|
#REDIRECT [[Gibbs Serbest Enerjisi]]
''' Gibbs serbest enerjisi ''' [[entalpi]]den, [[entropi]] ve [[Mutlak sıcaklık|mutlak sıcaklığın]] çarpımının çıkarılmasıyla elde edilen [[termodinamik]] bir [[değişken]]dir. <ref>{{web kaynağı|başlık=Gibbs free energy|url=http://oxforddictionaries.com/definition/american_english/Gibbs%2Bfree%2Benergy|yayıncı=oxforddictionaries.|erişimtarihi=27 Kasım 2012}}</ref>
Genel olarak [[Kimyasal reaksiyon|kimyasal bir reaksiyonun]] [[Enerji|enerji]] [[Potansiyel enerji|potansiyel]]inin işe dönüştürülebilmesiyle ilgilidir.
== Genel Bakış ==
[[Dosya:Gibbs Josiah Willard.jpg|150px|küçükresim|sağ|Willard Gibbs]]
1870'li yıllarda [[ J. Willard Gibbs|Josiah Willard Gibbs]] tarafından bir sürecin sabit bir [[Basınç|basınç]] ve [[Sıcaklık|sıcaklık]] koşullarında kendiliğinden gerçekleşip gerçekleşemeyeceğini tahmin etmek amacıyla tanımlanmıştır.<ref>{{web kaynağı|başlık=gibbs-free-energy|url=http://chemistry.about.com/od/chemistryglossary/g/gibbs-free-energy-definition.htm|erişimtarihi=24 Kasım 2012}}</ref> Bir sürecin kendiliğinden gerçekleşip gerçekleşemeyeceğinin belirlenebilmesi için sistemin entropisindeki değişimin (ΔS°(sistem)) ve çevrenin entropisindeki değişimin (ΔS°(çevre)) bilinmesi gerekmektedir. Öte yandan Gibbs serbest enerjisi bilinmesi gerekenleri tek bir termodinamik işlev altında toplayan ve kendiliğinden gerçekleşmenin belirlenmesinde çevrenin entropisindeki değişimin hesaplanmasına gerek duyurmayan bir kavram ortaya koyar. Matematiksel olarak Gibbs enerjisi aşağıdaki gibi ifade edilir;
:<math>G=H-TS</math><br />
Burada;<br />
:H: Entalpi
:T: [[Kelvin]] sıcaklığı
:S: ise entropi değeridir.
Ayrıca bu eşitlikte G, H ve S sistemin değişkenleridir.<br />
Her maddenin serbest enerjisi vardır fakat bu değer nadiren bilinebilmektedir. Mutlak serbest enerji değerinin yerine fiziksel ve kimyasal süreçlerde bu değerin değişim miktarı kullanılmaktadır. Kimyasal tepkimelerde Gibbs serbest enerjisindeki değişim değerinden yararlanarak, tepkimenin ürünlere mi yoksa reaktanlara mı eğilimli olduğu belirlenebilmektedir.
Gibbs enerjisindeki değişim;
:<math>\Delta G = \Delta H - T \Delta S \,</math>
Standart koşullarda Gibbs enerjisindeki değişim;
:<math>\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T \Delta S^\circ \,</math>
şeklinde ifade edilmektedir.
== Kendiliğinden gelişme olgusu ve Kimyasal denge==
[[Dosya:Gibbs-Maxwell surfaces.png|400px|küçükresim|sol|Gibbs Maxwell yüzeyleri: Willard Gibbs 1873 yılında soldan birinci ve ikinci grafikleri Gibbs serbest enerjisini tanımlamak için üretmiştir. Sağdaki üç boyutlu grafik ise İskoç fizikci Maxwell tarafından Gibbs'in çizimlari kullanılarak elde edilmiştir.]]
Toplam entropi değişimi çevre ve sistem'in entropisindeki değişimin toplamına eşittir ve bu değişim aşağıdaki gibi ifade edilebilinir;
:<math>\Delta S_e = \Delta S_c + \Delta S_s</math> <br />
<br />
:<math>\Delta S_e</math> <math>\Delta S_c</math> ve <math>\Delta S_s</math>
:sırasıyla evrendeki, çevredeki ve sistemdeki entropi değişimleridir. Çevrenin entropisindeki değişim −ΔH(s)/T ifadesine eşit olduğuna göre, eğer yukarıdaki eşitlik yeniden yazılırsa;
:<math> \Delta S_e = - \frac{\Delta H_s}{T}+\Delta S_s </math>
her iki tarafın -T ile çarpılması sonucu,
:<math> -T \Delta S_e = \Delta H_s - T\Delta S_s </math> elde edilir.
Dolayısıyla;
:Sistemin serbest Gibbs enerjisindeki değişim evrenin entropisindeki değişime aşağıdaki ifadedeki gibi orantılıdır.
