Algumas reações são o que os químicos chamam de termodinamicamente espontâneas, o que significa que elas ocorrem sem ter que trabalhar para fazê-las acontecer. Você pode determinar se uma reação é espontânea calculando a energia livre padrão de Gibbs da reação, a diferença na energia livre de Gibbs entre produtos puros e reagentes puros em seus estados padrão. (Lembre-se de que a energia livre de Gibbs é a quantidade máxima de trabalho sem expansão que você pode obter de um sistema.) Se a energia livre da reação for negativa, a reação é termodinamicamente espontânea como está escrito. Se a energia livre da reação é positiva, a reação não é espontânea.

Escreva uma equação representando a reação que você quer estudar. Se você não se lembra de como escrever equações de reação, clique no primeiro link na seção Recursos para uma revisão rápida. Exemplo: suponha que você queira saber se a reação entre metano e oxigênio é termodinamicamente espontânea. A reacção seria como se segue:

CH4 + 2 O2 ---- > CO2 + 2 H2O

Clique no link NIST Chemical WebBook na seção Recursos no final deste artigo. A janela que aparecerá tem um campo de pesquisa onde você pode digitar o nome de um composto ou substância (por exemplo, água, metano, diamante, etc.) e encontrar mais informações sobre ele.

Procure a entalpia padrão de formação, o ΔfH °, de cada espécie na reação (produtos e reagentes). Adicione o ΔfH ° de cada produto individual em conjunto para obter ΔfH ° total para os produtos, depois adicione o ΔfH ° de cada reagente individual para obter ΔfH ° dos reagentes. Exemplo: A reação que você escreveu inclui metano, água, oxigênio e CO2. O ΔfH ° de um elemento como o oxigênio em sua forma mais estável é sempre ajustado em 0, então você pode ignorar o oxigênio por enquanto. Se você olhar ΔfH ° para todas as outras três espécies, no entanto, você encontrará o seguinte:

ΔfH metano = -74,5 quilojoules por mole ΔfH ° CO2 = -393,5 kJ /mole ΔfH ° água = - 285,8 kJ /mol (note que isto é para água líquida)

A soma de ΔfH ° para os produtos é -393,51 + 2 x -285,8 = -965,11. Observe que você multiplicou o ΔfH ° da água por 2, porque há um 2 na frente da água na sua equação de reação química.

A soma de ΔfH ° para os reagentes é apenas -74.5, já que o oxigênio é 0

Subtraia o ΔfH ° total dos reagentes do total de produtos ΔfH °. Esta é a sua entalpia padrão de reação.

Exemplo: -965.11 - -74.5 = -890. kJ /mol.

Recupere a entropia molar padrão, ou S, para cada uma das espécies em sua reação. Assim como com a entalpia padrão de formação, some as entropias dos produtos para obter a entropia total do produto e some as entropias dos reagentes para obter a entropia total dos reagentes.

Exemplo: S ° para água = 69.95 J /mol KS ° para metano = 186,25 J /mol KS ° para oxigênio = 205,15 J /mol KS ° para dióxido de carbono = 213,79 J /mol K

Observe que você deve contar oxigênio desta vez. Agora adicione: S ° para reagentes = 186,25 + 2 x 205,15 = 596,55 J /mol KS ° para produtos = 2 x 69,95 + 213,79 = 353,69 J /mol K

Observe que você tem que multiplicar S ° para oxigênio e água por 2 ao adicionar tudo, pois cada um tem o número 2 na frente dele na equação da reação.

Subtrai os reagentes S ° dos produtos S °.

Exemplo: 353,69 - 596,55 = -242,86 J /mol K

Observe que o S ° de reação líquida é negativo aqui. Isto é em parte porque estamos supondo que um dos produtos será água líquida.

Multiplique o S ° de reação do último passo por 298,15 K (temperatura ambiente) e divida por 1000. Você está se dividindo por 1000 porque o S de reação está em J /mol K, enquanto a entalpia padrão de reação está em kJ /mol.

Exemplo: O S ° de reação é -242.86. Multiplicando isso por 298,15, então dividindo por 1000 produz -72,41 kJ /mol.

Subtraia o resultado do Passo 7 do resultado do Passo 4, a entalpia padrão de reação. Sua figura resultante será a energia livre padrão de Gibbs da reação. Se for negativo, a reação é termodinamicamente espontânea, conforme escrita na temperatura que você usou. Se for positivo, a reação não é termodinamicamente espontânea na temperatura que você usou.

Exemplo: -890 kJ /mol - -72,41 kJ /mol = -817,6 kJ /mol, pelo qual você sabe que a combustão de metano é um processo termodinamicamente espontâneo.