化学反应的吉布斯自由能变化

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化学反应的吉布斯自由能变化汇编

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：。

化学反应中的吉布斯自由能

化学反应中的吉布斯自由能在化学反应中，我们常常听到一个词汇——吉布斯自由能。

那么它是什么呢？为什么它在化学反应中起着如此重要的作用呢？1. 吉布斯自由能的概念吉布斯自由能通常用符号G表示，它是一个状态函数，表示了一个系统在恒温、恒压、化学反应发生的过程中可用的能量。

而化学反应则是指化学物质之间的转化过程，其中存在着能量的转化。

在化学反应中，系统由初态转变为末态。

在这个过程中，化学反应将会发生能量的转化，包括内能和势能的变化。

其中，内能是化学反应中最主要的能量类型，表示系统内部的能量总和；而势能则是表示系统在某一刻所具有的状态所能释放出的能量，如弹性势能、引力势能等。

而吉布斯自由能则综合了内能和势能两个能量类型的贡献。

准确地说，吉布斯自由能是一个系统中可用的最大能量，也就是系统做功的最大值。

2. 吉布斯自由能的意义在化学反应中，吉布斯自由能的变化是衡量反应的动力学驱动力的一个非常重要的参数。

通常情况下，只有吉布斯自由能为负的反应才有可能自发地发生。

具体地说，当吉布斯自由能变化ΔG小于0时，表示反应是自发的、放热的反应，反应物可自发地转变为生成物。

而当ΔG为0时，系统处于平衡状态，反应物和生成物之间的转化达到了一个最佳平衡状态；而当ΔG大于0时，反应则是不可逆的或反应是吸热的，反应物不能自发地转变为生成物。

因此，吉布斯自由能可以被用于预测化学反应是否可能在一定条件下发生，可以作为一个反应是否可行的指标。

这对于合成新物质和控制化学反应路径非常有意义。

3. 吉布斯自由能的计算吉布斯自由能的计算在实际应用中非常重要。

具体地说，吉布斯自由能的计算需要考虑以下这些因素：①反应发生的条件，如温度、压力、反应物的浓度等；②反应物的化学结构、能量排布，生成物的化学结构等。

而吉布斯自由能的计算可以通过一些工具和公式来实现。

比如，可以使用热力学模拟软件，或根据反应物的热力学数据，计算反应的吉布斯自由能。

总之，吉布斯自由能在化学反应中扮演着非常重要的角色。

自由能变△G的公式

自由能变△G的公式
自由能的公式是△G=△H-△（TS），系统吉布斯自由能变化等于焓变减温度乘熵的变化值，自由能是指在某一个热力学过程中，系统减少的内能中可以转化为对外做功的部分。

封闭系统在等温等压条件下可能做出的最大有用功对应于状态函数，吉布斯自由能（有时简称自由能或吉布斯函数，符号为G）的变化量。

对于化学反应，它的吉布斯自由能的变化量△G可以通过电化学方法测得。

反应自发进行的公式为：△G=△H－T△S。

△G——吉布斯自由能变
△H——焓变（△H<0为放热反应，△H>0为吸热反应）
△S——熵变（物质混乱度的量度，如固体变成气体或气体体积增大，则混乱度增加，△S>0）
如果△G<0，反应可以自发进行；反之则不可以自发进行。

恒温恒压下：
当△H<0，△S>0时，反应自发进行；
当△H>0，△S<0时，反应不自发进行；
当△H>0，△S>0时，需要在较高温度的条件下，才能自发进行。

当△H<0，△S<0时，需要在较低温度的条件下，才能自发进行。

一般低温时焓变影响为主；高温时，熵变影响为主，而温度影响的大小要看△H和△S的具体数值而定。

某化学反应的标准吉布斯自由能对应标准平衡常数

某化学反应的标准吉布斯自由能对应标准平衡常数标准吉布斯自由能（ΔG^0）是描述化学反应是否可逆进行的重要物理量之一、它与标准平衡常数（K^0）之间存在一定的关系。

本文将从理论和实例两方面探讨ΔG^0对应标准平衡常数的关系。

一、理论推导ΔG^0是化学反应在标准状况下的吉布斯自由能变化，是反应进行可逆性的指标。

标准平衡常数K^0是描述反应物与生成物在平衡状态下的浓度比或压强比的物理量。

根据反应的吉布斯自由能变化ΔG与反应物和生成物的浓度或压强之间的关系，可以得到如下的表达式：ΔG = ΔG^0 + RTlnQ （1）其中ΔG是反应在非标准状况下的吉布斯自由能变化，R是理想气体常数，T是温度，Q是反应物和生成物的反应系数的质量作用积。

当反应处于平衡状态时，ΔG为零，此时方程（1）可以重新表达为：0 = ΔG^0 + RTlnK^0 （2）将2式转化为：ΔG^0 = -RTlnK^0由此可见，ΔG^0与标准平衡常数K^0之间存在着一个负对数关系。

二、实例解析以酸碱中和反应为例进行讨论。

假设有一酸碱中和反应的化学方程式为：HCl+NaOH→NaCl+H2O在标准状况下，该反应的ΔG^0应该为负值，反应进行可逆。

当该反应处于平衡时，可以根据反应物和生成物之间的摩尔比关系得到平衡常数表达式：K^0=[NaCl][H2O]/[HCl][NaOH]根据2式，可以得到：ΔG^0 = -RTlnK^0通过ΔG^0与K^0的关系，可以对反应的平衡性质和特性进行分析。

三、结论总结综上所述，标准吉布斯自由能（ΔG^0）与标准平衡常数（K^0）之间具有负对数关系。

通过ΔG^0与K^0的关系可以对化学反应的可逆性和平衡性进行分析和判断。

这一关系为研究和理解化学反应提供了重要的理论依据。

值得注意的是，理论关系在非标准条件下也是适用的，只需要考虑到非标准状况下的温度和反应物、生成物的活度或浓度即可。

反应速率常数与吉布斯自由能的关系

反应速率常数（rate constant）与吉布斯自由能（Gibbs free energy）是化学反应动力学中两个重要的物理量，它们之间存在着紧密的关系。

本文将详细探讨反应速率常数与吉布斯自由能之间的关系，并从理论和实验两个方面进行分析。

一、反应速率常数的定义及影响因素在化学反应中，反应速率常数表示单位时间内反应物转化为生成物的速率。

它由Arrhenius方程给出：k = A * e^(-Ea/RT)其中，k为反应速率常数，A为指前因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为温度。

根据Arrhenius方程，反应速率常数受到温度的影响，温度升高可以使反应速率常数增大。

除了温度，反应速率常数还受到反应物浓度、催化剂等因素的影响。

当反应物浓度增加或者催化剂存在时，反应速率常数也会增大。

二、吉布斯自由能的定义及计算吉布斯自由能是化学反应中的一个重要物理量，表示了系统的能量转化能力。

在恒温恒压下，吉布斯自由能的变化ΔG可以由下式给出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔH为焓的变化，T为温度，ΔS为熵的变化。

吉布斯自由能的符号与大小可以判断反应的方向和可能性，当ΔG < 0时，反应是自发进行的；当ΔG > 0时，反应是不自发进行的；当ΔG = 0时，系统处于平衡状态。

三、反应速率常数与吉布斯自由能的关系根据过渡态理论，反应速率常数与吉布斯自由能之间存在着紧密的关系。

在反应过程中，反应物需要通过过渡态才能转化为生成物，而过渡态的能量能够由吉布斯自由能给出。

1. 反应速率常数与吉布斯自由能的关系过渡态理论指出，在反应过程中，反应物需要通过一个高能的过渡态才能转化为生成物。

过渡态的能量可以由ΔG‡表示，它等于吉布斯自由能的变化ΔG。

根据转化态理论，反应速率常数与过渡态能量之间存在着指数关系：k = A * e^(-ΔG‡/RT)反应速率常数受到吉布斯自由能的影响，当ΔG‡增大时，反应速率常数会减小；反之，当ΔG‡减小时，反应速率常数会增大。

化学平衡的熵变焓变和Gibbs自由能变化的关系

化学平衡的熵变焓变和Gibbs自由能变化的关系化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化的关系在化学反应中，平衡态是指反应物转化成产物的速率相互之间达到平衡的状态。

化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化是描述平衡态的重要物理量。

本文将探讨化学平衡中的熵变，焓变和Gibbs自由能的关系。

1. 熵变的概念及计算熵是描述系统无序程度的物理量，其变化量称为熵变。

在化学反应中，熵变的计算可以通过以下公式得出：ΔS = Σn_S(products) - Σn_S(reactants)其中，ΔS表示熵变，Σn_S表示各物质的摩尔熵。

2. 焓变的概念及计算焓是系统内部能量的一种表现形式，焓变则是反映反应热效应的物理量。

在化学反应中，焓变的计算可以通过以下公式得出：ΔH = Σn_H(products) - Σn_H(reactants)其中，ΔH表示焓变，Σn_H表示各物质的摩尔焓。

3. Gibbs自由能变化的概念及计算Gibbs自由能是描述系统是否能够自发发生变化的物理量。

在化学反应中，Gibbs自由能变化可以通过以下公式得出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示Gibbs自由能变化，T表示温度，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变。

4. 熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间的关系根据热力学第二定律，当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。

因此，ΔG可以用来预测反应是否会发生和反应的方向。

而ΔG的正负与焓变和熵变之间存在如下关系：当ΔH为负，ΔS为正时，ΔG一定为负，反应为自发进行的。

当ΔH为正，ΔS为正时，ΔG在高温下可能为负，低温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。

当ΔH为负，ΔS为负时，ΔG在低温下一定为负，高温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。

当ΔH为正，ΔS为负时，ΔG一定为正，反应不会自发进行。

总结：化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间存在密切的关系。

根据热力学第二定律，当Gibbs自由能变化ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。

化学反应的吉布斯自由能变化.

这在实际上有时是难以实现的。例如反应：
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、速率和限度
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,

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化学反应的标准右布斯自由能变化r G m 0是反应产物与反应物都处于标准态下化学势之差。

化学反应的吉布斯自由能变化r G m 是反应产物和反应物皆处于任意状态下化学势之差。

r G m ө与r G m 是两个含义不同的物理量。

在等温等压条件下，任何物质的i 0都有定值，所以任何反应的r G m ө都有是常数；但由化学反应的等温式可知r G m 不但与r G m ө有关，即与Q a 有关，所以在等温等压条件下r G m 不是常数。

换言之， r G m ө >0的化学反应未必不能正向自发进行，可以通过Q a 值的调整使反应的r G m <0，反应即能正向自发进行。

例如氨合成反应，在673K 时，如果N 2、H 2和NH 3的分压都是101325Pa ，此时r G m ө = kJ mol -1，这个数值大于零，在该条件下r G m >0，反应不能正向自发进行。

若改变N 2、H 2和NH 3的分压，则可使r G m <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。

r G m ө 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r G m ө 的绝对值很大，则r G m 的正负号在一般情况下可能与r G m ө 一致。

譬如， r G m ө 有很大的负值，若要使改变符号，Q a 必很大，这在实际上有时是难以实现的。

例如反应:
Zn(s)+1/2O 2(g)===ZnO(s)
在298K 时，该反应的r G m ө =－mol -1.根据r G m ө =－RTlnK ө ，K P P O 0012
12 (/)，
解得氧气的平衡分压P O 2=×10-107 Pa.要使r G m >0，即Zn 不被氧化，氧的分压要
小于×10-107 Pa ，因此Zn 在空气中能自动地被氧化，而且反应很彻底。

同理，如果r G m ө 的正值很大，亦决定了r G m 也为正。

这就是说，在标准状态下反应不能正向自发进行，在一般的条件下反应也不能正向自发进行。

一般说来，大约以42 kJ mol -1为界限，当r G m ө <－42 kJ mol -1时，可认为反应能正向自发进行；当r G m ө >－42 kJ mol -1时，反应不能正向自发进行。

2物质的标准生成吉布斯自由能
r G m ө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 ө，由此得到平衡组成，这就决定了r G m ө 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r G m ө 就是该物质的标准生成吉布斯自由能，以符号“r G m ө ”表示。

对于任意化学反应：
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 ∆∆00∑∑-产物反应物（）
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，吉布斯公式变为：
＝ - T
显然，等温、等压下反应在标准态时自发反应判据是： < 0
除可根据式求算外，还可由标准摩尔生成吉布斯自由能求算。