Diskussion:Gibbs-Energie

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Auszug aus meinem selbst-verfassten Praktikumsmanuskript "Enzymkinetik und -mechanismus" (JBO 2003)(nicht signierter Beitrag von Juergen Bode (Diskussion | Beiträge) 16:28, 9. Dezember 2003)

Spontan vs freiwillig

Ich habe eigentlich nur eine Korrektur anzubringen und zwar in folgendem Satz:

ΔG < 0: exergone Reaktion, die unter den gegebenen Bedingungen (Konzentrationen) SPONTAN abläuft

Hier sollte es heissen ...(Konzentrationen) FREIWILLIG abläuft

Ein spontaner Prozess ist einer, der von selbst, ohne Reaktivierungsenergie abläuft, ein freiwilliger ist einer, der nach der Hinzugabe von Reaktivierungsenergie von alleine abläuft. Dies ist ein kleiner, aber meiner Meinung nach, sehr wichtiger Unterschied. (nicht signierter Beitrag von 130.60.202.50 (Diskussion) 11:20, 15. März 2005 (CET))

Da stimme ich zu. Ich habe das mal geändert. Ich denke hier wurde vielleicht von "Exergone und endergone Reaktion" abgeschrieben. --Nescius 00:19, 12. Aug. 2010 (CEST)

Ob die Aktivierungsenergie das treffende Kriterium ist, zwischen Spontaneität und Freiwilligkeit zu scheiden? Nach dem oben ver-fassten Passus könnte ja ein spontaner Prozess nie ein freiwilliger sein.

Offenbar betreffen derartig getroffene Unterscheidungen aber eher die Reaktionskinetik. Jedoch ist für eine Reaktion ihre Reaktionsenthalpie auch bei verschiedenen Beträgen der Aktivierungsenergie die gleiche. Die Begriffe exergon und endergon beziehen sich auf die Änderung der freien Reaktionsenthalpie. Und ob diese < 0 beziehungsweise > 0 ist, gibt die thermodynamische Potentialdifferenz an. ΔG sagt also allein aus, in welche Richtung eine Umsetzung „thermodynamisch begünstigt“ ist, falls sich nicht ein chemisches Gleichgewicht eingestellt hat (ΔG = 0). Und zwar für Hin- und Rückreaktion – die beide auch dann noch „spontan“ und/oder „freiwillig“ ablaufen mögen. Darüber aber machen ΔG wie Δ_RG keine Aussage. --nanu _*diskuss 11:55, 10. Mär. 2017 (CET)

Hallo

Hallo, wie ist die Freie Enthalpie denn überhaupt definiert? Ich kenne aus Thermodynamik (Physik) sowas wie G = E - TS + pV bzw. dG = -SdT + Vdp + mu dN , die Freie Enthalpie ist dort das thermodynamische Potential mit den unabhängingen Zustandsvariablen (T, p, N). Spielt auch eine Rolle bei Phasenübergängen, mit dem chem. Potential mu = dG/dN, Gibbs-Duhem: G = mu N. HAbe noch eine Prüfung, dann vielleicht etwas Zeit für Ergänzungen. Sonst schöner Beitrag, etwas sehr aus der Sicht eines Chemikers vielleicht, aber so ist das ja bei eigentlich immer, auch bei mir ;-). [moino] 82.139.197.235 22:40, 9. Dez 2003 (CET)

Ich muss dem ersten Kommentar zustimmen. Dieser Artikel liefert eine sehr spezielle Definition der Gibbs freien Enthalpie. Warum nicht erst die allgemeine Definition und dann die spezielle Annwendung?

