Энергия гельмгольца кратко и понятно

Обновлено: 05.07.2024

В Свободная энергия Гельмгольца представляет собой термодинамический потенциал, который измеряет полезную работу замкнутой системы в условиях постоянной температуры и объема. Свободная энергия Гельмгольца обозначается какF y определяется как разность внутренней энергии ИЛИ минус произведение температуры Т по энтропии S:

Поскольку это энергия, она измеряется в Джоулях в Международной системе (СИ), хотя другие соответствующие единицы также могут быть эргами (СГС), калориями или электрон-вольтами (эВ).

Отрицательное изменение энергии Гельмгольца во время процесса приравнивается к максимальной работе, которую система может выполнять в изохорическом процессе, то есть при постоянном объеме. Когда уровень громкости не поддерживается постоянным, часть этой работы может выполняться с окружающей средой.

В этом случае мы имеем в виду работу, в которой объем не меняется, например, электрическую работу: dW = Φdq, где Φ - электрический потенциал, а q - электрический заряд.

Если температура также постоянна, энергия Гельмгольца минимизируется при достижении равновесия. Для всего этого энергия Гельмгольца особенно полезна в процессах с постоянным объемом. В этом случае у вас есть:

- Для самопроизвольного процесса: ΔF 0.

Как рассчитывается свободная энергия Гельмгольца?

Это функция температуры T и объема V. Шаги, чтобы отобразить это, следующие:

- Исходя из первого закона термодинамики, внутренняя энергия U связана с энтропией S системы и ее объемом V для обратимых процессов следующей дифференциальной зависимостью:

dU = dQ - dW = TdS - PdV

Отсюда следует, что внутренняя энергия U является функцией переменных S Y V, Таким образом:

- Теперь возьмем определение F и получается:

dF = dU - d (TS) = dU - TdS - SdT

- Подставляя туда дифференциальное выражение, полученное для dU на первом шаге, остается:

dF = TdS - PoV - TdS - SdT = -SdT - PoV

- Наконец, делается вывод, что F является функцией температуры T и объема V и может быть выражено как:

Спонтанные процессы

Энергию Гельмгольца можно применять как общий критерий спонтанности в изолированных системах, но сначала удобно уточнить некоторые понятия:

- Асистема закрыта он может обмениваться энергией с окружающей средой, но не может обмениваться материей.

- Вместо изолированная система он не обменивается веществом или энергией с окружающей средой.

- Наконец открытая система обмениваться веществом и энергией с окружающей средой.

В обратимых процессах изменение внутренней энергии рассчитывается следующим образом:

Теперь предположим процесс с постоянным объемом (изохорическим), в котором второй член предыдущего выражения не имеет никакого вклада. Также следует помнить, что согласно Неравенство Клаузиуса:

Такое неравенство относится к изолированной термодинамической системе.

Итак, для процесса (обратимого или нет), в котором объем остается постоянным, верно следующее:

T dS ≥ dU (при фиксированной громкости)

Принимая во внимание, что:

У нас будет, что в изохорном процессе при постоянной температуре выполняется следующее:dF ≤ 0, как указано в начале.

Таким образом, энергия Гельмгольца F является уменьшающейся величиной в спонтанном процессе, пока это изолированная система. F достигает минимального и стабильного значения при достижении обратимого равновесия.

Решенные упражнения

Упражнение 1

Вычислите изменение свободной энергии Гельмгольца F для 2 моль идеального газа при температуре 300K во время изотермического расширения, которое приводит к увеличению объема системы с начального 20 литров до конечного объема 40 литров.

Решение

Исходя из определения F:

Тогда конечная вариация F, называемая ΔF, будет:

Поскольку в заявлении указано, что температура постоянная: ΔT = 0. Итак, в идеальных газах внутренняя энергия зависит только от их абсолютной температуры, но поскольку это изотермический процесс, тогда ΔU = 0 Y ΔF = - Т ΔS. Для идеальных газов изменение энтропии изотермического процесса записывается так:

Применяя это выражение:

ΔS = 2 моль x 8,314 Дж / (К моль) x ln (40 л / 20 л) = 11,53 Дж / K

Наконец, изменение энергии Гельмгольца:

ΔF = - T ΔS = - 300K x 11,53 Дж / K = -3457,70 Дж.

Упражнение 2.

Внутри цилиндра находится поршень, который делит его на две части, и на каждой стороне поршня расположены п моль одноатомного идеального газа, как показано на рисунке ниже.

