Potențiale termodinamice
Energie internă   
Entalpie   
Energie liberă   
Entalpie liberă   
modifică 

Entalpia liberă (sau energia liberă Gibbs, denumirea recomandată de IUPAC fiind Gibbs energy sau Gibbs function)[1] este o funcție de stare a unui sistem termodinamic. Entalpia liberă e legată de alte mărimi termodinamice fundamentale prin relația

unde este entalpia, temperatura, entropia, iar energia internă. Sistemul considerat are grade de libertate mecanice, sunt variabilele de poziție (lungimi, arii, volume, unghiuri), iar variabilele de forță (generalizate) conjugate.

Într-o transformare izotermă la variabile de forță constante, un sistem va atinge o stare finală de echilibru termodinamic corespunzătoare unui minim al entalpiei libere.[2]

Exprimată ca funcție de temperatură și de variabilele de forță, entalpia liberă este un potențial termodinamic.

IstoricModificare

Entalpia și energia liberă sunt concepte care înlocuiesc conceptul mai vechi de afinitate chimică.[necesită citare] Conceptul a fost introdus de Josiah Willard Gibbs în opera sa On the Equilibrium of Heterogeneous Substances.

Entalpia liberă a unui fluidModificare

Fie o cantitate de fluid, care poate fi un amestec de   componente de specii moleculare diferite. O stare de echilibru a acestui sistem este complet descrisă de variabilele temperatură   presiune   și cantitățile în care sunt prezente componentele sale  .[3] Entalpia liberă   este un potențial termodinamic. Diferențiala totală

 

furnizează ecuațiile de stare

 

Entalpia liberă de reacțieModificare

  la temperatură constantă
 
  Qr câtul de reacție care la echilibru chimic e egal cu constanta de echilibru K.
 
 

Termodinamica electrochimicăModificare

În expresia energiei libere Gibbs dG aplicată funcționării unei celule electrochimice apare tensiunea electromotoare a celulei sub forma unui produs cu cantitatea de electricitate generată sau absorbită de celula electrochimică:

 

NoteModificare

  1. ^ IUPAC Gold Book
  2. ^ Țițeica, p. 109; Fermi, p. 82.
  3. ^ Cantitățile   pot fi exprimate în unități de masă, de cantitate de substanță (număr de moli) sau chiar număr de molecule.

BibliografieModificare

  • Fermi, Enrico: Thermodynamics, Dover Publications, 1956, ISBN 978-0-486-60361-2. Google books,
  • Zoltán Gábos, Oliviu Gherman: Termodinamica și fizica statistică, Editura Didactică și Pedagogică, 1964, 1967
  • George C. Moisil: Termodinamica, Editura Academiei RSR, București, 1988,
  • I.G. Murgulescu, R. Vîlcu: Introducere în chimia fizică vol. III Termodinamică chimică, Editura Academiei RSR, București, 1982
  • Stoian Petrescu, Valeria Petrescu: Principiile termodinamicii - Evoluție, fundamentări, aplicații, Editura Tehnică, București, 1983
  • Ion M. Popescu: Fizica - Termodinamica, Editura Politehnica Press, București, 2002
  • Șerban Țițeica: Termodinamica, Editura Academiei Republicii Socialiste România, București, 1982.
  • V. Kirillin, V. Sîcev, A. Șeindlin: Termodinamica, Editura Științifică și Enciclopedică, 1985, (traducere din limba rusă)

Vezi șiModificare

Legături externeModificare