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Gibbs-Energie

Die Gibbs-Energie G ist ein thermodynamisches Potential mit den natürlichen unabhängigen Variablen Temperatur T, Druck p und Stoffmenge n. Die Gibbs-Energie ist nach Josiah Willard Gibbs benannt. Im deutschen Sprachraum wird die Gibbs-Energie meist als Freie Enthalpie bezeichnet, gebräuchlich sind auch Gibbssche freie Energie oder Gibbs-Potential. Diese Bezeichnungen sollen in der Chemie jedoch nach einer Empfehlung der IUPAC nicht mehr verwendet werden.

Die Gibbs-Energie ist definiert durch:

$G \; = \; U \; + \; p \cdot V \; - \; T \cdot S$

bzw.

$G \; = \; H - \; T \cdot S$

Mit der inneren Energie U, dem Volumen V, der Entropie S sowie der Enthalpie H. Im Gleichgewicht ist der differentielle Ausdruck davon

$\mathrm{d}G\; =\; -S \cdot \mathrm{d}T\; +\; V \cdot \mathrm{d}p\; +\; \sum_{i} \mu_{i} dn_{i}.$

mit dem chemischen Potential µ_i. Diese Gleichung ist maßgeblich für chemische Reaktionen, da diese sehr häufig an ein Druck- sowie an ein Temperatur-Reservoir gekoppelt sind.

Die Einheit der Gibbs-Energie ist Joule (J).

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Inhaltsverzeichnis

1 Geschichtliches
2 Anwendung der Gibbs-Energie in der Chemie
3 Einfache Beispiele zur Berechnung von thermodynamischen Daten
4 Tabelle über die freien Standard-Enthalpien
5 Siehe auch
6 Literatur

Geschichtliches

Die Arbeiten von Josiah Willard Gibbs zur Thermodynamik erschienen zunächst nur in den relativ schwer zugänglichen "Transactions of the Connecticut Academy". Der Chemiker Wilhelm Ostwald befasste sich eingehend mit der Bedeutung dieser Arbeiten und schrieb an Gibbs: „Die Bedeutung ihrer Arbeit ist eine so große, dass ich soviel ich kann, dazu tun möchte, ihr eine entsprechende Verbreitung zu schaffen.“ Im Jahr 1892 erschien das von Ostwald verfasste Buch „Thermodynamischen Studien“ auf Basis der Gibbs Arbeit. Zuvor hatte der aus Potsdam gebürtige Hermann Helmholtz drei größere Abhandlungen über die "Thermodynamik chemischer Vorgänge" (1882/83, s. Helmholtz-Energie )geschrieben. Dabei übertrug Helmholtz die Hauptsätze der Thermodynamik auf den Galvanismus und auf elektrochemische Vorgänge. Mit der von Ostwald und van´t Hoff begründeten „Zeitschrift für physikalische Chemie, Stöchiometrie und Verwandschaftslehre“ wurde die physikalische Chemie zu einer eigenständigen Wissenschaftsdisziplin. Gibbs Arbeit war in dieser neuen physikalischen Chemie ein Grundpfeiler. Der Assistent von Ostwald, Walther Nernst, entwickelte bei Ostwald die „osmotische Theorie der galvanischen Elemente“, der Kern dieser Abhandlung ist heute besser als die „Nernst-Gleichung“ bekannt. Die Gibbsschen Gesetze ließen sich so auch in abgeleiteteter Form mit der Elektrochemie vereinbaren.

Anwendung der Gibbs-Energie in der Chemie

Chemische Reaktionen gehorchen den Gesetzen der Thermodynamik. Die Thermodynamik beschreibt Beziehungen zwischen verschiedenen Energieformen und beantwortet die Frage, ob, unter welchen Bedingungen und in welchem Umfang eine Umsetzung der beteiligten Stoffe abläuft. Hier ist das entscheidende Kriterium die Gibbs-Energie G. Für ihre Änderung $Δ G$ während einer Reaktion gilt

$Δ G < 0$ : exergone Reaktion, die unter den gegebenen Bedingungen (Konzentrationen) spontan abläuft;
$δ G = 0$ : Gleichgewichtssituation, keine Reaktion;
$Δ G > 0$ : endergone Reaktion, deren Ablauf in der angegebenen Richtung Energiezufuhr erfordern würde.

Für die Änderung der Gibbs-Energie gilt nun:

$\Delta G = \Delta G^{\circ} + R T \cdot \ln \prod_{i} a_{i}^{\nu_{i}}$

Darin ist $a$ die Aktivität des entsprechenden Reaktanden. $R$ steht für die universelle Gaskonstante:

$R = 8{,}314471(15)\ \mathrm{J\ mol^{-1}K^{-1}}$
$T$ ist die absolute Temperatur in Kelvin
$\Delta G^{\circ}$ eine reaktionsspezifische Konstante, die freie Standardenthalpie. (Hüte dich! $\Delta G^{\circ} \neq \Delta G$ vgl. Standardzustand)

Es gilt die Gleichheit $\Delta G^{\circ}= \Delta G$ , wenn alle Edukte und Produkte die Aktivität 1 besitzen und somit $\ln \prod_{i} a_{i}^{\nu_{i}}$ gleich Null wird. Aufgrund des Vorzeichens kann aus $\Delta G^{\circ}$ also die (hypothetische) Reaktionsrichtung bei $a = 1$ für alle Reaktionspartner abgelesen werden (sog. "Standardbedingungen"). In der Biochemie wird das $\Delta G^{\circ\prime}$ verwendet, um die Gibbs-Energie bei physiologischem pH 7 zu kennzeichnen.

Die Gleichgewichtseinstellung der Reaktion folgt dem Kriterium minimaler Gibbs-Energie. Im Gleichgewicht ändert sich $G$ definitionsgemäß nicht mehr, d. h. es gilt $Δ G = 0$ , woraus folgt

$\Delta G^{\circ} = -R T \cdot \ln \prod_{i} a_{i}^{\nu_{i}} = -R T \cdot \ln K$

Wobei $K$ die Thermodynamische Gleichgewichtskonstante ist.

Auf der anderen Seite ist $Δ G$ mit den Aktivitäten der Reaktionspartner veränderlich. $\Delta G^{\circ}$ ist derjenige Wert, welcher die Reaktionsrichtung bestimmt: Nur bei negativem $\Delta G^{\circ}$ liegt die Reaktionsrichtung auf der Produktseite. Eine durch positives $\Delta G^{\circ}$ gekennzeichnete Reaktion kann durchaus in der geschriebenen Richtung ablaufen, sofern die Ausgangsaktivitäten ein negatives $Δ G$ gewährleisten.

Interessiert nur die Temperaturabhängigkeit einer chemischen Reaktion, so wird oft vereinfacht die Gleichung

$\Delta G^{\circ} = \Delta H^{\circ} - T \cdot \Delta S^{\circ}$

benutzt. Diese Gleichung erlaubt allerdings nur eine Aussage darüber, ob eine chemische Reaktion in der gegebenen Richtung freiwillig ablaufen kann. Mitunter sind Reaktionen sogar selbst unter Katalysatoreinfluss gehemmt (beispielsweise die Ammoniakbildung aus Wasserstoff und Stickstoff). Aussagen über die Reaktionsgeschwindigkeit sind somit nicht möglich.

Da jede Wärmeentwicklung aus chemischen Reaktionen nicht vollständig zur Gewinnung von Nutzarbeit eingesetzt werden kann, also $Δ G$ kleiner als $Δ H$ ist und ein Teil der Wärmeenergie durch die Entropie verloren geht, strebt die Erde - solange nicht Sonnenenergie, Atomkraft ausreichend zur Verfügung stehen - einem chemischen Entropietod entgegen (s. Entropie).

Es sei folgende allgemeine chemische Reaktion gegeben:

$a\,A + b\,B +... \, \rightarrow \, c\,C + d\,D +...$

Dabei sind a, b, c, d sind die stöchiometrischen Faktoren und A, B, C, D sind die chemischen Verbindungen oder Elemente.

