Die sleutelverskil tussen Gibbs vrye energie en standaard vrye energie is dat die Gibbs vrye energie afhang van die eksperimentele toestande, terwyl die standaard vrye energie die Gibbs vrye energie beskryf vir reaktante en produkte wat in hul standaard toestand is.
Die terme Gibbs vrye energie en standaard vrye energie is algemeen in fisiese chemie. Beide hierdie terme gee 'n byna soortgelyke idee met 'n effense verskil. Die enigste verskil tussen Gibbs vrye energie en standaard vrye energie is in hul eksperimentele toestande soos temperatuur en druk. Kom ons praat meer besonderhede oor hierdie terme.
Wat is Gibbs Free Energy?
Gibbs vrye energie is 'n termodinamiese hoeveelheid gelyk aan die entalpie (van 'n sisteem of proses) minus die produk van die entropie en die absolute temperatuur. Die simbool hiervoor is "G". dit kombineer die entalpie en entropie van 'n sisteem in 'n enkele waarde. Ons kan 'n verandering in hierdie energie as “∆G” aandui. Hierdie verandering kan die rigting van 'n chemiese reaksie by 'n konstante temperatuur en 'n konstante druk bepaal.
Verder, as die waarde van ∆G positief is, is dit 'n nie-spontane reaksie terwyl 'n negatiewe ∆G 'n spontane reaksie aandui. Die term Gibbs vrye energie is ontwikkel deur Josiah Willard Gibbs (1870). Die vergelyking vir hierdie hoeveelheid is soos volg:
Figuur 01: Vergelyking vir Gibbs vrye energie, waar G Gibbs vrye energie is, H is entalpie, T is absolute temperatuur, en S is entropie
Wat is Standaard Gratis Energie?
Standaard vrye energie is 'n termodinamiese hoeveelheid wat die Gibbs vrye energie by standaard eksperimentele toestande gee. Dit beteken, om die energie van 'n termodinamiese stelsel as die standaard vrye energie te noem, moet die reaktante en produkte van daardie stelsel by standaardtoestande wees. Meeste van die tye, volgens standaardtoestande, is van toepassing.
- Gasse: 1 atm gedeeltelike druk
- Suiwer vloeistowwe: 'n vloeistof onder die totale druk van 1 atm
- Solutes: 'n effektiewe konsentrasie van 1 M
- Vastestowwe: 'n suiwer vaste stof onder 1 atm-druk
Gewoonlik is die normale temperatuur vir 'n termodinamiese stelsel 298.15 K (of 25◦C) vir meeste van die praktiese doeleindes omdat ons die eksperimente by hierdie temperatuur doen. Maar die akkurate standaardtemperatuur is 273 K (0 ◦C).
Wat is die verskil tussen Gibbs Free Energy en Standard Free Energy?
Gibbs vrye energie is 'n termodinamiese hoeveelheid gelyk aan die entalpie (van 'n sisteem of proses) minus die produk van die entropie en die absolute temperatuur. Nog belangriker, ons bereken hierdie hoeveelheid vir die werklike temperatuur en druk van die eksperiment. Standaard vrye energie is 'n termodinamiese hoeveelheid wat die Gibbs vrye energie by standaard eksperimentele toestande gee. Dit is die belangrikste verskil tussen Gibbs vrye energie en standaard vrye energie. Alhoewel standaard vrye energie soortgelyk is aan die idee van Gibbs vrye energie, bereken ons dit slegs vir die termodinamiese stelsels met reaktante en produkte in hul standaardtoestand.
Opsomming – Gibbs Free Energy vs Standard Free Energy
Beide Gibbs vrye energie en standaard vrye energie beskryf byna soortgelyke idee in termodinamika. Die verskil tussen Gibbs vrye energie en standaard vrye energie is dat die Gibbs vrye energie afhang van die eksperimentele toestande terwyl die standaard vrye energie die Gibbs vrye energie beskryf vir reaktante en produkte wat in hul standaard toestand is.
