Calculadora de energía libre de Gibbs
Introduce la variación de entalpía y de entropía de una reacción y una temperatura para obtener la variación de energía libre de Gibbs, si la reacción ocurre por sí sola, la temperatura a la que eso cambia y la constante de equilibrio. O parte de una constante de equilibrio conocida para obtener la energía de Gibbs estándar.
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Cómo se usa
- Elige calcular a partir de ΔH y ΔS o de una constante de equilibrio.
- Introduce ΔH en kJ/mol y ΔS en J/(mol·K), las unidades de la mayoría de las tablas, o el valor de K.
- Introduce la temperatura y elige °C, K o °F.
- Lee ΔG, si la reacción es espontánea ahora, a qué temperaturas lo es y K.
Fórmulas
- ΔG = ΔH − T × ΔS (T en kelvin, ΔS en kJ/(mol·K))
- K = e^(−ΔG° ÷ RT) y ΔG° = −RT × ln K, R = 8,314462618 J/(mol·K)
- Temperatura de inversión T = ΔH ÷ ΔS, con sentido cuando ΔH y ΔS tienen el mismo signo
| ΔH |
ΔS |
Espontánea |
| − |
+ |
a cualquier temperatura |
| − |
− |
por debajo de ΔH ÷ ΔS |
| + |
+ |
por encima de ΔH ÷ ΔS |
| + |
− |
a ninguna temperatura |
Ejemplo resuelto
Síntesis de amoníaco N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃: ΔH = −92,2 kJ/mol, ΔS = −198,7 J/(mol·K), 25 °C = 298,15 K.
TΔS = 298,15 × (−0,1987) = −59,242 kJ/mol, así que ΔG = −92,2 + 59,242 = −32,958 kJ/mol: espontánea. K = e^(32.958 J ÷ (8,314462618 × 298,15)) = 594.184. ΔH y ΔS son negativos, así que la reacción solo es espontánea por debajo de 92.200 ÷ 198,7 = 464,02 K (190,87 °C).
En sentido inverso: K = 1000 a 25 °C da ΔG° = −8,314462618 × 298,15 × ln 1000 = −17,124 kJ/mol.
Errores frecuentes
- Mezclar kJ y J. ΔS suele darse en J/(mol·K); olvidar dividir entre 1000 hace el término entrópico mil veces mayor. La calculadora toma ΔS en J y lo convierte.
- Usar °C en la fórmula. T debe ser absoluta; 25 °C son 298,15 K.
- Confundir ΔG con ΔG°. La relación con K usa el valor estándar ΔG°; el ΔG real con concentraciones no estándar es ΔG° + RT ln Q.
Preguntas frecuentes
¿Cómo se calcula la energía libre de Gibbs?
ΔG = ΔH − T × ΔS, con T en kelvin. Las tablas dan ΔH en kJ/mol y ΔS en J/(mol·K), así que ΔS se divide antes entre 1000. Para la síntesis de amoníaco a 25 °C: −92,2 − 298,15 × (−0,1987) = −32,958 kJ/mol.
¿Qué significa un ΔG negativo?
Que la reacción es espontánea a esa temperatura: puede avanzar sin trabajo externo. No dice nada de la velocidad: una reacción espontánea puede ser lentísima si su energía de activación es alta. Un ΔG positivo significa que la espontánea es la reacción inversa.
¿A qué temperatura se vuelve espontánea una reacción?
Cuando ΔH y ΔS tienen el mismo signo, ΔG cambia de signo en T = ΔH ÷ ΔS. Si ambos son negativos, la reacción es espontánea por debajo de esa temperatura; si ambos son positivos, por encima. La descomposición de la caliza (ΔH = 178,3 kJ/mol, ΔS = 160,6 J/(mol·K)) es espontánea por encima de unos 1110 K.
¿Qué relación hay entre ΔG° y la constante de equilibrio?
ΔG° = −R × T × ln K, así que K = e^(−ΔG°/RT) con R = 8,314462618 J/(mol·K). K = 1 equivale a ΔG° = 0; cada 5,7 kJ/mol más negativos multiplican K por unas diez veces a 25 °C.
¿Se suponen constantes ΔH y ΔS?
Sí. La calculadora usa los valores que introduces a cualquier temperatura, que es la aproximación habitual. En un intervalo amplio de temperatura ambos cambian un poco, así que la temperatura de inversión es una estimación.