szabadenergiaváltozás

Szabad energia-változás, ΔG, a Gibbs-szabadenergia állapotfüggvényének két állapot közötti különbségét írja le. Gyakorlati számításai a folyamatokat jellemző állapotokra vonatkoznak, különösen akkor, ha a hőmérséklet és a nyomás állandó. A ΔG értéke megmondja, hogy egy folyamat spontán-e vagy sem adott körülmények között.

A spontaneitás alapelve alapján: ΔG < 0 esetén a folyamat spontán végbemegy, ΔG = 0 egyensúlyban van, ΔG > 0 pedig nem spontán. A legtöbb kémiai és biológiai folyamatot állandó T és P mellett írják le, amikor a szabad energiát értelmezik.

A leggyakoribb összefüggés a ΔG és a többi termodinamikai mennyiség között: ΔG = ΔH − TΔS, ahol ΔH a belső entalpia-változás, ΔS pedig a szentropy-változás, T pedig az abszolút hőmérséklet. Standard körülmények között a standard szabadenergia-változás ΔG° kapcsolható az egyensúlyi állandóhoz via ΔG° = −RT ln K, ahol K az egyensúlyi állandó. Ez a kapcsolat megmutatja, hogyan függ a reakció energetikája az adott hőmérséklettől és a kezdeti koncentrációktól.

A szabad energia-változáshoz kapcsolódik a Helmholtz-szabadenergia (ΔF) is, amely zárt rendszerben, állandó hőmérsékleten és térfogaton releváns: ΔF = ΔU − TΔS. Összességében a ΔG kulcsfontosságú koncepció a kémiai reakciók, biológiai folyamatok és elektro-kémiai rendszerek megértésében, mivel meghatározza a munkavégzés lehetőségét és az egyensúly közelítését.