En este artículo aprenderemos todo sobre la energía libre de formación de Gibbs: qué es, qué nos dice y cómo calcularla.
Este artículo trata sobre la energía libre de formación.
En primer lugar, definiremos la energía libre de formación.
Después, la relacionaremos con la energía libre de Gibbs y la entalpía.
A continuación, veremos un gráfico y una ecuación de la energía libre de formación.
Por último, repasaremos ejemplos de energía libre de formación, como el agua y el amoníaco.
Definición de energía libre de formación
La energía libre, G, es la energía disponible para realizar un trabajo.
La energía libre de formación de Gibbs (estándar) (ΔGf°) se refiere al cambio de energía libre cuando se forma 1 mol de una sustancia a partir de sus elementos componentes en sus estados de referencia.
El estado de referencia es el estado termodinámicamente más estable a temperatura estándar (1 bar) y temperatura estándar (25 °C). Se utiliza como punto de referencia para calcular determinadas propiedades en un conjunto dado de condiciones.
La fórmula de la energía libre de formación de Gibbs es
$$\Delta G^\circ_f=\Sigma \Delta G^\circ_{f\,}(productos)}-\Sigma \Delta G^\circ_{f\,}(reactantes)}$$
El símbolo "Σ" se llama símbolo de suma. Lo que significa es que se suman todos los valores de energía libre GIbbs de los productos/reactantes. Por ejemplo, sería así $$\Sigma \\Delta G^circ_{f\\c,}(productos)}=\Delta G^circ_{f\c,a}+\Delta G^circ_{f\c,b}$$ Donde a y b son productos
Por ejemplo, ésta es la energía libre de Gibbs del agua líquida
$$2H_{2\2,(g)} + O_{2\2,(g)} \$Delta G^\circ_f=-228,6\frac{kJ}{mol}$$.
Por su parte, la entalpía estándar, o calor de formación (ΔHf°), es el calor absorbido o liberado cuando se forma 1 mol de una sustancia a partir de sus respectivos elementos en sus estados estándar (los elementos estándar en su forma de referencia tienen una energía libre de formación nula).
Tanto la entalpía estándar de formación (ΔHf°), como la entropía de formación (S°), están relacionadas con la energía libre de Gibbs, ya que utilizamos la ecuación de la energía libre de Gibbs para calcular conjuntamente la entropía y la entalpía.
La entalpía es el cambio total de calor dentro de un sistema cuando la presión es constante. Mientras que la entropía es la aleatoriedad o desorden de un sistema.
Para más información sobre la entalpía y la energía libre de Gibbs, consulta nuestros artículos "Entalpía" y "Energía libre de Gibbs".
La ecuación de la energía libre de formación
Ahora que entendemos cada término de la ecuación de la energía libre de formación, podemos empezar a entender la ecuación en sí.
$$ \Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T \Delta S^\circ $$
Donde
- \( \Delta G^\circ \) es el cambio en la energía libre
- \( \Delta H^\circ \) es el cambio en la entalpía o calor
- \(T\)\( \Delta S^\circ \) es el cambio en la entropía (S) y la temperatura (T)
La energía libre de formación se refiere básicamente al cambio en la Energía Libre de Gibbs cuando se forma 1 mol de producto.
Una pregunta importante sobre esta ecuación es
¿Qué dice el signo de \(\Delta G\) sobre la ecuación?
\(\Delta G\) te indica el sentido de una reacción química y si es espontánea o no.
Una reacción espontánea es una reacción que procede por sí misma sin adición de energía externa. La reacción favorece la formación de productos.
Una reacción no espontánea requiere una adición de energía externa. La reacción no favorece la formación de productos
\(\Delta G\) > 0 reacción exergónica = espontánea
\(\Delta G\) = 0 el sistema está en equilibrio
\(\Delta G\) < 0 reacción endergónica = no espontánea
En el equilibrio , no hay cambio neto en la concentración de productos y reactivos.
$$\Delta G^\circ=\Sigma \Delta G^\circ_{productos}- \Sigma \Delta G^\circ_{reactantes}$$
La energía libre de formación de una reacción se obtiene restando la suma de la energía libre de formación de cada reactivo de la suma de la energía libre de formación de cada producto.
Además de conocer los signos de la energía libre de Gibbs, también debemos entender qué son las reacciones exergónicas y endergónicas:
Fig. 1 - Reacción exergónica frente a reacción endergónica. Daniela Lin, StudySmarter Originals.
