Вільна енергія Ґіббса

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
(Перенаправлено з Вільна енергія Гіббса)
Перейти до: навігація, пошук
Статистична фізика
S = k_B \, \ln\Omega
Термодинаміка
Кінетична теорія

Ві́льна ене́ргія Ґі́ббса (або просто ене́ргія Ґі́ббса, або потенціа́л Ґі́ббса, або термодинамі́чний потенціа́л у вузькому значенні) — це термодинамічний потенціал такого вигляду:

\,\!G=U+PV-TS,

Енергію Ґіббса можна розуміти як повну хімічну енергію системи (кристала, рідини тощо)

Поняття енергії Ґіббса широко використовується в термодинаміці та хімії.

Визначення[ред.ред. код]

Класичним визначенням енергії Ґіббса є вираз

\,\!G=U+PV-TS,

де U — внутрішня енергія,  P  — тиск,  V  — об'єм,  T  — абсолютна температура,  S  — ентропія.

Диференціал енергії Ґіббса для системи з постійним числом частинок, виражений у власних змінних — через тиск p і температуру T:

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

Для системи із змінним числом частинок цей диференціал записується так:

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

Тут \mu — хімічний потенціал, який можна визначити як енергію, яку необхідно затратити, щоб додати в систему ще одну частку.

Історична довідка[ред.ред. код]

Енергія Ґіббса названа на честь одного із засновників термодинаміки, Джозая Вілларда Ґіббса.

Застосування у хімії[ред.ред. код]

Зв'язок з хімічним потенціалом[ред.ред. код]

Використовуючи властивості екстенсивності термодинамічних потенціалів, математичним наслідком яких є співвідношення Ґіббса — Дюгема, можна показати, що хімічний потенціал є відношенням енергії Ґіббса до числа частинок в системі:

\,\!\mu=\frac{G}{N}.

Якщо система складається з частинок декількох сортів  i з числом  N_i частинок кожного сорту, то співвідношення Ґіббса — Дюгема приводять до виразу

 G(p,T,N_1 \dots )= \mu_1 N_1 + \mu_2 N_2 + \dots

Хімічний потенціал застосовується при аналізі систем зі змінним числом частинок, а також при вивченні фазових переходів. Так, виходячи з співвідношень Ґіббса — Дюгема і з умов рівності хімічних потенціалів  \mu_1=\mu_2 , що знаходяться в рівновазі один з одним, можна одержати рівняння Клапейрона-Клаузіуса, що визначає лінію співіснування двох фаз в координатах  (p,T) за термодинамічні параметри (питомі об'єми) фаз і теплоту переходу між фазами

Енергія Ґіббса і напрям ходу реакції[ред.ред. код]

У хімічних процесах одночасно діють два протилежні фактори - ентропійний (T\Delta S) і ентальпійний (\Delta H). Сумарний ефект цих протилежних факторів у процесах, що перебігають при постійному тиску і температурі, визначає зміна енергії Ґіббса ( G ):

\,\!\Delta G=\Delta H-T\Delta S.

З цього виразу випливає, що ~\Delta H=\Delta G+T\Delta S, тобто деяка кількість теплоти витрачається на збільшенні ентропії (T \Delta S), ця частина енергії втрачена для здійснення корисної роботи, її часто називають зв'язаною енергією. Інша частина теплоти (\Delta G) може бути використана для здійснення роботи, тому енергію Ґіббса часто називають також вільною енергією.

Характер зміни енергії Ґіббса дозволяє судити про принципову можливість здійснення процесу. При \Delta G<0 процес може перебігати, при \Delta G>0 процес перебігати не може (іншими словами, якщо енергія Ґіббса в початковому стані системи більше, ніж в кінцевому, то процес принципово може перебігати, якщо навпаки — то не може). Якщо \Delta G=0, то система перебуває в стані хімічної рівноваги.

Зверніть увагу, що мова йде виключно про принципову можливості перебігу реакції. У реальних же умовах реакція може не початися і при дотриманні нерівності \Delta G<0 (за кінетичними причинами).

Існує корисне співвідношення, що зв'язує зміну вільної енергії Ґіббса ~\Delta G у ході хімічної реакції з її константою рівноваги ~K:

~\Delta G=-RT\cdot\ln K.

Взагалі кажучи, будь-яка реакція може бути розглянута як зворотна (навіть якщо на практиці вона такою не є). При цьому константа рівноваги визначається як

~K=\frac{k_1}{k_{-1}},

де ~k_1 — константа швидкості прямої реакції, ~k_{-1} — константа швидкості зворотної реакції.

Джерела[ред.ред. код]

  • Ахметов Н. С. Актуальные вопросы курса неорганической химии. — М.: Просвещение, 1991. — 495 с. — ISBN 5-09-002630-0.