吉布斯自由能

吉布斯自由能又叫做吉布斯函数，是热力学中一个重要的参量，常用G表示，它的定义是：G = U − TS + pV = H − TS，

其中U是系统的内能，T是温度，S是熵，p是压强，V是体积，H是焓。

吉布斯自由能的微分形式是：

dG = − SdT + Vdp + μdN，

其中μ是化学势，也就是说每个粒子的平均吉布斯自由能等于化学势。

定义：ΔG=ΔH－TΔS （kJ/mol)

G叫做吉布斯自由能。因为H、T、S均为状态函数，所以G为状态函数。

∆G叫做吉布斯自由能变，可作为恒温、恒压过程自发与平衡的判据。

热力学第一定律表达式：Q=∆U+W

U是热力学能（亦称为内能），H是焓，Q为热量，W为功量

定义焓：H=U+pV，相应的比焓：h=u+pv

范特霍夫等温公式

吉布斯自由能随温度和压强变化很大。为了求出非标准状况下的吉布斯自由能，可以使用范特霍夫等温公式：

ΔG = ΔG0 + RT·ln J

其中，ΔG0是同一温度、标准压强下的吉布斯自由能，R是气体常数，J是反应商。

温度的变化在ΔG0的使用上表现出来，不同的温度使用不同的ΔG0。非标准状况的ΔG0需要通过定义式（即吉布斯等温公式）计算。压强或浓度的变化在J的表达上表现出来。

反应进行的方向：

定义吉布斯自由能G=H－TS。因为H、T、S均为状态函数所以G为状态函数。

吉布斯自由能改变量-ΔG=-(G2-G1)>=W非。表明状态函数G是体系所具有的在等温等压下做非体积功的能力。反应过程中G的减少量-ΔG是体系做非体积功的最大限度。这个最大限度在可逆途径得到实现。反应进行的方向和方式可以由ΔG进行判断：

-ΔG>W非反应以不可逆方式自发进行

-ΔG=W非反应以可逆方式进行

-ΔG

若反应在等温等压下进行，不做非体积功，即W非=0则

ΔG<0 反应以不可逆方式自发进行

ΔG=0 反应以可逆方式进行

ΔG>0 不能进行

可见等温等压下体系的吉布斯自由能减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向。任何等温等压下不做非体积功的自发过程的吉布斯自由能都将减少。

标准自由能

在温度T时，当反应物和生成物都处于标准态，发生反应进度

标准自由能推理过程为1 mol的化学反应Gibbs自由能的变化值，称为标准摩尔反应吉布斯自由能变化值，用表示标准吉布斯自由能与一般反应的吉布斯自由能的关系

平衡常数

在等温等压反应中，如果吉布斯自由能为负，则正反应为自发，反之则逆反应自发。如果为0，则反应处于平衡状态。此时，根据范特霍夫等温公式，ΔG = ΔG0 + RT·ln J，J变成平衡常数，于是有：

ΔG0 = -RT ln K

要注意，使用范特霍夫等温公式时，ΔG和ΔG0的温度一定要相等。

这样，我们可以推出以下结论：

ΔG0>0时，K<1；

ΔG0=0时，K=1；

ΔG0<0时，K>1。

最小自由能原理

等温、等压的封闭体系内，不作非体积功的前提下，任何自发反应总是朝着吉布斯自由能（G）减小的方向进行。ΔG0=0时，反应达平衡，体系的G降到最小值