3、热化学方程式 热化学方程式：表示化学反应与反应热 表示化学反应与反应热关系的方程叫热化学方程，书写时在普通的化学反应式后加上反应热（焓 变)。由于反应热与反应条件、物质的量、物质的聚集状态、反应进度等有关。在书写热化学方程时 效应的关系的式子. 要特别注意以下几点： 热化学方程式书写时的注意事项：要注 (I)通常用△，Hm或△Um分别表示定压或定容摩尔反应热： (2)注明反应条件：如△，He(298.15K)表示某化学反应在298.15K标准状态下进行lmol反应时的焓 明反应物和生成物的温度、压力、聚集状态等， 变.如不注明温度，通常指298.15K。 N2(g)+3H(g)=2NH(g)△Hme=-92.2kJ·moH 反应热与方程式呈一一对应关系。 (3)注明反应物和产物的聚集状态。液态、气态、固体、溶液分别用1、g、s、q表示，对于有多种 晶体类型的固态物质应注明其晶型。 Hg十20(g=H00△H9=.285.8·mor：(g+20.(g=h0g)△9=-241.8·mo C(石墨)+O2(g=C02(g)△Hme=-393.5kJ·mol:C(金刚石02(g)=C02(g)△Hme=395.4kJ·mo 2.3热化学定律 (4)反应热数值与反应式要对应，若反应方程式的系数有变动，则反应热也发生相应的变动。如： ①H(g)。02(g)=H00)△，Hm1e=-285.8kJ·mol 2.2.2反应的摩尔焓 ②2H(gO2(g=2HOl△Hme-.571.6kJ·mo 2.3.1热化学定律（盖斯Hess定律） (⑤)正逆反应的反应热数值相等，符号相反。 利用已知反应的热效应，计算未知反应 H2O(1)=H2(g)+ 20(g）AHa9=285.8·moH:(g十20(g=H00Aa9=-285.8mo 的热效应。 热化学方程式除了表示化学反应与焓变的关系外，也可以表示各种聚集状态的变化及其伴有焓 变。如： I2(s)=I2(g) △Hme=31.13kJ·mo 化学反应，无论是一步完成，还是分步 5、盖斯定律 一定条件下，一个化学反应不管是一步完成还是分成几步来完成，其反应热相同。 完成，其热效应是相同的。 由于热具有加合性，盖斯定律也可以表达为若一个反应可分若干步进行，则总反应热等于各步反 应热之和。 6
16 热化学方程式: 表示化学反应与反应热 效应的关系的式子. 热化学方程式书写时的注意事项: 要注 明反应物和生成物的温度、压力、聚集状态等, 反应热与方程式呈一一对应关系。 2.3 热化学定律 2.2.2 反应的摩尔焓 2.3.1 热化学定律（盖斯 Hess 定律） 利用已知反应的热效应，计算未知反应 的热效应。 化学反应，无论是一步完成，还是分步 完成，其热效应是相同的。 3、热化学方程式 表示化学反应与反应热关系的方程叫热化学方程，书写时在普通的化学反应式后加上反应热（焓 变）。由于反应热与反应条件、物质的量、物质的聚集状态、反应进度等有关。在书写热化学方程时 要特别注意以下几点： (1) 通常用rHm或rUm分别表示定压或定容摩尔反应热； (2) 注明反应条件：如rHm (298.15K)表示某化学反应在 298.15K 标准状态下进行 lmol 反应时的焓 变．如不注明温度，通常指 298.15K。 N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g) rHm ＝-92.2 kJ·mol-1 (3) 注明反应物和产物的聚集状态。液态、气态、固体、溶液分别用 l、g、s、aq 表示，对于有多种 晶体类型的固态物质应注明其晶型。 