Termodinamički potencijali (termodinamičke funkcije) - karakteristične funkcije u termodinamici, čije je smanjenje u ravnotežnim procesima koji se odvijaju pri konstantnim vrijednostima odgovarajućih nezavisnih parametara jednako korisnom vanjskom radu.

Pošto je u izotermnom procesu količina toplote koju primi sistem jednaka , tada odbiti slobodna energija u kvazistatičkom izotermnom procesu jednaka je radu sistema gore spoljna tela.

Gibbsov potencijal

Također se zove Gibbsova energija, termodinamički potencijal, Gibbsova besplatna energija pa čak i samo slobodna energija(što može dovesti do miješanja Gibbsovog potencijala sa Helmholtzovom slobodnom energijom):

Termodinamički potencijali i maksimalni rad

Unutrašnja energija je puna energija sistemima. Međutim, drugi zakon termodinamike zabranjuje pretvaranje sve unutrašnje energije u rad.

Može se pokazati da je maksimum pun rad (kako na okolinu tako i na vanjska tijela) koji se može dobiti iz sistema u izotermnom procesu, jednak je smanjenju Helmholtzove slobodne energije u ovom procesu:

gdje je Helmholtzova slobodna energija.

U tom smislu predstavlja besplatno energija koja se može pretvoriti u rad. Preostali dio unutrašnje energije može se nazvati povezane.

U nekim aplikacijama potrebno je razlikovati pun I korisno rad. Ovo posljednje predstavlja rad sistema na vanjskim tijelima, isključujući okruženje u koje je uronjen. Maksimum korisno rad sistema je jednak

gdje je Gibbsova energija.

U tom smislu je i Gibbsova energija besplatno.

Kanonska jednadžba stanja

Specificiranje termodinamičkog potencijala određenog sistema u određenom obliku je ekvivalentno specificiranju jednačine stanja ovog sistema.

Odgovarajući termodinamički potencijalni diferencijali su:

• za unutrašnju energiju

• za entalpiju

• za Helmholtzovu slobodnu energiju

• za Gibbsov potencijal

Ovi izrazi se mogu matematički posmatrati kao potpuni diferencijali funkcija dviju odgovarajućih nezavisnih varijabli. Stoga je prirodno termodinamičke potencijale smatrati funkcijama:

Specificiranje bilo koje od ove četiri zavisnosti - odnosno određivanje tipa funkcija , , , - omogućava vam da dobijete sve informacije o svojstvima sistema. Tako, na primjer, ako nam je data unutrašnja energija kao funkcija entropije i volumena, preostali parametri se mogu dobiti diferencijacijom:

Ovdje indeksi označavaju konstantnost druge varijable o kojoj funkcija ovisi. Ove jednakosti postaju očigledne ako to uzmemo u obzir.

Postavljanje jednog od termodinamičkih potencijala kao funkcije odgovarajućih varijabli, kao što je gore napisano, jeste kanonska jednadžba stanja sistemima. Kao i druge jednadžbe stanja, vrijedi samo za stanja termodinamičke ravnoteže. U neravnotežnim stanjima ove zavisnosti možda neće biti važeće.

Metoda termodinamičkih potencijala. Maxwellovi odnosi

Metoda termodinamičkih potencijala pomaže da se izrazi koji uključuju osnovne termodinamičke varijable transformišu i na taj način izraze takve „teško uočljive“ veličine kao što su količina toplote, entropija, unutrašnja energija kroz merene veličine – temperaturu, pritisak i zapreminu i njihove derivate.

Razmotrimo ponovo izraz za ukupni diferencijal unutrašnje energije:

Poznato je da ako mješoviti derivati ​​postoje i kontinuirani su, onda ne zavise od reda diferencijacije, tj.

