$ \ Delta G $ is gelijk aan het maximale werk dat een systeem kan doen en in redoxreacties is het het werk van elektronen. Volgens de natuurkunde is $ W = E \ cdot q $; maar dat is alleen waar als $ E $ constant is, maar tijdens de reactie neemt $ E $ af tot het nul is, dus het mag niet hetzelfde zijn als de integraal $ \ int dn \ cdot E $? Waarom zeggen we in plaats daarvan dat $ \ Delta G = -F \ int dn \ cdot E $?
Reacties
- Omdat $ \ Delta G $, of beter gezegd $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $, niet verwijst naar de Gibbs-vrije energieverandering van het systeem als $ E $ langzaam afneemt tot $ 0 $. Het ' verwijst naar de helling van $ G $ wanneer geplot tegen $ \ xi $, de zogenaamde " mate van reactie ". In deze context, wanneer u $ \ mathrm {d} n $ mol elektronen overdraagt, is de Gibbs-vrije energieverandering $ \ mathrm {d} G = -FE \, \ mathrm {d} n $. De hoeveelheid $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ is niet gerelateerd aan $ \ int \ mathrm {d} G $, maar is in plaats daarvan gerelateerd aan $ \ mathrm {d} G / \ mathrm {d} n $ (dat ' s ook waarom het de eenheden kJ / mol heeft en niet kJ).
- Omdat het een verloop is, $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ alleen gedefinieerd in een enkele toestand van een systeem, en daarom een enkele momentane waarde van $ E $. De uitleg van de betekenis van $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ zou in de meeste handboeken over fysische chemie moeten staan, en er is ook een goed (maar redelijk ingewikkeld) artikel over: J. Chem. Educ. 2014, 91, 386
- @orthocresol, sorry ' s off-topic, maar kan ik op de een of andere manier privé met je chatten?
- Het Anslyn / Dougherty-boek behandelt dit concept ook vrij goed.