Gibbs Serbest Enerji Hesaplayıcı

Sonuçlar

ΔH ve ΔS ikisi de pozitiftir: tepkime kesişim sıcaklığının üstünde kendiliğinden gerçekleşir, altında gerçekleşmez.

ΔH ve ΔS standart değerler (ΔH°, ΔS°) ise ΔG° = ΔG olur ve bu sıcaklıkta denge sabiti K = 0,03127 (log₁₀ K = -1,505) olur.

Gibbs Serbest Enerji Hesaplayıcı Nasıl Kullanılır

1. 1. Modu seçin. Kendiliğindenlik ve sıcaklık soruları için "ΔH ve ΔS'den ΔG" modunu, serbest enerjiyi K ve Q ile ilişkilendirmek için "ΔG° ve denge sabiti" modunu kullanın.
2. 2. Bilinmeyeni seçin ve kalanı girin. Entalpi ve serbest enerji kJ/mol, J/mol, kcal/mol ya da cal/mol cinsinden; entropi J/(mol·K), kJ/(mol·K) ya da cal/(mol·K) cinsinden; sıcaklık K, °C ya da °F cinsinden olabilir. Karışık kJ ve J girdileri sizin için dönüştürülür.
3. 3. Sonucu okuyun. Sonuç, ΔG'nin negatif (kendiliğinden), pozitif (kendiliğinden değil) ya da sıfır (dengede) olup olmadığını söyler, değiştiği kesişim sıcaklığını verir ve doğruyu çizer.
4. 4. Çözüm adımlarını izleyin. Her dönüşüm ve yerine koyma yazılır; denge modunda tam gaz sabiti R = 8,314462618 J/(mol·K) kullanılır.

Denklemler

ΔG = ΔH − TΔS

T = ΔH / ΔS  (ΔG = 0 olduğunda)

ΔG° = −RT ln K

ΔG = ΔG° + RT ln Q

ΔG, sabit sıcaklık ve basınçta Gibbs serbest enerji değişimidir. Negatif bir ΔG sürecin kendiliğinden ilerleyebileceğini, pozitif bir ΔG dış iş olmadan ilerleyemeyeceğini, ΔG = 0 ise dengeyi ifade eder. Bu anlamda kendiliğinden olmak hızla ilgili bir şey söylemez: elmasın grafite dönüşmesi kendiliğinden gerçekleşir ve jeolojik zaman alır. T, kelvin cinsinden mutlak sıcaklık olmalıdır; hesaplayıcı Celsius ya da Fahrenheit'i çevirir ve 0 K'de ya da altında olan her değeri reddeder.

Tepkime Ne Zaman Kendiliğinden Gerçekleşir?

Bu sınıflandırma, OpenStax Chemistry 2e'nin serbest enerji bölümünde verilenle aynıdır. Kesişim sıcaklığı "düşük" ve "yüksek" rejimleri ayırır; yalnızca ΔH ve ΔS aynı işarete sahipse anlamlıdır. Bu, ΔH ve ΔS'nin sıcaklıkla sabit kaldığını varsayar; makul bir aralıkta iyi bir yaklaşımdır, ama geniş bir aralıkta değildir. Gerçek bir tepkimenin ΔH ve ΔS değerleri kayar, bu yüzden yanıt bir tahmindir.

Çalışılmış Örnekler

Suyun 298,15 K'de buharlaşması (varsayılan girdiler). ΔH° = 44,01 kJ/mol ve ΔS° = 118,8 J/(mol·K) ile ΔG = 44.010 − 298,15 × 118,8 = 8.589,8 J/mol, yani 8,590 kJ/mol. Pozitif olduğu için sıvı su 25 °C ve 1 bar'da kendiliğinden kaynamaz. Kesişim 44.010 ÷ 118,8 = 370,5 K (97,3 °C) değerindedir; suyun gerçek kaynama noktası olan 373,15 K'ye yakındır. Aradaki fark, ΔH ve ΔS'nin tam olarak sabit olmamasından kaynaklanır.

Buzun 263,15 K'de (−10 °C) erimesi. ΔH = 6,01 kJ/mol ve ΔS = 22,0 J/(mol·K) ile ΔG = 6.010 − 263,15 × 22,0 = +0,221 kJ/mol. Pozitif olduğu için buz −10 °C'de erimez; 273,2 K'nin üzerindeki her sıcaklıkta eriyecektir.

