Door John Brennan – Bijgewerkt op 30 augustus 2022

Weten of een reactie vanzelf zal plaatsvinden, is een hoeksteen van de chemie. Een reactie die verloopt zonder externe energie-input wordt thermodynamisch spontaan genoemd. De belangrijkste indicator van spontaniteit is de standaard Gibbs-vrije energieverandering, ΔG°, die de vrije energie van producten en reactanten in hun standaardtoestand vergelijkt. Een negatieve ΔG° signaleert een spontane reactie zoals geschreven; een positieve waarde geeft aan dat de reactie onder de beschouwde omstandigheden niet-spontaan is.

Stap 1 – Schrijf de gebalanceerde vergelijking

Begin met het schrijven van een volledige, uitgebalanceerde chemische vergelijking voor de reactie. Als u een opfriscursus nodig heeft over hoe u dit moet doen, raadpleeg dan de onderstaande inleidende bron. De verbranding van methaan wordt bijvoorbeeld geschreven als:

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Stap 2 – Thermodynamische gegevens ophalen

Open het NIST Chemical WebBook (een vertrouwde, gezaghebbende database). Zoek naar elke soort in uw vergelijking om de standaard vormingsenthalpie, ΔfH°, en de standaard molaire entropie, S°, waarden te verkrijgen. Deze worden doorgaans weergegeven in respectievelijk kJmol⁻ⁱ en Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ.

Stap 3 – Bereken de standaardreactie-enthalpie

Tel de ΔfH°-waarden van alle producten op en tel vervolgens die van alle reactanten bij elkaar op. Trek het totaal van de reactanten af van het totaal van de producten om de standaard enthalpieverandering te verkrijgen, ΔH°:

ΔH° =ΣΔfH°(producten) – ΣΔfH°(reactanten)

Voorbeeld voor methaanverbranding:

• ΔfH°(CH₄) =–74,5 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(CO₂) =–393,5 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(H₂O, l) =–285,8 kJmol⁻ⁱ
• ΔfH°(O₂, g) =0 (per definitie)

Producten:–393,5 + 2(–285,8) =–965,1 kJmol⁻ⁱ
Reagentia:–74,5 kJmol⁻ⁱ
ΔH° =–965,1 – (–74,5) =–890,6 kJmol⁻ⁱ

Stap 4 – Bereken de standaard-entropieverandering

Tel de S°-waarden van producten en reactanten afzonderlijk bij elkaar op en trek vervolgens de reactanten van de producten af om ΔS° te vinden:

ΔS° =ΣS°(producten) – ΣS°(reactanten)

Voorbeeldwaarden:

• S°(CH₄) =186,25 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(CO₂) =213,79 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(H₂O, l) =69,95 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
• S°(O₂, g) =205,15 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ

Reagentia:186,25 + 2(205,15) =596,55 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
Producten:2(69,95) + 213,79 =353,69 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
ΔS° =353,69 – 596,55 =–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ

Stap 5 – Converteer entropieverandering naar kJmol⁻ⁱ

Vermenigvuldig ΔS° met de absolute temperatuur (298,15K voor kamertemperatuur) en deel door 1000 om de eenheden uit te lijnen met ΔH°:

(–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ) × 298,15K ÷ 1000 =–72,41 kJmol⁻ⁱ

Stap 6 – Bereken de standaard Gibbs-vrije energie

Trek de op temperatuur geschaalde entropieterm af van de enthalpieterm:

ΔG° =ΔH° – TΔS° =(–890,6 kJmol⁻ⁱ) – (–72,41 kJmol⁻ⁱ) =–818,2 kJmol⁻ⁱ

Een negatieve ΔG° bevestigt dat de methaanverbrandingsreactie thermodynamisch spontaan is bij 298,15 K.

Wat je nodig hebt

• Potlood en papier (of een digitaal spreadsheet)
• Wetenschappelijke rekenmachine of computersoftware
• Toegang tot betrouwbare thermodynamische tabellen (bijv. NIST Chemical WebBook)

Referenties

• Atkins, P., et al. Chemische principes:de zoektocht naar inzicht . 2008.
• Vollhardt, P., et al. Organische chemie, structuur en functie . 2011.