Energía libre de Gibbs

Cuando se produce un proceso a temperatura $\text T$ y presión $\text P$ constantes, podemos reordenar la segunda ley de la termodinámica y definir una nueva cantidad que se conoce como energía libre de Gibbs.

$\text{energía libre de Gibbs}=\text G =\text H - \text{TS}$

Fórmula: ΔG°= H° - TS°

Calcular la energía libre de Gibbs de la reacción.
2HIO₄ + Ca (OH)₂ → 2H₂O + Ca (IO₄)₂

ΔH°HIO= 37.4 J/mol

ΔH°Ca(OH)₂=  42.7 J/mol

ΔH°H₂O= 31.4 J/mol

ΔH°Ca (IO₄)₂= 28.6 J/mol

ΔS°HIO= 52.3 KJ/°K = 52300 J/°K

ΔS°Ca(OH)₂= 25.6 KJ/°K = 25600 J/°K

ΔS°H₂O= 97.8 KJ/°K = 97800 J/°K

ΔS°Ca(IO₄)₂=30.5 KJ/°K = 30500 J/°K

T= 20.5 °C

H°= ΣH°productos - ΣH°reactivos
H°= [(2)(31.4 J/mol) + 28.6 J/mol] - [(2)(37.4 J/mol) + 42.7 J/mol]
H°= [62.8 J/mol + 28.6 J/mol] - [74.8 j/mol + 42.7 J/mol]
H°= 91.4 J/mol - 117.5 J/mol
H°= -26.1 J/mol

S°= ΣS°productos - ΣS° reactivos
S°= [(2)(97800 J/°K) + 30500 J/°K] - [(2)(52300 J/°K) + 25600 J/°K]
S°= [195600 + 30500] - [104600 J/°K + 25600 J/°K]
S°= 226100 J/°K - 130200 J/°K
S°= 95900 J/°K

°K= °C + 273.15°K
°K= 20.5 °C + 273.15 °K
°K= 293.65

ΔG°= H° - TS°
ΔG°= -26.1 J/mol - (293.65 °K)(95900 J/°K)
ΔG°= -26.1 J/mol - 28161035 J
ΔG°= 28161061.1 J/mol