Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones


En el estudio de la termodinámica, el concepto de energía libre de Gibbs es un concepto fundamental. Este tema abarca los principios y aplicaciones de la energía libre de Gibbs, que es un potencial termodinámico que puede predecir la dirección de las reacciones químicas bajo temperatura y presión constantes. Más importante aún, nos ayuda a entender cómo los cambios de energía en las reacciones afectan el equilibrio y la espontaneidad de estas reacciones.

¿Qué es la energía libre de Gibbs?

La energía libre de Gibbs, a menudo denotada como G, se define como la energía asociada a una reacción química que puede utilizarse para realizar trabajo. Es una cantidad derivada que combina entalpía y entropía, y se formula como:

G = H - T * S
  • G es la energía libre de Gibbs, medida en julios o kilojulios.
  • H es la entalpía o contenido total de calor del sistema.
  • T es la temperatura en Kelvin.
  • S es la entropía, o el grado de desorden en el sistema.

Ejemplo visual

Podemos ilustrar esta relación con un diagrama simple que muestra cómo la entalpía, entropía y temperatura trabajan juntas para afectar la energía libre de Gibbs.

H (entalpía) t*s G (energía libre de Gibbs)

Aplicaciones de la energía libre de Gibbs

La energía libre de Gibbs es importante porque predice qué reacciones pueden ocurrir espontáneamente. El cambio en la energía libre de Gibbs, representado como ΔG, puede determinar la espontaneidad de una reacción:

  • Si ΔG < 0, entonces el proceso es espontáneo.
  • Si ΔG > 0, entonces el proceso ocurrirá espontáneamente.
  • Si ΔG = 0, entonces el proceso está en equilibrio.

Ejemplo 1: Combustión

Considere la combustión de glucosa:

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

Esta reacción es altamente exotérmica, liberando energía. El cambio de entalpía ΔH es negativo, y dado que la entropía aumenta al formarse gases, ΔS es positivo. Ambos factores contribuyen a un ΔG negativo, lo que indica que la reacción es espontánea.

Ejemplo visual

ΔH = negativo ΔS = positivo ΔG = negativo

Ejemplo 2: Cambio de fase

Considere la transformación de agua de líquido a vapor:

H 2 O(l) → H 2 O(g)

Este proceso requiere energía para superar las fuerzas intermoleculares. A medida que la temperatura aumenta, el cambio en la entropía ΔS multiplicado por la temperatura T se vuelve lo suficientemente significativo como para impulsar la reacción hacia adelante, lo que causa que ΔG se vuelva negativo, y más allá de una cierta temperatura ocurre la transición de fase espontáneamente.

Calculando la energía libre de Gibbs

El cambio de energía libre de Gibbs se puede calcular utilizando los cambios estándar de entalpía y entropía:

ΔG = ΔH - T * ΔS

Las condiciones estándar implican:

  • Temperatura: 298 K (aproximadamente 25°C)
  • Presión: 1 atm

Las cifras para ΔH y ΔS se encuentran comúnmente en tablas termodinámicas para los compuestos involucrados en una reacción.

Ejemplo 3: Respuesta estándar

Calcular ΔG para la formación de amoníaco:

N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g)

dado:

  • ΔH = -92.4 kJ/mol
  • ΔS = -198.5 julios/mol·K = -0.1985 kJ/mol·K
ΔG se puede calcular como: 
ΔG = -92.4 kJ/mol - (298 K * -0.1985 kJ/mol K)

Así, ΔG = -92.4 kJ/mol + 59.3 kJ/mol = -33.1 kJ/mol

ΔG negativo indica que la reacción es espontánea en condiciones estándar.

Energía libre de Gibbs y equilibrio

La relación entre la energía libre de Gibbs y el equilibrio es fundamental. En equilibrio, ΔG = 0, lo que significa que no hay cambio neto en el sistema. La energía del sistema está en un mínimo, y este punto está definido por la constante de equilibrio K

Esta relación se da como:

ΔG° = -RT ln(K)
  • ΔG° es el cambio estándar de energía libre de Gibbs.
  • R es la constante universal de los gases: 8.314 J/mol K.
  • K es la constante de equilibrio.

Ejemplo 4: Cálculo de equilibrio

Calcular ΔG° para la reacción con K = 10 a 298 K:

ΔG° = -8.314 joules/mol·K * 298 K * ln(10)

Así, ΔG° = -8.314 * 298 * 2.303 = -5718 J/mol = -5.718 kJ/mol

ΔG° negativo confirma que la reacción directa es preferida en equilibrio.

Importancia de la energía libre de Gibbs

Predicción de espontaneidad

En los procesos químicos es importante entender si una reacción es espontánea o no. Los ingenieros y químicos usan este conocimiento para desarrollar reacciones y sintetizar materiales de manera eficiente.

Reacciones bioquímicas

En organismos vivos, las reacciones bioquímicas dependen en gran medida de la energía libre de Gibbs. Las reacciones que producen energía, como la hidrólisis de ATP, deben tener un ΔG negativo bajo condiciones fisiológicas.

Procesos industriales

Los procesos químicos industriales, como el proceso Haber para la síntesis de amoníaco o la producción de ácido sulfúrico, son optimizados usando los principios de energía libre de Gibbs, asegurando efectividad en costos y eficiencia energética.

Conclusión

La energía libre de Gibbs es un concepto versátil e importante dentro de la termodinámica y la química. Comprender cómo funciona nos permite predecir el comportamiento de las reacciones, entender el equilibrio, y aplicarlo en escenarios tanto teóricos como prácticos a través de una variedad de disciplinas científicas.


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