Ali i stoga

Uzimajući u obzir izraze za druge diferencijale, dobijamo:

Ovi odnosi se nazivaju Maxwellovi odnosi. Imajte na umu da oni nisu zadovoljeni u slučaju diskontinuiteta mješovitih derivata, koji se javlja tokom faznih prelaza 1. i 2. reda.

Sistemi sa promenljivim brojem čestica. Veliki termodinamički potencijal

Hemijski potencijal () komponente definira se kao energija koja se mora potrošiti da bi se sistemu dodala beskonačno mala molarna količina ove komponente. Tada se izrazi za diferencijale termodinamičkih potencijala mogu napisati na sljedeći način:

Budući da termodinamički potencijali moraju biti aditivne funkcije broja čestica u sistemu, kanonske jednadžbe stanja imaju sljedeći oblik (uzimajući u obzir da su S i V aditivne veličine, ali T i P nisu):

I, budući da , Iz posljednjeg izraza slijedi da

to jest, hemijski potencijal je specifični Gibbsov potencijal (po čestici).

Za veliki kanonski ansambl (to jest, za statistički skup stanja sistema sa promenljivim brojem čestica i ravnotežnim hemijskim potencijalom), može se definisati veliki termodinamički potencijal, povezujući slobodnu energiju sa hemijskim potencijalom:

Lako je provjeriti da je takozvana vezana energija termodinamički potencijal za sistem dat sa konstantama.

Termodinamički potencijali, Pike, str.36

Termodinamički potencijali, Pike, str.36

Za izolovane sisteme, ovaj odnos je ekvivalentan klasičnoj formulaciji da entropija nikada ne može da se smanji. Ovaj zaključak je izveo nobelovac I. R. Prigogine, analizirajući otvorene sisteme. Takođe je izneo princip da neravnoteža može poslužiti kao izvor reda.

Treći početak termodinamika opisuje stanje sistema blizu apsolutne nule. U skladu sa trećim zakonom termodinamike, on utvrđuje poreklo entropije i fiksira ga za bilo koji sistem. At T 0 koeficijent toplinskog širenja, toplinski kapacitet bilo kojeg procesa, ide na nulu. Ovo nam omogućava da zaključimo da se na temperaturi apsolutne nule sve promjene stanja dešavaju bez promjene entropije. Ova izjava se zove teorema nobelovca V. G. Nernsta ili treći zakon termodinamike.

Treći zakon termodinamike glasi :

apsolutna nula je u osnovi nedostižna jer kada T = 0 I S = 0.

Kada bi postojalo tijelo čija je temperatura jednaka nuli, tada bi bilo moguće konstruirati vječni motor druge vrste, što je u suprotnosti s drugim zakonom termodinamike.

Modifikacija trećeg zakona termodinamike za proračune hemijska ravnoteža u sistemu koju je na ovaj način formulisao nobelovac M. Planck.

Plankov postulat : na temperaturi apsolutne nule, entropija uzima vrijednost S 0 , nezavisno od pritiska, stanja agregacije i drugih karakteristika supstance. Ova vrijednost se može postaviti jednaka nuli, iliS 0 = 0.

U skladu sa statističkom teorijom, vrijednost entropije se izražava kao S = ln, gdje je  – Boltzmannova konstanta,  – statistička težina, odnosno termodinamička vjerovatnoća makrostanja. Naziva se i -potencijalom. Pod statističkom težinom podrazumijevamo broj mikrostanja uz pomoć kojih se dato makrostanje ostvaruje. Entropija idealnog kristala pri T = 0 K, pod uslovom  = 1, ili u slučaju kada se makrostanje može realizovati jednim mikrostanjem, jednako je nuli. U svim ostalim slučajevima, vrijednost entropije na apsolutnoj nuli mora biti veća od nule.

3.3. Termodinamički potencijali

Termodinamički potencijali su funkcije određenih skupova termodinamičkih parametara, koji omogućavaju pronalaženje svih termodinamičkih karakteristika sistema kao funkcije tih istih parametara.

Termodinamički potencijali u potpunosti određuju termodinamičko stanje sistema, a diferencijacijom i integracijom mogu se izračunati bilo koji parametri sistema.

Glavni termodinamički potencijali uključuju sljedeće funkcije .

1. Unutrašnja energija U, što je funkcija nezavisnih varijabli:

entropija S,

volumen V,

broj čestica N,

generalizovane koordinate x i

ili U = U(S, V, N,x i).

2. Helmholtz slobodna energija F je funkcija temperature T, volumen V, broj čestica N, generalizirane koordinate x i Dakle F = F(T, V, N, x t).

3. Termodinamički Gibbsov potencijal G = G(T, str, N, x i).

4. Entalpija H =H(S, P, N, x i).

5. Termodinamički potencijal , za koji su nezavisne varijable temperatura T, volumen V, hemijski potencijal x,  =  (T, V, N, x i).

Postoje klasični odnosi između termodinamičkih potencijala:

U = F + T.S. = H – PV,

F = U – T.S. = H – T.S. – PV,

H = U + PV = F + T.S. + PV,

G = U – T.S. + PV = F + PV = H – T.S.,

 = U – T.S. – V = F – N = H – T.S. – N, (3.12)

U = G + T.S. – PV =  + T.S. + N,

F = G – PV =  + N,

H = G + T.S. =  + T.S. + N,

G =  + PV + N,

 = G – PV – N.

Postojanje termodinamičkih potencijala posledica je prvog i drugog zakona termodinamike i pokazuje da unutrašnja energija sistema U zavisi samo od stanja sistema. Unutrašnja energija sistema zavisi od punog skupa makroskopskih parametara, ali ne zavisi od načina postizanja ovog stanja. Zapišimo unutrašnju energiju u diferencijalnom obliku

dU = TdS– PdV– X i dx i + dN,

T = ( U/ S) V, N, x= const,

P = –( U/ V) S, N, x= const,

 = ( U/ N) S, N, x= konst.

Slično možemo pisati

dF = – SDT–PdV – X t dx t + dN,

dH= TdS+VdP– X t dx t + dN,

dG= – SdT+VdP – X i dx i + dN,

d = – SDT–PdV – X t dx t – NdN,

S = – ( F/ T) V ; P = –( F/ V) T ; T = ( U/ S) V ; V = ( U/ P) T ;

S = – ( G/ T) P ; V = ( G/ P) S ; T = ( H/ S;); P = – ( U/ V) S

S = – ( F/ T); N = – ( F/);  = ( F/ N); X = – ( U/ x).

Ove jednačine se odvijaju za ravnotežne procese. Obratimo pažnju na termodinamički izobarično-izotermni potencijal G, pozvao Gibbsova besplatna energija,

G = U – T.S. + PV = H –T.S., (3.13)

i izohorno-izotermni potencijal

F = U – T.S. (3.14)

koja se zove Helmholtzova slobodna energija.

IN hemijske reakcije, koji se dešava pri konstantnom pritisku i temperaturi,

G =  U – TS + PV = N, (3.15)

gdje  – hemijski potencijal.

Pod hemijskim potencijalom neke komponente sistema i razumjet ćemo parcijalni izvod bilo kojeg od termodinamičkih potencijala u odnosu na količinu ove komponente pri konstantnim vrijednostima preostalih termodinamičkih varijabli.

Hemijski potencijal se također može definirati kao veličina koja određuje promjenu energije sistema kada se doda jedna čestica supstance, npr.

 i = ( U/ N) S , V= trošak , ili G =  i N i .

Iz posljednje jednačine slijedi da je  = G/ N i , odnosno  predstavlja Gibbsovu energiju po čestici. Hemijski potencijal se mjeri u J/mol.

Omega potencijal  se izražava velikim statističkim zbirom Z Kako

 = – Tln Z, (3.16)

Gdje [suma preko N I k(N)]:

Z=   exp[( N – E k (N))/T].

