Écrivez une équation représentant la réaction que vous voulez étudier. Si vous ne vous souvenez pas comment écrire des équations de réaction, cliquez sur le premier lien dans 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 + H2O 2
Cliquez sur le lien NIST chimique WebBook dans la section Ressources à la fin de cet article. La fenêtre qui apparaîtra 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 de trouver plus d'informations à ce sujet.
Consulter l'enthalpie de formation standard, le "fH °, de chaque espèce dans la réaction (deux produits et réactifs). Ajouter la" fH ° de chaque produit individuel ensemble pour obtenir au total "fH ° pour les produits, puis ajouter le" fH ° de chaque réactif individuel ensemble pour obtenir "fH ° de réactifs Exemple:.. La réaction que vous avez écrit comprend du méthane, de l'eau, de l'oxygène et de CO2 La" fH ° d'un élément tel que l'oxygène dans sa forme la plus stable est toujours fixé à 0, de sorte que vous pouvez ignorer l'oxygène pour l'instant. Si vous regardez "fH ° pour tous les autres trois espèces, cependant, vous trouverez les éléments suivants:
"fH ° méthane = -74.5 kilojoules par mole
"fH ° CO2 = -393,5 kJ / mol
"fH ° eau = -285,8 kJ / mol (notez que ceci est pour l'eau liquide)
La somme des "fH ° pour les produits est -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Notez que vous a multiplié les" fH ° de l'eau par 2, parce qu'il ya un 2 en face de l'eau dans votre équation de la réaction chimique.
La somme des "fH ° pour les réactifs est juste car l'oxygène est -74,5 0.
Soustraire le total "fH ° de réactifs de la" fH ° total de produits. Ceci est votre enthalpie de réaction.
Exemple: -965,11 - = -74,5 -890. kJ / mol.
Récupérer l'entropie molaire norme, ou S °, pour chacune des espèces dans votre réaction. Tout comme avec l'enthalpie de formation standard, ajouter les entropies des produits pour obtenir entropie totale du produit et ajouter les entropies des réactifs pour obtenir entropie réactif totale.
Exemple:
S ° pour l'eau = 69,95 J / mol K
S ° pour le méthane = 186,25 J / mol K
S ° = 205,15 pour l'oxygène J / mole K
S ° pour le dioxyde de carbone = 213,79 J / mole K
Notez que vous devez compter oxygène cette fois. Maintenant, ajoutez-les:
S ° pour des réactifs = 186.25 + 2 x 205,15 = 596,55 J / mol K
S ° pour les produits = 2 x 69,95 + 213,79 = 353,69 J / mol K
Notez que vous devez multiplier S ° à la fois pour l'oxygène et l'eau par 2 lors de l'ajout tout en place, puisque chacun a le numéro 2 en face d'elle dans l'équation de la réaction.
Soustraire ° S ° S de corps réactionnels produits.
Exemple:
353,69 - 596,55 = -242,86 J / mole K
Notez que le S nette ° de la réaction est négative ici. Ceci est en partie parce que nous assumons un des produits aura de l'eau liquide.
Multipliez le S ° de la réaction de la dernière étape par 298,15 K (température ambiante) et diviser par 1000. Vous êtes en divisant par 1,000 parce que le S ° de la réaction est en J / mol K, tandis que l'enthalpie de réaction est en kJ / mol.
Exemple: Le S ° de la réaction est -242,86. Multipliant par 298,15, puis en divisant par 1,000 donne -72,41 kJ / mol.
Soustraire le résultat Étape 7 de la Step 4 résultat, l'enthalpie de réaction. Votre chiffre obtenu sera l'énergie libre de Gibbs norme de réaction. Si elle est négative, la réaction est spontanée thermodynamique comme écrit à la température que vous avez utilisé. Si elle est positive, la réaction est spontanée pas thermodynamique à la température que vous avez utilisé.
Exemple: -890 kJ / mol - -72,41 kJ / mol = -817,6 kJ / mol, par laquelle vous savez que la combustion du méthane est un processus thermodynamique spontanée.