Ist thermodynamische freie Energie und potentielle Energie dasselbe?

Die Gleichung für freie Energie F und potentielle Energie E P Ö T Sind:

F = U − T S E P Ö T = E T Ö T − E k ich N
Aber die Temperatur T ist proportional zur mittleren kinetischen Energie eines Systems. Die Gleichungen sind also wirklich ähnlich, falls die Entropie konstant ist.

Außerdem wird die potentielle Energie manchmal als die Fähigkeit eines Systems definiert, Arbeit zu verrichten . Auf der anderen Seite ist freie Energie definiert als die Menge an Arbeit, die ein thermodynamisches System verrichten kann . Ist das nicht dasselbe?

Antworten (4)

Nein, weil F , hat in der Tat eine statistische Bedeutung, F , oder eher e − F k T , ist eine Summe über verschiedene mögliche Energiekonfigurationen :

Z = e − F k T = ∑ ich e − E ich k T

Sie können also keine (nicht statistischen) physikalischen Größen mit einem Teilchen vergleichen (zum Beispiel hätte die Energie des Teilchens nur einen Wert).

Möglich sind Analogien zwischen Quantenfeldtheorien und statistischen Theorien, denn in Quantenfeldtheorien summiert man auf allen möglichen Wegen.

Kann man sagen, dass die thermodynamische freie Energie im Grenzfall gleich der potentiellen Energie ist, wenn die Anzahl der Teilchen N -> 1 ist?
Ich denke, die sinnvolle Interpretation der Thermodynamik ist statistisch. Thermodynamik ist nicht interessant, wenn man nur ein (klassisches) Teilchen betrachtet.

Thermodynamische freie Energie ist eine Teilmenge der potentiellen Energie. Es gibt mindestens zwei Arten von thermodynamischer freier Energie – Gibbs-freie Energie und Helmholtz-freie Energie. Beide beschreiben die potentielle Energie eines Systems unter bestimmten Bedingungen. Für Gibbs freie Energie sind die Bedingungen konstante Temperatur und konstanter Druck – nützlich für Biochemiker – weil die beiden im menschlichen Körper normalerweise mehr oder weniger konstant sind. Die freie Helmholtz-Energie gibt andere Bedingungen an - nur konstante Temperatur (und nicht konstanter Druck). Dies macht die Nutzung der freien Helmholtz-Energie besser für Prozesse, die nicht bei konstantem Druck ablaufen (z. B. Bombentechnik).

Das ist eine gute Frage, aber die Antwort ist, dass die Energiegleichungen der Thermodynamik und der Dynamik jetzt nicht vollständig übereinstimmen können, da die theoretischen Strukturen der beiden Theorien unterschiedlich sind. Da die innere Energie

U = T S + Y X + ∑ J μ J N J − P v .

Helmholtz-freie Energie

F = U − T S = Y X + ∑ J μ J N J − P v .

Hier Y X ist die potentielle Energie des Systems, ∑ J μ J N J beinhalten die Struktur von Materie und Phasen, − P v ist das thermodynamische Potential, bezeichnet die freie Energie, die aus der Wärmeumwandlung gewonnen werden kann. P v beinhaltet die thermische Bewegung innerhalb des Systems.

Ihre Spekulation ist interessant, aber sie ist völlig irreführend, fürchte ich. Gehen Sie nicht tief darauf ein.

Ihre zusätzliche Bemerkung ist aufgrund der Terminologie ziemlich konfus:

Darüber hinaus wird die potentielle Energie manchmal als Kapazität eines Systems definiert, Arbeit zu verrichten. Auf der anderen Seite ist freie Energie definiert als die Menge an Arbeit, die ein thermodynamisches System verrichten kann. Ist das nicht dasselbe?

Dort ist es die "Differenz der freien Energie" und nicht die "freie Energie" (wie das Potential ist die freie Energie bis auf eine additive Konstante definiert). Und das "Thermodynamiksystem" muss mit einem Wärmebad in Kontakt stehen, damit Ihre Aussage richtig ist. Sie können sich freie Energie als ein mechanisches Potential wie die Gravitation vorstellen, und Arbeit kann dem System entzogen werden, indem Sie die freie Energie ändern. Der Unterschied ist: Die freie Energieänderung beinhaltet die mit dem Wärmebad ausgetauschte Wärme.

Hinweis: Seien Sie sehr vorsichtig mit Begrifflichkeiten und lesen Sie Aussagen der Thermodynamik immer vollständig, sonst sind Sie verloren.

Ist thermodynamische freie Energie und potentielle Energie dasselbe?
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