열역학적 자유 에너지

열역학적 자유 에너지는 공학 및 과학에서 화학 또는 열 과정의 열역학에서 유용한 개념입니다.자유 에너지의 변화는 열역학 시스템이 일정한 온도에서 프로세스에서 수행할 수 있는 최대 작업량이며, 그 신호는 프로세스가 열역학적으로 유리한지 또는 금지된지를 나타냅니다.자유 에너지는 보통 위치 에너지를 포함하기 때문에 절대적인 것은 아니지만 0점의 선택에 따라 달라집니다.따라서 상대적인 자유 에너지 값 또는 자유 에너지의 변화만이 물리적으로 의미가 있습니다.

자유 에너지는 내부 에너지, 엔탈피, 엔트로피와 같은 열역학 상태 함수입니다.

자유 에너지는 일정한 온도에서 열역학적 작업(즉, 열 에너지로 매개되는 작업)을 수행할 수 있는 제1법칙 에너지의 일부입니다.자유 에너지는 이러한 ^[1]작업 과정에서 돌이킬 수 없는 손실을 입게 된다.제1법칙의 에너지는 항상 보존되기 때문에 자유 에너지는 소모성, 제2법칙의 에너지라는 것은 명백합니다.시스템 기준에 따라 몇 가지 자유 에너지 함수를 공식화할 수 있습니다.자유 에너지 함수는 내부 에너지의 Legendre 변환입니다.

Gibbs 자유 에너지는 G = H - TS로 주어지며, 여기서 H는 엔탈피, T는 절대 온도, S는 엔트로피이다.H = U + pV. 여기서 U는 내부 에너지, p는 압력, V는 부피입니다.G는 일정한 압력 p 및 온도 T에서 시스템을 포함하는 프로세스에서 가장 유용합니다. 왜냐하면, G의 변화는 단순히 열에 의한 엔트로피 변화를 가정할 뿐만 아니라, 다양한 프로세스에서 생성된 "추가 분자를 위한 공간"을 만드는 데 필요한 pdV 작업도 배제하기 때문입니다.따라서 깁스의 자유 에너지 변화는 일정한 온도와 압력에서 시스템의 팽창이나 압축과 관련되지 않은 작업과 같다. (따라서 생화학자를 포함한 용액상 화학자에 대한 효용)

이전에 헬름홀츠 자유 에너지는 A = U - TS로 정의되었습니다.그 변화는 상수 T에서 시스템에서 수행되거나 시스템에서 얻을 수 있는 가역 작업의 양과 같다.따라서 그 명칭은 "work content"이고, A는 독일어로 work를 뜻하는 Arbeet에서 유래했다.헬름홀츠 함수는 작업에 관련된 수량(예: p 및 V)을 참조하지 않기 때문에 완전히 일반적입니다. 헬름홀츠 함수의 감소는 일정한 온도에서 시스템이 수행할 수 있는 최대 작업량이며, 시스템에서 등온적으로 수행되는 작업량만큼 증가할 수 있습니다.헬름홀츠 자유 에너지는 통계역학에서 표준 앙상블에 대한 분할 함수의 대수에 비례하기 때문에 특별한 이론적 중요성을 갖는다.(따라서 물리학자 및 pdV 작업을 무시하지 않으려는 기상 화학자 및 엔지니어에게 유용하게 사용할 수 있습니다.

역사적으로 '자유 에너지'라는 용어는 두 가지 양 모두에 대해 사용되어 왔다.물리학에서 자유 에너지는 A(또는 F)로 표시된 헬름홀츠 자유 에너지를 가장 자주 참조하는 반면, 화학에서 자유 에너지는 깁스 자유 에너지를 가장 자주 참조한다.두 자유 에너지의 값은 대개 상당히 유사하며 의도된 자유 에너지 함수는 종종 원고와 프레젠테이션에 내포되어 있다.