Aus dieser allgemeinen chemischen Reaktion lässt sich bei Kenntnis der freien Bildungsenthalpien im Standardzustand von Verbindungen ( werden mit ( $G_f^0$ )angegeben - im unteren Beispiel zur Unterscheidung jedoch mit ( $G_a^0$ ), ( $G_b^0$ ) - und beziehen sich immer auf 1 mol der entsprechenden Verbindung ) die freie Enthalpie ( $\Delta G_r^0$ ) einer chemischen Umsetzung berechnen.

Für die Berechnung gilt:

$\mathrm{(I)} \quad \Delta G_r^0 = cG_c^0 + dG_d^0 + \, ... \, - aG_a^0 - bG_b^0 + ...$

Eine chemische Reaktion ist - wie oben beschrieben - nur möglich, wenn $\Delta G_r^0 < 0$ ist.

Zur Untersuchung von speziellen thermodynamischen Problemstellungen kann die freie Enthalpie der Gibbs-Gleichung differenziert und anschließend integriert werden. Folgende thermodynamische Problemstellungen sind besonders wichtig:

Die Druckabhängigkeit bei der Reaktion von idealen Gasen:

$\mathrm{(II)} \quad \Delta G_r = cG_c^0 + dG_d^0 + \, ... \, - aG_a^0 - bG_b^0 + \, ... + RT \, \ln \frac{(p_c) \cdot (p_d) \cdot \,...}{(p_a) \cdot (p_b) \cdot \, ...}$

( $p c$ , $p d$ , $p a$ , $p b$ sind die Partialdrucke des jeweiligen Gases )

Analoges gilt für Lösungen:

$\mathrm{(III)} \quad \Delta G_r = cG_c^0 + dG_d^0 + \, ... \, - aG_a^0 - bG_b^0 + \, ... \, + RT \, \ln(K)$

(K entspricht dem obigen Term wobei die Partialdrucke jedoch durch die molaren Konzentrationen ausgetauscht werden müssen)

Falls sich die Reaktion im Gleichgewicht - d.h. $Δ G r = 0$ - befindet, erhält man das oben beschriebene Massenwirkungsgesetz:

$\mathrm{(IV)} \quad \Delta G_r^0 = - RT \, \ln(K)$

Die Temperaturabhängigkeit der Gibbs-Gleichung ergibt nach Bildung des Differentials und Integration die sogenannte van´t Hoffsche Gleichung (RGT-Regel).

In der Elektrochemie (s. Elektrochemische Spannungsreihe) kann die geleistete Nutzarbeit einer freiwilligen Umwandlung von chemischen Stoffen (z.B. einer Brennstoffzelle) über die Beziehung:

$\mathrm{(V)} \quad \Delta G_r = -n \cdot F \cdot \Delta E$

(n: Mol Elektronen, F: Faradaykonstante: 96480 As/mol, $Δ E$ : Zellspannung , Einheit:As*V=J) bestimmt werden.

Einfache Beispiele zur Berechnung von thermodynamischen Daten

Zwei kleine Beispiele mögen den Sinn der obigen Ausführen veranschaulichen. Hierfür werden die in der unten angegebenen Tabelle freien Enthalpien unter Standardbedingungen benötigt.

a) Berechnungen des Löslichkeitsproduktes von Silberchlorid und Silberiodid Das Löslichkeitsprodukt kann nach dem Massenwirkungsgesetz (IV) berechnet werden. Zur Bestimmung der Gleichgewichtskonstante K müssen nach Gleichung (I) von den freien Bildungsenthalpien nach Standardbedingungen der Produkte (also AgCl bzw. AgI) die freien Bildungsenthalpien der Ausgangsprodukte (Ag⁺ , Cl^- bzw. I^-) abgezogen werden.

Für AgCl:

Δ G r

=(1000)*[(-109,7)-(77,1-130,9)]=-22,56=-RTlnK

Das Löslichkeitsprodukt beträgt bei 25°C: 1,6*10^-10

Für AgI:

Δ G r

=(1000)*[(-66,3)-(77,1-51,7)]=-37,0=-RTlnK

Das Löslichkeitsprodukt bei der AgI-Fällung beträgt bei 25°C: 8,1*10^-17

b) Freie Reaktionsenthalpie bei der Umwandlung von 2 Mol Wasserstoffgas und 1 Mol Sauerstoffgas zu einem Mol Wasser

Bei der Brennstoffzelle lässt sich aus der Umsetzung von Wasserstoffgas und Sauerstoffgas Strom gewinnen, dieser Prozess verläuft freiwillig ( $Δ G r$ <0). Bei dem umgekehrten Prozess - der Elektrolyse (bei diesem Prozess wird Strom in Chemische Substanzen umgewandelt, die ein höhere freie Enthalpie haben als die Ausgangssubstanzen) - wird durch elektrischen Strom Wasser in Sauerstoff und Wasserstoff zerlegt. Der Energieverbrauch durch Strom bei der Elektrolyse ist größer als der Energieinhalt des bei der Elektrolyse entstehenden Wasserstoff und Sauerstoffgases, da sonst die Reaktion gar nicht ablaufen könnte. Die Zersetzungsspannung (s. EMK) bei der Elektrolyse von Wasser zu Wasserstoff und Sauerstoff beträgt 1,229 V (s. Elektrochemische Spannungsreihe)

Da zur Elektrolyse von 1 Mol Wasser (2H⁺ und O^2-) an der Kathode zwei Elektronen abgegeben werden und an der Anode zwei aufgenommen werden, ist n nach Gleichung (V) 2.

Δ G r

= =-2*96487*1,229J= -237200 J

Dieser Wert stimmt exakt mit dem in der Tabelle angegebenen Wert für die freie Standardenthalpie von Wasser (H₂O) unter Normalbedingungen überein. Die frei werdende Wärme bei der Verbrennung oder die Reaktion in einer Brennstoffzelle aus dem Umsatz 2 Mol Wasserstoff und einem Mol Sauerstoff zu Wasser kann also im günstigsten Falle nur eine nutzbare Arbeit von 237200 J leisten.

Tabelle über die freien Standard-Enthalpien

Abkürzungen: aq: Im Wasser gelöst; g: Gasförmig; l: Flüssig; f: Fest;

