Reazione spontanea!!!

Salve! Sono alle prese con un esercizio che mi sta dando molti problemi. Il testo è il seguente:

Data la reazione:

CaO+ Co2= CaCo3

E' spontanea (si considerino le c.s)? Facendo riferimento alla reazione spontanea, qual è il calore in gioco misurato in c.c. quando sono coinvolti nella reazione 100g di anidride carbonica?

So benissimo che una reazione per essere spontanea deve avere la dG<0 e per essere non spontanea la dG>0. Solo che con questi pochi dati non sono in grado di calcolare il dG. Sapreste aiutarmi? Grazie mille

È ovvio che per poter risolvere l'esercizio devi procurarti una tabella con le entalpie standard di formazione e delle entropie dei reagenti e del prodotto della reazione e poi applicare l'equazione di Gibbs:

ΔG = ΔH - T·ΔS

Ciao! Grazie mille per la risposta. Allora mi sono procurato una tabella con i dati termodinamici e ho fatto così:

dS= Sp-Sr= 0.1606kJ/K

dH= Hp-Hr= 178.2kJ/K

Queste sono le variazioni di entropia e di entalpia, essendo in condizioni standard allora: 

dG= dH- TdS= 178.2 kJ- 298.15 K * 0.1606kJ/K)=130.3 kJ.

La reazione dunque non è spontanea. Ho sbagliato qualcosa?

Sì, hai sbagliato i segni algebrici e l'unità di misura.

CaO(s) + CO2(g) --> CaCO3(s)

ΔH = -1206,9 - (-635,09 - 393,51) = -178,3 kJ/mol

ΔS = 92,9 - (39,75 + 213,74) = -160,6 J/mol = -0,1606 kJ/mol

ΔG = -178,3 - 298,15 · (-0,1606) = -130,4 kJ/mol

Nel verso indicato la reazione è spontanea.

... e per fortuna, perché questo significa che nel verso opposto non è spontanea.

Se così non fosse, addio Dolomiti.

LuiCap ha scritto:

Sì, hai sbagliato i segni algebrici e l'unità di misura.

CaO(s) + CO2(g) --> CaCO3(s)

ΔH = -1206,9 - (-635,09 - 393,51) = -178,3 kJ/mol

ΔS = 92,9 - (39,75 + 213,74) = -160,6 J/mol = -0,1606 kJ/mol

ΔG = -178,3 - 298,15 · (-0,1606) = -130,4 kJ/mol

Nel verso indicato la reazione è spontanea.

... e per fortuna, perché questo significa che nel verso opposto non è spontanea.

Se così non fosse, addio Dolomiti.

Grazie mille!!  Ho capito perfettamente il mio errore e l'ho subito corretto, il fatto è che non avevo considerato il verso della reazione e questo mi ha condotto in errore. Invece per quanto riguarda il calore  sviluppato da 100 g di anidride carbonica, il calore in gioco risulta essere -295 kJ, ossia reazione esotermica. E' giusto?

No.

n CO2 = 100 g / 44 g/mol = 2,27 mol

ΔH° = -178,3 kJ/mol · 2,27 mol = -405 kJ

ΔH° < 0, reazione esotermica

Oh mio dio! Ho confuso i valori di entalpia e entropia . Grazie mille, ho capito tutto perfettamente!

Veramente tu hai confuso l'entalpia con l'energia libera. Infatti tu hai moltiplicato il valore di energia libera (-130 kJ/mol) con il numero di moli di CO2) = -295 kJ.