'공짜'의 의미

"에너지"의 기본 정의는 변화를 일으키는 물체의 능력의 척도입니다.예를 들어, 어떤 사람이 무거운 상자를 몇 미터 앞으로 밀면, 그 사람은 박스에서 몇 미터 앞에 있는 기계적인 에너지, 일명 '일'이라고도 한다.이러한 형태의 에너지의 수학적 정의는 물체에 가해지는 힘과 상자가 이동한 거리(작업 = 힘 × 거리)의 곱이다.그 사람이 상자의 정지 위치를 바꾸었기 때문에 그 사람은 그 상자에 에너지를 가했습니다.에너지가 하나의 형태에서 의도된 목적(즉, 기계적 이용)으로 전환되었기 때문에 발휘되는 작업은 "유용한 에너지"라고도 할 수 있다.박스를 누르는 사람의 경우, 박스를 누르기 위해 신진대사를 통해 얻은 내부(또는 퍼텐셜) 에너지 형태의 에너지를 작업으로 변환하였다.그러나 이러한 에너지 변환은 간단하지 않았습니다. 내부 에너지가 박스를 밀어 넣는 동안 일부는 열(전달된 열 에너지)의 형태로 전환(손실)되었습니다.가역 프로세스의 경우 열은 절대 $온도$ T(\ $displaystyle$ T)와물체의 엔트로피 S(\ $displaystyle$ S $)$ 의 $S$ 변화(엔트로피는 시스템 내 무질서의 척도)의 산물입니다.내부 에너지 변화인 $\Delta U$ $(디스플레이$ 스타일 $\Delta$ U $\Delta U$ 와 열의 형태로 손실되는 에너지의 차이는 신체의 "유용한 에너지" 또는 물체에 가해지는 신체의 작업이라고 불립니다.열역학에서 이것은 "자유 에너지"로 알려져 있습니다.즉, 자유 에너지는 시스템이 일정한 온도에서 수행할 수 있는 작업(유용한 에너지)의 척도입니다.수학적으로 자유 에너지는 다음과 같이 표현됩니다.

자유 $A=U-TS$ A $A=U-TS$ - $A=U-TS$ S (\ $displaystyle$ A $=U-TS)$

이 표현은 일반적으로 내부 $에너지$ U({ $displaystyle$ U $})$ 에서 $U$ 작업이 추출된다는 의미로 해석되며, $({displaystyle$ TS $})$ 는 작업을 수행하는 데 사용할 수 없는 에너지를 나타냅니다 $TS$ .그러나 이것은 틀렸다.예를 들어 이상기체의 등온팽창 시 내부에너지 변화는 $\Delta U=0$ U $\Delta U=0$ { $디스플레이$ 스타일 \ $Delta$ U $=0}$ 이며 $\Delta U=0$ , $w=-T\Delta S$ w $=$ - $w=-T\Delta S$ $w=-T\Delta S$ S ${디스플레이 스타일$ w=- $T\Delta$ S $}$ 는 $w=-T\Delta S$ 작동하지 않을 것으로 $예상$ 되는 T S{ $디스플레이 스타일$ TS $}$ 에서만 $TS$ 도출된다.그러나 유의할 점은 $dA=-SdT-PdV$ 에너지의 $dA=-SdT-PdV$ 형태인 $dA=-SdT-PdV$ $=$ - $dA=-SdT-PdV$ d T $dA=-SdT-PdV$ - $dA=-SdT-PdV$ $d V$ (Helmholtz 자유 에너지의 경우) $dA=-SdT-PdV$ 는 실제로 비자유 시스템의 자발적 변화(내부 에너지가 아님)가 이 경우 작업에 사용할 수 있는 에너지로 구성되어 있음을 나타낸다 $-PdV$ $displaystyle -PdV}$ 및 $-PdV$ 사용할 수 없는 에너지 $-SdT$ ^[2]^[3]^[4] 깁스 자유 에너지 변화에 대해서도 ^[5]^[3]^[4]유사한 식을 쓸 수 있습니다.

18세기와 19세기에 열 이론, 즉 열은 진동 운동과 관련된 에너지의 한 형태라는 이론이 열량 이론, 즉 열은 유체라는 이론과 4가지 요소 중 가장 가벼운 4가지 요소 이론 모두를 대체하기 시작했습니다.이와 유사한 방식으로, 이 기간 동안 열은 "자유열", "복합열", "방사열", 비열, 열용량, "절대열", "잠복열", "자유열", 또는 "감지열량(열량 감지 가능)"과 같은 다양한 분류 범주로 구분되기 시작했다.

