$ \ Delta G $ motsvarar det maximala arbetet som ett system kan göra och i redoxreaktioner är det det arbete som utförs av elektroner. Enligt fysik, $ W = E \ cdot q $; men det är bara sant om $ E $ är konstant, men under reaktionen minskar $ E $ tills det är noll, så det måste inte vara som den integrerade $ \ int dn \ cdot E $? Varför säger vi istället att $ \ Delta G = -F \ int dn \ cdot E $?
Kommentarer
- Eftersom $ \ Delta G $, eller rättare sagt $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $, inte hänvisar till Gibbs gratis energibyte i systemet när $ E $ sakta minskar till $ 0 $. Det ' refererar till lutningen på $ G $ när det plottas mot $ \ xi $, den så kallade " reaktionsomfattningen ". I detta sammanhang, när du överför $ \ mathrm {d} n $ mol elektroner, är Gibbs fria energiförändring $ \ mathrm {d} G = -FE \, \ mathrm {d} n $. Kvantiteten $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ är inte relaterad till $ \ int \ mathrm {d} G $, utan är istället relaterad till $ \ mathrm {d} G / \ mathrm {d} n $ (att ' är också varför den har enheter kJ / mol och inte kJ).
- Eftersom det är en gradient är $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ definieras endast i ett enda tillstånd i ett system, och därför ett enda momentant värde på $ E $. Förklaringen av betydelsen av $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ borde finnas i de flesta läroböcker för fysisk kemi, och det finns också en bra (men ganska inblandad) artikel om den: J. Chem. Educ. 2014, 91, 386
- @orthocresol, ledsen ' s utanför ämnet, men kan jag på något sätt chatta med dig privat?
- Anslyn / Dougherty-boken täcker också detta koncept ganska bra.