Enthalpie, Entropie und freie Enthalpie von Verbindungen im Standardzustand
Substanz	$H_f^0$ (kJ/mol)	$S_f^0$ (J/(mol*K)	$G_f^0$ (kJ/mol)
Ag	0	42,7	0
Ag⁺ aq	+105,9	73,4	77,1
AgNO₃	-123,14	141,0	-32,17
AgCl	-127,0	96,2	-109,7
AgBr	-99,6	107,1	-93,68
AgI	-63,2	115,5	-66,32
Al	0	28,2	0
Al³⁺ aq	-528,4	-318,0	-
Al₂O₃	-1669,8	52,3	-1576
Ba	0	69,94	0
Ba²⁺ aq	-538,36	12,55	-560,66
Ba(OH)₂ aq	-998,2	-8,37	-875,3
BaCO₃	-1218,8	112,1	-1302,5
Br(g)	111,7	174,9	-
Br₂(l)	0	245,2	0
Br^-	-120,9	+53,1	-102,8
HBr(g)	-36,2	+198,7	-53,2
C_Graphit	0	+5,7	0
C_Diamant	+0,9	+2,5	2,87
CO (g)	-110,5	198,0	-137,3
C0₂(g)	-393,5	213,6	-394,38
C0₂aq	-412,9	121,3	-386,2
CO₃^2- aq	-676,3	-54,4	-528,1
HCO₃^- aq	-691,6	92,9	-587,0
CH₄ Methan(g)	-74,85	186,19	-50,8
CH₂O Formaldehyd(g)	-115,9	218,66	-110,0
CH₃OH (Methanol, l)	-238,57	126,78	-166,2
C₂H₆(Ethan,g)	-84,68	229,49	-32,9
C₂H₄(Ethen, g)	52,26	219,45	68,12
C₂H₂(Ethin, g)	226,73	200,79	209,2
C₂H₅OH (Ethanol, l)	-277,65	160,67	-174,77
C₂O₄^2-(Oxalatdianion, aq)	-824,25	51,04	-674,88
HC₂O₄^-(Bioxalatdianion, aq)	-817,97	153,55	-817,97
C₂H₂O₄(Oxalsäure, f)	-826,76	120,08	-697,89
C₂H₂O₂(Glyoxal, f)	-350,2	-	-
C₂H₃O₂^-(Acetatanion, aq)	-488,9	-
C₂H₅COOH (Essigsäure, l)	-487,02	159,83	-392,5
C₃H₈(Propan, g)	-103,8	-269,4	-23,5
C₆H₆(Benzol, l)	82,93	269,2	129,6
C₆H₁₄(Hexan, g)	-167,2	-562,7	+ 0,2
C₇H₈(Toluol, l)	50	319,74	122,3
C₇H₁₆(Heptan, g)	-187,8	-659,4	+8,7
C₈H₁₈(Octan, g)	-208,4	-757,3	17,3
Ca	0	41,6	0
Ca²⁺aq	-542,7	-55,2	-553,1
CaO	-542,7	-55,2	-604,2
Ca(OH)₂ aq	-985,5	72,8	-867,8
CaCO₃	-1206,7	-92,9	1128,8
CaSO₄	-1417,1	107,1	-1320,5
Cd	0	51,5	0
Cd²⁺aq	-72,4	-72,8	-
CdSO₄	-926,2	137,2	-820,0
Cl(g)	120,9	165,1	-
Cl^- aq	-167,4	55,2	-130,9
HCl(g)	-92,3	186,9	-95,3
HCl aq	-167,4	55,2	131,2
Cr	0	23,8	0
Cr₂O₃	-1128,4	81,2	-1046,8
HCrO₄^2- aq	-892,5	73,2	-746,8
Cu	0	33,3	0
Cu²⁺aq	64,4	-110,9	64,85
Cu₂O	-166,5	100,8	-146,4
CuO	-155,2	43,5	-127,2
Cu₂S	-79,5	120,9	-86,2
CuS	-48,5	66,5	-48,9
CuSO₄	-843,1	81,6	-676,9
F₂	0	203,3	0
F^- aq	-329,1	-11,3	276,6
HF(g)	-286,6	173,8	-270,7
Fe	0	27,2	0
Fe^{2+^aq}	-87,9	-113,4	-84,9
Fe³⁺ aq	-47,7	-293,3	-10,54
Fe₃O₄	-1117,3	146,4	-1014,2
Fe₂O₃	-821,7	90,0	-790,9
FeS	-95,4	67,4	-97,5
FeS₂	-177,9	53,1	-166,5
H(g)	218,0	114,6	203,3
H₂	0	130,6	0
H⁺ aq	0	0	0
H₂O (g)	-241,8	188,9	-234,6
H₂O (l)	-286,0	70,0	-237,2
Hg (l)	0	76,0	0
Hg₂²⁺ aq	167,4	74,1	154,0
I(g)	107,1	180,7	-
I₂ (g)	62,3	260,6	19,4
I₂(s)	0	116,7	0
I^- aq	-55,94	109,4	-51,67
K	0	63,6	0
K⁺ aq	-251,2	102,5	-282,3
KCl	-435,9	82,8	-408,4
KBr	-392,0	96,44	-379,4
KI	-327,6	104,4	-322,3
