吉布斯自由能
吉布斯自由能的基本原理
吉布斯自由能的基本原理吉布斯自由能的基本原理一、引言：自由能是热力学中一个非常重要的概念，在各个领域都有广泛的应用。
而吉布斯自由能则是热力学中的一个衡量体系的尤其重要的量。
本文将从基本原理的角度出发，深入探讨吉布斯自由能的概念、计算方法以及其实际应用。
二、吉布斯自由能的概念：吉布斯自由能（Gibbs free energy）是指在恒温恒压条件下，系统能量以及体积的变化所能引起的外界对系统的做功的最大值。
简单来说，吉布斯自由能是系统所拥有的可利用能量，也是系统发生变化的驱动力。
三、吉布斯自由能的计算方法：吉布斯自由能的计算方法可以通过熵变和焓变来表示。
根据吉布斯自由能的定义，可以得到如下公式：G = H - TS其中，G表示吉布斯自由能，H表示焓，T表示温度，S表示熵。
通过这个公式，可以看出吉布斯自由能与熵、焓以及温度有关。
当系统处于平衡状态时，吉布斯自由能取最小值，此时系统的熵达到最大值。
根据吉布斯自由能的计算方法，我们可以通过测量焓变和熵变来计算吉布斯自由能的值。
四、吉布斯自由能的物理意义：吉布斯自由能的物理意义主要体现在以下几个方面：1. 反应的驱动力：吉布斯自由能是反应发生的驱动力。
当吉布斯自由能的变化为负值时，表示反应是自发进行的，是能量释放的过程；而当吉布斯自由能的变化为正值时，表示反应是不自发进行的，需要外界输入能量才能发生。
2. 可逆过程的判断：吉布斯自由能还可以用来判断过程的可逆性。
当吉布斯自由能的变化为零时，表示过程是可逆的；而当吉布斯自由能的变化不为零时，表示过程是不可逆的。
3. 平衡态的判断：吉布斯自由能的最小值对应着系统处于平衡态。
通过最小化吉布斯自由能，可以确定系统的平衡态以及平衡时的条件。
五、吉布斯自由能的应用：由于吉布斯自由能能够反映系统的稳定性和变化趋势，因此在各个领域都有着广泛的应用。
以下是吉布斯自由能在不同领域中的几个典型应用：1. 化学平衡：在化学反应中，吉布斯自由能可以用来判断反应的方向以及反应是否可逆。
标准吉布斯自由能公式
标准吉布斯自由能公式吉布斯自由能公式（Gibbs free energy equation）是热力学中的重要概念，它在化学和物理领域都有着广泛的应用。
这个公式是由美国化学家Josiah Willard Gibbs 于1878年提出的，它描述了系统在恒定温度和压力下的自由能变化。
在化学反应和相变过程中，吉布斯自由能公式可以用来预测系统的稳定性和反应的方向。
本文将详细介绍吉布斯自由能公式的定义、意义和应用。
吉布斯自由能公式的定义如下：ΔG = ΔH TΔS。
其中，ΔG表示系统的自由能变化，ΔH表示系统的焓变化，T表示系统的温度，ΔS表示系统的熵变化。
这个公式描述了系统在恒定温度和压力下的可用能量变化，也就是系统可以做的最大非体积功。
当ΔG小于0时，系统处于稳定状态，反应会朝着生成更稳定物质的方向进行；当ΔG大于0时，系统处于不稳定状态，反应会朝着消耗能量的方向进行；当ΔG等于0时，系统处于平衡状态，反应已经达到了最稳定状态。
吉布斯自由能公式的意义在于可以帮助我们预测化学反应和相变过程的方向和稳定性。
在化学反应中，当我们知道反应的焓变化和熵变化时，就可以通过吉布斯自由能公式来计算系统的自由能变化，从而判断反应的进行方向。
在相变过程中，比如固液相变或液气相变，吉布斯自由能公式同样可以帮助我们判断相变的进行方向和稳定性。
除了用于预测反应方向和稳定性外，吉布斯自由能公式还可以用来优化化学工艺和工程设计。
在化学工程中，我们经常需要设计反应器和分离装置，吉布斯自由能公式可以帮助我们确定最适合的工艺条件，从而提高生产效率和降低能耗成本。
此外，吉布斯自由能公式还在生物化学和生物物理学中有着重要的应用。
生物体内的许多代谢反应都是在恒定温度和压力下进行的，吉布斯自由能公式可以帮助我们理解生物体内各种代谢反应的进行方向和稳定性，从而揭示生命活动的基本原理。
总之，吉布斯自由能公式是热力学中的重要概念，它不仅可以帮助我们理解化学反应和相变过程，还可以应用于化学工程和生物学领域。
标准吉布斯自由能
标准吉布斯自由能
标准吉布斯自由能的计算公式为ΔG° = ΔH° TΔS°，其中ΔH°为反应的
标准焓变，T为温度（K），ΔS°为反应的标准熵变。
在标准状态下，温度为
298K，压强为1个大气压，物质的标准状态为标准态。
标准吉布斯自由能可以用来判断化学反应的进行方向，当ΔG° < 0时，反应
是自发进行的，反之ΔG° > 0时，反应不利于进行。
当ΔG° = 0时，反应处于平衡状态。
因此，标准吉布斯自由能可以作为判断反应是否进行的重要指标。
标准吉布斯自由能还可以用来比较不同反应的进行程度。
在比较不同反应的进
行程度时，可以通过计算它们的ΔG°值来进行。
ΔG°值越小的反应，其进行程
度越大，反之，ΔG°值越大的反应，其进行程度越小。
除了用于判断反应进行方向和比较反应进行程度外，标准吉布斯自由能还可以
用来计算非标准状态下的吉布斯自由能变化。
当反应处于非标准状态时，可以利用ΔG = ΔG° + RTlnQ来计算吉布斯自由能的变化，其中ΔG为非标准状态下的吉
布斯自由能变化，R为气体常数，T为温度（K），Q为反应的位置系数。
总之，标准吉布斯自由能是热力学中重要的概念，它不仅可以用来判断反应的
进行方向和比较反应进行程度，还可以用来计算非标准状态下的吉布斯自由能变化。
因此，对于化学反应的研究和工业生产具有重要意义。
吉布斯自由能
吉布斯自由能在热力学中，吉布斯自由能是用来衡量从一个等温、等压的热力学系统中得到“有用”功的热力学潜能（势）。
在技术上，吉布斯自由能是能够从一个封闭系统榨取的最大量的非压力-体积功注1，而且这个最大量只能在完全可逆过程中得到。
当一个系统从一个定义得很好的初始状态演变到一个定义得很好的终止状态，吉布斯自由能∆G等于系统和它的环境所交换的功，小于系统从一个相同的初始状态到一个相同的终止状态的可逆转换时，压力所作的功。
吉布斯自由能，最初称为可获得能，是1870年代美国数学物理学家Willard Gibbs提出。
1873年，Gibbs定义一个物体的他所称的“可获得能”如下：“在给定初始状态下，从给定量的物质中，在不增加总体积或没有热量进出外部物体，并且过程结束时没有回到初始条件的情况下，能够获取的最大量的机械功，”按照Gibbs的设想，初始状态下的物体，是指“能够被置于可通过可逆过程耗散能量的状态的物体。
”IUPAC注2指定G称为吉布斯能；在物理学中，G被当作吉布斯函数或“自由能”。
定义Willard Gibbs 1873年可获得能的图形。
它显示一个垂直于v（体积）轴的平面，通过代表物体的初始状态的点A。
MN是耗散能表面的一部分。
Qε和Qη是平面η=0和ε=0的一部分，因此和轴ε（内能）和轴η（熵）分别平行。
AD和AE是物体在初始状态的能量和熵，AB 和AC分别是可获得能（吉布斯自由能）和熵容量（表示物体在不增加能量或增大体积的情况下可增加的熵的量）。