H2(g)十 2 1 O2(g)=H2O(l) rHm =-285.8kJ·mol-1 ； H2(g)十 2 1 O2(g)=H2O(g) rHm =-241.8kJ·mol-1 C(石墨)+O2(g)=CO2 (g) rHm =-393.5kJ·mol-1 ； C(金刚石)+O2(g)=CO2 (g) rHm =-395.4kJ·mol-1 (4) 反应热数值与反应式要对应，若反应方程式的系数有变动，则反应热也发生相应的变动。如： ① H2(g)十 2 1 O2(g)=H2O(l) rHm1=-285.8kJ·mol-1 ② 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) rHm2=-571.6kJ·mol-1 (5)正逆反应的反应热数值相等，符号相反。 H2O(1)=H2(g)+ 2 1 O2(g) rHm = 285．8kJ·mol-1；H2(g)十 2 1 O2(g)=H2O(l) rHm1=-285.8kJ·mol-1 热化学方程式除了表示化学反应与焓变的关系外，也可以表示各种聚集状态的变化及其伴有焓 变。如： I2(s)=I2(g) rHm =31.13kJ·mol-1 5、 盖斯定律 一定条件下，一个化学反应不管是一步完成还是分成几步来完成，其反应热相同。 由于热具有加合性，盖斯定律也可以表达为若一个反应可分若干步进行，则总反应热等于各步反 应热之和
C(石墨)+0(g)一一一C02(g) 应用盖斯定律时应注意：①所有反应的条件应一致： △H ②方程式中计量数有变动时，焓变有相应倍数的变动。 6、物质的标准事尔生成培与反应标准事尔培变 C(石墨)+1/20(g)-一-C0(g) △H 物质B的标准摩尔生成格是在一定温度条件下，由指定单质生成1m0该物质时的标准事尔焙 CO (g)+1/202(g)---C02(g) 变，符号AHme(T,单位J·mo或kJ·mo。如298.15K标准状态下， △H C(石墨)+02(g)=CO2(g) △Hme(C02,g=△Hm9=-393.5kJ·mol C0(g+102g H(g+20(g=H.00 △Hme(Hz0,l=△Hm9=-285.8kJ·mol-1 根据标准摩尔生成焓的定义可知，任意温度下，任何参考态单质的标准摩尔生成焓为0。物质的 A.H(3) A.H(2) 标准摩尔生成焓是一种特殊的焓变，它是以指定单质的标准摩尔生成焓是零为标准的一个相对值。指 C(s)+O2(g) 4H.I) CO(g) 定单质一般选择298.15K时单质较稳定的形态，如1(S),O2(g)等。常见物质29815K时标准摩尔生 成焓数值可查热力学数据表及本书附录，数据表中△Hm9为0的单质即为指定单质，本书所用的△H e数据为298.15K时数值。 △H=△H2+△H 利用物质的标准摩尔生成焓可方便地计算化学反定压应热。由盖斯定律可以证得下列计算定压热 2.3.2标准摩尔生成焓（重点） 公式： △，H(298.15K)=∑VnA,H(B,298.15K) 标准态： 表明，化学反应的标准摩尔焓变等于各反应物和产物的标准摩尔生成焓与其计量数乘积之和。从 参考状态： 计算式中可以看出，方程式配平系数不同，反应的焓变不同，所以书写方程式时要注意配平。此公式 也适合于由离子参加反应的标准摩尔焓变的计算'。应用物质（离子）的标准摩尔生成焓计算反应热 △H°=∑VB△H°(298x) 非常简单，并且可以用少量的实验数据获得大量化学反应的焓变值。反应的焓变一般随温度变化不很 大，在计算其它温度的标准摩尔焓变时，可近似地用298.15K时反应的标准摩尔焓变代替。即： △Hme(T)=△Hme(298.15K) 离子的标准摩尔生成格以H(c,q)的标准摩尔生成格等于零为参考标准，即规定：△Hm(c,q)}=0。 17