Стенки цилиндра хорошо проводят тепло (диатермический) и контактируют с резервуаром с температурой Tили.

Начальный объем каждой из секций цилиндра V1i и V2i, а его окончательные объемы - V1f и V2f после квазистатического смещения. Поршень перемещается с помощью плунжера, который герметично проходит через две крышки цилиндра.

а) Изменение внутренней энергии газа и работы, выполняемой системой и

б) Вариация энергии Гельмгольца.

Решение для

Поскольку поршень движется квазистатически, внешняя сила, приложенная к поршню, должна уравновешивать силу из-за разницы давлений в двух секциях цилиндра.

Работа dW в исполнении внешней силы Fдоб во время бесконечно малого сдвига dx это:

Где использовались отношения dV1 = - dV2 = a dx,будучи к область плунжера. С другой стороны, изменение энергии Гельмгольца:

Так как температура в процессе не меняется, то dT = 0 Y dF = - PoV. Применяя это выражение к каждой секции цилиндра, мы получаем:

Быть F1 Y F2 Энергии Гельмгольца в каждой из камер.

Конечная работа W может быть вычислена из конечного изменения энергии Гельмгольца каждой камеры:

Решение б

Чтобы найти изменение энергии Гельмгольца, используется определение: F = U - T S.Так как в каждой камере есть одноатомный идеальный газ при постоянной температуре Тили, внутренняя энергия не изменяется (ΔU = 0), так что: ΔF = - Тили ΔS. В дальнейшем:

Напомним, что второй закон термодинамики определяет критерии самопроиз­вольного протекания процессов в изолированных системах. Однако, подобные условия (отсутствие обмена энергией и веществом с окружающей средой) реализуются сравнительно редко. Поэтому представляется важным сформулировать подобного рода критерии для закрытых систем, где возможен обмен энергией с окружающей средой. Для этого нам потребуется определить две новые функции состояния – энергию Гельмгольца и энергию Гиббса.

Работа процесса в общем случае, как это уже говорилось, зависит от пути процесса. Работа неравновесного процесса меньше, чем работа равновесного процесса, протекающего между теми же начальным и конечным состояниями системы. В самом деле, исходя из уравнения первого закона термодинамики (I, 7а) и уравнения (II, 17а), получаем в общем случае:

δW = dQ – dU £ TdS – dU (III, 1)

Величина правой части этого уравнения не зависит от того, равновесен или неравновесен процесс. В случае равновесного процесса:

dW = dWравн. = TdS – dU (III, 2)

Для неравновесного процесса:

Таким образом, работа равновесного процесса максимальна.

Максимальная работа не зависит от пути, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. Так, при S = const (равновесный адиабатный процесс)

dW = –dU и Wмакс. = – (U2 – U1) (III, 4)

т. е. величина максимальной работы определяется изменением внутренней энергии системы.

Интегрируя при постоянной Т уравнение (III, 2), получаем:

Выражения, стоящие в скобках, являются функциями состояния системы. Введя в уравнение (III, 6) обозначение

F º U – TS (III, 7)

получаем (при T = const)

где F – функция состояния, называемая энергией Гельмгольца (в настоящее время для обозначения энергии Гельмгольца также используется символ А). Таким образом, максимальная работа при изохорно-изотермических равновесных процессах равна убыли энергии Гельмгольца системы.

Переписав уравнение (III, 3) в виде

можно рассматривать внутреннюю энергию, как состоящую из двух частей – свободной энергии F и связанной энергии TS. Лишь часть внутренней энергии – свободная энергия, которую система отдает вовне при T = const, может превратиться в работу (условием для такого превращения является равновесность процесса; в неравновесном процессе свободная энергия частично или полностью переходит в теплоту). Другая часть внутренней энергии – связанная энергия – при изменении системы, если Т = const, не дает работы, а переходит только в теплоту.

Энтропия есть, таким образом, фактор ёмкости связанной энергии.

Для процессов, протекающих с изменением температуры (T const), деление внутренней энергии на свободную и связанную не может быть проведено и, следовательно, сами термины не имеют общего значения. Поэтому будем пользоваться для функции F названием энергия Гельмгольца.

Полный дифференциал функции F можно получить, дифференцируя уравнение (III, 7):

dF º dU – TdS – SdT (III, 9)

Сопоставив это уравнение с уравнениями (III, 2) и (III, 3), получим в общем виде:

dF £ -SdT – dW (III, 10)

Откуда при Т = const

F2 – Fl = DF W (III, 12)

Выражение (III, 12) отражает уже известное нам положение, что работа неравновесного процесса меньше работы равновесного процесса.

Если при равновесном процессе совершается только работа расширения (dW = PdV), то из уравнения (III, 10) получаем:

dF = -SdT – PdV (III, 13)

Это выражение является полным дифференциалом функции F при переменных V и Т.

Полагая T = const и V = const, а также при условии отсутствия всех видов работы (dW = 0), получаем из уравнения (III, 10):

( F)V, T £ 0 (III, 13а)

т. е., энергия Гельмгольца системы, находящейся при постоянных V и Т не изменяется при равновесных процессах, при неравновесных процессах ее значение убывает.

Так как система, в которой протекают (и могут протекать) только равновесные процессы, бесконечно близка к равновесию, то сформулированные свойства энергии Гельмгольца позволяют судить о том, находится ли данная система в равновесии или нет. В последнем случае направление неравновесного процесса определяется убылью энергии Гельмгольца при постоянных температуре и объеме системы.




Условия, которым должны удовлетворять процессы, для того чтобы по изменениям величины F можно было судить о направлении этих процессов, иные, чем для энтропии. Для энтропии это были условия постоянства внутренней энергии и объема (изолированная система), для энергии Гельмгольца это условие постоянства объёма и температуры – легко измеримых параметров системы. Энергия Гельмгольца, являясь производным понятием по отношению к энтропии, представляет собой практически более удобный критерий направления процессов, чем энтропия.

Изложенные соображения могут быть выражены следующим положением: энергия Гельмгольца системы, находящейся при постоянных объёме и температуре, уменьшается при неравновесных (самопроизвольных) процессах. Когда она достигает минимального значения, совместимого с данными V и Т, система приходит в равновесное состояние.

Напомним, что второй закон термодинамики определяет критерии самопроиз­вольного протекания процессов в изолированных системах. Однако, подобные условия (отсутствие обмена энергией и веществом с окружающей средой) реализуются сравнительно редко. Поэтому представляется важным сформулировать подобного рода критерии для закрытых систем, где возможен обмен энергией с окружающей средой. Для этого нам потребуется определить две новые функции состояния – энергию Гельмгольца и энергию Гиббса.

Работа процесса в общем случае, как это уже говорилось, зависит от пути процесса. Работа неравновесного процесса меньше, чем работа равновесного процесса, протекающего между теми же начальным и конечным состояниями системы. В самом деле, исходя из уравнения первого закона термодинамики (I, 7а) и уравнения (II, 17а), получаем в общем случае:

δW = dQ – dU £ TdS – dU (III, 1)

Величина правой части этого уравнения не зависит от того, равновесен или неравновесен процесс. В случае равновесного процесса:

dW = dWравн. = TdS – dU (III, 2)

Для неравновесного процесса:

Таким образом, работа равновесного процесса максимальна.

Максимальная работа не зависит от пути, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. Так, при S = const (равновесный адиабатный процесс)

dW = –dU и Wмакс. = – (U2 – U1) (III, 4)

т. е. величина максимальной работы определяется изменением внутренней энергии системы.

Интегрируя при постоянной Т уравнение (III, 2), получаем:

Выражения, стоящие в скобках, являются функциями состояния системы. Введя в уравнение (III, 6) обозначение

F º U – TS (III, 7)

получаем (при T = const)

где F – функция состояния, называемая энергией Гельмгольца (в настоящее время для обозначения энергии Гельмгольца также используется символ А). Таким образом, максимальная работа при изохорно-изотермических равновесных процессах равна убыли энергии Гельмгольца системы.

Переписав уравнение (III, 3) в виде

можно рассматривать внутреннюю энергию, как состоящую из двух частей – свободной энергии F и связанной энергии TS. Лишь часть внутренней энергии – свободная энергия, которую система отдает вовне при T = const, может превратиться в работу (условием для такого превращения является равновесность процесса; в неравновесном процессе свободная энергия частично или полностью переходит в теплоту). Другая часть внутренней энергии – связанная энергия – при изменении системы, если Т = const, не дает работы, а переходит только в теплоту.

Энтропия есть, таким образом, фактор ёмкости связанной энергии.

Для процессов, протекающих с изменением температуры (T const), деление внутренней энергии на свободную и связанную не может быть проведено и, следовательно, сами термины не имеют общего значения. Поэтому будем пользоваться для функции F названием энергия Гельмгольца.

Полный дифференциал функции F можно получить, дифференцируя уравнение (III, 7):

dF º dU – TdS – SdT (III, 9)

Сопоставив это уравнение с уравнениями (III, 2) и (III, 3), получим в общем виде:

dF £ -SdT – dW (III, 10)

Откуда при Т = const

F2 – Fl = DF W (III, 12)

Выражение (III, 12) отражает уже известное нам положение, что работа неравновесного процесса меньше работы равновесного процесса.

Если при равновесном процессе совершается только работа расширения (dW = PdV), то из уравнения (III, 10) получаем:

dF = -SdT – PdV (III, 13)

Это выражение является полным дифференциалом функции F при переменных V и Т.

Полагая T = const и V = const, а также при условии отсутствия всех видов работы (dW = 0), получаем из уравнения (III, 10):

( F)V, T £ 0 (III, 13а)

т. е., энергия Гельмгольца системы, находящейся при постоянных V и Т не изменяется при равновесных процессах, при неравновесных процессах ее значение убывает.

Так как система, в которой протекают (и могут протекать) только равновесные процессы, бесконечно близка к равновесию, то сформулированные свойства энергии Гельмгольца позволяют судить о том, находится ли данная система в равновесии или нет. В последнем случае направление неравновесного процесса определяется убылью энергии Гельмгольца при постоянных температуре и объеме системы.

Условия, которым должны удовлетворять процессы, для того чтобы по изменениям величины F можно было судить о направлении этих процессов, иные, чем для энтропии. Для энтропии это были условия постоянства внутренней энергии и объема (изолированная система), для энергии Гельмгольца это условие постоянства объёма и температуры – легко измеримых параметров системы. Энергия Гельмгольца, являясь производным понятием по отношению к энтропии, представляет собой практически более удобный критерий направления процессов, чем энтропия.

Изложенные соображения могут быть выражены следующим положением: энергия Гельмгольца системы, находящейся при постоянных объёме и температуре, уменьшается при неравновесных (самопроизвольных) процессах. Когда она достигает минимального значения, совместимого с данными V и Т, система приходит в равновесное состояние.

Энтропия S – функция состояния системы. Энтропия характеризует меру неупорядоченности (хаотичности) состояния системы. Единицами измерения энтропии являются Дж/(моль·К).

При абсолютном нуле температур (Т = 0 К) энтропия идеального кристалла любого чистого простого вещества или соединения равна нулю. Равенство нулю S при 0 К позволяет вычислить абсолютные величины энтропий веществ на основе экспериментальных данных о температурной зависимости теплоемкости.

Изменение энтропии в процессе выражается уравнением:

где S(прод.) и S(исх.) – соответственно абсолютные энтропии продуктов реакции и исходных веществ.

На качественном уровне знак S реакции можно оценить по изменению объема системы ΔV в результате процесса. Знак ΔV определяется по изменению количества вещества газообразных реагентов Δnг. Так, для реакции

(Δnг = 1) ΔV > 0, значит, ΔS > 0.

Величины энтропии принято относить к стандартному состоянию. Чаще всего значения S рассматриваются при Р = 101,325 кПа (1 атм) и температуре Т = 298,15 К (25 о С). Энтропия в этом случае обозначается S о 298 и называется стандартной энтропией при Т = 298,15 К. Следует подчеркнуть, что энтропия вещества S (S о ) увеличивается при повышении температуры.

Стандартная энтропия образования ΔS о f,298 (или ΔS о обр,298) – это изменение энтропии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии.

Энергия Гиббса G – функция состояния системы. Энергия Гиббса равна:

Абсолютное значение энергии Гиббса определить невозможно, однако можно вычислить изменение δG в результате протекания процесса.

Критерий самопроизвольного протекания процесса: в системах, находящихся при Р, Т = const, самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся уменьшением энергии Гиббса (ΔG

Стандартная энергия Гиббса образования δG о f,298 (или δG о обр,298) – это изменение энергии Гиббса в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии, причем простые вещества пристутствуют в наиболее термодинамически устойчивых состояниях при данной температуре.

Для простых веществ, находящихся в термодинамически наиболее устойчивой форме, δG о f,298 = 0.

Проанализируем уравнение ΔG о Т = ΔН о Т — ΔТS о Т. При низких температурах ТΔS о Т мало. Поэтому знак ΔG о Т определяется в основном значением ΔН о Т (энтальпийный фактор). При высоких температурах ТΔS о Т – большая величина, знак Δ G о Т определяется и энтропийным фактором. В зависимости от соотношения энтальпийного (ΔН о Т) и энтропийного (ТΔS о Т) факторов существует четыре варианта процессов.

