在热力学裏，吉布斯能（），又称吉布斯自由能、吉布斯函数、自由焓，常用英文字母G標記。吉布斯能是國際化學聯會建議採用的名稱。吉布斯能是描述系統的熱力性質的一種熱力勢，定義為
:G\ \stackrel{def}{=}\ U - TS + pV = H - TS；
其中，U是系统的内能，T是絕對温度，S是熵，p是压强，V是体积，H是焓。
假設在等温等压狀況下，一個熱力系統從良好定義初態變換到良好定義終態，則其吉布斯能減少量必定大於或等於其所做的非體積功；假若這變換是可逆過程，則其吉布斯能減少量等於其所做的非體積功。所以，這熱力系統所能做的最大非體積功是其吉布斯減少量。
在等溫等壓狀況下，一個熱力過程具有的必需條件為，吉布斯能隨著過程的演化而減小。這意味著，平衡系統的吉布斯能是最小值；在平衡點，吉布斯能對於其它自變量的導數為零。
概述
下为负值，所以是热力学自发的。然而，这个反应的速率小到可以忽略不计。由此可见，反应的自发性并不能决定其速率]]
從熱力學第二定律，可以推論，在标准状况下（或更一般地，等温等压的状况下），系統的變換通常會自然地趨向於最小吉布斯能。
在等溫等壓的狀況下，一個反應所產生的吉布斯能變化量\Delta G量度這反應的自發性。该反應發生的必要條件是，此反應的吉布斯能變化量小於或等於其所獲得的非體積功W'：
:\Delta G\le W'。
這意味著，當该反應做出非體積功時，吉布斯能變化量\Delta G是負值，即吉布斯能會減少。假若该反應是可逆的，則吉布斯能減少量等於所做出的非體積功：
:-\Delta G=-W'。
当该反應的吉布斯能變化量\Delta G是正值（這意味著吉布斯能的增加），則必須注入能量來促使反應發生，其注入能量的形式可以是電功或其它種非體積功。
從整個孤立系統的角度來分析吉布斯能的物理機制。孤立系統是由反應與環境所組成。對於该反應過程，整個孤立系統的熵變化量等於反應與環境的熵變化量的總和，其大於或等於零；否則，此過程不可行；假若過程為可逆過程，則總和為零。在等溫等壓狀況下，這結果意味著吉布斯能變化量為負值，這種反應稱為。然則，這術語標準至今尚未被普遍地遵循採納。
自發過程與平衡過程
設想一個完全不與外界交換能量或質量的孤立系統，其熵為S_\mathrm{tot}。根據热力学第二定律，孤立系統會自發地朝著最大熵狀態演化，即孤立系統的熵變化量\Delta S_\mathrm{tot}大於或等於零：
|-
! 物质
! 状态
! \Delta_\mathrm{f}G^\ominus_\mathrm{m}(kJ/mol)
! \Delta_\mathrm{f}G^\ominus_\mathrm{m}(kcal/mol)
|-
| NO
| g
| 87.6
| 20.9
|-
| NO2
| g
| 51.3
| 12.3
|-
| N2O
| g
| 103.7
| 24.78
|-
| H2O
| g
| -228.6
| -54.64
|-
| H2O
| l
| -237.1
| -56.67
|-
| CO2
| g
| -394.4
| -94.26
|-
| CO
| g
| -137.2
| -32.79
|-
| CH4
| g
| -50.5
| -12.1
|-
| C2H6
| g
| -32.0
| -7.65
|-
| C3H8
| g
| -23.4
| -5.59
|-
| C6H6
| g
| 129.7
| 29.76
|-
| C6H6
| l
| 124.5
| 31.00
|}
由於熱力學不能定義吉布斯能的絕對數值，所以实际应用时，可以利用它是狀態函數的性質來計算物質的，全名為「標準摩尔生成吉布斯能」，標記為「\Delta_\mathrm{f} G^\ominus_\mathrm{m}」或「\Delta_\mathrm{f} G^\ominus」。首先，需要設定參考狀態的標準生成自由能為零；在標準狀況下，所有最穩定形式的元素都被指定為處於參考狀態。下一步，對於化合物或其它形式的元素，它們的標準生成吉布斯能被設定為，從最穩定形式的元素生成一摩尔化合物或其它形式的元素，所需要的吉布斯能變化量。在實驗方面，有很多方法可以用來估算物質的標準生成吉布斯能，例如，可以從物質的焓變化量與熵變化量實驗數據，利用吉布斯能的定義式估算出來。平常運算則可以從焓與熵列表裏查詢相關數值。
:U=U(S,V,n_1,n_2,n_3,\dots)；
其中，n_i是物質組分 i 的摩爾數。
內能的全微分是
