亥姆霍茲自由能和吉布斯自由能的區(qū)別

1、亥姆霍茲自由能(Helmholtz free energy):  F=U-TS,  U 是系統(tǒng)的內(nèi)能，T 是溫度，S 是熵。（注意與吉布斯自由能的區(qū)別）吉布斯自由能(Gibbs free energy):           G=H-TS ,H為焓，S為熵，T為當前溫度由于吉布斯自由能 G 可以表示為 G = F + pV，另有G = N，所以F = N pV；亥姆霍茲自由能的微分形式是：dF = - SdT - PdV + dN 其中 P 是壓強，V 是體積，是化學勢在統(tǒng)計

2、物理學中，亥姆霍茲自由能是一個最常用的自由能，因為它和配分函數(shù)Z直接關聯(lián)：F = -kTlnZ吉布斯自由能的微分形式是：dG = SdT + Vdp + dN，其中是化學勢，也就是說每個粒子的平均吉布斯自由能等于化學勢；G叫做吉布斯自由能變（吉布斯自由能判據(jù)）吉布斯自由能的變化可作為恒溫、恒壓過程自發(fā)與平衡的判據(jù)。吉布斯自由能改變量。表明狀態(tài)函數(shù)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(xiàn)。反應進行方向和方式判據(jù)。（功函判據(jù)）亥姆霍茲函數(shù)是一個重要的熱力學參數(shù),等于內(nèi)能減去絕對溫度和熵的乘積:兩個狀態(tài)差值的負數(shù)等于

3、一個可逆等溫等容過程的最大功輸出。亥姆霍茲自由能是等溫下做所有功的能力，亦稱功函吉布斯自由能是等溫等壓下除體積功以外的功的能力  玻爾茲曼常數(shù)（Boltzmann constant）（k 或 kB）是有關于溫度及能量的一個物理常數(shù)：記為“K”，數(shù)值為：K=1.3806488(13)×10-23J/K理想氣體常數(shù)等于玻爾茲曼常數(shù)與阿伏伽德羅常數(shù)的乘積：R=kN；熵函數(shù)熵可以定義為玻爾茲曼常數(shù)乘以系統(tǒng)分子的狀態(tài)數(shù)的對數(shù)值：S=k；焓變熵變焓焓是物體的一個熱力學能狀態(tài)函數(shù)，即熱函：一個系統(tǒng)中的熱力作用，等于該系統(tǒng)內(nèi)能加上其體積與外界作用于該系統(tǒng)的壓力的乘積的總和(Enthalpy

4、 is a combination of internal energy and flow work.)。焓是一個狀態(tài)函數(shù)，也就是說，系統(tǒng)的狀態(tài)一定，焓的值就定了。焓的定義式（物理意義）是這樣的：H=U+pV 焓=流動內(nèi)能+推動功其中U表示熱力學能，也稱為內(nèi)能(Internal Energy)，即系統(tǒng)內(nèi)部的所有能量；p是系統(tǒng)的壓力(Pressure)，V是系統(tǒng)的體積(Volume) 。焓變焓變(Enthalpy changes)即物體焓的變化量。焓變是生成物與反應物的焓值差。作為一個描述系統(tǒng)狀態(tài)的狀態(tài)函數(shù)，焓變沒有明確的物理意義。H(焓變)表示的是系統(tǒng)發(fā)生一個過程的焓的增量。H=U+（pV）在恒壓條件下，H(焓變)數(shù)值上等于恒壓反應熱。焓變是制約化學反應能否發(fā)生的重要因素之一，另一個是熵變。熵增焓減，反應自發(fā)；熵減焓增，反應逆向自發(fā)；熵增焓增，高溫反應自發(fā)；熵減焓減，低溫反應自發(fā)。熵變對于化學反應而言，若反應物和產(chǎn)物都處于標準狀態(tài)下，則反應過程的熵變，即為該反應的標準熵變。當反應進度為單位反應進度時，反應的標準熵變?yōu)樵摲磻臉藴誓栰刈?，以rSm表示；1、熵：體系混亂度(或無序度)的量度。S 表示熵。也表示黑洞中不可用熱量與其溫度的比值。2. 熱力學第三定律：對于純物質(zhì)的晶體