Como en el caso de los calores de reacción, la energía libre de formación es la energía de un compuesto puro cuando se forma un mol de sustancia a partir de sus elementos.
se mide a 25ºc y 1 atm de presión de do n de salen valores de g que se escriben: ∆g°f (y donde además las concentraciones de reactivos y productos son unitarias).
La mayoría de los ∆G°f son negativos y por lo tanto espontáneos en esas condiciones, pero hay excepciones como por ejemplo el NO (g) (monóxido de nitrógeno) cuyo ∆G°f = + 86,52 kJ y el NO2 (g) con ∆G°f = +51,83 kJ. Con estos valores debería ser (y lo es) espontánea la reacción inversa, pero dado que su cinética (velocidad con la cual ocurre la reacción) es lenta los dos son importantes contaminantes de la atmósfera.
Pero aquí cabe preguntarnos: ¿podemos conocer el valor absoluto de la energía libre? : la respuesta debería ser inmediata por su parte dado que la energía libre se relaciona con la entalpía y de ella no podemos conocer el valor absoluto, luego tampoco lo podemos hacer con ésta nueva función de estado.
La solución al problema es similar que la planteada para la entalpía.
Se establece una convención arbitraria donde:
La energía libre (g°) de una sustancia química elemental en su estado normal o estándar (25ºc y 1 atm) vale cero
Esto es cierto para los elementos puros en sus estados más estables. Todo lo dicho en oportunidad de tratar Termoquímica es válido aquí, ya que si se varían la temperatura y la presión se debe buscar otras condiciones estándar y además los elementos deben estar en sus estados más estables (variedad alotrópica y estado de agregación más estable a 25ºC y 1 atm )
Ejemplos:
G° O2 (g) = 0 G° C (grafito)= 0
G° Na° (s)=0 G° S (rómbico) = 0
Pero G ° S (monoclínico) = 0,33
¿Por qué se presenta este último dato?
El S (azufre) rómbico y monoclínico son variedades alotrópicas (es decir que la misma sustancia se puede presentar en al menos dos formas cristalinas), pero sólo una de ellas es la más estable a 25ºC y 1 atm de presión, y por ello una de las variedades tiene un valor distinto de 0 (cero).
Lo mismo puede ocurrir con otras sustancias.
Cálculo de los ∆G° de las reacciones
Se encuentran tablas ∆Gf° para muchas sustancias por lo que teniendo una reacción podemos calcular su ∆G° de la siguiente manera:
Gráfico número 27
o también:
∆G° = SG°f (productos) - SG°f (reactivos)
Pero ¡cuidado! es te valor de ∆G° será válido solo a 25ºc y recuerde que la energía libre tiene una relación lineal con la temperatura como se puede deducir de la ecuación de Gibbs-Helmholtz.
En el caso en que variemos la temperatura pero no la presión se acostumbra a colocar ∆G 1atm y a continuación la temperatura a la cual se opera el cambio.
Criterios de espontaneidad
Hemos planteado dos situaciones en las cuales discernimos la espontaneidad o direccionalidad de las reacciones, que fue durante mucho tiempo una preocupación para los químicos hasta que se establecieron definitivamente. Tenga en cuenta que la termodinámica es una rama de las ciencias (como tantas otras) muy nueva y que la mayoría de las funciones termodinámicas no han cumplido el centenario.
Recordemos éstas situaciones:
∆G mayor que cero = no espontánea
∆G menor que cero = espontánea
Ahora nos podemos preguntar: ¿y cuándo ∆G= 0?
En ese caso la reacción esta en equilibrio
Este es un concepto fundamental en la química, y usted siempre debe recordar que cualquier reacción en equilibrio tiene ∆G= 0.
Además de cualquier reacción en equilibrio es imposible recibir trabajo
útil, lo cual puede resultar obvio.
Pero mejor vayamos a un ejemplo:
Supongamos tener en ciertas condiciones (que pueden muy bien ser cercanas a 800ºC y 1 atm) piedra caliza (CO3Ca (s)).
Ante todo debemos acotar nuestro experimento diciendo que el sistema será cerrado sin permitir que se pierda m asa (concretamente CO2 (g) ya que en condiciones normales el mismo va a la atmósfera). A demás revise la tabla dada anteriormente y verá que a una temperatura cercana (algo m yor) a 800ºC y 1 atm se logra tener ∆G= 0.
Entonces ¿qué ocurrirá? :
El CaCO3 (s) se descompone de acuerdo a la ecuación conocida:
v →
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
Con una velocidad en el sentido indicado v→ hasta que se puede observar no ocurren m ás cambios significativos en el sistema.
¿Cómo se puede explicar, si lo que sabíamos hasta aquí es que continúa el proceso hasta agotar el reactivo?
La explicación es que la reacción inversa en determinado momento comienza a hacerse significativa.
vinversa →
CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s)
hasta que su vinversa → o mejor v ← se hace igual a la de descomposición.
En estas condiciones, o sea cuando v → = v ← tendremos una situación de:
Equilibrio químico donde el ∆Greacción = 0
Luego la reacción debe escribirse en esas condiciones:
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Resumamos los criterios de espontaneidad:
∆G < 0 espontánea
∆G > 0 no espontánea
∆G = 0 equilibrio
Por favor no confunda el hecho de que una reacción sea espontánea con la velocidad con que ocurre: son hechos independientes.
Hasta aquí hemos tratado siempre con concentraciones unitarias (o al menos constantes).