: <math>\Delta G_s =-T \Delta S_e</math>
<br />
Sistemin Gibbs enerjisindeki değişim, evrenin entropisindeki değişime doğru orantılı olduğundan dolayı, fiziksel veya kimyasal değişimlerin kendiliğinden gelişmesi hususunda bir ölçüt olarak kullanılabilinir.<br />
{| class="wikitable" style="margin: 1em auto 1em auto;"
|+ '''Standard koşullarda bir tepkimenin kendiliğinden gerçekleşebilmesinin tahmini'''
! scope="col" | ΔrG°
! scope="col" | Kendiliğinden gerçekleşmesi
|-
| ΔrG° < 0 || Reaksiyon kendiliğinden gerçekleşir (standard koşullarda)
|-
| ΔrG° = 0 || Reaksiyon dengededir (standard koşullarda)
|-
| ΔrG° > 0 || Reaksiyon kendiliğinden gerçekleşmez (standard koşullarda)
|}
Yukarıdaki tablo bir kimyasal reaksiyonun kendiliğinden gerçekleşebilme olgusunun ΔrG° değerinin işaretine göre nasıl şekil aldığını özetlemektedir.
<br />
Bir reaksiyonun ΔG < 0 olduğunda o reaksiyon ürünler yönünde ilerler reaksiyon denge noktasına ulaşıncaya kadar. Tepkime sürdükce ΔG sıfıra yaklaşır ve denge sağlandığında ΔG = 0'dır. Denge noktası geçildiğinde ΔG > 0 olur ve reaksiyon artık kendiliğinden ürünler yönüne hareket etmez bunun yerine reaktanlar yönüne hareket etme eğilimindedir.<br />
ΔrG ° standart koşullarda tepkimenin gibbs enerjisi ise ΔrG ° ve ΔrG arasındaki ilişki aşağıdaki gibidir.
: <math>\Delta rG =\Delta rG^0+ RT lnQ</math>
:Burada R evrensel [[Gaz sabiti|gaz sabiti]], T kelvin sıcaklığı ve Q tepkime orantısıdır.
:Genel bir kimyasal tepkime denklemi aşağıdaki gibi ifade edilirse;
:<math>aA+bB \leftrightarrow cC+dD</math><br />
:Q tepkime orantısı <br />
:<math> Q = \frac{{[C]} ^c {[D]}^d } {{[A]}^a {[B]}^b}</math> şeklindedir.
Sistem denge noktasına ulaştığında ΔrG = 0 ve Q = K ([[kimyasal denge sabiti]]) olur. Yukarıdaki eşitlik yeniden yazıldığında;
<math>0 = \Delta rG^0 + RT lnK </math> <br />
ifadesi elde edilir. Bu eşitlikten anlaşılması gereken, eğer ΔrG° <0 ise, denge sabiti 1'den büyüktür ve reaksiyon ürünlerin miktarını artırmaya eğilimlidir.
Diğer taraftan eğer ΔrG° > 0 ise K değeri 1'den küçüktür ve tepkime ters yönde ilerlemeye eğilimlidir. ΔrG° = 0 olduğunda K 1'e eşit olur ve tepkime dengeye ulaşmıştır.
: <math>\Delta rG =\Delta rG^0+ RT lnQ</math>
:ifadesindeki ΔrG° eğer -RTlnK'ile yer değiştirilirse; <br/>
: <math>\Delta rG =-RT lnK + RT lnQ</math>
:ifadesi ortaya çıkar. Bu ifade de tekrar yazıldığında
: <math>\frac{\Delta rG}{RT} =-lnK + lnQ</math>
:elde edilir.
Dolayısıyla bir reaksiyonun kendiliğinden gerçekleşmesi için ΔrG sıfırdan küçük olmalıdır, diğer bir ifadeyle Q < K olmalıdır. Diğer taraftan tepkimenin reaktanlar yönüne eğilimli olabilmesi için ΔrG sıfırdan büyük olmalıdır buda Q > K olmasını gerektirir.
==Kaynakça==
*Townsend, John C. Kotz, Paul M. Treichel, John R.. ''Chemistry & chemical reactivity'' (8th ed. bas.). Belmont, CA: Brooks/Cole, Cengage Learning. ISBN 0-8400-48289.
*[et (2010) al.], Ralph H. Petrucci ... . ''General chemistry : principles and modern applications'' (10th ed. bas.). Toronto: Pearson Prentice Hall. ISBN 978-0-13-206452-1.
===Notlar===
{{kaynakça|1}}
<!--diğer diller-->
[[Kategori:Termodinamik]]
[[Kategori:Kimyasal dengeler]]
[[Kategori:Fiziksel kimya]]
[[ar:طاقة غيبس الحرة]]
[[bg:Свободна енергия на Гибс]]
[[ca:Energia de Gibbs]]
[[cs:Gibbsova volná energie]]
[[da:Gibbs fri energi]]
[[de:Gibbs-Energie]]
[[en:Gibbs free energy]]
[[eo:Libera energio]]
[[es:Energía de Gibbs]]
[[fa:انرژی آزاد گیبس]]
[[fi:Gibbsin energia]]
[[fr:Enthalpie libre]]
[[gl:Enerxía libre de Gibbs]]
[[he:אנרגיה חופשית של גיבס]]
[[it:Energia libera di Gibbs]]
[[ko:기브스 자유 에너지]]
[[nl:Vrije energie]]
[[pl:Entalpia swobodna]]
[[pt:Energia livre de Gibbs]]
[[ro:Entalpie liberă]]
[[ru:Энергия Гиббса]]
[[sl:Prosta entalpija]]
[[sv:Gibbs fria energi]]
[[th:พลังงานเสรีของกิ๊บส์]]
[[uk:Вільна енергія Гіббса]]
[[vi:Năng lượng tự do Gibbs]]
[[zh:吉布斯自由能]]
| 