Свободная энергия Гиббса

Термодинамика
Классический тепловой двигатель Карно
ветви Классический Статистическая Химическая Квантовая термодинамика Равновесие  / Неравновесие
Законы Zeroth Первый Второй В третьих
Системы Закрытая система Изолированная система Состояние Уравнение состояния Идеальный газ Настоящий газ Состояние вопроса Фаза (материя) Равновесие Контрольный объем Инструменты Процессы Изобарический Изохорический Изотермический Адиабатический Изэнтропический Изентальпический Квазистатический Политропный Бесплатное расширение Обратимость Необратимость Необратимость Циклы Тепловые двигатели Тепловые насосы Тепловая эффективность
Свойства системы Примечание: Сопряженные переменные в курсивом Диаграммы свойств Интенсивные и обширные свойства Функции процесса Работа Высокая температура Функции государства Температура  / энтропия  ( введение ) Давление  / Объем Химический потенциал  / число частиц Качество пара Сниженные свойства
Свойства материала Базы данных недвижимости Удельная теплоемкость  ${\ displaystyle c =}$ ${\ displaystyle T}$ ${\ displaystyle \ partial S}$ ${\ displaystyle N}$ ${\ displaystyle \ partial T}$ Сжимаемость  ${\ displaystyle \ beta = -}$ ${\displaystyle 1}$ ${\displaystyle \partial V}$ ${\displaystyle V}$ ${\displaystyle \partial p}$ Тепловое расширение  ${\displaystyle \alpha =}$ ${\displaystyle 1}$ ${\displaystyle \partial V}$ ${\displaystyle V}$ ${\displaystyle \partial T}$
Уравнения Теорема Карно Теорема Клаузиуса Фундаментальное отношение Закон идеального газа Максвелл отношения Онсагер взаимные отношения Уравнения Бриджмена Таблица термодинамических уравнений
Возможности Свободная энергия Свободная энтропия Внутренняя энергия ${\displaystyle U(S,V)}$ Энтальпия ${\displaystyle H(S,p)=U+pV}$ Свободная энергия Гельмгольца ${\displaystyle A(T,V)=U-TS}$ Свободная энергия Гиббса ${\displaystyle G(T,p)=H-TS}$
История Культура История Общий Энтропия Газовые законы Машины "вечный двигатель" Философия Энтропия и время Энтропия и жизнь Броуновская трещотка Демон Максвелла Парадокс тепловой смерти Парадокс лошмидта Синергетика Теории Теория калорийности Теория тепла Vis viva («живая сила») Механический эквивалент тепла Сила мотивации Ключевые публикации " Экспериментальное исследование ... тепла " « О равновесии неоднородных веществ » « Размышления о движущей силе огня » Сроки Термодинамика Тепловые двигатели Изобразительное искусство Образование Термодинамическая поверхность Максвелла Энтропия как рассеивание энергии
Ученые Бернулли Больцман Карно Клапейрон Клаузиус Каратеодори Duhem Гиббс фон Гельмгольц Джоуль Максвелл фон Майер Онсагер Ренкин Смитон Шталь Томпсон Томсон ван дер Ваальс Waterston
Другой Зарождение Самостоятельная сборка Самоорганизация Порядок и беспорядок
Книга Категория
v т е

В термодинамике , то свободная энергия Гиббса (или энергия Гиббса ) представляет собой термодинамический потенциал , который может быть использован для вычисления максимальной обратимой работы , которые могут быть выполнены с помощью термодинамической системы при постоянной температуре и давлении . Свободная энергия Гиббса ( ,${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\Delta S}$ измеряется в джоулях в SI ) является максимальным количеством работы без расширения , которые могут быть извлечены из термодинамический замкнутой системы(может обмениваться теплом и работать с окружающей средой, но не имеет значения). Этот максимум может быть достигнут только в полностью обратимом процессе . Когда система обратимо трансформируется из начального состояния в конечное, уменьшение свободной энергии Гиббса равно работе, совершаемой системой с ее окружением, за вычетом работы сил давления . ^[1]

Энергия Гиббса (символ ) также является термодинамическим потенциалом, который сводится к минимуму, когда система достигает химического равновесия при постоянном давлении и температуре. Его производная по координате реакции системы обращается в нуль в точке равновесия. Таким образом, уменьшение необходимо для самопроизвольной реакции при постоянном давлении и температуре.${\displaystyle G}$${\displaystyle G}$

Свободная энергия Гиббса, первоначально называемая доступной энергией , была разработана в 1870-х годах американским ученым Джозайей Уиллардом Гиббсом . В 1873 году Гиббс описал эту «доступную энергию» как ^{[2] : 400}

наибольшая механическая работа, которая может быть получена от данного количества определенного вещества в данном начальном состоянии, без увеличения его общего объема или без передачи тепла к внешним телам или от них, за исключением случаев, когда при завершении процессов остались в исходном состоянии.