17 C（石墨）＋O2（g）——— CO2（g） △H1 C（石墨）＋1/2O2（g）———CO（g） △H2 CO （g）＋1/2O2（g）——— CO2（g） △H3 C(s)+O2(g) CO2(g) CO(g)+ 2 1 O2(g ) rHm (1) rHm rHm (2) (3) △H1 = △H2 ＋ △H3 2.3.2 标准摩尔生成焓 (重点) 标准态： 参考状态： △rHm 0 = ∑νB △fHm 0（298K） 应用盖斯定律时应注意：①所有反应的条件应一致； ②方程式中计量数有变动时，焓变有相应倍数的变动。 6、物质的标准摩尔生成焓与反应标准摩尔焓变 物质 B 的标准摩尔生成焓是在一定温度条件下，由指定单质生成 1mol 该物质时的标准摩尔焓 变，符号fHm (T)，单位 J·mol-1 或 kJ·mol-1。如 298.15K 标准状态下， C(石墨)+O2(g)=CO2(g) fHm (CO2,g)= rHm =-393.5 kJ·mol— H2(g)+ 2 1 O2(g)=H2O(l) fHm (H2O,l)= rHm = -285.8 kJ·mol—1 根据标准摩尔生成焓的定义可知，任意温度下，任何参考态单质的标准摩尔生成焓为 0。物质的 标准摩尔生成焓是一种特殊的焓变，它是以指定单质的标准摩尔生成焓是零为标准的一个相对值。指 定单质一般选择 298.15K 时单质较稳定的形态，如 I2(s)，O2(g)等。常见物质 298.15K 时标准摩尔生 成焓数值可查热力学数据表及本书附录，数据表中fHm 为 0 的单质即为指定单质，本书所用的fHm 数据为 298.15K 时数值。 利用物质的标准摩尔生成焓可方便地计算化学反定压应热。由盖斯定律可以证得下列计算定压热 公式： (298.15K) (B，298.15K) B θ B f m θ rHm = H 表明，化学反应的标准摩尔焓变等于各反应物和产物的标准摩尔生成焓与其计量数乘积之和。从 计算式中可以看出，方程式配平系数不同，反应的焓变不同，所以书写方程式时要注意配平。此公式 也适合于由离子参加反应的标准摩尔焓变的计算1。应用物质（离子）的标准摩尔生成焓计算反应热 非常简单，并且可以用少量的实验数据获得大量化学反应的焓变值。反应的焓变一般随温度变化不很 大，在计算其它温度的标准摩尔焓变时，可近似地用 298.15K 时反应的标准摩尔焓变代替。即： rHm (T) rHm (298.15K) 1离子的标准摩尔生成焓以 H + (,aq)的标准摩尔生成焓等于零为参考标准，即规定：fHm {H+ ((,aq)}=0
七化学反应的方向 第六次课： 化学热力学研究的另一个重要问题是化学或物理过程的自发方向性，自然界中发生的一切变化， 在一定条件下都是朝若一定的方向进行的。例如，当两个温度不同的物质接触时，热总是自动地从高 本课主要内容： 温物体传到低温物体，直到两者的温度相同。如何判断过程的自发进行的方向或外界条件对过程自发 性影响等问题热力学第一定律不能解决。为寻找过程自发性的判据，首先了解自发过程的特点。 化学反应自发性， 1、自发过程自然界中发生的许多变化是自发进行的，例如铁在潮湿的空气中会生锈，但要将 生锈的铁还原为单质铁则需要在高温的条件下加还原剂进行：水会自动地自高处向低处流动，而若要 熵概念初步 使水从低处到高处，则环境必须对其做机械功（水泵作用）：这种在一定条件下不需外力作功就能自 动进行的过程（或化学反应）称为自发过程。