예를 들어, 1780년, 라플라스와 라부아지에가 말했다: "일반적으로, 자유열, 결합된 열, 방출되는 열'이라는 단어를 "vis viva, loss of vis viva, and in vis viva"로 바꿈으로써, 첫 번째 가설을 두 번째 가설을 두 번째 가설을 바꿀 수 있다." 이런 방식으로, 절대열이라고 불리는 체내 열량의 총량은 혼합물로 간주되었다.f 두 가지 성분; 자유 열량 또는 지각 열량은 온도계에 영향을 미칠 수 있는 반면, 다른 성분인 잠열량은 영향을 미치지 못한다.^[6]"잠열"이라는 단어의 사용은 더 일반적인 의미에서 잠열과 유사함을 암시했다. 잠열은 신체의 분자에 화학적으로 결합되어 있는 것으로 간주되었다.기체의 단열 압축에서 절대 열은 일정하게 유지되었지만, 관측된 온도 상승은 일부 잠복 열량이 "자유" 또는 감지 가능함을 암시했습니다.

19세기 초 동안, 지각 가능한 또는 자유 열량의 개념은 "자유 열" 또는 "자유 열"로 언급되기 시작했습니다.예를 들어, 1824년, 프랑스의 물리학자 사디 카르노는 그의 유명한 "불의 동력에 대한 성찰"에서 다양한 변형에서 '흡수되거나 자유롭게' 방출되는 열의 양을 말한다.1882년, 독일의 물리학자이자 생리학자인 헤르만 폰 헬름홀츠는 E - TS라는 표현에 대해 자유 에너지라는 문구를 만들어 냈는데, 이 표현에서 A (또는 G)의 변화는 주어진 조건,^[7]^{: 235} 특히 일정한 온도에서 일할 수 있는 에너지의 양을 결정한다.

따라서, 전통적인 사용법에서, "자유"라는 용어는 '유용한 작업의 형태로 이용 가능'을 의미하기 위해 일정한 압력과 온도의 시스템에 대한 깁스 자유 에너지 또는 일정한 온도에 있는 시스템에 대한 헬름홀츠 자유 에너지에 부가되었다.^[8]깁스 자유 에너지와 관련하여, 우리는 비볼륨 작업 및 구성 ^[9]^{: 77–79}변경에 대한 에너지 프리라는 조건을 추가할 필요가 있다.

G를 단순한 깁스 에너지(그리고 헬름홀츠 에너지)라고 지칭하는 "자유"라는 애착을 포함하지 않는 책과 저널 기사의 수가 증가하고 있다.이는 1988년 IUPAC에서 열린 국제과학공동체의 통일된 용어를 정하기 위해 열린 회의에서 자유라는 형용사가 ^[10]^[11]^[12]사라진 것으로 추정되는 결과다.그러나 이 표준은 아직 보편적으로 채택되지 않았으며, 많은 출판된 기사와 책에는 여전히 '무료'^{[citation needed]}라는 설명이 포함되어 있다.

어플

에너지의 일반적인 개념처럼, 자유 에너지는 다른 조건에 적합한 몇 가지 정의를 가지고 있습니다.물리, 화학 및 생물학에서 이러한 조건은 열역학 파라미터( $온도$ T $,$ $V$ $압력 p$ $등$ $p$ 입니다.과학자들은 자유 에너지를 정의하는 몇 가지 방법을 생각해냈다.헬름홀츠 자유 에너지의 수학식은 다음과 같습니다.

