Свободная энергия Гиббса

Тип термодинамического потенциала

В термодинамике свободная энергия Гиббса ( или энергия Гиббса в качестве рекомендуемого названия; символ ) — это термодинамический потенциал , который можно использовать для расчета максимального количества работы , отличной от работы давление-объем , которая может быть выполнена термодинамически замкнутой системой. при постоянной температуре и давлении . Это также обеспечивает необходимое условие для таких процессов, как химические реакции , которые могут происходить в этих условиях. Свободная энергия Гиббса выражается как ${\displaystyle G}$

${\displaystyle G(p,T)=U+pV-TS=H-TS}$

где p — давление, T — температура, U — внутренняя энергия , V — объем , H — энтальпия , а S — энтропия .

Изменение свободной энергии Гиббса ( ${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\Delta S}$ измеряется в джоулях в системе СИ ) — это максимальное количество работы необъемного расширения, которую можно извлечь из закрытой системы (той, которая может обмениваться теплом и работать с окружающей средой, но не с веществом) при фиксированной температуре. и давление. Этот максимум может быть достигнут только в ходе вполне обратимого процесса . Когда в этих условиях система обратимо переходит из начального состояния в конечное, уменьшение свободной энергии Гиббса равно работе, совершаемой системой с окружающей средой, за вычетом работы сил давления . ^[1]

Энергия Гиббса — это термодинамический потенциал, который минимизируется, когда система достигает химического равновесия при постоянном давлении и температуре, когда она не приводится в действие приложенным электролитическим напряжением. Тогда ее производная по реакционной координате системы обращается в нуль в точке равновесия. Таким образом, для того чтобы реакция была спонтанной в этих условиях, необходимо снижение . ${\displaystyle G}$

Концепция свободной энергии Гиббса, первоначально называвшаяся доступной энергией , была разработана в 1870-х годах американским учёным Джозайей Уиллардом Гиббсом . В 1873 году Гиббс описал эту «доступную энергию» как ^{[2] : 400.}

наибольшая сумма механической работы, которую можно получить от данного количества определенного вещества в данном исходном состоянии, не увеличивая его общий объем и не допуская перехода тепла к внешним телам или от них, за исключением случаев, когда процессы завершаются остались в исходном состоянии.

Начальное состояние тела, по мнению Гиббса, должно быть таким, что «тело можно заставить перейти от него к состояниям рассеянной энергии посредством обратимых процессов ». В своем выдающемся труде 1876 года «О равновесии гетерогенных веществ» , графическом анализе многофазных химических систем, он полностью изложил свои мысли о безхимической энергии.

Если все реагенты и продукты находятся в своих термодинамических стандартных состояниях , то определяющее уравнение записывается как : где – энтальпия , – абсолютная температура , – энтропия . ${\displaystyle \Delta G^{\circ }=\Delta H^{\circ }-T\Delta S^{\circ }}$ ${\displaystyle H}$ ${\displaystyle T}$ ${\displaystyle S}$

Обзор

Реакция C _(s) ^алмаз  → C _(s) ^графит имеет отрицательное изменение свободной энергии Гиббса и поэтому термодинамически выгодна при 25 ° C и 1 атм. Однако реакция слишком медленная, чтобы ее можно было наблюдать из-за очень высокой энергии активации . Является ли реакция термодинамически выгодной, не определяет ее скорость.

Согласно второму закону термодинамики , для систем, реагирующих при фиксированных температуре и давлении без вклада работы , не связанной с давлением и объемом (пВ) , существует общая естественная тенденция к достижению минимума свободной энергии Гиббса.

Количественной мерой благоприятности данной реакции в этих условиях является изменение Δ G (иногда обозначаемое «дельта G » или «d G ») свободной энергии Гиббса, которое вызвано (или могло бы быть) реакцией. В качестве необходимого условия для того, чтобы реакция протекала при постоянной температуре и давлении, ΔG должна быть меньше работы без давления-объема (не- pV , например, электрической), которая часто равна нулю (тогда ΔG должна быть отрицательной). ). Δ G равна максимальному количеству не- PV работы, которое может быть совершено в результате химической реакции для случая обратимого процесса. Если анализ указывает на положительную величину ΔG для реакции, то к реагирующей системе необходимо будет добавить энергию в виде электрической или другой не- PV работы, чтобы ΔG было меньше, чем не- PV- работа, и сделать ее меньше. возможно возникновение реакции. ^{[3] : 298–299.}

