Unele reacții sunt ceea ce chimiștii numesc termodinamic spontan, ceea ce înseamnă că apar fără a fi nevoie să pună de lucru pentru a le face să se întâmple. Puteți determina dacă o reacție este spontană calculând standardul Energie liberă Gibbs de reacție, diferența de energie liberă Gibbs între produsele pure și reactanții puri în stările lor standard. (Amintiți-vă că energia gratuită Gibbs este cantitatea maximă de muncă de non-expansiune pe care o puteți obține dintr-un sistem.) Dacă energia liberă a reacției este negativă, reacția este termodinamic spontană ca scris. Dacă energia liberă a reacției este pozitivă, reacția nu este spontană.
Scrieți o ecuație care reprezintă reacția pe care doriți să o studiați. Dacă nu vă amintiți cum să scrieți ecuații de reacție, faceți clic pe primul link din secțiunea Resurse pentru o revizuire rapidă. Exemplu: să presupunem că doriți să știți dacă reacția dintre metan și oxigen este termodinamic spontană. Reacția ar fi următoarea:
Faceți clic pe linkul NIST Chemical WebBook din secțiunea Resurse de la sfârșitul acestui articol. Fereastra care va apărea are un câmp de căutare în care puteți introduce numele unui compus sau substanță (de exemplu, apă, metan, diamant etc.) și puteți găsi mai multe informații despre acesta.
Căutați entalpia standard de formare, ΔfH °, a fiecărei specii din reacție (atât produse, cât și reactanți). Adăugați ΔfH ° pentru fiecare produs individual împreună pentru a obține ΔfH ° total pentru produse, apoi adăugați ΔfH ° pentru fiecare reactant individual împreună pentru a obține ΔfH ° pentru reactanți. Exemplu: Reacția pe care ați scris-o include metan, apă, oxigen și CO2. ΔfH ° al unui element precum oxigenul în forma sa cea mai stabilă este întotdeauna setat la 0, deci puteți ignora oxigenul deocamdată. Cu toate acestea, dacă căutați ΔfH ° pentru toate celelalte trei specii, veți găsi următoarele:
Suma ΔfH ° pentru produse este -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Observați că ați înmulțit ΔfH ° de apă cu 2, deoarece există un 2 în fața apei în ecuația reacției chimice.
Obțineți entropia molară standard, sau S °, pentru fiecare dintre speciile din reacția dumneavoastră. La fel ca în cazul entalpiei standard de formare, adăugați entropiile produselor pentru a obține entropia totală a produsului și adăugați entropiile reactanților pentru a obține entropia reactantului total.
Observați că trebuie să înmulțiți S ° atât pentru oxigen cât și pentru apă cu 2 atunci când adăugați totul, deoarece fiecare are numărul 2 în fața sa în ecuația reacției.
Înmulțiți S ° de reacție din ultima etapă cu 298,15 K (temperatura camerei) și împărțiți la 1000. Împărțiți la 1000 deoarece S ° de reacție este în J / mol K, în timp ce entalpia standard a reacției este în kJ / mol.
Exemplu: S ° de reacție este -242,86. Înmulțind acest lucru cu 298,15, apoi împărțind la 1000 se obține -72,41 kJ / mol.
Se scade rezultatul pasului 7 din rezultatul pasului 4, entalpia standard a reacției. Cifra rezultată va fi energia de reacție standard Gibbs. Dacă este negativă, reacția este termodinamic spontană așa cum este scrisă la temperatura pe care ați folosit-o. Dacă este pozitivă, reacția nu este spontană termodinamic la temperatura pe care ați folosit-o.
Exemplu: -890 kJ / mol - -72,41 kJ / mol = -817,6 kJ / mol, prin care știți că arderea metanului este un proces spontan termodinamic.
Referințe
- „Principii chimice: căutarea perspicacității”; Peter Atkins și colab.; 2008
- „Chimie organică, structură și funcție”; Peter Vollhardt și colab.; 2011
Despre autor
Cu sediul în San Diego, John Brennan scrie din știință și mediu din 2006. Articolele sale au apărut în „Plenty”, „San Diego Reader”, „Santa Barbara Independent” și „East Bay” Lunar. "Brennan este licențiat în științe în biologie de la Universitatea din California, San Diego.
Credite foto
Photos.com/Photos.com/Getty Images
