化学反应的吉布斯自由能变化教学文案
2.3 化学反应的方向和吉布斯自由能变20090310
H 0 H 0
(s) CaO(s) CO 2 (g)
不能仅用反应的焓变来解释反应的自发性
1.熵(Entropy)
过程能自发地向着混乱程度增加的方向 进行，或者说系统中有秩序的运动易变 成无秩序的运动。
熵(Entropy)
熵是系统内物质微观粒子的混乱度（或无序 度）的量度，用S表示。系统的熵值越大， 系统内物质微观粒子的混乱度越大。
等温过程
吉布斯 (J.W.Gibbs, 1839-1903) 美国物理化学学家
吉布斯函数变
G H TS
或
rG m r H m T r S m
吉布斯等温方程
以G为判断标准
最小自由能原理：在恒温、恒压和不做 非体积功的条件下，任何自发的变化总
是使系统Gibbs函数减少。
pB－参与反应的物质B的分压力
pө－标准压力， pө =100kPa pB / pө －相对分压 －连乘算符
反应商Q(reaction quotient)
θ
r G m (T ) r G m (T ) RT ln Q
G与G 的关系
有水合离子参与的多相反应，
a A(l) b B(aq) g G(s) d D(g)
3.标准摩尔熵和过程熵变的计算
1906年，W.H.Nernst[德]提出，经Max Planck[德]和G.N.Lewis[美]等改进，提出了 热力学第三定律。 在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵 值都等于零。 S(0 K)=0 0 K时，=1，S(0 K)=kln1=0
（1）标准摩尔熵（standard molar entropy）
r H m ( 298 . 15 K )
化学反应的吉布斯自由能变化.
Zn(s)+1/202(g)===ZnO(s)
在298K时，该反应的rGm?=-318.2kJ mol-1.根据G?=
—RTInK?，k。，解得氧气的平衡分压po2=2.8X10-107(PO2/P0)2
Pa.要使rG>0,即Zn不被氧化，氧的分压要小于2.8X10-107Pa,因此Zn在空气中能自动地被氧化，而且反应很 彻底。
反应的rG?都有是常数；但由化学反应的等温式可知rG
不但与rG?有关，即与Q有关，所以在等温等压条件下rG不是常数。换言之，rG?>0的化学反应未必不能正
向自发进行，可以通过Q值的调整使反应的rG<0,反
应即能正向自发进行。例如氨合成反应，在673K时，如
果N2、H>和NH的分压都是101325Pa,此时rG?=24.20 kJ mol-1，这个数值大于零，在该条件下rG>0,反应不
rG?不但可以用来指示反应的限度，估计反应的方 向，而且可以用来计算反应的标准平衡常数K?，由此得
到平衡组ห้องสมุดไป่ตู้，这就决定了rG?在讨论化学平衡问题时的
极其重要的作用。
规定:在标准压力和一切温度下，各种最稳定单质的生成 吉布斯自由能等于零。那么由最稳定单质生成单位物质 的量某物质时反应的rG?就是该物质的标准生成吉布
能正向自发进行。若改变 2、H2和NH的分压，则可使rG<0,反应便能正向自发进行。式业合成氨就是这种情 况下实现的。
rG?虽然不能用来指示反应的方向，但可以用来估 计反应的可能性。等温式告诉我们，如果rG?的绝对值
很大，则rG的正负号在一般情况下可能与rG?—致。
譬如，rG?有很大的负值，若要使改变符号，Q必很大，
化学反应的方向和吉布斯自由能变
化学反应的方向和吉 布斯自由能变
非标准摩尔吉布斯自由能变(ΔrGm) 的计算和反应方向的判断
等温、等压及非标准态下, 对任一反应：
cC + dD → yY + zZ
ΔrGm=ΔrGm+RTlnJ J——反应商
对于气体反应： {p(Y)/p }y {p(Z)/p }z J = {—p(—C)—/p—}c—{p—(D—)/p—}—d
ΔrGm < 0, 反应自发向右进行。 723K, p(SO2) = p(O2) = 1.0×104Pa、 p(SO3)=1.0×108Pa的非标准态下, ΔrGm(723K) > 0, 反应不能自发向右进行。
2.1.4 使用ΔrGm 判据的条件
反应自发性与反应速率大小是两回事。
例如：
H2(g)
+
ΔrGm(723K)=[(-197.78×10-3)-723(-188.06)]J·mol-1 = -61813 J·mol-1
