La energía libre de Gibbs o función de Gibbs es un potencial termodinámico que se puede usar para calcular el máximo de trabajo reversible que puede realizarse mediante un sistema termodinámico a una temperatura y presión constantes. Representa la energía útil disponible de un sistema para realizar un trabajo a presión y temperatura constantes e incluye la entalpía y la entropía. El signo de la variación de la energía libre de Gibbs, ΔG, puede usarse para determinar si una reacción es espontánea o no a cierta temperatura y presión

2. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
Energía de Gibbs o función de Gibbs es un potencial
termodinámico que se puede usar para calcular el
máximo de trabajo reversible que puede realizarse
mediante un sistema termodinámico a una
temperatura y presión constantes.
PRESENTAC
IÓN

3. INDICE
PRESENTACIÓN
1
2
3
4
TEMA 1
TEMA 2
TEMA 3
TEMA 4

4. INDICE
PRESENTACIÓN
1
2
3
4
TEMA 1
TEMA 2
TEMA 3
TEMA 4
UNIVERSIDAD FRANKLIN ROOSEVELT
CIENCIAS FARMACEUTICAS Y
BIOQUIMICA
FISICOQUIMICA FARMACEUTICA I
13 SEM 22- I Q.F. EMILIO ASCENCIO PALOMINO

5. ENERGIA LIBRE DE GIBBS
Es una función de estado extensiva, abstracta
que representa la energía útil disponible de un
sistema para realizar un trabajo a presión y la
temperatura constantes que incluye a la Entalpia
(DHº ) y la Entropía (DSº )
Parámetro que indica o predice la dirección de
cualquier cambio espontaneo en un sistema a P°
y T° constante
DG = DH – T. DS

6. ENERGIA LIBRE DE GIBBS
Los procesos espontáneos a T° y P° constantes
están acompañados por una disminución de la
energía libre.
Podemos usar el signo de ΔG para averiguar
si una reacción es espontánea en un sentido o
en el otro o si la reacción está en equilibrio.

7. •Cuando ΔG<0 el proceso es exergónicos y
ocurrirá espontáneamente en sentido directo
para formar más productos. Si DG. < 0 la
reacción no es espontánea
•Cuando ΔG>0, el proceso es endergónicos y
no es espontáneo en el sentido directo- Si DG.
> 0 la reacción no es espontánea
•Cuando ΔG=0, el sistema está en equilibrio y
las concentraciones de productos y reactivos
permanecerán constantes. Si DG. = 0 el
sistema está en equilibrio

8. 27/04/2022 8
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES
En principio se espera que una reacción
exotérmica fuese espontánea, (que se realice
por si misma) ya que pasa a un estado de
menor energía, sin embargo, hay reacciones
endotérmicas como la expansión de un gas,
fusión del hielo, etc., que son espontáneas.
También cabría esperar que las reacciones que
transcurren con un aumento de entropía fuesen
espontáneas, ya que los fenómenos en los que
las cosas se desordenan son más probables
que aquellos que entrañan una ordenación.

9. 27/04/2022 9
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES
La espontaneidad no solo depende de ΔH , sino
también de ΔS y en algunos casos de la T.
La espontaneidad de una reacción viene
determinada realmente por el valor de ΔG.
En una reacción en la que se pasa de un estado
inicial (1) de los reactivos a uno final (2) de los
productos, siendo la temperatura constante,
tendremos que;
G1 = H1 – T.S1
G2 = H2 – T.S2
Δ G = G2 – G1 = H2 – T.S2 – (H1 – T.S1) = (H2 – H1) – T.(S2 – S1)
• Δ G = Δ H - T ΔS

10. 27/04/2022 10
Energía libre y Espontaneidad
de las reacciones químicas
Reactivos
Energía
libre
(G)
Productos
DG > 0 Energía
libre
(G)
Reactivos
Productos
DG < 0
Reac. espontánea
T, p = ctes. T, p = ctes.
• Reac. no espontánea

11. 11
Espontaneidad en las reacciones
químicas.
• No siempre las reacciones exotérmicas son
espontáneas.
• Hay reacciones endotérmicas espontáneas:
– Evaporación de líquidos.
– Disolución de sales...
• Ejemplos de reacciones endotérmicas spontáneas:
• NH4Cl(s)  NH4
+(aq) + Cl– (aq) D H0 = 14’7 kJ
• H2O(l)  H2O(g) DH0 = 44’0 kJ

12. Espontaneidad de las reacciones químicas
• Una reacción es espontánea cuando
DG (DH – T x DS) es negativo.
• Según sean positivos o negativos los valores de
DH y DS (T siempre es positiva) se cumplirá
que:
• D H < 0 y D S > 0  DG < 0 Espontánea
• D H > 0 y D S < 0  DG > 0 No espontánea
• D H < 0 y D S < 0  DG < 0 a T bajas
 DG > 0 a T altas
• D H > 0 y D S > 0  DG < 0 a T altas
 DG > 0 a T bajas