--Proxima 20:03, 28. Jul 2004 (CEST)

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Hallo Experten, wäre es möglich eventuell eine Erklärung für Blöde anzuhängen, die etwas plastischer in das Thema einführt? Gibt es vielleicht Analogien, die es verständlicher machen? (Bienchen,Blümchen)

Eine solche Analogie würde mir jetzt nicht einfallen, aber vereinfacht ausgedrückt gibt die Änderung der Gibbs-Energie in der Chemie an wie viel Energie bei einer Reaktion freigesetzt/aufgenommen wird. Diese wird in Form von Enthalpie (Wärme) und Entropie (Unordnung) freigesetzt/aufgenommen. --Nescius 00:19, 12. Aug. 2010 (CEST)

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Vielen Dank Handelt es sich um $G^{0}$ oder $G^{o}$? -- WikiWichtel fristu 21:07, 20. Jan 2004 (CET)

Ganz klar: "G-null" - im Wortlaut. Hier ist wohl das "Grad-Zeichen" G° zu vermeiden?? $G^{0}$" sieht ungewohnt aus. Danke für den Einsatz! Juergen Bode

+3 Es ist Eine hochgestellte Null. An so etwas sollte man sich halten. Geezer^{nil nisi bene} 09:53, 18. Aug. 2010 (CEST)

Um einen drauf zu setzten: Ich glaube, dass $G^{\circ }$ hier korrekt ist (also das \circ - Symbol). Es handelt sich bei dieser Null immer um das Symbol für Standardbedingungen. Oft zu finden ist auch ein waagerecht oder leicht schräg durchgestrichener Kreis, der sich aber mit Tex leider nicht darstellen lässt. (z.B. Atkins: Physikalische Chemie) --Lode 11:36, 18. Jul 2004 (CEST)

Glaube bringt uns hier nicht weiter. Geezer^{nil nisi bene} 09:53, 18. Aug. 2010 (CEST)

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Mit der Tabelle bin ich ueberhaupt nicht einverstanden. 1. hat jeder ein Taschenrechner zu Hause und kann die paar Werte selbst eintippen. 2. ist die sehr schlecht gesetzt, sie verengt nach unten hin alles weitere in die eine Spalte. -> Zumindest besser setzten. --Proxima 15:12, 8. Okt 2004 (CEST)

Mal ehrlich: Der Artikel ist sowieso völlig chaotisch und nicht sauber und vor allem nicht klar formuliert. Hier gibt es viel zu tun! (aber ich bin zu faul...) --Lode 12:32, 9. Okt 2004 (CEST)

Aus meinen Empfehlungen werde ich diesen Artikel nach den zahlreichen, sicher gut gemeinten "Verbesserungen" nun streichen. Hier stimmt nichts mehr, nicht einmal die Größe der Formelzeichen ist noch einheitlich. Macht weiter so und ich kündige! Juergen Bode 20:09, 12. Okt 2004 (CEST)

werde konkreter oder lass es bleiben. Ich sehe nur, dass deine Versionen, die du monatelang abgesegnet hast genau denselben Fehler hatte: kaum eine der Formeln war im Mathemodus. Zudem hat bis vor kurzem eine Definition voellig gefehlt. Bitte, tu dir keinen Zwang an und nehme ihn aus deiner "Empfehlunsliste". Einen solchen Kommentar hier hinzuknallen finde ich ein starkes Stueck. --Proxima 20:54, 12. Okt 2004 (CEST)

kurz und völlig ohne Ahnung eingemischt - die Diskussion hier gibt nicht viel konstruktives her, deshalb könnte die Kritik ruhig etwas konstruktiver sein - es sei denn, ihr habt das schon an anderem Orte ausdiskutiert! Bitte immer daran denken: es geht um die Sache - deshalb bitte Kritik auch möglichst neutral formulieren - im schriftlichen gerät diese gerne in "den falschen Hals". Gruß -- Schusch 02:15, 13. Okt 2004 (CEST)

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ΔG > 0

Guten Tag,

ich denke der Punkt

ΔG>0: endergone Reaktion, deren Ablauf in der angegebenen Richtung Energiezufuhr erfordern würde.

ist falsch formuliert. Bei ΔG > 0 größer Null (und damit den gegebenen Konzentrationen) wird die Reaktion NICHT in die angegebene Richtung ablaufen. Über Energiezufuhr und -Abfuhr macht hingegen Enthalpie eine Aussage.

Will man eine Reaktion mit ΔG>0 dennoch ablaufen lassen, muss man die Reaktionsbedingungen, also Temperatur oder die Aktivitäten/Konzentrationen soweit verändern, dass ΔG<0 ist.

