일반화학 열역학 ΔG 와 ΔG°의 차이
질문 1
ΔG 와 ΔG°의 차이가 궁금합니다. 저는 반응물과 생성물 모두 표준상태인 1atm일 때의 자유 에너지 변화량이 ΔG°고, 하나라도 표준상태가 아닐때의 자유 에너지 변화량이 ΔG라고 생각했었는데요
강의에서 ΔG=ΔG° + RTlnQ식을 배우면서, 비표준 상태 자유 에너지 변화량(ΔG)은 "표준 상태 자유 에너지 변화량(ΔG°)으로부터 어떤 '농도'나 '분압'변화가 생겼을 때 거기에 따라 달라지는 자유 에너지 변화량"이라고 하더라구요.
이게 반응지수 Q가 농도나 분압에 따라 달라지니까 식이 이렇게 나오는 거는 알겠는데 상황이 이해가 잘 안가요..
농도가 어떻게 나올 때 ΔG°가 되고 어떻게 나올 때 ΔG가 되는지랑
분압이 어떻게 나올 때 ΔG°가 되고 어떻게 나올 때 ΔG가 되는지 알려주세요.. 예시까지 들어주시면 너무 감사하겠습니다...
안녕하세요.
ΔG° (표준 기브스 자유에너지 변화)
ΔG°는 모든 반응물과 생성물이 표준 상태에 있을 때의 기브스 자유에너지 변화를 나타냅니다. 여기서 '표준 상태'란 순수한 물질의 경우 1기압(또는 1 atm)의 압력과 지정된 온도(보통 25°C)에서의 상태를 의미합니다. ΔG°는 반응이 완전히 진행됐을 때 달성할 수 있는 에너지 변화의 최대치를 나타내며, 이 값은 고정적이고, 반응의 내재적 성질을 나타냅니다.
ΔG (기브스 자유에너지 변화)
ΔG는 실제 반응 조건에서의 기브스 자유에너지 변화를 나타냅니다. 이는 반응물과 생성물의 농도나 분압이 표준 상태와 다를 때 적용됩니다. ΔG의 값은 반응의 실제 진행 방향을 결정하며, ΔG가 음수일 경우 반응은 자발적으로 일어납니다. ΔG는 다음 공식으로 계산할 수 있습니다 :
ΔG = ΔG° + RT * ln(Q)
여기서 Q는 반응 지수(농도 비율)이며, R은 기체 상수, T는 절대 온도입니다.
예시로 설명을 드리면, 농도의 영향은 :
ΔG° : A + B → C의 반응에서 A, B, C 모두 1M 농도에서의 ΔG°를 계싼합니다.
ΔG : 같은 반응에서 A = 0.5M, B = 0.5M, C = 1.5M일 경우, Q = [C] / ([A][B]) = 1.5 / (0.5 × 0.5) = 6 이므로, ΔG는 ΔG°에서 RT * ln6 만큼 조정됩니다.
분압의 영향은 :
ΔG° : H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(g)에서 모든 기체의 분압이 1 atm일 때의 ΔG°
ΔG : H₂의 분압이 2 atm, O₂의 분압이 0.5 atm, H₂O의 분압이 1 atm일 경우, Q = [H₂O] / ([H₂] * [O₂]^(1/2)) = 1 / (2 * (0.5)^(1/2)) 이므로, ΔG는 이 값에 따라 다시 계산됩니다.
이러한 방식으로, ΔG°ΔG°ΔG°와 ΔGΔGΔG의 차이를 이해하면 각기 다른 조건에서 반응의 자발성과 방향을 예측할 수 있습니다. 이 개념은 화학 반응의 설계, 제어, 그리고 분석에서 근본적인 역할을 합니다.