Generato il: 17 giugno 2026 alle ore 17:25

Calcolatore di energia libera di Gibbs

Dati di input

Variazione di entalpia-100 kJ/mol
Variazione di entropia50 J/(mol·K)
Temperatura298,2 K

Generato con OneCalc · https://onecalc.app/it/chemistry/gibbs-free-energy-calculator

Chimica

Calcolatore di energia libera di Gibbs

Calcola l'energia libera di Gibbs ΔG da entalpia ΔH, entropia ΔS e temperatura T usando ΔG = ΔH − TΔS.

Dati di input

kJ/mol
J/(mol·K)

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kJ/mol

Questa reazione è all'equilibrio (ΔG ≈ 0) — le velocità di reazione diretta e inversa sono uguali e non si osserva alcuna variazione netta.

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L'energia libera di Gibbs

L'energia libera di Gibbs, indicata con ΔG, è la grandezza termodinamica che indica se una reazione chimica o un processo fisico possono procedere spontaneamente a temperatura e pressione costanti. Combina due fattori concorrenti — la tendenza a rilasciare calore (entalpia) e la tendenza ad aumentare il disordine (entropia) — in un unico numero. Quando ΔG è negativo, il sistema abbassa la propria energia libera reagendo, quindi il processo è spontaneo.

Willard Gibbs introdusse questo concetto negli anni 1870, e oggi costituisce il fondamento di tutta la termodinamica chimica: dalla previsione degli equilibri di reazione alla progettazione di celle elettrochimiche e processi industriali.

L'equazione di Gibbs

ΔG=ΔH−TΔS\Delta G = \Delta H - T \Delta S
SimboloGrandezzaUnità tipiche
ΔGVariazione di energia libera di GibbskJ/mol
ΔHVariazione di entalpiakJ/mol
TTemperatura assolutaK
ΔSVariazione di entropiaJ/(mol·K)

Poiché ΔH è in kilojoule e ΔS è in joule, bisogna dividere ΔS per 1000 prima di sottrarre:

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

Il significato del segno di ΔG

ΔGInterpretazione
ΔG < 0Spontanea nella direzione diretta
ΔG = 0Il sistema è all'equilibrio
ΔG > 0Non spontanea; la direzione inversa è favorita

Un processo spontaneo non significa necessariamente veloce. La trasformazione del diamante in grafite è spontanea (ΔG < 0) ma richiede milioni di anni. ΔG prevede la direzione, non la velocità.

I quattro regimi di spontaneità

Il segno di ΔG dipende dai segni di ΔH e ΔS e dalla temperatura.

ΔHΔSΔG a bassa TΔG ad alta TSpontanea?
−+−−Sempre
+−++Mai
−−−+Solo a bassa temperatura
+++−Solo ad alta temperatura

La temperatura di inversione, in cui ΔG = 0 e il processo passa da non spontaneo a spontaneo (o viceversa), è:

T=ΔHΔST = \frac{\Delta H}{\Delta S}

Esempio svolto

La dissoluzione del nitrato di ammonio in acqua è endotermica (ΔH = +25,7 kJ/mol) ma fortemente guidata dall'entropia (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 è negativo, quindi la dissoluzione è spontanea a temperatura ambiente anche se assorbe calore. Il grande guadagno entropico (gli ioni si disperdono in soluzione) supera il costo entalpico.

Condizioni standard e non standard

Il valore ΔG° si applica nelle condizioni standard: 298,15 K, pressione di 1 bar e tutti i soluti a 1 mol/L. In condizioni non standard, ΔG differisce da ΔG° per il quoziente di reazione Q:

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

All'equilibrio, ΔG = 0 e Q = K (la costante di equilibrio), il che fornisce la relazione fondamentale:

ΔG∘=−RTln⁡K\Delta G^\circ = -RT \ln K

Un ΔG° molto negativo corrisponde a una grande costante di equilibrio, il che significa che i prodotti sono fortemente favoriti all'equilibrio.

Energia libera di Gibbs ed elettrochimica

Nelle celle elettrochimiche, ΔG è direttamente correlato al potenziale di cella E:

ΔG=−nFE\Delta G = -nFE

dove n è il numero di elettroni trasferiti per unità formula e F è la costante di Faraday (96 485 C/mol). Una tensione di cella positiva corrisponde a un ΔG negativo, confermando che la reazione di cella è spontanea — è questo il motivo per cui le batterie si scaricano spontaneamente.

Errori comuni

Disaccordo tra unità. ΔH è solitamente espresso in kJ/mol mentre ΔS è in J/(mol·K). Dimenticare di dividere ΔS per 1000 produce un risultato mille volte troppo grande o troppo piccolo.

Usare i gradi Celsius invece dei kelvin. La T nella formula deve essere una temperatura assoluta. 25 °C corrispondono a 298,15 K, non a 25 K. Usare i gradi Celsius produce un termine TΔS completamente errato.

Confondere spontaneo con veloce. Una reazione con ΔG = −500 kJ/mol può essere bloccata cineticamente. ΔG descrive la favorevolezza termodinamica; l'energia di attivazione e i catalizzatori governano la velocità.

Domande frequenti (FAQ)

Qual è la formula dell'energia libera di Gibbs?

L'equazione di Gibbs è ΔG = ΔH − TΔS, dove ΔH è la variazione di entalpia in kJ/mol, T è la temperatura assoluta in kelvin e ΔS è la variazione di entropia in J/(mol·K). Poiché ΔS è in joule e ΔH in kilojoule, bisogna dividere ΔS per 1000 prima di sottrarre. Nelle condizioni standard (298,15 K, 1 bar) si ottiene l'energia libera di Gibbs standard ΔG°.

Cosa rappresenta ΔG?

ΔG è il massimo lavoro non di espansione che un sistema può compiere a temperatura e pressione costanti. Combina due fattori termodinamici concorrenti: la variazione di entalpia ΔH (energia rilasciata o assorbita come calore) e la variazione di entropia TΔS (energia che diventa indisponibile perché il disordine aumenta). Il segno di ΔG indica la direzione del cambiamento spontaneo nelle condizioni date.

Come si correla ΔG alla spontaneità di una reazione?

Una reazione è spontanea quando ΔG < 0, non spontanea quando ΔG > 0 e si trova all'equilibrio quando ΔG = 0. Spontanea significa che la reazione può procedere senza un apporto continuo di energia — non necessariamente che sarà veloce. Un ΔG molto negativo indica che il processo libera energia libera, ma non fornisce informazioni sulla velocità. Ad esempio, il diamante si trasforma spontaneamente in grafite (ΔG < 0), ma così lentamente da risultare impercettibile.

Come influisce la temperatura su ΔG?

La temperatura determina il peso del termine entropico TΔS. Per una reazione con ΔH positivo e ΔS positivo (endotermica, guidata dall'entropia), ΔG diminuisce all'aumentare della temperatura: la reazione diventa spontanea al di sopra di una temperatura soglia T = ΔH/ΔS. Al contrario, una reazione esotermica con ΔS negativo (ΔH < 0, ΔS < 0) può diventare non spontanea ad alta temperatura perché il termine −TΔS diventa positivo e crescente. Queste quattro combinazioni di segno definiscono i quattro classici regimi di spontaneità.

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