Исходное состояние тела, согласно Гиббсу, должно быть таким, что «тело можно заставить перейти от него к состояниям рассеянной энергии с помощью обратимых процессов ». В своем магнум опусе 1876 ​​года « О равновесии гетерогенных веществ» , графическом анализе многофазных химических систем, он в полной мере изложил свои мысли о безхимической энергии.

Если реагенты и продукты находятся в своих стандартных термодинамических состояниях , то определяющее уравнение записывается как .${\displaystyle \Delta G^{\circ }=\Delta H^{\circ }-T\Delta S^{\circ }}$

Обзор [ править ]

Согласно второму закону термодинамики , для систем, реагирующих при стандартных условиях температуры и давления (или любых других фиксированных температуры и давления), существует общая естественная тенденция к достижению минимума свободной энергии Гиббса.

Количественной мерой благоприятности данной реакции при постоянной температуре и давлении является изменение Δ G (иногда обозначаемое как «дельта G » или «d G ») в свободной энергии Гиббса, которое (или могло бы быть) вызвано реакцией. В качестве необходимого условия для протекания реакции при постоянной температуре и давлении, Δ G должен быть меньше , чем не-давления-объем (не- PV , например , электрическая) работа , которая часто равен нулю (следовательно , Δ G должен быть отрицательной ). Δ G равно максимальному количеству не- PVработа, которая может быть выполнена в результате химической реакции в случае обратимого процесса. Если анализ показывает положительную Д G для реакции, то энергию - в виде электрического или другого не- PV работы - должны быть добавлены к реакционной системе для Δ G , чтобы быть меньше , чем не - PV работы и сделать его возможна реакция. ^{[3] : 298–299}

Можно думать о ∆G как о количестве «свободной» или «полезной» энергии, доступной для выполнения работы. Уравнение также можно увидеть с точки зрения системы вместе с ее окружением (остальной Вселенной). Во-первых, предполагается, что данная реакция при постоянной температуре и давлении является единственной, которая происходит. Тогда энтропия, высвобождаемая или поглощаемая системой, равна энтропии, которую окружающая среда должна поглощать или высвобождать соответственно. Реакция будет разрешена только в том случае, если полное изменение энтропии Вселенной равно нулю или положительно. Это отражается в отрицательном Δ G , и реакция называется экзергоническим процессом .

Если две химические реакции в сочетании, то в противном случае эндергоническая реакция (один с положительным Д G ) может быть сделана , чтобы произойти. Ввод тепла в своей сути эндергонических реакции, такие как устранение из циклогексанола в циклогексен , можно рассматривать как сочетания неблагоприятную реакцию (ликвидации) на благоприятную один (сжигание угля или другого положения тепла) , так что общее изменение энтропии Вселенной больше или равно нулю, что делает полную разность свободной энергии Гиббса связанных реакций отрицательной.

В традиционном использовании термин «свободная» был включен в «свободную энергию Гиббса», чтобы означать «доступная в форме полезной работы». ^[1] Характеристика станет более точной, если мы добавим уточнение, что это энергия, доступная для работы без давления и объема. ^[4] (Аналогичное, но немного иное значение слова «свободная» применяется в сочетании со свободной энергией Гельмгольца для систем с постоянной температурой). Однако все большее количество книг и журнальных статей не включают вложение «бесплатно», где G обозначается просто «энергией Гиббса». Это результат IUPAC 1988 г.совещание по установлению единой терминологии для международного научного сообщества, на котором рекомендуется удалить прилагательное «бесплатно». ^{[5] [6] [7] Однако} этот стандарт еще не принят повсеместно.

История [ править ]

Величина, называемая «свободной энергией», является более совершенной и точной заменой устаревшего термина « сродство» , который использовался химиками в первые годы физической химии для описания силы , вызывающей химические реакции .

