Free energy

La energía libre de Gibbs (ΔG):
Un indicador de espontaneidad

En sistemas abiertos (por ejemplo: los sistemas
biológicos) se requiere una nueva función de estado que
incluya tanto energía como entropía.
La variación de energía libre de Gibbs (∆G) es la
función de estado que mejor describe la segunda ley en
estos sistemas.
∆G= ∆H – T. ∆S
∆G: diferencia de energía libre
∆H: diferenciade entalpía
∆S: diferencia de entropía
T : temperatura absoluta ( en K)

Conceptualmente podemos definir ∆G como la
fracción de variación total de energía que es
capaz de efectuar trabajo a medida que el
sistema tiende al equilibrio, a P y T constantes.

∆G= - w ( trabajo máximo)
Cuanto más alejado esté el sistema del equilibrio,
más trabajo podrá realizar (Los sistemas
vivientes seencuentran alejados del equilibrio
para poder realizar trabajo).

Una nueva forma de enunciar la segunda ley (la
más importante para nuestros fines) sería:
“Dado un sistema abierto, el criterio para que
un proceso sea espontáneo a P y T constantes,
es que ∆G sea negativo".

∆G < 0 Proceso exergónico
∆G > 0 Proceso endergónico
En el equilibrio, ∆G= 0

La energía libre (∆G)…
La célulatiene como objetivo realizar
trabajo a partir de las entalpías de los
substratos.
La energía libre de Gibbs (∆G), se
define como aquella parte de la energía
total de un sistema que puede
convertirse en trabajo en condiciones
isotérmicas.

∆G = ∆H - T∆S
La energía libre de Gibbs representa la cantidad máxima de
energía que puede entregar un mol de substrato cuando se oxida
encondiciones isotérmicas.
Por ejemplo, considere la reacción:
C6H12O6 + 6 O2→ 6 CO2 + 6 H20
∆Gº
∆Hº
∆Sº
T.∆S

= -2867 kJ/mol
= -2813 kJ/mol
= +0,18 kJ/(mol.ºK)
= +54 kJ/mol)

∆Gº y ∆Hº tienen valores negativos dado que son perdidos por el
sistema, mientras que ∆S tiene un valor positivo ya que la entropía
del estado final el más grande que la del estado inicial: CO2 y H2O
son dos moléculasmás simples que la glucosa.

La oxidación (catabolismo) de la glucosa, como todas las oxidaciones es
un proceso exergónico, espontáneo e irreversible (para volver a hacer
glucosa, sería necesario agregar energía).

6 CO2 + 6 H20 → C6H12O6 + 6 O2
∆Gº
∆Hº
∆Sº
T.∆S

=
=
=
=

+2867 kJ/mol
+2813 kJ/mol
-0,18 kJ/(mol.ºK)
-54 kJ/mol)

En el caso de la formación de glucosa(anabolismo), el término entropía
es negativo dado que la entropía disminuye cuando se transforme
elementos simples como CO2 y H2O en glucosa, por lo que el signo de
∆Gº y de ∆H son positivos (la energía interna a aumentado).

Una reacción exotérmica (∆H < 0) no
necesariamente es espontánea (∆G < 0)

∆G = ∆H - T·∆S
Por ejemplo:
Si la reacción A → B, a 100°C, tiene una entalpía ∆H = - 40kJ·mol-1 (exotérmica) y ∆S = -120 J·K-1·mol-1, se tiene que:
∆G = - 40·000 - 373·(-120) = + 4.76 kJ·mol-1 (endergónica)

ENERGÍA LIBRE...
Criterio de espontaneidad: ∆Suniv > 0
¿No podríamos disponer de un criterio de espontaneidad
expresado sólo en función de las propiedades del sistema?
Supongamos que P y T son constantes:
qsist = qp = ∆Hsist ; qalrededores = -qsist = -∆Hsist
ΔS alrededores =ΔS univ = ΔS sis −

q alrededores − ΔH sist.
=
T
T

ΔH sis
> 0 ; TΔSsis − ΔH sis > 0 ; ΔH sis − TΔSsis < 0
T

∆Hsis – T.∆Ssis < 0
Energía libre
de Gibbs (G)
G = H – TS

• Función de estado
• Propiedad extensiva
• Unidades: J

∆G = ∆H – T∆S
• Si ∆G < 0 proceso irreversible (espontáneo)
• Si ∆G > 0 proceso no espontáneo
• Si ∆G = 0 proceso reversible (equilibrio)

APresión y Temperatura constantes, el sentido del cambio
espontáneo es el sentido de la disminución de G.

Josiah Willard Gibbs
(1839-1903)

ΔG = ΔH – TΔS
ΔH

ΔS

ΔG

¿Espontáneo?

–

+

–

Sí

–

No

si ⏐ΔH⏐>⏐TΔS⏐ (T bajas)

No

–
+

si ⏐ΔH⏐⏐TΔS⏐ (T bajas)

si ⏐ΔH⏐ 0 reactivos →productos: no espontánea
(reactivos ← productos: espontánea)
Si ∆Gº = 0 estado de...