RTlnJ=8.314×723ln—[p—(S[—Op(2—S)O/p—3)]—/2p[—p](2O—2—)/p—]J·mol-1 =8.314×723ln —((11..—00××—11—0084)—)22 ((—11..00—××—1100—54)) J·mol-1
ΔrGm > 0 反应不能自发进行,但如果采用电解的方法 (环境对体系作电功), 则可使其向右进行。
2.1.4 使用ΔrGm 判据的条件
ΔrGm只给出了某温度、压力条件下( 而且 要求始态各物质温度、压力和终态相等)反 应的可能性, 未必能说明其它温度、压力 条件下反应的可能性。 例如：2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 298.15K、标准态下,
高中化学吉布斯自由能教案
高中化学吉布斯自由能教案
教学目标：
1.了解吉布斯自由能的定义和计算方法
2.掌握吉布斯自由能在化学反应中的应用
3.能够运用吉布斯自由能计算反应的可行性及平衡条件
教学内容：
1. 吉布斯自由能的定义：ΔG=ΔH-TΔS
2. 吉布斯自由能的计算方法
3. 吉布斯自由能在化学反应中的应用
4. 吉布斯自由能与反应可行性及平衡条件的关系
教学过程：
一、导入（5分钟）
教师介绍吉布斯自由能的概念和意义，引入吉布斯自由能的计算方法和应用。
二、知识讲解（15分钟）
1.讲解吉布斯自由能的定义和公式
2.详细介绍吉布斯自由能的计算方法
3.分析吉布斯自由能在化学反应中的应用
三、案例分析（20分钟）
1.通过具体化学反应的例子，演示如何计算吉布斯自由能
2.讨论吉布斯自由能与反应可行性及平衡条件的关系
四、练习与讨论（15分钟）
1.学生自行计算吉布斯自由能的练习题
2.学生讨论并分享自己对吉布斯自由能的理解
五、总结（5分钟）
1.概括吉布斯自由能的重要性和应用价值
2.帮助学生梳理吉布斯自由能的相关知识点
六、作业布置（5分钟）
布置相关练习题，要求学生巩固吉布斯自由能的理论知识，并思考吉布斯自由能在化学反应中的实际应用。
教学反思：
本节课注重理论与实践相结合，通过案例分析和练习，帮助学生更好地理解吉布斯自由能的概念和应用。
同时，培养学生的分析和解决问题的能力，提高他们对化学知识的理解和掌握。
第2章吉布斯自由能变化
3.1 前言
1.1 冶金热力学需要回答的问题
计算给定条件下反应的吉布斯自由能变化G； 根据G为正值或负值判断给定条件下反应能否
自发地向预期方向进行。 计算给定条件下反应的平衡常数KP ，确定反
应进行的限度。
分析影响反应标准吉布斯自由能变化值G 和 平衡常数KP 的因素，促使反应向有利方向进
标态确定，则△Gθ确定。 G f (T , K )
影响△G的因素： G G RT ln Ja T、状态
7
3.2 化学反应等温方程式
2.△G与△Gθ的区别
（2）应用
G G RT ln J a
1. 反应的方向根据△G值判定。 2. 当△Gθ的绝对值很大时，可直接用其判断反应方向。
| △Gθ|≥40 kJ/mol (常温) 对高温反应，不适用。
G
G
RT
ln
a2 MnO(%)
aSi
aSiO2 aM2 n
54.3kJ mol1 0
其它: 耐火材料。
16
3.3 △Gθ的计算
1.积分法
（1）不定积分法
Gibbs-Helmholtz equation：
(
Gm T
)
P
Gm Hm T
Gm H m T Sm
不定积分：
Gm
H
m
dT
I
T
T2
Gm
H
m
I
TTGm来自HmIT
17
3.3 △Gθ的计算
1.积分法
（1）不定积分法
Gm
H
m
IT
因为：
H
m
H 0
T
0 C pdT
Cp a bT CT 2 Cp a bT CT 2
3.2化学反应的吉布斯自由能变化及平衡常熟
压，
p′ B
—混合气体组分B的量纲一的分 ； —组分B的分压，Pa。
二 化学反应的吉布斯自由能变化
1吉布斯自由能变化 2压力商 3活度商 4反应的平衡常数
1吉布斯自由能变化
