Generado el: 17 de junio de 2026, 17:25

Calculadora de Energía Libre de Gibbs

Datos de entrada

Variación de entalpía-100 kJ/mol
Variación de entropía50 J/(mol·K)
Temperatura298,2 K

Generado con OneCalc · https://onecalc.app/es/chemistry/gibbs-free-energy-calculator

Química

Calculadora de Energía Libre de Gibbs

Calcula la energía libre de Gibbs ΔG a partir de la entalpía ΔH, la entropía ΔS y la temperatura T mediante ΔG = ΔH − TΔS.

Datos de entrada

kJ/mol
J/(mol·K)

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kJ/mol

Esta reacción está en equilibrio (ΔG ≈ 0): las velocidades directa e inversa son iguales y no se produce cambio neto.

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La energía libre de Gibbs

La energía libre de Gibbs, representada como ΔG, es la magnitud termodinámica que indica si una reacción química o un proceso físico puede avanzar de forma espontánea a temperatura y presión constantes. Combina dos factores en competencia —la tendencia a liberar calor (entalpía) y la tendencia a aumentar el desorden (entropía)— en un único valor. Cuando ΔG es negativo, el sistema disminuye su energía libre al reaccionar, por lo que el proceso es espontáneo.

Willard Gibbs introdujo el concepto en la década de 1870, y hoy sustenta toda la termodinámica química, desde la predicción de equilibrios de reacción hasta el diseño de células electroquímicas y procesos industriales.

La ecuación de la energía libre de Gibbs

ΔG=ΔH−TΔS\Delta G = \Delta H - T \Delta S
SímboloMagnitudUnidades habituales
ΔGVariación de energía libre de GibbskJ/mol
ΔHVariación de entalpíakJ/mol
TTemperatura absolutaK
ΔSVariación de entropíaJ/(mol·K)

Como ΔH está en kilojulios y ΔS en julios, hay que dividir ΔS entre 1000 antes de restar:

ΔG=ΔH−T⋅ΔS1000\Delta G = \Delta H - \frac{T \cdot \Delta S}{1000}

El significado del signo de ΔG

ΔGInterpretación
ΔG < 0Espontánea en sentido directo
ΔG = 0El sistema está en equilibrio
ΔG > 0No espontánea; se favorece la reacción inversa

Un proceso espontáneo no equivale a un proceso rápido. La conversión del diamante en grafito es espontánea (ΔG < 0) pero requiere millones de años. ΔG predice la dirección, no la velocidad.

Los cuatro regímenes de espontaneidad

El signo de ΔG depende de los signos de ΔH y ΔS y de la temperatura.

ΔHΔSΔG a T bajaΔG a T alta¿Espontánea?
−+−−Siempre
+−++Nunca
−−−+Solo a temperatura baja
+++−Solo a temperatura alta

La temperatura de cruce, donde ΔG = 0 y el proceso pasa de no espontáneo a espontáneo (o viceversa), es:

T=ΔHΔST = \frac{\Delta H}{\Delta S}

Ejemplo resuelto

La disolución de nitrato de amonio en agua es endotérmica (ΔH = +25,7 kJ/mol) pero está fuertemente impulsada por la entropía (ΔS = +108,7 J/(mol·K)). A 298,15 K:

ΔG=25,7−298,15×108,71000\Delta G = 25{,}7 - \frac{298{,}15 \times 108{,}7}{1000} =25,7−32,4= 25{,}7 - 32{,}4 =−6,7 kJ/mol= -6{,}7\ \text{kJ/mol}

ΔG es negativo, de modo que la disolución es espontánea a temperatura ambiente aunque absorba calor. La gran ganancia entrópica (iones dispersándose en solución) compensa el coste entálpico.

