Поняття енергії Гіббса широко використовується в термодинаміці та хімії. Зв'язок з хімічним потенціалом

Використовуючи властивості екстенсивності термодинамічних потенціалів, математичним наслідком яких є співвідношення Гіббса-Дюгема, можна показати, що хімічний потенціал є відношенням енергії Гіббса до числа частинок в системі:

Якщо система складається з частинок декількох сортів i з числом N_i частинок кожного сорту, то співвідношення Гіббса-Дюгема приводять до виразу

Хімічний потенціал застосовується при аналізі систем зі змінним числом частинок, а також при вивченні фазових переходів. Так, виходячи з співвідношень Гіббса-Дюгема і з умов рівності хімічних потенціалів μ₁ = μ₂, що знаходяться в рівновазі один з одним, можна одержати рівняння Клапейрона-Клаузіуса, що визначає лінію співіснування двох фаз в координатах (p,T) за термодинамічні параметри (питомі об'єми) фаз і теплоту переходу між фазами

[Ред.]Енергія Гіббса і напрям ходу реакції

У хімічних процесах одночасно діють два протилежні фактори - ентропійний (TΔS) і ентальпійний (ΔH). Сумарний ефект цих протилежних факторів у процесах, що перебігають при постійному тиску і температурі, визначає зміна енергії Гіббса (G):

З цього виразу випливає, що  , тобто деяка кількість теплоти витрачається на збільшенні ентропії (TΔS), ця частина енергії втрачена для здійснення корисної роботи, її часто називають зв'язаною енергією. Інша частина теплоти (ΔG) може бути використана для здійснення роботи, тому енергію Гіббса часто називають також вільною енергією.

Характер зміни енергії Гіббса дозволяє судити про принципову можливість здійснення процесу. При ΔG < 0 процес може перебігати, при ΔG > 0 процес перебігати не може (іншими словами, якщо енергія Гіббса в початковому стані системи більше, ніж в кінцевому, то процес принципово може перебігати, якщо навпаки - то не може). Якщо ΔG = 0, то система перебуває в стані хімічної рівноваги.

Зверніть увагу, що мова йде виключно про принципову можливості перебігу реакції. У реальних же умовах реакція може не початися і при дотриманні нерівності ΔG < 0 (за кінетичними причинами).

Існує корисне співвідношення, що зв'язує зміну вільної енергії Гіббса   у ході хімічної реакції з її константою рівноваги  :

Швидкість хім реак

Інтенсивність проходження хімічних реакцій визначається швидкістю, тобто зміною концентрації реагента або продукту реакції за одиницю часу:

де С – молярна концентрація реагента, а t – час. Мінус перед правим членом обумовлений зниженням концентрації реагента в ході реакції. У виразі швидкості реакції за зміною концентрації продукту реакції мінус не ставиться. Отже, швидкість рекції завжди додатня.

Швидкість хімічної реакції залежить від:

• температури: у разі підвищення температури на кожні 10 °С швидкість реакції зростає у два-чотири рази (правило Вант-Гоффа), Для початку хімічної реакції реагенти повинні мати певний запас енергії. Ця енергія Е_аназивається енергією активації, тобто це енергія, яку повинні мати молекули, що зіштовхуються, щоб зіткнення привело до хімічного перетворення.

• природи реагентів,

• концентрації реагентів (Закон діючих мас),

• опромінення,

• присутності каталізатора

Порядок реації визначають сумою показників степені концентрації у виразі закону діючих мас. Отже, порядок і молекулярність реакції не завжди збігаються.

Зако́н ді́ючих мас (рос. закон действующих масс; англ. mass action law; нім. Massenwirkungsgesetz n) —

1) У хімічній термодинаміці: для реакції

де A_i — символи хімічних речовин, що беруть участь у реакції, ν_i — стехіометричні коефіцієнти, концентрації (активності) реагентів c_i у стані хімічної рівноваги задовольняють залежність

де K_c — константа хімічної рівноваги.

Наприклад, при хімічній реакції з вихідними реагентами A та B і продуктами реакції С та D, формула якої має вигляд

A + B = C + D,

закон діючих мас записується:

.

2) У хімічній кінетиці: швидкість елементарної гомогенної реакції, для якої молекулярність збігається з порядком, при сталій температурі є прямопропорційною добуткові концентрацій реактантів у степенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам речовин у рівнянні реакції:

,

де γ - коефіцієнт пропорційності.

Закон діючих мас встановили Като Максиміліан Гульдберґ і Петер Вааґе в 1860-1870 роках.

Енергія активації - характерний параметр процесів, зокрема хімічних реакцій, кінетика яких описується рівнянням Арреніуса.

,

де E_a - енергія активації, R - газова стала, T - температура, A - певний передекспоненційний множник, який слабо залежить від температури.

Енергія активації описує потенціальний бар'єр, який повинні подолати частинки для того, щоб реакція відбулася. При підвищенні температури, доля частинок із кінетичною енергією, достатньою для подолання бар'єру збільшується.

Енергія активації вимірюється зазвичай у кДж/моль або ккал/моль.

В фізиці закон Арреніуса частіше записують у вигляді

,

де k_B - стала Больцмана. При такому записі енергія активації записується в розрахунку на одну частинку і має розмірність енергії. Найчастіше її значення приводиться в електронвольтах.

Активаційний закон і енергію активації запровадив шведський вчений Сванте Арреніус в 1889 році.

Демонстрацію залежності швидкості гетерогенних реакцій проводять на прикладі взаємодіїк омпактного і порошкоподібного алюмінію з киснем повітря.

Алюмінієву пластину поміщують у полум'я на декілька хвилин. Видимі зміни не спостерігаються.

Потім над полум'ям розпилюють тонко подрібнений алюміній, так звана алюмінієва пудра.

Спостерігається яскраве горіння порошку алюмінію (дивись фото).