energía libre de Gibbs

En termodinámica , la energía libre de Gibbs (o energía de Gibbs, como se recomienda; símbolo${\displaystyle G}$) es un potencial termodinámico que puede utilizarse para calcular la cantidad máxima de trabajo , distinto del trabajo presión-volumen , que puede realizar un sistema termodinámicamente cerrado a temperatura y presión constantes . También proporciona una condición necesaria para procesos como las reacciones químicas que pueden ocurrir bajo estas condiciones. La energía libre de Gibbs se expresa como

$${\displaystyle G(p,T)=U+pV-TS=H-TS}$$

dónde:

• ${\displaystyle U}$es la energía interna del sistema
• ${\displaystyle H}$es la entalpía del sistema
• ${\displaystyle S}$es la entropía del sistema
• ${\displaystyle T}$es la temperatura del sistema
• ${\displaystyle V}$es el volumen del sistema
• ${\displaystyle p}$es la presión del sistema (que debe ser igual a la del entorno para que exista equilibrio mecánico).

El cambio de energía libre de Gibbs (${\displaystyle \Delta G=\Delta HT\,\Delta S}$La energía libre de Gibbs (medida en julios en el SI ) es la cantidad máxima de trabajo de expansión no volumétrica que se puede extraer de un sistema cerrado (uno que puede intercambiar calor y trabajo con su entorno, pero no materia) a temperatura y presión fijas. Este máximo solo se puede alcanzar en un proceso completamente reversible . Cuando un sistema se transforma reversiblemente de un estado inicial a un estado final bajo estas condiciones, la disminución de la energía libre de Gibbs es igual al trabajo realizado por el sistema sobre su entorno, menos el trabajo de las fuerzas de presión . ^{[ 1 ]}

La energía de Gibbs es el potencial termodinámico que se minimiza cuando un sistema alcanza el equilibrio químico a presión y temperatura constantes cuando no se aplica un voltaje electrolítico. Su derivada con respecto a la coordenada de reacción del sistema se anula en el punto de equilibrio. Por lo tanto, una reducción en${\displaystyle G}$es necesario que una reacción sea espontánea bajo estas condiciones.

El concepto de energía libre de Gibbs, originalmente llamada energía disponible , fue desarrollado en la década de 1870 por el científico estadounidense Josiah Willard Gibbs . En 1873, Gibbs describió esta "energía disponible" como ^{[ 2 ] : 400}

la mayor cantidad de trabajo mecánico que se puede obtener de una cantidad dada de una sustancia determinada en un estado inicial dado, sin aumentar su volumen total ni permitir que el calor pase hacia o desde cuerpos externos, excepto aquellos que al final de los procesos quedan en su estado inicial.

Según Gibbs, el estado inicial del cuerpo debe ser tal que "el cuerpo pueda pasar de él a estados de energía disipada mediante procesos reversibles ". En su obra magna de 1876, Sobre el equilibrio de las sustancias heterogéneas , un análisis gráfico de sistemas químicos multifásicos, desarrolló plenamente sus ideas sobre la energía libre química.

Si los reactivos y productos se encuentran todos en sus estados termodinámicos estándar , entonces la ecuación definitoria se escribe como${\displaystyle \Delta G^{\circ }=\Delta H^{\circ }-T\,\Delta S^{\circ }}$, dónde${\displaystyle H}$es la entalpía ,${\displaystyle T}$es la temperatura absoluta y${\displaystyle S}$es la entropía .

Según la segunda ley de la termodinámica , para sistemas que reaccionan a temperatura y presión fijas sin aporte de volumen de presión no constante (${\displaystyle pV}$) trabajo , existe una tendencia natural general a alcanzar un mínimo de la energía libre de Gibbs.

Una medida cuantitativa de la favorabilidad de una reacción dada bajo estas condiciones es el cambio${\displaystyle \Delta G}$en la energía libre de Gibbs que es (o sería) causada por la reacción. Como condición necesaria para que la reacción ocurra a temperatura y presión constantes,${\displaystyle \Delta G}$debe ser menor que el volumen sin presión (no-${\displaystyle pV}$trabajo eléctrico, que a menudo es igual a cero (en cuyo caso${\displaystyle \Delta G}$debe ser negativo).${\displaystyle \Delta G}$igual a la cantidad máxima de no-${\displaystyle pV}$trabajo que puede realizarse como resultado de la reacción química en el caso de un proceso reversible. Si el análisis indica un resultado positivo${\displaystyle \Delta G}$para una reacción, entonces energía — en forma eléctrica u otra no-${\displaystyle pV}$trabajo — tendría que agregarse al sistema de reacción para${\displaystyle \Delta G}$ser más pequeño que el no-${\displaystyle pV}$trabajar y hacer posible que se produzca la reacción. ^{[ 3 ] : 298–299}

Uno puede pensar en${\displaystyle \Delta G}$como la cantidad de energía "gratuita" o "útil" disponible para hacer cosas no-${\displaystyle pV}$trabajo a temperatura y presión constantes. La ecuación también puede verse desde la perspectiva del sistema junto con su entorno (el resto del universo). Primero, se supone que la reacción dada a temperatura y presión constantes es la única que ocurre. Entonces, la entropía liberada o absorbida por el sistema es igual a la entropía que el entorno debe absorber o liberar, respectivamente. La reacción solo será posible si el cambio total de entropía del universo es cero o positivo. Esto se refleja en un valor negativo.${\displaystyle \Delta G}$y la reacción se denomina proceso exergónico .

Si dos reacciones químicas están acopladas, entonces una reacción que de otro modo sería endergónica (una con carga positiva)${\displaystyle \Delta G}$) puede hacerse realidad. El aporte de calor a una reacción inherentemente endergónica, como la eliminación de ciclohexanol a ciclohexeno , puede verse como el acoplamiento de una reacción desfavorable (eliminación) a una favorable (combustión de carbón u otro aporte de calor) de tal manera que el cambio total de entropía del universo sea mayor o igual a cero, lo que hace que el cambio total de energía libre de Gibbs de las reacciones acopladas sea negativo.

En el uso tradicional, el término "libre" se incluyó en "energía libre de Gibbs" para significar "disponible en forma de trabajo útil". ^{[ 1 ]} La caracterización se vuelve más precisa si agregamos la calificación de que es la energía disponible para trabajo no de presión-volumen. ^{[ 4 ]} (Un significado análogo, pero ligeramente diferente, de "libre" se aplica junto con la energía libre de Helmholtz , para sistemas a temperatura constante). Sin embargo, un número creciente de libros y artículos de revistas no incluyen el adjetivo "libre", refiriéndose a${\displaystyle G}$como simplemente "energía de Gibbs". Este es el resultado de una reunión de la IUPAC de 1988 para establecer terminologías unificadas para la comunidad científica internacional, en la que se recomendó eliminar el adjetivo "libre". ^{[ 5 ] [ 6 ] [ 7 ]} Sin embargo, este estándar aún no ha sido adoptado universalmente.

El nombre " entalpía libre " también se utilizó para${\displaystyle G}$en el pasado. ^{[ 6 ]}

La magnitud denominada "energía libre" es un sustituto más avanzado y preciso del término obsoleto de afinidad , que los químicos utilizaban en los primeros años de la química física para describir la fuerza que provocaba las reacciones químicas .

En 1873, Josiah Willard Gibbs publicó Un método de representación geométrica de las propiedades termodinámicas de las sustancias mediante superficies , en el que esbozó los principios de su nueva ecuación que podía predecir o estimar las tendencias de varios procesos naturales que se producirían cuando cuerpos o sistemas se pusieran en contacto. Al estudiar las interacciones de sustancias homogéneas en contacto, es decir, cuerpos compuestos de parte sólido, parte líquido y parte vapor, y al utilizar un gráfico tridimensional de volumen - entropía - energía interna , Gibbs pudo determinar tres estados de equilibrio, es decir, "necesariamente estable", "neutral" e "inestable", y si se producirían o no cambios. Además, Gibbs afirmó: ^{[ 2 ]}

Si deseamos expresar en una sola ecuación la condición necesaria y suficiente de equilibrio termodinámico para una sustancia cuando está rodeada por un medio de presión constante.${\displaystyle p}$y temperatura${\displaystyle T}$Esta ecuación se puede escribir de la siguiente manera:

${\displaystyle \delta (\epsilon -T\eta +pv)=0}$

cuando${\displaystyle \delta }$Se refiere a la variación producida por cualquier cambio en el estado de las partes del cuerpo y (cuando distintas partes del cuerpo se encuentran en estados diferentes) en la proporción en que el cuerpo se divide entre dichos estados. La condición de equilibrio estable es que el valor de la expresión entre paréntesis sea mínimo.

En esta descripción, tal como la usa Gibbs,${\displaystyle \epsilon }$se refiere a la energía interna del cuerpo,${\displaystyle \eta }$se refiere a la entropía del cuerpo, y${\displaystyle v}$es el volumen del cuerpo.

Posteriormente, en 1882, el científico alemán Hermann von Helmholtz caracterizó la afinidad como la mayor cantidad de trabajo que se puede obtener cuando la reacción se lleva a cabo de manera reversible, por ejemplo, trabajo eléctrico en una pila reversible. El trabajo máximo se considera, por lo tanto, como la disminución de la energía libre o disponible del sistema (energía libre de Gibbs).${\displaystyle G}$a constante${\displaystyle T}$y${\displaystyle P}$o energía libre de Helmholtz${\displaystyle F}$a constante${\displaystyle T}$y${\displaystyle V}$), mientras que el calor liberado suele ser una medida de la disminución de la energía total del sistema ( energía interna ). Por lo tanto,${\displaystyle G}$o${\displaystyle F}$es la cantidad de energía "libre" para realizar trabajo bajo las condiciones dadas.

Hasta ese momento, la opinión general era que: «todas las reacciones químicas conducen al sistema a un estado de equilibrio en el que las afinidades de las reacciones se anulan». Durante los siguientes 60 años, el término afinidad fue reemplazado por el término energía libre. Según el historiador de la química Henry Leicester, el influyente libro de texto de 1923, Termodinámica y la energía libre de las sustancias químicas, de Gilbert N. Lewis y Merle Randall, propició la sustitución del término «afinidad» por el término «energía libre» en gran parte del mundo angloparlante. ^{[ 8 ] : 206}

La energía libre de Gibbs se define como

$${\displaystyle G(p,T)=U+pV-TS\,,}$$

que es lo mismo que

$${\displaystyle G(p,T)=H-TS\,,}$$

dónde:

• ${\displaystyle U}$es la energía interna (unidad del SI: julio ),
• ${\displaystyle p}$es la presión (unidad del SI: pascal ),
• ${\displaystyle V}$es volumen (unidad SI: m ³ ),
• ${\displaystyle T}$es la temperatura (unidad SI: kelvin ),
• ${\displaystyle S}$es la entropía (unidad del SI: julio por kelvin),
• ${\displaystyle H}$es la entalpía (unidad del SI: julio).

La expresión para el cambio reversible infinitesimal en la energía libre de Gibbs en función de sus "variables naturales"${\displaystyle p}$y${\displaystyle T}$, para un sistema abierto , sometido a la acción de fuerzas externas (por ejemplo, eléctricas o magnéticas)${\displaystyle X_{i}}$, que provocan los parámetros externos del sistema${\displaystyle a_{i}}$cambiar en una cantidad${\displaystyle \mathrm {d} a_{i}}$, se puede derivar de la siguiente manera a partir de la primera ley para procesos reversibles:

$${\displaystyle {\begin{aligned}T\,\mathrm {d} S&=\mathrm {d} U+p\,\mathrm {d} V-\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \\\mathrm {d} (TS)-S\,\mathrm {d} T&=\mathrm {d} U+\mathrm {d} (pV)-V\,\mathrm {d} p-\sum _ {i=1}^{k}\mu _ {i}\,\mathrm {d} N_ {i}+\sum _ {i=1}^{n}X_ {i}\,\mathrm {d} a_ {i}+\cdots \\\mathrm {d} (U-TS+pV)&=V\,\mathrm {d} pS\,\mathrm {d} T+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}-\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \\\mathrm {d} G&=V\,\mathrm {d} pS\,\mathrm {d} T+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}-\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \end{aligned}}}$$

dónde:

• ${\displaystyle \mu _{i}}$es el potencial químico de la${\displaystyle i}$-ésimo componente químico . (Unidad del SI: julios por partícula ^{[ 9 ]} o julios por mol ^{[ 1 ]} )
• ${\displaystyle N_{i}}$es el número de partículas (o número de moles) que componen el${\displaystyle i}$-ésimo componente químico.

Esta es una forma de la ecuación fundamental de Gibbs . ^{[ 10 ]} En la expresión infinitesimal, el término que involucra el potencial químico da cuenta de los cambios en la energía libre de Gibbs resultantes de un flujo de entrada o salida de partículas. En otras palabras, es válida para un sistema abierto o para un sistema cerrado , químicamente reactivo donde${\displaystyle N_{i}}$están cambiando. Para un sistema cerrado y no reactivo, este término puede omitirse.

Se pueden agregar varios términos adicionales, dependiendo del sistema particular que se esté considerando. Además del trabajo mecánico , un sistema puede realizar, además, muchos otros tipos de trabajo. Por ejemplo, en la expresión infinitesimal, la energía de trabajo contráctil asociada con un sistema termodinámico que es una fibra contráctil que se acorta en una cantidad${\displaystyle -\mathrm {d} l}$bajo una fuerza${\displaystyle f}$daría como resultado un término${\displaystyle f\,\mathrm {d} l}$se está agregando. Si una cantidad de cargo${\displaystyle -\mathrm {d} e}$es adquirido por un sistema a un potencial eléctrico${\displaystyle \Psi }$, el trabajo eléctrico asociado con esto es${\displaystyle -\Psi \,\mathrm {d} e}$, que se incluiría en la expresión infinitesimal. Se añaden otros términos de trabajo según los requisitos del sistema. ^{[ 11 ]}

Cada magnitud en las ecuaciones anteriores se puede dividir por la cantidad de sustancia, medida en moles , para obtener la energía libre de Gibbs molar . La energía libre de Gibbs es una de las funciones termodinámicas más importantes para la caracterización de un sistema. Es un factor determinante en resultados como el voltaje de una celda electroquímica y la constante de equilibrio de una reacción reversible . En sistemas isotérmicos e isobáricos, la energía libre de Gibbs puede considerarse una magnitud "dinámica", ya que es una medida representativa de los efectos contrapuestos de las fuerzas impulsoras entálpicas y entrópicas involucradas en un proceso termodinámico.

La dependencia de la energía de Gibbs con la temperatura para un gas ideal viene dada por la ecuación de Gibbs-Helmholtz , y su dependencia con la presión viene dada por ^{[ 12 ].}

$${\displaystyle {\frac {G}{N}}={\frac {G^{\circ }}{N}}+kT\ln {\frac {p}{p^{\circ }}}\,.}$$

o, más convenientemente, como su potencial químico :

$${\displaystyle {\frac {G}{N}}=\mu =\mu ^{\circ }+kT\ln {\frac {p}{p^{\circ }}}\,.}$$

En los sistemas no ideales, entra en juego la fugacidad .

La energía libre de Gibbs diferencial total con respecto a variables naturales puede derivarse mediante transformadas de Legendre de la energía interna .

$${\displaystyle \mathrm {d} U=T\,\mathrm {d} S-p\,\mathrm {d} V+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}\,.}$$

La definición de${\displaystyle G}$desde arriba es

$${\displaystyle G=U+pV-TS\,.}$$

Tomando el diferencial total, tenemos

$${\displaystyle \mathrm {d} G=\mathrm {d} U+p\,\mathrm {d} V+V\,\mathrm {d} p-T\,\mathrm {d} S-S\,\mathrm {d} T\,.}$$

Reemplazar${\displaystyle \mathrm {d} U}$con el resultado de la primera ley da ^{[ 13 ]}

$${\displaystyle {\begin{aligned}\mathrm {d} G&=T\,\mathrm {d} S-p\,\mathrm {d} V+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+p\,\mathrm {d} V+V\,\mathrm {d} p-T\,\mathrm {d} S-S\,\mathrm {d} T\\&=V\,\mathrm {d} p-S\,\mathrm {d} T+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}\,.\end{aligned}}}$$

Las variables naturales de${\displaystyle G}$son entonces${\displaystyle p}$,${\displaystyle T}$, y${\displaystyle \left\{N_{i}\right\}}$.

El sistema en consideración se mantiene a temperatura y presión constantes, y es cerrado (no puede entrar ni salir materia). La energía de Gibbs de cualquier sistema es${\displaystyle 1=G=U+pV-TS}$y un cambio infinitesimal en${\displaystyle G}$, a temperatura y presión constantes, produce

$${\displaystyle \mathrm {d} G=\mathrm {d} U+p\,\mathrm {d} V-T\,\mathrm {d} S\,.}$$

Según la primera ley de la termodinámica , un cambio en la energía interna${\displaystyle U}$es dado por

$${\displaystyle \mathrm {d} U=\delta Q+\delta W}$$

dónde${\displaystyle \delta Q}$es energía añadida en forma de calor, y${\displaystyle \delta W}$es energía añadida como trabajo. El trabajo realizado sobre el sistema se puede escribir como${\displaystyle \delta W=-p\,\mathrm {d} V+\delta W_{x}}$, dónde${\displaystyle -p\,\mathrm {d} V}$es el trabajo mecánico de compresión/expansión realizado sobre o por el sistema y${\displaystyle \delta W_{x}}$son todas las demás formas de trabajo, que pueden incluir trabajos eléctricos, magnéticos, etc. Entonces

$${\displaystyle \mathrm {d} U=\delta Q-p\,\mathrm {d} V+\delta W_{x}}$$

y el cambio infinitesimal en${\displaystyle G}$es

$${\displaystyle \mathrm {d} G=\delta Q-T\,\mathrm {d} S+\delta W_{x}\,.}$$

La segunda ley de la termodinámica establece que para un sistema cerrado a temperatura constante (en un baño térmico),${\displaystyle T\,\mathrm {d} S\geq \delta Q}$y por lo tanto se deduce que

$${\displaystyle \mathrm {d} G\leq \delta W_{x}\,.}$$

Suponiendo que solo se realiza trabajo mecánico, esto se simplifica a

$${\displaystyle \mathrm {d} G\leq 0\,.}$$

Esto significa que para un sistema de este tipo, cuando no está en equilibrio, la energía de Gibbs siempre estará disminuyendo, y en equilibrio, el cambio infinitesimal${\displaystyle \mathrm {d} G}$será cero. En particular, esto será cierto si el sistema está experimentando cualquier número de reacciones químicas internas en su camino hacia el equilibrio.

Durante una reacción electroquímica reversible a temperatura y presión constantes, se cumplen las siguientes ecuaciones que involucran la energía libre de Gibbs:

• ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G=\Delta _{\text{r}}G^{\circ }+RT\ln Q_{\mathrm {r} }}$(véase equilibrio químico ),
• ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G^{\circ }=-RT\ln K_{\mathrm {eq} }}$(para un sistema en equilibrio químico),
• ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G=w_{\mathrm {elec} ,\mathrm {rev} }=-nF{\mathcal {E}}}$(para un proceso electroquímico reversible a temperatura y presión constantes),
• ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G^{\circ }=-nF{\mathcal {E}}^{\circ }}$(definición de${\displaystyle {\mathcal {E}}^{\circ }}$),

y reorganizando da

$${\displaystyle {\begin{aligned}nF{\mathcal {E}}^{\circ }&=RT\ln K_{\text{eq}}\\nF{\mathcal {E}}&=nF{\mathcal {E}}^{\circ }-RT\ln Q_{\text{r}}\\{\mathcal {E}}&={\mathcal {E}}^{\circ }-{\frac {RT}{nF}}\ln Q_{\text{r}}\,,\end{aligned}}}$$

que relaciona el potencial de celda resultante de la reacción con la constante de equilibrio y el cociente de reacción para esa reacción ( ecuación de Nernst ), donde

• ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G}$, cambio de energía libre de Gibbs por mol de reacción,
• ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G^{\circ }}$, cambio de energía libre de Gibbs por mol de reacción para reactivos y productos no mezclados en condiciones estándar (es decir, 298  K, 100  kPa, 1  M de cada reactivo y producto),

• ${\displaystyle R}$, constante de los gases ,
• ${\displaystyle T}$, temperatura absoluta ,
• ${\displaystyle Q_{\mathrm {r} }}$, cociente de reacción (sin unidades),
• ${\displaystyle K_{\mathrm {eq} }}$, constante de equilibrio (adimensional),
• ${\displaystyle w_{\mathrm {elec} ,\mathrm {rev} }}$, trabajo eléctrico en un proceso reversible (convención de signos en química),
• ${\displaystyle n}$, número de moles de electrones transferidos en la reacción,
• ${\displaystyle F=N_{\mathrm {A} }e\approx 96485\,\mathrm {C/mol} }$, constante de Faraday (carga por mol de electrones),
• ${\displaystyle {\mathcal {E}}}$, potencial celular ,
• ${\displaystyle {\mathcal {E}}^{\circ }}$, potencial de celda estándar .

