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Calculadora de energia livre de Gibbs

Esta calculadora obtém a energia livre de Gibbs ΔG = ΔH − TΔS a partir da variação de entalpia, da variação de entropia e da temperatura. Para a vaporização da água (ΔH = 44,01 kJ/mol, ΔS = 118,8 J/(mol·K)) a 298 K ela dá +8,61 kJ/mol: não é espontânea à temperatura ambiente.

Exemplo: Variação de entalpia ΔH 44,01 kJ/mol · Variação de entropia ΔS 118,8 J/(mol·K) · Temperatura 298 · Unidade de temperatura: Kelvin (K) → ΔG: ΔG = 8,61 kJ/mol – não espontâneo (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). Atualizado em: .

kJ/mol
J/(mol·K)
A entropia costuma vir em J e a entalpia em kJ; a calculadora converte as unidades.
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Resultado

ΔG
ΔG = 8,61 kJ/mol – não espontâneo (ΔG > 0)
Cálculo
GrandezaValor
ΔH44,01 kJ/mol
ΔS118,8 J/(mol·K)
Temperatura T298,00 K = 24,85 °C
T·ΔS298,00 K × 118,8 J/(mol·K) ÷ 1000 = 35,40 kJ/mol
ΔG = ΔH − T·ΔS44,01 − (35,40) = 8,61 kJ/mol
Processonão espontâneo (ΔG > 0)
Caso de sinaisΔH > 0, ΔS > 0: espontâneo acima da temperatura de inversão
Temperatura de inversão (ΔG = 0)44,01 × 1000 ÷ 118,8 = 370,5 K = 97,3 °C
Constante de equilíbrio K (se ΔH° e ΔS° forem valores-padrão)e^(−ΔG°/RT) = 0,031
Calculado com ΔG = ΔH − TΔS e K = e^(−ΔG°/RT), R = 8,314 J/(K·mol). ΔH e ΔS são tratados como constantes; valores de tabelas a 298 K dão só uma estimativa em outras temperaturas.

Como o cálculo é feito

A variação da energia livre de Gibbs é ΔG = ΔH − TΔS. Se ΔG é negativo, o processo é espontâneo; se é positivo, não é; e ΔG = 0 significa equilíbrio. É assim que o livro didático OpenStax Chemistry 2e apresenta a energia livre de J. Willard Gibbs: a temperatura e pressão constantes, ΔG reúne a variação de entalpia ΔH e a variação de entropia ΔS do sistema. T é a temperatura absoluta em kelvin e só pode ser positiva. ΔS costuma vir em J/(mol·K) e ΔH em kJ/mol, por isso TΔS é dividido por 1000 antes da subtração.

Exemplos de energia livre de Gibbs

ΔH (kJ/mol)ΔS (J/(mol·K))T (K)ΔG (kJ/mol)
44,01118,82988,61
44,01118,8373−0,30
90,46107,4298,1558,44
−10050298−114,90
50−10029879,80
−50−100298−20,20
−50−10060010,00

A primeira linha é o exemplo 16.7 do OpenStax, a vaporização da água: 44,01 kJ − 298 K × 118,8 J/K ÷ 1000 = 44,01 − 35,40 = 8,61 kJ (o livro arredonda para 8,6 kJ), então a ebulição não é espontânea a 25 °C. A terceira linha é a decomposição do óxido de mercúrio(II) amarelo (exemplo 16.8); o livro traz 58,45 kJ/mol e a conta exata dá 58,44. As quatro últimas linhas usam números redondos para mostrar os quatro casos de sinais (calculado).

Espontaneidade e temperatura de inversão

Quando ΔH e ΔS têm o mesmo sinal, ΔG muda de sinal em T = ΔH/ΔS. Para a água: 44 010 J ÷ 118,8 J/K = 370,5 K = 97,3 °C. O OpenStax usa essa conta para estimar o ponto de ebulição e compara com o valor aceito de 373,2 K; a diferença vem dos dados medidos a 298 K. Com valores-padrão, ΔG° = −RT ln K liga ΔG à constante de equilíbrio (R = 8,314 J/(K·mol)): ΔG° = 55,7 kJ/mol para dissolver AgCl a 298,15 K dá K = 1,74 × 10⁻¹⁰.

A relação entre energia e potencial de uma pilha está na calculadora da equação de Nernst; pressão, volume e temperatura de um gás se relacionam pela lei dos gases ideais.

Perguntas frequentes

Qual é a fórmula da energia livre de Gibbs?

ΔG = ΔH − TΔS, com ΔH a variação de entalpia, T a temperatura absoluta em kelvin e ΔS a variação de entropia. Passe ΔS de J para kJ (÷ 1000) antes de subtrair.

Quando uma reação é espontânea?

Quando ΔG é negativo. ΔG > 0 significa não espontânea no sentido direto e ΔG = 0 que o sistema está em equilíbrio.

Em que temperatura a reação passa a ser espontânea?

Se ΔH e ΔS têm o mesmo sinal, em T = ΔH/ΔS (ΔH em J). Acima dela quando ambos são positivos, abaixo quando ambos são negativos.

Como obter K a partir de ΔG?

Com valores-padrão: K = e^(−ΔG°/RT), R = 8,314 J/(K·mol). ΔG° negativo dá K > 1 (predominam os produtos) e ΔG° positivo dá K < 1.

Por que o exemplo da água dá 97,3 °C e não 100 °C?

ΔH e ΔS vêm de tabelas a 298 K e são tratados como constantes. O OpenStax observa que valores medidos mais perto do ponto de ebulição melhoram o resultado.

Fontes e base legal

Última atualização: · Princípios editoriais

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