反之称为非自发过程.自发过程有如下几个特点： 吉布斯自由能 (1)自发过程是单向的。若某个反应正向是自发进行，其逆过程是不能自发进行的。 (2)自发过程和非自发过程都是可能进行的。自发过程是自动发生的，不需要外界环境做功，而 非自发反应不是不能发生的反应，若环境对系统作非体积功，非自发反应也可以进行。 吉-亥公式（重点、难点） (3)自发过程是有条件的，当条件改变时，反应自发的方向也可能改变。如CCO分解反应， 在100kPa,298K时，反应不能自发进行，当减小CO2分压或提高反应温度时，CCO3可自动分解。 (4)自发过程只能进行到一定的程度。说明自发过程有最大的限度，即达到平衡状态。 (⑤自发过程可以被用来做非体积功。例如原电池中自发反应，Z+C=Cu+Zn2+可用来做电功， 2.4化学反应的自发性 内燃机中自发反应CH4(g)+O2(g)=CO2(g)+H2O(g)可用来做机械功。 (6)自发过程不受时间的限制，与变化速率无关。自发过程并不意味者反应速率进行很快的过程。 自发过程，非自发过程 若能预言一个化学反应方向的自发性，将会给人类研究和利用化学反应带来极大的帮助。寻找一 判断化学反应自发方向的一般标准非常有必要。 2.4.1自发过程的趋势 ①格变与自发过程早在19世纪，人们认为放热反应是自发的，吸热反应是非自发的，即△<0， 反应自发进行，△H>0,反应不能自发进行。大量的实验事实也证明了，大多数的放热反应是自发的。 但很快人们就注意到有些吸热反应也能自发进行，如常温、常压下冰会自动熔化。而有些反应如反应 倾向于势能降低 CO2+CaO=CaCO,是放热反应，在室温下正向自发，在高温下却逆向自发，CaCO3会分解。由此可见， 始变仅仅是影响反应自发性的一个因素，放热反应有利于反应的自发进行。 倾向于混乱度增大 ②嫡变与自发过程 18
18 第六次课： 本课主要内容： 化学反应自发性， 熵概念初步 吉布斯自由能 吉-亥公式（重点、难点） 2.4 化学反应的自发性 自发过程，非自发过程 2.4.1 自发过程的趋势 倾向于势能降低 倾向于混乱度增大 七 化学反应的方向 化学热力学研究的另一个重要问题是化学或物理过程的自发方向性，自然界中发生的一切变化， 在一定条件下都是朝着一定的方向进行的。例如，当两个温度不同的物质接触时，热总是自动地从高 温物体传到低温物体，直到两者的温度相同。如何判断过程的自发进行的方向或外界条件对过程自发 性影响等问题热力学第一定律不能解决。为寻找过程自发性的判据，首先了解自发过程的特点。 1、 自发过程 自然界中发生的许多变化是自发进行的，例如铁在潮湿的空气中会生锈，但要将 生锈的铁还原为单质铁则需要在高温的条件下加还原剂进行；水会自动地自高处向低处流动，而若要 使水从低处到高处，则环境必须对其做机械功（水泵作用）；这种在一定条件下不需外力作功就能自 动进行的过程(或化学反应)称为自发过程。反之称为非自发过程．自发过程有如下几个特点： (1)自发过程是单向的。若某个反应正向是自发进行，其逆过程是不能自发进行的。 (2) 自发过程和非自发过程都是可能进行的。自发过程是自动发生的，不需要外界环境做功，而 非自发反应不是不能发生的反应，若环境对系统作非体积功，非自发反应也可以进行。 （3）自发过程是有条件的，当条件改变时，反应自发的方向也可能改变。如 CaCO3 分解反应， 在 100kPa，298K 时，反应不能自发进行，当减小 CO２分压或提高反应温度时，CaCO3 可自动分解。 (4) 自发过程只能进行到一定的程度。说明自发过程有最大的限度，即达到平衡状态。 (5) 自发过程可以被用来做非体积功。例如原电池中自发反应, Zn+Cu2+=Cu+Zn2+可用来做电功， 内燃机中自发反应 CH4(g)+O2(g)=CO2(g)+H2O(g)可用来做机械功。 （6）自发过程不受时间的限制，与变化速率无关。自发过程并不意味着反应速率进行很快的过程。 若能预言一个化学反应方向的自发性，将会给人类研究和利用化学反应带来极大的帮助。寻找一 判断化学反应自发方向的一般标准非常有必要。 ① 焓变与自发过程 早在 19 世纪，人们认为放热反应是自发的，吸热反应是非自发的，即rH<0, 反应自发进行，rH>0，反应不能自发进行。大量的实验事实也证明了，大多数的放热反应是自发的。 但很快人们就注意到有些吸热反应也能自发进行，如常温、常压下冰会自动熔化。而有些反应如反应 CO2+CaO=CaCO3 是放热反应，在室温下正向自发，在高温下却逆向自发，CaCO3 会分解。由此可见， 焓变仅仅是影响反应自发性的一个因素，放热反应有利于反应的自发进行。 ② 熵变与自发过程
通过对某些吸热反应能自发进行过程进行分析，人们看到这些过程具有一个共同的特点，系统的终态 2.4.2熵概念初步 (产物比始态（反应物）都处于更不规则的状态。系统的规则和不规则状态是系统自身的一种性质，通 常用系统的混乱度来说明系统的不规则状态。对于那些吸热且能自发进行的过程均为混乱度增加的过 热力学第三定律： 程，这说明系统的混乱度变化也是影响过程自发进行的一个重要因素，混乱度增有利于反应自发进行。 混乱度是系统或物质的一个重要属性，为了定量描述系统的混乱度，热力学研究中引入了熵的概念。 2、消痛是系统混乱度的量度，用符号S表示，单位J·K。是系统的一个状态函数，系统的状 标准摩尔熵S。：在标准状态和指定 态一定，就有确定的熵值。在系统的状态发生变化时有熵变，且熵变的大小只与系统的终态和始态有 关，与系统变化的途径无关。 3、物质的标准摩尔痛 温度下，1mol纯物质的熵值称为物质的标 与焓变不同，物质的熵可以得到其绝对值。20世纪初，人们根据一系列实验现象加上科学推测， 得到热力学第三定律：在0K时，纯物质完美有序晶体的楠值为零。以此为基础，通过实验和计算可 准摩尔熵。 以得到其他条件下物质的绝对熵。在标准状态和指定温度下，1m0l纯物质的箱值称为物质的标准章 尔箱。符号Se,单位J·Klmo。 符号Sne, 物质的标准摩尔熵的大小有如下规律： (1)物质的熵值随温度的升高而增大。 单位J·K-1.moll。 (2)对于同一物质，气态熵值大于液态熵值，而液态熵值又大于固态熵值。 (3)同类物质，分子的摩尔质量越大，其标准摩尔熵越高。 熵值变化规律： (4)对于摩尔质量相近的物质，结构越复杂，Se越大。 4、箱变的计算化学反应的熵变通常用符号△S)表示，当反应进度为1md时，则为摩尔熵变， 符号△Sm(刀，单位为Jmo·Kl,若反应是在标准状态下进行，则为标准摩尔熵变记为△Sme(T)熵 化学反应的熵变： 和焓一样是系统的一个状态函数，熵变计算遵循热化学定律，在计算时，应注意物质在反应式中的计 量数。化学反应的标准摩尔熵变有如下计算公式： △S.°=∑vBS.(298K) △，S0(298K)=∑yaS8(B,298.15K) 19
