East Bay Mensuel. » Brennan est titulaire d'un baccalauréat ès sciences en biologie de l'Université de Californie à San Diego.
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