Entalpie liberă

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare
Potențiale termodinamice
Energie internă    U \left( S , V , N \right) \,
Entalpie    H \left( S , p , N \right) \,
Energie liberă   F \left( T , V , N \right) \,
Entalpie liberă   G \left( T , p , N \right) \,
modifică 

Entalpia liberă (sau energia liberă Gibbs, denumirea recomandată de IUPAC fiind Gibbs energy sau Gibbs function)[1] este o funcție de stare a unui sistem termodinamic. Entalpia liberă e legată de alte mărimi termodinamice fundamentale prin relația

 \quad G = H - T S = U - \sum_{i=1}^n X_i \, x_i - T S , \,

unde H \, este entalpia, T \, temperatura, S \, entropia, iar U \, energia internă. Sistemul considerat are n \, grade de libertate mecanice,  x = \left ( x_1 , ... , x_n \right ) , sunt variabilele de poziție (lungimi, arii, volume, unghiuri), iar  X = \left ( X_1 , ... , X_n \right ) , variabilele de forță (generalizate) conjugate.

Într-o transformare izotermă la variabile de forță constante, un sistem va atinge o stare finală de echilibru termodinamic corespunzătoare unui minim al entalpiei libere.[2]

Exprimată ca funcție de temperatură și de variabilele de forță, entalpia liberă este un potențial termodinamic.

Istoric[modificare | modificare sursă]

Entalpia și energia liberă sunt concepte care înlocuiesc conceptul mai vechi de afinitate chimică.[necesită citare] Conceptul a fost introdus de Josiah Willard Gibbs în opera sa On the Equilibrium of Heterogeneous Substances.

Entalpia liberă a unui fluid[modificare | modificare sursă]

Fie o cantitate de fluid, care poate fi un amestec de c \, componente de specii moleculare diferite. O stare de echilibru a acestui sistem este complet descrisă de variabilele temperatură T,\, presiune p\, și cantitățile în care sunt prezente componentele sale N=\left(N_1, ..., N_c\right)\,.[3] Entalpia liberă G \left( T,p,N \right) = U + p V - T S \, este un potențial termodinamic. Diferențiala totală

dG = - S \, dT + V \, dp + \sum_{k=1}^c \mu_k \, dN_k \,

furnizează ecuațiile de stare


\left(\frac{\partial G}{\partial T}\right)_{p,\{N_k\}} =-S, \quad
\left(\frac{\partial G}{\partial p}\right)_{T,\{N_k\}} = V, \quad
\left(\frac{\partial G}{\partial N_j}\right)_{T,p,\{N_{k\ne j}\}} = \mu_j.

Entalpia liberă de reacție[modificare | modificare sursă]

\Delta G = \Delta H - T \Delta S \, la temperatură constantă
\Delta_r G^\circ = -R T \ln K \,
\Delta_r G = \Delta_r G^\circ + R T \ln Q_r \, Qr câtul de reacție care la echilibru chimic e egal cu constanta de echilibru K.
\Delta G = -nFE \,
\Delta G^\circ = -nFE^\circ \,

Note[modificare | modificare sursă]

  1. ^ IUPAC Gold Book
  2. ^ Țițeica, p. 109; Fermi, p. 82.
  3. ^ Cantitățile N=\left(N_1, ..., N_c\right)\, pot fi exprimate în unități de masă, de cantitate de substanță (număr de moli) sau chiar număr de molecule.

Bibliografie[modificare | modificare sursă]

  • Fermi, Enrico: Thermodynamics, Dover Publications, 1956, ISBN 978-0-486-60361-2. [Google books].
  • Murgulescu, I.G. , R. Vîlcu, Introducere în chimia fizică, Vol. III Termodinamică chimică, Editura Academiei Republicii Socialiste România, București, 1982
  • Țițeica, Șerban: Termodinamica, Editura Academiei Republicii Socialiste România, București, 1982.
  • Stoian Petrescu Principiile termodinamicii, Editura Tehnică, București, 1986

Vezi și[modificare | modificare sursă]

Legături externe[modificare | modificare sursă]