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Variazione di energia di energia di Gibbs standard, ΔG°


L’equazione di Gibbs è valida per tutte le condizioni di temperatura, pressione e concentrazione.
Come per H anche per G non è possibile stabilire dei valori assoluti, ma solamente delle variazioni, quindi ΔG. Il ΔG° è considerato in condizioni standard, ovvero P=1 atm, T=25°C e concentrazione 1M per gli ioni in soluzione. L’equazione è quindi usata nella seguente forma:
ΔG°=ΔH°-TΔS°
Anche l’energia libera è una funzione di stato, il suo valore dipende solo dallo stato iniziale e finale, ma non dal percorso seguito da una reazione.
L’energia libera standard di una reazione si può calcolare tramite la relazione:
ΔG°_reaz=[∑▒〖vG° (prodotti)+∑▒〖vG° (reagenti)〗〗]
L’energia di Gibbs standard di formazione, ΔG°f è la variazione di energia di Gibbs relativa ad una reazione in cui si ha la formazione di una mole di composto dai suoi elementi costituenti nelle forme più stabili nei corrispondenti stati standard (P=1 atm e, in genere, 25°C). Il ΔG°f di un elemento è di conseguenza uguale a zero.
Analisi del grafico in allegato (da me creato):
Il valore di ΔG è dato dalla distanza tra le due linee, ovvero ΔG=ΔH-TΔS. Nella figura sia ΔH che ΔS sono positivi a tutte le temperature. Se ΔH è maggiore di TΔS allora ΔG>0, e la reazione è non spontanea (area verde). Se ΔH è minore di TΔS allora ΔG<0, e la reazione è spontanea (area rossa). Si ha equilibrio a ΔG=0, alla temperatura alla quale le due linee si intersecano.
ΔG°reaz rappresenta l'energia libera di reazione quando i reagenti nel loro stato standard sono trasformati totalmente nei prodotti nel loro stato standard.
Posto che P e T siano costanti, per stabilire la spontaneità di una reazione in ogni condizione di composizione (quindi se reagenti e prodotti non si trovano nel loro stato standard), possiamo usare la seguente equazione:
ΔG=ΔG°+RTln(Q)
Dove Q è il quoziente di reazione (Q serve per capire la direzione di una reazione, e si ottiene: Q=([〖C]〗^γ 〖[D]〗^δ)/([〖A]〗^α [〖B]〗^β ) dove αA+ βB↔γC+δD.

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