吉布斯自由能，定义为TS PV U G -+=或等价的∑==k i i i N G 1μ这里：U 是内能，（SI 单位焦耳）P 是压力，（SI 单位帕）V 是体积，（SI 单位m 3）T 是温度，（SI 单位K ）S 是熵，（SI 单位J/K ） μi 是第i 种化学组分的化学势（SI 单位J/粒子或J/mol ）N i 是组成第i 种化学组分的粒子数或摩尔数对于开放系统，考虑到有加入的外部作用X i ，引起了系统a i 的外部参数变化了da i 的量，吉布斯自由能无穷小的可逆变化表达式如下+++-=∑∑==k i i ik i i i da X dN SdT VdP dG 11μ在这个无穷小表达式中，包括了从外部加入的粒子引起的吉布斯自由能的化学势改变量。
吉布斯自由能名词解释
吉布斯自由能名词解释
吉布斯自由能（Gibbs free energy）是物理化学中的一个概念，表示在恒温恒压条件下，系统发生化学反应时可利用的最大能量。
吉布斯自由能可以用于描述系统的稳定性和反应的方向。
系统的吉布斯自由能由以下等式给出：
G = H - TS
其中，G代表吉布斯自由能，H代表焓（enthalpy），T代表
绝对温度，S代表系统的熵（entropy）。
如果一个系统的吉布斯自由能减小，则系统更稳定。
反之，如果吉布斯自由能增加，则系统不稳定或不平衡。
根据吉布斯自由能的变化可以预测化学反应的方向。
当吉布斯自由能变化为负值时，反应是自发的，并且倾向于朝着产生减少吉布斯自由能的方向进行。
吉布斯自由能的大小还与热力学平衡有关。
在平衡状态下，系统的吉布斯自由能最小。
通过计算反应物和产物的吉布斯自由能变化，可以确定是否达到平衡。
如果反应物的吉布斯自由能大于产物，则反应是不可逆的，反之则是可逆的。
吉布斯自由能在化学工程、热力学和化学动力学等领域具有广泛的应用。
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+WU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<W非不能进行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。
吉布斯自由能
——这就是热力学最重要的方程之一—吉一赫方程。
对于一化学反应：
rGm r Hm TrSm
在反应温度T不太高和100kPa下：
θrGm (T ) θr Hm,298 TθrSm,298
4.3.7 过程（反应）方向性的判据
由吉一赫方程△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：
类型 △H △S △G 反应自发性
1 - + 恒 - 任意T，自发
2+-
恒+ 任意T ，非自发
3 - - 视 低温，自发
△fG
ø m
0
? kJ·mol-1
△rG
ø
m
=
+163
kJ·mol-1
=
△fG
ø m
(O3
(g))
4.3.4 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：
△rG物）-
∑vi△fG
ø m
（反应物）
例1： CH4(g) + 2 O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(l)
T 高温，非自发
4 + + 而 高温，自发
定 低温，非自发
4.3.1 定义
吉布斯自由能
G = H –TS，又称“自由焓”（Free Enthalpy），简称“自由
能”。 符号：G ; 单位 ： kJ·mol-1.
吉布斯自由能的基本概念
吉布斯自由能的基本概念吉布斯自由能的基本概念一、引言吉布斯自由能是热力学中一个重要的概念，它描述了系统在恒温、恒压条件下的可逆变化时所能释放的最大功。
吉布斯自由能可以用来预测化学反应是否会发生，以及反应达到平衡时的平衡常数。
二、熵和焓在理解吉布斯自由能之前，我们需要先了解两个概念：熵和焓。
1. 熵熵是描述系统无序程度的物理量，通常表示为S。
熵增加意味着系统越来越无序。
根据热力学第二定律，任何孤立系统都必须经历一个不可逆过程，使得其总熵增加。
2. 焓焓是描述系统内部能量状态和外部环境之间相互作用的物理量，通常表示为H。
焓变化可以用来描述化学反应中吸热或放热的过程。
三、吉布斯自由能1. 定义吉布斯自由能是一个物理量，通常表示为G。
它可以通过以下公式计算：G = H - TS其中，H是焓，T是温度，S是熵。
这个公式可以解释为，吉布斯自由能是系统能够释放的最大功。
如果一个系统在恒温、恒压条件下发生可逆变化，那么这个变化所能释放的最大功就等于吉布斯自由能的变化。
2. 物理意义吉布斯自由能可以用来预测化学反应是否会发生。
如果一个反应的吉布斯自由能变化为负值，那么这个反应是可逆的，且会自发发生。
反之，如果吉布斯自由能变化为正值，那么这个反应是不可逆的，需要外界提供能量才能发生。
此外，在达到平衡时，系统的吉布斯自由能达到最小值。
因此，通过计算反应物和产物在平衡状态下的吉布斯自由能差可以得到平衡常数K。
3. 应用在工业上，吉布斯自由能被广泛用于控制化学反应过程。
例如，在制备氨气时，通过控制温度和压力来调节氨气和氮气之间的平衡常数K。
此外，在生物学中也有很多应用。
例如，在细胞内部代谢过程中，通过调节代谢产物和底物之间的吉布斯自由能差来控制代谢通路的方向。
四、结论吉布斯自由能是一个重要的热力学概念，它可以用来预测化学反应是否会发生，以及反应达到平衡时的平衡常数。
在工业和生物学中都有广泛的应用。
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环境对体系作功。
5.体积功
设圆筒内盛有定量气体，物质的量n，横截面就A，活 塞为无摩擦的理想活塞，筒内压力pi，筒外压力pe， 活塞受到外力Fe= peA 若pe﹤pi，气体膨胀，活塞向外移动dl距离，所做的 体积功为： δW=Fe dl =peAdl =pedV
2.熵
（1）卡诺定理 任何热机从高温 (Th ) 热源吸热 Qh ,一部分转化
为功W,另一部分Qc 传给低温 (Tc ) 热源.将热机所作 的功与所吸的热之比值称为热机效率,或称为热机 转换系数，用 表示。 恒小于1。
卡诺定理：所有工作于两个不同温度的热源之间的所 有热机，以可逆机的效率最大。
i
( Qi Ti
)R
0
或
Q
( T )R 0
R---可逆 δQR ----表示无限小可逆过程的热效 应
T----热源的温度，在可逆过程中也 是体系的温度
——克劳修斯原理
用一闭合曲线代表任意可逆循环。
在曲线上任意取A，B两点，把循环分成AB和 BA两个可逆过程。
根据任意可逆循环热温商的公式：
Q
( T )R 0
可分成两项的加和
B Q
( AT
)R1
A Q
( BT
)R2
0
移项得：
B A
(
Q T
)R1
B A
(
Q T
)R2
说明任意可逆过程的热温商 的值决定于始终状态，而与可 逆途径无关，这个热温商具有 状态函数的性质。
任意可逆过程
Clausius根据可逆过程的热温商值决定于始终态而 与可逆过程无关这一事实定义了“熵”（entropy） 这个函数，用符号“表示，单位J为 K：1
pV、Vdp不是体积功
(1)自由膨胀 （气体向真空膨胀）
δW= pedV
因为 pe 0 所以W=0
(2)等外压膨胀（pe保持不变）
W=pe(V2-V1)=peΔV
体系所作的功如阴影面积所示。
(3)多次等外压膨胀 V1 p’ V’ p2 V2
W= p’(V’-V1)+ p2(V2-V’)
所作的功等于2次作功的加和。 可见，外压差距越小，膨
mVTPcUHSG
体系状态确定
