गिब्स मुक्त ऊर्जा कैलकुलेटर

परिणाम

ΔH और ΔS दोनों धनात्मक हैं: प्रक्रिया संक्रमण तापमान से ऊपर स्वतःस्फूर्त है और उससे नीचे नहीं।

यदि ΔH और ΔS मानक मान (ΔH°, ΔS°) हैं, तो ΔG° = ΔG और इस तापमान पर संतुलन स्थिरांक K = 0.03127 (log₁₀ K = -1.505) है।

गिब्स मुक्त ऊर्जा कैलकुलेटर का उपयोग कैसे करें

1. 1. मोड चुनें। स्वतःस्फूर्तता और तापमान के प्रश्नों के लिए "ΔH और ΔS से ΔG" प्रयोग करें, या मुक्त ऊर्जा को K और Q से जोड़ने के लिए "ΔG° और संतुलन स्थिरांक"।
2. 2. अज्ञात चुनें और बाकी दर्ज करें। एन्थैल्पी और मुक्त ऊर्जा kJ/mol, J/mol, kcal/mol या cal/mol में हो सकती हैं; एंट्रॉपी J/(mol·K), kJ/(mol·K) या cal/(mol·K) में; और तापमान K, °C या °F में। मिश्रित kJ और J प्रविष्टियाँ आपके लिए बदली जाती हैं।
3. 3. निष्कर्ष पढ़ें। परिणाम बताता है कि ΔG ऋणात्मक (स्वतःस्फूर्त), धनात्मक (स्वतःस्फूर्त नहीं) या शून्य (साम्य पर) है, वह संक्रमण तापमान देता है जहाँ वह बदलता है, और रेखा का आलेख बनाता है।
4. 4. गणना का अनुसरण करें। हर रूपांतरण और प्रतिस्थापन लिखा हुआ दिखता है, और साम्य मोड में सटीक गैस स्थिरांक R = 8.314462618 J/(mol·K) भी।

समीकरण

ΔG = ΔH − TΔS

T = ΔH / ΔS  (जहाँ ΔG = 0)

ΔG° = −RT ln K

ΔG = ΔG° + RT ln Q

ΔG स्थिर तापमान और दाब पर गिब्स मुक्त ऊर्जा का परिवर्तन है। ऋणात्मक ΔG का अर्थ है कि प्रक्रिया स्वतः आगे बढ़ सकती है, धनात्मक ΔG का अर्थ है कि वह बाहरी कार्य के बिना नहीं बढ़ सकती, और ΔG = 0 का अर्थ साम्य है। इस अर्थ में स्वतःस्फूर्त होना गति के बारे में कुछ नहीं कहता: हीरे का ग्रेफ़ाइट बनना स्वतःस्फूर्त है और इसमें भू-वैज्ञानिक समय लगता है। T केल्विन में परम तापमान होना चाहिए; कैलकुलेटर सेल्सियस या फ़ारेनहाइट को बदलता है, और 0 K पर या उससे नीचे के किसी भी मान को अस्वीकार करता है।

कोई अभिक्रिया कब स्वतःस्फूर्त होती है?

यही वर्गीकरण OpenStax Chemistry 2e अपने मुक्त-ऊर्जा अध्याय में देता है। संक्रमण तापमान "कम" और "उच्च" व्यवस्थाओं को अलग करता है; यह केवल तब अर्थपूर्ण है जब ΔH और ΔS का चिह्न एक ही हो। यह मानता है कि ΔH और ΔS तापमान के साथ स्थिर रहते हैं, जो एक सीमित रेंज में अच्छा अनुमान है पर बड़ी रेंज में नहीं — किसी वास्तविक अभिक्रिया के ΔH और ΔS खिसकते हैं, इसलिए उत्तर एक अनुमान है।

हल किए गए उदाहरण

298.15 K पर पानी का वाष्पीकरण (डिफ़ॉल्ट मान)। ΔH° = 44.01 kJ/mol और ΔS° = 118.8 J/(mol·K) के साथ, ΔG = 44,010 − 298.15 × 118.8 = 8,589.8 J/mol, जो 8.590 kJ/mol है। यह धनात्मक है, इसलिए 25 °C और 1 bar पर द्रव पानी स्वतः नहीं उबलता। संक्रमण 44,010 ÷ 118.8 = 370.5 K (97.3 °C) है, जो पानी के वास्तविक क्वथनांक 373.15 K के निकट है; यह अंतर इसलिए है क्योंकि ΔH और ΔS बिल्कुल स्थिर नहीं हैं।

263.15 K (−10 °C) पर बर्फ़ का पिघलना। ΔH = 6.01 kJ/mol और ΔS = 22.0 J/(mol·K) से ΔG = 6,010 − 263.15 × 22.0 = +0.221 kJ/mol मिलता है। यह धनात्मक है, इसलिए −10 °C पर बर्फ़ नहीं पिघलती; यह 273.2 K से ऊपर के किसी भी तापमान पर पिघलती।

