Par John Brennan – Mis à jour le 30 août 2022
Savoir si une réaction se produira d’elle-même est la pierre angulaire de la chimie. Une réaction qui se déroule sans apport d’énergie externe est dite thermodynamiquement spontanée. L'indicateur clé de la spontanéité est le changement d'énergie libre standard de Gibbs, ΔG°, qui compare l'énergie libre des produits et des réactifs dans leurs états standards. Un ΔG° négatif signale une réaction spontanée comme écrit ; une valeur positive indique que la réaction n'est pas spontanée dans les conditions considérées.
Commencez par écrire une équation chimique complète et équilibrée pour la réaction. Si vous avez besoin d'un rappel sur la façon de procéder, consultez la ressource d'introduction liée ci-dessous. Par exemple, la combustion du méthane s'écrit :
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
Ouvrez le NIST Chemical WebBook (une base de données fiable et faisant autorité). Recherchez chaque espèce dans votre équation pour obtenir les valeurs d’enthalpie standard de formation, ΔfH°, et d’entropie molaire standard, S°. Ceux-ci sont généralement répertoriés respectivement en kJmol⁻ⁱ et Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ.
Additionner les valeurs ΔfH° de tous les produits, puis additionner celles de tous les réactifs. Soustrayez le total des réactifs du total des produits pour obtenir le changement d'enthalpie standard, ΔH° :
ΔH° =ΣΔfH°(produits) – ΣΔfH°(réactifs)
Exemple de combustion de méthane :
Produits :–393,5 + 2(–285,8) =–965,1 kJmol⁻ⁱ
Réactifs :–74,5 kJmol⁻ⁱ
ΔH° =–965,1 – (–74,5) =–890,6 kJmol⁻ⁱ
Additionnez séparément les valeurs S° des produits et des réactifs, puis soustrayez les réactifs des produits pour trouver ΔS° :
ΔS° =ΣS°(produits) – ΣS°(réactifs)
Exemples de valeurs :
Réactifs :186,25 + 2(205,15) =596,55 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
Produits :2(69,95) + 213,79 =353,69 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
ΔS° =353,69 – 596,55 =–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ
Multipliez ΔS° par la température absolue (298,15K pour la température ambiante) et divisez par 1 000 pour aligner les unités avec ΔH° :
(–242,86 Jmol⁻ⁱK⁻ⁱ) × 298,15K ÷ 1000 =–72,41 kJmol⁻ⁱ
Soustrayez le terme d'entropie mis à l'échelle de la température du terme d'enthalpie :
ΔG° =ΔH° – TΔS° =(–890,6 kJmol⁻ⁱ) – (–72,41 kJmol⁻ⁱ) =–818,2 kJmol⁻ⁱ
Un ΔG° négatif confirme que la réaction de combustion du méthane est thermodynamiquement spontanée à 298,15K.