$ \ Delta G $ tilsvarer det maksimale arbeidet et system kan gjøre, og i redoksreaksjoner er det arbeidet som gjøres av elektroner. Ifølge fysikk er $ W = E \ cdot q $, men det er bare sant hvis $ E $ er konstant, men under reaksjonen reduseres $ E $ til det er null, så det må ikke være som den integrerte $ \ int dn \ cdot E $? Hvorfor sier vi i stedet at $ \ Delta G = -F \ int dn \ cdot E $?
Kommentarer
- Fordi $ \ Delta G $, eller rettere sagt $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $, ikke refererer til Gibbs gratis energibytte av systemet når $ E $ sakte reduseres til $ 0 $. Det ' refererer til skråningen på $ G $ når det er tegnet mot $ \ xi $, den såkalte " reaksjonsomfanget ". I denne sammenhengen, når du overfører $ \ mathrm {d} n $ mol elektroner, er Gibbs gratis energiendring $ \ mathrm {d} G = -FE \, \ mathrm {d} n $. Mengden $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ er ikke relatert til $ \ int \ mathrm {d} G $, men er i stedet relatert til $ \ mathrm {d} G / \ mathrm {d} n $ (at ' s også hvorfor den har enheter kJ / mol og ikke kJ).
- Siden det er en gradient, er $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ definert bare i en enkelt tilstand i et system, og derfor en enkelt øyeblikkelig verdi på $ E $. Forklaringen på betydningen av $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ bør være i de fleste lærebøker for fysisk kjemi, og det er også en god (men ganske involvert) artikkel om den: J. Chem. Educ. 2014, 91, 386
- @orthocresol, beklager det ' er utenfor emnet, men kan jeg på en eller annen måte chatte med deg privat?
- Anslyn / Dougherty-boken dekker også dette konseptet ganske bra.