Entalpia swobodna reakcji

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania

Entalpia swobodna reakcjig) – funkcja termodynamiczna reakcji chemicznych, zmiana entalpii swobodnej (energii swobodnej Gibbsa; g) układu spowodowana przebiegiem reakcji chemicznej pod stałym ciśnieniem i w stałej temperaturze, odniesiona do liczby postępu reakcji równej jeden. W reakcjach izobaryczno-izotermicznych jest równa ujemnej wartości powinowactwa chemicznego[1][2].

Podstawą definicji funkcji termodynamicznych reakcji chemicznych, w tym entalpii swobodnej reakcji, jest pojęcie liczby postępu reakcji (λ), zdefiniowane przez Théophila de Dondera w 1920 roku jako[1]:


\lambda =  \frac{n_{zi}}{\nu_i}

Wartość λ = 1, gdy liczby moli (nzi) powstałych produktów oraz liczby moli zużytych substratów są równe odpowiednim współczynnikom stechiometrycznymi) w równaniu reakcji.

Entalpią swobodną reakcji chemicznej jest pochodna cząstkowa entalpii swobodnej układu, czyli funkcji g = f (p, T, λ), obliczona dla warunków izotermiczno-izobarycznych względem liczby postępu reakcji:

 \Delta g_{p,T} = \left( \frac{\partial g}{\partial \lambda} \right)_{p, T} .

Entalpię swobodną reakcji wyraża się również poprzez wielkości molowych entalpii swobodnych poszczególnych reagentów, zdefiniowanych jako:

 
G_i =  \left( \frac{\partial g}{\partial n_i} \right)_{p,T, n_j \ne i} .

Entalpia swobodna układu termodynamicznego złożonego z k składników wynosi:

g = Σ ni Gi = f (T, p, n1, n2, n3, ..., nk).

Entalpia swobodna reakcji chemicznej jest różnicą między sumą ilorazów Σ ni Gi dla jej produktów i dla substratów[1][2]:

\Delta g = \sum {n_{i,prod} G_{i,prod}} - \sum {n_{i,subs} G_{i,subs}}\,.

co jest też wyrażane z użyciem pojęcia potencjałów chemicznych składników układu (μi):

\Delta g = \sum {n_{i,prod} d\mu_{i,prod}} - \sum {n_{i,subs} d\mu_{i,subs}}\,,

Potencjał chemiczny jest funkcją aktywności składnika w mieszaninie reagentów:

\mu_i =  \mu_{0i} + R T ln a_i \,

Zależność jest podstawą definicji stałej równowagi reakcji chemicznej oraz równań opisujących związek stałej równowagi z energetycznymi efektami reakcji (izoterma reakcji, izobara van't Hoffa, izochora van't Hoffa).

Zobacz też[edytuj | edytuj kod]

Przypisy

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 Józef Szarawara: "Termodynamika chemiczna". Warszawa: WNT, 1969, s. 233–250.
  2. 2,0 2,1 2,2 Stanisław Bursa: Chemia fizyczna. Wyd. Wyd. 2 popr. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1979, s. 422–432. ISBN 83-01-00152-6.