Textbook Notes (369,072)
United States (206,189)
Chemistry (38)
CHM 2046 (15)
Christou (14)
Chapter 18

Chapter 18 Thermodynamics Week 2 2009.DOC

9 Pages

Course Code
CHM 2046

This preview shows pages 1,2 and half of page 3. Sign up to view the full 9 pages of the document.
Another example of calculating whether a reaction is spontaneous: Consider:  CO(g) + 2 H (g) → CH OH(l) 2 3 Question: is the reaction spontaneous left­to­right at 298 K?  Answer: calculate ΔS°  (= ΔS°sys ΔS°  anrxnhus ΔSsurr univ       (i) Calculate ΔS°sys m the Table of S° values (Appendix 3) ΔS° =sysol)(126.8J/K.mol)­{(1mol)(197.9J/K.mol)+(2mol)(131.0J/K.mol) ∴ ΔS °sys= ­331.1 J/K         (Note: sign agrees with prediction)      (ii) Calculate ΔH°   from Table of  ΔH°  values (Appendix 3) sys f ΔH° =sys ol)(­238.7kJ/mol) ­ {(1mol)(­110.5 kJ/mol) + (2mol)(0 kJ/mol)} ∴ ΔH °sys= ­128.2 kJ           Now,  ΔS°  surrH° /T   sys ∴  ΔS° =surr 28.2 kJ/298K)(1000 J/kJ) = +430.2 J/K       (iii) Calculat∴  ΔS° univ ΔS° +sys  ΔS° surr 1.1 J/K + 430.2 J/K    ∴  ΔS° univ  + 99.1 J/K ∴  ΔS° univ  0    ∴ the reaction is spontaneous Section 18.5. Gibbs Free Energy (G) To avoid having to consider  ΔS° sys ΔS°  all surrtime, a new  thermodynamic quantity was  introduced in the 19  century called the Gibbs Free Energy (G).  ­ ΔH sys Since ΔS  =univ + ΔSsysand ΔSsurr surr T   ΔH ∴ ΔS  = ΔS  ­  sys univ sys T ∴ TΔS  = univ ­ ΔH  sysnd ∴ ­sys  = ΔH  ­ TΔS  =univ sys sys sys            ∴   ΔG  =sys  ­ TΔS  sys or usualsys ust as      ΔG = ΔH ­ TΔS   Since ΔG  =sysΔS  and Δuniv univ  0 for a spontaneous reaction: ΔG  0 (i.e., positive) for a non­spontaneous rxn. 1 ΔG = 0 for a process at equilibrium nd This is the most convenient form of the 2  Law of Thermodynamics      i.e.  saying:   ΔG   0 Free Energy is a state function and ΔG° = standard free energy change (kJ/mol). Note: since  H values not available, G values also are not, and we can only calculate ΔG values. Appendix  3 lists ΔG°  vforms for this. Calculating ΔG° (= ΔG° ) forrxn ctions. sys Example  Calculate ΔG°  for:      4 KClO  (s) → 3 KClO  (s) + KCl (s) rxn 3 4 Method 1:  Calculate ΔH°  and ΔS° ,rxne ΔG° = ΔHrxn TΔS° ΔH°  = [3mol(­433.5 kJ/mol) + 1mol(­435.9 kJ/mol)­4mol(­391.2kJ/mol)] rxn ΔH°  =rxn71.6 kJ (exothermic) ΔS°  rxn3mol(151.0 J/mol.K) + 1mol(82.7 J/mol.K) – 4mol(143.0 J/mol.K)] ΔS°  =rxn6.3 J/K = ­36.3 x 10  kJ/K ­3 ∴ ΔG°   = rxn  ­ TΔS° rxn rxn ­3 = ­171.6 kJ –[(298K)(­36.3 x 10  kJ/K)] ∴ ΔG°  = ­rxn kJ (spontaneous) Method 2: Use ΔG° values of froducts and reactants ΔG°  = standard free energy of formation f = free energy change to make substance from its component                 elements Like for ΔH°, the ΔG° = 0 for an element in its standard state. f f ∴ ΔG°  = ∑rxn° (products) f ∑nΔG° (reactants) f ∴ ΔG°  = 1rxnl (­408.3 kJ/mol) + 3 mol (­304.2 kJ/mol) ­ 4 mol (­289.9 kJ/mol) ∴ ΔG°  = ­rxn.3 kJ   (same as Method 1)  Slight discrepancies sometimes due to experimental sig. figs/errors in ΔH°, S°, and ΔG°  f f values in Appendix 3. 2  The Meaning of   Δ     For a spontaneous process, ΔG = maximum work (w) the system can do.   For a non­spontaneous process, ΔG = the minimum work that must be done to the system to  make the reaction happen. ∴ ΔG = w max Since ΔG = ΔH ­ TΔS, ∴ΔH = ΔG + TΔS    ∴  ΔH = w  + TΔS max ΔH = heat transferred ΔG = w  maxortion usable to do work TΔS = portion lost as entropy change ** i.e., part of the energy released (ΔH) goes into an entropy change and is  not available to do work. ** Consider burning of octane in a car engine: C H  (l) + 12½ O  (g) → 8 CO  (g) + 9 H O (g) 8 18 2 2 2 Very exothermic (ΔH  0  ( 12½ moles gas → 17 moles gas) ΔH = ΔG + TΔS = w  + Tmax ΔG is portion of ΔH usable to do work (drive car wheels).  TΔS portion lost as increased  entropy of car engine (temperature) and surrounding air ∴ not usable for work. But:  ΔG = w : maxpractice, we cannot get maximum amount, because of further losses to e.g.,  friction. Fraction of ΔG used determines the efficiency of the process: no process is 100%  efficient. Summary If ΔG    0,   process   is   non­spontaneous   and   will   not   occur   unless  surroundings do work on it. If ΔG = 0, reaction is at equilibrium and can no longer do work. Effect of Temperature on Reaction Spontaneity Most exothermic reactions are also spontaneous because the ΔH contribution to ΔG is  much greater  than the entropy contribution (TΔS),  i.e.,   the negative       H helps make         negative. However, in many cases the T can change the importance of the TΔS term. Let’s look at the possibilities (and assume ΔH and ΔS are approximately independent of T,  which they are if no phase change occurs.) Remember: ΔG° = ΔH° ­ TΔS° 3 ΔH° ΔS° ­TΔS° ΔG° Conclusion ­ + ­ ­ ΔG°  0 at all T rxn non­spontaneous at all T ­ ­ + + or ­ ΔG  0 at high T ∴ non­spontaneous at high T + + ­ + or ­ ΔG > 0 at low T ∴ non­spontaneous at low T ΔG  0 ∴ Spontaneous at all T 3 O2 (g) → 2 O 3(g)     ΔH > 0, ΔS  0, ΔS > 0 ∴ non­spontaneous at lower T, spontaneous at higher T Na (s) + Cl  (g) → 2 NaCl (s)     ΔH 
More Less
Unlock Document

Only pages 1,2 and half of page 3 are available for preview. Some parts have been intentionally blurred.

Unlock Document
You're Reading a Preview

Unlock to view full version

Unlock Document

Log In


Join OneClass

Access over 10 million pages of study
documents for 1.3 million courses.

Sign up

Join to view


By registering, I agree to the Terms and Privacy Policies
Already have an account?
Just a few more details

So we can recommend you notes for your school.

Reset Password

Please enter below the email address you registered with and we will send you a link to reset your password.

Add your courses

Get notes from the top students in your class.