17.8
Berekening van standaard vrije energieveranderingen
De vrije energieverandering voor een reactie die plaatsvindt onder de standaardomstandigheden van 1 bar druk en bij 298 K wordt de standaard vrije ene…
De standaard vrije energieverandering voor een chemische reactie die plaatsvindt onder de standaardconditie, kan op drie manieren worden berekend. De eerste methode gebruikt de vergelijking voor de standaard delta G van de reactie. Denk aan de vorming van calciumcarbonaat uit calciumoxide en kooldioxide.
De standaard enthalpie-verandering van de reactie kan worden berekend uit de vormingswarmte van de verbindingen in de reactie, en de standaard entropieverandering kan worden berekend uit hun standaard molaire entropieën. Met behulp van de waarden uit de referentietabellen kunnen de standaardenthalpie-verandering en de standaard-entropieverandering voor de reactie worden bepaald. Door deze waarden in de vergelijking te vervangen voor de verandering in standaard vrije energie, is de standaard delta G van de reactie bij 298 kelvin gelijk aan 130, 7 10³joule.
Bij de tweede methode wordt de verandering in standaard vrije energie van een reactie berekend uit het verschil tussen de som van de vrije energieën van de vorming van de producten vermenigvuldigd met hun stoichiometrische coëfficiënten en de som van de vrije energieën van de vorming van de reactanten vermenigvuldigd met hun stoichiometrische coëfficiënten. Neem bijvoorbeeld de reactie tussen waterstof-en chloorgassen om twee mol waterstofchloridegas te vormen. Net als de formatie-enthalpie is de standaard vrije energie voor de vorming van een puur element nul.
De vrije energieën voor de vorming van waterstof en chloorgassen zijn dus nul, terwijl die van waterstofchloridegas 95, 3 kilojoules is. Dus de vrije energie van deze reactie is gelijk aan 2 keer de vrije energie van de vorming van waterstofchloridegas, of 190, 6 kilojoules. Herinner je de wet van Hess, dat voor een stapsgewijze reactie de netto enthalpie-verandering kan worden berekend uit de som van de enthalpie van elke stap.
De derde methode berekent de netto vrije energieverandering voor een reactie op een vergelijkbare manier. Beschouw de verbranding van zinksulfide om metallisch zink-en zwaveldioxidegas te produceren, dat in twee stappen kan worden uitgevoerd met bekende standaardvrije energieën. Het optellen van de vrije energieveranderingen van de reacties geeft een totale delta G van 98, 8 kilojoules.
Merk op dat stap 1 niet-spontaan is. Door het te koppelen aan de spontane reactie in stap 2, heeft de netto reactie een negatieve delta G en is dus spontaan.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: What are the three methods for calculating standard free energy change?
The three methods are: (1) using standard enthalpy and entropy values with the ΔG° equation, (2) calculating from standard free energies of formation of products and reactants, and (3) applying Hess's law principles by summing free energy changes of stepwise reactions. Each method yields the same result since free energy is a state function.
Q2: How do you calculate standard free energy change from enthalpy and entropy?
Determine the standard enthalpy change (ΔH°) from heats of formation and standard entropy change (ΔS°) from standard molar entropies using reference tables. Substitute these values into ΔG° = ΔH° − TΔS° at 298 K. For example, calcium carbonate formation yields ΔG° = −130.7 × 10³ J using this approach.
Q3: Why is the standard free energy of formation zero for pure elements?
By definition, the standard free energy of formation equals zero for elemental substances under standard state conditions because there is no net formation process—the element already exists in its standard state. This convention simplifies calculations, as only compounds contribute to the overall free energy change.
Q4: How do you use free energies of formation to find the standard free energy change of a reaction?
Calculate the sum of free energies of formation of products multiplied by their stoichiometric coefficients, then subtract the sum of free energies of formation of reactants multiplied by their coefficients. For hydrogen and chlorine forming hydrogen chloride, ΔG° = 2(−95.3 kJ) − 0 = −190.6 kJ.
Q5: What does a negative standard free energy change indicate about a reaction?
A negative ΔG° indicates the reaction is spontaneous under standard conditions and will proceed forward. Conversely, a positive ΔG° means the reaction is nonspontaneous. Coupling a nonspontaneous reaction with a spontaneous one can yield an overall negative ΔG°, making the combined process thermodynamically favorable.
Q6: How can Hess's law be applied to calculate free energy changes for stepwise reactions?
For a reaction carried out in multiple steps, sum the standard free energy changes of each individual step to obtain the overall ΔG°. This works because free energy is a state function. For zinc sulfide combustion in two steps with known ΔG° values, the net reaction yields ΔG° = −98.8 kJ.
Q7: What are standard state conditions for calculating free energy changes?
Standard state conditions are defined as 1 bar pressure and 298 K (25°C) temperature. The free energy change calculated under these conditions is called the standard free energy change (ΔG°). These standardized conditions allow chemists to use widely available thermodynamic data tables for consistent calculations.