Sommige reacties noemen chemici thermodynamisch spontaan, wat betekent dat ze voorkomen zonder dat ze eraan hoeven te werken. U kunt bepalen of een reactie spontaan is door de standaard Gibbs-vrije reactie-energie te berekenen, het verschil in Gibbs-vrije energie tussen zuivere producten en zuivere reactanten in hun standaardtoestand. (Vergeet niet dat de Gibbs-vrije energie de maximale hoeveelheid niet-expansiewerk is die je uit een systeem kunt krijgen.) Als de vrije reactie-energie negatief is, is de reactie thermodynamisch spontaan zoals 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 weet hoe u reactievergelijkingen schrijft, klikt u op de eerste link onder de sectie Resources voor een snel overzicht. Voorbeeld: stel dat u wilt weten of de reactie tussen methaan en zuurstof thermodynamisch spontaan is. De reactie zou als volgt zijn:

CH4 + 2 O2 ---- & gt; CO2 + 2 H2O

Klik op de koppeling NIST Chemical WebBook onder de sectie Resources aan het einde van dit artikel. Het venster dat verschijnt, heeft een zoekveld waarin u de naam van een stof of een bepaald materiaal (bijv. Water, methaan, diamant, enz.) Kunt typen en er meer informatie over kunt vinden.

Zoek de standaardenthalpie van vorming, de AfH °, van elke soort in de reactie (zowel producten als reactanten). Voeg de ΔfH ° van elk afzonderlijk product samen om een ​​totale ΔfH ° voor producten te krijgen, voeg dan de ΔfH ° van elke afzonderlijke reactant samen om ΔfH ° van de reactanten te krijgen. Voorbeeld: de reactie die u schreef, omvatte methaan, water, zuurstof en CO2. De FH ° van een element zoals zuurstof in de meest stabiele vorm staat altijd op 0, dus je kunt zuurstof voor nu negeren. Als je echter voor alle andere drie soorten FHH opzoekt, vind je het volgende:

ΔfH ° methaan = -74,5 kilojoule per mol ΔfH ° CO2 = -393,5 kJ /mol ΔfH ° water = - 285,8 kJ /mol (merk op dat dit voor vloeibaar water is)

De som van ΔfH ° voor de producten is -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Merk op dat je de ΔfH ° van water vermenigvuldigd met 2, omdat er een 2 aan de voorkant van het water zit in je chemische reactievergelijking.

De som van ΔfH ° voor de reactanten is slechts -74,5 omdat zuurstof 0 is .

Trek de totale ΔfH ° van de reactanten af ​​van het totaal aantal producten van de FH °. Dit is je standaardenthalpie van reactie.

Voorbeeld: -965.11 - -74.5 = -890. kJ /mol.

Haal de standaard molaire entropie op, of S °, voor elk van de soorten in uw reactie. Net als bij de standaardenthalpie van formatie, tel je de entropieën van de producten bij elkaar om de totale entropie van het product te krijgen en voeg je de entropieën van de reactanten bij elkaar om de totale reactantentropie te krijgen.

Voorbeeld: S ° voor water = 69,95 J /mol KS ° voor methaan = 186,25 J /mol KS ° voor zuurstof = 205,15 J /mol KS ° voor koolstofdioxide = 213,79 J /mol K

Merk op dat je deze keer zuurstof moet tellen. Tel ze nu op: S ° voor reactanten = 186,25 + 2 x 205,15 = 596,55 J /mol KS ° voor producten = 2 x 69,95 + 213,79 = 353,69 J /mol K

Merk op dat je S moet vermenigvuldigen voor zowel zuurstof als water met 2 bij het optellen van alles, want elk heeft het getal 2 ervoor in de reactievergelijking.

Trek S ° reactanten af ​​van S ° producten.

Voorbeeld: 353.69 - 596.55 = -242.86 J /mol K

Merk op dat de netto S ° van reactie hier negatief is. Dit komt gedeeltelijk omdat we aannemen dat een van de producten vloeibaar water is.

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 is in J /mol K, terwijl de standaardenthalpie van de reactie in kJ /mol is.

Voorbeeld: De S ° van de reactie is -242,86. Vermenigvuldig dit met 298.15, en dan gedeeld door 1000 opbrengsten -72,41 kJ /mol.

Trek het resultaat van stap 7 af van het resultaat van stap 4, de standaardenthalpie van reactie. Uw resulterende figuur zal de standaard Gibbs-vrije reactie-energie zijn. Als het negatief is, is de reactie thermodynamisch spontaan zoals beschreven bij de temperatuur die u gebruikte. Als het positief is, is de reactie niet thermodynamisch spontaan bij de door u gebruikte temperatuur.

Voorbeeld: -890 kJ /mol - -72,41 kJ /mol = -817,6 kJ /mol, waarmee u weet dat de verbranding van methaan is een thermodynamisch spontaan proces.