19 2.4.2 熵概念初步 热力学第三定律： 标准摩尔熵 Sm 0 ： 在标准状态和指定 温度下，1mol 纯物质的熵值称为物质的标 准摩尔熵。 符号 m S ， 单位 J·K-1 ·mol-1。 熵值变化规律： 化学反应的熵变： △rSm 0 = ∑νB Sm 0（298K） 通过对某些吸热反应能自发进行过程进行分析，人们看到这些过程具有一个共同的特点，系统的终态 (产物)比始态(反应物)都处于更不规则的状态。系统的规则和不规则状态是系统自身的一种性质，通 常用系统的混乱度来说明系统的不规则状态。对于那些吸热且能自发进行的过程均为混乱度增加的过 程，这说明系统的混乱度变化也是影响过程自发进行的一个重要因素，混乱度增有利于反应自发进行。 混乱度是系统或物质的一个重要属性，为了定量描述系统的混乱度，热力学研究中引入了熵的概念。 2、 熵 熵是系统混乱度的量度，用符号 S 表示，单位 J·K-1。是系统的一个状态函数，系统的状 态一定，就有确定的熵值。在系统的状态发生变化时有熵变，且熵变的大小只与系统的终态和始态有 关，与系统变化的途径无关。 3、 物质的标准摩尔熵 与焓变不同，物质的熵可以得到其绝对值。20 世纪初，人们根据一系列实验现象加上科学推测， 得到热力学第三定律：在 0 K 时，纯物质完美有序晶体的熵值为零。以此为基础，通过实验和计算可 以得到其他条件下物质的绝对熵。在标准状态和指定温度下，1mol 纯物质的熵值称为物质的标准摩 尔熵。符号 m S ，单位 J·K-1 ·mol-1。 物质的标准摩尔熵的大小有如下规律： (1)物质的熵值随温度的升高而增大。 (2)对于同一物质，气态熵值大于液态熵值，而液态熵值又大于固态熵值。 (3) 同类物质，分子的摩尔质量越大，其标准摩尔熵越高。 (4) 对于摩尔质量相近的物质，结构越复杂， m S 越大。 4、 熵变的计算 化学反应的熵变通常用符号rS(T)表 示，当反应进度为 1mol 时，则为摩尔熵变， 符号rSm(T)，单位为 kJ·mol-1 ·K-1，若反应是在标准状态下进行，则为标准摩尔熵变记为rSm (T)熵 和焓一样是系统的一个状态函数，熵变计算遵循热化学定律，在计算时，应注意物质在反应式中的计 量数。化学反应的标准摩尔熵变有如下计算公式： (298K) (B，298.15K) B θ B m θ rSm = S
2.5吉布斯自由能 尽管物质的熵值随温度升高而增加，但对于一个反应来说，温度升高时，产物和反应物的熵值增 加程度相近，熵变不十分显著，在一般的计算中可作近似处理：△，S.e(T≈△，S9(298.15K) 2.5.1吉布斯自由能和吉-亥公式 八、吉布斯自由能 反应的焓变和熵变是反应是否能自发进行的两个重要的本质因素，放热和熵增是反应自发进行 △G=△H-△S 的趋势，吸热和熵减不利于反应的自发进行。但当两个因素对反应自发性影响不同时，反应的温度条 △G<0自发 件对反应的方向起重要的作用。所以要判断一个化学反应的自发方向性，需要综合焓、熵及温度三方 面的因素。美国物理学家吉布斯(J.W·Gibbs)于1876年提出用一个新的函数来综合嫡、焓和温度三 种因素，其定义为： G=H-TS △G>0 非自发 式中G称吉布斯自由能或吉布斯函数。吉布斯自由能与焓一样无法确定其绝对值，G为状态函 数，具有状态函数的性质，当系统的状态发生变化时，吉布斯自由能的变化仅与系统的始态和终态有 △G=0平衡 关，与系统变化的途径无关。化学反应的吉布斯自由能变用△，G表示，如反应在标准状态下进行1m©l 反应，则其吉布斯自由能变为标准摩尔吉布斯自由能变，记为△Gm9(T),单位J mol-1或kJ mol-。 