ΔGとΔHを教えて下さい

質問

ΔH＝ΔG＋TΔSということは知っています。
しかし通常反応エネルギーはΔHで表しますよね。
しかしΔHがプラスで吸熱でもΔGがプラスの場合は発熱反応なのでしょうか？
そもそも反応に必要な熱量はΔHですから、よく分かりません。
例えばエタノールの部分酸化反応では
CH3CH2OHg + 0.5O2→ 2CO + 3H2
ΔH=13.66KJ/mol
ΔG=-106KJ/mol
です。これは発熱反応？吸熱反応？
教えて下さい

回答No.3

c80s3xxx · ベストアンサー

>> 発エルゴン反応は発熱反応に相当し，
> もしかしてエルゴンを熱としてはいけないのでしょうか？

相当というのが何を指すのか曖昧ですが，同義と捉えたのでは何のために「エルゴン」なんてものを引っ張り出したのか，まったく意味がなくなると思いますけどね．

> ΔSはJ/K・molで系の温度が上昇するに従い高くなる。

完全な誤解．

> アンモニアの合成（1/2N2+3/2H2→NH3）の場合、800℃で
> ΔH=-53.7ΔG=38.8なので、発熱反応なのに高温高圧が必要なのは

アンモニアの合成は低温かつ高圧ほどアンモニア生成系に有利．
高温にしなくてはならないのは反応速度を稼ぐためであって，平衡論的には高温にしてはいけない．

> もしかしてエントロピーがマイナス？

エントロピー自体はマイナスになることはありえません．エントロピー変化とエントロピーをごっちゃにしないように．
アンモニア合成反応は，エントロピー変化は負です．
あと，標準ギブズエネルギー変化とかとある反応条件での実ギブズエネルギー変化とかをごっちゃにしないように．

お礼

ありがとうございます。
エントロピー変化とはエントロピーがどれだけ温度辺りに変化したか？でしょうか・・それともこれはどう考えればいいのでしょうか？
エントロピー変化が負ということは温度を上げれば上げるほどエントロピーは下がっていく事になるのですか？
教えて下さい。

ΔGfとΔG(T)はごちゃまぜになりやすいので、気をつけています。
しかしまだ間違える事があります。

回答No.2

c80s3xxx

> ΔGがギブス自由エネルギーであり、これが反応のエネルギー変化と考えてよいのですか？

基本的には．

> ΔH=13.66kJ/mol、ΔG=-106KJ/molというのは反応は発熱、でも系全体としては吸熱。

ΔGは発熱，吸熱とはぜんぜん別の話ですが．

> そして活性化エネルギーはまた別なんですよね？

熱力学に活性化エネルギーという概念はありません．

> TΔSを完全に無視してよいのか？

エントロピー項を考えなくてはいけないからこそ，自由エネルギーで考えなくてはいけないのです．

お礼

またまた大変ありがとうございます！
えー実はある文献にこうありまして・・・
>ΔG＜０：発エルゴン反応。反応は右(正方向)に進む。
>ΔG＝０：平衡状態。正味の反応は起こらない。
>ΔG＞０：吸エルゴン反応。反応は左(逆方向)に進む。
>反応熱が正のとき発熱反応というが，化学反応を自由エネルギー
>変化を考えるときには，エルゴンという語句を使う。発エルゴン
>反応は発熱反応に相当し，吸エルゴン反応は吸熱反応に相当する。
とあるんですが・・・なんかやっぱり混乱してます。
もしかしてエルゴンを熱としてはいけないのでしょうか？
あとΔSはJ/K・molで系の温度が上昇するに従い高くなる。つまりこれは
熱を加えた結果、体積一定のまま、温度が"温度低"から"温度高"に変化
する場合→温度で積分→エントロピーの増加量は、温度高/温度低の対
数に比例する。
熱を加えた結果、温度一定のまま、体積が"体積小"から"体積大"に変化
する場合→体積で積分→エントロピーの増加量は、体積大/体積小の対
数に比例する。
ですからアンモニアの合成（1/2N2+3/2H2→NH3）の場合、800℃で
ΔH=-53.7ΔG=38.8なので、発熱反応なのに高温高圧が必要なのは
もしかしてエントロピーがマイナス？

回答No.1

c80s3xxx

> しかし通常反応エネルギーはΔHで表しますよね。

表しませんが．

> しかしΔHがプラスで吸熱でもΔGがプラスの場合は発熱反応なのでしょうか？

定圧系であれば，ΔGとは関係なく，ΔHが反応熱を表しますが．ΔH<0 が発熱であり，それ以上でもそれ以下でもありません．

> そもそも反応に必要な熱量はΔH

ではありません．定圧条件下で反応のさいに出入りする熱がΔHというだけのこと．

> ΔH=13.66KJ/mol
> ΔG=-106KJ/mol
> です。これは発熱反応？吸熱反応？

吸熱．なお，KJ は間違い．kJ と KJ は意味がまったく違う．

お礼

大変あるがとうございます。
ΔH=ΔG＋TΔSということは
ΔGがギブス自由エネルギーであり、これが反応のエネルギー変化と考えてよいのですか？
電池等の場合、化学反応エネルギーがそのままエネルギーになるのでΔGだけで評価します。そして理論効率としてΔG/ΔHを計算します。
燃料電池なんかはそうですよね。
しかし思うに、ΔH=13.66kJ/mol、ΔG=-106KJ/molというのは反応は発熱、でも系全体としては吸熱。
これがいまいちまだもやっとしてます。
そして活性化エネルギーはまた別なんですよね？

最近電池だけでなく、生物の細胞での反応は，
この自由エネルギーGの変化で反応を検討していると聞きました。
これもいまいち分からんのです。
TΔSを完全に無視してよいのか？なんだか分かったようなわからんような話なので・・・