Back to chapter

17.6:

Gibbs Vrije Energie

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Gibbs Free Energy

Languages

Share

De tweede wet van de thermodynamica stelt dat voor alle spontane processen de entropie van het universum de som van de entropie van het systeem en de entropie van de omgeving toeneemt. Hoewel de entropie van het systeem kan worden berekend uit standaard molaire entropieën, is de entropie van de omgeving moeilijker te berekenen of te meten. Daarom definieerde J.Willard Gibbs een nieuwe thermodynamische functie, die het mogelijk maakt spontaniteit uitsluitend te bepalen door de entropie en enthalpie van het systeem en niet door de omgeving.Bedenk dat onder constante druk-en temperatuuromstandigheden de delta S van de omgeving gelijk is aan de negatieve delta H van het systeem gedeeld door de temperatuur T.Deze term kan worden vervangen door de vergelijking die de tweede wet vertegenwoordigt. Wanneer beide zijden worden vermenigvuldigd met negatieve T, wordt de vergelijking nu negatief T maal de delta S van het universum gelijk is aan de delta H van het systeem minus T maal de delta S van het systeem. De thermodynamische functies aan de rechterkant van de vergelijking enthalpie en entropie zijn beide uitsluitend afhankelijk van het systeem.Omdat zowel enthalpie als entropie toestandsfuncties zijn, kan een nieuwe toestandsfunctie worden gedefinieerd als een negatieve T maal de entropie van het universum. Deze nieuwe term heet Gibbs-vrije energie en wordt aangeduid met de letter G.De vergelijking voor delta G leidt tot een nieuw criterium voor spontane reacties. Het verschil tussen de enthalpie-verandering en de temperatuur van de entropieverandering moet kleiner zijn dan nul.Delta G staat ook bekend als chemisch potentieel omdat het vergelijkbaar is met de mechanische potentiële energie van een systeem. Net zoals een bal altijd bergafwaarts zal rollen om zijn potentiële energie te verlagen, gaat een chemische reactie verder om zijn chemische potentieel te verlagen. Dus, bij constante temperatuur en druk, als de vrije energie van het systeem afneemt dat wil zeggen, delta G is minder dan nul is de reactie spontaan.Omgekeerd, als de vrije energie van het systeem toeneemt, is delta G groter dan nul en is de reactie niet spontaan. Als delta G gelijk is aan nul, zijn de reactanten en producten in evenwicht.

17.6:

Gibbs Vrije Energie

One of the challenges of using the second law of thermodynamics to determine if a process is spontaneous is that it requires measurements of the entropy change for the system and the entropy change for the surroundings. An alternative approach involving a new thermodynamic property defined in terms of system properties only was introduced in the late nineteenth century by American mathematician Josiah Willard Gibbs. This new property is called the Gibbs free energy (G) (or simply the free energy), and it is defined in terms of a system’s enthalpy and entropy as the following:

Eq1

Free energy is a state function, and at constant temperature and pressure, the free energy change (ΔG) may be expressed as the following:

Eq2

The relationship between this system property and the spontaneity of a process may be understood by recalling the previously derived second law expression:

Eq3

The first law requires that qsurr = −qsys, and at constant pressure qsys = ΔH, so this expression may be rewritten as:

Eq4

Multiplying both sides of this equation by −T and rearranging yields the following:

Eq5

For simplicity’s sake, the subscript “sys” can be omitted, and the expression becomes

Eq6

Comparing this equation to the previous one for free energy change shows the following relation:

Eq7

The free energy change is, therefore, a reliable indicator of the spontaneity of a process, as it is directly related to the previously identified spontaneity indicator, ΔSuniv.

If ΔSuniv > 0, ΔG < 0 and the reaction is spontaneous.

If ΔSuniv < 0, ΔG > 0 and the reaction is nonspontaneous.

If ΔSuniv = 0, ΔG = 0 and the reaction is at equilibrium.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Chapter 16.4: Free Energy.