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.
G = Energia potenziale meno Energia cinetica moltiplicata per la Temperatura.
In realtà parliamo di differenza, o delta, ΔH e ΔS e quindi di ΔG o differenza di energia libera di Gibbs.
Parliamo di differenza tra un prima e un dopo la reazione.
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) è utilizzato per ottenere 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 devo per forza aumentare l’energia libera, per fare un movimento in salita devo per forza dare energia.
Se endotermica: il ΔG è positivo.
ΔG in edilizia
ΔG positivo e negativo è usato in edilizia per la produzione del cemento passando prima dalla produzione della calce viva.
La produzione di calce viva CaO (Ossido di calcio) è ottenuta attraverso la cottura della pietra calcarea carbonato di calcio CaCO3 → CaO + CO2 a temperature di 825°C.
Spegnendo la calce viva con l’acqua si ottiene la calce spenta Ca(OH)2 (idrossido di calcio):
CaO + H2O > Ca(OH)2 liberando 1.136 kJ per kg di calce viva CaO, 1 kg/ 56 g mole CaO = 17,86 moli. 1.136 kJ / 17,86 m = 63,61 kJ mole CaO
Calcolo Δ 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:
La ΔG stabilisce la spontaneità di una reazione chimica.
| ΔG negativo ho una reazione spontanea | Δ H negativo | Δ S positivo | esoergonica |
| ΔG positivo ho una reazione NON spontanea | Δ H positivo | Δ S negativo | endoergonica |
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 spontanea | ΔH negativo | ΔS 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 ?