$ \ Delta G $ é igual ao trabalho máximo que um sistema pode fazer e nas reações redox é o trabalho realizado pelos elétrons. De acordo com a física, $ W = E \ cdot q $; mas isso “só é verdadeiro se $ E $ for constante, entretanto, durante a reação, $ E $ diminui até ser” zero, então não deve ser como a integral $ \ int dn \ cdot E $? Por que, em vez disso, dizemos que $ \ Delta G = -F \ int dn \ cdot E $?
Comentários
- Porque $ \ Delta G $, ou mais propriamente $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $, não está se referindo ao A mudança de energia livre de Gibbs do sistema conforme $ E $ diminui lentamente para $ 0 $. É ' se refere à inclinação de $ G $ quando plotada contra $ \ xi $, a chamada " extensão da reação ". Neste contexto, quando você transfere $ \ mathrm {d} n $ moles de elétrons, a variação da energia livre de Gibbs é $ \ mathrm {d} G = -FE \, \ mathrm {d} n $. A quantidade $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ não está relacionada a $ \ int \ mathrm {d} G $, mas sim a $ \ mathrm {d} G / \ mathrm {d} n $ (que ' s também por que tem unidades de kJ / mol e não kJ).
- Como é um gradiente, $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ é definido apenas em um único estado de um sistema e, portanto, um único valor instantâneo de $ E $. A explicação do significado de $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ deve estar na maioria dos livros de físico-química e também há um bom (mas bastante envolvente) artigo sobre isso: J. Chem. Educ. 2014, 91, 386
- @orthocresol, desculpe ' está fora do assunto, mas posso de alguma forma bater um papo com você em particular?
- O livro Anslyn / Dougherty também cobre esse conceito muito bem.