      1. Если ΔН о Т о Т > 0, то ΔG о Т
      2. Если ΔН о Т > 0, ΔS о Т о Т > 0 всегда (процесс не протекает ни при какой температуре).
      3. Если ΔН о Т о Т о Т о /ΔS о (процесс идет при низкой температуре за счет энтальпийного фактора).
      4. Если ΔН о Т > 0, ΔS о Т > 0, то ΔG о Т ΔН о / ΔS о (процесс идет при высокой температуре за счет энтропийного фактора).

    Задача 1. Используя термодинамические справочные данные, вычислить при 298,15 К изменение энтропии в реакции:

    Объяснить знак и величину ΔS о .

    Решение. Значения стандартных энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

    В данной реакции ΔV o х.р.,298

    Задача 2. Используя справочные термодинамические данные, рассчитать стандартную энтропию образования NH4NO3(к). Отличается ли стандартная энтропия образования NH4NO3(к) от стандартной энтропии этого соединения?

    Решение. Стандартной энтропии образования NH4NO3 отвечает изменение энтропии в процессе:

    Значения стандартных энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

    Стандартная энтропия образования NH4NO3(к), равная — 609,06 Дж/(моль·К), отличается от стандартной энтропии нитрата аммония S о 298(NH4NO3(к)) = +151,04 Дж/(моль·К) и по величине, и по знаку. Следует помнить, что стандартные энтропии веществ S о 298 всегда больше нуля, в то время как величины ΔS 0 f,298, как правило, знакопеременны.

    Задача 3. Изменение энергии Гиббса реакции:

    равно δG о 298= –474,46 кДж. Не проводя термодинамические расчеты, определить, за счет какого фактора (энтальпийного или энтропийного) протекает эта реакция при 298 К и как будет влиять повышение температуры на протекание этой реакции.

    Решение. Поскольку протекание рассматриваемой реакции сопровождается существенным уменьшением объема (из 67,2 л (н.у.) исходных веществ образуется 36 мл жидкой воды), изменение энтропии реакции ΔS о о 298 реакции меньше нуля, то она может протекать при температуре 298 К только за счет энтальпийного фактора. Повышение температуры уменьшает равновесный выход воды, поскольку ТΔS о

    Задача 4. Используя справочные термодинамические данные, определить может ли при 298,15 К самопроизвольно протекать реакция:

    Если реакция не будет самопроизвольно протекать при 298,15 К, оценить возможность ее протекания при более высоких температурах.

    Решение. Значения стандартных энергий Гиббса и энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

    Вещество С4Н10(г) С2Н4(г) Н2(г)
    ΔG о f,298× , кДж/моль — 17,19 68,14 0
    S о 298, Дж/(моль·К) 310,12 219,45 130,52

    ΔG о х.р.,298 > 0, следовательно, при Т = 298,15 К реакция самопроизвольно протекать не будет.

    Поскольку ΔS о х.р.,298 > 0, то при температуре Т>ΔН о /ΔS о величина ΔG о х.р.,298 станет величиной отрицательной и процесс сможет протекать самопроизвольно.

    Задача 5. Пользуясь справочными данными по ΔG о f,298 и S о 298, определите ΔH о 298 реакции:

    Решение. Значения стандартных энергий Гиббса и энтропий исходных веществ и продуктов реакции приведены ниже:

    Вещество N2O(г) H2(г) N2H4(г) H2O(ж)
    ΔG о f,298, кДж/моль 104,12 0 159,10 -237,23
    S о 298, Дж/(моль·К) 219,83 130,52 238,50 69,95

    ΔG о 298 = ΔН о 298 – ТΔS о 298. Подставляя в это уравнение величины ΔН о 298 и ТΔS о 298, получаем:

    ΔН о 298 = –182,25× 10 3 + 298·(–302,94) = –272526,12 Дж = – 272,53 кДж.

    Следует подчеркнуть, что поскольку ΔS о 298 выражена в Дж/(моль× К), то при проведении расчетов ΔG 0 298 необходимо также выразить в Дж или величину ΔS 0 298 представить в кДж/(мольK).

    1. Используя справочные данные, определите стандартную энтропию образования ΔS о f,298 NaHCO3(к).

