Energía libre de Gibbs – Termodinámica

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LA energía gratis recibió este nombre porque fue deducido por el científico Josiah Willard Gibbs, en los Estados Unidos en el siglo XIX, un científico responsable de los fundamentos de la termodinámica y la física-química.

LA Energía libre de Gibbs (∆Gº), es una cantidad termodinámica definida como la diferencia entre la variación de entalpía (∆Hº) y temperatura (T) veces la variación de entropía (∆Sº) en una reacción. Según la siguiente ecuación:

∆Gº =∆Hº – T∆Sº

Dónde:

∆Hº = es una función de estado llamada variación de entalpía que informa la variación de energía a presión constante.

T = la temperatura es una cantidad física intensiva que se ve influenciada o influenciada por las variaciones energéticas durante el movimiento de las partículas.

∆Sº= la variación de la entropía es una función del estado que informa la variación de la energía en función del estado de libertad de la partícula.

La energía libre es simplemente un método para medir el trabajo máximo realizado durante un proceso. Esta función es una de las más utilizadas en química y bioquímica porque sigue la mayoría de los procesos de reacción, porque la energía libre es capaz de predecir si una reacción es espontánea, es decir, si la temperatura y la presión son constantes. Para que un proceso ocurra espontáneamente ∆Gº debe ser negativo, por ejemplo, una reacción exotérmica que tiene un valor de entalpía negativa alto, donde la entalpía es determinante en la determinación de la energía libre, la cual a su vez se ve favorecida por un valor pequeño y positivo de T∆Sº. Si el ∆Gº = 0 el sistema está en equilibrio, la tendencia de todas las reacciones químicas.

La variación de la energía libre en bioquímica

LA ∆Gº negativo en bioquímica se sigue estrictamente bajo pena de que no se produzca una reacción si el valor de la cantidad es positivo o la liberación energética es baja. La vida en los organismos aeróbicos existe simplemente porque obtienen la energía libre contenida en la glucosa, por ejemplo, a través de la oxidación donde la entalpía es negativa, favoreciendo un valor negativo de variación de la energía libre, aumentando la entropía del ambiente cuando liberan COdos y HdosO según la reacción:

La variación de la energía libre ΔG de un sistema representa la energía necesaria para realizar un trabajo útil, en su cambio de estado. En el transcurso de la reacción, observamos que la capacidad para realizar trabajos útiles disminuye paulatinamente, con el consumo de reactivos y formación de producto de esta manera, el sistema alcanza el equilibrio dinámico, lo que demuestra que los ΔG tanto de productos como de reactivos son los mismos proporcionando ΔG = 0. Según el diagrama a continuación se concluye que:

ΔG = 0 El sistema alcanzó el equilibrio dinámico
ΔG = positivo La reacción ocurre a favor de los reactivos.
ΔG = negativo Ir al estado estable

O expresando a través de las ecuaciones:

Donde: R es la constante de Boltzman, es decir, R = 0.082 L atm-1

T es la temperatura en Kelvin (K) donde K = T en ° C + 273.15

Electroquímica y ΔG °

Cuándo ΔG ° se acerca a cero en una celda electroquímica, ha alcanzado el equilibrio. Donde, los reactivos y productos están en la misma cantidad y la batería ha descargado su carga, decimos que este sistema está en equilibrio. En vista de esto, un científico llamado Nernest dedujo una ecuación capaz de suministrar la fuerza electromotriz (fem) a través de energía libre, “por qué la energía libre es proporcional a la fem que depende de la concentración de reactivos en la celda «. Esta relación se expresa mejor a través de las ecuaciones:

ΔG = ΔG ° + RTlnK donde:

ΔG = -nFE y ΔG ° = -nFEº reemplazando,

-nfE = -nFEº + RT lnK dividiendo los términos por –nF tenemos:

E = Eº- RT / nF lnK (ecuación de Nernest)

Cálculo de energía libre de Gibbs

Calcule la variación de energía libre de la formación de amoniaco a 25ºC y 1atm. Cuándo ∆Hº = -46.11KJ ∙ mol-1 y ∆Sº =-99,37 J ∙ K-1∙ mol-1, según la reacción:

Paso 1: Transforma la temperatura en grados Celsius a Kelvin y la variación de entropía de J ∙ K-1∙ mol-1 para KJ ∙ K-1∙ mol-1.

Paso 2: reemplace los datos en la ecuación:

Bibliografía:
MOORE, WJ «Química Física, Trad. 4ª Ed., Edgard Blücher, São Paulo, 1976.
RUSSEL, JOHN B. «Química general». 2a. Ed., Makron Books, São Paulo, 1994.
PW Atkins, Química Física, Vol. 1. LTC Editora, Río de Janeiro 1999.

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