Energia Gibbs

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită pe 28 septembrie 2020; verificările necesită 22 de modificări .

Energia liberă Gibbs (sau pur și simplu energia Gibbs , sau potențialul Gibbs , sau potențialul izobaric - izoterm , sau potențialul termodinamic în sens restrâns) este o mărime a cărei modificare în timpul unei reacții chimice este egală cu modificarea energiei interne a sistemului. Energia Gibbs arată ce parte din energia internă totală a sistemului poate fi utilizată pentru transformări chimice sau obținută ca urmare a acestora în condiții date și vă permite să stabiliți posibilitatea fundamentală ca o reacție chimică să aibă loc în condiții date. Din punct de vedere matematic, acesta este potențialul termodinamic de următoarea formă:

G=U+PV-TS

Energia Gibbs poate fi înțeleasă ca energia chimică potențială totală a unui sistem (cristal, lichid etc. )

Conceptul de energie Gibbs este utilizat pe scară largă în termodinamică și chimie .

Apariția spontană a unui proces izobaric-izotermic este determinată de doi factori: entalpia, asociată cu o scădere a entalpiei sistemului ( ) și entropia , datorită creșterii dezordinei în sistem datorită creșterii entropiei acestuia . Diferența dintre acești factori termodinamici este o funcție a stării sistemului, numită potențial izobar-izotermic sau energie liberă Gibbs ( , kJ) $\Delta H$ $T\Delta S$ $G$

Definiție

Definiția clasică a energiei Gibbs este expresia

G=U+PV-TS,

unde este energia internă , este presiunea mediului, este volumul , este temperatura absolută a mediului, este entropia . $U$ $P$ $V$ $T$ $S$

Diferența de energie Gibbs pentru un sistem cu un număr constant de particule, exprimat în termeni de variabile proprii - prin presiune și temperatură : $P$ $T$

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

Pentru un sistem cu un număr variabil de particule, această diferență se scrie după cum urmează:

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

Aici este potențialul chimic , care poate fi definit ca energia care trebuie cheltuită pentru a adăuga încă o particulă în sistem. $\mu$

Relația cu stabilitatea termodinamică a sistemului

Să arătăm că minimul potențialului Gibbs corespunde unui echilibru stabil al unui sistem termodinamic cu o temperatură, presiune și un număr de particule fixe.

Scriem ecuația generalizată a primei și a doua legi a termodinamicii :

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

La $P=\mathrm {const} ,\;T=\mathrm {const}$

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

d(G)\leqslant 0.

Astfel, într-un sistem la temperatură și presiune constante, energia Gibbs atinge valoarea sa minimă.

Aplicații în chimie

Legătura cu potențialul chimic

Folosind proprietățile de extensie ale potențialelor termodinamice, a căror consecință matematică este relația Gibbs-Duhem , se poate demonstra că potențialul chimic pentru un sistem cu un tip de particule este raportul dintre energia Gibbs și numărul de moli de substanță. n în sistem:

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

Dacă sistemul constă din particule de mai multe tipuri cu numărul de moli de particule de fiecare tip, atunci relațiile Gibbs-Duhem conduc la expresia $i$ $n_{i)$

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

Potențialul chimic este utilizat în analiza sistemelor cu un număr variabil de particule, precum și în studiul tranzițiilor de fază . Deci, pe baza relațiilor Gibbs-Duhem și din condițiile de egalitate a potențialelor chimice ale fazelor aflate în echilibru între ele, se poate obține ecuația Clausius-Clapeyron , care determină linia de coexistență a două faze în coordonate. prin parametrii termodinamici (volumele specifice) fazelor şi căldura de tranziţie între faze. [unu] $\mu _{1}=\mu _{2}$ $(p,\,T)$

Energia Gibbs și direcția de reacție

În procesele chimice, doi factori opusi acționează simultan - entropia ( ) și entalpia ( ). Efectul total al acestor factori opuși în procesele care au loc la presiune și temperatură constante determină modificarea energiei Gibbs ( ) conform ecuației Gibbs-Helmholtz : $T\Delta S$ $\Delta H$ $G$

\Delta G=\Delta HT\Delta S.

Din această expresie rezultă că , adică o anumită cantitate de căldură este cheltuită pentru a crește entropia ( ), această parte a energiei este pierdută pentru a face o muncă utilă (disipată în mediu sub formă de căldură), este adesea numită energie legată . Cealaltă parte a căldurii ( ) poate fi folosită pentru a lucra, astfel încât energia Gibbs este adesea numită și energie liberă. $\Delta H=\Delta G+T\Delta S$ $T\Delta S$ $\Delta G$

Natura schimbării energiei Gibbs face posibilă evaluarea posibilității fundamentale de implementare a procesului.

$\DeltaG<0$	procesul poate continua - un proces spontan ,
$\DeltaG=0$	sistemul este într-o stare de echilibru chimic .
$\DeltaG>0$	procesul nu poate continua - proces non-spontan

Cu alte cuvinte, dacă energia Gibbs în starea inițială a sistemului este mai mare decât în starea finală, atunci procesul poate continua în mod fundamental, dacă invers, atunci nu poate.

Vă rugăm să rețineți că vorbim exclusiv despre posibilitatea fundamentală a unei reacții . În condiții reale, reacția poate să nu înceapă chiar dacă se observă inegalitatea (din motive cinetice ). $\DeltaG<0$

Izoterma Van't Hoff

Izoterma van't Hoff - un raport care leagă schimbarea energiei libere Gibbs în timpul unei reacții chimice cu constanta sa de echilibru : $\Delta G$ $K$

{\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}}

unde este o constantă de echilibru (cantitate adimensională). $K_{{echivalent}}$

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

În general, orice reacție poate fi considerată reversibilă (chiar dacă în practică nu este). În acest caz, constanta de echilibru este definită ca

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

unde este constanta de viteză a reacției directe, este constanta de viteză a reacției inverse. $k_{1}$ $k_{{-1}}$

Context istoric

Energia Gibbs este numită după unul dintre fondatorii termodinamicii , Josiah Willard Gibbs .

Note

↑ Stromberg A. G., Semchenko D. P. Physical chemistry: textbook for chem. specialist. universități. - Ed. a VI-a. - M . : Şcoala superioară, 2006. - 527 p.
↑ Desmos . (nedefinit)

Literatură

Akhmetov N. S. Probleme de actualitate ale cursului de chimie anorganică. - M .: Educaţie, 1991. - 495 p. — ISBN 5-09-002630-0 .
Bazarov I.P. Termodinamică. - M .: Şcoala superioară, 1991. - 376 p. - ISBN 5-06-000626-3 .
Landau L. D. , Lifshitz E. M. Fizică statistică. Partea 1. - Ediția a III-a, add. — M .: Nauka , 1976. — 584 p. - (" Fizica teoretică ", Volumul V).

Vezi și

Potențiale termodinamice
Energie interna Entalpie Helmholtz energie liberă Energia Gibbs Potential termodinamic mare
Portalul „Fizica”