В 1873 году Джозайя Уиллард Гиббс опубликовал «Метод геометрического представления термодинамических свойств веществ с помощью поверхностей» , в котором он набросал принципы своего нового уравнения, которое могло предсказывать или оценивать тенденции различных естественных процессов, происходящих, когда тела или системы приводятся в контакт. Путем изучения взаимодействий контактирующих однородных веществ, то есть тел, состоящих из части твердого тела, части жидкости и части пара, а также использования трехмерного объема - энтропии - внутренней энергииНа графике Гиббс смог определить три состояния равновесия, т. е. «обязательно стабильное», «нейтральное» и «нестабильное», а также определить, последуют ли изменения. Далее Гиббс заявил: ^[2]

В этом описании, используемом Гиббсом, ε обозначает внутреннюю энергию тела, η обозначает энтропию тела, а ν - объем тела ...

После этого, в 1882 году, немецкий ученый Герман фон Гельмгольц охарактеризовал сродство как наибольшее количество работы, которую можно получить, когда реакция осуществляется обратимым образом, например, электрическая работа в обратимой ячейке. Таким образом, максимальная работа рассматривается как уменьшение свободной или доступной энергии системы ( свободная энергия Гиббса G при T = постоянная, P = постоянная или свободная энергия Гельмгольца F при T = постоянная, V = постоянная), в то время как Выдаваемое тепло обычно является мерой уменьшения общей энергии системы ( внутренней энергии ). Таким образом, G илиF - количество энергии, «свободной» для работы в данных условиях.

До этого момента общая точка зрения была такой: «все химические реакции приводят систему в состояние равновесия, при котором исчезает сродство реакций». В течение следующих 60 лет термин «аффинити» был заменен термином «свободная энергия». По словам историка химии Генри Лестера, влиятельный учебник « Термодинамика и свободная энергия химических веществ» 1923 года Гилберта Н. Льюиса и Мерла Рэндалла привел к замене термина «сродство» термином «свободная энергия» в большей части англоязычных текстов. говорящий мир. ^{[8] : 206}

Определения [ править ]

Свободная энергия Гиббса определяется как

${\displaystyle G(p,T)=U+pV-TS,}$

который совпадает с

${\displaystyle G(p,T)=H-TS,}$

куда:

U - внутренняя энергия (единица СИ: джоуль ),

p - давление (единица СИ: паскаль ),

V - объем (единица СИ: м ³ ),

T - температура (единица СИ: кельвин ),

S - энтропия (единица СИ: джоуль на кельвин),

H - энтальпия (единица СИ: джоуль).

Выражение для бесконечно малого обратимого изменения свободной энергии Гиббса как функции ее «естественных переменных» p и T для открытой системы , подверженной действию внешних сил (например, электрических или магнитных) X _i , которые вызывают внешние параметры системы a _i, изменяющиеся на величину d a _i , можно получить из первого закона для обратимых процессов:

${\displaystyle {\begin{aligned}T\,\mathrm {d} S&=\mathrm {d} U+p\,\mathrm {d} V-\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \\\mathrm {d} (TS)-S\,\mathrm {d} T&=\mathrm {d} U+\mathrm {d} (pV)-V\,\mathrm {d} p-\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \\\mathrm {d} (U-TS+pV)&=V\,\mathrm {d} p-S\,\mathrm {d} T+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}-\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \\\mathrm {d} G&=V\,\mathrm {d} p-S\,\mathrm {d} T+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}-\sum _{i=1}^{n}X_{i}\,\mathrm {d} a_{i}+\cdots \end{aligned}}}$

куда:

μ _я есть химический потенциал в я -й химическом компоненте . (Единица СИ: джоули на частицу ^[9] или джоули на моль ^[1] )

N _i - количество частиц (или количество молей), составляющих i-й химический компонент.

Это одна из форм фундаментального уравнения Гиббса . ^[10] В бесконечно малом выражении термин, включающий химический потенциал, учитывает изменения свободной энергии Гиббса в результате притока или оттока частиц. Другими словами, это справедливо для открытой системы или для закрытой , химически реагирующей системы, где меняются N _i . Для закрытой, не реагирующей системы этот термин можно опустить.

