¿Qué es? Energía libre de Gibbs ? Como explica mi libro:
La energía de Gibbs es la energía de un sistema disponible para el trabajo.
Entonces, ¿qué quiere contar? ¿Por qué es libre? La energía significa capacidad de trabajo. ¿Qué tiene de especial esta energía? ¿Puede alguien explicarlo simplemente?
Sólo quiero una intuición sin matemáticas.
Primero, tienes un sistema con algo de energía, llamado $U$ por los físicos. Crees que tienes toda la información que necesitas para caracterizar el sistema, pero entonces un tipo se acerca y dice:
"Vaya, eso es malo, el volumen de tu sistema puede cambiar".
Tú dices:
"No hay problema, sólo añadimos aquí $pV$ . Nuestra nueva energía es $H=U+pV$ ."
"Pero oye", dicen, "tu temperatura puede cambiar por el calor externo, también tienes que contar eso".
"No hay problema, restamos $TS$ de nuestra energía, y renombrarla. $G=U+pV-TS$ "
Ahí lo tienes.
La gente lo llama energía "disponible", porque si su sistema aumenta de tamaño, crea trabajo: $V$ aumenta, por lo que $U$ disminuye. Pero la energía siempre está limitada desde abajo. Cuando drenas todo lo que puedes, tu sistema va a $G=0$ .
No se puede drenar todo $U$ porque se necesitaría un sistema externo con $T=0$ .
Sin embargo, falta algo. Vale, has explicado por qué $H$ es importante en la frase V aumenta, por lo que U disminuye (sin calor de entrada). Pero ¿qué pasa con $G$ ? ¿En qué escenario se mantiene constante? Creo que el núcleo de la pregunta ha sido casi acertado pero casi fallado.
Obsérvese que la energía libre de Gibbs se utiliza cuando se describen sistemas a temperatura constante Así que el TS El término describe los cambios de entropía en el entorno, no los cambios de temperatura en el sistema.
He votado en contra porque, en mi opinión, esta respuesta no ayuda a entender la física aquí, y en gran medida pierde el punto.
Respuesta de Sanaris es una lista estupenda y sucinta de lo que representa cada término de la expresión de la energía libre: Voy a concentrarme en el $T\,S$ término (que probablemente le parezca el más misterioso) y esperemos que dé un poco más de intuición física. Pensemos también en una reacción química o de otro tipo, para poder hablar concretamente de un sistema que cambia y, por tanto, hace parte de su energía interna $H=U+p\,V$ disponible para trabajar.
El $T S$ El término surge aproximadamente de la energía que se necesita para "llenar" las energías térmicas de rotación, vibración, traslación y otras distracciones de los componentes de un sistema. Simplificando, se puede pensar que está relacionado con la idea de que hay que utilizar parte de la energía liberada para asegurarse de que los productos de la reacción se "llenan" de calor para que estén a la misma temperatura que los reactantes. Así que la $T S$ El término está relacionado, pero no es el mismo, con la noción de capacidad calorífica El caso es que vamos a analizarlo un poco más a fondo.
¿Por qué no podemos obtener toda la energía $\Delta H$ ? Bueno, en realidad nosotros puede en ciertas circunstancias artificiales. Lo que ocurre es que estas circunstancias no sirven para calcular la cantidad de energía a la que prácticamente podemos llegar. Pensemos en la combustión del hidrógeno:
$$\rm H_2+\frac{1}{2} O_2\to H_2O;\quad\Delta H \approx 143{\rm kJ\,mol^{-1}}\tag{1}$$
Se trata de una reacción altamente exotérmica, y también una de las elegidas si se quiere lanzar a la Luna tres astronautas, cincuenta toneladas de material y una vigésima parte del PIB más avanzado del mundo de los años 60.