:\mathrm{d}U= T\,\mathrm{d}S - P\,\mathrm{d}V + \sum_{i=1}^N \mu_i \mathrm{d}n_i；
其中，\mu_i = \left(\frac{\partial U}{\partial n_i} \right)_{S,V, n_{j \ne i}} 是物質組分i的化學勢。
從吉布斯能的定義式，可以得到吉布斯能的全微分：
:\mathrm{d}G= - S\,\mathrm{d}T + V\,\mathrm{d}p + \sum_{i=1}^N \mu_i \mathrm{d}n_i。
所以，化學勢與吉布斯能的關係為
:\mu_i = \left(\frac{\partial G}{\partial n_i} \right)_{T,p, n_{j \ne i}} 。
在等溫等壓狀況下，吉布斯能的全微分是
:dG=\sum_{i=1}^N \mu_i \mathrm{d}n_i。
吉布斯能是個狀態函數，當做積分運算時，吉布斯能的數值與積分路徑無關。由於化學勢只與溫度、壓強、物質組分比率有關，假若增加物質的總數量，而維持物質組分比率不變，則吉布斯能的微分式可以表示為
:dG=\sum_{i=1}^N \mu_i n_i \mathrm{d}x；
其中，\mathrm{d}x=\mathrm{d}n_i/n_i是每一種物質組分同步增加的分率。
這樣，可以做積分得到吉布斯能：
:G=\sum_{i=1}^N \mu_i n_i。
理想氣體混合物
假設在系統裏，只有一種理想氣體組分，則從吉布斯能的全微分，可以得到偏導數
:W'=-n\mathcal{F}\mathcal{E}；
其中，\mathcal{F}为法拉第常数，即一摩爾電子所帶有的電荷。
假設整個過程為可逆過程，則可得到電化學的基礎方程式，其表示出吉布斯能變化量與電動勢的關係：
:\Delta G=-n\mathcal{F}\mathcal{E}。
所以，電動勢為
:\mathcal{E}=-\Delta G/n\mathcal{F}。
對於所有反應物與產物都處於標準狀況的案例，電池的電動勢稱為「標準電動勢」，標記為\mathcal{E}^\ominus，以方程式定義為
:\mathcal{E}^\ominus\ \stackrel{def}{=}\ -\Delta G^\ominus/n\mathcal{F}。
化學反應會朝著吉布斯能減少的方向自發進行。換句話說，朝著這方向，化學反應的吉布斯能變化量為負值。這意味著電動勢為正值，電池為原電池，無須置入外電壓源，電子就會通過外電路從負極移動至正極。
假若電動勢為負值，則電池為電解池，需要置入外電壓源，電子才能按照反應式的正方向移動。
將處於化學平衡的化學反應的\Delta G公式代入電動勢公式，可以得到
:\mathcal{E} = -\frac{\Delta G^\ominus + RT\ln Q}{n\mathcal{F}}。
再將標準電動勢的定義式代入，則可得到能斯特方程式：
:\mathcal{E} = \mathcal{E}^\ominus -\frac{RT}{n\mathcal{F}}\ln Q。
通过此式，可以估算出，在任意状況下，電動勢的數值。
歷史
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早期，化學家使用術語「」來描述促成化學反應的因素，但這術語已過時，現今已被術語「自由能」替代，自由能是一種比較先進與準確的術語。
1873年，吉布斯發表論文《用曲面方法來幾何表現出物質的熱力學性質》。在這篇論文裏，他詳細論述他的新方程式的原理。這方程式可以預測或估算，當幾樣物體或系統接觸在一起之時，各種自然過程發生的趨勢。通過研究幾樣均一性物質接觸時的相互作用，例如，由一部分固體、一部分液體與一部分氣體構成的物體，又通過展示相關體積-熵-內能三維圖，吉布斯可以判斷三種平衡狀態，即穩定平衡、中性平衡或不穩定平衡，以及是否會發生後續變化。吉布斯闡明，
在那個時間嶺之前，一般觀點為，"所有化學反應會驅使系統至反應親和勢消失殆盡的平衡狀態"。之後60年，術語「親和勢」漸漸被術語「自由能」替代。根據化學歷史學者的紀載，於1923年，吉爾伯特·路易斯與發表了一本很具影響力的教科書《》，在大部分英語系世界的國家，這本書籍促成了人們青睞與使用術語「自由能」。
参阅
- 化学势
- 亥姆霍兹自由能
- 自由能
- 吉布斯—亥姆霍茲方程
註釋
参考文献
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