Может быть добавлено любое количество дополнительных условий, в зависимости от конкретной рассматриваемой системы. Помимо механических работ , система может, кроме того, выполнять множество других видов работ. Например, в бесконечно малом выражении энергия сократительной работы, связанная с термодинамической системой, которая представляет собой сокращающееся волокно, укорачивающееся на величину -d l под действием силы f , приведет к добавлению члена f d l . Если количество заряда −d e приобретается системой при электрическом потенциале, электрическая работа, связанная с этим, равна −Ψ d e , что должно быть включено в бесконечно малое выражение. Другие условия работы добавляются согласно системным требованиям.^[11]

Каждую величину в приведенных выше уравнениях можно разделить на количество вещества, измеренное в молях , чтобы получить молярную свободную энергию Гиббса . Свободная энергия Гиббса - одна из наиболее важных термодинамических функций для характеристики системы. Это является фактором, определяющим результаты , такие как напряжение в качестве электрохимического элемента , и константы равновесия для обратимой реакции . В изотермических, изобарных системах свободная энергия Гиббса может рассматриваться как «динамическая» величина, поскольку она является репрезентативной мерой конкурирующих эффектов энтальпии ^{[ требуется пояснение ]} и энтропийные движущие силы, участвующие в термодинамическом процессе.

Температурная зависимость энергии Гиббса для идеального газа дается уравнением Гиббса – Гельмгольца , а ее зависимость от давления определяется выражением

${\displaystyle {\frac {G}{N}}={\frac {G^{\circ }}{N}}+kT\ln {\frac {p}{p^{\circ }}}.}$

Если известен объем, а не давление, тогда оно становится

${\displaystyle {\frac {G}{N}}={\frac {G^{\circ }}{N}}+kT\ln {\frac {V^{\circ }}{V}},}$

или, что более удобно, его химический потенциал :

${\displaystyle {\frac {G}{N}}=\mu =\mu ^{\circ }+kT\ln {\frac {p}{p^{\circ }}}.}$

В неидеальных системах играет роль легкомыслие .

Вывод [ править ]

Свободная энергия Гиббса полный дифференциал относительно естественных переменных могут быть получены с помощью преобразований Лежандра в внутренней энергии .

${\displaystyle \mathrm {d} U=T\,\mathrm {d} S-p\,\mathrm {d} V+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}.}$

Определение G сверху таково:

${\displaystyle G=U+pV-TS}$.

Взяв полный дифференциал, имеем

${\displaystyle \mathrm {d} G=\mathrm {d} U+p\,\mathrm {d} V+V\,\mathrm {d} p-T\,\mathrm {d} S-S\,\mathrm {d} T.}$

Замена d U результатом из первого закона дает ^[12]

${\displaystyle {\begin{aligned}\mathrm {d} G&=T\,\mathrm {d} S-p\,\mathrm {d} V+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}+p\,\mathrm {d} V+V\,\mathrm {d} p-T\,\mathrm {d} S-S\,\mathrm {d} T\\&=V\,\mathrm {d} p-S\,\mathrm {d} T+\sum _{i}\mu _{i}\,\mathrm {d} N_{i}.\end{aligned}}}$

Тогда естественными переменными группы G являются p , T и { N _i }.

Однородные системы [ править ]

Поскольку S , V и N _i являются обширными переменными , интеграл Эйлера позволяет легко интегрировать d U : ^[12]

${\displaystyle U=TS-pV+\sum _{i}\mu _{i}N_{i}.}$

Поскольку некоторые из естественных переменных G являются интенсивными, d G не может быть интегрирован с использованием интегралов Эйлера, как в случае с внутренней энергией. Однако простая подстановка вышеуказанного интегрированного результата для U в определение G дает стандартное выражение для G : ^[12]

${\displaystyle {\begin{aligned}G&=U+pV-TS\\&=(TS-pV+\sum _{i}\mu _{i}N_{i})+pV-TS\\&=\sum _{i}\mu _{i}N_{i}.\end{aligned}}}$

Этот результат применим к однородным макроскопическим системам, но не ко всем термодинамическим системам. ^[13]

Свободная энергия Гиббса реакций [ править ]

Рассматриваемая система поддерживается при постоянной температуре и давлении и является закрытой (неважно, входить или выходить). Энергия Гиббса любой системы есть и бесконечно малое изменение G при постоянных температуре и давлении дает:${\displaystyle G=U+PV-TS}$

${\displaystyle dG=dU+PdV-TdS}$

Согласно первому закону термодинамики изменение внутренней энергии U определяется выражением

${\displaystyle dU=\delta Q+\delta W}$

где δQ - добавленная энергия в виде тепла, а δW - энергия, добавленная в виде работы. Работа, выполняемая в системе, может быть записана как δW = - PdV + δW _x , где - PdV - это механическая работа сжатия / расширения, совершаемая в системе, а δW _x - все другие формы работы, которые могут включать в себя электрическую, магнитную и т. Д. и т. д. Предполагая, что выполняется только механическая работа,

${\displaystyle dU=\delta Q-PdV}$

и бесконечно малое изменение в G :

${\displaystyle dG=\delta Q-TdS}$

Второй закон термодинамики гласит , что для замкнутой системы, и поэтому следует , что:${\displaystyle TdS\geq \delta Q}$

${\displaystyle dG\leq 0}$

Это означает, что для системы, которая не находится в равновесии, ее энергия Гиббса всегда будет уменьшаться, а когда она находится в равновесии (т.е. больше не изменяется), бесконечно малое изменение dG будет равно нулю. В частности, это будет верно, если система претерпевает любое количество внутренних химических реакций на своем пути к равновесию.

