化学平衡中的吉布斯自由能是怎么回事，又与熵判据和焓判据有什么关系

化学平衡中的吉布斯自由能是怎么回事，又与熵判据和焓判据有什么关系

ΔG=ΔH－TΔS （Kj/mol) 吉布斯自由能相关书籍封面(1)
G叫做吉布斯自由能。因为H、T、S均为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。 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。状态函数，所以G为状态函数。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是反应熵。 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。>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 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。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：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。 熵判据
dS－δQ/T≥0 (6) 式中：不等号适用于不可逆过程，等号适用于可逆过程。由于不可逆过程是所有自发过程之共同特征，而可逆过程的每一步微小变化，都无限接近于平衡状态，因此这一平衡状态正是不可逆过程所能达到的限度。因此，上式也可作为判断这一过程自发与否的判据，称为“熵判据”。 焓变：恒温恒压无非体积功的化学反应热效应，你就理解成决定吸热还是放热的吧。
一般来说，能量越低越稳定，所以化学反应有向放热方向进行的趋势。这就是焓判据。
焓是体系内能与压强和体积之积的和：H=U+pV。