分子化学势 在温度、压力和除 i 组分外其它 各组分的数量保持不变的条件下, 增加 1 个分子 i 引起吉布斯自由能的变化值,
各组分的数量保持不变的条件下, 增加 1 个分子 i 引起吉布斯自由能的变化值
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吉布斯自由能 - 尼克网
jb.nikenet.cn/吉布斯自由能/吉布斯自由能变化值，用来表示标准吉布斯自由能与一般反应。 ... 吉布斯自由能g=u-
轉為繁體網頁ts+pv（内能+体积功-系统内部抽风带来的内耗），而u+pv被定义为焓h，故g=h-ts， 所以吉布 ... 换句话说，在等温等压过程中，除体积变化所做的功以外，系统对外界所做的功只能等于或者小于吉布斯自由能的减小。 ... 吉布斯自由能网友解读 更多评论>>
化学老师阿正
所以非标况下的吉布斯自由能变化可以由这个公式推导
摘要：具体包括两种，一种是亥姆赫兹自由能，另一种就是我们高中选修四书本上的吉布斯自由能。q是反应商，上课讲过了。ln认识吧，e为底的对数。所以非标况下的吉布斯自由能变化可以由这个公式推导。
关于化学平衡常数 2014-10-28 化学老师阿正 化学老师阿正
关于平衡常数
焓变、熵变
焓和熵是什么意思呢？我们高中学习的ΔH无非就是吸放热而已。熵干脆就是阅读内容。而实际上，焓是一个热力学函数，H=U+pV （焓=系统内能+外部给的体积功）；熵是体系混乱度的一种量度（热力学第三定律，纯物质在绝对零度时，熵都是0，可以理解为绝对的整齐不混乱。）
自由能（free energy）
什么叫做自由能？同学们高中物理可能接触过系统内能这个概念。而自由能指 的是系统内能减少量中可以对外做功的能量。具体包括两种，一种是亥姆赫兹自由能，另一种就是我们高中选修四书本上的吉布斯自由能。
吉布斯自由能G=U-TS+PV（内能+体积功-系统内部抽风带来的内耗），而U+PV被定义为焓H，故G=H-TS，所以吉布斯自由能变化量ΔG=ΔH-TΔS（高中应该见过吧）
标准吉布斯自由能指的是温度在25℃（298.15K），一个标准大气压（因为数字太多怕麻烦把101325pa改为100kpa），只有这样的状态之下发生的反应，自由能的变化可以叫做标准吉布斯自由能。这不是坑爹呢么？怎么可
能所有化学反应都在这条件下进行啊！？要不是这条件咋办啊？往下看吧
范特霍夫等温方程
ΔG = ΔGo + RTlnQ
Q是反应商，上课讲过了。ln认识吧，e为底的对数。所以非标况下的吉布斯自由能变化可以由这个公式推导。
等温等压反应过程中（变温变压的要用到微积分，这个就不讲了）
ΔG>0 正反应非自发 ，逆反应自发
ΔG反应自发进行（向外提供非体积功，你们就认为释放后降低能量就好了）
ΔG=0 反应达到平衡
反应达到平衡？？这个好耳熟是不是，这个时候的反应商Q=K对吧。所以变形一下
0 = ΔGo + RTlnK
ln不好算？这个好办，lnK约等于2.203lgK，替换一下。
于是有
ΔGo = -2.303RTlgK
再变形！
lgK= ΔGo
-2.303RT
这就是传说中平衡常数K的推导简易推导过程。因为是等温过程，所以平衡常数只与温度有关。
这些东西高考绝逼不会考到，但是你们应该可以看出来，其实我们学的化学平衡，是热力学发展过来的，你们的课本编排，顺序其实是十分合理的。如果不明白这些背景，就别瞎吐槽课本编排不合理啦。
文/化学老师阿正
化學平衡(Chemical Equilibrium)（二）：吉布斯自由能(Gibbs Free Energy)台北縣立三民高級中學化學科林秀蓁老師/國立台灣大學化學系陳藹然博士責任編輯熱力學(thermodynamics)是研究物理與化學變化所產生能量變化的一門學科，主要說明反應在所予的條件下，是否具有自然發生的傾向，但並不考慮其反應的速率與機制；例如由鑽石變成石墨屬於自發性反應但其速率很慢，在常溫常壓下並無法察覺其變化。
自然界的變化傾向於最低能量與最大亂度，一般而言溫度升高將使亂度增大，此亂度增加的傾向卻違反傾向最低能量的趨勢，故達平衡狀態是代表最大亂度與最低能量傾向的妥協。
維拉德吉布斯(J.W. Gibbs, 1839-1903)考慮能量因子-焓H(enthalpy)與亂度因子-熵S(entropy)，以自由能(free energy)決定反應是否具有自發性(spontaneous) ：Gibbs自由能ΔG＝H-TΔS（T為絕對溫度），屬於熱力學的狀態函數(state function)；以下簡介熱力學的兩大定律以理解Gibbs自由能與化學平衡的涵意。
熱力學第一定律為能量守恆定律：孤立系統內的內能為常數(The internal energy of an isolated system is constant)，即 ΔU（內能）= q（熱能）+ w（功）。
熱力學第二定律為在一不可逆過程中，孤立系統的亂度（熵）自發性地增加(In an irreversible process, the entropy of the universe increase)；反之可逆過程下孤立系統的熵維持不變；ΔS ＝-Δqrev/T。因為孤立系統中包含了系統與環境，所以ΔS 孤立系統 ＝ΔS 環境 + ΔS物系。相對於物系，環境比物系大很多，視其（環境）維持定溫與定壓，故Δq物系 = ΔH，因此
Δq 環境 = -ΔH，ΔS 環境 ＝-ΔＨ/T。
故ΔS 孤立系統 ＝-ΔH/T +ΔS 物系 根據熱力學第二定律，
ΔS 孤立系統 > 0 自發反應；ΔS 孤立系統 < 0 自發逆反應；ΔS 孤立系統 = 0 平衡狀態。
由於利用熱力學第二定律判斷反應是否自發需知道整個孤立系統的熵變化太麻煩了，吉布斯提出自由能(G)的觀念讓我們可以簡單的判斷反應是否會自發進行。
ΔS 孤立系統 ＝-ΔH/T +ΔS 物系 即TΔS 孤立系統 ＝-ΔH +TΔS 物系 定義自由能G＝H-T，即ΔG＝ΔH-TΔS 物系＝-TΔS 孤立系統（定溫）
故當ΔS 孤立系統 ＞ 0使ΔG ＜ 0，全體亂度升高，使反應具有自發性，
ΔS 孤立系統 ＝ 0使ΔG ＝ 0，全體亂度不變，代表反應達平衡狀態，
ΔS 孤立系統 ＜ 0使ΔG ＞ 0，全體亂度下降，為非自發性反應。
又ΔG＝ΔH-TΔS 物系， ΔH和ΔS 物系皆會影響ΔG的正負即反應的自發性，如果ΔS物系大於零，放熱反應永遠為自發反應，吸熱反應則由反應溫度決定。
回到化學平衡，對一個可逆反應
a A + b B
c C + d D
反應剛開始時，
，反應往右進行，產物生成；隨著反應進行，起始物濃度降低，反應達到平衡。若系統一開始只有產物存在，則
，產物分解為起始物的逆反應
為自發反應。當反應系統中產物和起始物共存達到平衡濃度，無論正逆反應都不再自發，
。
參考資料：1. Charles E.Mortimer 著，吳惠平 譯述，《大學化學》，科技圖書股份有限公司，民國84年。
2.曾國輝編著，《化學平衡》，建宏出版社，民國84年
关于化学平衡常数 2014-10-28 化学老师阿正 化学老师阿正
关于平衡常数
焓变、熵变
焓和熵是什么意思呢？我们高中学习的ΔH无非就是吸放热而已。熵干脆就是阅读内容。而实际上，焓是一个热力学函数，H=U+pV （焓=系统内能+外部给的体积功）；熵是体系混乱度的一种量度（热力学第三定律，纯物质在绝对零度时，熵都是0，可以理解为绝对的整齐不混乱。）
自由能（free energy）
什么叫做自由能？同学们高中物理可能接触过系统内能这个概念。而自由能指 的是系统内能减少量中可以对外做功的能量。具体包括两种，一种是亥姆赫兹自由能，另一种就是我们高中选修四书本上的吉布斯自由能。
吉布斯自由能G=U-TS+PV（内能+体积功-系统内部抽风带来的内耗），而U+PV被定义为焓H，故G=H-TS，所以吉布斯自由能变化量ΔG=ΔH-TΔS（高中应该见过吧）
标准吉布斯自由能指的是温度在25℃（298.15K），一个标准大气压（因为数字太多怕麻烦把101325pa改为100kpa），只有这样的状态之下发生的反应，自由能的变化可以叫做标准吉布斯自由能。这不是坑爹呢么？怎么可
能所有化学反应都在这条件下进行啊！？要不是这条件咋办啊？往下看吧
范特霍夫等温方程
ΔG = ΔGo + RTlnQ
Q是反应商，上课讲过了。ln认识吧，e为底的对数。所以非标况下的吉布斯自由能变化可以由这个公式推导。
