自由能變化是反應的標準吉布斯自由能變化，是反應限度的量度，估計反應的可能性。
基本介紹
- 中文名：自由能變化
- 外文名：free energy change
- 學科：化學
- 套用：反應限度的量度
定義,套用,
定義
一、化學反應的ΔrGm和ΔrGmÆ
對於任一反應，其化學反應等溫式可表示為
對於任一反應，其化學反應等溫式可表示為
ΔrGm=ΔrGmØ+RTlnQa
式中ΔrGm=，表示指定條件下反應的吉布斯自由能變化；ΔrGmØ=則表示標準狀態下反應的吉布斯自由能變化。顯然，ΔrGm與ΔrGmØ的含義不同。物質的標準態化學勢μBØ只是溫度的函式，所以取決於化學反應本性的ΔrGmØ也只是溫度的函式，在標準態選定之後，指定溫度下任何化學反應的ΔrGmØ是常數。然而，ΔrGm不是常數，它還與反應體系所處的實際狀態有關，即與各物質的活度商Qa有關。在恆定溫度和壓力的條件下，可以根據ΔrGm的正負來判斷化學反應自發進行的方向，而ΔrGmØ的正負一般不能指示化學反應自發進行的方向。
套用
在化學平衡中，ΔrGmØ具有特別重要的意義，下面介紹ΔrGmØ的一些套用：
1．ΔrGmØ是反應限度的量度
根據公式ΔrGmØ=-RTlnKaØ，由於標準平衡常數KaØ可以指示反應的限度，所以ΔrGmØ也是指示反應限度的量。由此式求得KaØ後，可進一步計算出體系在一定溫度下的平衡組成。
2．從某些反應的ΔrGmØ計算另一些反應的ΔrGmØ
例如，有下述反應：
(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)
反應(3)的平衡常數很難直接測定，因為在碳的氧化過程中，很難控制使碳只氧化到CO而不生成CO2。但如已知ΔrGmØ(1)和ΔrGmØ(2)，則ΔrGmØ(3)可由下式
ΔrGmØ(3)=ΔrGmØ(1)-ΔrGmØ(2)
求得，從而可求出反應(3)的平衡常數。
3．利用ΔrGmØ估計反應的可能性
在一般情況下，ΔrGmØ雖然不能作為判別反應方向的依據，但由化學反應等溫式可知，若ΔrGmØ的絕對值很大，則ΔrGm的正負號就基本上取決於ΔrGmØ的符號，除非Qa很大或者很小，這在實際中往往是難以辦到的。例如，反應Zn(s)+O2(g)→ZnO(s)在298.15K時的ΔrGmØ=-318.2hJ·mol-1。
欲使此反應不能進行，Qp必須大於6×1055，即O2的分壓要小於3.2×10-107Pa，才能使ΔrGm>0，實際上這是不可能實現的。所以，根據此反應的ΔrGmØ的數值，我們便能估計到該反應能夠正向自發進行，而且能夠反應得很徹底。同理，若ΔrGmØ是一個很大的正值，則在一般情況下ΔrGm的值也大致為正值，很難通過改變Qa的數值使ΔrGm改變符號。這就是說在給定條件下反方不能正向自發進行。
那么，ΔrGmØ的值要有多大才能用來估計反應進行的方向呢?這沒有一定的標準。一般地，當ΔrGmØ>41.84kJ·mol-1時，可以認為反應不大可能自發進行；當ΔrGmØ在41.84～0kJ·mol-1之間時，有可能通過改變Qa使平衡向著更有利於生成產物的方向轉化；當ΔrGmØ
