自由能是什麼？

06-02

回答頭條問題，最好不要到百度百科上去複製，實事求是，知道多少，就說多少。不然對讀者不負責任，對頭條也不負責任，對自己也不負責任。

我學物理化學（物理化學是理論化學的一門專業課，不是物理和化學)已過去十幾年了，所以對自由能的理解有點模糊了。我們知道，熵是在孤立體系中，物質變化的趨勢，而化學變化並不是在孤立體系里進行的，它必須要和環境有交換。那我們怎樣來判斷化學變化的方向和趨勢呢，就不得不引進一個新的概念——自由能G，自由能的變化用ΔG表示。

化學反應因為不在孤立體系中進行，它必然與環境有熱的交換，有的放出熱量，有的吸收熱量，我們把這種熱叫焓，用H表示，它的變化叫焓變，用ΔH表示，放熱，體系能量減少，ΔH是負的，反之，ΔH為正。大部分放熱（也就是ΔH是負)都能自發進行，但也有少數不能進行。同樣，許多生成氣體的反應能自發進行，而生成氣體肯定是熵增大，我們把熵變表示成ΔS，所以一個化學反應是否能自發進行，既跟焓變有關，也跟熵變有關，那麼，ΔH和ΔS是怎樣決定化學反應自發性的，怎樣用一個物理量來表達化學反應的自發性，人們就提出了自由能G這個概念，用反應前後化合物自由能的變化ΔG，可以來判斷反應的自發性。經過科學家的不懈努力，才知道ΔG為負，反應能自發進行，反之則不能，也就是說，化學反應總是向自由能降低的方向自發進行的。

前面我們知道，反應的自發性也跟焓變和熵變有關，那麼ΔG和焓變和熵變又有什麼聯繫呢？科學家最後推導出公式ΔG=ΔH－TΔS，這裡T是絕對溫度。這就是自由能變化的含義，當放熱（ΔH為負)，熵增大（ΔS為正)時，ΔG為負，反應能自發進行，反之，ΔG為正，反應不能自發進行。所以有了自由能這個概念，我們可以用ΔG來判斷化學反應的自發性，不用同時既考慮焓變和熵變，而且自由能的變化與溫度無關，這樣，事情是不是簡單了許多？

所以自由能是用來判斷化學反應，是否可以自發進行的物理量，從上面的分析中可以看出，化學變化總是向自由能降低的方向自發進行，這也符合人們的能量最低的這個認知。，這就像力學上的勢能，物體總是自發地從高勢能向低勢能方向落下，也像電學上的電流，總是自發地從高電位流向低電位。當然，因為我是學化學的，只是從化學熱力學的角度來解釋自由能，至於物理學上是如何解釋自由能的，我就不得而知了。