如果系统处于标准状态，则可用标准 经热力学推导，在等温定压且不做非体积功的条件下，吉布斯自由能变是判断反应自发性的判据： 摩尔吉布斯自由能变去判断标准状态下反 △.Gm<0反应正向自发进行： △.Gm>0正向反应不能自发进行： △，Gm=0反应达到平衡状态（化学反应的最大限度）， 应自发进行的方向： 如果系统处于标准状态，则可用标准摩尔吉布斯自由能变去判断标准状态下反应自发进行的方向： △rGm9<0,正向自发进行： △，Gm9<0,正向自发进行： △Gm9>0,正向反应不自发，逆向自发： △，Gm9-=0,反应达到平衡状态。 △Gm>0,正向反应不自发，逆向自发： 自发进行的过程（化学反应）总是向吉布斯自由能减少的方向进行，经热力学证明，系统在等温、 △rGm9=0,反应达到平衡状态。 定压条件下，对外做的最大非体积功等于系统吉布斯自由能变，即：P=AG。 对于等温过程，吉布斯自由能的变化与焓变和熵变有以下关系： △G=△H-TAS 称为吉布斯-亥姆霍兹(Gibbs一Helmholtz)方程，将此式应用于化学反应，则可得化学反应的吉 布斯自由能变和焓变及熵变的关系：△G=△H.T△S 20
20 2.5 吉布斯自由能 2.5.1 吉布斯自由能和吉-亥公式 △G = △H－△S △G＜0 自发 △G＞0 非自发 △G=0 平衡 如果系统处于标准状态，则可用标准 摩尔吉布斯自由能变去判断标准状态下反 应自发进行的方向： r Gm <0，正向自发进行； r Gm >0，正向反应不自发，逆向自发； r Gm =0，反应达到平衡状态。 尽管物质的熵值随温度升高而增加，但对于一个反应来说，温度升高时，产物和反应物的熵值增 加程度相近，熵变不十分显著，在一般的计算中可作近似处理： r S m (T)≈ r S m (298.15K) 八、吉布斯自由能 反应的焓变和熵变是反应是否能自发进行的两个重要的本质因素，放热和熵增是反应自发进行 的趋势，吸热和熵减不利于反应的自发进行。但当两个因素对反应自发性影响不同时，反应的温度条 件对反应的方向起重要的作用。所以要判断一个化学反应的自发方向性，需要综合焓、熵及温度三方 面的因素。美国物理学家吉布斯(J.W·Gibbs)于 1876 年提出用一个新的函数来综合熵、焓和温度三 种因素，其定义为： G≡H－TS 式中 G 称吉布斯自由能或吉布斯函数。吉布斯自由能与焓一样无法确定其绝对值，G 为状态函 数，具有状态函数的性质，当系统的状态发生变化时，吉布斯自由能的变化仅与系统的始态和终态有 关，与系统变化的途径无关。化学反应的吉布斯自由能变用r G 表示，如反应在标准状态下进行 1mol 反应，则其吉布斯自由能变为标准摩尔吉布斯自由能变，记为 r G m （T），单位 J·mol-1或 kJ·mol-1。 经热力学推导，在等温定压且不做非体积功的条件下，吉布斯自由能变是判断反应自发性的判据： r Gm<0 反应正向自发进行； r Gm>0 正向反应不能自发进行； r Gm=0 反应达到平衡状态(化学反应的最大限度)， 如果系统处于标准状态，则可用标准摩尔吉布斯自由能变去判断标准状态下反应自发进行的方向： r Gm <0，正向自发进行； r Gm >0，正向反应不自发，逆向自发； r Gm =0，反应达到平衡状态。 自发进行的过程(化学反应)总是向吉布斯自由能减少的方向进行，经热力学证明，系统在等温、 定压条件下，对外做的最大非体积功等于系统吉布斯自由能变，即： Wmax=G。 对于等温过程，吉布斯自由能的变化与焓变和熵变有以下关系： ΔG = ΔH – TΔS 称为吉布斯-亥姆霍兹（Gibbs—Helmholtz）方程，将此式应用于化学反应，则可得化学反应的吉 布斯自由能变和焓变及熵变的关系：ΔrG =ΔrH- TΔrS