Certaines réactions sont ce que les chimistes appellent thermodynamiquement spontanée, ce qui signifie qu'ils se produisent sans avoir à mettre le travail pour les réaliser. Vous pouvez déterminer si une réaction est spontanée en calculant la libre énergie de Gibbs standard réaction, la différence de Gibbs l'énergie libre entre les produits purs et réactifs purs dans leurs états standard. (Rappelez-vous que l'énergie libre de Gibbs est la quantité maximale de travail non-extension que vous pouvez sortir d'un système.) Si l'énergie libre de la réaction est négative, la réaction est thermodynamiquement spontanée comme écrit. Si l'énergie libre de réaction positive, la réaction ne soit pas spontanée.
Instructions
1 Écrivez une équation représentant la réaction que vous voulez étudier. Si vous ne vous souvenez pas comment écrire les équations de réaction, cliquez sur le premier lien dans la section Ressources pour un examen rapide. Exemple: supposons que vous voulez savoir si la réaction entre le méthane et l'oxygène est thermodynamiquement spontanée. La réaction serait la suivante:
CH4 + 2 O2 ----> CO2 + 2 H2O
2 Cliquez sur le lien NIST Chemical WebBook dans la section Ressources à la fin de cet article. La fenêtre qui apparaîtra a un champ de recherche où vous pouvez taper le nom d'un composé ou d'une substance (par exemple l'eau, le méthane, le diamant, etc.) et de trouver plus d'informations à ce sujet.
3 Consulter l'enthalpie standard de formation, le "fH °, de chaque espèce dans la réaction (les deux produits et réactifs). Ajoutez le" fH ° de chaque produit ensemble pour obtenir au total "fH ° pour les produits, puis ajoutez le" fH ° de chaque réactif individuel ensemble pour obtenir "fH ° de réactifs Exemple:.. La réaction que vous avez écrit comprend le méthane, l'eau, l'oxygène et le CO2 Le" fH ° d'un élément tel que l'oxygène dans sa forme la plus stable est toujours fixé à 0, de sorte que vous pouvez ignorer l'oxygène pour l'instant. Si vous regardez "fH ° pour tous les autres trois espèces, cependant, vous trouverez les éléments suivants:
"FH ° méthane = -74.5 kilojoules par mole
"FH ° CO2 = -393,5 kJ / mole
"FH ° eau = -285,8 kJ / mole (notez que ceci est pour l'eau liquide)
La somme des "fH ° pour les produits est -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Notez que vous avez multiplié le« fH ° de l'eau par 2, parce qu'il ya un 2 en face de l'eau dans votre équation de la réaction chimique.
La somme des "fH ° pour les réactifs est juste -74,5 car l'oxygène est 0.
4 Soustraire le total "fH ° des réactifs de la" fH ° total des produits. Ceci est votre enthalpie standard de réaction.
Exemple: -965,11 à -74,5 = -890. kJ / mol.
5 Récupérer l'entropie norme molaire, ou S °, pour chacune des espèces dans votre réaction. Tout comme avec l'enthalpie standard de formation, additionner les entropies des produits pour obtenir l'entropie totale du produit et additionner les entropies des réactifs pour obtenir l'entropie réactive totale.
Exemple:
S ° pour l'eau = 69,95 J / mol K
S ° pour le méthane = 186,25 J / mol K
S ° pour l'oxygène = 205,15 J / mole K
S ° pour le dioxyde de carbone = 213,79 J / mole K
Notez que vous devez compter l'oxygène cette fois. Maintenant, ajoutez-les:
S ° pour des réactifs = 186.25 + 2 x 205.15 = 596,55 J / mol K
S ° pour les produits = 2 x 69,95 + 213,79 = 353,69 J / mol K
Notez que vous devez multiplier S ° à la fois de l'oxygène et de l'eau par 2 en ajoutant le tout, puisque chacun a le numéro 2 à l'avant de celui-ci dans l'équation de la réaction.
6 Soustraire S ° S ° réactifs de produits.
Exemple:
353,69 à 596,55 = -242,86 J / mole K
Notez que le S net ° de la réaction est négative ici. Ceci est en partie parce que nous supposons l'un des produits sera l'eau liquide.
7 Multipliez le S ° de la réaction de la dernière étape par 298,15 K (température ambiante) et diviser par 1000. Vous divisez de 1000 parce que le S ° de la réaction est en J / mol K, tandis que l'enthalpie de réaction est en kJ / mol.
Exemple: Le S ° de réaction est -242,86. En multipliant ce par 298,15, puis en divisant par 1000 donne -72,41 kJ / mol.
8 Soustraire l'étape 7 résultat de l'étape 4 résultat, l'enthalpie standard de réaction. Votre chiffre obtenu sera l'énergie libre de Gibbs norme de réaction. Si elle est négative, la réaction est thermodynamiquement spontanée comme écrit à la température que vous avez utilisé. Si elle est positive, la réaction ne soit pas thermodynamiquement spontanée à la température que vous avez utilisé.
Exemple: -890 kJ / mol - -72,41 kJ / mol = -817,6 kJ / mol, par lequel vous savez que la combustion du méthane est un processus thermodynamiquement spontanée.