Energía Libre de Gibbs

Energía Libre de Gibbs
En la termodinámica química de las reacciones y en los procesos no cíclicos, existen cuatro cantidades útiles llamadas "potenciales termodinámicos". Estos son la energía interna, la entalpía, la energía libre de Helmholtz y la energía libre de Gibbs. La energía libre de Gibbs se define por

La energía interna U, podría ser considerada como la energía necesaria paracrear el sistema, en ausencia de cambios en la temperatura o el volumen. Pero tal como se estudió en la definición de entalpía, se debe realizar una cantidad adicional de trabajo PV, si se crea el sistema desde un volumen muy pequeño, con objeto de "crear espacio" para el sistema. Tal como se estudió en la definición de energía libre de Helmholtz, el medio ambiente a una temperatura constante T,contribuirá al sistema con una cantidad TS, reduciendo de esta manera la inversión total necesaria para la creación del sistema. Esta contribución neta de energía al sistema, creado a temperatura ambiente T desde un volumen inicial despreciable, es la energía libre de Gibbs.
En una reacción, el cambio en la energía libre de Gibbs ΔG, es un parámetro muy útil. Se puede considerar que es la máximacantidad de trabajo que se puede obtener de una reacción. Por ejemplo, en la oxidación de la glucosa, el cambio en la energía libre de Gibbs es ΔG = 686 kcal = 2870 kJ. Esta es la reacción principal de energía en las células vivas.

Energía libre y espontaneidad
Para determinar si un proceso es o no espontáneo, hay que tomar en consideración la variación de la entalpía y de la entropía, puesto quealgunas veces se contradicen. Por un lado, la entalpía nos dice que un proceso tiende a la espontaneidad, mientras que la entropía manifiesta lo contrario. Así, es necesario evaluar a ambas para establecer si un proceso definitivamente es o no espontáneo en ciertas condiciones.
La energía libre de Gibbs es: la energía liberada por un sistema para realizar trabajo útil a presión constante. Ésta serepresenta con el símbolo G y considera ambos cambios de tal forma que:
∆G = ∆H – T∆S
 
La variación de la energía libre ∆G, es una función de estado y tiene unidades de energía. Así, si en una reacción química se libera trabajo útil sin importar lo que ocurra en el universo el ∆G es negativo y por lo tanto será una reacción espontánea, puesto que considera la dispersión de la energía ∆H = - yla dispersión de la materia ∆S = + en el sistema.
De esta manera, si una reacción ocurre a bajas temperaturas con un cambio pequeño de entropía, entonces el término TDS será insignificante y  DG dependerá principalmente de DH.
Las reacciones endotérmicas ocurren solamente si TDS es grande. La temperatura tiene que ser alta o tiene que haber aumento grande en la entropía para que predomine estetérmino y sea el que determine el valor del ∆G.
Si:
∆G < 0   La reacción es espontánea en el sentido establecido.
∆G > 0   La reacción no es espontánea en el sentido establecido.
∆G = 0   El sistema está en equilibrio.
La energía estándar de reacción, es el cambio de la energía estándar de productos menos el cambio de la energía estándar de reactivos
 
∆G0 reacción = ∑n ∆G0 productos – ∑n∆G0 reactivos
 
Se considera para los elementos en su forma más estable en condiciones estándares ∆G0 = 0.
 
Calcular la variación de la energía libre a 25 0C y 1 atmósfera de presión para la siguiente reacción y establecer si es o no espontánea.
 
CH4(g)   +   2O2(g)   →   CO2(g)   +   2H2O(l)
 
 ∆G0 = -32.89 kJ/mol   +   ∆G0 = 0      ∆G0 = -394.4 kJ/mol   +   ∆G0 = -237.2 kJ/mol
 

 ∆G0 reacción = ∑n ∆G0 productos   –   ∑n ∆G0 reactivos
 
∆G0 reacción = -868.8 kJ – (-32.89 kJ)
 
∆G0 reacción = -835.91 kJ
 
∆G0 reacción < 0     Reacción espontánea
 
Si la reacción se lleva a cabo a otra temperatura, es necesario hacer una corrección y se utiliza:
 
∆G0 reacción = ∆H0 reacción – T∆S0 reacción
 
Si la reacción se realiza a 400 K, se calcula:
∆H0 reacción = -890.4...