标准自由能变化查看源代码讨论查看历史
标准自由能变化（△G°）相应于在一系列标准条件（温度298K，压力1 atm =101.325KPa）,所有溶质的浓度都是1mol/L下发生的反应自由能变化。一般用△G°表示pH=7.0条件下的标准自由能变化。反应的标准自由能变化△G°是一个重要的热力学函数，用它可以判断过程自动进行的方向，生产中可以创造条件使反应沿着预期的方向进行，以达到预期的目的。 [1]
中文名:标准自由能变化
外文名:Standard Free Energy Change
表 示:△G°
条 件:温度298K，
压力:1atm =101.325KPa
实 质:热力学函数
意 义:判断过程自动进行的方向
介绍
标准自由能变化与焓类似，物质的自由能无法测定。能够测定的只是过程的自由能变化。在热力学中，规定在l大气压和一定温度下，稳定单质的自由能为零。这样，与标准生成焓类似，在1大气压和一定温度(通常用298K)下，由稳定单质生成1摩尔纯物质时反应的自由能变化叫做物质的标准生成自由能，常以△G°表示。若温度为25℃时的标准生成自由能，则以△G°表示。
利用标准生成自由能的数据容易计算反应的标准自由能变化△G°，办法与从标准生成焓计算标准焓变相似，即一个反应的标准自由能变化△G°等于生成物的标准生成自由能的总和减去反应物的标准生成自由能的总和。
自由能的概念
熵是指混乱度或无序性，是一种无用的能，因为化学反应的熵不易测定，所以利用熵判断一个生化反应能否自发进行有一定的困难。1878年Josiah Willard Gibbs在热力学第一定律和第二定律的基础上，提出了一个新的函数概念，这就是自由能(free energy)概念，又称Gibbs自由能，用符号G表示。
自由能是生物体在恒温恒压下，体系可以用来对环境做功的那一部分能量(称作自由能)，生物体在生命活动过程中所需的能量，都来自体内生物化学反应释放的自由能。在生物体内的反应的自由能变化既决定于体系内能的变化也决定于反应的熵的变化。
反应自由能变化容易通过计算求得，因此利用自由能值来判断生物化学过程的进行方向和反应能否自发进行是切实可行的。依据△G的大小来判断一个化学反应的方向。这实际上就是热力学 第二定律要解决的化学反应的方向和限度问题。化学反应的自由能变化可总结如下：
当△G < 0时，体系的反应能自发进行，为放能反应；
当△G = 0时，表明体系已处于平衡状态；
当△G > 0时，反应不能自发进行，当给体系补充自由能时，才能推动反应进行，为吸能反应。
相加性
在任何一序列的连续反应中，其标准自由能变化都具有相加性，举例说，下列连续反应通过共同的中间产物偶联或连接起来；第一个反应的产物B是第二个反应的反应物；第二个反应的产物C是第三个反应的反应物：A-->B △G°1; B-->C △G°2; C-->D △G°3。这些反应的总和是A-->D，其标准自由能变化△G°s是每步反应的△G°值的代数和，每一步仍给予原来的符号 △G°s=△G°1+△G°2+△G°3 。当一反应的平衡常数不能直接测定时，则这一性质在计算反应的标准自由能变化是极为有用的。在这种情况下，可以把反应与已知平衡常数的一个或多个反应偶联起来，使组成一个其总平衡可以容易测得的序列反应。[2]
与平衡常数
反应系统的组成(化学反应物和产物的混合物)趋向于持续变化至平衡达到为止。当反应物和产物在平衡浓度时，正反应和逆反应的速度是相同的，在系统中没有反应物或产物的净增加。平衡态反应物和产物的浓度定义了平衡常数K。在一般性的反应 aA + bB == cC + dD 中，其中以a、b、c和d代表参与反应的A、B、C和D分子的数量，平衡常数的定义式如下：K=[C][D]/[A][B]，这里[A]、[B]、[C]、[D]表示平衡时反应组成物的物质的量浓度。根据热力学原理，标准自由能变化△G°和K关系可以用如下的表达式来描述：
△G° = - RT·ln K
式中，R为摩尔气体常数[8.315 J/(mol·K)]，T为热力学温度(K)；In为自然对数。 根据上式，在标准状态下，如果化学反应的平衡常数是1.0，该反应的标准自由能变化是0，反应达到平衡；如果一个反应的K大于1，△G°是负值，产物比反应物的自由能少，反应将在标准状态下自发进行；如果K小于1，它的△G°是正值，表示反应产物比反应物的自由能大，反应将向逆方向进行。 [3]
视频
23-标准生成吉布斯自由能 ；