L’energia libera di Gibbs G di un sistema chiuso si gioca tra questi 3 fattori: entalpia H, entropia S e temperatura:

G = H – TS, si esprime in J/mole.

In realtà parliamo di ΔH e ΔS e quindi di ΔG o differenza di energia libera di Gibbs.

La reazione esoergonica è una reazione spontanea, va in discesa, ma se il calore (temperatura e agitazione delle molecole) non viene rimosso, la reazione si arresta.

La reazione è favorita dalla liberazione dell’entalpia dei reagenti, ma la temperatura e il disordine del sistema la contrastano.

ΔG negativo

La reazione esoergonica va spontaneamente verso i prodotti, e l’energia libera diminuisce,

vediamo che l’energia contenuta nelle molecole diminuisce a vantaggio del calore ambientale:

diminuisce la ΔH e aumenta la ΔS: < ΔH e > ΔS, il ΔG < 0.

Il ΔH è il calore prodotto dal sistema.

Il ΔS è il disordine del sistema, anzi quella parte di calore assorbito per aumentare il suo disordine.

Il ΔG è il lavoro utile massimo estraibile dal sistema.

Cioè il calore (ΔG) lo utilizziamo per avere lavoro utile.

Reazione spontanea non sottende che la reazione è rapida, significa solo che avviene, la velocità è un’altra cosa.

Es il ferro a contatto con l’ossigeno arruginisce, ma non da oggi a domani, ma ci impiega qualche anno.

Così la carta a contatto con l’aria diventa gialla dopo secoli.

ΔG = 0

Se l’energia libera non cambia, siamo in equilibrio e la reazione si ferma.

ΔG positivo

Se aggiungo energia, l’energia libera aumenta, la reazione torna indietro verso i reagenti.

L’aggiunta di energia è tipica della delle reazioni endotermiche.

Per avere reazioni endotermiche deve per forza aumentare l’energia libera, per fare un movimento in salita devo per forza dare energia.

Se endotermica: il dG è positivo.

Calcolo delta Gibbs

L’entalpia (H) MENO il prodotto della Temperatura in cui avviene la reazione moltiplicato l’entropia (S):

infatti la temperatura aumenta il disordine e quindi ostacola la reazione.

Energia dei reagenti: G1 = H1 – TS1

Energia dei prodotti: G2 = H2 – TS2

In realtà si usa la variazione energetica:

delta gibbs

La ΔG stabilisce la spontaneità di una reazione chimica.

ΔG negativo ho una reazione spontaneaΔ H negativoΔ S positivo esoergonica
ΔG positivo ho una reazione NON spontanea Δ H positivo Δ S negativoendoergonica

La produzione dell’acqua è spontanea a condizioni standard ? Sì

H2 + 1/2O2 > H2O

ΔG = ΔH – T ΔS = 0

Sappiamo dalle tabella che la ΔH dell’acqua liquida -285,83 kJ/m.

Calcoliamo il ΔS di formazione dell’acqua:

ΔS = S dell’acqua liquida 70,1 – ( S di 1 H2 130,5 + S di 1/2 O2 205) = -162,9 JK.

Finalmente calcoliamo il delta G di formazione a 25°C

ΔG = ΔH – T ΔS = -285,83 kJ/m – (298,15 x – 0,1629 kJ K) = -285,83 + 48,63 = -237,2 kJ/mole.

La produzione dell’acqua è spontanea a 0 °C ? Sì

il delta G di formazione a 0°C= ΔH – T ΔS = -285,83 kJ/m – x 273,15 x – 0,1629 kJ K = -241,2 kJ/mole.

Abbassando la temperatura il ΔG si abbassa ulteriormente, ancora più spontanea.

La produzione dell’acqua è spontanea a 1500 °C ? No

il delta G di formazione a 0°C= ΔH – T ΔS = -285,83 kJ/m – x 1773,15 x – 0,1629 kJ K = + 3 kJ/mole.

Innalzando la temperatura il ΔG si alza, e la reazione è impossibile.

Calcola la temperatura di evaporazione spontanea

L’acqua evapora quando la differenza di energia libera è uguale a zero: ΔG = 0

Bisogna conoscere il delta H e il delta S di una mole di acqua, che sono rispettivamente 40,67 kJ e 109 JK per mole.

ΔG = ΔH – T ΔS = 0

quindi: Δ H – T Δ S = 0

Isola la T di temperatura: – T ΔS = – ΔH

T ΔS = ΔH

T = ΔH / ΔS = 40,67 kJ / 109 JK = 373,12 K, cioè 100°C è in equilibrio.

Se T > 100°C il processo è spontaneo,

se T < 100°C il processo non è spontaneo, per cui è spontanea la condensazione che è il processo inverso dell’evaporazione.

NO a 25°C si ossida spontaneamente in NO2 ?

monossido d’azoto + ossigeno > diossido di azoto

2NO + O2 > 2NO2

Sappiamo che il ΔH di NO, O2 e NO2 sono rispettivamente 90,37, 0 e 33,72 kJ/mol

Sappiamo che il ΔS di NO, O2 e NO2 sono rispettivamente 210,65, 205,02 e 240,45 kJ/mol

Dobbiamo calcolare il ΔH e il ΔS della reazione:

il ΔH della reazione = ΔH di 2NO2 – (delta H di 2NO + delta H di O2) =

il ΔH della reazione = 2×33,72 – 2×90,37 = -113,3 kJ/mol

il ΔS della reazione = ΔS di 2NO2 – (ΔS di 2NO + ΔS di O2) =

il ΔS della reazione = 2×240,45 – (2×210,65 +205,02) = -145,36 J/K mole

Ora calcoliamo il ΔG della reazione a 25°C o 298,15 K:

ΔG della reazione = ΔH – T ΔS = 0

ΔG = ΔH – T ΔS = -113,3 kJ/mol – (298,15 x -145,36 J/K mole) = -113,3 kJ/m + 43,3 kJ/m = -70 kJ/m

ΔG negativo ho una reazione spontaneaΔH negativoΔS positivo esoergonica

Il ΔG negativo nei muscoli

fosfocreatina + H2O > creatina + fosfato ha un ΔG -43 kJ/m (muscolo).

Tuttavia ci sono casi intermedi, dove magari il ΔH è negativo e il ΔS è negativo, è il caso dello scioglimento dello zucchero in acqua calda, lo zucchero si scioglie rompendo i legami deboli, ma assorbe energia, quindi è endoergonica.

Forse il ΔG c’entra con l’energia di attivazione di una reazione chimica ?