Algunas reacciones son lo que los químicos llaman termodinámicamente espontáneo, lo que significa que ocurren sin tener que trabajar para que sucedan. Puede determinar si una reacción es espontánea al calcular la energía de reacción libre estándar de Gibbs, la diferencia en la energía libre de Gibbs entre productos puros y reactivos puros en sus estados estándar. (Recuerde que la energía libre de Gibbs es la cantidad máxima de trabajo de no expansión que puede obtener de un sistema). Si la energía de reacción libre es negativa, la reacción es termodinámicamente espontánea como está escrito. Si la energía de reacción libre es positiva, la reacción no es espontánea.
Escribe una ecuación que represente la reacción que deseas estudiar. Si no recuerda cómo escribir ecuaciones de reacción, haga clic en el primer enlace en la sección de Recursos para una revisión rápida. Ejemplo: supongamos que desea saber si la reacción entre el metano y el oxígeno es termodinámicamente espontánea. La reacción sería la siguiente:
CH4 + 2 O2 ---- > CO2 + 2 H2O
Haga clic en el enlace NIST Chemical WebBook debajo de la sección de Recursos al final de este artículo. La ventana que aparecerá tiene un campo de búsqueda donde puede escribir el nombre de un compuesto o sustancia (por ejemplo, agua, metano, diamante, etc.) y encontrar más información sobre él.
Busque la entalpía estándar de formación, el ΔfH °, de cada especie en la reacción (tanto productos como reactivos). Agregue el ΔfH ° de cada producto individual para obtener un ΔfH ° total para los productos, luego agregue el ΔfH ° de cada reactivo individual para obtener ΔfH ° de reactivos. Ejemplo: la reacción que escribiste incluye metano, agua, oxígeno y CO2. El ΔfH ° de un elemento como el oxígeno en su forma más estable siempre se establece en 0, por lo que puede ignorar el oxígeno por el momento. Sin embargo, si busca ΔfH ° para las otras tres especies, encontrará lo siguiente:
ΔfH ° metano = -74.5 kilojulios por mol ΔfH ° CO2 = -393.5 kJ /mol ΔfH ° agua = - 285.8 kJ /mol (tenga en cuenta que esto es para agua líquida)
La suma de ΔfH ° para los productos es -393.51 + 2 x -285.8 = -965.11. Tenga en cuenta que multiplicó el ΔfH ° de agua por 2, porque hay un 2 en frente del agua en su ecuación de reacción química.
La suma de ΔfH ° para los reactivos es de solo -74.5 ya que el oxígeno es 0 .
Reste el total ΔfH ° de los reactivos del total de ΔfH ° de los productos. Esta es su entalpía de reacción estándar.
Ejemplo: -965.11 - -74.5 = -890. kJ /mol.
Recupere la entropía molar estándar, o S °, para cada una de las especies en su reacción. Al igual que con la entalpía de formación estándar, sume las entropías de los productos para obtener la entropía total del producto y sumar las entropías de los reactivos para obtener la entropía reactiva total.
Ejemplo: S ° para el agua = 69.95 J /mol KS ° para metano = 186.25 J /mol KS ° para oxígeno = 205.15 J /mol KS ° para dióxido de carbono = 213.79 J /mol K
Tenga en cuenta que debe contar oxígeno esta vez. Ahora agréguelos: S ° para reactivos = 186.25 + 2 x 205.15 = 596.55 J /mol KS ° para productos = 2 x 69.95 + 213.79 = 353.69 J /mol K
Observe que debe multiplicar S ° tanto para el oxígeno como para el agua en 2 al sumar todo, ya que cada uno tiene el número 2 en frente de él en la ecuación de reacción.
Reste S ° reactivos de los productos S °.
Ejemplo: 353.69 - 596.55 = -242.86 J /mol K
Observe que el S ° neto de la reacción es negativo aquí. Esto se debe en parte a que asumimos que uno de los productos será agua líquida.
Multiplique el S ° de reacción del último paso por 298.15 K (temperatura ambiente) y divida por 1000. Usted está dividiendo entre 1000 porque el S ° de la reacción está en J /mol K, mientras que la entalpía de reacción estándar está en kJ /mol.
Ejemplo: El S ° de la reacción es -242.86. Multiplicando esto por 298.15, luego dividiendo por 1000 rendimientos -72.41 kJ /mol.
Reste el resultado del Paso 7 del resultado del Paso 4, la entalpía de reacción estándar. Su figura resultante será la energía de reacción libre estándar de Gibbs. Si es negativo, la reacción es termodinámicamente espontánea, según lo escrito a la temperatura que usaste. Si es positivo, la reacción no es termodinámicamente espontánea a la temperatura que usaste.
Ejemplo: -890 kJ /mol - -72.41 kJ /mol = -817.6 kJ /mol, por lo que sabes que la combustión de metano es un proceso termodinámicamente espontáneo.