-- 83.171.187.246 11:45, 5. Mär. 2012 (CET)

Maßeinheit?

Hallo allerseits, irgendwas stimmt da nicht: Zunächst steht in dem Artikel, dass die Maßeinheit der Gibbs-Energie Joule sei, dann aber kommt folgendes:

Für die Änderung der Gibbs-Energie gilt nun:

$\Delta G=\Delta G^{\circ }+RT\cdot \ln \prod _{i}a_{i}^{\nu _{i}}$

Darin ist

• $a$ die Aktivität des entsprechenden Reaktanten,
• $R$ die universelle Gaskonstante = 8,314472(15) J mol^-1 K^-1
• $T$ die absolute Temperatur in K (Kelvin)

$RT$ aber liefert als Maßeinheit erstmal nur Joule/mol, und da der Logarithmus selber keine Maßeinheit hat, bliebe es für den rechten Ausdruck bei diesem Joule/mol.

Und wenn es dann um die Gibbs-Energie bei elektrochemischen Vorgängen geht, finde ich bei Elektrochemische Spannungsreihe#Anwendungen etwas Ähnliches, nämlich:

$\Delta G^{\circ }=-z\,F\,\Delta E^{\circ }$

berechnet werden kann. Darin sind $z$ die Zahl der ausgetauschten Elektronen, $F$ = 96.485 C mol⁻¹ die Faraday-Konstante und ΔE° die Differenz der Standardpotentiale $(\Delta E^{\circ }=E_{red}^{\circ }-E_{ox}^{\circ })$

$F\,\Delta E^{\circ }$ aber liefert mir als Maßeinheit Coulomb * Volt / mol, also wieder Wattsekunde / mol bzw. Joule / mol. Was stimmt da (nicht)? --Qniemiec (Diskussion) 12:45, 14. Nov. 2012 (CET)

Was den ersten Punkt angeht: Die Gibbs-Energie wird häufig auf die Stoffmenge bezogen angegeben (intensiv bzw. molar). Wahrscheinlich sollte man statt R die Boltzmann-Konstante nehmen, dann sind es Joule und es ist konsistent und maximal korrekt. Auf der anderen Seite wird in praktisch allen mir bekannten Anwendungsfällen mit molaren Größen gearbeitet, und die Faraday-Konstante wird ja auch auf die Stoffmenge bezogen. Im Grunde kann man es nicht wirklich komplett richtig machen. Dazu kommt, dass hier auch Delta G's angegeben sind. Streng genommen sind das $\Delta _{r}G$'s, also Gibbs-Reaktionsenergien, und die sind nach IUPAC-Defintion immer auf die Stoffmenge bezogen.--Zivilverteidigung (Diskussion) 16:38, 14. Nov. 2012 (CET)

Auch ich kenne J/mol als Maßeinheit für G, nicht J. -- Brudersohn (Diskussion) 22:25, 14. Nov. 2012 (CET)

Die Gibbs-Energie ist die Legendre-Transformierte der inneren bzw. freien Energie bzw. Enthalpie (warum steht das nicht im Artikel?), und hat deshalb natürlich die Einheit Joule. Alles andere ist chemischer Käse. Steak 22:29, 14. Nov. 2012 (CET)

Bei dieser Bemerkung geht sicher allen Chemikern das Herz auf...Vorschlag: wir schreiben das Ganze durchweg korrekt extensiv in Joule. Dann muss aber erwähnt werden, dass das $\Delta _{R}$ eigentlich ein Ableitungsoperator nach der Reaktionslaufzahl $\xi$ ist, d.h. $\Delta _{R}G=\left({\frac {dG}{d\xi }}\right)_{p,T}$ und $\xi ={\frac {\Delta n}{\nu }}$. Durch die Stoffmengenänderung kommt dann das "mol" rein. Damit verlieren wir aber viele Praktiker und Anfänger und sprengen IMHO das Lemma.--Zivilverteidigung (Diskussion) 19:39, 15. Nov. 2012 (CET)

