基础知识（一）辅导：吉布斯自由能介绍

4.吉布斯自由能
(一)吉布斯自由能变化与化学反应方向
我们已经介绍了与化学反应方向有关的两个热力学函数:焓(h)和熵(s)。但焓变不能单独作为判断自发反应方向的标准。虽然熵变可以单独作为判断自发反应方向的判据，但仅限于孤立系统。一般来说，化学反应不是在孤立的系统中进行的。虽然在这种情况下，环境和系统可以被认为是一个孤立的大系统，但是测量或计算环境在变化过程中的熵变值实际上是非常复杂和困难的，这给熵判据的直接应用带来了很大的局限性。因此，人们希望找到一种更直接、更简单的判据，能够在较大范围内判断自发化学反应的方向。吉布斯自由能就是这样一个标准。
吉布斯自由能的定义:G=H-TS。这个新的热力学函数G叫做吉布斯函数和吉布斯自由能。g是H和T，S结合得到的物理量，具有能量的维度。既然H，S，T都是态函数，那么G一定也是态函数。当系统发生变化时，G也发生变化，变化值△G，称为系统的吉布斯自由能变化，只取决于变化的初态和终态，与变化的方式无关:△G=G-g-g-g
根据吉布斯自由能的定义，可以推导出当系统从状态1变化到状态2时， 系统的吉布斯自由能变成△G=G2-Gl=△H-△ (ts) [/br/由此可见△G包含了△H和△ S的因素，如果用△G作为自发反应方向的判据，实际上包含了△H和△S的影响，即同时考虑了促进化学反应的两个主要因素。 所以用△G作为判据更全面可靠。而且只要反应是在等温等压条件下发生的，就可以用△G作为反应方向性的判据，大部分化学反应都可以归于这一类，所以用△G作为化学反应方向性的判据是非常方便可行的。
化学热力学告诉我们，在等温、等压、不膨胀功的条件下，自发的化学反应总是朝着体系吉布斯自由能减小的方向进行。这是热力学第二定律的另一种表述。一般化学变化可以满足等温、等压、不膨胀功的条件，所以实际上只要知道一个化学反应前后体系的吉布斯自由能变化△G(T)，就可以判断该反应是否会自发进行以及该条件下反应的方向和极限:
△G △G>O，反应不能自发进行，逆反应可以自发进行。
当△ g = 0时，系统处于平衡状态。
因此，任何自发反应都是在等温、等压、无膨胀功的条件下，降低体系吉布斯自由能的过程。直到系统的吉布斯自由能在这个条件下降到最低值:G端=G最小值，且△G=0，达到平衡态，这就是反应的极限。
(二)反应温度对吉布斯自由能变化和反应方向的影响
根据吉布斯-亥姆霍兹公式:△G=△H-T△S，可以讨论反应温度T对△G值和反应方向的影响:
(1)对于△H0反应，即熵增和放热反应，这类反应在任何温度下都可以自发进行。在这种情况下，促进反应的两个因素，焓因子和熵因子，都有利于自发反应。例如:
H2(g)+C12(g)= 2 HCl(g)
(2)对于△H>0，△S在上述两种情况下，促进反应的两个因素作用方向相同，所以t的值对△ g的符号没有影响，在这两种情况下，温度对反应方向都没有影响。
(3)对于△H0的反应，△H和T△S对△G的符号有相反的影响
。在这种情况下，温度t将决定反应方向。