KSO₄	-1433,4	175,7	-1316,3
Li	0	28,0	0
Li⁺ aq	-278,4	14,2	-293,8
LiOH	-508,4	3,8	-451,1
LiH	-90,4	24,7	-69,9
Mg	0	32,5	0
Mg²⁺ aq	-461,9	-117,9	-456,0
MgO	-601,8	26,8	-569,6
Mg(OH)₂ (f)	-924,7	63,1	-833,7
MgCl₂	-641,8	89,5	-592,4
MgCO₃	-1112,9	65,7	-1029,3
MgSO₄	-1278,2	91,6	-1173,6
Mn	0	31,8	0
Mn²⁺ aq	-218,8	-83,7	-223,4
Mn(OH)₂ (amorph)	-693,7	88,3	-610,4
MnO₂ (f)	-520,9	53,1	-466,1
MnO₄^--	-1126,3	-66,9	-965,2
N (g)	472,7	153,2	-
N₂ (g)	0	191,6	0
NH₃ (g)	-46,2	192,5	-16,6
NH₄⁺ aq	-132,6	112,8	-79,5
N₂O (g)	81,5	220,1	103,8
NO	90,4	210,6	86,7
NO₂ (g)	33,8	240,4	51,8
NO₃^- aq	-206,7	146,4	-110,5
NH₄Cl (f)	-315,4	94,6	-203,8
NH₄SO₄ (f)	-1179,5	140,6	-900,4
Na	0	51,0	0
Na⁺ aq	-239,7	60,2	-261,9
NaOH aq	-469,4	49,8	-419,2
NaOH*H₂O	-733,0	84,5	-623,4
NaF (f)	-569,0	58,6	-541,0
NaCl (f)	-411,0	72,4	-384,1
NaBr aq	-360,7	141,0	364,8
NaI aq	-295,6	169,4	-296,8
NaH	-57,3	-	-
NaNO₃	-424,7	116,3	-365,9
Na₂SO₄	-1384,5	149,4	-1266,9
Na₂SO₄ *10 H₂O	-4324,2	592,9	-3643,9
Na₂CO₃ (f)	-1130,9	136,0	-1047,7
NaHCO₃ (f)	-947,7	102,1	-851,9
O (g)	1042,6	673,2	-
O₂ (g)	0	205,0	0
OH^- aq	229,7	-10,5	-157,3
P (weiß)	0	44,3	0
PO₄^2-	-1284,2	188,3	-
Pb (f)	0	64,9	0
Pb²⁺ aq	1,7	21,3	-24,3
PbO	-219,2	67,8	-189,1
PbO₂	-276,6	76,6	-218,8
PbSO₄	-918,4	147,3	-811,3
S (rhomb)	0	31,8	0
H₂S (g)	-20,1	205,4	-33,0
SO₂ (g)	-296,9	248,5	-300,4
SO₃ (g)	-395,0	256,1	-370,3
SO₃^2- aq	-624,2	43,5	-497,1
SO₄^2- aq	-907,5	17,1	-741,8
H₂SO₄ (fl)	-811,3	-	-
Si	0	18,8	0
SiO₂ (Quarz)	-859,4	41,8	-805
SiCl₄ (g)	-609,6	331,4	-569,9
Sn(weiß)	0	51,5	0
Sn²⁺ aq	-10	20,5	-
SnCl₂	-349,8	-	-
SnO	-286,2	56,5	-257,3
SnO₂	-580,7	52,3	-519,65
Ti	0	30,3	0
TiO₂	-912,1	50,2	-852,7
Zn	0	41,6	0
Zn²⁺ aq	-152,4	-106,5	-147,3
ZnCl₂	-415,9	108,4	-369,4
ZnO	-348,1	43,9	-318,0
ZnSO₄	-978,6	124,7	-871,5

Siehe auch

Redox-Potential, Thermodynamisches Potential, Gruppenübertragungspotential, Gibbs-Helmholtz-Gleichung, Massenwirkungsgesetz, Aktivität

Literatur

Lothar Dunsch: Das Portrait: Wilhelm Ostwald . In: Chemie in unserer Zeit., 16. Jahrgang, Dezember 1982, S.186-196. Verlag Chemie
Wolfgang U. Eckart und Christoph Gradmann: Hermann Helmholtz und die Wissenschaft im 19. Jahrhundert. In: Spektrum der Wissenschaften, Dezember 1994, S.100-109.
Dr. sc. Nat. Hans Rudolf Christen: Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie. 5.Auflage, 1977, S.291-313 Verlag Sauerländer AG.
Handbook of Chemistry and Physics, CRC-Press, Florida 1981.

Kategorien: Thermodynamik | Chemische Größe

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