Sommige reacties zijn wat chemici thermodynamisch spontaan noemen, wat betekent dat ze plaatsvinden zonder dat er werk aan de winkel is om ze te laten gebeuren. Je kunt bepalen of een reactie spontaan is door de standaard te berekenen Gibbs gratis energie van reactie, het verschil in Gibbs vrije energie tussen zuivere producten en zuivere reactanten in hun standaardtoestanden. (Vergeet niet dat de Gibbs-vrije energie de maximale hoeveelheid niet-expansiewerk is die je uit een systeem.) Als de vrije energie van de reactie negatief is, is de reactie thermodynamisch spontaan als geschreven. Als de vrije reactie-energie positief is, is de reactie niet spontaan.
Schrijf een vergelijking op die de reactie vertegenwoordigt die u wilt bestuderen. Als u niet meer weet hoe u reactievergelijkingen moet schrijven, klikt u op de eerste link onder de sectie Bronnen voor een snelle beoordeling. Voorbeeld: stel dat je wilt weten of de reactie tussen methaan en zuurstof thermodynamisch spontaan is. De reactie zou als volgt zijn:
Klik op de NIST Chemical WebBook-link onder de sectie Bronnen aan het einde van dit artikel. Het venster dat verschijnt, heeft een zoekveld waarin u de naam van een verbinding of stof (bijv. water, methaan, diamant, enz.) kunt typen en er meer informatie over kunt vinden.
Zoek de standaard vormingsenthalpie, de ΔfH°, op van elke soort in de reactie (zowel producten als reactanten). Voeg de ΔfH° van elk afzonderlijk product bij elkaar om de totale ΔfH° voor producten te krijgen, en voeg vervolgens de ΔfH° van elke individuele reactant bij elkaar om ΔfH° van de reactanten te krijgen. Voorbeeld: De reactie die je schreef omvat methaan, water, zuurstof en CO2. De ΔfH° van een element zoals zuurstof in zijn meest stabiele vorm staat altijd op 0, dus zuurstof kun je voorlopig buiten beschouwing laten. Als u echter ΔfH° opzoekt voor alle andere drie soorten, vindt u het volgende:
De som van ΔfH° voor de producten is -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Merk op dat je de ΔfH° van water met 2 hebt vermenigvuldigd, omdat er een 2 voor het water staat in je chemische reactievergelijking.
Haal de standaard molaire entropie, of S°, op voor elk van de soorten in je reactie. Net als bij de standaard vormingsenthalpie, tel je de entropie van de producten bij elkaar op om de totale productentropie te krijgen en tel je de entropie van de reactanten bij elkaar op om de totale reactantentropie te krijgen.
Merk op dat je S° voor zowel zuurstof als water moet vermenigvuldigen met 2 wanneer je alles optelt, aangezien elk het getal 2 ervoor heeft in de reactievergelijking.
Vermenigvuldig de S ° van de reactie van de laatste stap met 298,15 K (kamertemperatuur) en deel door 1000. Je deelt door 1000 omdat de S° van de reactie in J / mol K is, terwijl de standaard-enthalpie van de reactie in kJ / mol is.
Voorbeeld: De S° van de reactie is -242,86. Dit vermenigvuldigen met 298,15 en vervolgens delen door 1000 levert -72,41 kJ/mol op.
Trek het resultaat van stap 7 af van het resultaat van stap 4, de standaard-enthalpie van de reactie. Je resulterende figuur is de standaard Gibbs vrije reactie-energie. Als het negatief is, is de reactie thermodynamisch spontaan zoals geschreven bij de temperatuur die je hebt gebruikt. Als het positief is, is de reactie thermodynamisch niet spontaan bij de temperatuur die je hebt gebruikt.
Voorbeeld: -890 kJ / mol - -72,41 kJ/mol = -817,6 kJ/mol, waarmee je weet dat de verbranding van methaan een thermodynamisch spontaan proces is.
Referenties
- "Chemische principes: de zoektocht naar inzicht"; Peter Atkins, et al.; 2008
- "Organische chemie, structuur en functie"; Peter Vollhardt, et al.; 2011
Over de auteur
John Brennan, gevestigd in San Diego, schrijft sinds 2006 over wetenschap en het milieu. Zijn artikelen zijn verschenen in "Plenty", "San Diego Reader", "Santa Barbara Independent" en "East Bay". Maandelijks." Brennan heeft een Bachelor of Science in biologie van de Universiteit van Californië, San Diego.
Fotocredits
Photos.com/Photos.com/Getty Images