体系状态性质的数值确定
∴热力学变量、热力学函数、状态函数、状态性质 同义语
3. 广度性质（extensive properties） 又称为容量性质，它的数值与体系的物质的 量成正比，如体积、质量、熵等。
强度性质（intensive properties） 它的数值取决于体系自身的特点，与体系的
功是与途径有关的。
例题
一、热力学函数的定义
1.热力学能
定义:体系的内部总能量 U，状态函数
特点：包括了体系中的一切形式的能量，如分子能、 振动能、电子运动能、原子核能等； 绝对值无法测量；
对于孤立体系：△U = U2 - U1 = 0 对于封闭体系： △U = Q - W 若只做体积功： △U = Q - W体 若恒容条件： △V = 0， △U = Qv
胀次数越多，做的功也越多。
（4）外压比内压小一个无穷小的值
相当于一杯水，水不断蒸发，这样的膨胀过程是无 限缓慢的，每一步都接近于平衡态。所作的功为：
W= ∑pedV= ∑（pi-dp）dV = ∑pidV pi=nRT/V
W= nRTlnV2/V1
= nRTlnP1/P2 这种过程近似地可看作可逆过程，所作的功最大。
•研究对象是大数量分子的集合体，研究宏观性 质，所得结论具有统计意义。
•只考虑变化前后的净结果，不考虑物质的微观 结构和反应机理。
•能判断变化能否发生以及进行到什么程度，但 不考虑变化所需要的时间。
局限性 不知道反应的机理、速率和微观性质，只
讲可能性，不讲现实性。
从热化学的数据中解决有关化学平衡的计算问题—预测实验结 果、限度—最佳工艺条件
功（work）
体系与环境之间传递的除热以外的其它能量 都称为功，用符号W表示。
其它形式的能量：体积功、电功、机械功、 表面功等
功可分为体积功和非体积功两大类。
体积功：气体膨胀或压缩所做的功；W体 非体积功：体积功以外的其它形式的功。W’
当P外﹤P内，体系膨胀， dv>0，δW＞0，
体系对环境作功;
§2.1热力学函数的性质
补充内容：
1. 热力学体系：热力学所研究的那部分领域（包括 一定量的物质和空间），也称为热力 学系统。
环境：与体系密切相关、有相互作用或影响所能及 的部分称为环境。
根据体系与环境之间的关系，把体系分为三类：
（1）敞开体系（open system） 体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。
原则上解决了化学反应的方向问题； 解决了可逆热机工作效率的问题。
（2）卡诺循环
W Qh Qc Th Tc
Qh
Qh
Th
1 Qc 1 Tc
Qh
Th
或： Qc Qh 0 Tc Th
Qc Qh
Tc
Th
即可逆循环中，两个热源的热温商之和等于零。
同样，由多个热源组成的任意可逆循环热温商的加和 等于零,即：
历史上曾一度热衷于制造这种机器，均以失 败告终，也就证明了能量守恒定律的正确性。
热力学第二定律：论述在一定条件下变化过程进行的 方向与限度，及相平衡与化学平衡的有关问题。
热力学第三定律：研究低温下物质的运动状态及标准 熵的数值。
“在0 K时，任何完整晶体（只有一种排列方式）的 熵等于零。”
热力学方法
（2）封闭体系（closed system） 体系与环境之间无物质交换，但有能量交换。
（3）孤立体系（isolated system） 体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换，故
又称为隔离体系。有时把封闭体系和体系影响所及的环 境一起作为孤立体系来考虑。
2.体系的状态性质
用宏观可测性质来描述体系的热力学状态， 故这些性质又称为热力学变量或状态性质。
数量无关，不具有加和性，如温度、压力等。
状态性质的改变量取决于体系的开始状态和最终状 态，与体系变化时的具体过程或途径无关。
恒温过程：温度一定的条件下，体系状态发生了变化 恒压过程 循环过程
4.热和功 不是状态函数，其数值与变化途径有关。 热（heat）
体系与环境之间因温差而传递的能量，Q 体系吸热，Q>0 体系放热，Q<0