基本介紹
- 中文名：標準自由能變化
- 外文名：Standard Free Energy Change
- 表示：△G°
- 條件：溫度298K，壓力1atm =101.325KPa
- 實質：熱力學函式
- 意義：判斷過程自動進行的方向
介紹,自由能的概念,相加性,與平衡常數,
介紹
標準自由能變化與焓類似，物質的自由能無法測定。能夠測定的只是過程的自由能變化。在熱力學中，規定在l大氣壓和一定溫度下，穩定單質的自由能為零。這樣，與標準生成焓類似，在1大氣壓和一定溫度(通常用298K)下，由穩定單質生成1摩爾純物質時反應的自由能變化叫做物質的標準生成自由能，常以△G°表示。若溫度為25℃時的標準生成自由能，則以△G°表示。
利用標準生成自由能的數據容易計算反應的標準自由能變化△G°，辦法與從標準生成焓計算標準焓變相似，即一個反應的標準自由能變化△G°等於生成物的標準生成自由能的總和減去反應物的標準生成自由能的總和。
自由能的概念
熵是指混亂度或無序性，是一種無用的能，因為化學反應的熵不易測定，所以利用熵判斷一個生化反應能否自發進行有一定的困難。1878年Josiah Willard Gibbs在熱力學第一定律和第二定律的基礎上，提出了一個新的函式概念，這就是自由能(free energy)概念，又稱Gibbs自由能，用符號G表示。
自由能是生物體在恆溫恆壓下，體系可以用來對環境做功的那一部分能量(稱作自由能)，生物體在生命活動過程中所需的能量，都來自體內生物化學反應釋放的自由能。在生物體內的反應的自由能變化既決定於體系內能的變化也決定於反應的熵的變化。
反應自由能變化容易通過計算求得，因此利用自由能值來判斷生物化學過程的進行方向和反應能否自發進行是切實可行的。依據△G的大小來判斷一個化學反應的方向。這實際上就是熱力學第二定律要解決的化學反應的方向和限度問題。化學反應的自由能變化可總結如下：
當△G < 0時，體系的反應能自發進行，為放能反應；
當△G = 0時，表明體系已處於平衡狀態；
當△G > 0時，反應不能自發進行，當給體系補充自由能時，才能推動反應進行，為吸能反應。
相加性
在任何一序列的連續反應中，其標準自由能變化都具有相加性，舉例說，下列連續反應通過共同的中間產物偶聯或連線起來；第一個反應的產物B是第二個反應的反應物；第二個反應的產物C是第三個反應的反應物：A-->B △G°1; B-->C △G°2; C-->D △G°3。這些反應的總和是A-->D，其標準自由能變化△G°s是每步反應的△G°值的代數和，每一步仍給予原來的符號 △G°s=△G°1+△G°2+△G°3 。當一反應的平衡常數不能直接測定時，則這一性質在計算反應的標準自由能變化是極為有用的。在這種情況下，可以把反應與已知平衡常數的一個或多個反應偶聯起來，使組成一個其總平衡可以容易測得的序列反應。
與平衡常數
反應系統的組成(化學反應物和產物的混合物)趨向於持續變化至平衡達到為止。當反應物和產物在平衡濃度時，正反應和逆反應的速度是相同的，在系統中沒有反應物或產物的淨增加。平衡態反應物和產物的濃度定義了平衡常數K。在一般性的反應 aA + bB == cC + dD 中，其中以a、b、c和d代表參與反應的A、B、C和D分子的數量，平衡常數的定義式如下：K=[C][D]/[A][B]，這裡[A]、[B]、[C]、[D]表示平衡時反應組成物的物質的量濃度。根據熱力學原理，標準自由能變化△G°和K關係可以用如下的表達式來描述：
△G° = - RT·ln K
式中，R為摩爾氣體常數[8.315 J/(mol·K)]，T為熱力學溫度(K)；In為自然對數。
根據上式，在標準狀態下，如果化學反應的平衡常數是1.0，該反應的標準自由能變化是0，反應達到平衡；如果一個反應的K大於1，△G°是負值，產物比反應物的自由能少，反應將在標準狀態下自發進行；如果K小於1，它的△G°是正值，表示反應產物比反應物的自由能大，反應將向逆方向進行。
