Gibbs brīvās enerģijas kalkulators

Ievads

Gibbs brīvās enerģijas kalkulators ir būtisks rīks termodinamikā, kas palīdz noteikt, vai ķīmiskā reakcija vai fizisks process notiks spontāni nemainīgās temperatūras un spiediena apstākļos. Nosaukts Josiah Willard Gibbs vārdā, šis termodinamikas potenciāls ir svarīgs, lai saprastu ķīmisko līdzsvaru, reakciju iespējamību un enerģijas pārveidošanu dažādās zinātniskās un inženierzinātņu lietojumos. Mūsu kalkulators nodrošina vienkāršu veidu, kā aprēķināt Gibbs brīvās enerģijas (ΔG) izmaiņas, izmantojot pamatekvāciju ΔG = ΔH - TΔS, kur ΔH apzīmē entalpijas izmaiņas, T ir temperatūra, un ΔS ir entropijas izmaiņas.

Gibbs brīvā enerģija kalpo kā spēcīgs prognozētājs reakciju spontanitātei — negatīvas vērtības norāda uz spontānām procesiem, kamēr pozitīvas vērtības norāda uz nesponatānām reakcijām, kurām nepieciešama enerģijas piegāde. Saprotot un aprēķinot šo būtisko termodinamikas parametru, zinātnieki, inženieri un studenti var prognozēt reakciju rezultātus, optimizēt procesus un iegūt dziļāku izpratni par ķīmisko un fizisko transformāciju enerģētiku.

Gibbs brīvās enerģijas formula

Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas (ΔG) tiek aprēķinātas, izmantojot sekojošo vienādojumu:

$\Delta G = \Delta H - T\Delta S$

Kur:

ΔG = Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas (kJ/mol)
ΔH = Entalpijas izmaiņas (kJ/mol)
T = Temperatūra (Kelvins)
ΔS = Entropijas izmaiņas (kJ/(mol·K))

Šis vienādojums attēlo divu pamatterminodinamisko faktoru līdzsvaru:

Entalpijas izmaiņas (ΔH): Attēlo siltuma apmaiņu procesa laikā pie nemainīga spiediena
Entropijas izmaiņas (ΔS): Attēlo sistēmas haosa izmaiņas, reizinātas ar temperatūru

Rezultātu interpretācija

ΔG zīme sniedz būtisku informāciju par reakcijas spontanitāti:

ΔG < 0 (negatīvs): Process ir spontāns (eksergonisks) un var notikt bez ārējas enerģijas piegādes
ΔG = 0: Sistēma ir līdzsvarā bez neto izmaiņām
ΔG > 0 (pozitīvs): Process ir nespontāns (endergonisks) un prasa enerģijas piegādi, lai turpinātu

Ir svarīgi atzīmēt, ka spontanitāte nenozīmē, ka reakcija notiks ātri — spontāna reakcija var notikt ļoti lēni bez katalizatora.

Standarta Gibbs brīvā enerģija

Standarta Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas (ΔG°) attiecas uz enerģijas izmaiņām, kad visi reaģenti un produkti ir savos standarta stāvokļos (parasti 1 atm spiediens, 1 M koncentrācija šķīdumiem, un bieži 298.15 K vai 25°C). Vienādojums kļūst:

$\Delta G° = \Delta H° - T\Delta S°$

Kur ΔH° un ΔS° ir standarta entalpijas un entropijas izmaiņas, attiecīgi.