Und bei der Gleichung mit der Faraday-Konstante müsste evtl. noch ein R-Index hinter das Delta.--Zivilverteidigung (Diskussion) 19:45, 15. Nov. 2012 (CET)

Es steht doch schon im Text ...Ist die Teilchenzahl N konstant, so wird daraus die freie molare Enthalpie. So würden doch der Zusatz ...Die Einheit der Gibbs-Energie ist Joule, auf eine definierte Stoffmenge bezogen J/mol.... allen entgegenkommen.--Steffen 962 (Diskussion) 20:51, 15. Nov. 2012 (CET)

Nicht wirklich. Die Einheit der Gibbs-Energie ist tatsächlich Joule. Punkt. Joule/mol ist die Einheit der "molaren" Gibbs-energie. Das Problem ist nur, das diese semantische Unterscheidung in der Praxis i.d.R. nicht gemacht wird, und das die UIPAC sich mit dem Kunstgriff mit der Ableitung nach der Reaktionslaufzahl behilft, den meiner Erfahrung nach die wenigsten auf dem Radar haben.--Zivilverteidigung (Diskussion) 21:17, 15. Nov. 2012 (CET)

Jo, die Einheit der Energie ist Joule (egal ob Gibbs oder was sonst...), aber in der Praxis (heißt in diesem Zusammenhang: alle gängigen Journale) wird die Gibbs (freie) Energie in kJ/mol angegeben. Gruss, Linksfuss (Diskussion) 21:42, 15. Nov. 2012 (CET)

Grafik zur Gibbs-Helmholtz-Gleichung

Ich habe eine Vektorgrafik gemacht, um die freie Gibbs-Energie zu veranschaulichen. Bitte diskutiert mit mir die Sinnhaftigkeit der Aussagen! Kann die Freie Enthalpie 0 werden? Wie könnte man die Beschriftung der Grafik verbessern. Und warum gibt es drei Artikel "Gibbs-Energie", "Gibbs-Helmholtz-Gleichung" (unverständlich..) und "Exergonische und Endergonische Reaktionen"?? (nicht signierter Beitrag von Johannes Schneider (Diskussion | Beiträge) 02:05, 23. Jan. 2015 (CET))

Möglicherweise gibt es je einen Artikel, da diese Ausdrücke ja für verschiedene Begriffe stehen.

In der Grafik wird übrigens nicht die (freie) Gibbs-Energie veranschaulicht, sondern es werden mehrere Graphen abgebildet, mit denen die Änderung der freien Reaktionsenthalpie in Abhängigkeit von der Temperatur bei unterschiedlichen Formen von Reaktionen vereinfacht anschaulich gemacht werden soll. Allerdings nicht für die extensive Größe, sondern als Veränderung der molaren freien Reaktionsenthalpie. Die Beschriftung könnte man verbessern, indem man die beiden Leerräume in Gibbs - Energie entfernt und einen vor die Klammer setzt. --nanu _*diskuss 12:26, 10. Mär. 2017 (CET)

Normallösung

falls die Standardlösung das gleiche wie die Normallösung ist, sollte direkt dorthin verlinkt werden. Falls nicht, sollte der Unterschied irgendwo erklärt werden. Ra-raisch (Diskussion) 23:01, 29. Sep. 2017 (CEST)

Komplett unverständlich

Ich bin Physiker, steige aber schon beim zweiten Absatz aus. Nach meiner Erinnerung haben wir in Biophysik die Gibbs-Energie nicht als "Legendre-Transformation bezüglich der Entropie" definiert, sondern a) als die Zustandsgröße, die beschreibt, in welche Richtung Prozesse freiwillig ablaufen und dies b) indem sie außer der Energie auch Druck und Entropie einbezieht. Dazu könnte man ein paar Beispiele von Prozessen anführen, bei denen die Energie zunimmt, obwohl Enthalpie oder Gibbs-Energie abnehmen. Danach mag man mit 34 Seiten Integralen kommen, wenn man das braucht. --Gerd-HH (Diskussion) 21:01, 2. Jun. 2023 (CEST)