17.8
Obliczanie standardowych zmian energii swobodnej
Zmiana energii swobodnej reakcji zachodzącej w standardowych warunkach pod ciśnieniem 1 bara i w temperaturze 298 K nazywana jest standardową zmianą e…
Standardową zmianę energii swobodnej dla reakcji chemicznej zachodzącej w warunkach standardowych można obliczyć na jeden z trzech sposobów.
Pierwsza metoda wykorzystuje równanie dla wzorca ΔG reakcji. Rozważ tworzenie węglanu wapnia z tlenku wapnia i dwutlenku węgla.
Standardową zmianę entalpii reakcji można obliczyć na podstawie ciepła tworzenia związków w reakcji, a standardową zmianę entropii można obliczyć na podstawie ich standardowych entropii molowych.
Korzystając z wartości z tabel odniesienia, można określić zmianę entalpii wzorcowej i zmianę entropii standardowej dla reakcji.
Podstawiając te wartości do równania na zmianę standardowej energii swobodnej, norma ΔG reakcji w temperaturze 298 K wynosi −130,7 × 103 J.
W drugiej metodzie zmianę standardowej energii swobodnej reakcji oblicza się z różnicy między sumą swobodnych energii powstawania produktów pomnożoną przez ich współczynniki stechiometryczne a sumą swobodnych energii powstawania reagentów pomnożoną przez ich współczynniki stechiometryczne.
Weźmy na przykład reakcję między wodorem a chlorem gazowym, w wyniku której powstają dwa mole gazowego chlorowodoru.
Podobnie jak entalpia powstawania, standardowa energia swobodna powstawania czystego pierwiastka wynosi zero.
Zatem swobodne energie powstawania wodoru i chloru gazowego wynoszą zero, podczas gdy energia gazowego chlorowodoru wynosi −95,3 kilodżuli.
Tak więc energia swobodna tej reakcji jest równa 2 razy energii swobodnej tworzenia gazowego chlorowodoru, czyli −190,6 kilodżuli.
Przypomnijmy sobie prawo Hessa, że dla reakcji krokowej zmianę entalpii netto można obliczyć z sumy entalpii każdego kroku. Trzecia metoda oblicza zmianę energii swobodnej netto dla reakcji w podobny sposób.
Rozważ spalanie siarczku w celu wytworzenia metalicznego i gazowego dwutlenku siarki, które można przeprowadzić w dwóch etapach przy znanych standardowych wolnych energiach.
Dodanie zmian energii swobodnej reakcji daje całkowite ΔG wynoszące −98,8 kilodżuli.
Należy pamiętać, że krok 1 nie jest spontaniczny. Łącząc go z reakcją spontaniczną w kroku 2, reakcja netto ma ujemne ΔG, a zatem jest spontaniczna.
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.