Entalpía estándar de formación de Nacl aq
Recordemos que, para las especies en sus estados estándar a temperatura y presión constantes, el cambio en la energía libre de Gibbs estándar (ΔG°) para la reacción química o el cambio físico puede calcularse utilizando el cambio de entalpía estándar (ΔH°), la temperatura (T en kelvin), y el cambio de entropía absoluta estándar (ΔS°) como se muestra en la ecuación siguiente:
Así, si queremos calcular la energía libre de Gibbs estándar de formación de una especie (ΔGƒ°), necesitaremos conocer la entalpía estándar de formación de la especie (ΔHƒ°), la temperatura (T en kelvin), y el cambio de entropía absoluto estándar para la formación de la especie (ΔSƒ°).
Nótese que la energía libre de Gibbs estándar de formación de un elemento en su estándar es cero (ΔGƒ° = 0) porque, a 298,15 K y presión atmosférica, el elemento en su estado estándar ya existe, no tiene que producirse ningún cambio.
Consideremos la formación de cloruro de amonio en su estado estándar (sólido), NH4Cl(s), a partir de sus elementos en sus estados estándar a temperatura y presión estándar, es decir, a partir de nitrógeno gaseoso (N2(g)), hidrógeno gaseoso (H2(g)) y cloro gaseoso (Cl2(g)), tal y como se muestra en la ecuación química balanceada siguiente:
Mesas Janaf
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La energía libre de Gibbs estándar de formación (Gf°) de un compuesto es el cambio de energía libre de Gibbs que acompaña a la formación de 1 mol de una sustancia en su estado estándar a partir de sus elementos constituyentes en sus estados estándar (la forma más estable del elemento a 1 bar de presión y la temperatura especificada, normalmente 298,15 K o 25 °C).
La siguiente tabla enumera la función de Gibbs estándar de formación para varios elementos y compuestos químicos y está tomada del Manual de Química de Lange. Nótese que todos los valores están en kJ/mol. Se pueden encontrar tablas mucho más extensas en el CRC Handbook of Chemistry and Physics y en las tablas JANAF del NIST[1] El NIST Chemistry WebBook (ver enlace más abajo) es un recurso en línea que contiene la entalpía de formación estándar para varios compuestos junto con la entropía absoluta estándar para estos compuestos a partir de la cual se puede calcular la energía libre de Gibbs estándar de formación.
Tabla de entalpía de formación estándar
El físico estadounidense Josiah Gibbs introdujo (hacia 1875) una magnitud termodinámica que combina la entalpía y la entropía en un único valor denominado energía libre (o energía libre de Gibbs). En honor a su inventor, se suele simbolizar como G. La definición de energía libre es
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
Tabla de entalpía de formación pdf
La energía libre de Gibbs, denominada \(G\), combina la entalpía y la entropía en un solo valor. El cambio en la energía libre, \(\Delta G\), es igual a la suma de la entalpía más el producto de la temperatura y la entropía del sistema. \( \Delta G\) puede predecir la dirección de la reacción química bajo dos condiciones:
Si \(ΔG\) es positivo, entonces la reacción es no espontánea (es decir, es necesario un aporte de energía externa para que se produzca la reacción) y si es negativo, entonces es espontánea (ocurre sin aporte de energía externa).
La energía de Gibbs fue desarrollada en la década de 1870 por Josiah Willard Gibbs. Originalmente denominó a esta energía como la “energía disponible” en un sistema. Su artículo publicado en 1873, “Graphical Methods in the Thermodynamics of Fluids”, describía cómo su ecuación podía predecir el comportamiento de los sistemas cuando se combinan. Esta cantidad es la energía asociada a una reacción química que puede utilizarse para realizar trabajo, y es la suma de su entalpía (H) y el producto de la temperatura y la entropía (S) del sistema. Esta cantidad se define como sigue: