Gibbs energia

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2020. szeptember 28-án felülvizsgált verziótól ; az ellenőrzések 22 szerkesztést igényelnek .

Gibbs-szabadenergia (vagy egyszerűen Gibbs-energia , vagy Gibbs-potenciál , vagy izobár - izotermikus potenciál , vagy szűkebb értelemben vett termodinamikai potenciál ) olyan mennyiség , amelynek változása a kémiai reakció során megegyezik a rendszer belső energiájának változásával . A Gibbs-energia megmutatja, hogy adott körülmények között a rendszer teljes belső energiájának mekkora része használható fel kémiai átalakulásokra, illetve ezek eredményeként nyerhető ki, és lehetővé teszi egy adott körülmények között lezajló kémiai reakció alapvető lehetőségének megállapítását. Matematikailag ez a következő forma termodinamikai potenciálja :

G=U+PV-TS

A Gibbs-energia egy rendszer (kristály, folyadék stb. ) teljes potenciális kémiai energiájaként értelmezhető.

A Gibbs-energia fogalmát széles körben használják a termodinamikában és a kémiában .

Az izobár-izoterm folyamat spontán előfordulását két tényező határozza meg: az entalpia, amely a rendszer entalpiájának csökkenésével jár ( ) , és az entrópia , amely a rendszerben az entrópiájának növekedése miatti rendezetlenség növekedése miatt következik be . A termodinamikai tényezők közötti különbség a rendszer állapotának függvénye, amelyet izobár-izotermikus potenciálnak vagy Gibbs-szabadenergiának ( , kJ) neveznek. $\Delta H$ $T\Delta S$ $G$

Definíció

A Gibbs-energia klasszikus meghatározása a kifejezés

G=U+PV-TS,

ahol a belső energia , a közeg nyomása , a térfogata , a közeg abszolút hőmérséklete , az entrópia . $U$ $P$ $V$ $T$ $S$

Gibbs-energia- különbség egy állandó számú részecskeszámú rendszerhez, sajátváltozókban kifejezve - nyomáson és hőmérsékleten keresztül : $P$ $T$

dG=-S\,dT+V\,dP.

Változó számú részecskeszámú rendszer esetén ezt a különbséget a következőképpen írjuk fel:

dG=-S\,dT+V\,dP+\mu \,dN.

Itt van a kémiai potenciál , amely úgy definiálható, mint az az energia, amelyet el kell fordítani ahhoz, hogy még egy részecskét adjunk a rendszerhez. $\mu$

Kapcsolat a rendszer termodinamikai stabilitásával

Mutassuk meg, hogy a Gibbs-potenciál minimuma egy termodinamikai rendszer stabil egyensúlyának felel meg rögzített hőmérséklettel, nyomással és részecskeszámmal.

Felírjuk a termodinamika első és második törvényének általánosított egyenletét :

T\,dS\geqslant dU+P\,dV.

Nál nél $P=\mathrm {const} ,\;T=\mathrm {const}$

d(U+PV-TS)\leqslant 0.

d(G)\leqslant 0.

Így egy állandó hőmérsékletű és nyomású rendszerben a Gibbs-energia eléri minimális értékét.

Alkalmazások a kémiában

Kapcsolat a kémiai potenciállal

A termodinamikai potenciálok extenzívségi tulajdonságainak felhasználásával, amelynek matematikai következménye a Gibbs-Duhem reláció , kimutatható, hogy egy rendszer kémiai potenciálja egyfajta részecskével a Gibbs-energia és az anyagmolok számának aránya. n a rendszerben:

\mu ={\frac {G}{n)).

Ha a rendszer több típusú részecskékből áll, az egyes típusú részecskék molszámával, akkor a Gibbs-Duhem relációk a kifejezéshez vezetnek. $én$ ${\displaystyle n_{i))$

G(p,\,T,\,N_{1},\,\ldots )=\mu _{1}n_{1}+\mu _{2}n_{2}+\ldots

A kémiai potenciált változó számú részecskeszámú rendszerek elemzésére, valamint a fázisátalakulások vizsgálatára használják . Tehát a Gibbs-Duhem összefüggések alapján és az egymással egyensúlyban lévő fázisok kémiai potenciáljainak egyenlőségének feltételeiből megkaphatjuk a Clausius-Clapeyron egyenletet , amely meghatározza két fázis együttélési vonalát koordinátákban. a fázisok termodinamikai paraméterein (fajlagos térfogatain) és a fázisok közötti átmenet hőjén keresztül. [egy] $\mu _{1}=\mu _{2}$ ${\megjelenítési stílus (p,\,T)}$

