MolDraw › เครื่องมือเคมี › เครื่องคำนวณพลังงานอิสระกิบส์
เครื่องคำนวณพลังงานอิสระกิบส์ (ΔG = ΔH − TΔS)
สรุปสั้น ๆ: เครื่องคำนวณพลังงานอิสระกิบส์: แก้ ΔG = ΔH − TΔS เพื่อหา ΔG, ΔH, T หรือ ΔS หาอุณหภูมิจุดเปลี่ยน แปลงระหว่าง ΔG° กับ K และปรับ ΔG สำหรับภาวะที่ไม่ใช่ภาวะมาตรฐาน ใช้งานฟรี ทำงานในเว็บเบราว์เซอร์ และไม่ต้องดาวน์โหลด
ป้อนค่าใดก็ได้สามค่าจาก ΔG, ΔH, T และ ΔS เพื่อหาค่าที่สี่ ΔS เป็น J หรือ kJ ก็ได้ และ T เป็น °C หรือ K ผลลัพธ์แสดงว่ากระบวนการเกิดขึ้นเองหรือไม่ ตรงกับกรณีเครื่องหมายใดในสี่กรณี และอุณหภูมิจุดเปลี่ยน แท็บอื่นแปลง ΔG° เป็น K (แสดงเป็นสัญกรณ์วิทยาศาสตร์ แม้ค่าจะสูงมาก) และใช้ ΔG = ΔG° + RT ln Q
กรอกสามค่า และเว้นว่างค่าที่ต้องการหา
ΔG° = −RT ln K กรอก ΔG° หรือ K อย่างใดอย่างหนึ่ง
สูตรพลังงานอิสระกิบส์
ΔG = ΔH − TΔS อุณหภูมิจุดเปลี่ยน (ΔG = 0): T = ΔH / ΔS
ΔG° = −RT ln K = −2.303RT log K K = e^(−ΔG°/RT) ΔG = ΔG° + RT ln Q
R = 8.314 J mol⁻¹ K⁻¹ และ T เป็นเคลวิน ΔH และ ΔG มักเป็น kJ/mol ขณะที่ ΔS เป็น J/(mol·K) จึงต้องหาร ΔS ด้วย 1000 ก่อนนำมารวมกัน ΔG < 0 หมายถึงกระบวนการเกิดขึ้นเองที่อุณหภูมินั้น แต่ไม่ได้บอกว่าเกิดเร็วเพียงใด
การเกิดขึ้นเอง: สี่กรณีของเครื่องหมาย
| ΔH | ΔS | ΔG = ΔH − TΔS | เกิดขึ้นเองหรือไม่? | ตัวอย่าง |
|---|---|---|---|---|
| − (คายความร้อน) | + | เป็นลบเสมอ | ที่ทุกอุณหภูมิ | 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ |
| + (ดูดความร้อน) | − | เป็นบวกเสมอ | ไม่เกิด (ทิศย้อนกลับเกิดขึ้นเอง) | 3O₂ → 2O₃ |
| − | − | เป็นลบที่ T ต่ำ | ต่ำกว่า T = ΔH/ΔS | N₂ + 3H₂ → 2NH₃; น้ำเยือกแข็ง |
| + | + | เป็นลบที่ T สูง | สูงกว่า T = ΔH/ΔS | CaCO₃ → CaO + CO₂; น้ำแข็งหลอมเหลว |
ΔG° และ K ที่ 298.15 K
| ΔG° (kJ/mol) | K |
|---|---|
| −100 | 3.3 × 10¹⁷ |
| −50 | 5.8 × 10⁸ |
| −20 | 3.2 × 10³ |
| −10 | 56.5 |
| −5 | 7.52 |
| 0 | 1 |
| +5 | 0.133 |
| +10 | 0.0177 |
| +20 | 3.1 × 10⁻⁴ |
| +50 | 1.7 × 10⁻⁹ |
| +100 | 3.0 × 10⁻¹⁸ |
ที่ 25 °C ทุก ๆ 5.71 kJ/mol ของ ΔG° ทำให้ K เปลี่ยน 10 เท่า
ตัวอย่างโจทย์
กระบวนการฮาเบอร์ที่ 25 °C
N₂ + 3H₂ → 2NH₃: ΔH° = −92.2 kJ/mol, ΔS° = −198.7 J/(mol·K)
ΔG° = −92.2 − 298.15 × (−0.1987) = −92.2 + 59.2
ΔG° = −33.0 kJ/mol (เกิดขึ้นเอง)
การเกิด NH₃ จะไม่เกิดขึ้นเองเมื่ออุณหภูมิสูงกว่าเท่าใด?
