吉布斯自由能是什么

吉布斯自由能是什么

吉布斯自由能　　 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。
　　ΔG叫做吉布斯自由能变
　　吉布斯自由能的变化可作为恒温、恒压过程自发与平衡的判据。
　　吉布斯自由能改变量。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。反应进行方向和方式判据。
　　>W非 反应以不可逆方式自发进行
　　＝W非 反应以可逆方式进行
　　　　若反应在等温等压下进行不做非体积功，即W非＝0则
　　<0 反应以不可逆方式自发进行
　　=0 反应以可逆方式进行
　　>0 不能进行
　　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。 [编辑本段]标准吉布斯自由能　　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：

§1.4 自由能，化学反应自发性的判据
1.4.1 吉布斯自由能（ Gibbs-Free Energy ）
　　吉布斯自由能（ Gibbs-Free Energy ），简称 “ 自由能 ”。
　　符号： G ; 单位 ： kJ·mol -1 。 根据以上分析 : △ H < 0 或 / 和 △ S > 0 有利于过程 “ 自发 ” 进行 ， 即焓 （ H ） 、熵 （ S ） 均是影响过程自发性的因素。
　　1876 年，美国科学家 J.W.Gibbs 提出一个新的热力学函数 — 吉布斯自由能（ G ），把 H 和 S 联系在一起。
　　吉布斯 (Josiah Willard Gibbs, 1839-1903 ，美国 )合并能和熵，引入 (Gibbs) 自由能概念 (1876)。
　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　图 1-5 吉布斯 　　1. 吉布斯自由能定义： G = H - TS　　2. 吉布斯自由能是状态函数，绝对值不可测。因为 H 、 T 、 S 均为状态函数，而 H 绝对值不可测定。
　　3. 吉布斯自由能具有 广度性质1.4.2 物质的标准摩尔生成自由能　　物质的标准摩尔生成自由能： 在标态和指定温度下，由最稳定单质生成 1mol 某物质时的吉布斯自由能变。
　　 符号： 　　单位： kJ·mol -1
　　规定最稳定单质及水合氢离子的 = 0 kJ·mol -1 。　　例 1 ： H 2 (g)　+　 O 2 (g)　=　H 2 O (l)
　　　0　　　　　 0　　　　　　　kJ·mol -1
　　 = -237.19 kJ·mol -1 = (　H2O (l))　　例 2 ： O 2 (g) = O 3(g)
　　　 　0　 　　　　　　　kJ·mol -1
　　 = +163 kJ·mol -1 = (O 3 (g)) 1.4.3 反应的标准吉布斯自由能变　　设一反应为： a A + b B = d D + e E，则该反应的标准吉布斯自由能变为：　　 = ∑vi （生成物） - ∑vi （反应物） 　　例 1 ： 　CH 4 (g)　+　2 O 2 (g) 　===　 CO 2 (g) +　2 H 2 O(l)
　　　　-50.75　　　　0　　　　　　　-394.36　　　-237.19　　　　kJ·mol -1
　　 = -394.36 +2×(-237.19) - (-50.75) - 0
　　　 　　= -817.99 kJ·mol -11.4.4 吉布斯 —— 赫姆霍兹方程 （ Gibbs-Helmholtz equation ）　　对于一封闭体系、等温过程 （ T 2 = T 1 = T 环境 ），
　　G 1 = H 1 – TS 1 ，　G 2 = H 2 – TS 2
　　△G = G 2 – G 1 = （ H 2 - TS2 ） - （ H 1 – TS 1 ）
　　△G = △H - T △S　
　　（ 封闭体系、等温 ）标准状况下： = - T 　（ 封闭体系、等温 ）　　吉布斯 —— 赫姆霍兹方程是热力学最重要的方程之一。1.4.5 热力学第二定律　由热力学第一定律公式 △U = Q + W ，热力学证明：等温可逆过程，做功最大，△U = Qr + W max （等温可逆过程）（ r – reversible 可逆的 ）。
　　W max　= 　△ ( pV ) + W ' max
　　体积功　 非体积功 　　有用功
　　等压条件（ p 2 = p 1= p 外 ）下：
　　W max= - p△V + W ' max