Komponente n i, hemijske. potencijali komponenti m, itd.) korišteni u Pogl. arr. da opiše termodinamičku ravnotežu. Svaki termodinamički potencijal odgovara skupu parametara stanja, tzv. prirodne varijable.

Najvažniji termodinamički potencijali: unutrašnja energija U (prirodne varijable S, V, n i); entalpija N= U - (- pV) (prirodne varijable S, p, n i); Helmholcova energija (Helmholcova slobodna energija, Helmholcova funkcija) F = = U - TS (prirodne varijable V, T, n i); Gibbsova energija (slobodna Gibbsova energija, Gibbsova funkcija) G=U - - TS - (- pV) (prirodne varijable p, T, n i); velika termodinamička potencijal (prirodnivarijabilne varijable V, T, m i).

T termodinamički potencijali se mogu predstaviti općom f-lojom

gde su L k intenzivni parametri nezavisni od mase sistema (to su T, p, m i), X k su ekstenzivni parametri proporcionalni masi sistema (V, S, n i). Indeks l = 0 za unutrašnju energiju U, 1 za H i F, 2 za G i W. Termodinamički potencijali su funkcije stanja termodinamičkog sistema, tj. njihova promjena u bilo kojem procesu tranzicije između dva stanja određena je samo početnim i konačnim stanjem i ne zavisi od putanje prijelaza. Potpuni diferencijali termodinamičkih potencijala imaju oblik:

Pozvani nivo (2). osnovna Gibbsova jednačina u energiji. izraz. Svi termodinamički potencijali imaju dimenziju energije.

Uslovi termodinamičke ravnoteže. sistemi su formulisani kao jednakost sa nulom ukupnih diferencijala termodinamičkih potencijala pri konstantnosti odgovarajućih prirodnih varijabli:

Termodinamički Stabilnost sistema se izražava nejednačinama:

Smanjenje termodinamičkih potencijala u ravnotežnom procesu pri konstantnim prirodnim varijablama jednako je maksimalnom korisnom radu procesa A:

U ovom slučaju, rad A se izvodi protiv bilo koje generalizovane sile L k koja djeluje na sistem, osim vanjske. pritisak (vidi Maksimalni rad reakcije).

T termodinamički potencijali, uzeti kao funkcije njihovih prirodnih varijabli, karakteristične su funkcije sistema. To znači da svaka termodinamička. svojstva (stisljivost, toplotni kapacitet, itd.) m.b. izraženo relacijom koja uključuje samo dati termodinamički potencijal, njegove prirodne varijable i derivate termodinamičkih potencijala različitog reda u odnosu na prirodne varijable. Konkretno, uz pomoć termodinamičkih potencijala moguće je dobiti jednačine stanja sistema.

Derivati ​​termodinamičkih potencijala imaju važna svojstva. Prve parcijalne derivacije u odnosu na prirodne ekstenzivne varijable jednake su intenzivnim varijablama, na primjer:

[općenito: (9 Y l /9 X i) = L i ]. Suprotno tome, derivati ​​u odnosu na prirodne intenzivne varijable jednaki su ekstenzivnim varijablama, na primjer:

[općenito: (9 Y l /9 L i) = X i ]. Drugi parcijalni derivati ​​u odnosu na prirodne varijable određuju krzno. i termin-mich. svojstva sistema, na primjer:

Jer diferencijali termodinamičkih potencijala su potpuni, unakrsni drugi parcijalni derivati ​​termodinamičkih potencijala su jednaki npr. za G(T, p, n i):

Relacije ovog tipa nazivaju se Maksvelovim odnosima.

T termodinamički potencijali se također mogu predstaviti kao funkcije varijabli koje nisu prirodne, na primjer. G(T, V, n i), međutim u ovom slučaju svojstva termodinamičkih potencijala kao karakteristika. funkcije će biti izgubljene. Pored termodinamičkih potencijala, karakteristika funkcije su entropija S (prirodne varijable U, V, n i), Massierova funkcija F 1= (prirodne varijable 1/T, V, n i), funkcijaPlank (prirodne varijable 1/T, p/T, n i).

