Algumas reações são o que os químicos chamam de termodinamicamente espontâneas, o que significa que ocorrem sem a necessidade de trabalhar para que aconteçam. Você pode determinar se uma reação é espontânea calculando o padrão Gibbs energia livre de reação, a diferença na energia livre de Gibbs entre produtos puros e reagentes puros em seus estados padrão. (Lembre-se de que a energia livre de Gibbs é a quantidade máxima de trabalho de não expansão que você pode obter de um sistema.) Se a energia livre de reação for negativa, a reação é termodinamicamente espontânea como escrito. Se a energia livre de reação for positiva, a reação não é espontânea.
Escreva uma equação representando a reação que você deseja estudar. Se você não se lembra como escrever equações de reação, clique no primeiro link na seção Recursos para uma revisão rápida. Exemplo: suponha que você queira saber se a reação entre o metano e o oxigênio é termodinamicamente espontânea. A reação seria a seguinte:
Clique no link NIST Chemical WebBook na seção Recursos no final deste artigo. A janela que aparecerá tem um campo de busca onde você pode digitar o nome de um composto ou substância (por exemplo, água, metano, diamante, etc.) e encontrar mais informações sobre ele.
Procure a entalpia padrão de formação, o ΔfH °, de cada espécie na reação (produtos e reagentes). Adicione o ΔfH ° de cada produto individual para obter o ΔfH ° total dos produtos e, em seguida, adicione o ΔfH ° de cada reagente individual para obter o ΔfH ° dos reagentes. Exemplo: a reação que você escreveu inclui metano, água, oxigênio e CO2. O ΔfH ° de um elemento como o oxigênio em sua forma mais estável é sempre definido como 0, portanto, você pode ignorar o oxigênio por enquanto. Se você procurar ΔfH ° para todas as outras três espécies, no entanto, encontrará o seguinte:
A soma de ΔfH ° para os produtos é -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Observe que você multiplicou o ΔfH ° da água por 2, porque há um 2 na frente da água em sua equação de reação química.
Recupere a entropia molar padrão, ou S °, para cada uma das espécies em sua reação. Assim como com a entalpia padrão de formação, some as entropias dos produtos para obter a entropia total do produto e some as entropias dos reagentes para obter a entropia total do reagente.
Observe que você precisa multiplicar S ° para oxigênio e água por 2 ao somar tudo, uma vez que cada um tem o número 2 na frente dele na equação de reação.
Multiplique o S ° da reação da última etapa por 298,15 K (temperatura ambiente) e divida por 1000. Você está dividindo por 1000 porque o S ° de reação está em J / mol K, enquanto a entalpia padrão de reação está em kJ / mol.
Exemplo: O S ° da reação é -242,86. Multiplicar isso por 298,15 e dividir por 1000 resulta em -72,41 kJ / mol.
Subtraia o resultado da Etapa 7 do resultado da Etapa 4, a entalpia padrão de reação. O valor resultante será a energia livre de reação de Gibbs padrão. Se for negativo, a reação é termodinamicamente espontânea, conforme descrito na temperatura usada. Se for positivo, a reação não é termodinamicamente espontânea na temperatura que você usou.
Exemplo: -890 kJ / mol - -72,41 kJ / mol = -817,6 kJ / mol, pelo qual você sabe que a combustão do metano é um processo termodinamicamente espontâneo.
Referências
- "Princípios Químicos: The Quest for Insight"; Peter Atkins, et al.; 2008
- "Organic Chemistry, Structure and Function"; Peter Vollhardt, et al.; 2011
Sobre o autor
Residente em San Diego, John Brennan escreve sobre ciência e meio ambiente desde 2006. Seus artigos foram publicados em "Plenty", "San Diego Reader", "Santa Barbara Independent" e "East Bay Mensalmente. "Brennan é bacharel em biologia pela University of California, San Diego.
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