Exergónica significa que se libera energía al entorno, ya que los enlaces que se forman son más fuertes que los que se rompen.
Por el contrario, endergónica significa que la energía se absorbe del entorno, ya que los enlaces que se rompen son más fuertes que los que se crean.
Las reacciones exergónicas y endergónicas son similares a las reacciones exotérmicas y endotérmicas. Exergónica/endergónica es una medida tanto de entalpía como de entropía (es decir, energía libre), mientras que exotérmica/endotérmica es sólo una medida de entalpía.
Tabla y gráfico de la energía libre de formación
La tabla y el diagrama de la energía libre de formación sirven para comprender mejor el papel que desempeñan la ecuación de la energía libre de Gibbs, la energía libre de formación y la entalpía en las reacciones químicas.
El siguiente cuadro contiene algunos de los compuestos más comunes y sus energías libres de formación. Más adelante, repasaremos algunos ejemplos utilizando este gráfico.
Fig. 2 - Tabla y gráfico de la energía libre de formación de los compuestos más comunes. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
Algunos datos comunes sobre la energía libre se muestran arriba en orden alfabético. Observa cómo los elementos en sus estados estándar tienen una energía libre de formación nula.
Ejemplos de energía libre de formación
Energía libre de formación del agua
Calcula la energía libre de formación de 5 moles de agua.
Para calcular la energía libre de formación del agua escribimos primero la reacción para la formación de 1 mol de agua:
\(H_2 (g)+ \frac {1} {2} O_2 (g) \longrightarrow H_2O (l) \)
\( \Delta G^\circ_f \) = -237,129 kJ/mol según nuestra tabla de antes.
Si en cambio formamos 5 moles de agua, entonces nuestra ecuación pasa a ser:
\(5H_2 (g)+ \frac {5} {2} O_2 (g) \longrightarrow 5H_2O (l) \)
\( \Delta G^\circ_f \) = 5 x -237,129 kJ/mol= -1.185,7 kJ/mol
La energía libre de formación del agua ya viene dada por nuestra tabla. Pero fíjate en que para 5 moles de agua sólo multiplicamos por 5 y para la descomposición sólo invertimos el signo.
Para la descomposición del agua, el signo sólo cambiaría a +237,129 kJ/mol, ya que la descomposición es lo contrario de la formación.
Energía libre de Gibbs de formación del amoníaco
Calcula la energía libre de formación del amoníaco.
Para calcular la energía libre del amoníaco escribimos primero la reacción de formación del amoníaco:
\(N_2 (g) + 3H_2 (g) \longrightarrow 2NH_3 (g) \)
\( \Delta G^\circ_f \) = -16,45 kJ/mol para \(NH_3\) según nuestra tabla de antes.
\( \Delta G^\circ_f \) = 0 tanto para \(N_2\) como para \(3H_2\), ya que ambos están en sus estados estándar elementales.
Como hay 2 moles de \(NH_3\) formados en nuestra ecuación equilibrada, tenemos que multiplicar -16,45 por 2, lo que da la respuesta:
\( \Delta G^\circ_f \) = -32,90 kJ/mol.
La energía libre de formación del amoníaco ya figura en nuestra tabla. Pero fíjate en que para el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos la energía libre de formación es cero debido a que se encuentran en sus estados elementales estándar.
Hemos llegado al final del artículo. Ahora deberías entender qué es la energía libre de formación, por qué funciona y cómo aplicarla. Para practicar un poco más, dirígete a nuestra sección de fichas.
Energía libre de formación - Puntos clave
La energía libre de formación se refiere al cambio de energía cuando se forma 1 mol de una sustancia.
La entalpía estándar o calor de formación es el calor absorbido o liberado cuando se forma 1 mol de una sustancia a partir de sus respectivos elementos en sus estados estándar.
Tanto la entalpía estándar de formación como la energía libre de formación están relacionadas con la energía libre de Gibbs, ya que utilizamos la ecuación de la energía libre de Gibbs para calcular conjuntamente la entropía y la entalpía.
Exergónico significa que se libera energía al entorno, ya que los enlaces que se forman son más fuertes que los que se rompen. Por el contrario, endergónico significa que se absorbe energía del entorno porque los enlaces que se rompen son más fuertes que los que se crean.
Referencias
- Libretextos. (2022, 3 de abril). 16.14: La Energía Libre. LibreTextos de Química.
- Libretextos. (2022, 14 de febrero). La Energía (Libre) de Gibbs. LibreTextos de Química.
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