ทั้ง ΔH และ ΔS เป็นลบ จึงเกิดขึ้นเองเฉพาะเมื่อต่ำกว่า T = ΔH/ΔS
T = −92 200 / −198.7
T = 464 K (191 °C)
การสลายตัวของหินปูน (แนว NEET)
CaCO₃ → CaO + CO₂: ΔH° = +178.3 kJ/mol, ΔS° = +160.5 J/(mol·K)
T = 178 300 / 160.5
เกิดขึ้นเองเมื่อสูงกว่า 1111 K (838 °C)
K จาก ΔG°
ΔG° = −33.0 kJ/mol ที่ 298.15 K
ln K = 33 000 / (8.314 × 298.15) = 13.31
K = 6.0 × 10⁵
ΔG° จาก Ka (แนว JEE)
กรดแอซีติก: Ka = 1.8 × 10⁻⁵ ที่ 25 °C
ΔG° = −8.314 × 298.15 × ln(1.8 × 10⁻⁵) = −2479 × (−10.93)
ΔG° = +27.1 kJ/mol
ภาวะที่ไม่ใช่ภาวะมาตรฐาน
ΔG° = −33.0 kJ/mol และ Q = 100 ที่ 298.15 K
ΔG = −33.0 + 8.314 × 298.15 × ln 100 / 1000 = −33.0 + 11.4
ΔG = −21.6 kJ/mol (ยังคงไปข้างหน้า)
หน่วยและข้อผิดพลาดที่พบบ่อย
- J กับ kJ ตาราง ΔS ใช้หน่วย J/(mol·K) แปลงเป็น kJ (÷1000) ก่อนใช้ ΔG = ΔH − TΔS ที่ ΔH เป็น kJ นี่คือข้อผิดพลาดที่พบบ่อยที่สุด
- ใช้เคลวินเท่านั้น 25 °C คือ 298.15 K การใช้ 25 แทน 298 ทำให้ TΔS เล็กเกินไปสิบสองเท่า
- ΔG กับ ΔG° ΔG° ใช้กับภาวะมาตรฐาน (1 bar, 1 M) แรงขับจริงภายใต้ภาวะอื่นคือ ΔG = ΔG° + RT ln Q
- เกิดขึ้นเองไม่ได้แปลว่าเกิดเร็ว การเปลี่ยนเพชรเป็นแกรไฟต์มี ΔG° < 0 แต่ช้ามาก อัตราการเกิดปฏิกิริยาขึ้นกับพลังงานก่อกัมมันต์
- ΔH และ ΔS เปลี่ยนเล็กน้อยตาม T T = ΔH/ΔS สมมติว่าทั้งสองคงที่ ซึ่งเป็นค่าประมาณที่ดีในช่วงอุณหภูมิปานกลาง
- ใช้ R ค่าเดียวกันทั้งสองที่ เมื่อ ΔG° เป็น J/mol ใช้ R = 8.314 J mol⁻¹ K⁻¹ สำหรับ kJ/mol ใช้ 0.008314
ต้องการวาดแผนภาพพลังงานหรือปฏิกิริยา? ร่างปฏิกิริยา กลไก และการจัดอุปกรณ์การทดลองใน MolDraw ตัวแก้ไขโครงสร้างเคมีออนไลน์ฟรี
เปิดตัวแก้ไข MolDrawคำถามที่พบบ่อย
จะคำนวณพลังงานอิสระกิบส์ได้อย่างไร?
ใช้ ΔG = ΔH − TΔS โดย T เป็นเคลวิน และแปลง ΔS เป็น kJ/(mol·K) สำหรับกระบวนการฮาเบอร์ที่ 298.15 K: ΔG° = −92.2 − 298.15 × (−0.1987) = −33.0 kJ/mol
ΔG เป็นลบหมายความว่าอย่างไร?
กระบวนการเกิดขึ้นเองได้ (เป็นไปได้ทางอุณหพลศาสตร์) ในทิศไปข้างหน้าภายใต้ภาวะนั้น ΔG เป็นบวกหมายถึงทิศย้อนกลับเป็นไปได้ ΔG = 0 หมายถึงสมดุล
จะหาอุณหภูมิที่ปฏิกิริยาเริ่มเกิดขึ้นเองได้อย่างไร?
ตั้ง ΔG = 0: T = ΔH/ΔS จุดเปลี่ยนนี้มีอยู่เฉพาะเมื่อ ΔH และ ΔS มีเครื่องหมายเดียวกัน สำหรับการสลายตัวของ CaCO₃, T = 178 300 / 160.5 = 1111 K
ΔG° กับค่าคงที่สมดุลสัมพันธ์กันอย่างไร?
ΔG° = −RT ln K ΔG° ที่เป็นลบให้ K มากกว่า 1 (เอียงไปทางผลิตภัณฑ์) ΔG° ที่เป็นบวกให้ K น้อยกว่า 1 ที่ 25 °C ทุก ๆ 5.71 kJ/mol ทำให้ K เปลี่ยนสิบเท่า
ΔG กับ ΔG° ต่างกันอย่างไร?
ΔG° คือการเปลี่ยนแปลงพลังงานอิสระเมื่อทุกสารอยู่ในภาวะมาตรฐาน ΔG ใช้กับของผสมจริง: ΔG = ΔG° + RT ln Q เมื่อปฏิกิริยาดำเนินไป Q จะเข้าใกล้ K และ ΔG จะเข้าใกล้ศูนย์
ทำไมต้องหาร ΔS ด้วย 1000?
เอนโทรปีมักแสดงในตารางเป็น J/(mol·K) ขณะที่เอนทาลปีเป็น kJ/mol การหาร ΔS ด้วย 1000 ทำให้ทั้งสองพจน์เป็น kJ/mol จึงลบกันได้
เครื่องมือเคมีที่เกี่ยวข้อง
อัปเดตล่าสุด: