4、吉布斯自由能
（一）吉布斯自由能變與化學(xué)反應(yīng)的方向
前面我們已經(jīng)介紹了與化學(xué)反應(yīng)方向有關(guān)的兩個熱力學(xué)函數(shù)：焓（H）和熵（S）。但是焓變并不能單獨(dú)用作判別自發(fā)反應(yīng)方向的判據(jù)。熵變雖然可單獨(dú)用作判別自發(fā)反應(yīng)方向的判據(jù)，但只限于孤立體系。而一般化學(xué)反應(yīng)都不是在孤立體系中進(jìn)行的，雖然在這種情況下，可以把環(huán)境與體系一起作為一個大的孤立體系來考慮，但實(shí)際上要測量或計(jì)算環(huán)境在變化過程中的熵變值是十分復(fù)雜困難的，這就為直接應(yīng)用熵判據(jù)帶來很大的局限性。因此，人們希望能尋找一種使用起來更為直接簡便的判據(jù)，能在較寬的范圍內(nèi)判別化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向。吉布斯自由能正是這樣一種判據(jù)。
吉布斯自由能定義：G＝H一TS。這個新的熱力學(xué)函數(shù)G即稱為吉布斯函數(shù)，亦稱為吉布斯自由能。G是一個由H和T，S組合得到的物理量，它具有能量的量綱。由于H，S，T都是狀態(tài)函數(shù)，因而G也必然是一個狀態(tài)函數(shù)。當(dāng)體系發(fā)生變化時，G也隨之變化。其改變值△G，稱為體系的吉布斯自由能變，只取決于變化的始態(tài)與終態(tài)，而與變化的途徑無關(guān)： △G＝G終一G始
按照吉布斯自由能的定義，可以推出當(dāng)體系從狀態(tài)1變化到狀態(tài)2時，體系的吉布斯自由能變?yōu)椋骸鱃＝G2一Gl＝△H一△（TS）
對于等溫條件下的反應(yīng)而言，有T2＝T1＝T
則 △G＝△H一T △S
上式稱為吉布斯一赫姆霍茲公式。由此可以看出，△G包含了△H和△S的因素，若用△G作為自發(fā)反應(yīng)方向的判據(jù)時，實(shí)質(zhì)包含了△H和△S兩方面的影響，即同時考慮到推動化學(xué)反應(yīng)的兩個主要因素。因而用△G作判據(jù)更為全面可靠。而且只要是在等溫、等壓條件下發(fā)生的反應(yīng)，都可用△G作為反應(yīng)方向性的判據(jù)，而大部分化學(xué)反應(yīng)都可歸人到這一范疇中，因而用△G作為判別化學(xué)反應(yīng)方向性的判據(jù)是很方便可行的。
化學(xué)熱力學(xué)告訴我們：在等溫、等壓、不做非膨脹功條件下，自發(fā)的化學(xué)反應(yīng)總是向著體系吉布斯自由能降低的方向進(jìn)行的。這是熱力學(xué)第二定律的另一種表述法。因?yàn)橐话愕幕瘜W(xué)變化都能滿足等溫、等壓、不做非膨脹功的條件，所以實(shí)際上只要知道一個化學(xué)反應(yīng)前后體系的吉布斯自由能變 △G（T），就可以判斷在該條件下這個反應(yīng)會不會自發(fā)進(jìn)行以及反應(yīng)的方向和限度：
△G<0時， 該反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。
△G>O時， 該反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行，而其逆反應(yīng)可以自發(fā)進(jìn)行。
△G＝0時， 體系處于平衡狀態(tài)。
所以，在等溫、等壓、不做非膨脹功的情況下，任何自發(fā)的反應(yīng)都是體系吉布斯自由能降低的過程。直到體系的吉布斯自由能降到此條件下的最低值：G終＝G最低，△G＝0即達(dá)到平衡狀態(tài)，這就是反應(yīng)的限度。
