Chapter 17: Thermodynamics

Back to chapter

17.8:

Berekenen van Veranderingen in Vrije Energie onder Standaardcondities

JoVE Core
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

JoVE Core Chemistry

Calculating Standard Free Energy Changes

Previous Video
17.7: Effects of Temperature on Free Energy

Next Video
17.9: Free Energy Changes for Nonstandard States

Languages

Share

English العربية 中文 Nederlands français Deutsch עברית italiano 日本語 한국어 português русский español Türkçe

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.

17.8:

Berekenen van Veranderingen in Vrije Energie onder Standaardcondities

The free energy change for a reaction that occurs under the standard conditions of 1 bar pressure and at 298 K is called the standard free energy change. Since free energy is a state function, its value depends only on the conditions of the initial and final states of the system. A convenient and common approach to the calculation of free energy changes for physical and chemical reactions is by use of widely available compilations of standard state thermodynamic data. One method involves the use of standard enthalpies and entropies to compute standard free energy changes, ΔG°, according to the following relation.

The standard free energy change for a reaction may also be calculated from the standard free energy of formation ΔG_f° values of the reactants and products involved in the reaction. The standard free energy of formation is the free energy change that accompanies the formation of one mole of a substance from its elements in their standard states. Similar to the standard enthalpy of formation, ΔG_f° is by definition zero for elemental substances under standard state conditions. For the reaction

the standard free energy change at room temperature may be calculated as

The use of free energies of formation to compute free energy changes for reactions as described above is possible because ΔG is a state function, and the approach is analogous to the use of Hess’ Law in computing enthalpy changes. Consider the vaporization of water as an example:

An equation representing this process may be derived by adding the formation reactions for the two phases of water (necessarily reversing the reaction for the liquid phase). The free energy change for the sum reaction is the sum of free energy changes for the two added reactions:

This approach may also be used in cases where a nonspontaneous reaction is enabled by coupling it to a spontaneous reaction. For example, the production of elemental zinc from zinc sulfide is thermodynamically unfavorable, as indicated by a positive value for ΔG°₁:

The industrial process for the production of zinc from sulfidic ores involves coupling this decomposition reaction to the thermodynamically favorable oxidation of sulfur:

The coupled reaction exhibits a negative free energy change and is spontaneous:

This process is typically carried out at elevated temperatures, so this result obtained using standard free energy values is just an estimate. The gist of the calculation, however, holds true.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Chapter 16.4: Free Energy.