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L'energia libera di Gibbs standard di formazione,
[1] o
, è la variazione di energia libera di Gibbs[2] associata al processo di sintesi di una specie chimica partendo dagli elementi che la costituiscono, nel loro stato standard. Lo stato standard di un elemento è la sua forma allotropica più stabile alla pressione standard di 1 bar (100 kPa). Lo stato standard non dipende dalla temperatura per chiarezza spesso si riportano i dati a
.
L'energia libera di Gibbs standard di formazione viene solitamente espressa in rapporto alla quantità di sostanza del composto formato,
, e viene misurata, nel Sistema Internazionale, in kJ/mol.
L'energia di Gibbs standard di formazione è legata all'entalpia standard di formazione e all'entropia standard di formazione dalla seguente relazione:[3]
![{\displaystyle \Delta _{\mathrm {f} }{\hat {G}}^{\circ }=\Delta _{\mathrm {f} }{\hat {H}}^{\circ }-T\Delta _{\mathrm {f} }{\hat {S}}^{\circ }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6424268d1c55cd5f5dd30bd55757cf03185cc346)
In base alla definizione, l'energia libera di Gibbs standard di formazione degli elementi è presa come riferimento ed è quindi uguale a zero. Ad esempio la reazione standard di formazione dell'idrogeno
gassoso ha sia come prodotto che come reagente
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.
(senza unità di misura)
Composti esoergonici
I composti per i quali
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:
Reazione | Valore di a 298 K |
![{\displaystyle {\ce {H2(g)\ +\ {\frac {1}{2}}O2(g)\to H2O(l)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4aca31b597d80d349e6708b67577fcc2e322796e) | |
![{\displaystyle {\ce {{\frac {3}{2}}H2(g)\ +\ {\frac {1}{2}}N2(g)\to NH3(g)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c63b5d0ca9f616d6a882cc9de90fe7639472e436) | |
![{\displaystyle {\ce {C(s,\,grafite)\ +\ 2H2(g)\to CH4(g)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8ef1e49b0c296a354de5e43c07f0d38347291085) | |
![{\displaystyle {\ce {C(s,\,grafite)\ +\ O2(g)\to CO2(g)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/fd0d7a3ae411e1f066c2012329aac44e3218c874) | |
Composti endoergonici
I composti per i quali
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:
Reazione | Valore di a 298 K |
![{\displaystyle {\ce {{\frac {1}{2}}H2(g)\ +\ C(s,\;grafite)\ +\ {\frac {1}{2}}N2(g)\to HCN(g)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0e8a727fee5d16097cd7aed95dd5ebc330e6eab1) | |
![{\displaystyle {\ce {2H2(g)\ +\ N2(g)\to N2H4(g)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/af75928010a6983772e721785f025008ee3aad97) | |
![{\displaystyle {\ce {6C(s,\,grafite)\ +\ 3H2(g)\to C6H6(l)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/aacbdff7b8f2afa62700be59a324de3e52c6b75f) | |
![{\displaystyle {\ce {N2(g)\ +\ {\frac {1}{2}}O2(g)\to N2O(g)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/304f1728ed3f922d7af98366699db0360690942b) | |
Esempi di calcolo
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:
![{\displaystyle \sum _{i}\nu _{i}R_{i}=0}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7c591994a3ce7d89085957217a6d2eb8ae924d7a)
dove
sono i numeri stechiometrici[4] (positivi per i prodotti e negativi per i reagenti) e
le sostanze chimiche in esame, l'energia libera di Gibbs standard di reazione è data da:
![{\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }{\hat {G}}^{\circ }=\sum _{i}\nu _{i}\cdot \Delta _{\mathrm {f} }{\hat {G}}_{i}^{\circ }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/664423c4c827fcd1c373e44c0587b30ddf03e5da)
Per esempio, dai dati riportati sopra, si possono ottenere i valori di
delle seguenti reazioni, condotte alla temperatura di
:
![{\displaystyle {\ce {CH4(g)\ +\ 2O2(g)\to CO2(g)\ +\ 2H2O(l)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/deffd7e9ff710c840f1e4c9eb59475442b741a13)
![{\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G^{\circ }=(-394.36+2\cdot (-237.13))-(-50.72+2\cdot 0)=-817.9\;{\frac {\mathrm {kJ} }{\mathrm {mol} }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d43d1bbda394d53b5b1510173e8725a5240dc7e7)
![{\displaystyle {\ce {CH4(g)\ +\ NH3(g)\to HCN(g)\ +\ 3H2(g)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/731046abd82a240cd2ff6a01bb48d7361719d1c4)
![{\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G^{\circ }=(124.7+3\cdot 0)-(-50.72+(-16.45))=+187.42\;{\frac {\mathrm {kJ} }{\mathrm {mol} }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d65e4d47fc7f976e78dc94ada0ff2878f76e108c)
![{\displaystyle {\ce {N2H4(g)\ +\ 2N2O(g)\to 2H2O(l)\ +\ 3N2(g)}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/67c4acb0e922d4497db99bb1f089769c3029f50e)
![{\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G^{\circ }=(2\cdot (-237.13)+3\cdot 0)-(149.43+2\cdot (104.20))=-832.09\;{\frac {\mathrm {kJ} }{\mathrm {mol} }}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1d3d4865bee3fc1515ecc0b0b7dfb8da35070884)
Note
- ^ Simbologia consigliata in IUPAC Green Book.
- ^ Più propriamente chiamata Energia di Gibbs; vedi IUPAC Green Book.
- ^ Perry Pagina 2-334.
- ^ Secondo la IUPAC il numero stechiometrico è il coefficiente stechiometrico preso con segno positivo per i prodotti e negativo per i reagenti.
Bibliografia
- (EN) International Union of Pure and Applied Chemistry, Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry (PDF), 3ª ed., RSC Publisching, 2007, ISBN 9780854044337.
- (EN) Robert H. Perry, Don W. Green, James O. Maloney, Perry's Chemical Engineers' Handbook, 7ª ed., McGraw-Hill, 1997, ISBN 0-07-049841-5.
Voci correlate
Portale Chimica
Portale Termodinamica