（一）吉布斯自由能變與化學(xué)反應(yīng)的方向
前面我們已經(jīng)介紹了與化學(xué)反應(yīng)方向有關(guān)的兩個熱力學(xué)函數(shù)：焓（H）和熵（S）。但是焓變并不能單獨(dú)用作判別自發(fā)反應(yīng)方向的判據(jù)。熵變雖然可單獨(dú)用作判別自發(fā)反應(yīng)方向的判據(jù)，但只限于孤立體系。而一般化學(xué)反應(yīng)都不是在孤立體系中進(jìn)行的，雖然在這種情況下，可以把環(huán)境與體系一起作為一個大的孤立體系來考慮，但實(shí)際上要測量或計(jì)算環(huán)境在變化過程中的熵變值是十分復(fù)雜困難的，這就為直接應(yīng)用熵判據(jù)帶來很大的局限性。因此，人們希望能尋找一種使用起來更為直接簡便的判據(jù)，能在較寬的范圍內(nèi)判別化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向。吉布斯自由能正是這樣一種判據(jù)。
吉布斯自由能定義：G＝H一TS。這個新的熱力學(xué)函數(shù)G即稱為吉布斯函數(shù)，亦稱為吉布斯自由能。G是一個由H和T，S組合得到的物理量，它具有能量的量綱。由于H，S，T都是狀態(tài)函數(shù)，因而G也必然是一個狀態(tài)函數(shù)。當(dāng)體系發(fā)生變化時，G也隨之變化。其改變值△G，稱為體系的吉布斯自由能變，只取決于變化的始態(tài)與終態(tài)，而與變化的途徑無關(guān)： △G＝G終一G始
按照吉布斯自由能的定義，可以推出當(dāng)體系從狀態(tài)1變化到狀態(tài)2時，體系的吉布斯自由能變?yōu)椋骸鱃＝G2一Gl＝△H一△（TS）
對于等溫條件下的反應(yīng)而言，有T2＝T1＝T
則 △G＝△H一T △S
上式稱為吉布斯一赫姆霍茲公式。由此可以看出，△G包含了△H和△S的因素，若用△G作為自發(fā)反應(yīng)方向的判據(jù)時，實(shí)質(zhì)包含了△H和△S兩方面的影響，即同時考慮到推動化學(xué)反應(yīng)的兩個主要因素。因而用△G作判據(jù)更為全面可靠。而且只要是在等溫、等壓條件下發(fā)生的反應(yīng)，都可用△G作為反應(yīng)方向性的判據(jù)，而大部分化學(xué)反應(yīng)都可歸人到這一范疇中，因而用△G作為判別化學(xué)反應(yīng)方向性的判據(jù)是很方便可行的。
化學(xué)熱力學(xué)告訴我們：在等溫、等壓、不做非膨脹功條件下，自發(fā)的化學(xué)反應(yīng)總是向著體系吉布斯自由能降低的方向進(jìn)行的。這是熱力學(xué)第二定律的另一種表述法。因?yàn)橐话愕幕瘜W(xué)變化都能滿足等溫、等壓、不做非膨脹功的條件，所以實(shí)際上只要知道一個化學(xué)反應(yīng)前后體系的吉布斯自由能變 △G（T），就可以判斷在該條件下這個反應(yīng)會不會自發(fā)進(jìn)行以及反應(yīng)的方向和限度：
△G<0時， 該反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。
△G>O時， 該反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行，而其逆反應(yīng)可以自發(fā)進(jìn)行。
△G＝0時， 體系處于平衡狀態(tài)。
所以，在等溫、等壓、不做非膨脹功的情況下，任何自發(fā)的反應(yīng)都是體系吉布斯自由能降低的過程。直到體系的吉布斯自由能降到此條件下的最低值：G終＝G最低，△G＝0即達(dá)到平衡狀態(tài)，這就是反應(yīng)的限度。