$ \ Delta G $ svarer til det maksimale arbejde, som et system kan udføre, og i redoxreaktioner er det det arbejde, der udføres af elektroner. Ifølge fysik er $ W = E \ cdot q $; men det er kun sandt, hvis $ E $ er konstant, men under reaktionen falder $ E $, indtil det er nul, så det skal ikke være som den integrerede $ \ int dn \ cdot E $? Hvorfor siger vi i stedet, at $ \ Delta G = -F \ int dn \ cdot E $?
Kommentarer
- Fordi $ \ Delta G $ eller rettere sagt $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ ikke henviser til Gibbs fri energiændring af systemet, da $ E $ langsomt falder til $ 0 $. Det ' refererer til hældningen på $ G $ når det er tegnet mod $ \ xi $, den såkaldte " reaktionsomfang ". I denne sammenhæng, når du overfører $ \ mathrm {d} n $ mol elektroner, er Gibbs frie energiforandring $ \ mathrm {d} G = -FE \, \ mathrm {d} n $. Mængden $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ er ikke relateret til $ \ int \ mathrm {d} G $, men er i stedet relateret til $ \ mathrm {d} G / \ mathrm {d} n $ (at ' er også hvorfor det har enheder på kJ / mol og ikke kJ).
- Da det er en gradient, er $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ kun defineret i en enkelt tilstand i et system og derfor en enkelt øjeblikkelig værdi på $ E $. Forklaringen på betydningen af $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ skal være i de fleste lærebøger for fysisk kemi, og der er også en god (men ret involveret) artikel om det: J. Chem. Uddannelse. 2014, 91, 386
- @orthocresol, undskyld det ' s uden for emnet, men kan jeg på en eller anden måde chatte med dig privat?
- Bogen Anslyn / Dougherty dækker også dette koncept ganske godt.