A=U-TS

자유 에너지의 정의는 일정한 부피로 유지되는 고립된 시스템의 동작을 모델링할 때 기상 반응이나 물리학에서 유용합니다.예를 들어, 연구자가 폭탄 열량계에서 연소 반응을 수행하고자 할 경우 반응 과정 내내 부피가 일정하게 유지됩니다.따라서 반응열은 자유에너지 변화의 $q=\Delta U$ 인 측정값인 q $=$ $q=\Delta U$ U $(\display$ q=\ $Delta$ U $q=\Delta U$ 이며, 용액화학에서는 대부분의 화학반응이 일정한 압력으로 유지된다.이 조건 하에서 반응의 $열$ q $(표시$ 스타일 q)는 시스템의 엔탈피 변화 $\Delta H$ H( $표시$ 스타일 $\Delta$ H)와 $\Delta H$ 같다.일정한 압력과 온도에서 반응 중의 자유 에너지는 깁스 자유 $에너지$ G(\ $displaystyle$ G $G$ 로 알려져 있습니다.

G=H-TS

이러한 기능은 특정 변수( $\displaystyle$ T $T$ 와V $\$ $displaystyle$ $V$ \또는 $V$ p\ $displaystyle$ p $p$ 가 일정하게 유지되는 한 화학적 평형에서 최소한으로 유지됩니다.게다가, 그들은 맥스웰 관계를 도출하는 데 이론적으로도 중요하다.예를 들어 전기화학 셀의 경우 p dV 이외의 작업을 추가하거나 탄성 재료 및 근육 수축의 경우 f dx 작업을 추가할 수 있다.때때로 고려해야 하는 다른 형태의 작업으로는 응력 변형 , 절대 0에 대한 접근에서 사용되는 단열 소자, 전기 분극에 의한 작업 등이 있다.이것들은 텐서로 설명됩니다.

대부분의 경우 엔트로피를 생성하는 화학 반응 및 상전이와 같은 내부 자유도와 과정이 있습니다.균질한 "벌크" 물질의 경우에도 자유 에너지 함수는 내부 에너지를 포함한 모든 적절한 열역학 퍼텐셜(확장 기능)과 마찬가지로 (종종 억제된) 구성에 의존합니다.

이름.	기호.	공식	자연 변수
내부 에너지	$U$	$\displaystyle \int \left(T,dS-p,dV+\sum _{i}\mu _{i}dN_{i}\right)}$	$S,V,\{N_{i}\}$
헬름홀츠 자유 에너지	$F$	$U-TS$	$T,V,\{N_{i}\}$
엔탈피	$(\displaystyle H)$	$U+pV$	$S,p,\{N_{i}\}$
깁스 자유 에너지	$G$	$U+pV-TS$	$T,p,\{N_{i}\}$
란다우 잠재력 또는 대잠재력	$ω$ { $displaystyle$ \ $\Omega$ Omega $\Omega$ } , $\Phi _{\text{G}}$ $G$ { \ $displaystyle$ \ $Phi$ _ { \ text } $G}}}$	$U-TS-$ $\sum _{i},$ ${\displaystyle\mu_{i}N_{i}}$	$T,V,\{\mu _{i}\}$

$(\$ })는 $N_{i}$ 시스템 내 $유형$ i(\ $displaystyle$ i $)$ 의 $i$ 분자(또는 몰) 수입니다.이러한 양이 나타나지 않으면 구성 변화를 설명할 수 없습니다.균일한 압력 및 온도에서 프로세스의 차이는 다음과 같습니다( $p$ V $(\displaystyle pV)$ 만 $pV$ 작동한다고 가정).

\displaystyle \mathrm {d} A=-p,\mathrm {d} V-S,\mathrm {d} T+\sum _{i}\mu _{i},\mathrm {d} N_{i},}

\displaystyle \mathrm {d} G=V,\mathrm {d} p-S,\mathrm {d} T+\sum _{i}\mu _{i},\mathrm {d} N_{i},

여기서_i μ는 시스템의 ih 성분에 대한 화학적 전위입니다.두 번째 관계는 실험적으로 달성하기 쉽고 생물체의 특징을 나타내는 조건인 $상수$ T $(\displaystyle$ T $)$ 와 $T$ p $(\displaystyle$ p $p$ 에서 특히 유용합니다.이러한 조건에서는, 다음과 같이 심플화됩니다.