Kā izmantot šo kalkulatoru

Mūsu Gibbs brīvās enerģijas kalkulators ir izstrādāts, lai būtu vienkāršs un viegli lietojams. Izpildiet šos soļus, lai aprēķinātu Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas jūsu reakcijai vai procesam:

Ievadiet entalpijas izmaiņas (ΔH) kilodžoulos uz molu (kJ/mol)
- Šī vērtība attēlo siltumu, kas uzņemts vai atbrīvots reakcijas laikā pie nemainīga spiediena
- Pozitīvas vērtības norāda uz endotermiskiem procesiem (siltuma uzņemšana)
- Negatīvas vērtības norāda uz eksotermiskiem procesiem (siltuma atbrīvošana)
Ievadiet temperatūru (T) Kelvinos
- Neaizmirstiet pārvērst no Celsija, ja nepieciešams (K = °C + 273.15)
- Standarta temperatūra parasti ir 298.15 K (25°C)
Ievadiet entropijas izmaiņas (ΔS) kilodžoulos uz molu-Kelvinu (kJ/(mol·K))
- Šī vērtība attēlo haosa vai nejaušības izmaiņas
- Pozitīvas vērtības norāda uz haosa palielināšanos
- Negatīvas vērtības norāda uz haosa samazināšanos
Skatiet rezultātu
- Kalkulators automātiski aprēķinās Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas (ΔG)
- Rezultāts tiks parādīts kJ/mol
- Tiks sniegta interpretācija par to, vai process ir spontāns vai nespontāns

Ievades validācija

Kalkulators veic šādas pārbaudes uz lietotāja ievadēm:

Visām vērtībām jābūt skaitliskām
Temperatūrai jābūt Kelvinos un pozitīvai (T > 0)
Entalpija un entropija var būt pozitīvas, negatīvas vai nulles

Ja tiek konstatētas nederīgas ievades, tiks parādīts kļūdas ziņojums, un aprēķins netiks turpināts, līdz tiks labotas kļūdas.

Soli pa solim aprēķina piemērs

Pastaigāsimies cauri praktiskam piemēram, lai demonstrētu, kā izmantot Gibbs brīvās enerģijas kalkulatoru:

Piemērs: Aprēķiniet Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas reakcijai ar ΔH = -92.4 kJ/mol un ΔS = 0.0987 kJ/(mol·K) pie 298 K.

Ievadiet ΔH = -92.4 kJ/mol
Ievadiet T = 298 K
Ievadiet ΔS = 0.0987 kJ/(mol·K)
Kalkulators veic aprēķinu: ΔG = ΔH - TΔS ΔG = -92.4 kJ/mol - (298 K × 0.0987 kJ/(mol·K)) ΔG = -92.4 kJ/mol - 29.41 kJ/mol ΔG = -121.81 kJ/mol
Interpretācija: Tā kā ΔG ir negatīvs (-121.81 kJ/mol), šī reakcija ir spontāna pie 298 K.

Lietošanas gadījumi

Gibbs brīvās enerģijas aprēķini ir būtiski daudzās zinātniskās un inženierzinātņu lietojumprogrammās:

1. Ķīmiskās reakcijas iespējamība

Ķīmiķi izmanto Gibbs brīvās enerģijas, lai prognozētu, vai reakcija notiks spontāni dotajos apstākļos. Tas palīdz:

Izstrādāt sintētiskos ceļus jauniem savienojumiem
Optimizēt reakcijas apstākļus, lai uzlabotu ražību
Saprast reakciju mehānismus un starpproduktus
Prognozēt produktu sadalījumu konkurējošās reakcijās

2. Biochemiskie procesi

Biochemijā un molekulārā bioloģijā Gibbs brīvā enerģija palīdz saprast:

Metaboliskos ceļus un enerģijas pārveidošanu
Olbaltumvielu saliekšanu un stabilitāti
Enzīmu katalizētās reakcijas
Šūnu membrānu transporta procesus
DNS un RNS mijiedarbības

3. Materiālu zinātne

Materiālu zinātnieki un inženieri izmanto Gibbs brīvās enerģijas aprēķinus:

Fāzu diagrammu izstrādei
Sakausējumu projektēšanai un optimizācijai
Korozijas uzvedības prognozēšanai
Cietvielu reakciju izpratnei
Jaunu materiālu izstrādei ar specifiskām īpašībām

4. Vides zinātne

Vides lietojumi ietver:

