Introducción

Relevancia del Tema

La Energía Libre de Gibbs es un concepto fundamental de la Termoquímica. Permite evaluar si una reacción química ocurrirá de forma espontánea o no, además de prever la dirección en la que la reacción progresará. Es una herramienta esencial para comprender la termodinámica de los sistemas reactivos y se utiliza ampliamente, por ejemplo, en la industria química para diseñar procesos eficientes y sostenibles.

Contextualización

La Energía Libre de Gibbs está inserta en el campo más amplio de la Termoquímica y de la Termodinámica Química. Va más allá del estudio de reacciones químicas balanceadas y permite una comprensión más profunda de cómo ocurren las reacciones y por qué algunas son más favorables que otras. Por lo tanto, comprender este concepto es crucial para avanzar en disciplinas posteriores, como la Cinética Química y el Equilibrio Químico, donde la predicción de la espontaneidad y la dirección de la reacción basada en la Energía de Gibbs se vuelve aún más relevante.

Desarrollo Teórico

Componentes

• Energía Libre de Gibbs (ΔG): Mide la variación de energía disponible para realizar trabajo en un sistema químico cuando la presión y la temperatura se mantienen constantes. Se considera una magnitud de estado, es decir, su valor depende solo de los estados inicial y final del sistema, sin importar la trayectoria por la cual ocurre la reacción. Se define por la ecuación: ΔG = ΔH - TΔS, donde ΔH es la entalpía de la reacción, T es la temperatura absoluta en Kelvin y ΔS es la variación de entropía.

• Entalpía (ΔH): Representa la variación de energía a presión constante. Se determina por la diferencia entre la energía total de los productos y de los reactivos. Las reacciones exotérmicas (ΔH < 0) liberan energía; las reacciones endotérmicas (ΔH > 0) consumen energía.

• Entropía (ΔS): Mide la dispersión de energía en un sistema. Cuanto mayor es la entropía, más 'desorganizado' es el sistema. Los aumentos en la cantidad de moles de gas, en la temperatura o en la dispersión espacial (por ejemplo, de sólido a líquido o de líquido a gas) aumentan la entropía.

Términos Clave

• Espontaneidad: Capacidad de una reacción química de ocurrir naturalmente, sin necesidad de una intervención externa. Una reacción es espontánea si ΔG < 0.

• Entalpía de Formación (ΔHf): Variación de entalpía que ocurre en la formación de un mol de una sustancia a partir de sus elementos en estado estándar.

• Entropía de Configuración (ΔSc): Variación de entropía que ocurre debido a cambios en la estructura espacial de las moléculas durante una reacción química.

• Segunda Ley de la Termodinámica: Enuncia que, en un sistema aislado, la entropía siempre aumenta o, como máximo, permanece constante. Por lo tanto, ΔS > 0 indica una reacción que tiende a ocurrir de forma espontánea.

Ejemplos y Casos

• Reacción de Combustión de la Glucosa: Esta reacción es altamente espontánea (exotérmica) porque ΔG es negativo. La reacción libera más energía de la que consume debido a que la energía contenida en los productos (dióxido de carbono y agua) es menor que en los reactivos (glucosa y oxígeno).

• Reacción de Disolución del Cloruro de Sodio en Agua: Esta reacción es espontánea incluso ocurriendo a temperatura constante (isotérmica) y liberando energía al medio (exotérmica). Esto se debe a que la variación de entropía es positiva, lo que contribuye a un valor de ΔG negativo.

• Formación del Gas Amoníaco (NH3): La reacción que forma gas amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno es exotérmica, pero no espontánea a todas las temperaturas. Esto se debe a la combinación de los efectos de las variaciones de entalpía y entropía, que se rigen por la ecuación ΔG = ΔH - TΔS.

Resumen Detallado

Puntos Relevantes

• Energía Libre de Gibbs (ΔG):

  • ΔG indica la cantidad de energía disponible para el trabajo en un sistema químico a temperatura y presión constantes.
  • En un sistema cerrado, donde la presión y la temperatura son constantes, la reacción es espontánea si ΔG < 0.
  • ΔG se ve influenciado por la entalpía (ΔH) y la variación de entropía (ΔS), con la ecuación ΔG = ΔH - TΔS.

• Entalpía (ΔH) y Entropía (ΔS):

  • ΔH es la diferencia de energía entre productos y reactivos en una reacción a presión constante.
  • Las reacciones endotérmicas (ΔH > 0) consumen energía, mientras que las reacciones exotérmicas (ΔH < 0) liberan energía.
  • ΔS mide la 'desorden' del sistema, y cuanto mayor sea, más espontánea tenderá a ser la reacción.

• Términos Clave:

  • Espontaneidad: Indica si una reacción ocurrirá naturalmente, sin necesidad de intervención externa (ΔG < 0).
  • Entalpía de Formación (ΔHf) y Entropía de Configuración (ΔSc): Contribuyen al cálculo de ΔG.
  • Segunda Ley de la Termodinámica: El aumento de entropía tiende a favorecer la espontaneidad de una reacción.

Conclusiones

• La Energía Libre de Gibbs es un parámetro crucial para determinar la espontaneidad de una reacción.
• La entropía y entalpía desempeñan roles esenciales en el cálculo de ΔG, donde ΔG = ΔH - TΔS.
• El conocimiento de términos clave como espontaneidad, entalpía de formación, entropía de configuración y segunda ley de la termodinámica ayuda en la comprensión y aplicación de ΔG.

Ejercicios Sugeridos

1. Ejercicio 1: Considere la reacción de síntesis del metano (CH4) a partir de carbono e hidrógeno gaseosos:

   • C(s) + 2H2(g) → CH4(g)
   • Si ΔH = -74,87 kJ y ΔS = 186,3 J/K, determine si la reacción es espontánea a 298 K.
   • Pista: Convierta las unidades de ΔS a kJ/K.

2. Ejercicio 2: Analice las siguientes reacciones:

   • Reacción A: 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
   • Reacción B: 3O2(g) → 2O3(g)
   • Si ΔH para la Reacción A es -197 kJ y ΔS es -202 J/K, y para la Reacción B es +285 kJ y ΔS es +150 J/K, ¿cuál de las dos reacciones es más espontánea a 298 K?

3. Ejercicio 3: Una reacción es endotérmica y tiene una variación de entropía negativa. Explique si es posible que sea espontánea. Justifique su respuesta.