La energía de Gibbs no se ha derivado de esta manera. Procede de un proceso de pensamiento. Hace unos 100 años, Gibbs estaba desconcertado por la propia existencia de reacciones endotérmicas espontáneas. En mecánica, los objetos siempre caen. Nunca "caen" espontáneamente. Nunca obtienen más energía de forma espontánea. En una reacción exotérmica, la materia pierde energía espontáneamente, como un objeto que cae. En las reacciones endotérmicas, los átomos y las moléculas reciben energía del entorno. Aumentan su energía. Es sorprendente. Así pues, la energía interna U y la entalpía H no son equivalentes a la energía gravitatoria. Una reacción espontánea puede ocurrir en química con $\Delta$ H < $0$ ou > $0$ . En consecuencia, H o U no son buenos criterios para prever si una reacción química se producirá espontáneamente.
Así que Gibbs pensó: ¿Cuál es la energía que siempre sale de un sistema de moléculas y átomos en una reacción espontánea, incluso cuando la reacción es endotérmica? La respuesta es, por supuesto, la energía eléctrica. Una célula galvánica sólo puede producir energía, sea cual sea su efecto térmico. Una célula galvánica en funcionamiento puede calentarse o enfriarse, pero sólo puede suministrar energía eléctrica. La cantidad de energía eléctrica entregada por una célula se define por la diferencia de una nueva energía potencial, llamada energía de Gibbs $G$ y definido de manera que $\Delta$$ G$ es siempre negativo en una celda. $\Delta$$ G$ se obtiene de la expresión : $\Delta$$ G$ \= - $zEF$ , donde $E$ es la tensión de la célula, $F$ es el Faraday, y $z$ es el número de electrones intercambiados en la reacción dentro de la célula. Además, $\Delta$$ G$ se define y calcula de la misma manera que $\Delta$$ H$ . Las energías de formación de Gibbs existen como las entalpías de formación.
Por ejemplo, se puede escribir : $\Delta$$ G_{react} = \Sigma $$G_{fin}$ - $\Sigma$$ G_{in}$ y así sucesivamente. Probablemente conozca el resto de la teoría. Y por ejemplo la relación entre la energía de Gibbs y la constante de equilibrio.
Ahora bien, si se traza $\Delta$$ H$ y $\Delta$$ G$ de una determinada reacción química frente a $T$ . se dará cuenta de que $\Delta$$ H$ prácticamente no cambia mucho con $T$ . Pero la tensión $E$ y por supuesto $\Delta$$ G$ cambian mucho con $T$ . La línea $H$ contra. $T$ es casi horizontal. Pero la línea $G$ vs $T$ se inclina. El resultado extraño de este dibujo es el hecho de que ambas líneas se unen entre sí en $T$ = $0$ $K$ . Así que la diferencia de estas energías es por supuesto : $H-G$ = $T\Delta S$ , donde $\Delta S$ es la pendiente de la $\Delta G$ curva.
