Неке реакције су оно што хемичари називају термодинамички спонтаним, што значи да се јављају без потребе да раде на њиховом остварењу. Израчунавањем стандарда можете утврдити да ли је реакција спонтана Гиббсова бесплатна енергија реакције, разлика у Гиббсовој слободној енергији између чистих производа и чистих реактаната у њиховим стандардним стањима. (Имајте на уму да је Гиббсова бесплатна енергија максимална количина не-експанзијског посла коју можете добити из а система.) Ако је слободна енергија реакције негативна, реакција је термодинамички спонтана као написано. Ако је слободна енергија реакције позитивна, реакција није спонтана.
Напишите једначину која представља реакцију коју желите да проучите. Ако се не сећате како да напишете једначине реакција, кликните на прву везу у одељку Ресурси за брзи преглед. Пример: претпоставимо да желите да знате да ли је реакција између метана и кисеоника термодинамички спонтана. Реакција би била следећа:
Кликните везу НИСТ Цхемицал ВебБоок у одељку Ресурси на крају овог чланка. Прозор који ће се појавити садржи поље за претрагу у које можете да упишете име једињења или супстанце (нпр. Вода, метан, дијамант итд.) И да пронађете више информација о њему.
Потражите стандардну енталпију формирања, ΔфХ °, сваке врсте у реакцији (и производа и реактаната). Додајте ΔфХ ° сваког појединачног производа заједно да бисте добили укупну ΔфХ ° за производе, а затим додајте ΔфХ ° сваког појединачног реактанта да бисте добили ΔфХ ° реактаната. Пример: Реакција коју сте написали укључује метан, воду, кисеоник и ЦО2. ΔфХ ° елемента као што је кисеоник у његовом најстабилнијем облику увек је постављен на 0, тако да за сада можете занемарити кисеоник. Међутим, ако потражите ΔфХ ° за све остале три врсте, наћи ћете следеће:
Збир ΔфХ ° за производе је -393,51 + 2 к -285,8 = -965,11. Приметите да сте помножили ΔфХ ° воде са 2, јер је у вашој једначини хемијске реакције 2 испред воде.
Дохватите стандардну моларну ентропију или С ° за сваку од врста у вашој реакцији. Баш као и код стандардне енталпије формирања, саберите ентропије производа да бисте добили укупну ентропију производа и збројите ентропије реактаната да бисте добили укупну ентропију реактанта.
Приметите да морате да помножите С ° и за кисеоник и за воду са 2 када сабирате све, јер сваки испред себе има број 2 у једначини реакције.
Помножите С ° реакције из последњег корака са 298,15 К (собна температура) и поделите са 1000. Делите са 1000 јер је С ° реакције у Ј / мол К, док је стандардна енталпија реакције у кЈ / мол.
Пример: С ° реакције је -242,86. Помноживши ово са 298,15, а затим поделивши са 1000, добија се -72,41 кЈ / мол.
Одузмите резултат корака 7 од резултата корака 4, стандардне енталпије реакције. Резултат ће вам бити стандардна Гиббсова енергија реакције. Ако је негативна, реакција је термодинамички спонтана као што је написано на температури коју сте користили. Ако је позитивна, реакција није термодинамички спонтана на температури коју сте користили.
Пример: -890 кЈ / мол - -72,41 кЈ / мол = -817,6 кЈ / мол, по чему знате да је сагоревање метана термодинамички спонтан процес.
Референце
- „Хемијски принципи: потрага за увидом“; Петер Аткинс, ет ал.; 2008
- „Органска хемија, структура и функција“; Петер Воллхардт и др.; 2011
О аутору
Јохн Бреннан са седиштем у Сан Диегу пише о науци и животној средини од 2006. године. Његови чланци су се појавили у „Пленти“, „Сан Диего Реадер“, „Санта Барбара Индепендент“ и „Еаст Баи Месечно. “Бреннан је дипломирала биологију на Универзитету у Калифорнији, Сан Диего.
Пхото Цредитс
Пхотос.цом/Пхотос.цом/Гетти Имагес
