Energía Libre

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

UNIVERSIDAD PEDAGÓGICA EXPERIMENTAL LIBERTADOR

INSTITUTO PEDAGÓGICO “RAFAEL ALBERTO ESCOBAR LARA”

ASIGNACIÓN DE ENERGÍA LIBRE

Nombre:

Miguel ángel Camacho

Sección: 231

Maracay, Diciembre de 2012

1. Defina Energía Libre de Gibbs

Es la magnitud termodinámica, es decir, es una función de estado, que incluye la entalpía y la entropía, G=H-TS, donde H es la entalpia, S es la entropía y T es la temperatura absoluta, en las condiciones en la cual se desenvuelven los organismos vivientes, las reacciones químicas se realizan en un medio en el cual la temperatura y la presión se mantienen constantes. Esta función G recibió el nombre de energía libre porque una reducción de su valor de un estado a otro (Gf-Gi), es una medida de la máxima cantidad de energía potencialmente disponible para realizar un trabajo útil cuando el cambio tiene lugar.

2. Explique la energía libre de Gibbs como criterio de espontaneidad de una reacción química.

La espontaneidad de una reacción química depende no solo de la energía sino también de desorden, ya que el carácter espontaneo de una reacción química, puede explicarse a partir de esta ecuación:

∆G=∆H-T∆S

Donde H es el contenido energético o entalpia, T es la temperatura absoluta, S es la entropía y G es la energía libre de Gibbs. En todos los procesos espontáneos la energía libre del sistema disminuye, es decir, el valor final de G es menor que el inicial y por lo tanto, ∆G es negativa, esto se debe a que hubo una disminución del contenido energético, y hubo un aumento de desorden. Por lo tanto si ∆S es mayor que ∆H aunque el proceso sea endotérmico la reacción es espontanea, y toda reacción exotérmica en la que tenga lugar un aumento de entropía la reacción será espontanea. Ejemplo:

2H_2 O_(2(g,1atm))→2H_2 O_((g,1atm))+O_(2(g,1atm))

En esta reacción aumenta el número de partículas por lo que aumenta el desorden, además desprende calor esto contribuye a que la energía libre disminuya y el proceso se dé espontáneamente.

3. Nombre y explique métodos para la determinación del valor de ∆G°.

1. Uno de los métodos para calcular el valor de ∆G° de una reacción química, es mediante la Ley de Hess en base a los calores de formación estándar de las sustancias más simples, los cuales se obtienen por calorimetría y están tabulados. Además, se pueden calcular mediante la siguiente ecuación fundamental:

∆〖G°〗_r=∆〖H°〗_r-T∆〖S°〗_r T,P ctes

∆G: delta G (simplemente, “variación en la energía libre de Gibbs”)

∆Gr: delta G de reacción (variación de G para una reacción química)

∆Gro: delta G de reacción en condiciones estándar

∆Gf o: delta G de formación en condiciones estándar

Ejemplo:

CaSO4 (anhidrita) + 2H2O(l) = CaSO4.2H2O (yeso)

∆H°f (anh) = -1434,11[kJ/mol], ∆Hof (agua) = -285,830[kJ/mol],

∆H°f (yeso) = -2022,63 [kJ/mol];

∆S°f (anh) = 106,7 [J/mol/K], ∆Sof (agua) = 69,91 [J/mol/K], ∆Sof (yeso) = 194,1[J/mol/K],

∆G°f (anh) = -1321,79 [kJ/mol], ∆Gof (agua) = -237,129 [kJ/mol],

∆G°f (yeso) = -1797,28 [kJ/mol].

∆H° = (-2022,63) – (-1434,11 + (2)-285,830) = - 16,86 [kJ/mol] (exotérmica)

∆S° = 194,1 - 106,7- 2(69,91) = - 52,42 [J/mol/K] = - 0,05242 [kJ/mol/K]

Ahora podemos calcular ∆G° de dos formas

1. ∆G°r = ∆H°r - T∆S° = [- 16,86 – (298)(- 0,05242) ]= - 16,86 +15,62 = - 1,24 [kJ/mol]

2. ∆G°r = [-1797,28 – (-1321,79 + (2).-237,129)] = - 1,23 [kJ/mol] la reacción es espontánea

2. Otro método que se puede utilizar es mediante la relación entre el ∆G°y la constante de equilibrio ya que si nos dan el valor de la constante podemos calcular el ∆G° por la formula siguiente:

ΔG°=-RTlnK

3. El método directo igualmente se puede utilizar este consiste en calcular el ΔG° a partir de ompuestos que se pueden sintetizar fácilmente para ello utilizamos las entalpias de formación estándar (estas se encuentran tabuladas) de cada uno de los componentes que participan y aplicamos la formula siguiente:

∆G_r^°=[∆G_f^° productos ]-[∆G_f^° reactivos]

4. Explique la relación entre el valor de ∆G° y el valor de la constante de equilibrio Keq de una reacción química.

La relación existente entre la variación de energía libre de una reacción química con la constante de equilibrio se puede explicar de la siguiente manera:

Tenemos una reacción química

aA+bB ↔ cC + dD

Y la constante de equilibrio:

K_eq=([C]^c [D]^d)/([A]^a [B]^b )

En una reacción química, no todos los reactivos y productos se encontraran en sus estados estándar, bajo estas condiciones la relación entre ΔG y ΔG° deriva de la termodinámica es:

ΔG=ΔG°+RTlnQ

Donde R es la constante de los gases, cuyo valor es 8,314J/K.mol, T es la temperatura absoluta de la reacción y Q es el cociente de reacción. Se tiene que considerar estos casos:

Caso 1. Si ΔG° tiene un valor negativo grande, ΔG tendera a ser también negativo. Por lo que la reacción neta procederá de izquierda a derecha hasta que se forme una cantidad significante de producto, en este punto, el término RTlnQ será suficientemente positivo para aproximarse al término negativo ΔG°

Caso 2. Si el término ΔG° tiene un valor grande positivo, ΔG tenderá a ser también positivo, entonces la reacción neta procederá de derecha a izquierda hasta que se forme una cantidad significante de reactivos, en este término RTlnQ será suficientemente negativo para aproximarse al termino positivo ΔG°

Por lo tanto en el equilibrio ΔG=0 y Q = K donde K es la constante de equilibrio

0= ΔG°+RTlnK

ΔG°=-RTlnK

Esta es una de las ecuaciones más importantes en termodinámica ya que permite calcular la constante de equilibrio de una reacción si se conoce el cambio de energía estándar y viceversa. Ya que ΔG° es una constante para una reacción en particular a una temperatura dada. La constante de equilibrio (K) se calcula

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