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Energía libre de Gibbs

Espontaneidad de las reacciones químicas.

El principio de mínima energía

En las reacciones químicas, como en toda la naturaleza, opera el principio de mínima energía según el cual los sistemas materiales tienden a evolucionar en el sentido en el que disminuye su energía potencial.

A veces , aunque el contenido energético de los productos de la reacción sea inferior al de los reactivos, el sistema no evoluciona espontáneamente, como cabría esperar según el principio de mínima energía, porque es necesario aportar una cierta cantidad de energía inicial para poner en marcha la reacción. Esta energía inicial se conoce como energía de activación y se emplea en la rotura de los primeros enlaces, proceso en el que se libera la energía que se necesita para que la reacción continúe por sí misma.

El principio de máximo desorden

Si atendemos exclusivamente al principio de mínima energía, ninguna reacción endotérmica podría ser espontánea, ya que en este tipo de reacciones la energía del sistema aumenta. Sin embargo, existen en la naturaleza reacciones endotérmicas que se producen espontáneamente, lo que significa que, además de la energía, debe existir otro factor que condicione la espontaneidad de una reacción química. Esta otra variable es el grado de desorden, también denominado entropía (S).

La entropía de un sistema depende de factores tales como el número de partículas o el estado físico, así el estado gaseoso es más desordenado que el líquido o que el sólido, es decir tiene mayor entropía.

Los sistemas químicos tienden a alcanzar un mínimo de energía y un máximo de desorden y son ambos factores los que controlan conjuntamente el carácter espontáneo de las reacciones.

La energía libre de Gibbs

La relación entre la energía y el desorden puede explicarse a partir de la siguiente ecuación:

G = H - T S

donde H es el contenido energético o entalpía, T es la temperatura absoluta, S es la entropía y G la llamada energía libre de Gibbs.

La variación de G es la que determina el carácter espontáneo de una reacción química. 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 tanto, G es negativa. De acuerdo con la anterior ecuación, tal disminución (G<0) podrá ser debida a una disminución del contenido energético H (H<0), a un aumento del desorden (S>0) o a ambos.

El resultado final de ese balance entre energía y desorden es entonces el responsable de la espontaneidad de la reacción. Si S es mayor que H aunque el proceso sea endotérmico (H>0) será espontáneo (G<0). Tal es el caso de la reacción:

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

que no es espontánea a 255 K y sí lo es a 358 K, porque, a esa temperatura, el término de desorden T.DS predomina sobre el de energía H, con lo que G resulta negativo. Este ejemplo muestra la importancia que tiene el factor temperatura a la hora de establecer si una reacción química es o no espontánea.

Toda reacción exotérmica (H<0) en la que tenga lugar un aumento de entropía (S>0) es espontánea (G<0). La reacción de descomposición del agua oxigenada constituye un ejemplo:

2 H2O2 (g; 1 atm) 2 H2O (g; 1 atm) + O2 (g; 1 atm) + 211 kJ

En este proceso aumenta el número de partículas (a igualdad de estado gaseoso de reactivos y productos) por lo que aumenta el desorden; pero además, desprende calor (H<0). Ambas circunstancias contribuyen a que la energía libre disminuya y así, el proceso tiene lugar espontáneamente.

Ejemplo:

La reacción de síntesis del amoníaco:

3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)

viene acompañada, en las condiciones de 298 K de temperatura y una atmósfera de presión, por los siguientes cambios en las variables termodinámicas H y S:

H = -22,1 kcal

S = -47,4·10-3 kcal/k

Vamos a ver en qué condiciones la reacción será espontánea.

Como H es negativa hay una pérdida de energía por parte del sistema, o lo que es lo mismo, la reacción es exotérmica. Por su parte la entropía disminuye ya que disminuye el número de moléculas, que pasa de ser cuatro para los reactivos a dos para el producto.

Para averiguar si a la temperatura considerada la reacción evoluciona espontáneamente será preciso determinar G y particularmente su signo:

G = H - S = -22,1 - [298 · (-47,4)·.10-3] = -8,0 kcal

La G resulta negativa, por tanto la reacción es espontánea. Un aumento de temperatura no favorece la reacción ya que al aumentar la temperatura el segundo término se hace más positivo y por tanto G resulta menos negativo.

 

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