Gibbs Free Energy Calculator

Introduction

Gibbs Free Energy Calculator on oluline tööriist termodünaamikas, mis aitab määrata, kas keemiline reaktsioon või füüsikaline protsess toimub iseeneslikult konstantse temperatuuri ja rõhu tingimustes. Nimetatud Josiah Willard Gibbs'i järgi, see termodünaamiline potentsiaal on hädavajalik keemilise tasakaalu, reaktsiooni teostatavuse ja energia transformatsioonide mõistmiseks erinevates teaduslikes ja inseneri rakendustes. Meie kalkulaator pakub lihtsat viisi Gibbs'i vabade energiate (ΔG) arvutamiseks, kasutades põhivõrrandit ΔG = ΔH - TΔS, kus ΔH tähistab entalpiamuutust, T on temperatuur ja ΔS on entroopia muutus.

Gibbs'i vabade energia toimib võimsana reaktsiooni iseeneslikkuse ennustajana - negatiivsed väärtused näitavad iseeneslikke protsesse, samas kui positiivsed väärtused viitavad mitte-iseeneslikele reaktsioonidele, mis vajavad energiat. Mõistes ja arvutades seda olulist termodünaamilist parameetrit, saavad teadlased, insenerid ja üliõpilased ennustada reaktsiooni tulemusi, optimeerida protsesse ja saada sügavam ülevaade keemiliste ja füüsikaliste transformatsioonide energetikast.

Gibbs Free Energy Formula

Gibbs'i vabade energia muutus (ΔG) arvutatakse järgmise võrrandi abil:

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

Kus:

ΔG = Gibbs'i vabade energia muutus (kJ/mol)
ΔH = Entalpiamuutus (kJ/mol)
T = Temperatuur (Kelvin)
ΔS = Entroopia muutus (kJ/(mol·K))

See võrrand esindab tasakaalu kahe põhitermodünaamilise teguri vahel:

Entalpiamuutus (ΔH): Esindab soojusvahetust protsessi käigus konstantse rõhu juures
Entroopia muutus (ΔS): Esindab süsteemi korratuse muutust, korrutatud temperatuuriga

Tulemuste tõlgendamine

ΔG märk annab olulist teavet reaktsiooni iseeneslikkuse kohta:

ΔG < 0 (negatiivne): Protsess on iseeneslik (eksergoniline) ja võib toimuda ilma välise energia sisendita
ΔG = 0: Süsteem on tasakaalus ilma neto muutuseta
ΔG > 0 (positiivne): Protsess on mitte-iseeneslik (endergoniline) ja vajab energia sisendit, et edasi liikuda

Oluline on märkida, et iseeneslikkus ei tähenda tingimata reaktsiooni kiirus - iseeneslik reaktsioon võib siiski kulgeda väga aeglaselt ilma katalüsaatorita.

Standard Gibbs Free Energy

Standard Gibbs'i vabade energia muutus (ΔG°) viitab energia muutusele, kui kõik reageerijad ja tooted on oma standardsetes olekutes (tavaliselt 1 atm rõhul, 1 M kontsentratsiooniga lahustes ja sageli temperatuuril 298,15 K või 25°C). Võrrand muutub:

$\Delta G° = \Delta H° - T\Delta S°$

Kus ΔH° ja ΔS° on vastavalt standardne entalpiamuutus ja entroopia muutus.

Kuidas kasutada seda kalkulaatorit

Meie Gibbs'i vabade energia kalkulaator on loodud lihtsuseks ja kasutusmugavuseks. Järgige neid samme, et arvutada Gibbs'i vabade energia muutus teie reaktsiooni või protsessi jaoks:

Sisestage entalpiamuutus (ΔH) kilodžaulides molekuli kohta (kJ/mol)
- See väärtus esindab reaktsiooni käigus konstantse rõhu juures imendunud või vabanevat soojust
- Positiivsed väärtused näitavad endotermilisi protsesse (soojuse imendumine)
- Negatiivsed väärtused näitavad eksotermilisi protsesse (soojuse vabastamine)
Sisestage temperatuur (T) Kelvinis
- Ärge unustage vajadusel Celsiuse kraadidest konverteerida (K = °C + 273.15)
- Standardtemperatuur on tavaliselt 298.15 K (25°C)
Sisestage entroopia muutus (ΔS) kilodžaulides molekuli-Kelvini kohta (kJ/(mol·K))
- See väärtus esindab korratuse või juhuslikkuse muutust
- Positiivsed väärtused näitavad suurenevat korratust
- Negatiivsed väärtused näitavad vähenevat korratust
Vaadake tulemust
- Kalkulaator arvutab automaatselt Gibbs'i vabade energia muutuse (ΔG)
- Tulemused kuvatakse kJ/mol
- Antakse tõlgendus, kas protsess on iseeneslik või mitte-iseeneslik

