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Calcular energia libre de gibbs de una reaccion

Aumento de la energía libre de Gibbs con la temperatura

¿Qué es la energía de Gibbs? En las ecuaciones se conoce como G, y es una combinación de entalpía y entropía. El signo que precede a la energía libre de Gibbs indica el sentido de la reacción química, siempre que se cumplan dos condiciones:

La entalpía, aquí anotada como H, es un tipo de energía: la suma de las energías internas de las moléculas y el flujo de energía. La entropía, por su parte, anotada como S, es una medida de la aleatoriedad de las moléculas.

Esta herramienta aplica la fórmula a ejemplos de la vida real. Sólo necesitas conocer tres de las cuatro variables: cambio de entalpía (ΔH), entropía (ΔS), temperatura (T) o energía libre de Gibbs (ΔS). Como la fórmula se puede leer al revés o en cualquier sentido, basta con poner todos los datos que tengas y ver cómo aparece el cuarto número.

Conocer la teoría de lo que es la energía de Gibbs sin saber utilizarla en la práctica no le sirve a nadie. Por eso hemos preparado un sencillo ejemplo de cómo calcular la energía libre de Gibbs con esta herramienta. Imagina que tienes una reacción y conoces su entropía inicial, su entalpía y que ocurre a 20ºC. Además, también hay una nota sobre la entropía y la entalpía finales.

Energía libre de Helmholtz

Tomemos, por ejemplo, una reacción que sabemos que se produce de forma espontánea a 298,15 K y presión atmosférica, la reacción química en la que el hidrógeno en su estado estándar, gas hidrógeno (H2(g)) y el oxígeno en su estado estándar, gas oxígeno (O2(g)), reaccionan en condiciones estándar, 298,15 K y presión atmosférica, para producir agua en su estado estándar, agua líquida (H2O(l)).

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Es posible que hayas experimentado tú mismo esta reacción química espontánea produciendo un poco de hidrógeno gaseoso en el laboratorio y utilizando después una fuente de calor, como un cono encendido, para aumentar la energía cinética de las moléculas de gas, dándoles la energía suficiente para colisionar con éxito y producir productos (moléculas de agua) en una reacción autosostenida, es decir, una reacción espontánea que también produce un “pop” audible (por lo que suele llamarse la “prueba del pop” para el hidrógeno gaseoso).

Por último, calcule ΔG°(reacción) en kJ mol-1 a temperatura estándar (T = 298,15 K) y presión sustituyendo estos valores de ΔH°(reacción), T (reacción en K) y ΔS°(reacción) en la ecuación del cambio de energía libre de Gibbs del sistema químico, como se muestra a continuación:

Energía libre de Gibbs cero

El físico estadounidense Josiah Gibbs introdujo (hacia 1875) una cantidad termodinámica que combina la entalpía y la entropía en un único valor llamado energía libre (o energía libre de Gibbs). En honor a su inventor, se suele simbolizar como G. La definición de energía libre es

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en la que los valores de la derecha son las energías libres de formación de cada sustancia. Para el estado estándar de 1 atm y 25°C, estos valores se denominan energías libres de formación estándar. Como en el caso de las entalpías de formación, la energía libre estándar de formación de un elemento se define como cero. El valor para cada compuesto es el cambio en la energía libre asociado a la combinación de los elementos para hacer un mol del compuesto. En la Tabla 1, el símbolo tiene un superíndice que denota estándar y un subíndice que denota formación.

Dado un listado de energías libres de formación, el cambio de energía libre de una reacción química puede calcularse de la misma manera que se evaluaron las entalpías de reacción y las entropías de reacción. Para la reacción que se discutió anteriormente

Fórmula de la energía libre de Gibbs

Comparación de la energía libre de Gibbs de dos minerales, α y β, ambos con la misma composición. El mineral con la energía más baja es estable. Aquí vemos que α es estable bajo algunas condiciones P-T, y β es estable bajo condiciones diferentes. Esta imagen procede de los apuntes de la conferencia de Bradley Hacker en http://www.geol.ucsb.edu/faculty/hacker/geo124T/lecture.html

Todas las fases, ya sean mineralógicas o no, tienen asociado un valor de Energía Libre de Formación de Gibbs, abreviado ΔGf. El valor de ΔGf describe la cantidad de energía que se libera o consume cuando una fase se crea a partir de otras fases.

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Consideremos, por ejemplo, la enstatita (MgSiO3). La energía libre de formación de Gibbs para la enstatita a partir de elementos puros (Mg, Si y O) = ΔGf (enstatita, elementos) es de aproximadamente -1.460,9 J/mol a temperatura y presión ambiente. La energía libre de formación de Gibbs para la enstatita a partir de óxidos (MgO y SiO2) = ΔGf(enstatita, óxidos) es de aproximadamente -35,4 J/luna a temperatura y presión ambiente. Hoy en día, los valores de energía de Gibbs se dan con mayor frecuencia en unidades de julios/mol o (menos comúnmente) calorías/mol.

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