Energia libera di Gibbs standard di formazione

L'energia libera di Gibbs standard di formazione, Δ_fG° o ΔG_f°, 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) . 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.

$H_{2}=H_{2}$       Δ_fG° = 0 (senza unità di misura)

Indice

Composti esoergoniciModifica

I composti per i quali Δ_fG° 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)              Δ_fG° = -237.13 kJ/mol

3/2H₂(g) + 1/2N₂(g) → NH₃(g)           Δ_fG° = -16.45 kJ/mol

C(s, grafite) + 2H₂(g) → CH₄(g)         Δ_fG° = -50.72 kJ/mol

C(s, grafite) + O₂(g) → CO₂(g)           Δ_fG° = -394.36 kJ/mol

Composti endoergoniciModifica

I composti per i quali Δ_fG° 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)           Δ_fG° = +124.7 kJ/mol

2H₂(g) + N₂(g) → N₂H₄(g)                     Δ_fG° = +149.43 kJ/mol

6C(s, grafite) + 3H₂(g) → C₆H₆(l)           Δ_fG° = +124.3 kJ/mol

N₂(g) + 1/2O₂(g) → N₂O(g)           Δ_fG° = +104.20 kJ/mol

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

Esempi di calcoloModifica

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

$\Delta {G_{r}}^{o}=\sum _{i}r_{i}\Delta {G_{if}}^{o}$

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

• CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)

ΔG_r° = (-394.36 + 2×(-237.13)) - (-50.72 + 2×0) = -817.9 kJ/mol

• CH₄(g) + NH₃(g) → HCN(g) + 3H₂(g)

ΔG_r° = (124.7 + 3×0) - (-50.72 +(-16.45)) = +187.42 kJ/mol

• N₂H₄(g) + 2N₂O(g) → 2H₂O(l) + 3N₂(g)

ΔG_r° = (2×(-237.13) + 3×0) - (149.43 + 2×(104.20)) = -832.09 kJ/mol