Sisendi valideerimine

Kalkulaator teeb järgmised kontrollid kasutaja sisendite osas:

Kõik väärtused peavad olema numbrilised
Temperatuur peab olema Kelvinis ja positiivne (T > 0)
Entalpiad ja entroopiaväärtused võivad olla positiivsed, negatiivsed või null

Kui tuvastatakse kehtetuid sisendeid, kuvatakse veateade ja arvutamine ei jätku enne, kui see on parandatud.

Samm-sammuline arvutuse näide

Jälgime praktilist näidet, et demonstreerida, kuidas kasutada Gibbs'i vabade energia kalkulaatorit:

Näide: Arvutage Gibbs'i vabade energia muutus reaktsioonile, mille ΔH = -92.4 kJ/mol ja ΔS = 0.0987 kJ/(mol·K) temperatuuril 298 K.

Sisestage ΔH = -92.4 kJ/mol
Sisestage T = 298 K
Sisestage ΔS = 0.0987 kJ/(mol·K)
Kalkulaator teeb arvutuse: 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
Tõlgendus: Kuna ΔG on negatiivne (-121.81 kJ/mol), on see reaktsioon iseeneslik temperatuuril 298 K.

Kasutusalad

Gibbs'i vabade energia arvutused on hädavajalikud paljudes teaduslikes ja inseneri rakendustes:

1. Keemilise reaktsiooni teostatavus

Keemikud kasutavad Gibbs'i vabade energiat, et ennustada, kas reaktsioon toimub iseeneslikult antud tingimustes. See aitab:

Uute ühendite sünteesi teede kavandamisel
Reaktsioonitingimuste optimeerimisel, et parandada saagikust
Reaktsioonimehhanismide ja vaheproduktide mõistmisel
Ennustamisel, kuidas tooted jaotuvad konkurentsivõimelistes reaktsioonides

2. Biokeemilised protsessid

Biokeemias ja molekulaarbioloogias aitab Gibbs'i vabade energia mõista:

Ainevahetusteid ja energia transformatsioone
Valgu kokkuklapitsemist ja stabiilsust
Ensüümide katalüüsitud reaktsioone
Rakumembraani transportprotsesse
DNA ja RNA interaktsioone

3. Materjaliteadus

Materjaliteadlased ja insenerid kasutavad Gibbs'i vabade energia arvutusi:

Faasidiagrammide väljatöötamiseks
Sulami kavandamiseks ja optimeerimiseks
Korrosioonikäitumise ennustamiseks
Tahke oleku reaktsioonide mõistmiseks
Uute materjalide disainimiseks, millel on kindlad omadused

4. Keskkonnateadus

Keskkonna rakendused hõlmavad:

Saasteainete transportimise ja saatuse ennustamine
Geokeemiliste protsesside mõistmine
Atmosfääri reaktsioonide modelleerimine
Puhastusstrateegiate kavandamine
Kliimamuutuste mehhanismide uurimine

5. Tootmisprotsessid

Tööstuslikes seadetes aitavad Gibbs'i vabade energia arvutused optimeerida:

Keemiliste tootmisprotsesside
Nafta rafineerimise operatsioonide
Farmaatsiatoodete tootmise
Toidu töötlemise tehnikate
Energia genereerimise süsteemide

Alternatiivid

Kuigi Gibbs'i vabade energia on võimas termodünaamiline tööriist, võivad teised seotud parameetrid olla teatud olukordades sobivamad:

1. Helmholtz'i vabade energia (A või F)

Määratletud kui A = U - TS (kus U on sisemine energia), on Helmholtz'i vabade energia sobivam süsteemide jaoks, kus maht on konstantne, mitte rõhk. See on eriti kasulik:

Statistilises mehaanikas
Tahke oleku füüsikas
Süsteemides, kus maht on piiratud

2. Entalpia (H)

Protsesside jaoks, kus ainult soojusvahetus on oluline ja entroopia mõjud on ebaolulised, võib entalpia (H = U + PV) olla piisav. Seda kasutatakse sageli:

Lihtsate põlemise arvutuste puhul
Soojendamise ja jahutamise protsessides
Kalorimeetria katsetes

3. Entroopia (S)

Kui keskenduda ainult korratusele ja tõenäosusele, võib entroopia üksi olla huvipakkuv parameeter, eriti:

Informatsiooni teoorias
Statistilises analüüsis
Tagasipöördumatuse uuringutes
Soojusmasinate efektiivsuse arvutustes

4. Keemiline potentsiaal (μ)

Muutuva koostisega süsteemide jaoks muutub keemiline potentsiaal (osaline molaarsus Gibbs'i energia) oluliseks:

Faasi tasakaalu
Lahuse keemia
Elektrokeemiliste süsteemide
Membrane transporti

Gibbs Free Energy ajaloo

Gibbs'i vabade energia kontseptsioonil on rikkalik ajalugu termodünaamika arengus:

Algused ja areng

Josiah Willard Gibbs (1839-1903), Ameerika teadlane ja matemaatik, tutvustas seda kontseptsiooni oma murrangulises töös "On the Equilibrium of Heterogeneous Substances", mis ilmus 1875. ja 1878. aastal. See töö on tuntud kui üks 19. sajandi suurimaid saavutusi füüsilistes teadustes, luues keemilise termodünaamika aluse.

Gibbs töötas selle termodünaamilise potentsiaali välja, püüdes mõista tasakaalu tingimusi keemilistes süsteemides. Ta mõistis, et konstantse temperatuuri ja rõhu korral saab iseenesliku muutuse suunda ennustada ühe funktsiooni abil, mis ühendab entalpia ja entroopia mõjud.

Peamised ajaloolised tähtsused

1873: Gibbs hakkab oma tööd termodünaamiliste süsteemide üle avaldama
1875-1878: "On the Equilibrium of Heterogeneous Substances" avaldamine, tutvustades Gibbs'i energia kontseptsiooni
1882-1883: Saksa füüsik Hermann von Helmholtz sõltumatult tuletab sarnaseid seoseid
1900. aastate algus: Gilbert N. Lewis ja Merle Randall standardiseerivad keemilise termodünaamika sümbolid ja rakendused
1923: Lewis ja Randall avaldavad "Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances", populariseerides Gibbs'i vabade energia kasutamist keemias
1933: Edward A. Guggenheim tutvustab kaasaegset sümbolit ja terminoloogiat, mida kasutatakse tänapäeval
20. sajandi keskpaik: Gibbs'i energia kontseptsioonide integreerimine statistilise mehaanika ja kvantteooriaga
20. sajandi lõpp: Arvutusmeetodid võimaldavad keeruliste Gibbs'i energia arvutuste tegemist reaalsetes süsteemides

Mõju ja pärand

Gibbs'i töö sai algselt Ameerikas vähe tähelepanu, kuid oli Euroopas kõrgelt hinnatud, eriti pärast tõlkimist saksa keelde Wilhelm Ostwaldi poolt. Täna on Gibbs'i vabade energia kontseptsioon füüsilise keemia, keemilise inseneritehnika, materjaliteaduse ja biokeemia nurgakivi. Võime ennustada reaktsiooni iseeneslikkust ja tasakaalu positsioone Gibbs'i vabade energia arvutuste abil on võimaldanud lugematul hulgal teaduslikke edusamme ja tehnoloogilisi uuendusi.

