Szabadentalpia

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Ugrás a navigációhoz Ugrás a kereséshez

A szabadentalpia (jele: G, mértékegysége: J) extenzív[1] termodinamikai állapotfüggvény, mely megadja a belső energiának az izoterm, izobár folyamatokban hasznosítható részét.[2] A szabadentalpia fogalmát Willard Gibbs amerikai fizikokémikus vezette be, az ő tiszteletére Gibbs-függvénynek is nevezik.[3]

A szabadentalpia úgy számítható, hogy a Kelvinben megadott hőmérséklet és az entrópia szorzatát kivonjuk az entalpia értékéből:

A szabadentalpia-változás (ΔG):

ennek előjeléből a reakció irányára lehet következtetni:

Negatív előjelű szabadentalpia-változás: a folyamat az adott irányban önként bekövetkezhet.

Pozitív előjelű szabadentalpia-változás: a folyamat önként nem következik be az adott irányban (de a másikban bekövetkezhet).

A szabadentalpia-változás nulla: a rendszer egyensúlyban van.

Minél nagyobb a szabadentalpia-változás mértéke, annál intenzívebb a reakció végbemenetele.

Standard moláris szabadentalpia[szerkesztés]

Az 1 mólnyi anyagmennyiségre vonatkozó moláris standard szabadentalpia változása () közvetlen és szoros kapcsolatban áll a reakciók egyensúlyi állandójával (K):

ahol:

= moláris standard szabadentalpia [J],

R = egyetemes gázállandó ≈ 8,314 J/molK,

T = (állandó) hőmérséklet [K],

K = a folyamat egyensúlyi állandója.

Ezt felhasználva egy tetszőleges folyamat reakcióegyenletéből és az adott hőmérsékletből a képződési szabadentalpiák ismeretében kiszámítható a folyamat egyensúlyi állandója. Ha a K értéke túl kicsi vagy túl nagy, akkor az a reakció egyértelmű irányítottságát mutatja.


Standardaffinitás[szerkesztés]

A standard moláris szabadentalpia közvetlenül kapcsolatban áll a standardaffinitással (jele A0).

ΔG0=A0[4]

Az affinitás annál nagyobb, minél távolabb van a rendszer az egyensúlyi helyzettől, minél nagyobb a szabadentalpia-különbség. A rendszer ilyenkor mindinkább törekszik az adott irányban megváltozni.

A szabadentalpia matematikai értelmezése[szerkesztés]

Felírva a termodinamika első főtételét állandó részecskeszámú, nemmechanikai folyamatokban végzett munkáktól eltekintve a következőt kapjuk:

Ha a nyomást és a hőmérsékletet tekintjük független változóknak és kialakítunk egy teljes differenciált, akkor egy új termodinamikai potenciál definiálható, ami a Gibbs-potenciál, vagy szabadentalpia lesz.

Matematikailag ez úgy oldható meg, hogy az egyenlet mindkét oldalához hozzáadunk -et.

Tehát: .

Egyszerűsítés után: .

Bevezetve a Gibbs-függvényt:,

A következőt kapjuk: .

Mivel a szabadentalpia állapotfüggvény, vagyis teljes differenciál, ezért felírható rá a teljes differenciálkritérium:

.

Leolvasva az együtthatókat: .

Ugyanakkor felírható a Schwarz-tétel is:

.

Tehát, .

Ezeket az egyenleteket megfelelően parciálisan deriválva, majd szorozva a hőmérséklettel, illetve a térfogat inverzével a következőket kapjuk:

,

.

Jegyzetek[szerkesztés]

  1. http://elte.prompt.hu/sites/default/files/tananyagok/ABiokemiaEsMolekularisBiologiaAlapjai/ch03s04.html
  2. Zrínyi Miklós. A fizikai kémia alapjai, 67. o.. ISBN 976-963-331-367-1 
  3. szerk.: László Krisztina: Fizikai kémia I. Kémiai termodinamika, 64. o. 
  4. Dr. Balázs, Lóránt. A kémiai folyamatok energetikai alapjai (1979). ISBN 963 17 3352 1 

Források[szerkesztés]

http://www.kislexikon.hu/szabadentalpia.html

Dr. Balázs Lóránt - A kémiai folyamatok energetikai alapjai (Tankönyvkiadó, Budapest, 1979)

További információk[szerkesztés]

Kapcsolódó szócikkek[szerkesztés]