В электрохимической термодинамике [ править ]

Когда электрический заряженный dQ проходит в электрохимической ячейке, ЭДС ℰ дает термодинамический рабочий член, который появляется в выражении для изменения энергии Гиббса :

${\displaystyle dG=-SdT+VdP+{\mathcal {E}}dQ\ ,}$

где G - свободная энергия Гибба, S - энтропия , V - объем системы, P - ее давление, а T - ее абсолютная температура .

Комбинация (ℰ, Q ) является примером пары сопряженных переменных . При постоянном давлении указанное выше соотношение создает соотношение Максвелла, которое связывает изменение напряжения открытого элемента с температурой T (измеряемая величина) с изменением энтропии S, когда заряд проходит изотермически и изобарически . Последнее тесно связано с энтропией электрохимической реакции, которая дает батарее ее мощность. Это соотношение Максвелла: ^{[14] [ необходима ссылка ]}

${\displaystyle \left({\frac {\partial {\mathcal {E}}}{\partial T}}\right)_{Q}=-\left({\frac {\partial S}{\partial Q}}\right)_{T}}$

Если моль ионов переходит в раствор (например, в ячейке Даниэля, как обсуждается ниже), заряд через внешнюю цепь составляет:

${\displaystyle \Delta Q=-n_{0}F_{0}\ ,}$

где n ₀ - количество электронов на ион, F ₀ - постоянная Фарадея, а знак минус указывает на разрядку ячейки. Предполагая постоянные давление и объем, термодинамические свойства ячейки строго связаны с поведением ее ЭДС:

${\displaystyle \Delta H=-n_{0}F_{0}\left({\mathcal {E}}-T{\frac {d{\mathcal {E}}}{dT}}\right)\ ,}$

где Δ H - энтальпия реакции . Все величины справа можно измерить напрямую.

Полезные тождества для вывода уравнения Нернста [ править ]

Этот раздел может сбивать с толку или непонятно читателям . В частности, не объясняется физическая ситуация. Кроме того, круговая нотация не очень хорошо объяснена (даже в том случае, когда это делается). Это просто уравнения. Помогите, пожалуйста, прояснить раздел . На странице обсуждения может быть обсуждение этого вопроса . ( Март 2015 г. ) ( Узнайте, как и когда удалить этот шаблон сообщения )

Во время обратимой электрохимической реакции при постоянных температуре и давлении выполняются следующие уравнения, включающие свободную энергию Гиббса:

${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G=\Delta _{\text{r}}G^{\circ }+RT\ln Q_{\text{r}}}$(см. химическое равновесие ),

${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G^{\circ }=-RT\ln K_{\text{eq}}}$ (для системы, находящейся в химическом равновесии),

${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G=w_{\text{elec,rev}}=-nFE}$ (для обратимого электрохимического процесса при постоянных температуре и давлении),

${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G^{\circ }=-nFE^{\circ }}$(определение Е °),

и перестановка дает

${\displaystyle {\begin{aligned}nFE^{\circ }&=RT\ln K_{\text{eq}},\\nFE&=nFE^{\circ }-RT\ln Q_{\text{r}}r,\\E&=E^{\circ }-{\frac {RT}{nF}}\ln Q_{\text{r}},\end{aligned}}}$

который связывает потенциал клетки, возникающий в результате реакции, с константой равновесия и коэффициентом реакции для этой реакции ( уравнение Нернста ),

куда

Δ _r G , изменение свободной энергии Гиббса на моль реакции,

Δ _r G ° , изменение свободной энергии Гиббса на моль реакции для несмешанных реагентов и продуктов при стандартных условиях (т.е. 298  K, 100  кПа, 1  M каждого реагента и продукта),

R , газовая постоянная ,

T , абсолютная температура ,

ln, натуральный логарифм ,

Q _r , коэффициент реакции (без единицы измерения),

K _экв , константа равновесия (безразмерная),

w _{elec, rev} , электромонтажные работы в обратимом процессе (химическая конвенция),

п , моли из электронов переносили в реакции,

F = N _A q _e ≈ 96485  Кл / моль, постоянная Фарадея (заряд на моль электронов),

E , потенциал клетки ,

E ° , стандартный потенциал ячейки .

