$ \ Delta G $ es igual al trabajo máximo que puede hacer un sistema y en las reacciones redox es el trabajo realizado por los electrones. Según la física, $ W = E \ cdot q $; pero eso es cierto sólo si $ E $ es constante, sin embargo, durante la reacción, $ E $ disminuye hasta llegar a cero, por lo que no debe ser como la integral $ \ int dn \ cdot E $? ¿Por qué en cambio decimos que $ \ Delta G = -F \ int dn \ cdot E $?
Comentarios
- Porque $ \ Delta G $, o más propiamente hablando $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $, no se refiere a El cambio de energía libre de Gibbs del sistema a medida que $ E $ disminuye lentamente a $ 0 $. Se ' se refiere a la pendiente de $ G $ cuando se traza contra $ \ xi $, el llamado " grado de reacción ". En este contexto, cuando transfieres $ \ mathrm {d} n $ moles de electrones, el cambio de energía libre de Gibbs es $ \ mathrm {d} G = -FE \, \ mathrm {d} n $. La cantidad $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ no está relacionada con $ \ int \ mathrm {d} G $, sino que está relacionada con $ \ mathrm {d} G / \ mathrm {d} n $ (que ' s también por qué tiene unidades de kJ / mol y no kJ).
- Dado que es un gradiente, $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ es definido solo en un solo estado de un sistema y, por lo tanto, un solo valor instantáneo de $ E $. La explicación del significado de $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ debería estar en la mayoría de los libros de texto de química física, y también hay un artículo bueno (pero bastante complicado) al respecto: J. Chem. Educ. 2014, 91, 386
- @orthocresol, lo siento ' está fuera de tema, pero ¿puedo de alguna manera charlar contigo en privado?
- El libro de Anslyn / Dougherty también cubre este concepto bastante bien.