Energía de gibbs

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La energía libre de Gibbs (o simplemente energía de Gibbs , o potencial de Gibbs , o isobárico - potencial isotérmico , o potencial termodinámico en sentido estricto) es una cantidad cuyo cambio durante una reacción química es igual al cambio en la energía interna del sistema. La energía de Gibbs muestra qué parte de la energía interna total del sistema se puede utilizar para transformaciones químicas u obtenerse como resultado de ellas en unas condiciones dadas y permite establecer la posibilidad fundamental de que se produzca una reacción química en unas condiciones dadas. Matemáticamente, este es el potencial termodinámico .el siguiente formulario:

G=U+PV-TS

La energía de Gibbs puede entenderse como la energía química potencial total de un sistema (cristal, líquido , etc. )

El concepto de la energía de Gibbs es ampliamente utilizado en termodinámica y química .

La ocurrencia espontánea de un proceso isobárico-isotérmico está determinada por dos factores: la entalpía, asociada a una disminución de la entalpía del sistema ( ), y la entropía , debida a un aumento del desorden en el sistema debido a un aumento de su entropía . La diferencia entre estos factores termodinámicos es una función del estado del sistema, llamado potencial isobárico-isotérmico o energía libre de Gibbs ( , kJ) $\Delta H$ $T\Delta S$ $GRAMO$

Definición

La definición clásica de la energía de Gibbs es la expresión

G=U+PV-TS,

donde es la energía interna , es la presión del medio, es el volumen , es la temperatura absoluta del medio, es la entropía . $tu$ $PAGS$ $V$ $T$ $S$

Diferencial de energía de Gibbs para un sistema con un número constante de partículas, expresado en términos de variables propias, a través de la presión y la temperatura : $PAGS$ $T$

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

Para un sistema con un número variable de partículas, este diferencial se escribe de la siguiente manera:

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

Aquí está el potencial químico , que se puede definir como la energía que se debe gastar para agregar una partícula más al sistema. $\mu$

Relación con la estabilidad termodinámica del sistema

Demostremos que el mínimo del potencial de Gibbs corresponde a un equilibrio estable de un sistema termodinámico con temperatura, presión y número de partículas fijos.

Escribimos la ecuación generalizada de la primera y segunda ley de la termodinámica :

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

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

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

d(G)\leqslant 0.

Así, en un sistema a temperatura y presión constantes, la energía de Gibbs alcanza su valor mínimo.

Aplicaciones en química

Conexión con el potencial químico

Usando las propiedades extensivas de los potenciales termodinámicos, cuya consecuencia matemática es la relación de Gibbs-Duhem , se puede demostrar que el potencial químico para un sistema con un tipo de partículas es la relación entre la energía de Gibbs y el número de moles de sustancia. n en el sistema:

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

Si el sistema consta de partículas de varios tipos con el número de moles de partículas de cada tipo, entonces las relaciones de Gibbs-Duhem conducen a la expresión $i$ ${\ Displaystyle n_ {i}}$

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

El potencial químico se utiliza en el análisis de sistemas con un número variable de partículas, así como en el estudio de las transiciones de fase . Entonces, a partir de las relaciones de Gibbs-Duhem y de las condiciones de igualdad de los potenciales químicos de las fases en equilibrio entre sí, es posible obtener la ecuación de Clausius-Clapeyron , que determina la línea de coexistencia de dos fases en coordenadas a través de los parámetros termodinámicos (volúmenes específicos) de las fases y el calor de transición entre las fases. [una] $\mu_{1}=\mu_{2}$ ${\ estilo de visualización (pag, \, T)}$

Energía de Gibbs y dirección de reacción

En los procesos químicos, dos factores opuestos actúan simultáneamente: la entropía ( ) y la entalpía ( ). El efecto total de estos factores opuestos en procesos que ocurren a presión y temperatura constantes determina el cambio en la energía de Gibbs ( ) según la ecuación de Gibbs-Helmholtz : $T\Delta S$ $\Delta H$ $GRAMO$

{\ estilo de visualización \ Delta G = \ Delta HT \ Delta S.}

De esta expresión se deduce que , es decir, se gasta cierta cantidad de calor para aumentar la entropía ( ), esta parte de la energía se pierde para realizar un trabajo útil (se disipa al medio ambiente en forma de calor), a menudo se le llama energía ligada . La otra parte del calor ( ) se puede utilizar para realizar trabajo, por lo que la energía de Gibbs a menudo también se denomina energía libre. ${\ estilo de visualización \ Delta H = \ Delta G + T \ Delta S}$ $T\Delta S$ $\Delta G$

La naturaleza del cambio en la energía de Gibbs permite juzgar la posibilidad fundamental de implementar el proceso.

$\DeltaG<0$	el proceso puede continuar - un proceso espontáneo ,
$\DeltaG=0$	el sistema está en un estado de equilibrio químico .
$\DeltaG>0$	el proceso no puede continuar - proceso no espontáneo

En otras palabras, si la energía de Gibbs en el estado inicial del sistema es mayor que en el estado final, entonces el proceso puede proceder fundamentalmente, si viceversa, entonces no puede.

Tenga en cuenta que estamos hablando exclusivamente de la posibilidad fundamental de una reacción . En condiciones reales, la reacción puede no comenzar incluso si se observa la desigualdad (por razones cinéticas ). $\DeltaG<0$

Isoterma de Van't Hoff

isoterma de van't Hoff - una relación que relaciona el cambio en la energía libre de Gibbs durante una reacción química con su constante de equilibrio : $\Delta G$ $k$

{\begin{matriz}{lcl}\Delta G^{o}&=&-RT\cdot \ln K_{eq}\\\Delta G&=&\Delta G^{o}+RT\cdot \ln Q\end{matriz}}{\biggr \}}\ \Delta G=RT\ln {Q \over K_{eq}}

donde es una constante de equilibrio (cantidad adimensional). $K_{{eq}}$

$Q=\prod_{i=1}^{N}a_{i}^{n_{i))$ — coeficiente de reacción

En términos generales, cualquier reacción puede considerarse reversible (aunque en la práctica no lo sea). En este caso, la constante de equilibrio se define como

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

donde es la constante de velocidad de la reacción directa, es la constante de velocidad de la reacción inversa. $k_{1}$ $k_{{-1}}$

Antecedentes históricos

La energía de Gibbs lleva el nombre de uno de los fundadores de la termodinámica , Josiah Willard Gibbs .

Notas

↑ Stromberg A. G., Semchenko D. P. Química física: libro de texto de química. especialista. universidades - 6ª ed. - M. : Escuela superior, 2006. - 527 p.
↑ Desmos . (indefinido)

Literatura

Akhmetov N. S. Cuestiones de actualidad del curso de química inorgánica. - M.: Educación, 1991. - 495 p. — ISBN 5-09-002630-0 .
Bazarov I.P. Termodinámica. - M .: Escuela Superior, 1991. - 376 p. - ISBN 5-06-000626-3 .
Landau L. D. , Lifshitz E. M. Física estadística. Parte 1. - 3ra edición, add. — M .: Nauka , 1976. — 584 p. - (" Física Teórica ", Tomo V).

Véase también

Potenciales termodinámicos
Energía interna entalpía Energía libre de Helmholtz energía de gibbs Gran potencial termodinámico
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