20.4: Energía Libre
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Energía Libre
Muchas reacciones químicas y procesos físicos liberan energía que se puede utilizar para hacer otras cosas. Cuando se quema el combustible de un automóvil, parte de la energía liberada se utiliza para alimentar el vehículo. La energía libre es la energía que está disponible para hacer el trabajo. Las reacciones espontáneas liberan energía libre a medida que avanzan. Recordemos que los factores determinantes para la espontaneidad de una reacción son los cambios de entalpía y entropía que ocurren para el sistema. El cambio de energía libre de una reacción es una combinación matemática del cambio de entalpía y el cambio de entropía.
\[\Delta G^\text{o} = \Delta H^\text{o} - T \Delta S^\text{o}\nonumber \]
El símbolo de la energía libre es\(G\), en honor al científico estadounidense Josiah Gibbs (1839-1903), quien hizo muchas contribuciones a la termodinámica. El cambio en la energía libre de Gibbs es igual al cambio en la entalpía menos el producto matemático del cambio en la entropía, multiplicado por la temperatura Kelvin. Cada cantidad termodinámica en la ecuación es para sustancias en sus estados estándar. Las unidades habituales para\(\Delta H\) son\(\text{kJ/mol}\), mientras que a menudo\(\Delta S\) se reporta en\(\text{J/K} \cdot \text{mol}\). Es necesario cambiar las unidades para\(\Delta S\) a\(\text{kJ/K} \cdot \text{mol}\), para que el cálculo de\(\Delta G\) esté en\(\text{kJ/mol}\).
Una reacción espontánea es aquella que libera energía libre, por lo que el signo de\(\Delta G\) debe ser negativo. Dado que\(\Delta H\) y\(\Delta S\) puede ser positivo o negativo, dependiendo de las características de la reacción en particular, existen cuatro resultados generales diferentes para\(\Delta G\), y estos se describen en la siguiente tabla.
| Tabla\(\PageIndex{1}\): Entalpía, Entropía y Cambios de Energía Libre | ||
|---|---|---|
| \ (\ PageIndex {1}\): Entalpía, Entropía y Cambios de Energía Libre” style="vertical-align:middle; "> \(\Delta H\) | \(\Delta S\) | \(\Delta G\) |
| \ (\ PageIndex {1}\): Entalpía, Entropía y Cambios de Energía Libre” style="vertical-align:middle; ">- valor (exotérmico) | + valor (desorden) | siempre negativo |
| \ (\ PageIndex {1}\): Entalpía, Entropía y Cambios de Energía Libre” style="vertical-align:middle; ">+ value (endotérmico) | + valor (desorden) | negativo a temperaturas más altas |
| \ (\ PageIndex {1}\): Entalpía, Entropía y Cambios de Energía Libre” style="vertical-align:middle; ">- valor (exotérmico) | - valor (ordenar) | negativo a temperaturas más bajas |
| \ (\ PageIndex {1}\): Entalpía, Entropía y Cambios de Energía Libre” style="vertical-align:middle; ">+ value (endotérmico) | - valor (ordenar) | nunca negativo |
Ten en cuenta que la temperatura en la ecuación de energía libre de Gibbs es la temperatura Kelvin y así solo puede ser positiva. Cuando\(\Delta H\) es negativo y\(\Delta S\) es positivo, el signo de siempre\(\Delta G\) será negativo, y la reacción será espontánea a todas las temperaturas. Esto corresponde a que ambas fuerzas impulsoras estén a favor de la formación del producto. Cuando\(\Delta H\) es positivo y\(\Delta S\) negativo, el signo de siempre\(\Delta G\) será positivo, y la reacción nunca podrá ser espontánea. Esto corresponde a ambas fuerzas impulsoras que trabajan contra la formación del producto.
Cuando una fuerza impulsora favorece la reacción, pero la otra no, es la temperatura la que determina el signo de\(\Delta G\). Considere primero una reacción endotérmica (positiva\(\Delta H\)) que también muestre un aumento en la entropía (positiva\(\Delta S\)). Es el término entropía el que favorece la reacción. Por lo tanto, a medida que aumente la temperatura, el\(T \Delta S\) término en la ecuación de energía libre de Gibbs comenzará a predominar y se\(\Delta G\) volverá negativo. Un ejemplo común de un proceso que cae dentro de esta categoría es el derretimiento del hielo. A una temperatura relativamente baja (abajo\(273 \: \text{K}\)), el derretimiento no es espontáneo porque el\(\Delta H\) término positivo “supera” al\(T \Delta S\) término. Cuando la temperatura sube por encima\(273 \: \text{K}\), el proceso se vuelve espontáneo porque el\(T\) valor más grande ha volcado el signo de\(\Delta G\) over a ser negativo.
Cuando la reacción es exotérmica (negativa\(\Delta H\)) pero sufre una disminución de la entropía (negativa\(\Delta S\)), es el término de entalpía el que favorece la reacción. En este caso, una reacción espontánea depende de que el\(T \Delta S\) término sea pequeño en relación con el\(\Delta H\) término, por lo que\(\Delta G\) es negativo. La congelación del agua es un ejemplo de este tipo de procesos. Es espontáneo sólo a una temperatura relativamente baja. Arriba\(273 \: \text{K}\), el\(T \Delta S\) valor mayor hace que el signo\(\Delta G\) de sea positivo, y no se produce congelación.
Resumen
- Se define la energía libre.
- Se describen las relaciones entre entalpía, entropía y energía libre.