Prognozējot piesārņotāju transportu un likteni
Saprotot ģeohimiskos procesus
Modelējot atmosfēras reakcijas
Projektējot sanācijas stratēģijas
Pētījumi par klimata pārmaiņu mehānismiem

5. Rūpnieciskie procesi

Rūpnieciskajā vidē Gibbs brīvās enerģijas aprēķini palīdz optimizēt:

Ķīmiskās ražošanas procesus
Naftas rafinēšanas operācijas
Farmaceitisko ražošanu
Pārtikas apstrādes tehnikas
Enerģijas ražošanas sistēmas

Alternatīvas

Lai gan Gibbs brīvā enerģija ir spēcīgs termodinamikas rīks, citi saistīti parametri var būt piemērotāki noteiktās situācijās:

1. Helmholtz brīvā enerģija (A vai F)

Definēta kā A = U - TS (kur U ir iekšējā enerģija), Helmholtz brīvā enerģija ir piemērotāka sistēmām pie nemainīga tilpuma, nevis nemainīga spiediena. Tā ir īpaši noderīga:

Statistiskajā mehānikā
Cietvielu fizikā
Sistēmās, kur tilpums ir ierobežots

2. Entalpija (H)

Procesiem, kuros svarīga ir tikai siltuma apmaiņa un entropijas ietekme ir nenozīmīga, entalpija (H = U + PV) var būt pietiekama. To bieži izmanto:

Vienkāršos sadegšanas aprēķinos
Siltuma un dzesēšanas procesos
Kalorimetrijas eksperimentos

3. Entropija (S)

Kad uzmanība tiek pievērsta tikai haosam un varbūtībai, entropija var būt interesējošais parametrs, īpaši:

Informācijas teorijā
Statistiskajā analīzē
Neatgriezeniskuma pētījumos
Siltumenerģijas dzinēju efektivitātes aprēķinos

4. Ķīmiskā potenciāla (μ)

Sistēmām ar mainīgu sastāvu ķīmiskā potenciāla (daļējā molārā Gibbs enerģija) nozīme kļūst svarīga:

Fāžu līdzsvarā
Šķīduma ķīmijā
Elektroķīmiskajās sistēmās
Membrānu transportā

Gibbs brīvās enerģijas vēsture

Gibbs brīvās enerģijas koncepcijai ir bagāta vēsture termodinamikas attīstībā:

Izcelsme un attīstība

Josiah Willard Gibbs (1839-1903), amerikāņu zinātnieks un matemātiķis, pirmo reizi ieviesa šo koncepciju savā izcilajā darbā "Par heterogēno vielu līdzsvaru", kas tika publicēts no 1875. līdz 1878. gadam. Šis darbs tiek uzskatīts par vienu no lielākajiem sasniegumiem fiziskajā zinātnē 19. gadsimtā, nodibinot ķīmiskās termodinamikas pamatus.

Gibbs izstrādāja šo termodinamikas potenciālu, meklējot izpratni par līdzsvara apstākļiem ķīmiskajās sistēmās. Viņš atzina, ka pie nemainīgas temperatūras un spiediena spontānas izmaiņas virzienu var prognozēt ar vienu funkciju, kas apvieno entalpijas un entropijas efektus.

Galvenie vēsturiskie notikumi

1873: Gibbs sāk publicēt savus darbus par termodinamikas sistēmām
1875-1878: "Par heterogēno vielu līdzsvaru" publicēšana, ieviešot Gibbs enerģijas koncepciju
1882-1883: Vācu fiziķis Hermanns von Helmholtz neatkarīgi izstrādā līdzīgus sakarus
Agrīnie 1900 gadi: Gilberts N. Lūiss un Merle Rendalls standartizē ķīmiskās termodinamikas notāciju un pielietojumus
1923: Lūiss un Rendalls publicē "Termodinamikas un ķīmisko vielu brīvās enerģijas", popularizējot Gibbs brīvās enerģijas izmantošanu ķīmijā
1933: Edvards A. Gugenheims ievieš mūsdienu notāciju un terminoloģiju, ko joprojām izmanto šodien
20. gadsimta vidus: Gibbs enerģijas koncepciju integrēšana ar statistisko mehāniku un kvantu teoriju
20. gadsimta beigās: Datoru metodes ļauj veikt sarežģītus Gibbs enerģijas aprēķinus reālām sistēmām

Ietekme un mantojums

Gibbs darbs sākotnēji ASV saņēma maz uzmanības, bet tika augsti novērtēts Eiropā, īpaši pēc tam, kad to tulkoja vācu valodā Vilhelms Ostvalds. Šodien Gibbs brīvā enerģija ir pamata jēdziens fiziskajā ķīmijā, ķīmiskajā inženierijā, materiālu zinātnē un biochemijā. Spēja prognozēt reakciju spontanitāti un līdzsvara pozīcijas, izmantojot Gibbs brīvās enerģijas aprēķinus, ir ļāvusi veikt neskaitāmus zinātniskos sasniegumus un tehnoloģiskus jauninājumus.

Koda piemēri

Šeit ir piemēri, kā aprēķināt Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas dažādās programmēšanas valodās:

1' Excel formula Gibbs brīvās enerģijas aprēķināšanai
2=B2-(C2*D2)
3
4' Kur:
5' B2 satur entalpijas izmaiņas (ΔH) kJ/mol
6' C2 satur temperatūru (T) Kelvinos
7' D2 satur entropijas izmaiņas (ΔS) kJ/(mol·K)
8

1def calculate_gibbs_free_energy(enthalpy, temperature, entropy):
2    """
3    Aprēķināt Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas
4    
5    Parametri:
6    enthalpy (float): Entalpijas izmaiņas kJ/mol
7    temperature (float): Temperatūra Kelvinos
8    entropy (float): Entropijas izmaiņas kJ/(mol·K)
9    
10    Atgriež:
11    float: Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas kJ/mol
12    """
13    gibbs_energy = enthalpy - (temperature * entropy)
14    return gibbs_energy
15
16# Piemēra izmantošana
17delta_h = -92.4  # kJ/mol
18temp = 298.15    # K
19delta_s = 0.0987  # kJ/(mol·K)
20
21delta_g = calculate_gibbs_free_energy(delta_h, temp, delta_s)
22print(f"Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas: {delta_g:.2f} kJ/mol")
23
24# Noteikt spontanitāti
25if delta_g < 0:
26    print("Reakcija ir spontāna.")
27elif delta_g > 0:
28    print("Reakcija ir nespontāna.")
29else:
30    print("Reakcija ir līdzsvarā.")
31

1function calculateGibbsFreeEnergy(enthalpy, temperature, entropy) {
2  // Aprēķināt Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas
3  // enthalpy: kJ/mol
4  // temperature: Kelvinos
5  // entropy: kJ/(mol·K)
6  
7  const gibbsEnergy = enthalpy - (temperature * entropy);
8  return gibbsEnergy;
9}
10
11// Piemēra izmantošana
12const deltaH = -92.4;  // kJ/mol
13const temp = 298.15;   // K
14const deltaS = 0.0987; // kJ/(mol·K)
15
16const deltaG = calculateGibbsFreeEnergy(deltaH, temp, deltaS);
17console.log(`Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas: ${deltaG.toFixed(2)} kJ/mol`);
18
19// Noteikt spontanitāti
20if (deltaG < 0) {
21  console.log("Reakcija ir spontāna.");
22} else if (deltaG > 0) {
23  console.log("Reakcija ir nespontāna.");
24} else {
25  console.log("Reakcija ir līdzsvarā.");
26}
27

1public class GibbsFreeEnergyCalculator {
2    /**
3     * Aprēķināt Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas
4     * 
5     * @param enthalpy Entalpijas izmaiņas kJ/mol
6     * @param temperature Temperatūra Kelvinos
7     * @param entropy Entropijas izmaiņas kJ/(mol·K)
8     * @return Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas kJ/mol
9     */
10    public static double calculateGibbsFreeEnergy(double enthalpy, double temperature, double entropy) {
11        return enthalpy - (temperature * entropy);
12    }
13    
14    public static void main(String[] args) {
15        double deltaH = -92.4;  // kJ/mol
16        double temp = 298.15;   // K
17        double deltaS = 0.0987; // kJ/(mol·K)
18        
19        double deltaG = calculateGibbsFreeEnergy(deltaH, temp, deltaS);
20        System.out.printf("Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas: %.2f kJ/mol%n", deltaG);
21        
22        // Noteikt spontanitāti
23        if (deltaG < 0) {
24            System.out.println("Reakcija ir spontāna.");
25        } else if (deltaG > 0) {
26            System.out.println("Reakcija ir nespontāna.");
27        } else {
28            System.out.println("Reakcija ir līdzsvarā.");
29        }
30    }
31}
32

1#include <iostream>
2#include <iomanip>
3
4/**
5 * Aprēķināt Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas
6 * 
7 * @param enthalpy Entalpijas izmaiņas kJ/mol
8 * @param temperature Temperatūra Kelvinos
9 * @param entropy Entropijas izmaiņas kJ/(mol·K)
10 * @return Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas kJ/mol
11 */
12double calculateGibbsFreeEnergy(double enthalpy, double temperature, double entropy) {
13    return enthalpy - (temperature * entropy);
14}
15
16int main() {
17    double deltaH = -92.4;  // kJ/mol
18    double temp = 298.15;   // K
19    double deltaS = 0.0987; // kJ/(mol·K)
20    
21    double deltaG = calculateGibbsFreeEnergy(deltaH, temp, deltaS);
22    
23    std::cout << "Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas: " << std::fixed << std::setprecision(2) 
24              << deltaG << " kJ/mol" << std::endl;
25    
26    // Noteikt spontanitāti
27    if (deltaG < 0) {
28        std::cout << "Reakcija ir spontāna." << std::endl;
29    } else if (deltaG > 0) {
30        std::cout << "Reakcija ir nespontāna." << std::endl;
31    } else {
32        std::cout << "Reakcija ir līdzsvarā." << std::endl;
33    }
34    
35    return 0;
36}
37

1# R funkcija, lai aprēķinātu Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas
2calculate_gibbs_free_energy <- function(enthalpy, temperature, entropy) {
3  # enthalpy: kJ/mol
4  # temperature: Kelvinos
5  # entropy: kJ/(mol·K)
6  
7  gibbs_energy <- enthalpy - (temperature * entropy)
8  return(gibbs_energy)
9}
10
11# Piemēra izmantošana
12delta_h <- -92.4  # kJ/mol
13temp <- 298.15    # K
14delta_s <- 0.0987 # kJ/(mol·K)
15
16delta_g <- calculate_gibbs_free_energy(delta_h, temp, delta_s)
17cat(sprintf("Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas: %.2f kJ/mol\n", delta_g))
18
19# Noteikt spontanitāti
20if (delta_g < 0) {
21  cat("Reakcija ir spontāna.\n")
22} else if (delta_g > 0) {
23  cat("Reakcija ir nespontāna.\n")
24} else {
25  cat("Reakcija ir līdzsvarā.\n")
26}
27

Temperatūras atkarība no Gibbs brīvās enerģijas

Temperatūra (K) Gibbs brīvā enerģija (kJ/mol)

0 ΔH < 0, ΔS > 0 ΔH > 0, ΔS < 0 ΔH < 0, ΔS < 0 ΔH > 0, ΔS > 0

Spontāns (ΔG < 0) Nesponatāns (ΔG > 0)

100 200 300 400

Skaitliskie piemēri

Šeit ir daži praktiski piemēri Gibbs brīvās enerģijas aprēķiniem:

Piemērs 1: Eksotermiska reakcija ar pieaugošu entropiju

Entalpijas izmaiņas (ΔH) = -85.0 kJ/mol
Temperatūra (T) = 298 K
Entropijas izmaiņas (ΔS) = 0.156 kJ/(mol·K)
Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas (ΔG) = -85.0 - (298 × 0.156) = -131.49 kJ/mol
Interpretācija: Spēcīgi spontāna reakcija, pateicoties abiem labvēlīgajiem entalpijas un entropijas faktoriem

Piemērs 2: Endotermiska reakcija ar pieaugošu entropiju

Entalpijas izmaiņas (ΔH) = 42.5 kJ/mol
Temperatūra (T) = 298 K
Entropijas izmaiņas (ΔS) = 0.125 kJ/(mol·K)
Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas (ΔG) = 42.5 - (298 × 0.125) = 5.25 kJ/mol
Interpretācija: Nesponatāna pie 298 K, bet var kļūt spontāna augstākās temperatūrās

Piemērs 3: Temperatūras atkarība no spontanitātes

Entalpijas izmaiņas (ΔH) = 30.0 kJ/mol
Entropijas izmaiņas (ΔS) = 0.100 kJ/(mol·K)
Pie T = 273 K: ΔG = 30.0 - (273 × 0.100) = 2.7 kJ/mol (nespontāns)
Pie T = 298 K: ΔG = 30.0 - (298 × 0.100) = 0.2 kJ/mol (nespontāns)
Pie T = 303 K: ΔG = 30.0 - (303 × 0.100) = -0.3 kJ/mol (spontāns)
Interpretācija: Šī reakcija kļūst spontāna virs aptuveni 300 K

Piemērs 4: Līdzsvara temperatūra

Kāda reakcija ar ΔH = 15.0 kJ/mol un ΔS = 0.050 kJ/(mol·K), pie kādas temperatūras notiks līdzsvars?

Līdzsvarā ΔG = 0, tāpēc: 0 = 15.0 - (T × 0.050) T = 15.0 ÷ 0.050 = 300 K

Interpretācija: Zem 300 K reakcija ir nespontāna; virs 300 K tā kļūst spontāna.

Biežāk uzdotie jautājumi

Kas ir Gibbs brīvā enerģija?

Gibbs brīvā enerģija (G) ir termodinamikas potenciāls, kas mēra maksimālo reverso darbu, ko sistēma var veikt nemainīgās temperatūras un spiediena apstākļos. Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas (ΔG) norāda, vai process notiks spontāni.

Kā interpretēt negatīvu Gibbs brīvās enerģijas vērtību?

Negatīvas Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas (ΔG < 0) norāda, ka reakcija vai process ir spontāns un var notikt bez ārējas enerģijas piegādes. Tas nozīmē, ka reakcija atbrīvo izmantojamu enerģiju, kad tā virzās uz līdzsvaru.

Vai reakcija ar pozitīvu ΔH var būt spontāna?

Jā, reakcija ar pozitīvām entalpijas izmaiņām (endotermiska) var būt spontāna, ja entropijas izmaiņas ir pietiekami pozitīvas un temperatūra ir pietiekami augsta. Kad TΔS pārsniedz ΔH, kopējā ΔG kļūst negatīva, padarot procesu spontānu.

Kāda ir atšķirība starp ΔG un ΔG°?

ΔG attiecas uz Gibbs brīvās enerģijas izmaiņām jebkuros apstākļos, kamēr ΔG° attiecas uz standarta Gibbs brīvās enerģijas izmaiņām, kad visi reaģenti un produkti atrodas savos standarta stāvokļos (parasti 1 atm spiediens, 1 M koncentrācija šķīdumiem un bieži 298.15 K).

Kā temperatūra ietekmē reakciju spontanitāti?