Además, también tenemos

$${\displaystyle {\begin{aligned}K_{\mathrm {eq} }&=e^{-{\frac {\Delta _{\mathrm {r} }G^{\circ }}{RT}}}\,,\\\Delta _{\mathrm {r} }G^{\circ }&=-RT\left(\ln K_{\mathrm {eq} }\right)=-2.303\,RT\left(\log _{10}K_{\mathrm {eq} }\right)\,,\end{aligned}}}$$

que relaciona la constante de equilibrio con la energía libre de Gibbs. Esto implica que en el equilibrio,${\displaystyle Q_{\mathrm {r} }=K_{\mathrm {eq} }}$y${\displaystyle \Delta _{\mathrm {r} }G=0}$.

La energía libre de Gibbs estándar de formación de un compuesto es el cambio de energía libre de Gibbs que acompaña a la formación de 1 mol de esa sustancia a partir de sus elementos componentes, en sus estados estándar (la forma más estable del elemento a 25  °C y 100 kPa ). Su símbolo es ${\displaystyle \Delta _{\mathrm {f} }G^{\circ }}$.

Todos los elementos en sus estados estándar ( oxígeno diatómico gaseoso, grafito , etc.) tienen un cambio de energía libre de Gibbs estándar de formación igual a cero, ya que no hay ningún cambio involucrado.

$${\displaystyle \Delta _{\mathrm {f} }G=\Delta _{\mathrm {f} }G^{\circ }+RT\ln Q_{\mathrm {f} }\,,}$$

dónde${\displaystyle Q_{\mathrm {f} }}$es el cociente de reacción .

En equilibrio,${\displaystyle \Delta _{\mathrm {f} }G=0}$y${\displaystyle Q_{\mathrm {f} }=K}$, por lo que la ecuación se convierte en

$${\displaystyle \Delta _{\mathrm {f} }G^{\circ }=-RT\ln K\,,}$$

dónde${\displaystyle K}$es la constante de equilibrio de la reacción de formación de la sustancia a partir de los elementos en sus estados estándar.

La energía libre de Gibbs se definió originalmente de forma gráfica. En 1873, el científico estadounidense Willard Gibbs publicó su primer artículo sobre termodinámica, "Métodos gráficos en la termodinámica de fluidos", en el que Gibbs utilizó las dos coordenadas de entropía y volumen para representar el estado del cuerpo. En su segundo artículo de seguimiento, "Un método de representación geométrica de las propiedades termodinámicas de las sustancias mediante superficies", publicado más tarde ese mismo año, Gibbs añadió la tercera coordenada de la energía del cuerpo, definida en tres figuras. En 1874, el físico escocés James Clerk Maxwell utilizó las figuras de Gibbs para crear una superficie termodinámica de energía-entropía-volumen en 3D de una sustancia ficticia similar al agua. ^{[ 17 ]} Por lo tanto, para comprender el concepto de energía libre de Gibbs, puede ser útil comprender su interpretación por Gibbs como la sección AB en su figura 3, y como Maxwell esculpió esa sección en su figura de superficie 3D .

• Bioenergética
• Calphad (Cálculo de diagramas de fase)
• Punto crítico (termodinámica)
• Equivalente electrónico
• Compensación entalpía-entropía
• entropía libre
• ecuación de Gibbs-Helmholtz
• Gran potencial
• Modelo de dos líquidos no aleatorios (modelo NRTL): energía libre de Gibbs de exceso, cálculo de la mezcla y coeficientes de actividad.
• Curvas espinodales (matriz hessiana )
• entropía molar estándar
• energía libre termodinámica
• Modelo UNIQUAC : energía libre de Gibbs de exceso, cálculo de mezcla y coeficientes de actividad.

• Definición de la IUPAC (energía de Gibbs)
• Energía Libre de Gibbs – Universidad Estatal de Georgia