Energia libera di Gibbs standard di formazione

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Categoria:Termochimica

L'energia libera di Gibbs standard di formazione, ΔfG° o ΔGf°, è la variazione di energia libera di Gibbs associata al processo di sintesi di una specie chimica partendo dagli elementi che la costituiscono, nel loro stato di riferimento. Lo stato di riferimento di un elemento è la sua forma più stabile alla temperatura specificata (di solito 25 °C) e alla pressione standard di 1 bar (100 kPa) [1] . L'energia libera di Gibbs standard di formazione viene espressa in rapporto alle moli di composto formato e la sua unità di misura nel Sistema Internazionale è il kJ/mol.

In base alla definizione, l'energia libera di Gibbs standard di formazione degli elementi nel loro stato di riferimento è uguale a zero. Ad esempio la reazione standard di formazione dell'idrogeno H2 gassoso ha sia come prodotto che come reagente H2 alla pressione standard e alla stessa temperatura, quindi nella "reazione" non ci può essere alcuna variazione di energia libera. Per lo stesso motivo in tali "reazioni" non c'è variazione di entalpia o di entropia.

 H_2=H_2       ΔfG° = 0 (senza unità di misura)

Composti esoergonici[modifica | modifica sorgente]

I composti per i quali ΔfG° è minore di zero vengono detti esoergonici, e la loro sintesi dagli elementi è termodinamicamente favorita. Esempi di composti esoergonici sono l'acqua, l'ammoniaca, il metano, il biossido di carbonio:

H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l)              ΔfG° = -237.13 kJ/mol
3/2H2(g) + 1/2N2(g) → NH3(g)           ΔfG° = -16.45 kJ/mol
C(s, grafite) + 2H2(g) → CH4(g)         ΔfG° = -50.72 kJ/mol
C(s, grafite) + O2(g) → CO2(g)           ΔfG° = -394.36 kJ/mol

Composti endoergonici[modifica | modifica sorgente]

I composti per i quali ΔfG° è maggiore di zero vengono detti endoergonici, la loro sintesi dagli elementi è termodinamicamente sfavorita. Esempi di composti endoergonici sono il cianuro di idrogeno, l'idrazina, il benzene, l'ossido di diazoto:

1/2H2(g) + C(s, grafite) + 1/2N2(g) → HCN(g)           ΔfG° = +124.7 kJ/mol
2H2(g) + N2(g) → N2H4(g)                     ΔfG° = +149.43 kJ/mol
6C(s, grafite) + 3H2(g) → C6H6(l)           ΔfG° = +124.3 kJ/mol
N2(g) + 1/2O2(g) → N2O(g)           ΔfG° = +104.20 kJ/mol

(tutti i valori sono riferiti alla temperatura di 298 K)

Esempi di calcolo[modifica | modifica sorgente]

In termochimica le energie libere di Gibbs standard di formazione rivestono un ruolo importante perché da esse è possibile risalire all'energia libera di Gibbs standard di reazione. Infatti per una generica reazione chimica:

\sum_i r_i R_i=0

dove ri sono i coefficienti stechiometrici (>0 per i prodotti e <0 per i reagenti) e Ri le sostanze chimiche in esame, l'energia libera di Gibbs standard di reazione è:

\Delta {G_r}^o = \sum_i r_i \Delta {G_{i f}}^o

Per esempio, dai dati riportati sopra, si possono ottenere i valori di ΔGr° delle seguenti reazioni, condotte a 298 K:

  • CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
ΔGr° = (-394.36 + 2×(-237.13)) - (-50.72 + 2×0) = -817.9 kJ/mol
  • CH4(g) + NH3(g) → HCN(g) + 3H2(g)
ΔGr° = (124.7 + 3×0) - (-50.72 +(-16.45)) = +187.42 kJ/mol
  • N2H4(g) + 2N2O(g) → 2H2O(l) + 3N2(g)
ΔGr° = (2×(-237.13) + 3×0) - (149.43 + 2×(104.20)) = -832.09 kJ/mol

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ La pressione di riferimento standard corrisponde alla pressione media atmosferica a livello del mare, fissata per convenzione a 101,3 kPa (1,013 bar). La temperatura standard di riferimento sarebbe di 0 °C (273,15 K), ma per l'energia di formazione si usa invece una "temperatura ambiente" di riferimento di 25 °C (298 K),