Можно думать о ∆G как о количестве «свободной» или «полезной» энергии, доступной для выполнения не- PV работы при постоянной температуре и давлении. Уравнение можно также рассматривать с точки зрения системы вместе с ее окружением (остальной Вселенной). Во-первых, предполагается, что данная реакция при постоянных температуре и давлении является единственной, которая протекает. Тогда энтропия , выделяемая или поглощаемая системой, равна энтропии, которую должна поглотить или высвободить окружающая среда соответственно. Реакция будет разрешена только в том случае, если общее изменение энтропии Вселенной будет равно нулю или положительно. Это отражается на отрицательном ΔG , и реакция называется экзергоническим процессом .

Если две химические реакции связаны, то может возникнуть эндергоническая реакция (с положительным ΔG ) . Ввод тепла в эндергоническую реакцию по своей сути, такую ​​как отщепление циклогексанола до циклогексена , можно рассматривать как соединение неблагоприятной реакции (элиминирования) с благоприятной (сжигание угля или другое получение тепла), так что общая энтропия изменяется Вселенной больше или равно нулю, что делает полное изменение свободной энергии Гиббса связанных реакций отрицательным.

В традиционном использовании термин «бесплатная» был включен в «свободную энергию Гиббса» и означает «доступную в форме полезной работы». ^[1] Характеристика станет более точной, если мы добавим оговорку, что это энергия, доступная для работы без давления и объема. ^[4] (Аналогичное, но немного другое значение слова «свободный» применяется в сочетании со свободной энергией Гельмгольца для систем с постоянной температурой). Однако все большее количество книг и журнальных статей не содержат приставки «бесплатно», называя G просто «энергией Гиббса». Это результат встречи ИЮПАК 1988 года по установлению единой терминологии для международного научного сообщества, на которой было рекомендовано удалить прилагательное «свободный». ^{[5] [6] [7]} Однако этот стандарт еще не получил всеобщего признания.

В прошлом для обозначения G также использовалось название «свободная энтальпия ». ^[6]

История

Величина, называемая «свободной энергией», является более продвинутой и точной заменой устаревшего термина « сродство », который использовался химиками в ранние годы физической химии для описания силы , вызывающей химические реакции .

В 1873 году Джозайя Уиллард Гиббс опубликовал «Метод геометрического представления термодинамических свойств веществ с помощью поверхностей» , в котором он обрисовал принципы своего нового уравнения, которое было способно предсказывать или оценивать тенденции различных естественных процессов, которые происходят, когда тела или системы вступают в контакт. Изучая взаимодействие однородных веществ, находящихся в контакте, то есть тел, состоящих частично из твердого тела, частично из жидкости и частично из пара, и используя трехмерный график объем - энтропия - внутренняя энергия , Гиббс смог определить три состояния равновесия: т. е. «обязательно стабильный», «нейтральный» и «нестабильный», и последуют ли изменения. Далее Гиббс заявил: ^[2]

Если мы хотим выразить в одном уравнении необходимое и достаточное условие термодинамического равновесия вещества, окруженного средой с постоянным давлением р и температурой Т , то это уравнение можно записать:

δ ( ε - Tη + pν ) знак равно 0

когда δ относится к изменению, вызванному любыми изменениями в состоянии частей тела, и (когда разные части тела находятся в разных состояниях) к пропорции, в которой тело разделено между различными состояниями. Условием устойчивого равновесия является то, что значение выражения в скобках должно быть минимальным.

В этом описании, используемом Гиббсом, ε относится к внутренней энергии тела, η относится к энтропии тела, а ν — к объему тела...

Впоследствии, в 1882 году, немецкий учёный Герман фон Гельмгольц охарактеризовал сродство как наибольшее количество работы, которое можно совершить, если реакция осуществляется обратимым образом, например электрическая работа в обратимой ячейке. Таким образом, максимальная работа рассматривается как уменьшение свободной или доступной энергии системы ( свободная энергия Гиббса G при T = константа, P = константа или свободная энергия Гельмгольца F при T = константа, V = константа), в то время как Выделяемое тепло обычно является мерой уменьшения полной энергии системы ( внутренней энергии ). Таким образом, G или F — это количество энергии, «свободной» для работы в данных условиях.

