¿De qué hablamos cuando hablamos de energía libre de Gibbs?

Question

Antes de empezar, me estoy consciente de que esta pregunta puede ser más adecuado en el campo de la Química o de la Biología sitio, pero es mi creencia de que los físicos son más propensos a tener una comprensión clara de lo que significan algunos términos, así que por todos los medios mover la pregunta de si se siente como que va a conseguir una mejor respuesta en otro lugar.

Bien.

En Química aprendemos acerca de esta cosa que se llama la Energía Libre de Gibbs (que entiendo que es tomado de la Termodinámica). Es bastante sencillo. $\Delta G < 0$, y la reacción es espontánea. $\Delta G > 0$, y la reacción no es espontánea.

Otros términos en la ecuación de la Energía Libre de Gibbs son el total de la variación de entalpía, que yo interpreto como la cantidad de energía que el sistema toma en o de prensa, y también la temperatura y el cambio total en la entropía.

Observar en estos gráficos de un ambiguo de 'Energía' se trazan contra el progreso de la reacción:

http://upload.wikimedia.org/wikibooks/en/a/a6/Gibbs_free_energy.JPG

http://www.citruscollege.edu/lc/archive/biology/PublishingImages/c05_10.jpg

http://images.tutorvista.com/cms/images/101/exothermic-and-endothermic-reaction.png

La idea es la misma. Algunas reacciones en 'Energía' y la curva de los extremos superior donde se inició. Algunos reacción de liberación de 'Energía' y la curva de los extremos inferiores de lo que empezó. Todas las reacciones parecen exigir una "Energía de Activación", que impide que la reacción se produzca de forma espontánea.

Observe cómo el eje-Y tiene diferentes nombres, tales como Energía Libre de Gibbs, PE de moléculas, y PE. Es la Energía Libre de Gibbs de la misma o diferente de la PE? No estoy seguro de nada más. También, en una gráfica, el cambio en la Energía es retratado como $\Delta G$, por lo que una disminución implica buen parking, cerca, y aumentar implica nonspontaniety. Sin embargo, ambos requieren una energía de activación para continuar.

Una cosa más a tener en cuenta es el cambio en los términos. En un contexto de la Biología, los términos son Endergonic y Exergónicas. En Química, es Endotérmica y Exotérmica. ¿Por qué hay diferentes términos para la misma idea?

Yo le agradecería una explicación para ello, que se me ha estado molestando por un tiempo.

Answer 1

Yep, tomado de la termodinámica. Para un sistema que se ve limitada en virtud de presión fija, fija la composición y la temperatura fija, la energía libre de Gibbs es minimizado.

Tienes derecho a cuestionar el vínculo entre la energía libre de Gibbs y el potencial de la energía (o de la energía cinética o energía total ...). De hecho, sabemos que la energía libre de Gibbs se define por $$ G = E - ST + VP $$ donde $E$ es la energía total del sistema, por lo que obviamente hay una diferencia entre el consumo real de energía y la energía libre. Una reacción espontánea disminuye el $G$, pero incluso entonces, $E$ puede aumentar durante este proceso (exotérmicas proceso), siempre que el aumento en el $S$ y/o la disminución en el $V$ es suficiente para compensar.

La idea de la energía de activación no es estrictamente la termodinámica. Tiene que ver con la consideración de los estados intermedios, que son la mayoría definitivamente no está en equilibrio, sino que debe ser aprobado a través de ir de reactantes a productos. Los estados intermedios son desfavorables ya que son de alta energía, o de baja entropía, o de alto volumen. Energía de activación intenta expresar esto como un alto $G$ barrera, aunque es bueno tener en cuenta que la energía de activación no es realmente un concepto cuantitativo.