ΔG° से K। 298.15 K पर ΔG° = 55.7 kJ/mol के लिए, ln K = −55,700 ÷ (8.314462618 × 298.15) = −22.47, इसलिए K = 1.74 × 10⁻¹⁰ — सिल्वर क्लोराइड का विलेयता गुणनफल, जैसा OpenStax के हल किए उदाहरण में है। उल्टा भी चलता है: 298.15 K पर K = 1.0 × 10⁵ का अर्थ है ΔG° = −RT ln K = −28.5 kJ/mol।

साम्य से दूर ΔG। 298.15 K पर ΔG° = −20.0 kJ/mol और अभिक्रिया भागफल Q = 50.0 के साथ, ΔG = −20,000 + 2,478.96 × ln 50.0 = −10.3 kJ/mol। यह ऋणात्मक है, इसलिए अभिक्रिया तब तक आगे चलती है जब तक Q बढ़कर K तक न पहुँचे।

सामान्य गलतियाँ

• kJ और J को मिलाना। ΔH आम तौर पर kJ/mol में और ΔS J/(mol·K) में दिया जाता है। TΔS से पहले एक को बदलें; कैलकुलेटर यह इकाई मेनू से करता है। इसे भूलना ही वह पाठ्यपुस्तकीय गलती है जिससे TΔS हज़ार गुना छोटा लगता है।
• T के लिए सेल्सियस प्रयोग करना। ΔG = ΔH − TΔS में T केल्विन में है। 25 °C = 298.15 K।
• ΔG और ΔG° को मिलाना। ΔG° मानक परिस्थितियों (गैसों के लिए 1 bar, विलेयों के लिए 1 mol/L) पर लागू होता है और K देता है। ΔG वास्तविक मिश्रण पर लागू होता है और Q पर निर्भर करता है।
• "स्वतःस्फूर्त" को "तेज़" पढ़ना। ΔG बताता है कि कोई प्रक्रिया हो सकती है या नहीं, कितनी जल्दी नहीं। दर गतिकी का विषय है; देखें अरहेनियस समीकरण कैलकुलेटर।
• संक्रमण तापमान पर अधिक भरोसा करना। यह स्थिर ΔH और ΔS मानता है। इसे अनुमान की तरह लें, खासकर 298 K से दूर।

अक्सर पूछे जाने वाले प्रश्न

गिब्स मुक्त ऊर्जा का सूत्र क्या है?

ΔG = ΔH − TΔS, जहाँ ΔH एन्थैल्पी परिवर्तन है, T केल्विन में परम तापमान, और ΔS एंट्रॉपी परिवर्तन। मानक परिस्थितियों में इसे ΔG° = ΔH° − TΔS° लिखा जाता है। घटाने से पहले दोनों ऊर्जा-पद एक ही इकाई में होने चाहिए।

ΔG से कैसे पता चलता है कि अभिक्रिया स्वतःस्फूर्त है?

यदि ΔG ऋणात्मक है तो अभिक्रिया आगे की दिशा में स्वतःस्फूर्त है; यदि धनात्मक है तो उल्टी दिशा स्वतःस्फूर्त है; यदि शून्य है तो तंत्र साम्य पर है। स्वतःस्फूर्त का अर्थ है ऊष्मागतिकीय रूप से अनुकूल, तेज़ नहीं।

वह तापमान कैसे खोजें जिस पर अभिक्रिया स्वतःस्फूर्त हो जाती है?

ΔG = 0 रखें और हल करें: T = ΔH ÷ ΔS। चिह्न तालिका का प्रयोग करें: जब दोनों धनात्मक हों तो अभिक्रिया उस तापमान से ऊपर स्वतःस्फूर्त है, जब दोनों ऋणात्मक हों तो उससे नीचे। यदि चिह्न भिन्न हों तो ऐसा कोई तापमान नहीं होता।

ΔG° का संतुलन स्थिरांक से क्या संबंध है?

ΔG° = −RT ln K, इसलिए K = e^(−ΔG°/RT)। ऋणात्मक ΔG° से K 1 से बड़ा मिलता है और उत्पादों को अनुकूल करता है; धनात्मक ΔG° से K 1 से छोटा मिलता है और अभिकारकों को अनुकूल करता है। 298 K पर हर 5.7 kJ/mol लगभग K को दस गुना बदलता है।

ΔG = ΔG° + RT ln Q का क्या अर्थ है?

यह आपके वास्तविक मिश्रण के लिए मुक्त ऊर्जा परिवर्तन देता है। जब Q, K से छोटा हो, तो RT ln Q इतना ऋणात्मक होता है कि ΔG ऋणात्मक हो जाए और अभिक्रिया आगे चलती है; जब Q, K से बड़ा हो तो वह उल्टी चलती है; Q = K पर ΔG = 0।

मेरा ΔG 1000 गुना गलत क्यों है?

यह लगभग हमेशा kJ और J के मिश्रण से होता है। 44.01 kJ/mol का ΔH 44,010 J/mol है; यदि ΔS J/(mol·K) में है, तो पहले ΔH को जूल में (या ΔS को kJ/(mol·K) में) बदलें। इकाइयाँ मेनू में चुनें और कैलकुलेटर आपके लिए बदल देगा।