До этого момента общая точка зрения была такова: «все химические реакции приводят систему к состоянию равновесия, в котором сходство реакций исчезает». В течение следующих 60 лет термин «родство» был заменен термином «свободная энергия». По словам историка химии Генри Лестера, влиятельный учебник Гилберта Н. Льюиса и Мерла Рэндалла «Термодинамика и свободная энергия химических веществ» 1923 года привел к замене термина « сродство» термином «свободная энергия» в большей части английского языка. говорящий мир. ^{[8] : 206}

Определения

График доступной энергии (свободной энергии) Уилларда Гиббса 1873 года , на котором показана плоскость, перпендикулярная оси v ( объема ) и проходящая через точку А, которая представляет начальное состояние тела. MN – сечение поверхности рассеиваемой энергии . Q ε и Q η являются сечениями плоскостей η = 0 и ε = 0, а значит, параллельны осям ε ( внутренняя энергия ) и η ( энтропия ) соответственно. AD и AE — это энергия и энтропия тела в исходном состоянии, AB и AC — его располагаемая энергия (свободная энергия Гиббса) и его способность к энтропии (величина, на которую можно увеличить энтропию тела без изменения энергии тела). тела или увеличения его объема) соответственно.

Свободная энергия Гиббса определяется как

$${\displaystyle G(p,T)=U+pV-TS,}$$

что то же самое, что

$${\displaystyle G(p,T)=H-TS,}$$

где:

• U — внутренняя энергия (единица СИ: джоуль ),
• p — давление (единица СИ: паскаль ),
• V – объем (единица СИ: м ³ ),
• T — температура (единица СИ: кельвин ),
• S — энтропия (единица СИ: джоуль на кельвин),
• H — энтальпия (единица СИ: джоуль).

Выражение бесконечно малого обратимого изменения свободной энергии Гиббса как функции ее «естественных переменных» p и T для открытой системы , подверженной действию внешних сил (например, электрических или магнитных) X _i , которые вызывают _Если внешние параметры системы ai изменятся на величину _dai , можно получить из первого закона для обратимых процессов следующим образом:

$${\displaystyle {\begin{aligned}T\,\mathrm {d} S&=\mathrm {d} U+p\,\mathrm {d} V-\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \\\mathrm {d} (TS)-S\,\mathrm {d} T&=\mathrm {d} U+\mathrm {d} (pV)-V\,\mathrm {d} p-\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \\\mathrm {d} (U-TS+pV)&=V\,\mathrm {d} p-S\,\mathrm {d} T+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}-\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \\\mathrm {d} G&=V\,\mathrm {d} p-S\,\mathrm {d} T+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}-\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \end{aligned}}}$$

где:

• µ _i – химический потенциал i -го химического компонента . (Единица СИ: джоули на частицу ^[9] или джоули на моль ^[1] )
• N _i — количество частиц (или количество молей), составляющих i -й химический компонент.

Это одна из форм фундаментального уравнения Гиббса . ^[10] В бесконечно малом выражении термин, включающий химический потенциал, учитывает изменения свободной энергии Гиббса в результате притока или оттока частиц. Другими словами, это справедливо для открытой системы или для закрытой химически реагирующей системы, где N _i изменяются. Для закрытой, нереагирующей системы этот термин можно опустить.

В зависимости от конкретной рассматриваемой системы может быть добавлено любое количество дополнительных терминов. Помимо механической работы , система может выполнять множество других видов работы. Например, в бесконечно малом выражении энергия работы сокращения, связанная с термодинамической системой, которая представляет собой сократительное волокно, которое укорачивается на величину -d l под действием силы f , приведет к добавлению члена f d l . Если некоторое количество заряда −d e приобретается системой при электрическом потенциале Ψ, связанная с этим электрическая работа равна −Ψ d e , которая будет включена в бесконечно малое выражение. Остальные условия работы добавляются согласно системным требованиям. ^[11]

Каждую величину в приведенных выше уравнениях можно разделить на количество вещества, измеренное в молях , чтобы образовать молярную свободную энергию Гиббса . Свободная энергия Гиббса — одна из наиболее важных термодинамических функций для характеристики системы. Это фактор, определяющий такие результаты, как напряжение электрохимической ячейки и константа равновесия обратимой реакции . В изотермических изобарических системах свободную энергию Гиббса можно рассматривать как «динамическую» величину, поскольку она является репрезентативной мерой конкурирующих эффектов энтальпийных ^{( необходимо пояснение )} и энтропийных движущих сил, участвующих в термодинамическом процессе.