ΔG°'dan K. ΔG° = 55,7 kJ/mol ve 298,15 K için ln K = −55.700 ÷ (8,314462618 × 298,15) = −22,47, yani K = 1,74 × 10⁻¹⁰ — OpenStax'in çalışılmış örneğinde olduğu gibi gümüş klorürün çözünürlük çarpımı. Tersi de çalışır: 298,15 K'de K = 1,0 × 10⁵ demek, ΔG° = −RT ln K = −28,5 kJ/mol demektir.

Denge dışında ΔG. ΔG° = −20,0 kJ/mol ve 298,15 K'de Q = 50,0 ile ΔG = −20.000 + 2.478,96 × ln 50,0 = −10,3 kJ/mol. Negatif olduğu için tepkime, Q K'ye yükselene kadar ileri yönde ilerler.

Sık Yapılan Hatalar

• kJ'yi J'den çıkarmak. ΔH genellikle kJ/mol, ΔS ise J/(mol·K) cinsinden verilir. TΔS hesaplamadan önce birini çevirin; hesaplayıcı bunu birim menülerinden yapar. Bunu unutmak, TΔS'yi olması gerekenden bin kat küçük gösteren klasik bir hatadır.
• T için Celsius kullanmak. ΔG = ΔH − TΔS'deki T kelvin cinsindendir. 25 °C, 298,15 K'dir.
• ΔG ile ΔG°'yi karıştırmak. ΔG° standart koşullara (gazlar için 1 bar, çözünenler için 1 mol/L) uygulanır ve K'yi verir. ΔG gerçek karışıma uygulanır ve Q'ya bağlıdır.
• "Kendiliğinden"i "hızlı" diye okumak. ΔG, bir sürecin gerçekleşip gerçekleşemeyeceğini söyler, ne kadar hızlı olacağını değil. Hızlar kinetiğe aittir; bkz. Arrhenius Denklemi Hesaplayıcı.
• Kesişim sıcaklığına fazla güvenmek. Sabit ΔH ve ΔS varsayar. Bir tahmin olarak kullanın, özellikle 298 K'den uzaklaştıkça.

Sık sorulan sorular

Gibbs serbest enerji formülü nedir?

ΔG = ΔH − TΔS; burada ΔH entalpi değişimi, T kelvin cinsinden mutlak sıcaklık ve ΔS entropi değişimidir. Standart koşullarda ΔG° = ΔH° − TΔS° olarak yazılır. Çıkarma yapmadan önce iki enerji terimi aynı birimde olmalıdır.

ΔG'den bir tepkimenin kendiliğinden olup olmadığını nasıl anlarım?

ΔG negatifse tepkime ileri yönde kendiliğinden gerçekleşir; pozitifse geri yön kendiliğinden gerçekleşir; sıfırsa sistem dengededir. Kendiliğinden olmak, termodinamik olarak tercih edilmek demektir, hızlı olmak değil.

Bir tepkimenin kendiliğinden hale geldiği sıcaklığı nasıl bulurum?

ΔG = 0 koyup çözün: T = ΔH ÷ ΔS. İşaret tablosunu kullanın: ikisi de pozitifse tepkime o sıcaklığın üstünde, ikisi de negatifse altında kendiliğinden gerçekleşir. İşaretler farklıysa böyle bir sıcaklık yoktur.

ΔG° denge sabitiyle nasıl ilişkilidir?

ΔG° = −RT ln K, yani K = e^(−ΔG°/RT). Negatif bir ΔG°, 1'den büyük bir K verir ve ürünleri tercih eder; pozitif bir ΔG° ise 1'den küçük bir K verir ve girenleri tercih eder. 298 K'de her 5,7 kJ/mol, K'yi yaklaşık on kat değiştirir.

ΔG = ΔG° + RT ln Q ne anlama gelir?

Sahip olduğunuz gerçek karışım için serbest enerji değişimini verir. Q, K'den küçük olduğunda RT ln Q, ΔG'yi negatif yapacak kadar negatiftir ve tepkime ileri yönde ilerler; Q, K'den büyükse tepkime geri yönde ilerler; Q = K olduğunda ΔG = 0 olur.

ΔG'm neden 1000 kat farklı çıkıyor?

Bu neredeyse her zaman kJ ile J'nin karıştırıldığı anlamına gelir. 44,01 kJ/mol değeri 44.010 J/mol'dür; ΔS J/(mol·K) cinsindeyse önce ΔH'yi jule çevirin (ya da ΔS'yi kJ/(mol·K)'ye). Birimleri menülerden seçin; hesaplayıcı sizin için çevirir.