Energia libera di Gibbs standard di reazione
# Energia libera di Gibbs standard di reazione

L'Energia libera di Gibbs standard di reazione, indicata anche come Energia libera standard di reazione, è la variazione di energia libera che si ha in una reazione quando i reagenti nei loro stati standard sono totalmente trasformati nei prodotti anch'essi nei loro stati standard.

    $ΔG_r°$ = $G°_{prodotti}$ - $G°_{reagenti}$

## Derivazione

Gli stati standard di riferimento sono:

* per gas: 1 bar di pressione parziale
* per liquidi e solidi puri: 1 bar di pressione esterna
* per soluzioni: concentrazione 1 $mol/dm^3$

In genere si fa riferimento alla temperatura di 298 K, anche se il ΔG° può essere calcolato a qualsiasi temperatura.

A temperatura e pressione costante, sempre riferendoci al sistema reazione, il calcolo può essere effettuato differenziando l’espressione di definizione dell'energia libera di Gibbs:

    $dG_{reazione}$ = $dH_{reazione}$ - $d(TS)_{reazione}$

In termini finiti e a temperatura e pressione costante l'equazione di Gibbs-Helmholtz diventa:

    $ΔG_{reazione}$ = $ΔH_{reazione}$ - T $ΔS_{reazione}$

A T posto a 298 K:

    $ΔG°_{reazione}$ = $ΔH°_{reazione}$ - T° $ΔS°_{reazione}$

Questa espressione permette di predire la direzione di un processo chimico quando lo stesso si trova nelle condizioni standard. Questo concetto viene definito spontaneità termodinamica. A $ΔG°_{reazione}$ < 0 la reazione sarà esoergonica e quindi favorita.

Se la temperatura non è quella standard di 298 K, l'ultima espressione non è valida e può essere usata solo per stimare i valori di $ΔG_{sistema}$ purché la temperatura non si discosti troppo dal valore cui si riferiscono il $ΔH_{sistema}$ e $ΔS_{sistema}.$

Per determinare l'energia libera standard di una reazione si può fare ricorso alle tabelle di energia libera molari standard di formazione. Quest'ultima grandezza è definita (analogamente all'entalpia standard di formazione) come la differenza di energia libera della reazione di formazione di una mole di composto.

## Esempi di calcolo

È possibile risalire all'energia libera di Gibbs standard di reazione a partire dalla energia libera di Gibbs standard di formazione. Infatti per una generica reazione chimica:

    $0=\sum _{i}r_{i}R_{i}$

dove $r_i$ sono i numeri stechiometrici 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:

* $CH_4(g)$ + $2O_2(g)$ → $CO_2(g)$ + $2H_2O(l)$

       $ΔG_r°$ = (–394.36 + 2×(–237.13)) – (–50.72 + 2×0) = –817.9 kJ/mol
* $CH_4(g)$ + $NH_3(g)$ → HCN(g) + $3H_2(g)$

       $ΔG_r°$ = (124.7 + 3×0) – (–50.72 +(–16.45)) = +187.42 kJ/mol
* $N_2H_4(g)$ + $2N_2O(g)$ → $2H_2O(l)$ + $3N_2(g)$

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