Temperatūra tieši ietekmē TΔS terminu Gibbs vienādojumā. Reakcijām ar pozitīvām entropijas izmaiņām (ΔS > 0) temperatūras paaugstināšana padara -TΔS terminu negatīvāku, potenciāli padarot kopējo ΔG negatīvu (spontānu). Savukārt reakcijām ar negatīvām entropijas izmaiņām (ΔS < 0) temperatūras paaugstināšana padara reakciju mazāk labvēlīgu.

Kāda ir saistība starp Gibbs brīvās enerģijas un līdzsvaru?

Līdzsvarā ΔG = 0. Standarta Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas (ΔG°) ir saistītas ar līdzsvara konstanti (K) ar vienādojumu: ΔG° = -RT ln(K), kur R ir gāzes konstante un T ir temperatūra Kelvinos.

Vai Gibbs brīvā enerģija var prognozēt reakciju ātrumu?

Nē, Gibbs brīvā enerģija tikai prognozē, vai reakcija ir termodinamiski izdevīga (spontāna), nevis cik ātri tā notiks. Reakcija var būt ļoti spontāna (liela negatīva ΔG), bet tomēr noritēt ļoti lēni, jo tai ir kinētiskie šķēršļi vai augsta aktivācijas enerģija.

Kā aprēķināt Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas nestandarta apstākļos?

Nestandarta apstākļos varat izmantot vienādojumu: ΔG = ΔG° + RT ln(Q), kur Q ir reakcijas koeficients, R ir gāzes konstante un T ir temperatūra Kelvinos.

Kādas ir Gibbs brīvās enerģijas vienības?

Gibbs brīvā enerģija parasti tiek izteikta kilodžoulos uz molu (kJ/mol) vai kalorijās uz molu (cal/mol). SI vienībās tā būtu džouli uz molu (J/mol).

Kurš atklāja Gibbs brīvo enerģiju?

Josiah Willard Gibbs, amerikāņu zinātnieks, izstrādāja Gibbs brīvās enerģijas koncepciju savā darbā "Par heterogēno vielu līdzsvaru", kas tika publicēts no 1875. līdz 1878. gadam. Šis darbs nodibināja ķīmiskās termodinamikas pamatus.

Atsauces

Atkins, P. W., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. izdevums). Oxford University Press.
Chang, R. (2019). Physical Chemistry for the Chemical Sciences. University Science Books.
Engel, T., & Reid, P. (2018). Physical Chemistry (4. izdevums). Pearson.
Levine, I. N. (2015). Physical Chemistry (6. izdevums). McGraw-Hill Education.
Smith, J. M., Van Ness, H. C., & Abbott, M. M. (2017). Introduction to Chemical Engineering Thermodynamics (8. izdevums). McGraw-Hill Education.
Gibbs, J. W. (1878). Par heterogēno vielu līdzsvaru. Connecticut Academy of Arts and Sciences Transactions, 3, 108-248.
Lewis, G. N., & Randall, M. (1923). Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances. McGraw-Hill.
IUPAC. (2014). Chemical Terminology Compendium (Zelta grāmata). Versija 2.3.3. Iegūts no http://goldbook.iupac.org/
Sandler, S. I. (2017). Chemical, Biochemical, and Engineering Thermodynamics (5. izdevums). Wiley.
Denbigh, K. (1981). The Principles of Chemical Equilibrium (4. izdevums). Cambridge University Press.

Gatavs aprēķināt Gibbs brīvās enerģijas izmaiņas jūsu ķīmiskajām reakcijām vai procesiem? Izmantojiet mūsu kalkulatoru iepriekš, lai ātri noteiktu, vai jūsu reakcija būs spontāna jūsu specifiskajos apstākļos. Gibbs brīvās enerģijas izpratne ir atslēga, lai prognozētu ķīmisko uzvedību un optimizētu procesus ķīmijā, biochemijā un inženierzinātņu lietojumos.

Gibsa brīvās enerģijas kalkulators termodinamikas reakcijām

Gibsa brīvās enerģijas kalkulators

Dokumentācija