13. 27/04/2022 13
Espontaneidad de las reacciones
químicas
DH > 0 DG >
0
DS > 0
Espontánea a
temperaturas altas
DH < 0
DS > 0
Espontánea a todas
las temperaturas
DH < 0
DS < 0
Espontánea a
temperaturas bajas
DH > 0
DS < 0
DG > 0
No Espontánea a
cualquier temperaturas
DH
DS
DG <
0
DG < 0

14. Para sistemas no
aislados
Espontaneidad en sistemas no aislados
El criterio de
espontaneidad
para sistemas
aislados
se basa en el uso de la
función de estado
entropía S
introducimos otras dos
funciones de estado:
la energía libre de Gibbs
G y la energía libre de
Helmholtz A

15. Se definen respectivamente como:
La energía libre de Gibbs
G = H - TS
La energía libre de Helmholtz
A = E - TS

16. A partir del segundo principio de la termodinámica se demuestra que
La energía libre de Gibbs G
se puede utilizar como
criterio de espontaneidad en
sistemas a presión y
temperatura constantes,
La energía libre de
Helmholtz A, se utiliza
como criterio de
espontaneidad en sistemas
a volumen y temperatura
constantes.
A presión y temperatura
constantes son
espontáneos los procesos
para los que DG< 0.
A volumen y temperatura
constantes son espontáneos
los procesos para los que
DA < 0.

17. Para eso hacemos uso de los
valores tabulados de energías
libres estándar de formación
de los compuestos químicos
→DGºf
Los valores de variación de
energía libre de una reacción
se pueden calcular de forma
análoga a como se calcularon
las entalpías de reacción.
Ejemplo: calcular la variación de energía libre estándar de Gibbs
para la formación de dos moles de amoníaco a partir de sus
elementos:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2NH3 (g)
DGºf (kJ/ mol) 0 0 -16,4
DGºr = 2mol DGºf [NH3(g)] – 1 mol DGºf [N2(g)] - 3 mol DGºf [H2(g)]
= 2mol x (-16,4) kJ/mol – 1 mol x 0 kJ/mol - 3 mol x 0 kJ/mol
= - 32,8 kJ

18. Es decir, la formación del amoníaco a partir de sus elementos en
condiciones estándar y a presión y temperatura constantes es un
proceso espontáneo.
DGºr= - 32,8 kJ
RECORDEMOS QUE:
La energía libre de Gibbs depende de la temperatura
(G = H – TS)
por lo que la espontaneidad de las reacciones también depende de
la temperatura.

19. TDSº > DHº
La variación de energía libre estándar de un proceso se puede
expresar en función de las variaciones estándar de entalpía y
entropía de la siguiente manera
(téngase en cuenta que la temperatura permanece constante):
DGº = DHº - TDSº
􀀧varían poco con la temperatura, por lo que se
pueden considerar constantes
DHº y DSº
se deduce que
DGº < 0
un proceso espontáneo
cuando

20. Ejemplo: Calcular el punto de ebullición del bromo, es decir la
temperatura a la cual este proceso es reversible.
Teniendo en cuenta los criterios de espontaneidad expuestos, este proceso será
reversible a la temperatura a la cual la variación de energía libre de la reacción
sea nula, por lo que calculamos el punto de ebullición de la siguiente manera:
DHºf (kJ/ mol) 0 30,9
Br2 (l) Br2 (g)
Sº (J/(mol K)) 152,2 245,4
DHºr = DHºf [Br2(g)] – DHºf [Br2(l)] = 30,9 – 0 = 30,9 kJ/ mol
DSºr = Sº [Br2(g)] – Sº [Br2(l)] =245,4 – 152,2= 93,2 J/(mol K)
DGºr = DHºr - TDSºr
DGºr = 0 DHºr = TDSºr T= = 331,5 K = 58,5ºC
30900 J/mol
93,2 J/(mol K)

21. 27/04/2022
Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción
2H2O2(l) 2H2O(l) + O2(g) en condiciones estándar?
Datos: DH0
f (kJ/mol) H2O(l) = –285,8; H2O2(l) = –187,8 ;
S0 (J·mol 1 K·1) H2O(l) = 69,9; H2O2(l) = 109,6; O2(g) =205,0.
D H0 =  npDHf
0
(productos)–  nrDHf
0
(reactivos) =
D H0 = 2 DHf
0(H2O) + DHf
0(O2) – 2 DHf
0(H2O2) =
D H0 = 2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ
DS0 =  np· S0
productos –  nr· S0
reactivos =
2 S0(H2O) + S0(O2) – 2 S0(H2O2) =
2 mol(69,9 J/mol·K) + 1 mol(205, J/mol·K)
– 2mol(109,6 J/mol·K) = 126,0 J / K = 0,126 kJ / K
DG0 = D H0 – T · D S0 = –196,0 kJ – 298 K · 0,126 kJ/ K
DG0 = – 233,5 kJ luego será espontánea

22. 27/04/2022 22

23. 27/04/2022 23

24. 27/04/2022 24

25. 27/04/2022 25

26. 27/04/2022 26