1樓:秋玲志浩雨
δg=δh-tδs δg叫做吉布斯自由能變 吉布斯自由能變化作恆溫、恆壓程自發與平衡專
判據. 吉布斯自由屬能改變數.表明狀態函式g體系所具等溫等壓做非體積功能力.反應程g減少量體系做非體積功限度.限度逆途徑實現.反應進行向式判據.
吉布斯自由能判斷自發反應方向的依據是什麼?
2樓:happy去病
自由能△g=△h-△s×t,△h為焓變,△s為熵變。當自由能小於0,反應能夠自發;自由能大於0,反應不能自發。可以看出,焓減、熵增有利於反應自發。
以下為具體介紹
1、判斷反應是否自發進行最基本的判據是勢判據,即自發反應永遠是朝著勢降低的方向進行。
2、等溫等壓,且不作非體積功的反應只有化學勢這一項,化學勢就是偏摩爾吉布斯函式,所以有通常說的吉布斯變小於0,反應就能自發。
3、如果一個系統中有非體積功,比如有電功,這就涉及了兩種勢,一種化學勢,一種電勢,如果反應自發必須是化學勢與電勢的總和是降低的。這就會出現一種情況,比如化學勢升高,電勢減小,而且電勢減小的多過化學勢升高的,這樣化學勢與電勢的總和還是降低的,這個反應還是自發進行,但光用吉布斯函式變判斷就會出現錯誤。
4、討論一個變化是否自發一定要先確定這個變化是否涉及電功等其他非體積功,如果涉及,就不能用吉布斯函式變來判斷,因為通常的吉布斯函式變只代表化學位,必須要加上電位等,作為總和判斷。判據使用必須滿足限制條件,系統改變,條件有別,原來的判據就不適用了。
3樓:小色女的人生觀
(qf表示反應系統的逸度商,kθf為系統的熱力學平衡常數)。通過比較qf和kθf數值的相對大小,即可獲得δrgm< 0、δrgm= 0或δrgm> 0的結果,並可以此判斷化學變化的方向。
在理想氣體混合物系統中,由於qf= qp,kθf= kθp,化學反應等溫式可表示為:
若kθp> qp,則δrgm< 0,表示正向反應自發進行;
什麼是晗,熵,吉布斯自由能
4樓:匿名使用者
這是化學熱力bai
學的內容,簡du單介紹zhi
一下。焓的符號是h,數學定義為daoh=u+pv,其中u是體系的內能,p是壓強版,v是體積,反應前後焓的差值稱為焓變,△h。體系在恆壓條件下發生化學反應,只做體積功,那麼,焓變就等於這個反應的反應熱。
焓是一個狀態函式,只與體系反應的始態和終態有關,與反應過程無關。
熵的符號是s,是體系混亂度的表徵。這是一種定性的解釋,例如在一個食鹽與水共存的體系中,食鹽剛放入水中尚未完全溶解時,與食鹽完全溶解後,就體系粒子的混亂程度來說,後者比前者大。嚴格的解釋就是,權體系的微觀狀態數目用ω表示,s是ω的函式,波爾茲曼用統計熱力學方法證明s和ω的函式關係滿足s=k lnω,k是波爾茲曼常數。
熵也是一個狀態函式,反應前後的熵的差值稱為熵變,△s。
吉布斯自由能可以用來判斷化學反應進行的方向。吉布斯自由能符號g,g=h-ts,t是熱力學溫度。吉布斯自由能變化△g=△h-t△s,可以根據△g的大小判斷化學反應能否自發進行。
△g>0,反應不能自發進行;△g=0,反應處於平衡狀態;△g<0,反應能自發進行。
怎麼把吉布斯自由能作為反應方向的判據
5樓:
自由能△g=△h-△s×t,△h為焓變,△s為熵變。
當自由能小於0,反應能夠自發;自由能大於0,反應不能自發。可以看出,焓減、熵增有利於反應自發。 以下為具體介紹 1、判斷反應是否自發進行最基本的判據是勢判據,即自發反應永遠是朝著勢降低的方向進行。
無機化學問題,△g和△rgmθ的具體區別。還有怎麼判斷吉布斯自由能與反應自發性,它能不能反應自發?
6樓:mk_馬克
前者是吉布斯自由能變,通常指反應的;後者是標準生成吉布斯自由能,通常指一種化合物在標準狀態下通過化合反應生成的吉布斯自由能,定義不一樣。
在反應中,δg<0,則反應自發進行;δg>0,反應不自發進行
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copyg h t s g就是吉布斯自由能bai,h是焓變,t是溫du度,s是熵變 熵就是混亂zhi度,混亂度增大dao 熵變大於0 混亂度減小,熵變小於0 混亂度就是一個體系的混亂程度,比如氣體混亂度大於液體大於固體具體你可以看百科,但裡面講得太玄了。高中主要通過吉布斯自由能的公式來判斷反應是否可...
求a,b的值，設函式g x 的導數g x f x 2,求g x 的極值點
1 f x 3x 2 2ax b 因此有f 1 3 2a b 0 f 1 3 2a b 0 兩式相減得 4a 0,得a 0 兩式相加得 6 2b 0,得 b 3 2 f x x 3 3x g x x 3 3x 2 x 3 x 2x 2 x x 1 x 1 2 x 1 x 1 x 2 x 2 x 1 ...