Koodinäited

Siin on näited, kuidas arvutada Gibbs'i vabade energiat erinevates programmeerimiskeeltes:

1' Exceli valem Gibbs'i vabade energia jaoks
2=B2-(C2*D2)
3
4' Kus:
5' B2 sisaldab entalpiamuutust (ΔH) kJ/mol
6' C2 sisaldab temperatuuri (T) Kelvinis
7' D2 sisaldab entroopia muutust (ΔS) kJ/(mol·K)
8

1def calculate_gibbs_free_energy(enthalpy, temperature, entropy):
2    """
3    Arvuta Gibbs'i vabade energia muutus
4    
5    Parameetrid:
6    entalpy (float): Entalpiamuutus kJ/mol
7    temperature (float): Temperatuur Kelvinis
8    entropy (float): Entroopia muutus kJ/(mol·K)
9    
10    Tagastab:
11    float: Gibbs'i vabade energia muutus kJ/mol
12    """
13    gibbs_energy = enthalpy - (temperature * entropy)
14    return gibbs_energy
15
16# Näide kasutamisest
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'i vabade energia muutus: {delta_g:.2f} kJ/mol")
23
24# Määrake iseeneslikkus
25if delta_g < 0:
26    print("Reaktsioon on iseeneslik.")
27elif delta_g > 0:
28    print("Reaktsioon on mitte-iseeneslik.")
29else:
30    print("Reaktsioon on tasakaalus.")
31

1function calculateGibbsFreeEnergy(enthalpy, temperature, entropy) {
2  // Arvuta Gibbs'i vabade energia muutus
3  // entalpy: kJ/mol
4  // temperature: Kelvin
5  // entropy: kJ/(mol·K)
6  
7  const gibbsEnergy = enthalpy - (temperature * entropy);
8  return gibbsEnergy;
9}
10
11// Näide kasutamisest
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'i vabade energia muutus: ${deltaG.toFixed(2)} kJ/mol`);
18
19// Määrake iseeneslikkus
20if (deltaG < 0) {
21  console.log("Reaktsioon on iseeneslik.");
22} else if (deltaG > 0) {
23  console.log("Reaktsioon on mitte-iseeneslik.");
24} else {
25  console.log("Reaktsioon on tasakaalus.");
26}
27

1public class GibbsFreeEnergyCalculator {
2    /**
3     * Arvuta Gibbs'i vabade energia muutus
4     * 
5     * @param enthalpy Entalpiamuutus kJ/mol
6     * @param temperature Temperatuur Kelvinis
7     * @param entropy Entroopia muutus kJ/(mol·K)
8     * @return Gibbs'i vabade energia muutus 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'i vabade energia muutus: %.2f kJ/mol%n", deltaG);
21        
22        // Määrake iseeneslikkus
23        if (deltaG < 0) {
24            System.out.println("Reaktsioon on iseeneslik.");
25        } else if (deltaG > 0) {
26            System.out.println("Reaktsioon on mitte-iseeneslik.");
27        } else {
28            System.out.println("Reaktsioon on tasakaalus.");
29        }
30    }
31}
32

1#include <iostream>
2#include <iomanip>
3
4/**
5 * Arvuta Gibbs'i vabade energia muutus
6 * 
7 * @param enthalpy Entalpiamuutus kJ/mol
8 * @param temperature Temperatuur Kelvinis
9 * @param entropy Entroopia muutus kJ/(mol·K)
10 * @return Gibbs'i vabade energia muutus 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'i vabade energia muutus: " << std::fixed << std::setprecision(2) 
24              << deltaG << " kJ/mol" << std::endl;
25    
26    // Määrake iseeneslikkus
27    if (deltaG < 0) {
28        std::cout << "Reaktsioon on iseeneslik." << std::endl;
29    } else if (deltaG > 0) {
30        std::cout << "Reaktsioon on mitte-iseeneslik." << std::endl;
31    } else {
32        std::cout << "Reaktsioon on tasakaalus." << std::endl;
33    }
34    
35    return 0;
36}
37

1# R funktsioon Gibbs'i vabade energia arvutamiseks
2calculate_gibbs_free_energy <- function(enthalpy, temperature, entropy) {
3  # entalpy: kJ/mol
4  # temperature: Kelvin
5  # entropy: kJ/(mol·K)
6  
7  gibbs_energy <- enthalpy - (temperature * entropy)
8  return(gibbs_energy)
9}
10
11# Näide kasutamisest
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'i vabade energia muutus: %.2f kJ/mol\n", delta_g))
18
19# Määrake iseeneslikkus
20if (delta_g < 0) {
21  cat("Reaktsioon on iseeneslik.\n")
22} else if (delta_g > 0) {
23  cat("Reaktsioon on mitte-iseeneslik.\n")
24} else {
25  cat("Reaktsioon on tasakaalus.\n")
26}
27