Lo que pasa con un lunar de $H_2O$ es que puede absorber menos calor que la mole de $H_2$ y medio mol de $O_2$ ; ingenuamente esto parecería decir que podemos obtener más calor que el cambio de entalpía $\Delta H$ pero esto no es así. Imaginamos un experimento mental, en el que tenemos un gigantesco conjunto de enormes almohadillas térmicas (todas individualmente como un "mundo exterior" en equilibrio) que representan todas las temperaturas entre el cero absoluto y $T_0$ con un espacio de temperatura muy fino $\Delta T$ entre ellos. En mis días más oscuros me imagino un equipo de experimentación que se parece inquietantemente a un enorme palé con ruedas de estanterías de mortuorio, que se desliza hacia dentro y hacia fuera según las necesidades del experimentador. Ponemos los reactivos en contacto con la primera almohadilla térmica, que está a una temperatura $T_1 = T_0 - \Delta T$ un poquito más fresco que $T_0$ y por lo tanto, se puede extraer algo de calor de forma reversible $\Delta Q(T_1)$ en la almohadilla térmica. A continuación, ponemos los reactivos en contacto con la segunda almohadilla térmica a la temperatura $T_2 = T_0 - 2\,\Delta T$ , extrayendo así el calor de forma reversible $\Delta Q(T_2)$ en esa almohadilla térmica. Seguimos enfriando y luego cambiamos a la siguiente almohadilla térmica más baja hasta que hayamos visitado todas las almohadillas térmicas y, por lo tanto, hayamos aspirado todo el calor hacia nuestras almohadillas térmicas: véase mi esquema a continuación:
Ahora los reactivos están en el cero absoluto. No se necesita calor para "llenarlos" hasta su temperatura, por lo que podemos extraer todo la entalpía $\Delta H$ de la reacción como trabajo útil. Imaginemos que podemos guardar este trabajo en algún condensador perfecto ultrafuturista, o en algún tipo de almacenamiento sin pérdidas por el momento.
Ahora debemos volver a calentar nuestros productos de reacción hasta la temperatura estándar, para saber qué podemos obtener de nuestra reacción si las condiciones no cambian. Por lo tanto, simplemente hacemos la operación inversa, tal y como se dibuja a continuación:
Fíjate que he dicho que $H_2O$ absorbe menos calor que los reactivos. Esto significa que, al calentar los productos hasta la temperatura estándar, tomamos de las almohadillas térmicas menos calor al calentar el agua que el que ponemos al enfriar los reactivos.
Hasta ahora, todo va bien. Hemos conseguido todo el trabajo $\Delta H$ ¡en nuestro ultracondensador sin perder nada! Y volvemos a nuestras condiciones iniciales, ¡o eso parece! ¿Cuál es el problema?
El aparato experimental que nos permitió realizar este truco NO está en su estado inicial. Hemos dejado el calor en las almohadillas térmicas. Por lo tanto, las hemos degradado: se han calentado muy poco y, por lo tanto, no se pueden utilizar indefinidamente para hacer este truco repetidamente. Si intentáramos hacer el truco demasiadas veces, eventualmente las almohadillas térmicas estarían a temperatura ambiente y ya no funcionarían.
Así que no hemos calculado la energía libre en las condiciones estándar, sino que simplemente hemos calculado la energía libre $\Delta H$ disponible en presencia de nuestro conjunto irreal de disipadores de calor. Para restaurar el sistema a su estado inicial y calcular el trabajo que podríamos obtener si no hubiera un conjunto de disipadores de calor aquí, debemos quitar los flujos de calor netos que añadimos a todas las almohadillas térmicas y enviarlos al mundo exterior a la temperatura $T_0$ . Esta es la única medida "justa", porque representa algo que podríamos hacer con cantidades arbitrariamente grandes de reactivos.
Pero el mundo exterior en $T_0$ está más caliente que cualquiera de las almohadillas térmicas, así que, por supuesto, esta transferencia de calor no puede producirse de forma espontánea, ¡simplemente por el enunciado de la segunda ley de Carnot!
Por lo tanto, debemos traer una bomba de calor reversible y utilice algunos de nuestros trabajos $\Delta H$ bombear este calor al exterior para restablecer las condiciones estándar: conectaríamos una bomba de calor reversible ideal a cada una de las almohadillas térmicas por turnos y las restableceríamos a sus condiciones iniciales, como se esboza a continuación:
Esta parte del trabajo que utilizamos para hacer funcionar la bomba de calor y restaurar todas las almohadillas térmicas, si se hacen todos los cálculos, es exactamente la $T\,\Delta S$ plazo.
Lo anterior es un mecanismo por el cual la siguiente declaración en Respuesta de Jabirali se mantiene:
Se puede demostrar que los procesos que aumentan la energía libre de Gibbs incrementan la entropía del sistema más su entorno, y por tanto serán impedidos por la segunda ley de la termodinámica.