Кроме того, у нас также есть:

${\displaystyle {\begin{aligned}K_{\text{eq}}&=e^{-{\frac {\Delta _{\text{r}}G^{\circ }}{RT}}},\\\Delta _{\text{r}}G^{\circ }&=-RT\left(\ln K_{\text{eq}}\right)=-2.303\,RT\left(\log _{10}K_{\text{eq}}\right),\end{aligned}}}$

который связывает константу равновесия со свободной энергией Гиббса. Это означает, что в состоянии равновесия

${\displaystyle Q_{\text{r}}=K_{\text{eq}}}$ и ${\displaystyle \Delta _{\text{r}}G=0}$

Стандартное изменение энергии формации [ править ]

Стандарт свободная энергия Гиббса образования соединения является изменение свободной энергии Гиббса , которая сопровождает образование 1 моля этого вещества из его составных элементов, в их стандартных состояниях (наиболее стабильной формой элемента при 25 ° C и 100  кПа ). Ее символ Δ _F G ˚.

Все элементы в их стандартных состояниях ( газообразный двухатомный кислород , графит и т. Д.) Имеют стандартное изменение свободной энергии Гиббса образования, равное нулю, поскольку никаких изменений не происходит.

Δ _f G = Δ _f G ˚ + RT ln Q _f ,

где Q _f - коэффициент реакции .

В состоянии равновесия Δ _f G = 0 и Q _f = K , поэтому уравнение принимает вид

Δ _f G ˚ = - RT ln K ,

где K - константа равновесия .

Графическая интерпретация Гиббса [ править ]

Первоначально свободная энергия Гиббса определялась графически. В 1873 году американский ученый Уиллард Гиббс опубликовал свою первую термодинамическую статью «Графические методы термодинамики жидкостей», в которой Гиббс использовал две координаты энтропии и объема для представления состояния тела. В своей второй последующей статье «Метод геометрического представления термодинамических свойств веществ с помощью поверхностей», опубликованной позже в том же году, Гиббс добавил третью координату энергии тела, определенную на трех фигурах. В 1874 году шотландский физик Джеймс Клерк Максвелл использовал фигуры Гиббса, чтобы создать трехмерную термодинамическую поверхность энергии-энтропии-объема вымышленного водоподобного вещества. ^[16] Таким образом, чтобы понять концепцию свободной энергии Гиббса, это может помочь понять ее интерпретацию Гиббсом как сечение AB на его фигуре 3 и то, как Максвелл вылепил этот разрез на своей трехмерной поверхностной фигуре .

См. Также [ править ]

• Биоэнергетика
• Calphad (Расчет диаграмм PHAse)
• Критическая точка (термодинамика)
• Электронный эквивалент
• Компенсация энтальпии-энтропии
• Свободная энтропия
• Уравнение Гиббса – Гельмгольца.
• Большой потенциал
• Неслучайная двухжидкостная модель ( модель NRTL) - расчет энергии Гиббса избытка и смешения, а также коэффициенты активности
• Спинодальные - спинодальные кривые (матрица Гессе)
• Стандартная молярная энтропия
• Термодинамическая свободная энергия
• Модель UNIQUAC - Расчет энергии Гиббса избытка, смешения и коэффициентов активности

Примечания и ссылки [ править ]

Внешние ссылки [ править ]

• Определение ИЮПАК (энергия Гиббса)
• Калькулятор свободной энергии Гиббса
• Энергия Гиббса - Государственный университет Флориды
• Свободная энергия Гиббса - Эрик Вайсштейн Мир физики
• Энтропия и свободная энергия Гиббса - www.2ndlaw.oxy.edu
• Свободная энергия Гиббса - Государственный университет Джорджии
• Java-апплет Gibbs Free Energy - Калифорнийский университет, Беркли
• Использование свободной энергии Гиббса для прогнозирования химического старения материалов
• Топологический анализ функции энергии Гиббса (данные о равновесии жидкость-жидкость). Включая термодинамический обзор и графический интерфейс пользователя (GUI) для анализа поверхностей / связующих линий / матрицы Гессе - Университет Аликанте (Reyes-Labarta et al. 2015–18)