energía libre de Gibbs mapa mental

Comprender el tema

La energía libre de Gibbs (G = H − TS) es una función de estado que predice si un proceso ocurrirá de forma espontánea a presión y temperatura constantes. Combina la entalpía y la entropía del sistema en un único criterio: un proceso es espontáneo cuando ΔG es negativo, está en equilibrio cuando ΔG es cero y no es espontáneo cuando ΔG es positivo. Su relación con la constante de equilibrio permite conectar termodinámica y equilibrio químico, y su variación estándar se obtiene a partir de energías libres de formación.

Qué mide realmente la energía libre de Gibbs
La energía libre de Gibbs no es la energía total del sistema, sino la parte de la energía que puede transformarse en trabajo útil distinto del trabajo de expansión, en condiciones de presión y temperatura constantes. Por eso es especialmente útil en química, donde la mayoría de reacciones ocurren en recipientes abiertos a la presión atmosférica. Josiah Willard Gibbs la introdujo en el siglo XIX y por eso conserva su nombre. Un ΔG negativo indica que el proceso puede producir trabajo máximo igual a −ΔG; si el proceso es reversible, ese valor es el máximo teórico, mientras que en procesos reales parte de la energía se disipa como calor.

Los cuatro casos de espontaneidad según ΔH y ΔS
La combinación de ΔG = ΔH − TΔS da cuatro escenarios. Si ΔH < 0 y ΔS > 0, el proceso es espontáneo a cualquier temperatura, como la combustión. Si ΔH > 0 y ΔS < 0, nunca lo es, como la formación espontánea de orden a partir del desorden sin aporte de energía. Los casos mixtos dependen de T: cuando ΔH > 0 y ΔS > 0, como la fusión del hielo, el proceso solo es espontáneo por encima de la temperatura de inversión, T = ΔH/ΔS. Cuando ΔH < 0 y ΔS < 0, como la condensación de un vapor, solo lo es por debajo de esa temperatura.

Relación con la constante de equilibrio
A condiciones estándar, ΔG° = −RT ln K conecta la termodinámica con el equilibrio químico. Si ΔG° es negativo, K es mayor que 1 y el equilibrio se desplaza hacia los productos; si es positivo, K es menor que 1 y predominan los reactivos. Para condiciones no estándar se usa ΔG = ΔG° + RT ln Q, donde Q es el cociente de reacción. Cuando Q alcanza el valor de K, ΔG se anula y el sistema deja de evolucionar netamente. Esta relación explica por qué reacciones con ΔG° positivo pueden avanzar si se retiran productos o se aumenta la concentración de reactivos.

Errores frecuentes al aplicar ΔG
Un error habitual es confundir ΔG con ΔG°: el primero se refiere a las condiciones reales del sistema y el segundo al estado estándar, con presiones de 1 bar y concentraciones de 1 mol/L. Otro error es usar el criterio de espontaneidad sin comprobar que la presión y la temperatura son constantes, condición necesaria para su validez. También conviene recordar que ΔG negativo no implica que la reacción sea rápida: la cinética depende de la energía de activación, como muestra el diamante, termodinámicamente menos estable que el grafito pero persistente durante periodos larguísimos.