{\displaystyle(\mathrm {d} G)_{T,p}=\sum _{i}\mu _{i},\mathrm {d} N_{i},}

시스템의 Gibbs 기능의 감소는 주변에서 포착할 수 있는 등온 등압 작업의 상한치이거나 시스템 및/또는 주변 엔트로피 증가의 T{\ $displaystyle$ T $}$ 배로서 $T$ $단순히$ 소멸될 수 있습니다.

예를 들어 표면 자유 에너지는 표면적이 단위 면적만큼 증가할 때 증가하는 자유 에너지의 양입니다.

경로 적분 몬테카를로 방법은 양자 역학 원리에 기초한 자유 에너지의 값을 결정하기 위한 수치적 접근법이다.

작업 및 무료 에너지 변경

가역 등온 프로세스의 경우 δS = q_rev/T이므로 A의 정의는 다음과 같습니다.

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

A

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

=

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

-

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

S

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

=

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

-

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

q

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

=

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

w

rev

\

displaystyle

\

Delta U

- T \

Delta S

= \

Delta

U -

q _

{ \ text {

rev

} =

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

w _ text {

rev

\Delta A=\Delta U-T\Delta S=\Delta U-q_{\text{rev}}=w_{\text{rev}}

} （상수온)

이는 자유 에너지의 변화가 일정한 온도에서 수행되는 공정의 가역적 또는 최대 작업량과 같다는 것을 나타냅니다.다른 조건에서는 자유 에너지 변화가 작동과 동일하지 않다. 예를 들어, 이상적인 가스의 가역 단열 팽창의 $\Delta A=w_{\text{rev}}-S\Delta T$ , $\Delta A=w_{\text{rev}}-S\Delta T$ $\Delta A=w_{\text{rev}}-S\Delta T$ $\Delta A=w_{\text{rev}}-S\Delta T$ $\Delta A=w_{\text{rev}}-S\Delta T$ - S $\Delta A=w_{\text{rev}}-S\Delta T$ T $(\displaystyle$ \ $Delta$ A $= w_{\text{$ rev $}}-S\Delta$ T $\Delta A=w_{\text{rev}}-S\Delta T$ 특히, 프리 사이클을 포함하지 않는 엔진에서 중요하다. $\displaystyle \Delta _{\text{cyc}}$ $A=0$ 엔진에서 0이 아닌 작업을 생성합니다.열 엔진 및 기타 열 시스템의 경우 자유 에너지는 편리한 특성을 제공하지 않습니다. 내부 에너지와 엔탈피는 열 시스템을 특성화할 때 선호되는 잠재력입니다.

자유 에너지 변화 및 자발적 프로세스

열역학 제2법칙에 따르면 클로시우스의 부등식인 δS > q/T가_surr 적용된다.PV 이외의 작업이 없는 일정한 온도 및 압력의 공정에서는 이 부등식이 $\Delta G<0$ G < $\Delta G<0$ \ $displaystyle$ \ $Delta$ G < $0$ 으로 변환됩니다.또한 일정 온도 및 부피에서의 공정에서는 $\Delta A<0$ A $\Delta A<0$ < $\Delta A<0$ \ $displaystyle$ \ $Delta$ A < $0$ } 로 변환됩니다.따라서 자유 에너지 변화의 음의 값은 과정이 자연적이기 위한 필수 조건이다; 이것은 화학에서 열역학 제2법칙의 가장 유용한 형태이다.전기적 작용이 없는 일정한 T와 p에서의 화학적 평형에서는 dG = 0이다.

역사

"자유 에너지"라고 불리는 양은 화학 반응을 일으키는 힘을 설명하기 위해 화학자들에 의해 이전 해에 사용되었던 구식 용어 친화력을 더 발전되고 정확하게 대체한 것입니다.화학적 관계에서 사용되는 친화력이라는 용어는 적어도 알베르투스 ^[13]마그누스의 시대로 거슬러 올라간다.

