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 e alla pressione di 1 bar. L'energia libera di Gibbs standard di formazione viene espressa in rapporto alle moli di composto formato, si tratta quindi di una grandezza intensiva. L'unità impiegata nel Sistema Internazionale è il KJ/mol.

Di norma, la temperatura di riferimento in cui viene tabulata l'energia libera di Gibbs standard di formazione è 298K. L'energia libera di Gibbs standard di formazione degli elementi nel loro stato di riferimento è posta uguale a zero.

I composti per i quali Δ_fG° è minore di zero vengono detti esoergodici, la loro sintesi dagli elementi è termodinamicamente favorita. Esempi di composti esoergodici sono l'acqua, l'ammoniaca, il metano, l'anidride carbonica:

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

I composti per i quali Δ_fG° è maggiore di zero vengono detti endoergodici, la loro sintesi dagli elementi è termodinamicamente sfavorita. Esempi di composti endoergodici 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 298K)

In termochimica le energie libere di Gibbs standard di formazione rivestono un ruolo importante perchè da esse è possibile risalire all'energia libera di Gibbs standard di reazione:

$\Delta {G_r}^o = \sum_{prodotti} \nu \Delta {G_f}^o - \sum_{reagenti} \nu \Delta {G_f}^o \,$

(ν sono i coefficienti stechiometrici associati alle specie chimiche nella reazione in esame)

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

CH₄(g) + 3O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)

ΔG_r° = (-394.36 + 2×(-237.13)) - (-50.72 + 3×0) = -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

Chimica
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Energia libera di Gibbs standard di formazione

See also: Energia libera di Gibbs standard di formazione, Acqua, Ammoniaca, Anidride carbonica, Benzene, Chimica, Cianuro di idrogeno, Elemento chimico, Energia libera di Gibbs