Ändringen i gibbs fria energi
Gibbs fria energi
Gibbs fria energi, uppkallad efter Josiah Willard Gibbs, existerar enstaka termodynamisktillståndsfunktion given från sambandet:
där existerar entalpi; existerar temperaturen samt existerar entropin. Både entalpin samt entropin existerar även tillståndsfunktioner.
Eftersom energi ej äger ett bestämd nollpunkt används ofta en formulering såsom beskriver förändringen inom :
Gibbs fria energi agerar ett många massiv roll inom kemin. Termodynamisk balans nära konstant tryck samt temperatur uppnås nämligen då existerar inom sitt minimum. Kemiska reaktioner sker beneath dessa förhållanden alltså inom den riktning åt vilken reducerar. eftersom både entalpi-ändringen samt entropi-ändringen bidrar mot ändringen inom Gibbs fria energi existerar båda väsentliga till för att förklara reaktioners spontanitet. detta existerar ej tillräckligt för att bara nyttja entalpi-ändringen samt påstå för att den beskriver ifall reaktioner existerar spontana alternativt ej. enstaka reaktion anses artikel spontan angående värdet på grund av ändringen från Gibbs fria energi existerar negativt, existerar värdet (för ) tvärtom positivt existerar reaktionen ej spontan.
Förändringen inom Gibbs fria energi anger detta högsta icke tryck-volymarbetet vilket förmå utvinnas inom ett reaktion nära konstant tryck samt temperatur.
Tryck-, temperatur- samt sammansättningsberoende
[redigera | redigera wikitext]De naturliga variablerna på grund av existerar temperatur, tryck samt materialmängd. Fundamentalekvationen till existerar därför
där existerar systemets oordning, dess volym samt existerar den kemiska potentialen från material inom blandningen. angående systemets volym existerar sålunda små för att effekten från ytarean ej kunna försummas tillkommer enstaka begrepp såsom bestäms från ytspänningen:
Reaktioners spontanitet
[redigera | redigera wikitext]En typisk kemisk reaktion kunna skrivas:
- Om betyder detta för att reaktionen existerar spontan, den förlöper spontant åt höger.
- Om betyder detta för att reaktionen befinner sig nära jämvikt
- Om betyder detta för att reaktionen ej existerar spontan, däremot existerar reaktionen åt vänster (bakåtreaktionen) spontan.
Tre (fyra) exempel:
1) Reaktionen nedan (förbränning från kol inom syrgas) besitter ΔH < 0 (exoterm reaktion) samt ΔS > 0 (entropin inom systemet ökar). Detta ger för att den säkert blir spontan eftersom ΔG får en negativt bidrag både ifrån entalpitermen samt entropitermen. Reaktionen existerar spontan nära varenda temperaturer.
C(s) + O2(g) = CO2(g)
2) Reaktionen nedan (förgasning från vatten) äger ΔH > 0 (endoterm reaktion) samt ΔS > 0 (entropin inom systemet ökar). Reaktionen blir spontan då entropitermen dominerar. Reaktionen existerar spontan nära dem temperaturer var TΔS > ΔH.
H2O(l) = H2O(g)
3) Reaktionen nedan (kondensation från vatten) äger ΔH < 0 (exoterm reaktion) samt ΔS < 0 (entropin inom systemet minskar). Reaktionen blir spontan då entalpitermen dominerar. Reaktionen existerar spontan nära dem temperaturer var TΔS < ΔH.
H2O(g) = H2O(l)
4) en modell vid spontan reaktion var både ΔH > 0 samt ΔS < 0 existerar ej. Ibland är kapabel fotosyntesen anföras såsom modell vid motsatsen dock detta beror bara vid för att solljuset utelämnas ur detta kemiska systemet. Fotosyntesen fungerar ej inom ett mörk garderob! Cellandningen däremot, fungerar utmärkt inom enstaka mörk garderob, dock då existerar detta enstaka reaktion från typ "1)" i enlighet med ovan. Inkluderas däremot solens entropiökning, förmedlad genom ljuset mot jorden, räcker detta på grund av för att fotosyntesen bör behärska beskrivas liksom ett spontan reaktion.
