Het belangrijkste verschil tussen Gibbs vrije energie en standaard vrije energie is dat de Gibbs vrije energie afhangt van de experimentele omstandigheden, terwijl de standaard vrije energie de Gibbs vrije energie beschrijft voor reactanten en producten die zich in hun standaard staat bevinden.
De termen Gibbs vrije energie en standaard vrije energie komen veel voor in de fysische chemie. Beide termen geven een bijna vergelijkbaar idee met een klein verschil. Het enige verschil tussen Gibbs vrije energie en standaard vrije energie zit in hun experimentele omstandigheden zoals temperatuur en druk. Laten we meer details over deze voorwaarden bespreken.
Wat is Gibbs Free Energy?
Gibbs vrije energie is een thermodynamische grootheid gelijk aan de enthalpie (van een systeem of proces) minus het product van de entropie en de absolute temperatuur. Het symbool hiervoor is "G". het combineert de enthalpie en entropie van een systeem in een enkele waarde. We kunnen een verandering in deze energie aanduiden als "∆G". Deze verandering kan de richting van een chemische reactie bepalen bij een constante temperatuur en een constante druk.
Bovendien, als de waarde van ∆G positief is, is het een niet-spontane reactie, terwijl een negatieve ∆G een spontane reactie aangeeft. De term Gibbs vrije energie is ontwikkeld door Josiah Willard Gibbs (1870). De vergelijking voor deze hoeveelheid is als volgt:
Figuur 01: Vergelijking voor Gibbs vrije energie, waarbij G Gibbs vrije energie is, H enthalpie, T absolute temperatuur is en S entropie
Wat is standaard gratis energie?
Standaard vrije energie is een thermodynamische grootheid die de Gibbs vrije energie geeft onder standaard experimentele omstandigheden. Dit betekent dat, om de energie van een thermodynamisch systeem als de standaard vrije energie te noemen, de reactanten en producten van dat systeem onder standaardomstandigheden moeten zijn. Meestal zijn de volgende standaardstatussen van toepassing.
- Gassen: 1 atm partiële druk
- Pure vloeistoffen: een vloeistof onder de totale druk van 1 atm
- Opgeloste stoffen: een effectieve concentratie van 1 M
- Vaste stoffen: een zuivere vaste stof onder 1 atm druk
Meestal is de normale temperatuur voor een thermodynamisch systeem 298,15 K (of 25◦C) voor de meeste praktische doeleinden, omdat we de experimenten bij deze temperatuur doen. Maar de nauwkeurige standaardtemperatuur is 273 K (0 C).
Wat is het verschil tussen Gibbs Free Energy en Standard Free Energy?
Gibbs vrije energie is een thermodynamische grootheid gelijk aan de enthalpie (van een systeem of proces) minus het product van de entropie en de absolute temperatuur. Belangrijker is dat we deze hoeveelheid berekenen voor de werkelijke temperatuur en druk van het experiment. Standaard vrije energie is een thermodynamische grootheid die de Gibbs vrije energie geeft bij standaard experimentele omstandigheden. Dit is het belangrijkste verschil tussen Gibbs gratis energie en standaard gratis energie. Hoewel standaard vrije energie vergelijkbaar is met het idee van Gibbs vrije energie, berekenen we het alleen voor de thermodynamische systemen met reactanten en producten in hun standaardtoestand.
Samenvatting – Gibbs gratis energie versus standaard gratis energie
Zowel Gibbs vrije energie als standaard vrije energie beschrijven bijna hetzelfde idee in de thermodynamica. Het verschil tussen Gibbs vrije energie en standaard vrije energie is dat de Gibbs vrije energie afhangt van de experimentele omstandigheden, terwijl de standaard vrije energie de Gibbs vrije energie beschrijft voor reactanten en producten die zich in hun standaard staat bevinden.
