$ \ Delta G $ entspricht der maximalen Arbeit, die ein System leisten kann, und bei Redoxreaktionen ist es die Arbeit, die Elektronen leisten. Laut Physik ist $ W = E \ cdot q $; aber das ist nur wahr, wenn $ E $ konstant ist, aber während der Reaktion nimmt $ E $ ab, bis es Null ist, also muss es nicht wie das Integral $ \ int dn \ sein cdot E $? Warum sagen wir stattdessen $ \ Delta G = -F \ int dn \ cdot E $?
Kommentare
- Da sich $ \ Delta G $ oder genauer gesagt $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ nicht auf das bezieht Gibbs freie Energieänderung des Systems, wenn $ E $ langsam auf $ 0 $ abfällt. ' bezieht sich auf die Steigung von $ G $, wenn gegen $ \ xi $ aufgetragen wird, das sogenannte " Ausmaß der Reaktion ". Wenn Sie in diesem Zusammenhang $ \ mathrm {d} n $ Mol Elektronen übertragen, beträgt die Gibbs-freie Energieänderung $ \ mathrm {d} G = -FE \, \ mathrm {d} n $. Die Menge $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ bezieht sich nicht auf $ \ int \ mathrm {d} G $, sondern auf $ \ mathrm {d} G / \ mathrm {d} n $ (das ' s auch, warum es Einheiten von kJ / mol und nicht kJ) hat.
- Da es sich um einen Gradienten handelt, ist $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ definiert nur in einem einzelnen Zustand eines Systems und daher in einem einzelnen Momentanwert von $ E $. Die Erklärung der Bedeutung von $ \ Delta_ \ mathrm {r} G $ sollte in den meisten Lehrbüchern der physikalischen Chemie enthalten sein, und es gibt auch einen guten (aber ziemlich komplizierten) Artikel darüber: J. Chem. Educ. 2014, 91, 386
- @orthocresol, sorry ' ist nicht zum Thema gehörend, aber kann ich irgendwie privat mit Ihnen chatten?
- Das Anslyn / Dougherty-Buch behandelt dieses Konzept auch recht gut.