Gibbs energi

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 28 september 2020; kontroller kräver 22 redigeringar .

Gibbs fria energi (eller helt enkelt Gibbs energi , eller Gibbs potential , eller isobarisk- isotermisk potential , eller termodynamisk potential i snäv mening) är en storhet vars förändring under en kemisk reaktion är lika med förändringen i systemets inre energi . Gibbs-energin visar vilken del av systemets totala inre energi som kan användas för kemiska omvandlingar eller erhållas som ett resultat av dem under givna förhållanden och låter dig fastställa den grundläggande möjligheten att en kemisk reaktion inträffar under givna förhållanden. Matematiskt är detta den termodynamiska potentialen för följande form:

G=U+PV-TS

Gibbs-energin kan förstås som den totala potentiella kemiska energin i ett system (kristall, vätska , etc. )

Begreppet Gibbs energi används ofta inom termodynamik och kemi .

Den spontana förekomsten av en isobarisk-isoterm process bestäms av två faktorer: entalpi, associerad med en minskning av systemets entalpi ( ), och entropi , på grund av en ökning av oordning i systemet på grund av en ökning av dess entropi . Skillnaden mellan dessa termodynamiska faktorer är en funktion av systemets tillstånd, kallad isobarisk-isotermisk potential eller Gibbs fria energi ( , kJ) $\Delta H$ $T\Delta S$ $G$

Definition

Den klassiska definitionen av Gibbs energi är uttrycket

G=U+PV-TS,

där är den inre energin , är mediets tryck , är volymen , är mediets absoluta temperatur , är entropin . $U$ $P$ $V$ $T$ $S$

Gibbs energiskillnad för ett system med ett konstant antal partiklar, uttryckt i termer av egenvariabler - genom tryck och temperatur : $P$ $T$

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

För ett system med ett variabelt antal partiklar skrivs denna differential på följande sätt:

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

Här är den kemiska potentialen , som kan definieras som den energi som måste förbrukas för att lägga till en partikel till i systemet. $\mu$

Samband med systemets termodynamiska stabilitet

Låt oss visa att minimum av Gibbs potential motsvarar en stabil jämvikt i ett termodynamiskt system med en fast temperatur, tryck och antal partiklar.

Vi skriver den generaliserade ekvationen för termodynamikens första och andra lag :

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

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

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

d(G)\leqslant 0.

Således, i ett system med konstant temperatur och tryck, når Gibbs-energin sitt lägsta värde.

Tillämpningar i kemi

Förbindelse med kemisk potential

Med hjälp av termodynamiska potentialers extensivhetsegenskaper , vars matematiska konsekvens är Gibbs-Duhem-relationen , kan det visas att den kemiska potentialen för ett system med en typ av partiklar är förhållandet mellan Gibbs-energin och antalet mol ämne. n i systemet:

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

Om systemet består av partiklar av flera typer med antalet mol partiklar av varje typ, leder Gibbs-Duhem-relationerna till uttrycket $i$ ${\displaystyle n_{i))$

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

Den kemiska potentialen används i analys av system med ett varierande antal partiklar, samt i studiet av fasövergångar . Så, baserat på Gibbs-Duhem-relationerna och från villkoren för likhet mellan fasernas kemiska potentialer i jämvikt med varandra, är det möjligt att erhålla Clausius-Clapeyron-ekvationen , som bestämmer samexistenslinjen för två faser i koordinater genom fasernas termodynamiska parametrar (specifika volymer) och övergångsvärmet mellan faserna. [ett] $\mu _{1}=\mu _{2}$ $(p,\,T)$

Gibbs energi och reaktionsriktning

I kemiska processer verkar två motsatta faktorer samtidigt - entropi ( ) och entalpi ( ). Den totala effekten av dessa motsatta faktorer i processer som sker vid konstant tryck och temperatur bestämmer förändringen i Gibbs-energin ( ) enligt Gibbs-Helmholtz-ekvationen : $T\Delta S$ $\Delta H$ $G$

\Delta G=\Delta HT\Delta S.

Det följer av detta uttryck att , det vill säga en viss mängd värme går åt för att öka entropin ( ), denna del av energin går förlorad för att göra nyttigt arbete (försvinner till miljön i form av värme), det kallas ofta bunden energi . Den andra delen av värmen ( ) kan användas för att utföra arbete, så Gibbs-energin kallas ofta också för fri energi. $\Delta H=\Delta G+T\Delta S$ $T\Delta S$ $\Delta G$

Karaktären av förändringen i Gibbs energi gör det möjligt att bedöma den grundläggande möjligheten att implementera processen.

$\DeltaG<0$	processen kan fortgå - en spontan process ,
$\DeltaG=0$	systemet är i ett tillstånd av kemisk jämvikt .
$\DeltaG>0$	processen kan inte fortsätta - icke- spontan process

Med andra ord, om Gibbs-energin i systemets initiala tillstånd är större än i sluttillståndet, så kan processen i grunden fortsätta, om vice versa, så kan den inte det.

Observera att vi uteslutande talar om den grundläggande möjligheten av en reaktion . Under verkliga förhållanden kan det hända att reaktionen inte startar även om ojämlikheten observeras (av kinetiska skäl). $\DeltaG<0$

Van't Hoff isoterm

van't Hoff isoterm - ett förhållande som relaterar förändringen i Gibbs fria energi under en kemisk reaktion med dess jämviktskonstant : $\Delta G$ $K$

{\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}}

där är en jämviktskonstant (dimensionslös storhet). $K_{{eq}}$

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

Generellt sett kan varje reaktion anses vara reversibel (även om den i praktiken inte är det). I detta fall definieras jämviktskonstanten som

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

där är hastighetskonstanten för den framåtriktade reaktionen, är hastighetskonstanten för den omvända reaktionen. $k_{1}$ $k_{{-1}}$

Historisk bakgrund

Gibbs-energin är uppkallad efter en av grundarna av termodynamiken , Josiah Willard Gibbs .

Anteckningar

↑ Stromberg A. G., Semchenko D. P. Fysikalisk kemi: lärobok för kemi. specialist. universitet. - 6:e uppl. - M . : Högre skola, 2006. - 527 sid.
↑ Desmos . (obestämd)

Litteratur

Akhmetov N. S. Aktuella frågor om kursen i oorganisk kemi. - M .: Utbildning, 1991. - 495 sid. — ISBN 5-09-002630-0 .
Bazarov I.P. Termodynamik. - M .: Högre skola, 1991. - 376 sid. - ISBN 5-06-000626-3 .
Landau L. D. , Lifshits E. M. Statistisk fysik. Del 1. - 3:e upplagan, tillägg. — M .: Nauka , 1976. — 584 sid. - (" Teoretisk fysik ", volym V).

Se även

Termodynamiska potentialer
Inre energi Entalpi Helmholtz fri energi Gibbs energi Stor termodynamisk potential
Portal "Fysik"