Relation mellan godtyckligt tillåtelse samt standardtillstånd
[redigera | redigera wikitext]Relationen mellan ΔG till ett reaktion nära något godtyckligt status samt motsvarande reaktion nära standardtillståndet, ΔG0 till grundlig specier ges av:
ΔG = ΔG0 + RT ln Q
där Q existerar reaktionskvoten till reaktionen ifråga.
Eftersom ΔG = 0 på grund av ett reaktion nära balans fås ΔG0 = −RT ln K var K existerar Q till reaktionen nära balans.
ΔG0 skall förstås såsom skillnaden mellan produkternas samt reaktanternas kemiska standardpotentialer.
Relation mot elektrokemi
[redigera | redigera wikitext]Inom elektrokemin förmå den elektromotoriska spänningen alternativt potentialskillnaden E mellan polerna inom ett elektrokemisk fängelse beräknas genom för att nyttja sambandet ΔG = −nFE var n existerar substansmängd elektroner vilket utbyts inom redox-reaktionen samt F existerar Faradays konstant (96&#; Cmol−1). Motsvarande formulering till reaktioner nära standardtillstånd existerar ΔG0 = −nFE0.
Genom för att sammanföra uttrycken ΔG = ΔG0 + RT ln Q, ΔG = −nFE samt ΔG0 = −nFE0 förmå den s.k. Nernsts ekvation härledas. Nernsts ekvation relaterar spänningen på grund av en godtyckligt status mot spänningen nära standardtillstånd. Alternativt beskriver Nernsts ekvation relationen mellan halvcells-potentialen på grund av en godtyckligt tillåtelse samt halvcells-potentialen på grund av standardtillstånd.
- E = E0 − ((RT)/(nF)) ln Q
Tidvis förekommer en annat formulering till Nernsts ekvation, inom princip endast giltigt på grund av ett halvcell inom taget.
- E = E0 + ((RT)/(nF)) ln ([ox-form]/[red-form])
Det associeras tillsammans med reaktionen: ox-form + n e- → red-form
Uttrycket ovan (med minus-tecken samt reaktionskvot, Q) existerar dock fullständigt allmänt samt gäller på grund av såväl halvceller likt bota celler. detta bör användas istället på grund av detta "klassiska" varianten tillsammans med [ox-form]/[red-form].
Reaktionerna nära plus-polen respektive minus-polen kallas halvcellsreaktioner samt skillnaden mellan dessa kallas helcellsreaktioner. Potentialerna på grund av halvcellsreaktionerna kallas halvcellspotentialer (betecknas E+ respektive E−) samt skillnaden till halvcellernas potentialer kallas cellspänning (betecknas Ecell = E+ − E−).
Inom kemin existerar både G samt E relaterade mot den standardiserade vätgaselektroden vilken (per definition) besitter ΔG0 = 0 J samt därmed E0 = 0 V.
Användbara identiteter
[redigera | redigera wikitext]ΔG = ΔH − TΔS
ΔG0 = ΔH0 − TΔS0
ΔG = ΔG0 + RT ln Q
ΔG0 = −RT ln K
ΔG = −nFE
ΔG0 = −nFE0
E = E0 − ((RT)/(nF)) ln Q
där
ΔG = förändring inom Gibbs fria energi
ΔG0 = förändring inom Gibbs fria energi nära standardtillstånd
ΔH = förändring inom entalpi
ΔH0 = förändring inom entalpi nära standardtillstånd
T = temperatur
ΔS = förändring inom entropi
ΔS0 = förändring inom oordning nära standardtillstånd
R = allmänna gaskonstanten (8, J mol−1 K−1)
ln = naturliga logaritmen
Q = reaktionskvot
K = jämviktskonstant
n = antalet elektroner/mol liksom omsätts inom reaktionen
F = Faradays konstant ( coulomb/mol)
E = elektromotorisk spänning (volt) till reaktionen .
E0 = elektromotorisk spänning (volt) till reaktionen nära standardtillstånd.