Гиббсова енергија и њена употреба за описивање могућности процеса

Концепт Гиббсове слободне енергије уведен је у хемију како би се објаснила могућност спонтане или спонтане појаве одређене реакције. Израчунавање ове енергије захтева познавање промене ентропије процеса и количине енергије која се апсорбује или ослобађа током њене примене.

Јосиах Виллард Гиббс

Слободна енергија, која одређује могућност различитих процеса, означена је великим словом Г. Названа је Гиббсова енергија у част америчког теоретичара физике Јосије Виларда Гибса из 19. века, који је дао велики допринос развоју модерне теорије термодинамике.

Интересантно је напоменути да је његова прва теза, након одбране коју је Гиббс добила титулу доктора наука, писао о облику зуба зупчаника. У овој студији, користио је геометријске методе како би развио идеалан облик ових зуба. Научник је почео да проучава термодинамику тек у старости од 32 године, ау овом пољу физике постигао је велики успех.

Основни термодинамички концепти

Стандардна Гиббсова енергија је енергија у стандардним условима, тј. На собној температури (25 ºЦ) и атмосферском притиску (0,1 МПа).

Да би се разумели основни принципи термодинамике, треба увести и појмове ентропије и енталпије система.

Под енталпијом се подразумева унутрашња енергија система који је при датом притиску и запремини. Ова вредност је означена латиничним словом Х и једнака је У + ПВ, где је У - унутрашња енергија системи, П - притисак, В - системски волумен.

Ентропија система је физичка величина која карактерише мјеру нереда. Другим речима, ентропија описује локацију честица које чине овај систем, то јест карактерише вероватноћу постојања сваког стања овог система. Обично се означава латиничним словом С.

Дакле, енталпија је енергетска карактеристика, а ентропија је геометријска. Имајте на уму да апсолутне вредности ентропије и енталпије за разумевање и описивање термодинамичких процеса који се јављају не носе корисне информације, већ су важне само величине њихових промена, односно ΔХ и ΔС.

Термодинамске тврдње

Овај закон помаже да се схвати у ком правцу се може произвољно наставити реакција, или ће бити у равнотежи. Следеће тврдње су фундаменталне за термодинамику:

• Други закон термодинамике каже да се процес у било ком систему јавља произвољно, његова ентропија се мора повећати, тј. ΔС> 0.
• При константној температури и притиску, промена Гиббсове енергије система одређена је формулом ΔГ = ΔХ - ТΔС.
• Ако за било који процес ΔГ <0, онда се наставља спонтано и назива се егзергонским.
• Правац произвољног тока одређене реакције може зависити од температуре у систему.

Спонтани процеси

У хемији, случајни процеси су они који се јављају без спољног уноса енергије у њих. Самовоља перколације указује на вероватноћу такве могућности и ни на који начин није повезана са кинетиком процеса. Дакле, може брзо да се настави, односно да има експлозиван карактер, али може да се одвија веома споро током хиљада и милиона година.

Класичан пример спонтане реакције је конверзија угљеника у облику дијаманта у угљеничну алотропну модификацију графита. Таква реакција је тако спора да током свог живота особа неће примијетити никакве промјене у изворном дијаманту, па кажу да су дијаманти вјечни, иако ако чекате довољно времена, можете видјети како бриљантни камен постаје црн, графит.

Ослобађање енергије и апсорпција

Други важан аспект произвољних процеса је ослобађање или апсорпција топлоте, у првом случају говоре о егзотермном процесу, у другом случају ендотермном процесу, то јест, знаку енталпијске промене ΔХ. Треба приметити да се егзотермни и ендотермни процеси могу изводити произвољно.

Главни пример случајног процеса је паљење мешавине горива у цилиндру мотора са унутрашњим сагоревањем. У овој реакцији се ослобађа велика количина топлотне енергије, која се претвара у ефикасност од око 30% механичка енергија присиљавајући радилицу да се окреће. Она преноси обртни моменат преко преноса на точкове аутомобила, а аутомобил се креће.

Пример ендотермне реакције која се одвија независно са апсорпцијом топлоте је растварање обичног натријум хлорида у води. У овој реакцији ΔХ = +3.87 кЈ / мол> 0. Ова чињеница се може проверити мерењем температуре воде пре него што се сол раствори у њој и након што се она раствори. Добијена разлика између коначне температуре и почетне температуре ће бити негативна.

Гиббсов енергетски процес

Ако се било који процес одвија у систему са константним притиском и температуром, онда се други закон термодинамике може преписати на следећи начин: Г = Х - ТС. Вредност Г - Гиббсове слободне енергије има димензију кЈ / мол. Одређивање спонтаности одређене реакције зависи од знака промене у тој количини, тј. ΔГ. Као резултат, други закон термодинамике има облик: ΔГ = ΔХ −ТΔС. Могући су следећи случајеви:

• ΔГ <0 - реакција се назива егзергонска и насумце се јавља у правцу напред са формирањем производа;
• ΔГ> 0 - ендергонска реакција, која се не може произвољно појавити у правцу напред, али ће се самостално кретати у супротном смеру с повећањем броја реагенса;
• ΔГ = 0 - систем је у равнотежи, а концентрације реактаната и производа остају константне у арбитрарно дугом времену.

Анализа добијене једначине

Уведени израз за други закон термодинамике омогућава нам да одредимо у ком случају се процес може одвијати произвољно. За ово је неопходно анализирати три величине: промену енталпије ΔХ, промену ентропије ΔС и температуру Т. Треба приметити да је температура изражена у апсолутним јединицама према међународном систему пондера и мера, односно у Келвину, тако да је увек позитивна вредност.

Правац реакције не зависи од температуре ако:

• Реакција је егзотермна (ΔХ <0) и њена ентропија расте (ΔС> 0). У овом случају, процес иде произвољно у правцу напред;
• Ендотермна реакција (ΔХ> 0) и промена њене ентропије су негативне (ΔС <0). Процес никада неће ићи спонтано у правцу напред.

Ако се знаци промена вредности ΔХ и ΔС поклапају, онда температура већ игра важну улогу у могућности таквог процеса. Тако ће се егзотермна реакција одвијати произвољно на ниским температурама и егзотермна реакција на високим температурама.

Прорачун топљења леда

Добар пример реакције у којој знак Гиббсове енергије зависи од температуре је топљење леда. За овај процес, ΔХ = 6.01 кЈ / мол, тј. Реакција је ендотермна, ΔС = 22.0 Ј / мол * К, то јест, процес се одвија са повећањем ентропије.

За топљење леда израчунавамо температуру на којој ће промена Гиббсове енергије бити нула, односно систем ће бити у равнотежном стању. Оф други закон термодинамике добијамо: Т = ΔХ / ΔС, замјењујући вриједности тих величина, израчунамо Т = 6.01 / 0.022 = 273.18 К.

Ако претворимо температуру из Келвина у уобичајене степене Целзијуса, добијемо 0 ºЦ. То јест, на температури изнад ове, вредност ΔГ <0, и топљење леда спонтано, на температури испод 0 ° Ц ΔГ> 0, и обрнути процес ће се јавити произвољно, то јест, кристализација течне воде.