Raffaele ha scritto:
Salve, vorrei chiederle aiuto per questo esercizio.
Verifica la spontaneità della reazione: metano(gassoso) = carbonio (solido) + idrogeno (gassoso), con t = 100 °C e P = 1 atm.
Grazie.
Questa è la risposta:
I processi spontanei a temperatura e a pressione costanti si accompagnano alla diminuzione dell’energia libera di Gibbs, ΔGr, comunemente detta «energia libera di reazione». Nel caso reagenti e prodotti siano puri e nel proprio stato standard, si parla di energia libera standard di reazione, ΔG°, che può essere calcolata a partire dai dati di entalpia e di entropia standard secondo la seguente relazione: ΔG° = ΔH° – TΔS°.
Scriviamo innanzitutto l’equazione chimica della reazione:
CH4(g) → C(s) + 2H2(g)
Essa è l’inverso della reazione di formazione del metano per cui il ΔH° di reazione corrisponde a -ΔH° di formazione del metano. Dalle tabelle si ricava ΔHf° CH4(g) = -74,81 kJ/mol, quindi ΔH° di reazione = 74,81 kJ.
Per quanto riguarda la variazione di entropia, essa si deduce formulando ΔS° sulla base dell’equazione chimica e introducendo i valori di entropia tratti dall’apposita tabella; quindi:
ΔS° = [(1 mol)×S° C(s)+ (2 mol)×S° H2(g)] – (1 mol)×S° CH4(g))
ΔS° = [1 mol×(5,69 J/K∙mol) + 2 mol×(130,6 J/K∙mol)] – 1 mol×(186,3 J/K∙mol)
ΔS° = +80,59 J/K
I valori tabulati di entalpia ed entropia sono riferiti alla temperatura di 298 K; poiché i valori di ΔH° e di ΔS° non mutano molto con la temperatura, possiamo ritenerli validi anche a 100 °C, cioè a 373 K. Passando ai calcoli della variazione di energia libera standard si ottiene:
ΔG° = ΔH° – TΔS° = 74,81 kJ – 373 K×80,59×10-3 kJ/K = 44,75 kJ
Essendo positiva la variazione di energia libera standard della reazione, il processo alle condizioni date non è spontaneo.