化學自由能等於多少

Ⅰ 吉布斯自由能公式是什麼

定義式：G=H-TS

吉布斯自由能（Gibbs free energy）在化學熱力學中為判斷過程進行的方向而引入的熱力學函數。又稱自由焓、吉布斯自由能或自由能。

自由能指的是在某一個熱力學過程中，系統減少的內能中可以轉化為對外做功的部分。自由能（free energy)在物理化學中，按照亥姆霍茲的定容自由能F與吉布斯的定壓自由能G的定義。吉布斯自由能是自由能的一種。

等溫公式：

吉布斯自由能隨溫度和壓強變化很大。為了求出非標准狀況下的吉布斯自由能，可以使用范特霍夫等溫公式：

ΔG =ΔG0 + RT·ln Q

其中，ΔG0是同一溫度、標准壓強下的吉布斯自由能，R是氣體常數，Q是反應熵。

溫度的變化在ΔG0的使用上表現出來，不同的溫度使用不同的ΔG0。非標准狀況的ΔG0需要通過定義式（即吉布斯等溫公式）計算。壓強或濃度的變化在Q的表達上表現出來。

Ⅱ 化學平衡與自由能

眾所周知，自然界中有各種形式的能，熱能、電能、動能等，在一定條件下各種能量是可以相互轉換的。化學熱力學就是研究各種化學過程中伴隨發生的能量轉換和傳遞的科學。它從宏觀方面判斷某一體系內化學過程的可能性、進行的方向和達到的極限，所以它是各門化學的共同基礎，實際上，化學平衡規律就是化學熱力學平衡規律的具體運用。

（一）化學熱力學的某些基本概念

在水文地球化學研究中，初步了解一下化學熱力學的某些基本概念還是必需的。下面我們就此作簡明的介紹。

體系各門學科都把所研究對象一個物體或一組相互作用的物體稱為體系或系統，而體系（或系統）周圍的其它物質稱為環境。熱力學體系分為三類：（1）隔離體系或孤立體系，它與環境無物質和能量的交換；（2）封閉體系，它與環境無物質交換，但有能量交換；（3）開放體系，它與環境有能量和物質的交換。地下水系統多屬開放體系或封閉體系。

狀態及狀態參數熱力學狀態分為平衡狀態和非平衡狀態。熱力學體系特性是由系列參數來表示的。當體系沒有外界影響時，各狀態參數若能保持長久不變，此體系稱為「熱力學平衡狀態」。實際上這種平衡包括機械平衡、熱平衡和化學平衡。化學平衡是指體系內組成體系的各種物質、濃度均不隨時間變化，各組分間保持著最穩定的組成關系。地下水系統中的化學平衡屬於此類。熱力學體系常用溫度、壓力和組成（濃度）這三種狀態參數來表述，當這三種狀態參數都保持固定不變時，該體系達到熱力學平衡狀態，一旦在外界作用下使某一狀態參數發生改變，平衡就遭破壞。熱力學常用「標准狀態」一詞，是指溫度為298K（25℃）、壓力為一巴的狀態。

焓在熱力學中，焓或熱含是一個狀態函數，它是一種化學反應向環境提供的熱量總值，以符號「H」表示，∆H是指一種反應的焓變化。在標准狀態下，最穩定的單質生成1摩爾純物質時的焓變化，稱為「標准生成焓」，以「∆H_f」表示。例如，水的∆H_f＝285.8kJ/mol，就是說，在標准狀態下，1molH₂（氣）和1/2molO₂（氣）生成1molH₂O時所生成的熱量為285.8kJ。某些物質的∆H_f值列於附錄1。焓可作為化學反應熱效應的指標，化學反應的熱效應是指反應前後生成物和反應物標准生成焓的差值，熱力學上稱這個差值為「反應的標准焓變化」，以∆H_r表示。其計算方法如下：

水文地球化學基礎

∆H_r為正值，屬吸熱反應；∆H_r為負值，屬放熱反應。下面以CaCO₃的溶解和沉澱反應為例加以說明。

CaCO₃溶解：

水文地球化學基礎

∆H_f-1207.4-542.83-677.1（kJ/mol，查附錄1）

∆H_f＝（－542.83）＋（-677.1）－（－1207.4）＝-12.53kJ/mol

CaCO₃沉澱：

水文地球化學基礎

∆H_f-542.83-677.1-1207.4（kJ/mol）

∆H_r＝（－1207.4）－（－542.83）－（－677.1）＝12.53kJ/mol

上述計算說明，CaCO₃溶解，∆H_r為負值，屬放熱反應；CaCO₃沉澱，∆H_f為正值，屬吸熱反應。

自由能它也是熱力學中的一個狀態函數，是根據古典熱動力學教授J.W.吉布斯（J.W.Gibbs）的建議提出來的，所以也稱為吉布斯自由能。在熱力學中，自由能的含義是指一個反應在恆溫恆壓下所能做的最大有用功，以符號「G」表示。∆G是指一個反應的自由能變化。在標准狀態下，最穩定的單質生成1摩爾純物質時的自由能變化，稱為「標准生成自由能」，以「∆G_f」表示。某些物質的∆G_f和∆H_f值列於附錄1。與∆H_f—樣，元素和單質的∆G_f值按熱力學的規定為零。在標准狀態下，某一反應自由能變化稱為「反應的標准自由能變化」，以「∆G_r」表示，其計算方法為

