自由能变化

反应的标准吉布斯自由能变化

自由能变化是反应的标准吉布斯自由能变化，是反应限度的量度，估计反应的可能性。

定义

一、化学反应的ΔrGm和ΔrGmÆ

对于任一反应，其化学反应等温式可表示为

ΔrGm=ΔrGmØ+RTlnQa

式中ΔrGm=，表示指定条件下反应的吉布斯自由能变化；ΔrGmØ=则表示标准状态下反应的吉布斯自由能变化。显然，ΔrGm与ΔrGmØ的含义不同。物质的标准态化学势μBØ只是温度的函数，所以取决于化学反应本性的ΔrGmØ也只是温度的函数，在标准态选定之后，指定温度下任何化学反应的ΔrGmØ是常数。然而，ΔrGm不是常数，它还与反应体系所处的实际状态有关，即与各物质的活度商Qa有关。在恒定温度和压力的条件下，可以根据ΔrGm的正负来判断化学反应自发进行的方向，而ΔrGmØ的正负一般不能指示化学反应自发进行的方向。

应用

在化学平衡中，ΔrGmØ具有特别重要的意义，下面介绍ΔrGmØ的一些应用：

1．ΔrGmØ是反应限度的量度

根据公式ΔrGmØ=-RTlnKaØ，由于标准平衡常数KaØ可以指示反应的限度，所以ΔrGmØ也是指示反应限度的量。由此式求得KaØ后，可进一步计算出体系在一定温度下的平衡组成。

2．从某些反应的ΔrGmØ计算另一些反应的ΔrGmØ

例如，有下述反应：

(1)C(s)+O2(g)→C02(g)ΔrGmØ　(1)

(2)CO(g)+1/2O2(g)→CO2(g)ΔrGmØ　(2)

(3)-(2)=(3)C(s)+1/2O2(g)→CO(g)ΔrGmØ　(3)

反应(3)的平衡常数很难直接测定，因为在碳的氧化过程中，很难控制使碳只氧化到CO而不生成CO2。但如已知ΔrGmØ(1)和ΔrGmØ(2)，则ΔrGmØ(3)可由下式

ΔrGmØ(3)=ΔrGmØ(1)-ΔrGmØ(2)

求得，从而可求出反应(3)的平衡常数。

3．利用ΔrGmØ估计反应的可能性

在一般情况下，ΔrGmØ虽然不能作为判别反应方向的依据，但由化学反应等温式可知，若ΔrGmØ的绝对值很大，则ΔrGm的正负号就基本上取决于ΔrGmØ的符号，除非Qa很大或者很小，这在实际中往往是难以办到的。例如，反应Zn(s)+O2(g)→ZnO(s)在298.15K时的ΔrGmØ=-318.2hJ·mol-1。

欲使此反应不能进行，Qp必须大于6×1055，即O2的分压要小于3.2×10-107Pa，才能使ΔrGm＞0，实际上这是不可能实现的。所以，根据此反应的ΔrGmØ的数值，我们便能估计到该反应能够正向自发进行，而且能够反应得很彻底。同理，若ΔrGmØ是一个很大的正值，则在一般情况下ΔrGm的值也大致为正值，很难通过改变Qa的数值使ΔrGm改变符号。这就是说在给定条件下反方不能正向自发进行。

那么，ΔrGmØ的值要有多大才能用来估计反应进行的方向呢?这没有一定的标准。一般地，当ΔrGmØ＞41.84kJ·mol-1时，可以认为反应不大可能自发进行；当ΔrGmØ在41.84～0kJ·mol-1之间时，有可能通过改变Qa使平衡向着更有利于生成产物的方向转化；当ΔrGmØ

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