Lo bueno de lo anterior es que es una gran forma de ver reacciones endotérmicas . En una reacción endotérmica, imaginamos que tenemos un banco de energía del que podemos tomar prestado temporalmente. Después de haber llevado los productos de vuelta a la temperatura, encontramos que hemos tomado prestado $-\Delta H$ del banco de energía y devolvemos a las almohadillas térmicas menos calor del que tomamos de ellas. Así que el calor ahora puede fluir espontáneamente del entorno a las almohadillas térmicas para restablecer su estado inicial, ya que las almohadillas térmicas están todas a una temperatura inferior a la del entorno. A medida que este calor fluye, podemos utilizar un motor térmico reversible para extraer trabajo del calor que fluye por el gradiente. Este trabajo es, de nuevo, $-T\,\Delta S$ que es un trabajo positivo obtenido del calor que fluye por el gradiente de temperatura. El $-T\,\Delta S$ puede ser tan positivo que podemos devolver el $\Delta H$ que pedimos prestado y nos sobra algo. Si es así, tenemos una reacción endotérmica, y una energía libre neta: esta energía proviene del calor que fluye espontáneamente hacia el interior desde el entorno para llenar los productos de mayor entropía (mayor que la entropía de los reactantes).
Tenga en cuenta que, en lo anterior, he asumido implícitamente el postulado del calor de Nernst -la no del todo correcta tercera ley de la termodinámica- véase mi respuesta aquí para más detalles. Para la presente discusión, esta ley aproximada es lo suficientemente buena.
Respuesta corta: La energía libre de Gibbs $G = U + PV - TS$ combina la energía interna $U$ , la presión $P$ , volumen $V$ , temperatura $T$ y la entropía $S$ en una única cantidad que mide espontaneidad . Con esto quiero decir que los procesos que disminuyen la energía libre de Gibbs de su sistema se producirán espontáneamente, y el equilibrio se alcanza cuando la energía libre de Gibbs alcanza el valor más bajo posible.
Se puede demostrar que los procesos que aumentan la energía libre de Gibbs disminuyen la entropía del sistema más sus alrededores, y por lo tanto serán impedidos por la segunda ley de la termodinámica. Por eso se mide energía útil - su sistema puede contener más energía, pero las consideraciones de entropía le impedirán gastarla.
Así que los procesos que aumentar la energía libre de Gibbs se puede demostrar que disminuir la entropía del universo, y por eso la segunda ley de la termodinámica lo impide.
Señor, ¿qué hace $PV$ ¿quieren decir? Para mí, $P\Delta{V}$ es el trabajo y tiene sentido. ¿Significa el primero el trabajo realizado contra $P$ para hacer vol. $V$ de $0$ ??
La energía libre de Gibbs es un potencial termodinámico que mide la "utilidad" o el trabajo iniciador del proceso que se puede obtener de un sistema termodinámico a temperatura y presión constantes (isotérmico, isobárico). Al igual que en la mecánica, donde la energía potencial se define como la capacidad de realizar trabajo, de forma similar, los diferentes potenciales tienen diferentes significados. La energía libre de Gibbs es la cantidad máxima de trabajo no expansivo que puede extraerse de un sistema cerrado; este máximo sólo puede alcanzarse en un proceso completamente reversible. Cuando un sistema pasa de un estado inicial bien definido a un estado final bien definido, la energía libre de Gibbs $ΔG$ es igual al trabajo intercambiado por el sistema con su entorno, menos el trabajo de las fuerzas de presión, durante una transformación reversible del sistema desde el mismo estado inicial al mismo estado final.
La energía libre de Gibbs es también el potencial químico que se minimiza cuando un sistema alcanza el equilibrio a presión y temperatura constantes. Su derivada, con respecto a la coordenada de reacción del sistema, desaparece en el punto de equilibrio. Como tal, es un criterio conveniente de espontaneidad para los procesos con presión y temperatura constantes.
En el sentido más simple, la energía libre es el calor del sistema menos la pérdida obligatoria de calor debida a la entropía. Así que, en resumen, es la cantidad de "energía" que queda en el sistema, después de considerar las pérdidas debidas a la entropía. Básicamente, una parte del calor se desperdicia y el resto es útil. Y, esta cantidad restante es la Energía Libre de Gibbs.
$G=H-TS$ Aquí $H$ es la cantidad de energía contenida en el sistema, y $TS$ es la cantidad que inevitablemente se desperdiciará. De todos modos, para mí tiene sentido así.
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