水文地球化學基礎

化學反應中的驅動力，一般用自由能變化來代表。如∆G值為負值，反應在恆溫恆壓下可自發地進行；∆G為正值，反應在恆溫恆壓條件下不能自發進行，但逆反應可自發進行；∆G=0，反應處於平衡狀態。

（二）自由能與化學平衡

按熱力學原理，可推導出自由能變化和平衡常數的關系式

水文地球化學基礎

式中∆G_r為反應的標准自由能變化，kJ/mol;R為氣體常數，等於0.008314kJ/mol；T為絕對溫度，K；K為平衡常數。

在標准狀態下，T=298.15K（T＝℃＋273.15），將R和T值代入（l.7）式，並轉換為以10為底的對數，則

水文地球化學基礎

根據（1.8）式，只要從文獻中能查到反應中所有組分的∆G_f值，即可算得標准狀態下的∆G_r，就可算得K值。例如白雲石的溶解反應：

水文地球化學基礎

∆G_r＝（－553.54）＋（－454.8）＋（2×－527.9）－（－2161.7）＝97.56（kJ/mol）將上述算得的∆G_r值代入（1.8）式，求得白雲石的平衡常數為K=10^-17.073。

（1.8）式是在標准狀態下推導出來的，因此只能利用它求標准狀態下某些物質的K值。如果要求得25℃以外的某物質的K值，就必須有該溫度下的∆G_f值。但是，盡管標准狀態下的∆G_f值很豐富，而其它溫度的∆G_f值很少。溫度和壓力的變化對∆G_f影響明顯，而對∆H_f影響很小。在地殼淺部幾百米深度內，流體壓力變化對平衡常數K影響很小，可忽略不計。所以，為了求得不同溫度下的K值，可利用標准焓變化與平衡常數K的關系式，即眾所周知的范特霍夫（Van't Hoff）式：

水文地球化學基礎

式中：T₁為參比溫度，一般為298.15K（25℃）;

T₂為所求溫度（K）;

K₁和K₂分別為參比溫度及所求溫度的平衡常數；

∆H_r為反應的標准焓變化（kJ/mol）;

R為氣體常數（kJ/mol）。

下面以求白雲石15℃的K值為例加以說明。

水文地球化學基礎

∆H_f-2324.5-542.8-466.82×－677.1（kJ/mol）

∆H_r＝（－542.8）＋（－466.8）＋2（－677.1）－（－2324.5）＝39.3kJ/mol

將∆H_r值、標准狀態下白雲石的K₁值（10^17.0）、T₁、T₂值及R值代入（1.9）式，求得5℃的白雲石平衡常數為10^-16·10。應該說明的是，這種計算的結果只是近似值。如若有其它溫度的∆G_f數據可用，還是用兩種溫度的∆G_f值，利用內插法，算得所求溫度的K值，這樣做，其結果會精確些。

Ⅲ 氧氣的標准生成吉布斯自由能是多少

標准生成吉布斯自由能是由標准狀態下的穩定單質生成標准狀態下1mol化合物時的吉布斯自由能變化。

標准生成吉布斯自由能指由標准狀態卜的穩定單質生成標准狀態下1mol化 合物時的吉布斯自由能變化。符號△Gf，單位kJ/mol。則 穩定單質的△Gf為零。在物理化學手冊中經常給出的是 298.15K時的標准摩爾生成吉布斯自由能值。

其中，氣體的標准狀態為一個大氣壓，液體和固體為純凈物（pure），溶液為一摩爾每升。

(3)化學自由能等於多少擴展閱讀

物理意義

ΔxHm<0而ΔrSm<0或ΔxHm>0而ΔrSm<0>0的情況，反應究竟向哪邊進行，則要綜合考慮△H和△S的影響來進一步討論。

定義吉布斯自由能G=H－TS。因為H、T、S均為狀態函數所以G為狀態函數。

吉布斯自由能改變數-ΔG=-(G2-G1)>=W非。表明狀態函數G是體系所具有的在等溫等壓下做非體積功的能力。反應過程中G的減少量-ΔG是體系做非體積功的最大限度。這個最大限度在可逆途徑得到實現。反應進行的方向和方式可以由ΔG進行判斷：

-ΔG>W非 反應以不可逆方式自發進行

-ΔG=W非 反應以可逆方式進行

-ΔG<W非 不能進行

若反應在等溫等壓下進行，不做非體積功，即W非=0則

ΔG<0 自發進行

ΔG=0 不能進行

ΔG>0 逆反應自發進行

可見等溫等壓下體系的吉布斯自由能減小的方向是不做非體積功的化學反應進行的方向。

任何等溫等壓下不做非體積功的自發過程的吉布斯自由能都將減少。

參考資料來源：網路-標准生成吉布斯自由能

參考資料來源：網路-吉布斯自由能

Ⅳ 化學里的自由能的概念是什麼

公式是∶∆G=∆H-T∆S
對於一個化學反應，可以像給出它的標准摩爾反應焓△rHmΘ一樣給出它的標准摩爾反應自由能變化△rGmΘ（為簡潔起見，常簡稱反應自由能）。
跟熱力學能變△U、焓變△H隨溫度與壓力的改變不會發生大的改變完全不同，反應自由能△rGm隨溫度與壓力的改變將發生很大的改變。O(∩_∩)O，希望對你有幫助，望採納

Ⅳ 化學自由能公式

△G=△H-T△S當△G<0時，為自發反應。T是熱力學溫度，如0攝氏度為273K。