Condiciones estándar frente a condiciones no estándar

El valor ΔG° corresponde a las condiciones estándar: 298,15 K, presión de 1 bar y todos los solutos a 1 mol/L. En condiciones no estándar, ΔG difiere de ΔG° según el cociente de reacción Q:

ΔG=ΔG∘+RTln⁡Q\Delta G = \Delta G^\circ + RT \ln Q

En el equilibrio, ΔG = 0 y Q = K (la constante de equilibrio), lo que da la relación fundamental:

ΔG∘=−RTln⁡K\Delta G^\circ = -RT \ln K

Un ΔG° muy negativo corresponde a una constante de equilibrio grande, lo que significa que los productos están fuertemente favorecidos en el equilibrio.

Energía libre de Gibbs y electroquímica

En celdas electroquímicas, ΔG está directamente relacionado con el potencial de celda E:

ΔG=−nFE\Delta G = -nFE

donde n es el número de electrones transferidos por unidad fórmula y F es la constante de Faraday (96 485 C/mol). Un voltaje de celda positivo implica un ΔG negativo, lo que confirma que la reacción de la celda es espontánea: por eso las baterías se descargan espontáneamente.

Errores frecuentes

Inconsistencia de unidades. ΔH suele darse en kJ/mol mientras que ΔS está en J/(mol·K). Olvidar dividir ΔS entre 1000 da un resultado mil veces mayor o menor de lo correcto.

Usar Celsius en lugar de kelvin. La T de la fórmula debe ser una temperatura absoluta. 25 °C son 298,15 K, no 25 K. Usar Celsius da un término TΔS completamente erróneo.

Confundir espontáneo con rápido. Una reacción con ΔG = −500 kJ/mol puede estar cinéticamente bloqueada. ΔG describe la favorabilidad termodinámica; la energía de activación y los catalizadores gobiernan la velocidad.

Preguntas frecuentes (FAQ)

¿Cuál es la fórmula de la energía libre de Gibbs?

La ecuación de la energía libre de Gibbs es ΔG = ΔH − TΔS, donde ΔH es la variación de entalpía en kJ/mol, T es la temperatura absoluta en kelvin y ΔS es la variación de entropía en J/(mol·K). Como ΔS está en julios y ΔH en kilojulios, hay que dividir ΔS entre 1000 antes de restar. En condiciones estándar (298,15 K, 1 bar), el resultado es la energía libre estándar de Gibbs ΔG°.

¿Qué representa ΔG?

ΔG es el trabajo máximo no de expansión que puede realizar un sistema a temperatura y presión constantes. Combina dos factores termodinámicos en competencia: la variación de entalpía ΔH (energía liberada o absorbida como calor) y la variación de entropía TΔS (energía que pasa a no estar disponible porque aumenta el desorden). El signo de ΔG indica la dirección del cambio espontáneo en esas condiciones.

¿Cómo se relaciona ΔG con la espontaneidad de una reacción?

Una reacción es espontánea cuando ΔG < 0, no espontánea cuando ΔG > 0 y está en equilibrio cuando ΔG = 0. Espontánea significa que la reacción puede avanzar sin un aporte continuo de energía, no que vaya a ser rápida. Un ΔG muy negativo indica que el proceso libera energía libre, pero no da ninguna información sobre la velocidad. Por ejemplo, el diamante se convierte espontáneamente en grafito (ΔG < 0), pero tan lentamente que el proceso es indetectable.

¿Cómo afecta la temperatura a ΔG?

La temperatura controla el peso del término entrópico TΔS. Para una reacción con ΔH positivo y ΔS positivo (endotérmica, impulsada por entropía), ΔG disminuye al aumentar la temperatura: la reacción acaba siendo espontánea por encima de una temperatura umbral T = ΔH/ΔS. Por el contrario, una reacción exotérmica con ΔS negativo (ΔH < 0, ΔS < 0) puede volverse no espontánea a altas temperaturas porque el término −TΔS se hace positivo y crece. Estas cuatro combinaciones de signos definen los cuatro regímenes clásicos de espontaneidad.

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