    2. Выберите процесс, изменение энергии Гиббса которого соответствует стандартной энергии Гиббса образования NO2(г):

    Разница между свободной энергией Гиббса и Гельмгольца - Разница Между

    Разница между свободной энергией Гиббса и Гельмгольца - Разница Между

    Содержание:

    Основная разница - Гиббс против Гельмгольца Свободная энергия

    Ключевые области покрыты

    1. Что такое свободная энергия Гиббса
    - Определение, уравнение для расчета и приложения
    2. Что такое свободная энергия Гельмгольца
    - Определение, уравнение для расчета и приложения
    3. В чем разница между свободной энергией Гиббса и Гельмгольца
    - Сравнение основных различий

    Ключевые слова: энтальпия, свободная энергия Гиббса, свободная энергия Гельмгольца, внутренняя энергия, термодинамические потенциалы


    Что такое свободная энергия Гиббса

    Свободную энергию Гиббса можно определить как максимально обратимую работу, которую можно получить из конкретной системы. Чтобы рассчитать эту свободную энергию Гиббса, система должна находиться при постоянной температуре и постоянном давлении. Символ G дан для свободной энергии Гиббса. Свободную энергию Гиббса можно использовать для предсказания того, является ли химическая реакция спонтанной или не спонтанной.

    Свободная энергия Гиббса рассчитывается по единице СИ J (Джоуля). Свободная энергия Гиббса дает максимальный объем работы, выполняемой замкнутой системой вместо расширения системы. Фактическая энергия, которая соответствует этому определению, может быть получена при рассмотрении обратимого процесса. Свободная энергия Гиббса всегда рассчитывается как изменение энергии. Это дано как ΔG. Это равно разнице между начальной энергией и конечной энергией. Уравнение для свободной энергии Гиббса может быть дано ниже.

    Уравнение

    G = U - TS + PV

    Где G - свободная энергия Гиббса,

    U - внутренняя энергия системы,

    Т - абсолютная температура системы,

    V - конечный объем системы,

    P - абсолютное давление системы,

    S - конечная энтропия системы.

    Но энтальпия системы равна внутренней энергии системы плюс произведение давления и объема. Затем приведенное выше уравнение можно изменить, как показано ниже.

    G = H - TS

    ΔG = ΔH - TΔS

    Если значение ΔG является отрицательным значением, это означает, что реакция является спонтанной. Если значение ΔG является положительным значением, то реакция не является спонтанной.


    Рисунок 1: экзотермическая реакция

    Отрицательное значение ΔG указывает на отрицательное значение ΔH. Это означает, что энергия высвобождается в окружающую среду. Это называется экзотермической реакцией. Положительное значение ΔG указывает на положительное значение ΔH. Это эндотермическая реакция.

    Что такое свободная энергия Гельмгольца

    Уравнение

    A = U - TS

    Где A - свободная энергия Гельмгольца,

    U - внутренняя энергия,

    Т - абсолютная температура,

    S - конечная энтропия системы.

    Для спонтанных реакций ΔA отрицательно. Поэтому, когда рассматривается химическая реакция в системе, изменение энергии при постоянной температуре и объеме должно быть отрицательным значением, чтобы она была спонтанной реакцией.

    Разница между свободной энергией Гиббса и Гельмгольца

    Определение

    Свободная энергия Гиббса: Свободную энергию Гиббса можно определить как максимально обратимую работу, которую можно получить из конкретной системы.

    Постоянные параметры

    Свободная энергия Гиббса: Свободная энергия Гиббса рассчитывается для систем при постоянной температуре и давлении.

    Свободная энергия Гельмгольца: Свободная энергия Гельмгольца рассчитывается для систем при постоянной температуре и объеме.

    заявка

    Свободная энергия Гиббса: Часто используется свободная энергия Гиббса, поскольку она учитывает условие постоянного давления.

    Свободная энергия Гельмгольца: Свободная энергия Гельмгольца мало используется, поскольку она учитывает условие постоянного объема.

    Химические реакции

    Свободная энергия Гиббса: Химические реакции происходят спонтанно, когда изменение свободной энергии Гиббса отрицательно.

    Свободная энергия Гельмгольца: Химические реакции происходят спонтанно, когда изменение свободной энергии Гельмгольца отрицательно.

    Заключение

    Свободная энергия Гиббса и свободная энергия Гельмгольца являются двумя термодинамическими терминами, используемыми для описания поведения системы термодинамически. Оба эти термина включают внутреннюю энергию системы. Основное различие между свободной энергией Гиббса и Гельмгольца состоит в том, что свободная энергия Гиббса определяется при постоянном давлении, а свободная энергия Гельмгольца определяется при постоянном объеме.

    Рекомендации:

    Читайте также: