1樓：匿名使用者
△rhm＞0，△r**＜0，使△rgm恆大於0,反應不能進行
△rhm與k有什麼關係
2樓：匿名使用者
到類似的作
文bai題目，抄du寫著那些所謂的優美詞句，這就zhi是我的作文！dao
曾經我也回想答要寫出與眾不同，也想要寫出個性有創意的文字，可是老師的一句：「結構散亂，語句不通」徹底澆滅了我心中那團本來嚮往文學的火熱的心。我真的很想說，到底要讓我拿什麼拯救你，我的作文！
難道一定要寫出作文六要素就算是好作文了嗎？難道一定要按照那些千年萬年不變的定律才能寫出好作文嗎？苦惱的我從此以後對於作文除了恐懼和厭煩再無任何感覺。
吉布斯自由能判斷自發反應方向的依據是什麼？
3樓：happy去病
自由能△g=△h-△s×t，△h為焓變，△s為熵變。當自由能小於0，反應能夠自發；自由能大於0，反應不能自發。可以看出，焓減、熵增有利於反應自發。
以下為具體介紹
1、判斷反應是否自發進行最基本的判據是勢判據，即自發反應永遠是朝著勢降低的方向進行。
2、等溫等壓，且不作非體積功的反應只有化學勢這一項，化學勢就是偏摩爾吉布斯函式，所以有通常說的吉布斯變小於0，反應就能自發。
3、如果一個系統中有非體積功，比如有電功，這就涉及了兩種勢，一種化學勢，一種電勢，如果反應自發必須是化學勢與電勢的總和是降低的。這就會出現一種情況，比如化學勢升高，電勢減小，而且電勢減小的多過化學勢升高的，這樣化學勢與電勢的總和還是降低的，這個反應還是自發進行，但光用吉布斯函式變判斷就會出現錯誤。
4、討論一個變化是否自發一定要先確定這個變化是否涉及電功等其他非體積功，如果涉及，就不能用吉布斯函式變來判斷，因為通常的吉布斯函式變只代表化學位，必須要加上電位等，作為總和判斷。判據使用必須滿足限制條件，系統改變，條件有別，原來的判據就不適用了。
4樓：小色女的人生觀
（qf表示反應系統的逸度商，kθf為系統的熱力學平衡常數）。通過比較qf和kθf數值的相對大小，即可獲得δrgm< 0、δrgm= 0或δrgm> 0的結果，並可以此判斷化學變化的方向。
在理想氣體混合物系統中，由於qf= qp，kθf= kθp，化學反應等溫式可表示為：
若kθp> qp，則δrgm< 0，表示正向反應自發進行；
吉布斯自由能判斷反應方向時，怎麼解釋可逆反應？
5樓：匿名使用者
用吉布斯自由能判斷反應方向要求反應不處於平衡態。
反應方程式確定，那麼△rgm°就唯一回確定，但△rgm不確定。△答rgm>0，平衡右移；△rgm<0，平衡左移；△rgm=0，反應達到平衡態。
處於平衡態時，△rgm=0,但△rgm°不一定為0,因為有關係式△rgm=△rgm°+rtlnq，t為體系溫度，q為反應商
顯然，對於可逆反應，一旦反應發生，正、逆反應便都有， 正、逆反應速率相等時則反應達到平衡態
運用吉布斯自由能，判斷反應自發方向習題~
6樓：匿名使用者
應該是sio2 △
zhifhm=-859.39，△
daofgm=-805.00
hf △fhm=-273.3， △g=-275.4 sif4 △fhm=-657.0，△fgm=-617.0
h2o △fhm=-241.83，△fgm=-228.59i2（s）△fhm=△fgm=0
i2（g）△fhm=62.24，△fgm=19.37這樣才回可以算答啊？
無機化學問題，△g和△rgmθ的具體區別。還有怎麼判斷吉布斯自由能與反應自發性，它能不能反應自發？
7樓：mk_馬克
前者是吉布斯自由能變，通常指反應的;後者是標準生成吉布斯自由能，通常指一種化合物在標準狀態下通過化合反應生成的吉布斯自由能，定義不一樣。
在反應中，δg<0，則反應自發進行;δg>0，反應不自發進行
為什麼只能在標準狀態下用吉布斯自由能判斷反應是否自發？什麼是標準狀態？△g=△h-t△s，其中，t
8樓：耶律大石
通常熱力學上所說的標準狀態是指溫度298.15k，壓強100kpa時的狀態。
判斷標準狀態下反應能否自發用標準反應吉布斯自由能變。判斷其他條件下反應是否自發用相應條件下的吉布斯自由能變。
9樓：戰鬥弱者
標準狀態指的是1個大氣壓，對溫度沒有要求，用的的是標準狀態下的吉布斯自由能來判斷的，如果換其他狀態下需要改變相應的標準。
10樓：匿名使用者
標準狀態是t=273.15
吉布斯自由能是什麼
11樓：睿智小寧
吉布斯自由能在化學熱力學中為判斷過程進行的方向而引入的熱力學函式。又稱自由焓、吉布斯自由能或自由能。
自由能指的是在某一個熱力學過程中，系統減少的內能中可以轉化為對外做功的部分。自由能(free energy)在物理化學中，按照亥姆霍茲的定容自由能f與吉布斯的定壓自由能g的定義。吉布斯自由能是自由能的一種。
吉布斯自由能又叫吉布斯函式，（英gibbs free energy,gibbs energy or gibbs function; also known as free enthalpy）是熱力學中一個重要的參量，常用g表示，它的定義是：g = u − ts + pv = h − ts，
其中u是系統的內能，t是溫度(絕對溫度，k)，s是熵，p是壓強，v是體積，h是焓。
擴充套件資料
吉布斯自由能的生物學意義：
在等溫等壓過程中，系統吉布斯自由能的減少等於除去體積膨脹功以外，系統對外界所作的功。根據功能原理容易理解，系統的吉布斯自由能是指系統總能量中能作除膨脹功以外的其他有用功的那部分能量。
由於生命體系中發生的絕大多數過程(化學反應過程、生理過程等等)都是在等溫等壓下進行的，因此，對生命體系而言，吉布斯自由能就是生命體系在等溫等壓條件下維持正常運轉所需要的最小能量。
由於生命體系內發生的過程大都是等溫等壓過程，因此，吉布斯自由能的這一功能對於生命過程也具有實際意義。在生命體系中，為了保證某一過程能夠自發進行，常常進化出一些偶聯反應，通過反應之間的偶聯滿足δg< 0的條件，從而使一些單獨無法自發進行的過程變得可以自發進行。
12樓：匿名使用者
吉布斯自由能又叫吉布斯函式，是熱力學中一個重要的參量，常用 g 表示，它的定義是：
g = u − ts + pv = h − ts
其中 u 是系統的內能，t 是溫度，s 是熵，p 是壓強，v 是體積，h 是焓。
吉布斯自由能的微分形式是：
dg = − sdt + vdp + μdn
其中μ是化學勢。
吉布斯自由能的物理含義是在等溫等壓過程中，除體積變化所做的功以外，從系統所能獲得的最大功。換句話說，在等溫等壓過程中，除體積變化所做的功以外，系統對外界所做的功只能等於或者小於吉布斯自由能的減小。數學表示是：
如果沒有體積變化所做的功，即 w=0，上式化為：
也就是說，在等溫等壓過程前後，吉布斯自由能不可能增加。如果發生的是不可逆過程，反應總是朝著吉布斯自由能減少的方向進行。
特別地，吉布斯自由能是一個廣延量，單位摩爾物質的吉布斯自由能就是化學勢μ。
以上引用
13樓：匿名使用者
吉布斯自由能 δg=δh－tδs （kj/mol)g叫做吉布斯自由能。
因為h、t、s均為狀態函式，所以g為狀態函式。
δg叫做吉布斯自由能變
吉布斯自由能的變化可作為恆溫、恆壓過程自發與平衡的判據。
吉布斯自由能改變數。表明狀態函式g是體系所具有的在等溫等壓下做非體積功的能力。反應過程中g的減少量是體系做非體積功的最大限度。
這個最大限度在可逆途徑得到實現。反應進行方向和方式判據。
>w非 反應以不可逆方式自發進行
＝w非 反應以可逆方式進行
0 不能進行
等溫等壓**系的吉布斯自由能減小的方向是不做非體積功的化學反應進行的方向。
任何等溫等壓下不做非體積功的自發過程的吉布斯自由能都將減少。 [編輯本段]標準吉布斯自由能 在溫度t時，當反應物和生成物都處於標準態，發生反應進度為1 mol的化學反應gibbs自由能的變化值，稱為標準摩爾反應吉布斯自由能變化值，用表示
標準吉布斯自由能與一般反應的吉布斯自由能的關係：
14樓：匿名使用者
§1.4 自由能，化學反應自發性的判據
1.4.1 吉布斯自由能（ gibbs-free energy ）
吉布斯自由能（ gibbs-free energy ），簡稱 「 自由能 」。
符號： g ; 單位 ： kj·mol -1 。
根據以上分析 : △ h < 0 或 / 和 △ s > 0 有利於過程 「 自發 」 進行 ， 即焓 （ h ） 、熵 （ s ） 均是影響過程自發性的因素。
1876 年，美國科學家 j.w.gibbs 提出一個新的熱力學函式 — 吉布斯自由能（ g ），把 h 和 s 聯絡在一起。
吉布斯 (josiah willard gibbs, 1839-1903 ，美國 )合併能和熵，引入 (gibbs) 自由能概念 (1876)。
圖 1-5 吉布斯 1. 吉布斯自由能定義： g = h - ts 2.
吉布斯自由能是狀態函式，絕對值不可測。因為 h 、 t 、 s 均為狀態函式，而 h 絕對值不可測定。
3. 吉布斯自由能具有 廣度性質1.4.
2 物質的標準摩爾生成自由能 物質的標準摩爾生成自由能： 在標態和指定溫度下，由最穩定單質生成 1mol 某物質時的吉布斯自由能變。
符號： 單位： kj·mol -1
規定最穩定單質及水合氫離子的 = 0 kj·mol -1 。 例 1 ： h 2 (g) + o 2 (g) = h 2 o (l)
0 0 kj·mol -1
= -237.19 kj·mol -1 = ( h2o (l)) 例 2 ： o 2 (g) = o 3(g)
0 kj·mol -1
= +163 kj·mol -1 = (o 3 (g)) 1.4.3 反應的標準吉布斯自由能變 設一反應為：
a a + b b = d d + e e，則該反應的標準吉布斯自由能變為： = ∑vi （生成物） - ∑vi （反應物） 例 1 ： ch 4 (g) + 2 o 2 (g) === co 2 (g) + 2 h 2 o(l)
-50.75 0 -394.36 -237.19 kj·mol -1
= -394.36 +2×(-237.19) - (-50.75) - 0
= -817.99 kj·mol -11.4.
4 吉布斯 —— 赫姆霍茲方程 （ gibbs-helmholtz equation ） 對於一封閉體系、等溫過程 （ t 2 = t 1 = t 環境 ），
g 1 = h 1 – ts 1 ， g 2 = h 2 – ts 2
△g = g 2 – g 1 = （ h 2 - ts2 ） - （ h 1 – ts 1 ）
△g = △h - t △s
（ 封閉體系、等溫 ）標準狀況下： = - t （ 封閉體系、等溫 ） 吉布斯 —— 赫姆霍茲方程是熱力學最重要的方程之一。1.
4.5 熱力學第二定律 由熱力學第一定律公式 △u = q + w ，熱力學證明：等溫可逆過程，做功最大，△u = qr + w max （等溫可逆過程）（ r – reversible 可逆的 ）。
w max = △ ( pv ) + w ' max
體積功 非體積功 有用功
等壓條件（ p 2 = p 1= p 外 ）下：
w max= - p△v + w ' max
△u = qr - p△v + w ' max （ 等壓 ）
( - p△v ： 體系對環境做功 ， 負值 ）
據熱力學第三定律公式： △s = qr /t （封閉體系，等溫，可逆）
把 qr = t △s 代入上式 ，
△u = t △s - p△v + w ' max （封閉體系，等溫，等壓，可逆）
由 h = u + pv 得： △u = △h - p△v ， 代入上式 ，
△h = t △s + w ' max （封閉體系，等溫，等壓，可逆）
△h - t △s = w ' max （封閉體系，等溫，等壓，可逆）
以吉一赫方程 代入，△g = w ' max（封閉體系，等溫，等壓，可逆）
物理意義：一封閉體系在等溫、等壓條件下發生的可逆過程中所做的有用功最大。
例 ： ch 4 (g) + 2 o 2 (g) = co 2 (g) + 2 h 2 o(l)
= - 818 kj·mol -1
設計為燃料電池，在等溫、等壓條件下發生的可逆過程中做的電功最大 ， 為 - 818 kj·mol -1 （體系對環境做功，負值）。
-△g = ∣ w ' max ∣ 可逆過程
-△g > ∣ w ' max ∣ 非可逆過程（正反應自發）
通常的化學反應在等溫、等壓（ 敞開容器）、封閉體系、不做有用功 （ w '= 0 ） 條件下進行，則得：
△g = 0 可逆過程 （熱力學平衡態）
△g < 0 非可逆過程（正反應自發）
△g > 0 非可逆過程（正反應非自發，逆反應自發）
物理意義：對於一封閉體系，在等溫、等壓、不做有用功條件下，吉布斯自由能減少（ △g < 0 ）的過程是自發的；吉布斯自由能增加的過程是非自發的；而 △g = 0 表示一個可逆過程（熱力學平衡態） 。
△g 可用於判斷過程的自發性，而且包含了兩個影響過程自發性的因素（ △g = △h - t△s ）。
當體系處於熱力學標準狀態時，可以用判斷反應過程的自發性。
= 0 可逆過程（熱力學平衡態）
< 0 非可逆過程（正反應自發）
> 0 非可逆過程（正反應非自發，逆反應自發） 1.4.6 反應過程方向性的判據 由吉布斯－赫姆霍茲方程：
△g = △h - t△s （等溫、封閉體系），可知 △h 和 △s 是影響過程自發性的兩個因素。根據 △h 和 △s 符號，把化學反應分為 4 類： 表 2 影響化學反應方向性的因素型別△h△s△g 反應自發性反應動力1-+恆 -任意 t ，自發焓熵雙驅動2+-恆 +任意 t ，非自發無驅動力3--視t而
定低溫，自發焓驅動高溫，非自發 4++高溫，自發熵驅動低溫，非自發 例 1： h 2 (g) + f 2 (g) = 2 hf (g) （△g = △h - t△s ）
= - 271 kj·mol -1 ， =+8 j·mol-1 · k-1 ， = - 273 kj·mol -1
正反應恆自發，焓、熵雙驅動。
例 2： 2co (g) = 2 c ( 石墨 ) + o 2 (g)
= +221 kj·mol -1 , =-179.7 j·mol -1 · k -1 ， = +274.4 kj·mol -1
正反應恆非自發，無反應動力。
例 3： hcl (g) + nh 3 (g) = nh 4 cl(s)
= - 176.4 kj·mol -1，= -284 j·mol -1 · k -1 ， = - 91.1 kj·mol -1
低溫正反應自發，高溫逆反應自發。
例 4：caco 3 (s) = cao(s) + co 2 (g)
= +178.3kj·mol -1， = +160.4 j·mol -1 · k -1，= +130.2 kj·mol -1
低溫正反應非自發，高溫正反應自發。
第 3 、 4 類反應可利用吉 - 赫方程，計算出反應逆轉的溫度：
= - t （等溫，封閉體系）
在無相變，且 △t 不大時， △h 、 △s 隨 t 的變化較小，可忽略；而 △g 隨變化較大。 例 5 ： caco 3 (s) = cao(s) + co 2 (g)
(298k) = +178.3kj·mol -1 ,
(298k) = +160.4 j·mol -1 · k -1 ,
(298k) = +130.2 kj·mol -1 298k ， 正反應非自發
≈ (298k) - t(298k)
當 < 0 ， 即 (298k) - t(298k) < 0 時 ，t >1112k ， 正反應自發。
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