Certaines réactions sont ce que les chimistes appellent thermodynamiquement spontanés, ce qui signifie qu'ils se produisent sans avoir à travailler pour les réaliser. Vous pouvez déterminer si une réaction est spontanée en calculant l'énergie de réaction libre de Gibbs standard, la différence d'énergie libre de Gibbs entre les produits purs et les réactifs purs dans leurs états standards. (Rappelez-vous que l'énergie libre de Gibbs est la quantité maximale de travail de non-expansion que vous pouvez obtenir d'un système.) Si l'énergie libre de la réaction est négative, la réaction est thermodynamiquement spontanée telle qu'écrite. Si l'énergie libre de la réaction est positive, la réaction n'est pas spontanée.
Ecrivez une équation représentant la réaction que vous voulez étudier. Si vous ne vous rappelez pas comment écrire des équations de réaction, cliquez sur le premier lien sous 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
Cliquez sur le lien NIST Chemical WebBook sous la section Ressources à la fin de cet article. La fenêtre qui apparaît 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 trouver plus d'informations à ce sujet.
Rechercher l'enthalpie standard formation, le ΔfH °, de chaque espèce dans la réaction (à la fois les produits et les réactifs). Ajouter le ΔfH ° de chaque produit individuel pour obtenir le ΔfH ° total pour les produits, puis ajouter le ΔfH ° de chaque réactif individuel pour obtenir ΔfH ° de réactifs. Exemple: La réaction que vous avez écrite inclut le méthane, l'eau, l'oxygène et le CO2. Le ΔfH ° d'un élément tel que l'oxygène dans sa forme la plus stable est toujours réglé sur 0, donc vous pouvez ignorer l'oxygène pour le moment. Si vous regardez ΔfH ° pour toutes les trois autres espèces, cependant, vous trouverez ce qui suit:
ΔfH ° méthane = -74,5 kilojoules par mole ΔfH ° CO2 = -393,5 kJ /mole ΔfH ° eau = - 285,8 kJ /mole (remarquez qu'il s'agit d'eau liquide)
La somme de ΔfH ° pour les produits est de -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Notez que vous avez multiplié le ΔfH ° de l'eau par 2, car il y a un 2 devant l'eau dans votre équation de réaction chimique.
La somme de ΔfH ° pour les réactifs est juste -74,5 puisque l'oxygène est 0 .
Soustraire le total ΔfH ° des réactifs du total ΔfH ° des produits. C'est votre enthalpie standard de réaction.
Exemple: -965.11 - -74.5 = -890. kJ /mol.
Récupérer l'entropie molaire standard, ou S °, pour chacune des espèces de votre réaction. Comme pour l'enthalpie standard de formation, additionnez les entropies des produits pour obtenir l'entropie totale du produit et additionnez les entropies des réactifs pour obtenir l'entropie totale des réactifs.
Exemple: S ° pour l'eau = 69,95 J /mol KS ° pour le méthane = 186,25 J /mol KS ° pour l'oxygène = 205,15 J /mol KS ° pour le dioxyde de carbone = 213,79 J /mol K
Notez que vous devez compter l'oxygène cette fois. Maintenant, additionnez-les: S ° pour les réactifs = 186,25 + 2 x 205,15 = 596,55 J /mol KS ° pour les produits = 2 x 69,95 + 213,79 = 353,69 J /mol K
Notez que vous devez multiplier S ° pour l'oxygène et l'eau de 2 en ajoutant tout, puisque chacun a le numéro 2 devant dans l'équation de la réaction.
Soustraire les réactifs S ° des produits S °.
Exemple: 353.69 - 596.55 = -242.86 J /mol K
Notez que le S ° net de la réaction est négatif ici. C'est en partie parce que nous supposons que l'un des produits sera de l'eau liquide.
Multipliez le S ° de réaction de la dernière étape par 298,15 K (température ambiante) et divisez par 1000. Vous divisez par 1000 parce que le S ° de réaction est en J /mol K, alors que l'enthalpie standard de réaction est en kJ /mol.
Exemple: Le S de réaction est -242,86. La multiplier par 298,15, puis en divisant par 1000 donne -72,41 kJ /mol.
Soustraire le résultat de l'étape 7 du résultat de l'étape 4, l'enthalpie standard de la réaction. Votre chiffre résultant sera l'énergie de réaction libre standard de Gibbs. Si elle est négative, la réaction est thermodynamiquement spontanée telle qu'écrite à la température que vous avez utilisée. Si elle est positive, la réaction n'est pas thermodynamiquement spontanée à la température que vous avez utilisée.
Exemple: -890 kJ /mol - -72,41 kJ /mol = -817,6 kJ /mol, ce qui fait que vous savez que la combustion de méthane est un processus thermodynamiquement spontané.
