La variazione di energia libera per le trasformazioni fisiche o per reazioni chimiche è calcolata da dati termodinamici relativi allo stato standard. In essi sono riportate le variazioni di entalpia e di entropia per cui ΔG° = ΔH° – T ΔS°
L’energia libera di Gibbs G è una funzione di stato definita come G = H – TS essendo H l’entalpia, S l’entropia e T la temperatura.
L’energia libera è una grandezza termodinamica la cui variazione, nel corso di una reazione consente di prevederne la spontaneità. Infatti se ΔG < 0 la reazione avviene spontaneamente mentre se ΔG > 0 la reazione non avviene spontaneamente.
Poiché l’energia libera è una funzione di stato il suo valore dipende solo dalle condizioni dello stato iniziale e finale del sistema.
Un metodo per calcolare
Conoscendo il valore dell’energia libera del sistema chimico allo stato iniziale e si può ottenere ΔG tramite la relazione:
ΔG = ∑ Gprodotti – ∑ Greagenti
Esercizi
- Calcolare la variazione di energia libera relativa al processo di vaporizzazione dell’acqua a 25°C
La trasformazione fisica viene scritta come:
H2O(l) → H2O(g)
I dati termodinamici relativi a questa trasformazione sono:
| Sostanza | ΔH°f (kJ/mol) | S°f (J/K ·mol) |
| H2O(l) | -286.83 | 70.0 |
| H2O(g) | -241.82 | 188.8 |
La temperatura è pari a 298 K e si considera il processo relativo a 1 mole di acqua
ΔH° = ΔH°f (H2O(g) ) – ΔH°f (H2O(l) ) = – 241.82 – ( – 286.83) = + 45.01 kJ
ΔS° = (1 mol) S°f(H2O(g)) – (1 mol) S°f(H2O(l)) = (1 mol) 188.8 – (1 mol) 70.0 = 118.8 J/K
T ΔS° = 298 K · 118.8 J/K = 35402 J = 35.4 kJ
ΔG° = ΔH° – T ΔS° = + 45.01 kJ – 35.4 kJ = + 9.61 kJ > 0 quindi la trasformazione non è spontanea
- Calcolare la variazione di energia libera allo stato standard relativa alla reazione di decomposizione dell’ossido di mercurio (II):
HgO(s) → Hg(l) + ½ O2(g)
I dati termodinamici relativi a questa trasformazione sono:
| Sostanza | ΔH°f (kJ/mol) | S°f (J/K ·mol) |
| HgO(s) | -90.46 | 71.13 |
| Hg(l) | 0 | 75.9 |
| O2(g) | 0 | 205.2 |
Tenendo conto del coefficiente stechiometrico di O2 si ha:
ΔH° = [ 1(ΔH°f Hg(l) + ½ ΔH°f (O2)] – 1 (ΔH°f(HgO(s)) = 1(0) – ½ (0) – (-58.43) = + 90.46 kJ
ΔS° = [ 1(ΔS°f Hg(l) + ½ ΔS°f (O2)] – 1 (ΔS°f(HgO(s)) = [ 1(75.9)+ ½ (205.2)] – 1(71.13) = 107.4 J/K
T ΔS° = 298 K · 107.4 J/K =32005 J = 32.0 kJ
ΔG° = ΔH° – T ΔS° = + 90.46 kJ – 32.0 kJ = + 56.5 kJ > 0 quindi la reazione non è spontanea