Energía libre de Gibbs y potencial eléctrico

Question

La relación entre la energía libre de Gibbs y el potencial eléctrico es: $$\Delta G=-zFE$$ $z$ es la valencia de la reacción electroquímica y $F$ es la constante de Faraday.

Si en el equilibrio el $\Delta G$ es cero, esto significa que también $E$ es cero, pero esto no es cierto porque $E$ en el equilibrio es el potencial de equilibrio de la reacción electroquímica considerada.

Esto hace que haya cierta confusión en mi mente y seguro que no estoy considerando correctamente algo. ¿Puede alguien ayudarme a aclarar mi mente?

Answer 1

Su $\Delta G$ es realmente $\Delta G_{\mathrm{reaction}}$ y la reacción no se produce sola: va acompañada de la carga de los electrodos. La energía libre de Gibbs de la carga es sólo el cambio asociado en la energía electrostática. Es decir, es igual a $zF$ (la cantidad de carga que se mueve contra el potencial eléctrico para 1 mol de reacción) veces $E$ . Por lo tanto, en el equilibrio, el cambio total de la energía libre de Gibbs satisface $$\begin{equation} \begin{split} \Delta G_{\mathrm{total}} &= \Delta G_{\mathrm{reaction}} + \Delta G_{\mathrm{charging}}\\ &= 0 \end{split} \end{equation}$$ tal y como debería.

De hecho, al derivar la expresión del potencial celular $E$ la lógica va al revés. Sabemos que los electrodos se cargan hasta alcanzar el equilibrio, en cuyo caso la suma de $\Delta G_{\mathrm{reaction}}$ y $\Delta G_{\mathrm{charging}} = zFE$ debería desaparecer. Así, el potencial de la célula viene dado por $$\begin{equation} E = -\frac{\Delta G_{\mathrm{reaction}}}{zF}. \end{equation}$$