Связь с другими соответствующими параметрами

Температурная зависимость энергии Гиббса для идеального газа дается уравнением Гиббса–Гельмгольца , а ее зависимость от давления – ^[12]

$${\displaystyle {\frac {G}{N}}={\frac {G^{\circ }}{N}}+kT\ln {\frac {p}{p^{\circ }}}.}$$

или, что более удобно, его химический потенциал :

$${\displaystyle {\frac {G}{N}}=\mu =\mu ^{\circ }+kT\ln {\frac {p}{p^{\circ }}}.}$$

В неидеальных системах в игру вступает летучесть .

Вывод

Полный дифференциал свободной энергии Гиббса относительно натуральных переменных может быть получен с помощью преобразований Лежандра внутренней энергии .

${\displaystyle \mathrm {d} U=T\,\mathrm {d} S-p\,\mathrm {d} V+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}.}$

Определение G сверху:

${\displaystyle G=U+pV-TS}$.

Беря полный дифференциал, имеем

${\displaystyle \mathrm {d} G=\mathrm {d} U+p\,\mathrm {d} V+V\,\mathrm {d} p-T\,\mathrm {d} S-S\,\mathrm {d} T.}$

Замена d U на результат первого закона дает ^[13]

${\displaystyle {\begin{aligned}\mathrm {d} G&=T\,\mathrm {d} S-p\,\mathrm {d} V+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+p\,\mathrm {d} V+V\,\mathrm {d} p-T\,\mathrm {d} S-S\,\mathrm {d} T\\&=V\,\mathrm {d} p-S\,\mathrm {d} T+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}.\end{aligned}}}$

Тогда естественными переменными группы G будут p , T и { N _i }.

Гомогенные системы

Поскольку S , V и Ni являются _{обширными} переменными , соотношение Эйлера позволяет легко интегрировать d U : ^[13]

${\displaystyle U=TS-pV+\sum _{i}\mu _{i}N_{i}.}$

Поскольку некоторые из естественных переменных G являются интенсивными, d G нельзя интегрировать с использованием соотношений Эйлера, как в случае с внутренней энергией. Однако простая подстановка приведенного выше интегрированного результата для U в определение G дает стандартное выражение для G : ^[13]

${\displaystyle {\begin{aligned}G&=U+pV-TS\\&=\left(TS-pV+\sum _{i}\mu _{i}N_{i}\right)+pV-TS\\&=\sum _{i}\mu _{i}N_{i}.\end{aligned}}}$

Этот результат показывает, что химический потенциал вещества представляет собой его (парциальную) молярную свободную энергию Гиббса. Это применимо к однородным макроскопическим системам, но не ко всем термодинамическим системам. ^[14] ${\displaystyle i}$

Свободная энергия реакций Гиббса.

Рассматриваемая система поддерживается при постоянной температуре и давлении и является закрытой (вещество не может войти или выйти). Энергия Гиббса любой системы равна , и бесконечно малое изменение G при постоянной температуре и давлении дает ${\displaystyle G=U+pV-TS}$

${\displaystyle dG=dU+pdV-TdS}$.

По первому закону термодинамики изменение внутренней энергии U определяется выражением

${\displaystyle dU=\delta Q+\delta W}$

где δQ — энергия, добавленная в виде тепла, а δW — энергия, добавленная в виде работы. Работу, совершаемую над системой, можно записать как δW = − pdV + δW _x , где − pdV — механическая работа сжатия/расширения, совершаемая системой или системой, а δW _x — все другие формы работы, которые могут включать в себя электрическую, магнитный и т. д. Тогда

${\displaystyle dU=\delta Q-pdV+\delta W_{x}}$

и бесконечно малое изменение в G равно

${\displaystyle dG=\delta Q-TdS+\delta W_{x}}$.