T Termodinamički potencijali su međusobno povezani Gibbs-Helmholtzovim jednačinama. Npr. za H i G

Uglavnom:

T termodinamički potencijali su homogene funkcije prvog stepena njihovih prirodnih ekstenzivnih varijabli. Na primjer, s povećanjem entropije S ili broja molova n i, proporcionalno raste entalpija H. Prema Eulerovoj teoremi, homogenost termodinamičkih potencijala dovodi do odnosa kao što su:

In chem. termodinamike, pored termodinamičkih potencijala zabeleženih za sistem kao celinu, široko se koriste prosečne molarne (specifične) vrednosti (npr. ,

Svi proračuni u termodinamici temelje se na korištenju funkcija stanja koje se nazivaju termodinamički potencijali. Svaki skup nezavisnih parametara ima svoj termodinamički potencijal. Promjene potencijala koje se javljaju tokom bilo kojeg procesa određuju ili rad koji obavlja sistola ili toplinu koju sistem prima.

Kada razmatramo termodinamičke potencijale, koristićemo relaciju (103.22), prikazujući je u obliku

Znak jednakosti se odnosi na reverzibilne procese, znak nejednakosti se odnosi na nereverzibilne procese.

Termodinamički potencijali su funkcije stanja. Stoga je prirast bilo kojeg od potencijala jednak ukupnom diferencijalu funkcije kojom je izražen. Ukupni diferencijal funkcije varijabli i y određen je izrazom

Dakle, ako tokom transformacije dobijemo izraz forme za prirast određene vrijednosti

može se tvrditi da je ova veličina funkcija parametara, a funkcije parcijalni derivati ​​funkcije

Unutrašnja energija. Već smo dobro upoznati sa jednim od termodinamičkih potencijala. Ovo je unutrašnja energija sistema. Izraz prvog zakona za reverzibilni proces može se predstaviti kao

(109.4)

Poređenje sa (109.2) pokazuje da su takozvane prirodne varijable za potencijal V varijable S i V. Iz (109.3) slijedi da

Iz odnosa proizilazi da u slučaju kada tijelo ne razmjenjuje toplotu sa vanjskom okolinom, rad koji ono izvrši jednak je

ili u integralnom obliku:

Dakle, u nedostatku razmene toplote sa spoljašnjim okruženjem, rad je jednak gubitku unutrašnje energije tela.

Pri konstantnoj jačini

Dakle, - toplotni kapacitet pri konstantnoj zapremini je jednak

(109.8)

Besplatna energija. Prema (109.4), rad topline tokom reverzibilnog izotermnog procesa može se predstaviti u obliku

Statusna funkcija

(109.10)

zove se slobodna energija tela.

U skladu sa formulama (109.9) i (109.10), u reverzibilnom izotermnom procesu rad je jednak smanjenju slobodne energije tela:

Poređenje sa formulom (109.6) pokazuje da u izotermnim procesima slobodna energija igra istu ulogu kao i unutrašnja energija u adijabatskim procesima.

Imajte na umu da formula (109.6) vrijedi i za reverzibilne i za ireverzibilne procese. Formula (109.12) vrijedi samo za reverzibilne procese. U ireverzibilnim procesima (vidi). Zamjenom ove nejednakosti u relaciju lako je dobiti to za ireverzibilne izotermne procese

Shodno tome, gubitak slobodne energije određuje gornju granicu količine rada koji sistem može obaviti tokom izotermnog procesa.

Uzmimo diferencijal funkcije (109.10). Uzimajući u obzir (109.4) dobijamo:

Iz poređenja sa (109.2) zaključujemo da su prirodne varijable za slobodnu energiju T i V. U skladu sa (109.3)

Zamenimo: u (109.1) dQ sa i podelimo rezultujuću vezu sa ( - vremenom). Kao rezultat dobijamo to

Ako temperatura i zapremina ostanu konstantni, tada se relacija (109.16) može transformisati u oblik

Iz ove formule slijedi da je ireverzibilni proces koji se odvija pri konstantnoj temperaturi i volumenu praćen smanjenjem slobodne energije tijela. Kada se postigne ravnoteža, F prestaje da se menja tokom vremena. Dakle; pri konstantama T i V, stanje ravnoteže je stanje za koje je slobodna energija minimalna.

Entalpija. Ako se proces „događa pri konstantnom pritisku, tada se količina toplote koju tijelo primi može predstaviti na sljedeći način:

Statusna funkcija

naziva se entalpija ili toplinska funkcija.

Iz (109.18) i (109.19) proizilazi da je količina toplote koju tijelo primi tokom izobatnog procesa jednaka

ili u integralnom obliku

Posljedično, u slučaju kada pritisak ostane konstantan, količina topline koju primi tijelo jednaka je povećanju entalpije. Diferencijacija izraza (109.19) uzimajući u obzir (109.4) daje

Odavde zaključujemo. entalpija je termodinamički potencijal u varijablama Njegovi parcijalni derivati ​​su jednaki

Fizička veličina čija je elementarna promjena tokom prijelaza sistema iz jednog stanja u drugo jednaka količini primljene ili date topline podijeljenoj s temperaturom na kojoj je došlo do tog prijelaza naziva se entropija.

Za beskonačno malu promjenu stanja sistema:

Kada sistem prelazi iz jednog stanja u drugo, promena entropije se može izračunati na sledeći način:

Na osnovu prvog zakona termodinamike možemo dobiti

dS=dQ/T=C V dT/T+RdV/V, i

U izotermnom procesu T=const, tj. T 1 =T 2:

DS=R×ln(V 2 /V 1).

U izobarnom procesu p=const, tj. V 2 /V 1 =T 2 /T 1:

DS=(C V +R)×ln(T 2 /T 1)=C p ×ln(T 2 /T 1)=C p ×ln(V 2 /V 1).

Za izohorični proces, V=const, tj. V 1 = V 2:

DS=C V ×ln(T 2 /T 1).

U adijabatskom procesu dQ=0, tj. DS=0:

S 1 =S 2 =konst.

Promjene entropije sistema koji izvodi Carnotov ciklus:

DS=-(Q 1 /T 1 +Q 2 /T 2).

Entropija zatvorenog sistema koji izvodi reverzibilni Carnotov ciklus se ne mijenja:

dS=0 ili S=konst.

Ako sistem prolazi kroz ireverzibilni ciklus, tada je dS>0.

Dakle, entropija zatvorenog (izolovanog) sistema ne može se smanjiti tokom bilo kojeg procesa koji se u njemu odvija:

gdje je znak jednakosti valjan za reverzibilne procese, a znak nejednakosti za ireverzibilne.

Drugi zakon termodinamike: „B izolovani sistem Mogući su samo takvi procesi u kojima se entropija sistema povećava." tj

dS³0 ili dS³dQ/T.

Drugi zakon termodinamike određuje pravac termodinamičkih procesa i ukazuje na fizičko značenje entropije: entropija je mjera disipacije energije, tj. karakterizira onaj dio energije koji se ne može pretvoriti u rad.

Termodinamički potencijali su određene funkcije zapremine V, pritiska p, temperature T, entropije S, broja čestica sistema N i drugih makroskopskih parametara x koji karakterišu stanje termodinamičkog sistema. To uključuje: unutrašnju energiju U=U(S,V,N,x), entalpija H=H(S,p,N,x); slobodna energija – F=F(V,T,N,x), Gibbsova energija G=G(p,T,N,x).

Promena unutrašnje energije sistema u bilo kom procesu se definiše kao algebarski zbir količine toplote Q koju sistem razmenjuje tokom procesa sa okruženje, i rad A, po savršenom sistemu ili izveden na njemu. Ovo odražava prvi zakon termodinamike:

Promjena U određena je samo vrijednostima unutrašnje energije u početnom i konačnom stanju:

Za svaki zatvoreni proces koji vraća sistem u prvobitno stanje, promjena unutrašnje energije je nula (U 1 =U 2 ; DU = 0; Q = A).

Promena unutrašnje energije sistema u adijabatskom procesu (pri Q = 0) jednaka je radu koji je izvršio sistem ili izvršio sistem DU = A.

U slučaju najjednostavnijeg fizičkog sistema sa malim intermolekularnim interakcijama ( idealan gas) promjena unutrašnje energije se svodi na promjenu kinetičke energije molekula:

gdje je m masa gasa;

c V – specifični toplotni kapacitet pri konstantnoj zapremini.

Entalpija (sadržaj toplote, Gibbsova termalna funkcija) – karakteriše stanje makroskopskog sistema u termodinamičkoj ravnoteži kada se biraju entropija S i pritisak p – H(S,p,N,x) kao glavne nezavisne varijable.

Entalpija je aditivna funkcija (tj. entalpija cijelog sistema jednaka je zbiru entalpija njegovih sastavnih dijelova). Entalpija je povezana sa unutrašnjom energijom U sistema relacijom:

gde je V zapremina sistema.

Ukupni entalpijski diferencijal (sa konstantama N i x) ima oblik:

Iz ove formule možemo odrediti temperaturu T i zapreminu V sistema:

T=(dH/dS), V=(dH/dp).

Pri konstantnom pritisku, toplotni kapacitet sistema je

Ova svojstva entalpije pri konstantnom pritisku su slična svojstvima unutrašnje energije pri konstantnom volumenu:

T=(dU/dS), p=-(dU/dV), c V =(dU/dT).

Slobodna energija je jedan od naziva za izohorno-izotermni termodinamički potencijal ili Helmholtzovu energiju. Definira se kao razlika između unutrašnje energije termodinamičkog sistema (U) i proizvoda njegove entropije (S) i temperature (T):

gdje je TS vezana energija.

Gibbsova energija – izobarično-izotermni potencijal, slobodna entalpija, karakteristična funkcija termodinamičkog sistema sa nezavisnim parametrima p, T i N – G. Određuje se preko entalpije H, entropije S i temperature T jednakošću

Sa slobodnom energijom - Helmholtzovom energijom, Gibbsova energija je povezana relacijom:

Gibbsova energija je proporcionalna broju čestica N po čestici, što se naziva hemijski potencijal.

Rad koji termodinamički sistem obavlja u bilo kom procesu određen je smanjenjem termodinamičkog potencijala koji ispunjava uslove procesa. Dakle, sa konstantnim brojem čestica (N=const) u uslovima toplotne izolacije (adijabatski proces, S=const), elementarni rad dA jednak je gubitku unutrašnje energije:

Za izotermni proces (T=const)

U ovom procesu rad se obavlja ne samo zbog unutrašnje energije, već i zbog topline koja ulazi u sistem.

Za sisteme u kojima je moguća izmjena materije sa okolinom (promjena N) mogući su procesi pri konstanti p i T. U ovom slučaju, elementarni rad dA svih termodinamičkih sila, osim sila pritiska, jednak je smanjenje Gibbsovog termodinamičkog potencijala (G), tj.

Prema Nernstovoj teoremi, promjena entropije (DS) za bilo koji reverzibilni izotermički proces koji se dešava između dva ravnotežna stanja na temperaturama koje se približavaju apsolutnoj nuli teži nuli

Druga ekvivalentna formulacija Nernstove teoreme je: "Uz pomoć niza termodinamičkih procesa nemoguće je postići temperaturu jednaku apsolutnoj nuli."