Temperatuuri sõltuvus Gibbs Free Energy

Temperatuur (K) Gibbs'i vabade energia (kJ/mol)

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

Iseeneslik (ΔG < 0) Mitte-iseeneslik (ΔG > 0)

100 200 300 400

Numbrilised näited

Siin on mõned praktilised näited Gibbs'i vabade energia arvutustest:

Näide 1: Eksotermiline reaktsioon, mille entroopia suureneb

Entalpiamuutus (ΔH) = -85.0 kJ/mol
Temperatuur (T) = 298 K
Entroopia muutus (ΔS) = 0.156 kJ/(mol·K)
Gibbs'i vabade energia muutus (ΔG) = -85.0 - (298 × 0.156) = -131.49 kJ/mol
Tõlgendus: Tugevalt iseeneslik reaktsioon, kuna entalpia ja entroopia on mõlemad soodsad

Näide 2: Endotermiline reaktsioon, mille entroopia suureneb

Entalpiamuutus (ΔH) = 42.5 kJ/mol
Temperatuur (T) = 298 K
Entroopia muutus (ΔS) = 0.125 kJ/(mol·K)
Gibbs'i vabade energia muutus (ΔG) = 42.5 - (298 × 0.125) = 5.25 kJ/mol
Tõlgendus: Mitte-iseeneslik temperatuuril 298 K, kuid võib muutuda iseeneslikuks kõrgematel temperatuuridel

Näide 3: Temperatuurist sõltuv iseeneslikkus

Entalpiamuutus (ΔH) = 30.0 kJ/mol
Entroopia muutus (ΔS) = 0.100 kJ/(mol·K)
T = 273 K: ΔG = 30.0 - (273 × 0.100) = 2.7 kJ/mol (mitte-iseeneslik)
T = 298 K: ΔG = 30.0 - (298 × 0.100) = 0.2 kJ/mol (mitte-iseeneslik)
T = 303 K: ΔG = 30.0 - (303 × 0.100) = -0.3 kJ/mol (iseeneslik)
Tõlgendus: See reaktsioon muutub iseeneslikuks umbes 300 K juures

Näide 4: Tasakaalu temperatuur

Millisel temperatuuril toimub tasakaal reaktsiooniga, mille ΔH = 15.0 kJ/mol ja ΔS = 0.050 kJ/(mol·K)?

Tasakaalu korral, ΔG = 0, seega: 0 = 15.0 - (T × 0.050) T = 15.0 ÷ 0.050 = 300 K

Tõlgendus: Allpool 300 K on reaktsioon mitte-iseeneslik; üle 300 K muutub see iseeneslikuks.

Korduma kippuvad küsimused

Mis on Gibbs'i vabade energia?

Gibbs'i vabade energia (G) on termodünaamiline potentsiaal, mis mõõdab maksimaalset pööratavat tööd, mida süsteem saab konstantse temperatuuri ja rõhu juures teha. Gibbs'i vabade energia muutus (ΔG) näitab, kas protsess toimub iseeneslikult.

Kuidas tõlgendada negatiivset Gibbs'i vabade energia väärtust?

Negatiivne Gibbs'i vabade energia muutus (ΔG < 0) näitab, et reaktsioon või protsess on iseeneslik ja võib toimuda ilma välise energia sisendita. See tähendab, et reaktsioon vabastab kasutatavat energiat, kui see edeneb tasakaalu suunas.

Kas reaktsioon, millel on positiivne ΔH, võib olla iseeneslik?

Jah, reaktsioon, millel on positiivne entalpiamuutus (endotermiline), võib siiski olla iseeneslik, kui entroopia muutus on piisavalt positiivne ja temperatuur on piisavalt kõrge. Kui TΔS ületab ΔH, muutub kogu ΔG negatiivseks, muutes protsessi iseeneslikuks.

Mis vahe on ΔG ja ΔG° vahel?

ΔG viitab Gibbs'i vabade energia muutusele mis tahes tingimustes, samas kui ΔG° esindab standardset Gibbs'i vabade energia muutust, kui kõik reageerijad ja tooted on oma standardsetes olekutes (tavaliselt 1 atm rõhul, 1 M kontsentratsiooniga lahustes ja sageli temperatuuril 298.15 K).

