Gibbs energi

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 28. september 2020; checks kræver 22 redigeringer .

Gibbs fri energi (eller blot Gibbs energi eller Gibbs potentiale eller isobarisk - isotermisk potentiale eller termodynamisk potentiale i snæver forstand) er en størrelse , hvis ændring under en kemisk reaktion er lig med ændringen i systemets indre energi . Gibbs-energien viser, hvilken del af systemets samlede indre energi, der kan bruges til kemiske transformationer eller opnås som et resultat af dem under givne betingelser, og giver dig mulighed for at fastslå den grundlæggende mulighed for, at en kemisk reaktion finder sted under givne betingelser. Matematisk er dette det termodynamiske potentialefølgende formular:

G=U+PV-TS

Gibbs-energien kan forstås som den samlede potentielle kemiske energi i et system (krystal, væske osv. )

Begrebet Gibbs energi er meget udbredt i termodynamik og kemi .

Den spontane forekomst af en isobarisk-isoterm proces bestemmes af to faktorer: entalpi, forbundet med et fald i systemets entalpi ( ), og entropi , på grund af en stigning i uorden i systemet på grund af en stigning i dets entropi . Forskellen mellem disse termodynamiske faktorer er en funktion af systemets tilstand, kaldet det isobariske-isotermiske potentiale eller Gibbs frie energi ( , kJ) $\Delta H$ $T\Delta S$ $G$

Definition

Den klassiske definition af Gibbs-energien er udtrykket

G=U+PV-TS,

hvor er den indre energi , er mediets tryk , er volumenet , er mediets absolutte temperatur , er entropien . $U$ $P$ $V$ $T$ $S$

Gibbs energidifference for et system med et konstant antal partikler, udtrykt i form af egenvariable - gennem tryk og temperatur : $P$ $T$

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

For et system med et variabelt antal partikler skrives denne differential som følger:

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

Her er det kemiske potentiale , som kan defineres som den energi, der skal bruges på at tilføje en partikel mere til systemet. $\mu$

Forholdet til systemets termodynamiske stabilitet

Lad os vise, at minimum af Gibbs potentiale svarer til en stabil ligevægt i et termodynamisk system med en fast temperatur, tryk og antal partikler.

Vi skriver den generaliserede ligning for termodynamikkens første og anden lov :

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

På $P=\mathrm {konst} ,\;T=\mathrm {konst}$

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

d(G)\leqslant 0.

I et system ved konstant temperatur og tryk når Gibbs-energien således sin minimumsværdi.

Ansøgninger i kemi

Forbindelse med kemisk potentiale

Ved at bruge termodynamiske potentialers omfangsegenskaber , hvis matematiske konsekvens er Gibbs-Duhem-relationen , kan det påvises, at det kemiske potentiale for et system med én type partikler er forholdet mellem Gibbs-energien og antallet af mol stof n i systemet:

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

Hvis systemet består af partikler af flere typer med antallet af mol partikler af hver type, så fører Gibbs-Duhem-relationerne til udtrykket $jeg$ ${\displaystyle n_{i))$

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

Det kemiske potentiale bruges i analyse af systemer med et variabelt antal partikler, samt i studiet af faseovergange . Så baseret på Gibbs-Duhem-relationerne og ud fra betingelserne for lighed af de kemiske potentialer af faserne i ligevægt med hinanden, er det muligt at opnå Clausius-Clapeyron-ligningen , som bestemmer linjen for sameksistens af to faser i koordinater gennem fasernes termodynamiske parametre (specifikke volumener) og overgangsvarmen mellem faserne. [en] $\mu _{1}=\mu _{2}$ $(p,\,T)$

Gibbs energi og reaktionsretning

I kemiske processer virker to modsatte faktorer samtidigt - entropi ( ) og entalpi ( ). Den samlede effekt af disse modsatte faktorer i processer, der finder sted ved konstant tryk og temperatur, bestemmer ændringen i Gibbs-energien ( ) ifølge Gibbs-Helmholtz-ligningen : $T\Delta S$ $\Delta H$ $G$

\Delta G=\Delta HT\Delta S.

Det følger af dette udtryk , det vil sige, at der bruges en vis mængde varme på at øge entropien ( ), denne del af energien går tabt for at udføre nyttigt arbejde (spredt ud i miljøet i form af varme), det kaldes ofte bundet energi . Den anden del af varmen ( ) kan bruges til at udføre arbejde, så Gibbs-energien kaldes ofte også for fri energi. $\Delta H=\Delta G+T\Delta S$ $T\Delta S$ $\Delta G$

Arten af ændringen i Gibbs-energien gør det muligt at bedømme den grundlæggende mulighed for at implementere processen.

$\DeltaG<0$	processen kan fortsætte - en spontan proces ,
$\DeltaG=0$	systemet er i en tilstand af kemisk ligevægt .
$\DeltaG>0$	proces kan ikke fortsætte - ikke- spontan proces

Med andre ord, hvis Gibbs-energien i systemets begyndelsestilstand er større end i den endelige tilstand, så kan processen grundlæggende fortsætte, hvis omvendt, så kan den ikke.

Bemærk venligst, at vi udelukkende taler om den grundlæggende mulighed for en reaktion . Under virkelige forhold starter reaktionen muligvis ikke, selvom uligheden observeres (af kinetiske årsager). $\DeltaG<0$

Van't Hoff isoterm

van't Hoff isoterm - et forhold, der relaterer ændringen i Gibbs fri energi under en kemisk reaktion med dens ligevægtskonstant : $\Delta G$ $K$

{\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}}

hvor er en ligevægtskonstant (dimensionsløs størrelse). $K_{{eq}}$

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

Generelt kan enhver reaktion betragtes som reversibel (selvom den i praksis ikke er det). I dette tilfælde er ligevægtskonstanten defineret som

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

hvor er hastighedskonstanten for den fremadrettede reaktion, er hastighedskonstanten for den omvendte reaktion. $k_{1}$ $k_{{-1}}$

Historisk baggrund

Gibbs-energien er opkaldt efter en af grundlæggerne af termodynamikken , Josiah Willard Gibbs .

Noter

↑ Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fysisk kemi: lærebog for kemi. specialist. universiteter. - 6. udg. - M . : Højere skole, 2006. - 527 s.
↑ Desmos . (ubestemt)

Litteratur

Akhmetov N. S. Aktuelle spørgsmål om forløbet af uorganisk kemi. - M .: Uddannelse, 1991. - 495 s. — ISBN 5-09-002630-0 .
Bazarov I.P. Termodynamik. - M .: Højere skole, 1991. - 376 s. - ISBN 5-06-000626-3 .
Landau L. D. , Lifshitz E. M. Statistisk fysik. Del 1. - 3. udgave, tilf. — M .: Nauka , 1976. — 584 s. - (" Teoretisk fysik ", bind V).

Se også

Termodynamiske potentialer
Intern energi Entalpi Helmholtz fri energi Gibbs energi Stort termodynamisk potentiale
Portal "Fysik"