p 对于分压分别为 p ′A、p ′B 、 ′C 、 p ′D 的气体物质的化学反应 吉布斯自由能变化为 ∆G = (cG C + dG D ) − (aG A + bG b ) （3-5） 式中a、b、c、d—参加反应的物质的量，mol； G 、 、 G G G 、 —各物质的吉布斯能，J·mol-1。 当上面的反应各物质处于标准态时，反应的标准吉布斯 能变化为 Θ Θ Θ Θ ∆G Θ = (cG C + dG D ) − (aG A + bG B ) （3-6） 式中为各物质的标准吉布斯能。
A
B
C
D
2压力商
位于任意态的生成物分压的方次乘积对反应物分压的方次 乘积之比，其比值称为压力商，用Jp表示。 用压力商表示，吉布斯自由能变化可写成：
∆G = ∆G Θ + RT ln J p
3活度商
如果参加反应的物质位于溶液中，则经过积分变换取对数 后的表达式应该为活度商即： c d b ∆G = ∆G Θ + RT ln(a C a D / a a a B ) = ∆G Θ + RT ln J a (3-8) A 式中：aC、aD、aA、aB—分别为各物质的活度； Ja—为活度商； ∆G Θ —为各物质活度为1时的反应的标准吉布斯自由能； 如反应处于平衡状态，则△G=0，于是 c d b ∆G Θ =- RT ln(a C a D / a a a B ) 平 A
化学反应的方向和吉布斯自由能变ppt课件
NH4Cl晶体中NH4+ 和Cl- 的排列是整齐有 序的。NH4C1晶体进入水中后，形成水合 离子(以aq表示)并在水中扩散。在NH4Cl 溶液中，无论是NH4+(aq)、Cl-(aq)还是水 分子，它们的分布情况比 NH4C1 溶解前 要混乱得多。
解：
2SO2(g) + O2(g) →2SO3(g)
ΔrHm/(kJ·mol-1) -296.83
0
-395.72
Sm/(J·mol-1·K-1) 248.22 205.138 256.76
ΔrHm=2ΔfHm(SO3)-[2ΔfHm(SO2)]+ΔfHm(O2)]
=[2(-395.72)-2(-296.830)] kJ·mol-1
ΔrGm(723K)=[(-197.78×10-3)+723(-188.06)]J·mol-1 = -61813 J·mol-1
RTlnJ=8.314×723ln—[p—(S[—Op(2—S)O/p—3)]—/2p[—p](2O—2—)/p—]J·mol-1 =8.314×723ln —((11..—00××—11—0084)—)22 ((—11..00—××—1100—54)) J·mol-1
=124Δ5r9G0m.5>J0·，mo反l-1应自发向左进行。
ΔrGm(723K)=ΔrGm(723K)+RTlnJ =(-61813+ 124590.5) J·mol-1 =62.777 kJ·mol-1
非标准态时：
ΔrGm=ΔrGm+RTlnJ
ΔrGm =ΔrGm+RTln —{{cc—((MH—n+)2—/+c)—/c}4}—{{c—p(C(C—l-l)2—/)c/p—}2}
化学反应的吉布斯自由能变化
在附录I中列出了298K时常见物质的D f G mө数据。
3标准摩尔吉布斯自由能变()的计算和反应方向的判断标准态时，吉布斯公式(2.1.2)变为：＝- T(2.1.3)显然，等温、等压下反应在标准态时自发反应判据是：< 0除可根据式(2.1.3)求算外，还可由标准摩尔生成吉布斯自由能求算。
在标准态下，由最稳定的纯态单质生成单位物质的量的某物质时的吉布斯自由能变称为该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能(以表示)。
根据此定义，不难理解，任何最稳定的纯态单质(如石墨、银、铜、氢气等)在任何温度下的标准摩尔生成吉布斯自由能均为零。
反应的吉布斯自由能变()与反应焓变()、熵变()的计算原则相同，即与反应的始态和终态有关,与反应的具体途径无关。
在标准态下，反应的标准摩尔吉布斯自由能变()可按下式计算：＝Σνi(生成物) + Σνi(反应物)(2.1.4)这里需要指出，由于温度对焓变和熵变的影响较小，通常可认为(T) ≈(298.15K)、(T) ≈ (298.15K) 这样任一温度T时的标准摩尔吉布斯自由能变可按下式作近似计算：(T) ＝(T) - T(T) ≈ (298.15K) - T(298.15K)(2.1.5) 4非标准态摩尔吉布斯自由能变(Δr G m)的计算和反应方向的判断在实际中的很多化学反应常常是在非标准态下进行的。
在等温等压及非标准态下，对任一反应来说：c C +d D ─→ y Y + z Z根据热力学推导，反应摩尔吉布斯自由能变有如下关系式：Δr G m = + RT ln J(2.1.6)此式称为化学反应等温方程式，式中J为反应商。
对于气体反应：对于水溶液中的(离子)反应：由于固态或液态处于标准态与否对反应的Δr G m影响较小，故它们在反应商(J)式中不出现。
例如反应：MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) ─→ Mn2+(aq) + Cl2(g) + 2H2O (l)非标态时：Δr G m = + RT ln J其中：。
基础化学教学课件：3.4.3 吉布斯自由能与吉布斯自由能判据
＞0，过程不自发，反应正向不自发（逆反应自发）
自由能最低原理
封闭体系在恒温恒 压和不做其它功的 条件下，其自发过 程总是向自由能降 低的方向进行，当 自由能降低到最低 值时就达到平衡。
自由能最低原理
吉布斯自由能
热力学函数
系统焓变 熵变 温度
判断过程
反应的方向和 限度
引言
系统的吉布斯自由能变：
G H TS ∆S
吉布斯亥姆霍兹公式
所有温度下可自发进行
∆S＞0 ∆H＜0
高温下可自发进行
∆S＞0 ∆H＞0
• 过程或者反应的自发性与温度有关。 • 计算自发的最低或者最高温度，也
叫做转折温度。
低温下可自发进行
∆S＜0 ∆H＜0
∆H
所有温度下都不能自发进行
∆S＜0 ∆H＞0
移项得：（H2 TS2 ) (H1 TS1) 0
设G=H–TS，则上式可变为：
G G2 G1 0
单位：J/kJ
吉布斯自由能：是一个热力学状态函数，是系统的广度性质，具有加和性。 适用于等温、等压、非体积功为零的过程。
吉布斯自由能变∆G
吉布斯自由能判据
判断过程或者化学反应自发性的吉布斯自由能判据： ＜0，过程自发，正向自发
吉布斯自由能
在恒温恒压条件下： Q环境 H系统 对一个自发进行的反应：S总 S系统 S环境
S总
S系统
Q环境 T
Q环境 H系统
S总
S系统
H系统 T
S总
S系统
H系统 T
0
熵增原理
两边×TTSΒιβλιοθήκη 统 H系统 0吉布斯自由能
整理可得（对于系统）： H TS 0
《化学反应的方向与限度》吉布斯自由能
《化学反应的方向与限度》吉布斯自由能在化学的世界里，我们常常会思考一个问题：为什么有些化学反应能够自发进行，而有些却不能？为什么有些反应能够进行到底，而有些在达到一定程度后就不再继续？要回答这些问题，我们就需要引入一个重要的概念——吉布斯自由能。
让我们先来想象一个场景。
假如有一个山坡，山坡上有一些小球。
如果小球可以自由滚动，那么它们会往哪个方向滚呢？很显然，它们会从高处往低处滚，因为这样的过程是自发的。
在化学世界中，反应也有着类似的趋势，它们倾向于朝着能量降低的方向进行。
那么，吉布斯自由能到底是什么呢？简单来说，吉布斯自由能（G）是一个用于判断化学反应能否自发进行以及反应限度的热力学函数。
它的定义是 G ＝ H TS ，其中 H 是焓变，T 是热力学温度，S 是熵变。
焓变（H）可以理解为化学反应中的热量变化。
如果反应是放热的，焓变就是负值；如果是吸热的，焓变就是正值。
熵变（S）则反映了体系混乱程度的变化。
一般来说，物质从有序到无序的过程，熵值会增加。
当吉布斯自由能的变化（ΔG）小于 0 时，反应能够自发进行。
这就好比小球从高处滚向低处，是一个自然而然的过程。
例如，铁在潮湿的空气中生锈，这个反应会自发发生，因为它的ΔG 小于 0 。
相反，如果ΔG 大于 0 ，反应就不能自发进行。
比如说，将铁粉和氧气放在一起，想要让它们直接变成氧化铁晶体，这个过程在常温常压下是不会自发进行的。
而当ΔG 等于 0 时，反应达到了平衡状态，此时正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化。
吉布斯自由能的概念对于理解和控制化学反应具有极其重要的意义。
在工业生产中，了解反应的吉布斯自由能变化可以帮助我们选择合适的反应条件和工艺流程。
比如合成氨的反应，N₂＋ 3H₂⇌ 2NH₃，这个反应在常温常压下的ΔG 大于 0 ，不能自发进行。
但通过提高压力、降低温度等条件，可以使ΔG 小于 0 ，从而实现氨的合成。
在环境保护方面，吉布斯自由能也发挥着重要作用。
基础化学教学课件：3.4.4 标准吉布斯自由能变的计算
B
Δ r H θm ν BΔ C H θm (反应物 ) - ν BΔ C H θm (生成物 )
B
B
B
H
由
f
m
S m
求算
B
课堂练习
例：根据附录一中的标准摩尔生成焓和标准摩尔熵数据，计算反应
CO（g）+2H2（g） → CH3OH（l）
在298.15K时的标准摩尔反应吉布斯能变（ r G m ），并判断反应自发进行的方向。
r Gm T r H m T r S m
标准摩尔生成吉布斯自由能变
标准摩尔生成吉布斯能变
标准摩尔生成吉布斯自由能变：在温度T的标准状态下，由稳定相态单质生成
1mol指定相态化合物时的吉布斯能变。
符号表示： ∆f (B,T)
单位： kJ/mol
θ
稳定单质 f G m 0
解：由附录一查得各反应物、生成物在298.15K时的标准摩尔生成焓如下
CO(g)
∆f (B)/
kJ·mol-1
-110.52
(B)/［J·(k·mol-1)］ 197.67
H2(g)
CH3OH(l)
0
-238.66
130.68
126.8
r H m B f H m B
规律。
• 掌握系统-环境；功-热等化学热力学基本概念
• 区分状态函数和非状态函数
• 计算热和功，化学反应热效应、焓变、熵变和自由能变
• 判断化学反应的能量变化和自发性
化学反应的
本质和机理
结语
化学热力学的研究
具有重要的理论和应用价值；
为优化反应条件、控制反应速率等
高二人教版化学选修四教案集：2.4化学反应进行的方向(2)
化学反应进行的方向（二）[板书]四、焓变与熵变对反应方向的共同影响。
[讲]在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有关，又与反应熵变有关。
研究表明，在恒温、恒压下，判断化学反应自发性的判据是：[板书]体系自由能（吉布斯自由能）变化（△G、单位：KJ/mol）：△G = △H - T△S（吉布斯――亥姆霍兹公式）[讲] 体系自由能变化综合考虑了焓变和熵变对体系的影响。
[板书] △G = △H - T△S < 0 反应能自发进行；△G =△H - T△S = 0 反应达到平衡状态；△G =△H - T△S > 0 反应不能自发进行。
［投影］［小结］△H△S△G及反应方向反应实例类型1 －，焓减＋，熵增－，任何温度下均自发，自由能2H2O2（l）== 2H2O (l) +O2(l)减少3O2(g) == 2O3(g)2 +,焓增－，熵减＋，任何温度均不自发，自由能增加N2O4 (g) == 2NO2 (g)3 +,焓增＋，熵增+，常温不自发，－，高温自发4 －，焓减－，熵减－，常温自发N2(g) + 3H2 (g) == 2NH3 (g)＋，高温不自发［讲］在这里我们还要注意的是，大量事实告诉我们，过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。
例如，涂有防锈漆和未涂防锈漆的钢制器材，其发生腐蚀过程的自发性是相同的，但是只有后者可以实现。
在讨论过程的方向问题时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。
如果允许外界对体系施加某种作用，就可以出现相反的结果。
[总结]能量判据和熵判据的应用：1、由能量判据知∶放热过程（△H﹤0）常常是容易自发进行；2、由熵判据知∶许多熵增加（△S﹥0）的过程是自发的；3、很多情况下，简单地只用其中一个判据去判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以我们应两个判据兼顾。
由能量判据（以焓变为基础）和熵判据组合成的复合判据（体系自由能变化：△G = △H - T△S）将更适合于所有的反应过程；4、过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程的速率；5、在讨论过程的方向时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。
抄坝学校高一化学竞赛辅导 吉布斯自由能和化学平衡
批扯州址走市抄坝学校高一化学竞赛辅导吉布斯自由能和化学平衡1．化学反的方向性自然界发生的一切过程都必须遵循热力学第一律，保持能量守恒。
