Calcolo dell’energia libera di Gibbs
Questo strumento calcola l’energia libera di Gibbs ΔG = ΔH − TΔS dalla variazione di entalpia, dalla variazione di entropia e dalla temperatura. Per la vaporizzazione dell’acqua (ΔH = 44,01 kJ/mol, ΔS = 118,8 J/(mol·K)) a 298 K dà +8,61 kJ/mol: a temperatura ambiente non è spontanea.
Esempio: Variazione di entalpia ΔH 44,01 kJ/mol · Variazione di entropia ΔS 118,8 J/(mol·K) · Temperatura 298 · Unità di temperatura: Kelvin (K) → ΔG: ΔG = 8,61 kJ/mol – non spontaneo (ΔG > 0). Fonte: OpenStax Chemistry 2e, 16.4 Free Energy – ΔG = ΔH − TΔS, Table 16.3 (spontaneity), four sign cases, T = ΔH/ΔS at ΔG = 0, ΔG° = −RT ln K with R = 8.314 J/(K·mol), Table 16.4; Examples 16.7 (vaporization of water, 8.6 kJ at 298 K), 16.8 (HgO), 16.11 (boiling point estimate 370.5 K), 16.13 (Ksp of AgCl) (read 10.10.2026). Aggiornato al: .
Come si calcola
La variazione di energia libera di Gibbs è ΔG = ΔH − TΔS. Se ΔG è negativo il processo è spontaneo, se è positivo non lo è, e ΔG = 0 indica l’equilibrio. Così il libro di testo OpenStax Chemistry 2e introduce l’energia libera di J. Willard Gibbs: a temperatura e pressione costanti, ΔG unisce la variazione di entalpia ΔH e la variazione di entropia ΔS del sistema. T è la temperatura assoluta in kelvin e può essere solo positiva. ΔS si indica di solito in J/(mol·K) e ΔH in kJ/mol, quindi TΔS va diviso per 1000 prima della sottrazione.
Esempi di energia libera di Gibbs
| ΔH (kJ/mol) | ΔS (J/(mol·K)) | T (K) | ΔG (kJ/mol) |
|---|---|---|---|
| 44,01 | 118,8 | 298 | 8,61 |
| 44,01 | 118,8 | 373 | −0,30 |
| 90,46 | 107,4 | 298,15 | 58,44 |
| −100 | 50 | 298 | −114,90 |
| 50 | −100 | 298 | 79,80 |
| −50 | −100 | 298 | −20,20 |
| −50 | −100 | 600 | 10,00 |
La prima riga è l’esempio 16.7 di OpenStax, la vaporizzazione dell’acqua: 44,01 kJ − 298 K × 118,8 J/K : 1000 = 44,01 − 35,40 = 8,61 kJ (il libro arrotonda a 8,6 kJ), quindi a 25 °C l’ebollizione non è spontanea. La terza riga è la decomposizione dell’ossido di mercurio(II) giallo (esempio 16.8); il libro riporta 58,45 kJ/mol, il calcolo esatto dà 58,44. Le ultime quattro righe usano numeri tondi per mostrare i quattro casi dei segni (calcolato).
Spontaneità e temperatura di inversione
- ΔH negativo e ΔS positivo: spontaneo a ogni temperatura.
- ΔH positivo e ΔS negativo: non spontaneo a nessuna temperatura.
- Entrambi positivi: spontaneo solo ad alta temperatura; entrambi negativi: solo a bassa temperatura.
Quando ΔH e ΔS hanno lo stesso segno, ΔG cambia segno a T = ΔH/ΔS. Per l’acqua: 44 010 J : 118,8 J/K = 370,5 K = 97,3 °C. OpenStax usa questo calcolo per stimare il punto di ebollizione e lo confronta con il valore accettato di 373,2 K; la differenza nasce dai dati misurati a 298 K. Con valori standard, ΔG° = −RT ln K lega ΔG alla costante di equilibrio (R = 8,314 J/(K·mol)): ΔG° = 55,7 kJ/mol per sciogliere AgCl a 298,15 K dà K = 1,74 × 10⁻¹⁰.
Il legame tra energia e potenziale di una pila è nel calcolo dell’equazione di Nernst; pressione, volume e temperatura di un gas si collegano con la legge dei gas perfetti.
Domande frequenti
Qual è la formula dell’energia libera di Gibbs?
ΔG = ΔH − TΔS, con ΔH la variazione di entalpia, T la temperatura assoluta in kelvin e ΔS la variazione di entropia. Porta ΔS da J a kJ (: 1000) prima di sottrarre.
Quando una reazione è spontanea?
Quando ΔG è negativo. ΔG > 0 significa non spontanea nel verso diretto, ΔG = 0 che il sistema è all’equilibrio.
A quale temperatura una reazione diventa spontanea?
Se ΔH e ΔS hanno lo stesso segno, a T = ΔH/ΔS (ΔH in J). Sopra quella temperatura se sono entrambi positivi, sotto se sono entrambi negativi.
Come ricavo K da ΔG?
Con valori standard: K = e^(−ΔG°/RT), R = 8,314 J/(K·mol). Un ΔG° negativo dà K > 1 (prevalgono i prodotti), uno positivo K < 1.
Perché l’esempio dell’acqua dà 97,3 °C e non 100 °C?
ΔH e ΔS vengono da tabelle a 298 K e sono trattati come costanti. OpenStax osserva che con valori misurati più vicino al punto di ebollizione il risultato migliora.
Fonti e riferimenti normativi
Aggiornato al: · Principi editoriali
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