L’energia libera di formazione di Gibbs indicata come G°form è la variazione di energia libera quando gli elementi nei loro stati standard si combinano per dare i prodotti di reazione.
La variazione dell’energia libera di Gibbs allo stato standard è espressa dall’equazione:
ΔG° = ΔH° – TΔS°
dove ΔH° è la variazione di entalpia e ΔS° è la variazione di entropia.
Per stato standard si intende che
- la pressione parziale dei gas presenti sia di 105 Pa
- le concentrazioni delle soluzioni acquose sia 1 M
- la temperatura sia di 25°C
Definizione
I valori dell’energia di formazione di Gibbs possono essere utilizzati per calcolare la variazione di energia libera per una reazione chimica o per un passaggio di stato.
I valori dell’energia libera di Gibbs allo stato standard sono tabulati e per la formazione di un elemento è pari a zero.
Per la generica reazione:
reagenti → prodotti
la variazione dell’energia libera di Gibbs è data dall’equazione:
ΔG° = Σ G°form(prodotti) – Σ G°form(reagenti)
Ovvero:
ΔG° = ΔH°form – TΔS°form
Dal valore positivo o negativo di ΔG° di una data reazione si può prevedere se essa avviene spontaneamente.
Esercizi
- Valutare dai seguenti dati termodinamici se la reazione:
½ N2(g) + 2 H2(g) + ½ Cl2(g) → NH4Cl(s)
avviene spontaneamente a 298.2 K
| Composto | ΔH°form kJ/mol | ΔS°form kJ/mol ∙K |
| N2(s) | 0 | + 0.1915 |
| H2(g) | 0 | + 0.1316 |
| Cl2(g) | 0 | + 0.2232 |
| NH4Cl(s) | – 314.4 | + 0.0946 |
ΔS°form = Σ ΔS°form(prodotti) – Σ ΔS°form(reagenti) =
= ( 1 mol NH4Cl)( + 0.0946 kJ/mol∙K) – [(1/2 mol N2)(+0.1915 kJ/mol∙K) + ( 2 mol H2)(0.1316 kJ/mol∙K) + (1/2 mol Cl2)( + 0.2232 kJ/mol ∙K) = – 0.3739 kJ/K
ΔH°form = (1 mol NH4Cl)( – 314.4 kJ/mol) = – 314.4 kJ
Pertanto:
ΔG° = ΔH°form – TΔS°form = – 314.4 kJ – 298.2 K(- 0.3739 kJ/K) = – 202.9 kJ
2. Valutare dai seguenti dati termodinamici se la reazione di dissoluzione del nitrato di potassio avviene spontaneamente a 25°C.
La reazione è:
NH4NO3(s) → NH4+(aq) + NO3.-(aq)
| Composto | ΔH°form kJ/mol | ΔS°form J/mol ∙K |
| NH4NO3(s) | -365.56 | + 151.08 |
| NH4+(aq) | -132.51 | + 113.4 |
| NO3.-(aq) | – 205.0 | + 146.6 |
Si inizia con il calcolare ΔH°form :
ΔH°form = Σ ΔH°form(prodotti) – Σ ΔH°form(reagenti) =
= [ (1 mol NH4+)(-132.51 kJ/mol) + (1 mol NO3–)(-205.0 kJ/mol) – (1 mol NH4NO3)(- 365.56 kJ/mol)] = 28.05 kJ = 2.805 ∙ 104 J
Si calcola ΔS°form :
ΔS°form = Σ ΔS°form(prodotti) – Σ ΔS°form(reagenti) =
= [(1 mol NH4+)(113.4 J/mol) + (1 mol NO3–)(146.6 J/mol) – (1 mol NH4NO3)(151.08 J/mol)] = 108.9 J/K
La temperatura espressa in gradi Kelvin è 25 + 273.15 = 298.15 K
Pertanto:
ΔG° = ΔH°form – TΔS°form = 2.805 ∙ 104 J – (298.15 K)( 108.9 J/K) = – 4.4 ∙ 103 J = – 4.4 kJ
Poiché il valore di ΔG° è inferiore a zero la reazione è spontanea