熱化学における関係式
出典: フリー百科事典『ウィキペディア（Wikipedia）』 (2020/08/14 02:11 UTC 版)
「標準モルエントロピー」の記事における「熱化学における関係式」の解説
ギブス自由エネルギー変化とエンタルピー変化の間には以下の関係がある。 Δ G = Δ H − T Δ S {\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\Delta S} 標準状態(298.15 K, 105 Pa)では以下のようになる。 Δ G ∘ = Δ H ∘ − T Δ S ∘ {\displaystyle \Delta G^{\circ }=\Delta H^{\circ }-T\Delta S^{\circ }} ここでエントロピー変化ΔSは生成系の各物質のモルエントロピーの合計と、反応系の各物質のモルエントロピーの合計の差である。 Δ S ∘ = ∑ S ∘ (products) − ∑ S ∘ (reactants) {\displaystyle \Delta S^{\circ }=\sum S^{\circ }{\mbox{(products)}}-\sum S^{\circ }{\mbox{(reactants)}}} たとえば水（液体）の標準生成エントロピー変化 ΔfSº は以下のように求められる。 Δ f S ∘ = S H 2 O ∘ − ( S H 2 ∘ + 1 2 × S O 2 ∘ ) = 69.91 J ⋅ m o l − 1 ⋅ K − 1 − ( 130.684 J ⋅ m o l − 1 ⋅ K − 1 + 1 2 × 205.138 J ⋅ m o l − 1 ⋅ K − 1 ) = − 163.34 J ⋅ m o l − 1 ⋅ K − 1 {\displaystyle {\begin{aligned}{\rm {\Delta _{f}{\mathit {S}}^{\circ }}}&={\rm {{\mathit {S}}_{H_{2}O}^{\circ }-({\mathit {S}}_{H_{2}}^{\circ }+{\frac {1}{2}}\times {\mathit {S}}_{O_{2}}^{\circ })}}\\&={\rm {69.91J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}-(130.684J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}+{\frac {1}{2}}\times 205.138J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1})}}\\&={\rm {-163.34J\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1}}}\\\end{aligned}}} 水の標準生成エンタルピー変化は ΔfHº = −285.83 kJ mol−1 であり、これより標準生成ギブス自由エネルギー変化 ΔfGº を求めることができる。 Δ f G ∘ = Δ f H ∘ − T Δ f S ∘ = − 285.83 k J ⋅ m o l − 1 − 298.15 K × ( − 0.16334 k J ⋅ m o l − 1 ⋅ K − 1 ) = − 237.13 k J ⋅ m o l − 1 {\displaystyle {\begin{aligned}{\rm {\Delta _{f}{\mathit {G}}^{\circ }}}&={\rm {\Delta _{f}{\mathit {H}}^{\circ }-{\mathit {T}}\Delta _{f}{\mathit {S}}^{\circ }}}\\&={\rm {-285.83kJ\cdot mol^{-1}-298.15K\times (-0.16334kJ\cdot mol^{-1}\cdot K^{-1})}}\\&={\rm {-237.13kJ\cdot mol^{-1}}}\\\end{aligned}}}
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