노벨상 수상자이자 화학 교수인 일리야 프리고긴의 1998년 교과서 '현대^[14] 열역학'에서 우리는 "운동이 뉴턴의 힘의 개념에 의해 설명되었듯이, 화학자들은 화학 변화를 위해 유사한 개념의 '추진력'을 원했다.화학반응은 왜 일어나며 왜 특정 지점에서 멈추는가?화학자들은 화학반응 친화력을 일으키는 힘을 '힘'이라고 불렀지만 명확한 정의는 없었습니다."

18세기 내내 열과 빛에 관한 지배적인 견해는 뉴턴 가설이라 불리는 아이작 뉴턴이 제시한 것으로 빛과 열은 중력이나 화학적 친화력과 유사한 힘으로 물질의 다른 형태에 의해 이끌리거나 격퇴되는 물질의 형태라고 말한다.

19세기에 프랑스 화학자 마르셀린 베르텔로와 덴마크 화학자 줄리어스 톰슨은 반응열을 이용하여 친화력을 정량화하려고 시도했다.1875년, 다수의 화합물에 대한 반응열을 정량화한 후, Berthelot은 외부 에너지의 개입 없이 일어나는 모든 화학적 변화는 열을 방출하는 물체의 생산이나 시스템의 방향으로 기울인다는 최대 작업 원리를 제안했다.

이와 더불어 1780년 앙투안 라부아지에와 피에르-시몽 라플라스는 반응에서 발생하는 열이 역반응에서 흡수되는 열과 같다는 것을 보여줌으로써 열화학의 기초를 닦았다.그들은 또한 많은 물질의 비열과 잠열, 그리고 연소 시 발생하는 열의 양을 조사했다.비슷한 방식으로 1840년 스위스 화학자 제르맹 헤스는 반응에서 열의 진화는 한 단계 과정이든 여러 단계에서든 동일하다는 원리를 공식화했다.이것은 헤스의 법칙으로 알려져 있다.19세기 초에 열역학 이론이 등장하면서 헤스의 법칙은 에너지 보존의 법칙의 결과로 여겨지게 되었다.

이것들과 다른 생각들을 바탕으로, Berthelot과 Tomsen은 다른 생각들과 함께 화합물의 형성에 주어지는 열을 친화력의 척도, 또는 화학력에 의해 수행된 작업의 척도로 고려했다.그러나 이 견해는 완전히 옳은 것은 아니었다.1847년, 영국의 물리학자 제임스 줄(James Joule)은 물속에서 노를 돌려 물의 온도를 높일 수 있다는 것을 보여주었고, 따라서 열과 기계적 작업이 서로 동등하거나 비례한다는 것을 보여주었습니다. 즉, 대략 dW † dQ입니다.이 진술은 열의 기계적 등가물로 알려지게 되었고 열역학 제1법칙의 전조 형태였다.

1865년까지, 독일의 물리학자 루돌프 클라우시우스는 이 동등성 원리에 수정이 필요하다는 것을 보여주었다.즉, 석탄로 내 연소 반응에서 발생하는 열을 이용해 물을 끓인 후 이 열을 이용해 증기를 기화한 후 증기의 강화된 고압에너지를 이용해 피스톤을 밀 수 있다.따라서 화학반응의 초기 연소열을 피스톤을 누르는 작업으로 완전히 전환할 수 있다고 순진하게 추론할 수 있습니다.그러나 Clausius는 작업체의 분자, 즉 실린더 내의 물 분자가 엔진 사이클의 한 단계 또는 상태에서 다음 단계로 넘어가거나 변형될 때 서로 작용하는 작업을 고려해야 한다는 것을 보여주었습니다( $P_{1},V_{1}$ : ( $P1$ $V1,$ $P_{2},V_{2}$ ${1},$ $).$ $displaystyle P_{2}, V_{2}}$ 입니다.Clausius는 원래 이것을 신체의 "변환 내용"이라고 불렀고, 나중에 이름을 엔트로피로 바꿨다.따라서 분자의 작동 주체를 한 상태에서 다음 상태로 변환하는 데 사용되는 열은 외부 작업(예: 피스톤을 누르는 작업)에 사용할 수 없습니다.Clausius는 이 변환 열을 d $dQ=TdS$ $dQ=TdS$ $dQ=TdS$ $dQ=TdS$ S $(\displaystyle dQ=DisplayS$ 로 정의했습니다.

1873년, 윌러드 깁스는 표면수단에 의한 물질의 열역학적 성질에 대한 기하학적 표현 방법을 출판했는데, 여기서 그는 물체나 시스템이 경합할 때 나타나는 다양한 자연 과정의 경향을 예측하거나 추정할 수 있는 그의 새로운 방정식의 원리에 대한 예비 개요를 소개했다.작용. 접촉하는 균질물질의 상호작용, 즉 물체, 구성부분 고체, 부분 액체 및 부분 증기, 그리고 3차원 부피 엔트로피 내부 에너지 그래프를 사용함으로써 깁스는 평형의 세 가지 상태, 즉 "필요하게 안정적", "중립적", "불안정적" 여부를 결정할 수 있었다.변화가 뒤따를 것이다.1876년 깁스는 화학 반응과 화학적으로 서로 다른 물체의 상태를 고려하기 위해 화학 잠재력의 개념을 도입함으로써 이 프레임워크를 구축했다.1873년 결과를 요약하면 깁스는 다음과 같이 말한다.

일정한 압력 p와 온도 T의 매체로 둘러싸였을 때 물질에 대한 열역학 평형의 필요충분 조건을 하나의 방정식으로 표현하고 싶다면, 다음과 같은 방정식을 쓸 수 있다.
( ( - - T ν + p ) )=
θ가 신체 부위 상태 변화에 의해 발생하는 변화를 의미할 때, 그리고 (신체의 다른 부위가 다른 상태에 있을 때) 신체가 다른 상태로 분할되는 비율에서.안정된 평형의 조건은 괄호 안의 식 값이 최소가 되어야 한다는 것이다.

이 기술에서 깁스가 사용한 것처럼 refers는 신체의 내부 에너지, refers는 신체의 엔트로피, is는 신체의 부피이다.

따라서, 1882년 클라우시우스와 깁스에 의한 이러한 주장의 도입 후, 독일의 과학자 헤르만 폰 헬름홀츠는, 화학 친화력은 최대 작용의 원리에 기초한 화학 반응의 열의 척도이며, 그 친화력은 t에서 주어진 열이 아니라고 말했다.화합물의 형성은 가역적 방식으로 반응이 수행될 때 얻을 수 있는 가장 큰 양의 작업이다(예: 가역적 셀의 전기 작업).따라서 최대 작업은 시스템의 자유 에너지 또는 사용 가능한 에너지의 감소(T = 상수, P = 상수 또는 헬름홀츠 자유 에너지 A at T = 상수, V = 상수)로 간주되며, 방출되는 열은 일반적으로 시스템의 총 에너지 감소(내부 에너지)의 측정값이다.따라서 G 또는 A는 주어진 조건 하에서 작업에 "자유로운" 에너지의 양입니다.

지금까지, 일반적인 견해는 "모든 화학 반응은 반응의 친화력이 사라지는 평형 상태로 시스템을 이끈다"였다.이후 60년 동안 친화력이라는 용어는 자유 에너지라는 용어로 대체되었다.화학사학자 헨리 레스터에 따르면, 1923년 길버트 N이 쓴 영향력 있는 교과서 '열역학'과 '화학 반응의 자유 에너지'가 있다. Lewis와 Merle Randall은 영어권 대부분의 국가에서 "free energy"라는 용어로 "어피니티"라는 용어를 대체하게 되었습니다.

「」를 참조해 주세요.

레퍼런스

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[13] Quilez, Juan (July 2019). "A historical/epistemological account of the foundation of the key ideas supporting chemical equilibrium theory". Foundations of Chemistry. 21 (2): 223. doi:10.1007/s10698-018-9320-0. S2CID 102566121. Retrieved 2 November 2021.

[Prigogine-14] Kondepudi, Dilip; Prigogine, Ilya (1998). Modern Thermodynamics. John Wiley & Sons Ltd. ISBN 978-0-471-97394-2. 제4장 제1절 제2항 (103쪽)

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