Alcune reazioni sono ciò che i chimici chiamano termodinamicamente spontanee, il che significa che si verificano senza dover impegnarsi per realizzarle. Puoi determinare se una reazione è spontanea calcolando lo standard Energia libera di Gibbs di reazione, la differenza di 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 non di espansione che puoi ottenere da a 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 rappresenti la reazione che vuoi studiare. Se non ricordi come scrivere le equazioni di reazione, fai clic sul primo collegamento nella 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:
Fare clic sul collegamento NIST Chemical WebBook nella sezione Risorse alla fine di questo articolo. La finestra che apparirà presenta un campo di ricerca dove è possibile digitare il nome di un composto o di una sostanza (es. acqua, metano, diamante, ecc.) e trovare maggiori informazioni su di esso.
Cerca l'entalpia standard di formazione, la ΔfH°, di ciascuna specie nella reazione (sia prodotti che reagenti). Sommare fH° di ogni singolo prodotto insieme per ottenere ΔfH° totale per i prodotti, quindi aggiungere insieme 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 a 0, quindi per ora puoi ignorare l'ossigeno. Tuttavia, se cerchi ΔfH° per tutte le altre tre specie, troverai quanto segue:
La somma di ΔfH° per i prodotti è -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Nota che hai moltiplicato ΔfH° dell'acqua per 2, perché c'è un 2 davanti all'acqua nella tua equazione di reazione chimica.
Recupera l'entropia molare standard, o S°, per ciascuna delle specie nella tua reazione. Proprio come con l'entalpia standard di formazione, sommare le entropie dei prodotti per ottenere l'entropia totale del prodotto e sommare le entropie dei reagenti per ottenere l'entropia totale dei reagenti.
Nota che devi moltiplicare S° sia per l'ossigeno che per l'acqua per 2 quando sommi tutto, poiché ognuno ha il numero 2 davanti a sé nell'equazione di reazione.
Moltiplicare l'S° di reazione dell'ultimo passaggio per 298,15 K (temperatura ambiente) e dividere per 1000. Stai dividendo per 1000 perché lo S° di reazione è in J/mol K, mentre l'entalpia standard di reazione è in kJ/mol.
Esempio: L'S° di reazione è -242,86. Moltiplicando questo per 298,15, quindi dividendo per 1000 si ottiene -72,41 kJ / mol.
Sottrarre il risultato del passaggio 7 dal risultato del passaggio 4, l'entalpia standard di reazione. La cifra 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, per cui si sa che la combustione del metano è un processo termodinamicamente spontaneo.
Riferimenti
- "Principi chimici: la ricerca dell'intuizione"; Peter Atkins, et al.; 2008
- "Chimica organica, struttura e funzione"; Peter Vollhardt, et al.; 2011
Circa l'autore
Con sede a San Diego, John Brennan scrive di scienza e ambiente dal 2006. I suoi articoli sono apparsi su "Plenty", "San Diego Reader", "Santa Barbara Independent" e "East Bay". Mensile." Brennan ha conseguito una laurea in biologia presso l'Università della California, San Diego.
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