«Գիբսի էներգիա»–ի խմբագրումների տարբերություն

չ
Բոտ: կոսմետիկ փոփոխություններ
չ (Բոտ: կոսմետիկ փոփոխություններ)
 
: <math>G=U+PV-TS</math>։
 
Գիբսի էներգիան կարելի է հասկանալ որպես համակարգի լրիվ քիմիական էներգիա։ Գիբսի էներգիայի հասկացությունը լայնորեն կիրառվում է [[թերմոդինամիկա]]յում և [[քիմիա]]յում։
 
Իզոբար-իզոթերմ պրոցեսի ինքնակամ ընթացքը որոշվում է երկու գործոններով․ համակարգի [[էնտալպիա]]յի նվազմամբ (ΔH) և T ΔS չկարգավորվածության աճով՝ պայմանավորված [[էնտրոպիա]]յի աճով։ Այս թերմոդինամիկական գործոնների տարբերությունը՝ Գիբսի ազատ էներգիան, համակարգի [[վիճակի ֆունկցիա]] է, կոչվում է նաև իզոբար-իզոթերմ պոտենցիալ։
 
== Սահմանում ==
Գիբսի էներգիայի դասական սահմանումը
: <math>G=U+PV-TS,</math>
արտահայտությունն է, որտեղ <math>U</math>-ն [[ներքին էներգիա]]ն է, <math>P</math>-ն՝ [[ճնշում]]ը, <math>V</math>-ն՝ [[ծավալ]]ը, <math>T</math>-ն՝ բացարձակ [[ջերմաստիճան]]ը, <math>S</math>-ը՝ [[թերմոդինամիկական էնտրոպիա|էնտրոպիան]]։
 
Հաստատուն թվով մասնիկներով համակարգի համար Գիբսի էներգիայի [[դիֆերենցիալ]]ը, արտահայտված սեփական փոփոխականներով՝ p [[ճնշում]]ով և T [[ջերմաստիճան]]ով, կլինի՝
: <math>dG=-S\,dT+V\,dP</math>։
Փոփոխական թվով մասնիկներից կազմված համակարգի համար այս դիֆերենցիալը գրվում է որպես
: <math>dG=-S\,dT+V\,dP+\mu\,dN</math>,
որտեղ <math>\mu</math>-ն [[քիմիական պոտենցիալ]]ն է, որը կարելի է սահմանել որպես համակարգին մեկ մասնիկ ավելացնելու համար անհրաժեշտ էներգիան։
Գիբսի պոտենցիալի [[էքստրեմում|նվազագույն արժեքը]] համապատասխանում է ֆիքսված ջերմաստիճանով, ճնշումով և մասնիկների թվով թերմոդինամիկական համակարգի կայուն հավասարակշռության վիճակին։
 
Գրելով թերմոդինամիկայի [[թերմոդինամիկայի առաջին սկզբունք|առաջին]] և [[թերմոդինամիկայի երկրորդ սկզբունք|երկրորդ]] սկզբունքների ընդհանրացված հավասարումը՝
: <math>T\,dS\geqslant dU+P\,dV,</math>
<math>P=\mathrm{const},\;T=\mathrm{const}</math> դեպքում կստանանք
 
=== Կապը քիմիական պոտենցիալի հետ ===
Կիրառելով թերմոդինամիկական պոտենցիալների [[ֆիզիկական մեծություններ#Էքստենսիվ և ինտենսիվ մեծություններ|էքստենսիվության հատկությունը]], կարելի է ցույց տալ, որ մեկ տիպի մասնիկներով համակարգի համար քիմիական պոտենցիալը Գիբսի էներգիայի հարաբերությունն է համակարգում նյութի մոլերի թվին․
: <math>\mu=\frac{G}{n}</math>։
 
արտահայտությանը։
 
ՔԻմիական պատենցիալը կիրառվում է փոփոխական թվով մասնիկներից համակարգերի վերլուծության ժամանակ, ինչպես նաև [[փուլային անցումներ]]ն ուսումնասիրելիս։ ԱՅսպես, ելնելով Գիբս-Դյուհեմի առնչությունից և միմյանց հետ փուլերի հավասարակշռության մեջ գտնվող քիմիական պոտենցիալների <math> \mu_1=\mu_2 </math> հավասարության պայմանից, կարելի է ստանալ Կլապեյրոն-Կլաոզիուսի հավասարումը, որը սահմանոմ է երկու փուլերի համագոյակցության գիծը <math> (p,T) </math> կոորդինատներով<ref>{{Книга|автор=А.Г. Стромберг, Д.П. Семченко|заглавие=Физическая химия: учебник для хим. спец. вузов|ответственный=|издание=6-е изд.|место=M|издательство=Высшая школа|год=2006|страницы=|страниц=527|isbn=}}</ref>։
 
=== Գիբսի էներգիան և քիմիական ռեակցիայի ընթացքի ուղղությունը ===
Քիմիական պրոցեսներում միաժամանակ գործում են երկու հակադիր գործոններ՝ ''[[էնտրոպիա]]յին'' (<math>T\Delta S</math>) և ''[[էնտալպիա]]յին'' (<math>\Delta H</math>)։ Այս հակադիր գործոնների գումարային ազդեցությունը հաստատուն ճնշման և ջերմաստիճանի դեպքում սահմանում է <math>G</math> Գիբսի էներգիան․
: <math>\Delta G=\Delta H-T\Delta S</math>։
Այս արտահայտությունից հետևում է, որ <math>\Delta H=\Delta G+T\Delta S</math>, այսինքն՝ որոշ [[ջերմաքանակ]] ծախսվում է էնտրոպիայի մեծացման վրա (<math>T \Delta S</math>)․ էներգիայի այս մասը կորած է օգտակար [[թերմոդինամիկական աշխատանք|աշխատանք]] կատարելու համար (ջերմության տեսքով ցրվում է շրջակա միջավայրում)։ Այն հաճախ կոչվում է [[կապված էներգիա]]։ Ջերմության մնացած մասը (<math>\Delta G</math>) կարող է կիրառվել աշխատանք կատարելու համար, այդ պատճառով Գիբսի էներգիան հաճախ կոչվում է նաև ազատ էներգիա։
 
Գիբսի էներգիայի փոփոխության բնույթը թույլ է տալիս դատել պրոցեսի իրականացման սկզբունքային հնարավորության մասին։ <math>\Delta G<0</math> դեպքում պրոցեսը կարող է տեղի ունենալ [[արտածին ռեակցիաներ|ինքնակամ]], <math>\Delta G>0</math> դեպքում պրոցեսը չի կարող ընթանալ․ ոչ ինքնակամ պրոցես (այլ կերպ ասած, եթե Գիբսի էներգիան համակարգի սկզբնական վիճակում ավելի մեծ է, քան վերջնական վիճակում, ապա պրոցեսը սկզբունքորեն կարող է տեղի ունենալ,հակառակ դեպքում չի կարող)։ Իսկ եթե <math>\Delta G=0</math>, ապա համակարգը գտնվում է [[քիմիական հավասարակշռություն|քիմիական հանասարակշռության]] վիճակում։
 
Այստեղ խոսքի քիմիական ռեակցիայի ընթանալու ''սկզբունքային'' հնարավորության մասին է։ Իրական պայմաններում ռեակցիան կարող է և չսկսվել <math>\Delta G<0</math> անհավասարության դեպքում ([[քիմիական կինետիկա|կինետիկական]] պատճառներով)։
285 363

edits