但在不违背热力学第一律的前提下，过程是否发生，假设能发生的话，将又会进行到什么程度，热力学第一律却不能答复。
本章从系统能量变化的角度讨论化学反的方向性。
自发过程在一条件下不需要外界对系统作功就能自动进行的过程或反称为自发过程或自发反。
相反，它们的逆过程或逆反是非自发的。
焓变不能作为化学反自发性的判据。
吉布斯自由能〔1〕 吉布斯自由能及自发过程的判据依据反自发性与焓、熵及温度间的关系，物理化学家吉布斯〔G ibb s J W 〕提出了一个的状态函数G ，它具有广度性质，称为吉布斯自由能，其义为： G =H –TS 〔1-1〕在温过程中，吉布斯自由能变为：ΔG =ΔH –T ΔS 〔1-2〕称为吉布斯–亥姆霍兹〔Gibb s -HelmholTz 〕方程。
将此式用于化学反，得到： m r G ∆=m r H ∆–T m r S ∆ 〔1-3〕假设反在状态下进行，那么：θm r G ∆= θm r H ∆–T θm r S ∆〔1-4〕 m r G ∆和θm r G ∆分别称为化学反的摩尔吉布斯自由能〔变〕和摩尔吉布斯自由能〔变〕，两者的值均与反式的写法有关，SI 单位为J·mol -1或kJ·mol -1。
在温压且系统不做非体积功条件下发生的过程，假设：ΔG <0 发生的过程能自发进行；ΔG =0 系统处于平衡状态；ΔG >0 过程不能自发进行。
化学反大在温压且系统不做非体积功的条件下进行，那么：Δr G m <0 化学反过程自发进行；Δr G m =0 化学反系统处于平衡状态，过程宏观停止，到达化学反的限度；Δr G m >0 化学反过程不可能自发进行，其逆过程自发。
假设反在态下进行，此时用θm r G ∆代替Δr G m 。
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aA+bB====gG+hH
其∆r G m ө可采用下式来计算：
∆r G m ө=()
()
,,ννi f m i i
i f m i i
G G ∆∆0
∑∑-产物
反应物
（4.11）
在附录I 中列出了298K 时常见物质的∆f G m ө数据。
3标准摩尔吉布斯自由能变(
)的计算和反应方向的判断
标准态时，吉布斯公式(2.1.2)变为：
＝
- T
(2.1.3)
显然，等温、等压下反应在标准态时自发反应判据是： < 0
除可根据式(2.1.3)求算外，还可由标准摩尔生成吉布斯自由能
求算。
在标准态下，由最稳定的纯态单质生成单位物质的量的某物质时的吉布斯自由能变称为该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能(以
表示)。
根据此定义，
不难理解，任何最稳定的纯态单质(如石墨、银、铜、氢气等)在任何温度下的标
准摩尔生成吉布斯自由能均为零。
反应的吉布斯自由能变(
)与反应焓变(
)、熵变(
)的计算原
则相同，即与反应的始态和终态有关,与反应的具体途径无关。
在标准态下，反应的标准摩尔吉布斯自由能变(
)可按下式计算：
＝ Σν
i
(生成物) + Σνi
(反应物)
(2.1.4)
这里需要指出，由于温度对焓变和熵变的影响较小，通常可认为
(T ) ≈
(298.15K )、
(T ) ≈
(298.15K) 这样任一温度T 时的标准摩尔
吉布斯自由能变可按下式作近似计算： (T ) ＝ (T ) - T (T ) ≈ (298.15K ) - T (298.15K )
(2.1.5)
4非标准态摩尔吉布斯自由能变(Δr
G m
)的计算和反应方向的判断
在实际中的很多化学反应常常是在非标准态下进行的。
在等温等压及非标准
态下，对任一反应来说：
c C +
d D─→ y Y +z Z
根据热力学推导，反应摩尔吉布斯自由能变有如下关系式：
Δr G m = + RT ln J(2.1.6) 此式称为化学反应等温方程式，式中J为反应商。
对于气体反应：
对于水溶液中的(离子)反应：
由于固态或液态处于标准态与否对反应的Δr G m影响较小，故它们在反应商
(J)式中不出现。
例如反应：
MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq)─→ Mn2+(aq) + Cl2(g) + 2H2O (l)
非标态时：Δr G m = + RT ln J其中：。