Calculadora de Energía Libre de Gibbs
Introduce el cambio de entalpía (ΔH), el cambio de entropía (ΔS) y la temperatura absoluta para calcular el cambio de energía libre de Gibbs (ΔG) de un proceso.
Última actualización: September 26, 2026
Preguntas frecuentes
¿Qué indica la energía libre de Gibbs?
El cambio de energía libre de Gibbs (ΔG) indica si un proceso es termodinámicamente favorable a temperatura y presión constantes. Un ΔG negativo significa que el proceso puede ocurrir espontáneamente tal como está escrito; un ΔG positivo significa que no puede, bajo las condiciones indicadas.
¿Cuál es la fórmula?
ΔG = ΔH − TΔS, donde ΔH es el cambio de entalpía, T es la temperatura absoluta en kelvin y ΔS es el cambio de entropía. ΔS suele darse en J/(mol·K), así que debe convertirse a kJ si ΔH está en kJ/mol antes de restar.
¿Significa un ΔG negativo que la reacción ocurrirá rápidamente?
No. ΔG describe la favorabilidad termodinámica, no la velocidad de reacción. Una reacción con ΔG negativo aún puede ser muy lenta si tiene una alta energía de activación o carece de catalizador; la cinética y la termodinámica son cuestiones separadas.
¿Cuál es la diferencia entre ΔG y ΔG°?
ΔG° se refiere específicamente al cambio de energía libre en condiciones de estado estándar (normalmente 1 bar de presión, concentraciones 1 M, 298,15 K). ΔG es el cambio de energía libre más general bajo las condiciones que especifiques, que esta calculadora calcula directamente a partir de tus valores de ΔH, ΔS y T.
¿Por qué la temperatura afecta a si ΔG es positivo o negativo?
Porque ΔG = ΔH − TΔS, la temperatura escala el término de entropía. Una reacción con ΔH desfavorable pero ΔS favorable (o viceversa) puede pasar de desfavorable a favorable, o al revés, en cierta temperatura de cruce.
¿Cómo se relaciona con la Calculadora de Constante de Equilibrio?
El cambio de energía libre de Gibbs estándar ΔG° se relaciona directamente con la constante de equilibrio K mediante ΔG° = −RT ln K. La Calculadora de Constante de Equilibrio puede convertir entre ambos.