Enerxía libre de Gibbs

En Termodinámica, a enerxía libre de Gibbs (ou entalpía libre) é unha expresión matemática -máis concretamente unha función de estado extensiva-, que dá a condición de equilibrio e de espontaneidade para calquera proceso que teña lugar a presión constante (por exemplo moitas reaccións químicas). Cambios na enerxía libre simbolízanse como ΔG e representa a enerxía que queda dispoñible para traballo químico útil.

ΔG = ΔH - T ΔS

onde H é o contido de calor; T é a temperatura e S é a entropía do sistema. Foi desenvolvida nos anos 1870 polo físico-matemático estadounidense Williard Gibbs.

• A condición de equilibrio é ${\displaystyle \Delta \ G=0}$
• A condición de espontaneidade é ${\displaystyle \Delta \ G\leq \ 0}$
• A condición de equilibrio na dirección oposta é ${\displaystyle \Delta \ G\geq \ 0}$

A enerxía de Gibbs molar parcial, é o que se coñece co nome de potencial químico, que é o que se manexa en cálculos termodinámicos en equilibrio, xa que o equilibrio químico entre dous sistemas implica a igualdade de potenciais químicos e o seu uso facilita os cálculos.

Unidades

Pódese expresar como unha magnitude extensiva, é dicir, que depende da cantidade de sistema, ou intensiva. Neste caso, se cadra máis frecuente, as unidades serían de enerxía por unidade de cantidade de materia. As máis utilizadas son:

• ${\displaystyle {\frac {kJ}{mol}}}$
• ${\displaystyle {\frac {kcal}{mol}}}$

Véxase tamén

• Termodinámica
• Reacción química
• Termoquímica

Ligazóns externas

• Máis información^{[Ligazón morta]}