Gibbs energia és reakcióirány

A kémiai folyamatokban két ellentétes tényező hat egyszerre - az entrópia ( ) és az entalpia ( ). Ezen ellentétes tényezők összhatása állandó nyomáson és hőmérsékleten zajló folyamatokban meghatározza a Gibbs- energia ( ) változását a Gibbs-Helmholtz egyenlet szerint : $T\Delta S$ $\Delta H$ $G$

\Delta G=\Delta HT\Delta S.

Ebből a kifejezésből az következik , hogy azaz bizonyos mennyiségű hőt az entrópia növelésére fordítanak ( ), az energia ezen része hasznos munkavégzés céljából elvész (hő formájában a környezetbe kerül), gyakran ún. kötött energia . A hő másik része ( ) munkára használható, ezért a Gibbs-energiát gyakran szabad energiának is nevezik. $\Delta H=\Delta G+T\Delta S$ $T\Delta S$ $\Delta G$

A Gibbs-energia változásának természete lehetővé teszi a folyamat megvalósításának alapvető lehetőségének megítélését.

$\DeltaG<0$	a folyamat folytatódhat - spontán folyamat ,
$\DeltaG=0$	a rendszer kémiai egyensúlyi állapotban van .
$\DeltaG>0$	a folyamat nem folytatódhat – nem spontán folyamat

Más szóval, ha a rendszer kezdeti állapotában a Gibbs-energia nagyobb, mint a végső állapotában, akkor a folyamat alapvetően folytatódhat, ha fordítva, akkor nem.

Felhívjuk figyelmét, hogy kizárólag a reakció alapvető lehetőségéről beszélünk . Valós körülmények között előfordulhat, hogy a reakció akkor sem indul el, ha az egyenlőtlenséget megfigyeljük ( kinetikai okokból). $\DeltaG<0$

Van't Hoff izoterma

van't Hoff izoterma - egy arány, amely a Gibbs-szabadenergia változását a kémiai reakció során az egyensúlyi állandóval hozza összefüggésbe : $\Delta G$ $K$

{\begin{array}{lcl}\Delta G^{o}&=&-RT\cdot \ln K_{eq}\\\Delta G&=&\Delta G^{o}+RT\cdot \ln Q\end{array}}{\biggr \}}\ \Delta G=RT\ln {Q \over K_{eq}}

ahol egy egyensúlyi állandó (dimenzió nélküli mennyiség). $K_{{eq}}$

$Q=\prod _{i=1}^{N}a_{i}^{n_{i))$ — reakció együttható

Általánosságban elmondható, hogy minden reakció reverzibilisnek tekinthető (még akkor is, ha a gyakorlatban nem az). Ebben az esetben az egyensúlyi állandót a következőképpen határozzuk meg

K={\frac {k_{1}}{k_{-1}}},

ahol az előremenő reakció sebességi állandója, a fordított reakció sebességi állandója. $k_{1}$ $k_{{-1}}$

Történelmi háttér

A Gibbs-energia a termodinamika egyik alapítójáról , Josiah Willard Gibbsről kapta a nevét .

Jegyzetek

↑ Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fizikai kémia: kémiai tankönyv. szakember. egyetemek. - 6. kiadás - M . : Felsőiskola, 2006. - 527 p.
↑ Desmos . (határozatlan)

Irodalom

Akhmetov N. S. A szervetlen kémia kurzusának aktuális kérdései. - M .: Oktatás, 1991. - 495 p. — ISBN 5-09-002630-0 .
Bazarov I. P. Termodinamika. - M .: Felsőiskola, 1991. - 376 p. - ISBN 5-06-000626-3 .
Landau L. D. , Lifshitz E. M. Statisztikai fizika. 1. rész – 3. kiadás, add. — M .: Nauka , 1976. — 584 p. - (" Elméleti fizika ", V. kötet).

Lásd még

Termodinamikai potenciálok
Belső energia Entalpia Helmholtz szabad energia Gibbs energia Nagy termodinamikai potenciál
"Fizika" portál