Второй закон термодинамики утверждает, что для закрытой системы при постоянной температуре (в тепловой ванне) , и отсюда следует, что ${\displaystyle TdS\geq \delta Q}$

${\displaystyle dG\leq \delta W_{x}}$

Если предположить, что совершается только механическая работа, то это упрощается.

${\displaystyle dG\leq 0}$

Это означает, что для такой системы, когда она не находится в равновесии, энергия Гиббса всегда будет уменьшаться, а в равновесии бесконечно малое изменение dG будет равно нулю. В частности, это будет верно, если на пути к равновесию система испытывает любое количество внутренних химических реакций.

В электрохимической термодинамике

При прохождении электрического заряда dQ _ele между электродами электрохимической ячейки, создающей ЭДС , в выражении для изменения энергии Гиббса появляется слагаемое электрической работы: ${\displaystyle {\mathcal {E}}}$

$${\displaystyle dG=-SdT+Vdp+{\mathcal {E}}dQ_{ele},}$$

SэнтропияVpTабсолютная температура

Комбинация ( , Q _ele ) является примером сопряженной пары переменных . При постоянном давлении приведенное выше уравнение дает соотношение Максвелла , которое связывает изменение напряжения открытой ячейки с температурой T (измеримая величина) с изменением энтропии S , когда заряд передается изотермически и изобарно . Последнее тесно связано с реакционной энтропией электрохимической реакции, которая придает батарее энергию. Это соотношение Максвелла: ^[15] ${\displaystyle {\mathcal {E}}}$

${\displaystyle \left({\frac {\partial {\mathcal {E}}}{\partial T}}\right)_{Q_{ele},p}=-\left({\frac {\partial S}{\partial Q_{ele}}}\right)_{T,p}}$

Если моль ионов переходит в раствор (например, в ячейке Даниэля, как обсуждается ниже), заряд во внешней цепи равен

${\displaystyle \Delta Q_{ele}=-n_{0}F_{0}\,,}$

где n ₀ — число электронов на ион, а F ₀ — постоянная Фарадея , а знак минус указывает на разряд ячейки. Предполагая постоянные давление и объем, термодинамические свойства ячейки строго связаны с поведением ее ЭДС соотношением

${\displaystyle \Delta H=-n_{0}F_{0}\left({\mathcal {E}}-T{\frac {d{\mathcal {E}}}{dT}}\right),}$

где ΔH – энтальпия реакции . Все величины справа поддаются непосредственному измерению.

Полезные тождества для вывода уравнения Нернста

Во время обратимой электрохимической реакции при постоянной температуре и давлении выполняются следующие уравнения, включающие свободную энергию Гиббса:

• ${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G=\Delta _{\text{r}}G^{\circ }+RT\ln Q_{\text{r}}}$(см. химическое равновесие ),
• ${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G^{\circ }=-RT\ln K_{\text{eq}}}$(для системы, находящейся в химическом равновесии),
• ${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G=w_{\text{elec,rev}}=-nF{\mathcal {E}}}$(для обратимого электрохимического процесса при постоянной температуре и давлении),
• ${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G^{\circ }=-nF{\mathcal {E}}^{\circ }}$(значение ), ${\displaystyle {\mathcal {E}}^{\circ }}$

и перестановка дает

$${\displaystyle {\begin{aligned}nF{\mathcal {E}}^{\circ }&=RT\ln K_{\text{eq}},\\nF{\mathcal {E}}&=nF{\mathcal {E}}^{\circ }-RT\ln Q_{\text{r}},\\{\mathcal {E}}&={\mathcal {E}}^{\circ }-{\frac {RT}{nF}}\ln Q_{\text{r}},\end{aligned}}}$$

которое связывает потенциал клетки, возникающий в результате реакции, с константой равновесия и коэффициентом реакции для этой реакции ( уравнение Нернста ),

где

• Δ _r G , изменение свободной энергии Гиббса на моль реакции,
• Δ _r G° , изменение свободной энергии Гиббса на моль реакции для несмешанных реагентов и продуктов в стандартных условиях (т. е. 298  К, ​​100  кПа, 1  М каждого реагента и продукта),
• R , газовая постоянная ,
• Т , абсолютная температура ,
• ln , натуральный логарифм ,
• Q _r , коэффициент реакции (безразмерный),
• K _eq , константа равновесия (безразмерная),
• w _elec,rev , электрическая работа в обратимом процессе (химическое соглашение о знаках),
• n , число молей электронов , перешедших в реакции,
• F = N _A e ≈ 96485  Кл/моль , постоянная Фарадея (заряд на моль электронов),
• ${\displaystyle {\mathcal {E}}}$, клеточный потенциал ,
• ${\displaystyle {\mathcal {E}}^{\circ }}$, стандартный клеточный потенциал .

Более того, у нас также есть

$${\displaystyle {\begin{aligned}K_{\text{eq}}&=e^{-{\frac {\Delta _{\text{r}}G^{\circ }}{RT}}},\\\Delta _{\text{r}}G^{\circ }&=-RT\left(\ln K_{\text{eq}}\right)=-2.303\,RT\left(\log _{10}K_{\text{eq}}\right),\end{aligned}}}$$

которое связывает константу равновесия со свободной энергией Гиббса. Это означает, что в равновесии

$${\displaystyle Q_{\text{r}}=K_{\text{eq}}}$$

$${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G=0.}$$

Стандартное изменение энергии Гиббса в формации

Стандартная свободная энергия Гиббса образования соединения — это изменение свободной энергии Гиббса, сопровождающее образование 1 моля этого вещества из составляющих его элементов в их стандартных состояниях (наиболее стабильная форма элемента при 25 °С и 100 °С).  кПа ). Его символ — Δ _f G ˚.

Все элементы в своих стандартных состояниях (двухатомный кислород , графит и т. д.) имеют стандартное изменение свободной энергии Гиббса образования, равное нулю, поскольку никаких изменений не происходит.

Δ _f G = Δ _f G ˚ + RT ln Q _f ,

где Q _f – коэффициент реакции .

В состоянии равновесия Δ _f G = 0 и Q _f = K , поэтому уравнение принимает вид

Δ _ж G ˚ знак равно - RT ln K ,

где К — константа равновесия реакции образования вещества из элементов в их стандартных состояниях.

Графическая интерпретация Гиббса

Свободная энергия Гиббса первоначально определялась графически. В 1873 году американский учёный Уиллард Гиббс опубликовал свою первую статью по термодинамике «Графические методы в термодинамике жидкостей», в которой Гиббс использовал две координаты: энтропию и объём для представления состояния тела. В своей второй последующей статье «Метод геометрического представления термодинамических свойств веществ с помощью поверхностей», опубликованной позже в том же году, Гиббс добавил третью координату энергии тела, определенную на трех фигурах. В 1874 году шотландский физик Джеймс Клерк Максвелл использовал фигуры Гиббса, чтобы создать трехмерную термодинамическую поверхность энергии-энтропии-объема вымышленного водоподобного вещества. ^[17] Таким образом, чтобы понять концепцию свободной энергии Гиббса, может быть полезно понять ее интерпретацию Гиббсом как сечения AB на его рисунке 3 и то, как Максвелл вылепил это сечение на своей трехмерной поверхности .

Американский ученый Уиллард Гиббс '1873 цифры два и три (вверху слева и посередине), использованные шотландским физиком Джеймсом Клерком Максвеллом в 1874 году для создания трехмерной диаграммы термодинамической поверхности энтропии , объема и энергии для вымышленного водоподобного вещества, переставил две фигуры Гиббса (вверху справа) на координаты объема-энтропии (перенесенные в нижнюю часть куба) и координаты энергии-энтропии (перевернутые вверх дном и транспонированные в обратную сторону куба) соответственно трехмерных декартовых координат ; область AB является первым в мире трехмерным представлением свободной энергии Гиббса или того, что Гиббс назвал «доступной энергией»; область AC — это его способность к энтропии , которую Гиббс определил как «величину, на которую энтропия тела может быть увеличена без изменения энергии тела или увеличения его объема».

Смотрите также

• Биоэнергетика
• Кальфад (РАСЧЕТ ФАЗНЫХ диаграмм)
• Критическая точка (термодинамика)
• Электронный эквивалент
• Энтальпийно-энтропийная компенсация
• Свободная энтропия
• Уравнение Гиббса – Гельмгольца
• Большой потенциал
• Неслучайная модель двух жидкостей (модель NRTL) - расчет энергии Гиббса избытка и смешивания, а также коэффициенты активности.
• Спинодаль – Спинодальные кривые (матрица Гессе)
• Стандартная молярная энтропия
• Термодинамическая свободная энергия
• Модель UNIQUAC – расчет энергии избытка Гиббса и смешивания, а также коэффициенты активности

Примечания и ссылки

1. Перро, Пьер (1998). Термодинамика от А до Я. Издательство Оксфордского университета. ISBN 0-19-856552-6.
2. Гиббс, Джозайя Уиллард (декабрь 1873 г.). «Метод геометрического представления термодинамических свойств веществ с помощью поверхностей» (PDF) . Труды Академии искусств и наук Коннектикута . 2 : 382–404.
3. Питер Аткинс; Лоретта Джонс (1 августа 2007 г.). Химические принципы: В поисках понимания . У. Х. Фриман. ISBN 978-1-4292-0965-6.
4. Рейсс, Ховард (1965). Методы термодинамики . Дуврские публикации. ISBN 0-486-69445-3.
5. Калверт, JG (1 января 1990 г.). «Глоссарий терминов по химии атмосферы (Рекомендации 1990 г.)». Чистая и прикладная химия . 62 (11): 2167–2219. дои : 10.1351/pac199062112167 .
6. «Энергия Гиббса (функция), G». Золотая книга ИЮПАК (Сборник химических технологий) . ИЮПАК (Международный союз теоретической и прикладной химии). 2008. doi : 10.1351/goldbook.G02629 . Проверено 24 декабря 2020 г. Раньше ее называли свободной энергией или свободной энтальпией.
7. Леманн, HP; Фуэнтес-Ардериу, X.; Бертелло, LF (1 января 1996 г.). «Глоссарий терминов в количествах и единицах клинической химии (Рекомендации IUPAC-IFCC, 1996 г.)». Чистая и прикладная химия . 68 (4): 957–1000. дои : 10.1351/pac199668040957 . S2CID  95196393.
8. Генри Маршалл Лестер (1971). Историческая основа химии . Курьерская корпорация. ISBN 978-0-486-61053-5.
9. Химический потенциал, Золотая книга ИЮПАК.
10. Мюллер, Инго (2007). История термодинамики – учение об энергии и энтропии . Спрингер. ISBN 978-3-540-46226-2.
11. Качальский, А.; Карран, Питер Ф. (1965). Неравновесная термодинамика в биофизике . Издательство Гарвардского университета . КСН 65-22045.
12. Аткинс, Питер; де Паула, Хулио (2006). Физическая химия Аткинса (8-е изд.). У. Х. Фриман. п. 109. ИСБН 0-7167-8759-8.
13. Зальцман, Уильям Р. (21 августа 2001 г.). «Открытые системы». Химическая термодинамика . Университет Аризоны . Архивировано из оригинала 7 июля 2007 г. Проверено 11 октября 2007 г.
14. Брахман, МК (1954). «Уровень Ферми, химический потенциал и свободная энергия Гиббса». Журнал химической физики . 22 (6): 1152. Бибкод : 1954ЖЧФ..22.1152Б. дои : 10.1063/1.1740312.
15. Х.С. Харнед, Б.Б. Оуэн, Физическая химия электролитических растворов, третье издание, Reinhold Publishing Corporation, Нью-Йорк, 1958, стр. 2-6
16. Справочник CRC по химии и физике, 2009, стр. 5-4–5-42, 90-е изд., Lide.
17. Джеймс Клерк Максвелл, Элизабет Гарбер , Стивен Г. Браш и К.В. Фрэнсис Эверитт (1995), Максвелл о теплоте и статистической механике: о «избежании всех личных вопросов» о молекулах , Lehigh University Press, ISBN 0-934223-34-3 , п. 248. 

Внешние ссылки

• Определение ИЮПАК (энергия Гиббса)
• Свободная энергия Гиббса – Университет штата Джорджия