等温等压反应过程中（变温变压的要用到微积分，这个就不讲了）
ΔG>0 正反应非自发 ，逆反应自发
ΔG反应自发进行（向外提供非体积功，你们就认为释放后降低能量就好了）
ΔG=0 反应达到平衡
反应达到平衡？？这个好耳熟是不是，这个时候的反应商Q=K对吧。所以变形一下
0 = ΔGo + RTlnK
ln不好算？这个好办，lnK约等于2.203lgK，替换一下。
于是有
ΔGo = -2.303RTlgK
再变形！
lgK= ΔGo
-2.303RT
这就是传说中平衡常数K的推导简易推导过程。因为是等温过程，所以平衡常数只与温度有关。
这些东西高考绝逼不会考到，但是你们应该可以看出来，其实我们学的化学平衡，是热力学发展过来的，你们的课本编排，顺序其实是十分合理的。如果不明白这些背景，就别瞎吐槽课本编排不合理啦。
文/化学老师阿正
化學平衡(Chemical Equilibrium)（二）：吉布斯自由能(Gibbs Free Energy)
自然界的變化傾向於最低能量與最大亂度，一般而言溫度升高將使亂度增大，此亂度增加的傾向卻違反傾向最低能量的趨勢，故達平衡狀態是代表最大亂度與最低能量傾向的妥協。
維拉德吉布斯(J.W. Gibbs, 1839-1903)考慮能量因子-焓H(enthalpy)與亂度因子-熵S(entropy)，以自由能(free energy)決定反應是否具有自發性(spontaneous) ：Gibbs自由能ΔG＝H-TΔS（T為絕對溫度），屬於熱力學的狀態函數(state function)；以下簡介熱力學的兩大定律以理解Gibbs自由能與化學平衡的涵意。
熱力學第一定律為能量守恆定律：孤立系統內的內能為常數(The internal energy of an isolated system is constant)，即 ΔU（內能）= q（熱能）+ w（功）。
熱力學第二定律為在一不可逆過程中，孤立系統的亂度（熵）自發性地增加(In an irreversible process, the entropy of the universe increase)；反之可逆過程下孤立系統的熵維持不變；ΔS ＝-Δqrev/T。因為孤立系統中包含了系統與環境，所以ΔS 孤立系統 ＝ΔS 環境 + ΔS物系。相對於物系，環境比物系大很多，視其（環境）維持定溫與定壓，故Δq物系 = ΔH，因此
Δq 環境 = -ΔH，ΔS 環境 ＝-ΔＨ/T。
故ΔS 孤立系統 ＝-ΔH/T +ΔS 物系 根據熱力學第二定律，
ΔS 孤立系統 > 0 自發反應；ΔS 孤立系統 < 0 自發逆反應；ΔS 孤立系統 = 0 平衡狀態。
由於利用熱力學第二定律判斷反應是否自發需知道整個孤立系統的熵變化太麻煩了，吉布斯提出自由能(G)的觀念讓我們可以簡單的判斷反應是否會自發進行。
ΔS 孤立系統 ＝-ΔH/T +ΔS 物系 即TΔS 孤立系統 ＝-ΔH +TΔS 物系 定義自由能G＝H-T，即ΔG＝ΔH-TΔS 物系＝-TΔS 孤立系統（定溫）
故當ΔS 孤立系統 ＞ 0使ΔG ＜ 0，全體亂度升高，使反應具有自發性，
ΔS 孤立系統 ＝ 0使ΔG ＝ 0，全體亂度不變，代表反應達平衡狀態，
ΔS 孤立系統 ＜ 0使ΔG ＞ 0，全體亂度下降，為非自發性反應。
又ΔG＝ΔH-TΔS 物系， ΔH和ΔS 物系皆會影響ΔG的正負即反應的自發性，如果ΔS物系大於零，放熱反應永遠為自發反應，吸熱反應則由反應溫度決定。
回到化學平衡，對一個可逆反應
a A + b B
c C + d D反應剛開始時，
，反應往右進行，產物生成；隨著反應進行，起始物濃度降低，反應達到平衡。若系統一開始只有產物存在，則，產物分解為起始物的逆反應為自發反應。當反應系統中產物和起始物共存達到平衡濃度，無論正逆反應都不再自發，。參考資料：1. Charles E.Mortimer 著，吳惠平 譯述，《大學化學》，科技圖書股份有限公司，民國84年。
2.曾國輝編著，《化學平衡》，建宏出版社，民國84年
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