　　△U = Qr - p△V + W ' max （ 等压 ）
　　( - p△V ： 体系对环境做功 ， 负值 ）
　　据热力学第三定律公式： △S = Qr /T （封闭体系，等温，可逆）
　　把 Qr = T △S 代入上式 ，
　　△U = T △S - p△V + W ' max （封闭体系，等温，等压，可逆）
　　由 H = U + pV 得： △U = △H - p△V ， 代入上式 ，
　　△H = T △S + W ' max （封闭体系，等温，等压，可逆）
　　△H - T △S = W ' max （封闭体系，等温，等压，可逆）
　　以吉一赫方程 代入，△G = W ' max（封闭体系，等温，等压，可逆）
　　物理意义：一封闭体系在等温、等压条件下发生的可逆过程中所做的有用功最大。
　　例 ： CH 4 (g) + 2 O 2 (g) = CO 2 (g) + 2 H 2 O(l)
　　 = - 818 kJ·mol -1
　　设计为燃料电池，在等温、等压条件下发生的可逆过程中做的电功最大 ， 为 - 818 kJ·mol -1 （体系对环境做功，负值）。
　　-△G = ∣ W ' max ∣ 可逆过程
　　-△G > ∣ W ' max ∣ 非可逆过程（正反应自发）
　　通常的化学反应在等温、等压（ 敞开容器）、封闭体系、不做有用功 （ W '= 0 ） 条件下进行，则得：
　　△G = 0 可逆过程 （热力学平衡态）
　　△G < 0 非可逆过程（正反应自发）
　　△G > 0 非可逆过程（正反应非自发，逆反应自发）
　　物理意义：对于一封闭体系，在等温、等压、不做有用功条件下，吉布斯自由能减少（ △G < 0 ）的过程是自发的；吉布斯自由能增加的过程是非自发的；而 △G = 0 表示一个可逆过程（热力学平衡态） 。
　　△G 可用于判断过程的自发性，而且包含了两个影响过程自发性的因素（ △G = △H - T△S ）。
　　当体系处于热力学标准状态时，可以用判断反应过程的自发性。
　　= 0 可逆过程（热力学平衡态）
　　< 0 非可逆过程（正反应自发）
　　> 0 非可逆过程（正反应非自发，逆反应自发） 1.4.6 反应过程方向性的判据　　由吉布斯－赫姆霍兹方程： △G = △H - T△S （等温、封闭体系），可知 △H 和 △S 是影响过程自发性的两个因素。根据 △H 和 △S 符号，把化学反应分为 4 类： 　　　　　　　　　　　　　表 2 影响化学反应方向性的因素类型△H△S△G 反应自发性反应动力1-+恒 -任意 T ，自发焓熵双驱动2+-恒 +任意 T ，非自发无驱动力3--视
T
而
定
低温，自发焓驱动高温，非自发 4++高温，自发熵驱动低温，非自发 　 　　例 1： H 2 (g) + F 2 (g) = 2 HF (g)　（△G = △H - T△S ）
　　 = - 271 kJ·mol -1 ， =+8 J·mol-1 · K-1 ，　 = - 273 kJ·mol -1
　　正反应恒自发，焓、熵双驱动。
　　例 2： 2CO (g) = 2 C ( 石墨 ) + O 2 (g)
　　= +221 kJ·mol -1 , =-179.7 J·mol -1 · K -1 ，　= +274.4 kJ·mol -1
　　正反应恒非自发，无反应动力。
　　例 3： HCl (g) + NH 3 (g) = NH 4 Cl(s)
　　= - 176.4 kJ·mol -1，= -284 J·mol -1 · K -1 ，　= - 91.1 kJ·mol -1
　　低温正反应自发，高温逆反应自发。
　　例 4：CaCO 3 (s) = CaO(s) + CO 2 (g)
　　= +178.3kJ·mol -1， = +160.4 J·mol -1 · K -1，= +130.2 kJ·mol -1
　　低温正反应非自发，高温正反应自发。
　　第 3 、 4 类反应可利用吉 - 赫方程，计算出反应逆转的温度：
　　= - T （等温，封闭体系）
　　在无相变，且 △T 不大时， △H 、 △S 随 T 的变化较小，可忽略；而 △G 随变化较大。　　例 5 ： CaCO 3 (s) = CaO(s) + CO 2 (g)
　　(298K) = +178.3kJ·mol -1 ,
　　(298K) = +160.4 J·mol -1 · K -1 ,
　　(298K) = +130.2 kJ·mol -1　　298K ， 正反应非自发
　　 ≈ (298K) - T(298K)
　　当 < 0 ， 即 (298K) - T(298K) < 0 时 ，T >