Kuidas temperatuur mõjutab reaktsiooni iseeneslikkust?

Temperatuur mõjutab otseselt TΔS terminit Gibbs'i võrrandis. Positiivse entroopia muutusega (ΔS > 0) suurendab temperatuuri tõus negatiivse TΔS termini väärtust, muutes kogu ΔG negatiivseks (iseeneslikuks). Vastupidi, negatiivse entroopia muutusega reaktsioonide puhul (ΔS < 0) muudab temperatuuri tõus reaktsiooni vähem soodsaks.

Mis on seos Gibbs'i vabade energia ja tasakaalu vahel?

Tasakaalu korral on ΔG = 0. Standardne Gibbs'i vabade energia muutus (ΔG°) on seotud tasakaalukonstandiga (K) võrrandi kaudu: ΔG° = -RT ln(K), kus R on gaasi konstant ja T on temperatuur Kelvinis.

Kas Gibbs'i vabade energia võib ennustada reaktsioonide kiirus?

Ei, Gibbs'i vabade energia ennustab ainult, kas reaktsioon on termodünaamiliselt soodne (iseeneslik), mitte kui kiiresti see toimub. Iseeneslik reaktsioon võib olla väga iseeneslik (suure negatiivse ΔG), kuid edeneda väga aeglaselt, kuna sellel võivad olla kineetilised tõkked või kõrge aktivatsioonienergia.

Kuidas arvutada Gibbs'i vabade energiat mitte-standardsetes tingimustes?

Mitte-standardsetes tingimustes saate kasutada võrrandit: ΔG = ΔG° + RT ln(Q), kus Q on reaktsiooni kvoti, R on gaasi konstant ja T on temperatuur Kelvinis.

Millised on Gibbs'i vabade energia ühikud?

Gibbs'i vabade energia väljendatakse tavaliselt kilodžaulides molekuli kohta (kJ/mol) või kaloreid molekuli kohta (cal/mol). SI ühikutes oleks see džaulides molekuli kohta (J/mol).

Kes avastas Gibbs'i vabade energia?

Josiah Willard Gibbs, Ameerika teadlane, töötas välja Gibbs'i vabade energia kontseptsiooni oma töös "On the Equilibrium of Heterogeneous Substances", mis ilmus 1875. ja 1878. aastal. See töö kehtestas keemilise termodünaamika aluse.

Viidatud allikad

Atkins, P. W., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. väljaanne). Oxford University Press.
Chang, R. (2019). Physical Chemistry for the Chemical Sciences. University Science Books.
Engel, T., & Reid, P. (2018). Physical Chemistry (4. väljaanne). Pearson.
Levine, I. N. (2015). Physical Chemistry (6. väljaanne). McGraw-Hill Education.
Smith, J. M., Van Ness, H. C., & Abbott, M. M. (2017). Introduction to Chemical Engineering Thermodynamics (8. väljaanne). McGraw-Hill Education.
Gibbs, J. W. (1878). On the equilibrium of heterogeneous substances. Transactions of the Connecticut Academy of Arts and Sciences, 3, 108-248.
Lewis, G. N., & Randall, M. (1923). Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances. McGraw-Hill.
IUPAC. (2014). Compendium of Chemical Terminology (Gold Book). Version 2.3.3. Retrieved from http://goldbook.iupac.org/
Sandler, S. I. (2017). Chemical, Biochemical, and Engineering Thermodynamics (5. väljaanne). Wiley.
Denbigh, K. (1981). The Principles of Chemical Equilibrium (4. väljaanne). Cambridge University Press.

Valmis arvutama Gibbs'i vabade energiat oma keemiliste reaktsioonide või protsesside jaoks? Kasutage meie kalkulaatorit ülal, et kiiresti määrata, kas teie reaktsioon on iseeneslik teie konkreetsete tingimuste juures. Gibbs'i vabade energia mõistmine on oluline keemilise käitumise ennustamiseks ja protsesside optimeerimiseks keemia, biokeemia ja inseneritehnika rakendustes.

Gibbs'i vaba energia kalkulaator termodünaamiliste reaktsioonide jaoks

Gibbs'i vabade energiate kalkulaator

Dokumentatsioon