MolDraw › Kimya araçları › Gibbs Serbest Enerjisi Hesaplayıcı
Gibbs Serbest Enerjisi Hesaplayıcı (ΔG = ΔH − TΔS)
Kısaca: Gibbs serbest enerjisi hesaplayıcı: ΔG = ΔH − TΔS denklemini ΔG, ΔH, T veya ΔS için çözün, geçiş sıcaklığını bulun, ΔG° ile K arasında dönüşüm yapın ve ΔG’yi standart olmayan koşullar için düzeltin. Ücretsizdir, web tarayıcınızda çalışır ve indirme gerektirmez.
Dördüncüsünü bulmak için ΔG, ΔH, T ve ΔS’den herhangi üçünü girin. ΔS J veya kJ, T ise °C veya K cinsinden olabilir. Sonuç, sürecin istemli olup olmadığını, dört işaret durumundan hangisinin geçerli olduğunu ve geçiş sıcaklığını gösterir. Diğer sekmeler ΔG°'yi K’ye dönüştürür (çok büyük değerler için bile bilimsel gösterimle) ve ΔG = ΔG° + RT ln Q’yu uygular.
Üç değeri doldurun ve bulmak istediğinizi boş bırakın.
ΔG° = −RT ln K. ΔG° ya da K’den birini doldurun.
Gibbs serbest enerjisi formülleri
ΔG = ΔH − TΔS geçiş sıcaklığı (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 ve T kelvin cinsindendir. ΔH ve ΔG genellikle kJ/mol, ΔS ise J/(mol·K) cinsindendir; bu yüzden birleştirmeden önce ΔS’yi 1000’e bölün. ΔG < 0, sürecin o sıcaklıkta istemli olduğu anlamına gelir. Ne kadar hızlı ilerlediği hakkında hiçbir şey söylemez.
İstemlilik: dört işaret durumu
| ΔH | ΔS | ΔG = ΔH − TΔS | İstemli mi? | Örnek |
|---|---|---|---|---|
| − (ekzotermik) | + | Her zaman negatif | Tüm sıcaklıklarda | 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂ |
| + (endotermik) | − | Her zaman pozitif | Hiçbir zaman (ters yön istemli) | 3O₂ → 2O₃ |
| − | − | Düşük T’de negatif | T = ΔH/ΔS’nin altında | N₂ + 3H₂ → 2NH₃; suyun donması |
| + | + | Yüksek T’de negatif | T = ΔH/ΔS’nin üzerinde | CaCO₃ → CaO + CO₂; buzun erimesi |
298,15 K’de ΔG° ve 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 |
25 °C’de ΔG°'nin her 5,71 kJ/mol’ü K’yi 10 kat değiştirir.
Çözümlü örnekler
25 °C’de Haber süreci
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 (istemli)
NH₃ oluşumu hangi sıcaklığın üzerinde istemsizdir?
ΔH ve ΔS’nin ikisi de negatiftir; bu yüzden yalnızca T = ΔH/ΔS’nin altında istemlidir.
T = −92 200 / −198,7
T = 464 K (191 °C)
Kireç taşının ayrışması (NEET tarzı)
CaCO₃ → CaO + CO₂: ΔH° = +178,3 kJ/mol, ΔS° = +160,5 J/(mol·K).
T = 178 300 / 160,5
1111 K (838 °C) üzerinde istemli
ΔG°'den K
298,15 K’de ΔG° = −33,0 kJ/mol.
ln K = 33 000 / (8,314 × 298,15) = 13,31
K = 6,0 × 10⁵
Ka’dan ΔG° (JEE tarzı)
Asetik asit: 25 °C’de Ka = 1,8 × 10⁻⁵.
ΔG° = −8,314 × 298,15 × ln(1,8 × 10⁻⁵) = −2479 × (−10,93)
ΔG° = +27,1 kJ/mol
Standart olmayan koşullar
298,15 K’de ΔG° = −33,0 kJ/mol ve Q = 100.
ΔG = −33,0 + 8,314 × 298,15 × ln 100 / 1000 = −33,0 + 11,4
ΔG = −21,6 kJ/mol (hâlâ ileri yönde)
Birimler ve sık yapılan hatalar
- J ve kJ. ΔS tabloları J/(mol·K) cinsindendir. ΔH kJ cinsindeyken ΔG = ΔH − TΔS’yi kullanmadan önce kJ’ye çevirin (÷1000). Bu en yaygın hatadır.
- Yalnızca kelvin. 25 °C, 298,15 K’dir. 298 yerine 25 kullanmak TΔS’yi on iki kat küçük yapar.
- ΔG ve ΔG°. ΔG° standart hâller (1 bar, 1 M) içindir. Diğer koşullardaki gerçek itici güç ΔG = ΔG° + RT ln Q’dur.
- İstemli, hızlı demek değildir. Elmasın grafite dönüşmesinin ΔG°'si < 0’dır, ancak son derece yavaştır. Hız, aktivasyon enerjisine bağlıdır.
- ΔH ve ΔS sıcaklıkla biraz değişir. T = ΔH/ΔS bunların sabit olduğunu varsayar; bu, orta aralıklarda iyi bir yaklaşımdır.
- Her iki yerde de aynı R’yi kullanın. ΔG° J/mol cinsindeyse R = 8,314 J mol⁻¹ K⁻¹; kJ/mol için 0,008314 kullanın.
Enerji diyagramları veya tepkimeler mi çiziyorsunuz? Ücretsiz çevrimiçi kimyasal yapı editörü MolDraw’da tepkimeleri, mekanizmaları ve laboratuvar düzeneklerini çizin.
MolDraw editörünü açSık sorulan sorular
Gibbs serbest enerjisi nasıl hesaplanır?
T kelvin cinsinden ve ΔS kJ/(mol·K)'ye çevrilmiş olarak ΔG = ΔH − TΔS denklemini kullanın. 298,15 K’de Haber süreci için: ΔG° = −92,2 − 298,15 × (−0,1987) = −33,0 kJ/mol.
Negatif ΔG ne anlama gelir?
Süreç bu koşullarda ileri yönde istemlidir (termodinamik olarak elverişlidir). Pozitif ΔG ters yönün elverişli olduğu anlamına gelir. ΔG = 0 dengeyi gösterir.
Bir tepkimenin istemli hâle geldiği sıcaklığı nasıl bulurum?
ΔG = 0 alın: T = ΔH/ΔS. Bu geçiş yalnızca ΔH ve ΔS aynı işaretliyse vardır. CaCO₃’ün ayrışması için T = 178 300 / 160,5 = 1111 K.
ΔG° ile denge sabiti arasında nasıl bir ilişki vardır?
ΔG° = −RT ln K. Negatif ΔG°, 1’den büyük K verir (ürünler lehine); pozitif ΔG°, 1’den küçük K verir. 25 °C’de her 5,71 kJ/mol K’yi on kat değiştirir.
ΔG ile ΔG° arasındaki fark nedir?
ΔG°, her şeyin standart hâlinde olduğu serbest enerji değişimidir. ΔG ise gerçek karışım için geçerlidir: ΔG = ΔG° + RT ln Q. Tepkime ilerledikçe Q, K’ye ve ΔG sıfıra yaklaşır.
ΔS’yi neden 1000’e bölmem gerekiyor?
Entropi genellikle J/(mol·K), entalpi ise kJ/mol cinsinden tablolanır. ΔS’yi 1000’e bölmek her iki terimi kJ/mol’e getirir, böylece çıkarılabilirler.
İlgili kimya araçları
Son güncelleme: