17.6: Energia swobodna Gibbsa

Druga zasada termodynamiki mówi, że dla wszystkich spontanicznych procesów entropia wszechświata – suma entropii układu i entropii otoczenia – wzrasta.

Podczas gdy entropię układu można obliczyć na podstawie standardowych entropii molowych, entropia otoczenia jest trudniejsza do obliczenia lub zmierzenia.

Dlatego J. Willard Gibbs zdefiniował nową funkcję termodynamiczną, która pozwala na określenie spontaniczności wyłącznie na podstawie entropii i entalpii układu, a nie otoczenia.

Przypomnijmy, że w warunkach stałego ciśnienia i temperatury ΔS otoczenia jest równe ujemnemu ΔH układu podzielonemu przez temperaturę, T. Termin ten można podstawić do równania reprezentującego drugie prawo.

Gdy obie strony zostaną pomnożone przez ujemne T, równanie staje się teraz następujące: −TΔS_univ = ΔH_sys − TΔS_sys. Funkcje termodynamiczne po prawej stronie równania – entalpia i entropia – są całkowicie zależne od układu.

Ponieważ zarówno entalpia, jak i entropia są funkcjami stanu, nową funkcję stanu można zdefiniować jako −TΔS_univ. Ten nowy termin nazywa się Gibbs free energy i jest oznaczony literą G.

Równanie dla ΔG prowadzi do nowego kryterium dla reakcji spontanicznych. Różnica między zmianą entalpii a zmianą temperatury lub entropii musi być mniejsza od zera.

ΔG jest również znany jako potencjał chemiczny, ponieważ jest podobny do mechanicznej energii potencjalnej układu.

Tak jak piłka zawsze toczy się w dół, aby obniżyć swoją energię potencjalną, tak reakcja chemiczna postępuje w celu obniżenia jej potencjału chemicznego.

Tak więc przy stałej temperaturze i ciśnieniu, jeśli energia swobodna układu maleje (czyli ΔG < 0), reakcja jest spontaniczna.

I odwrotnie, jeśli energia swobodna układu wzrasta, ΔG > 0, a reakcja nie jest spontaniczna.

Jeśli ΔG = 0, to reagenty i produkty są w równowadze.