定義
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（絕對溫度，K），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，也就是說每個粒子的平均吉布斯自由能等於化學勢。
提出
1876年美國著名數學物理學家，數學化學家吉布斯在康乃狄克科學院學報上發表了奠定化學熱力學基礎的經典之作《論非均相物體的平衡》的第一部分。1878年他完成了第二部分。這一長達三百餘頁的論文被認為是化學史上最重要的論文之一，其中提出了吉布斯自由能，化學勢等概念，闡明了化學平衡、相平衡、表面吸附等現象的本質。
特點
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。
原理
在等溫等壓反應中，如果吉布斯自由能為負，則正反應為自發，反之則逆反應自發。如果為0，則反應處於平衡狀態。此時，根據范特霍夫等溫公式，ΔG = ΔG0 + RT·ln J，J變成平衡常數，於是有：
ΔG0 = -RTlnK
要注意，使用范特霍夫等溫公式時，ΔG和ΔG0的溫度一定要相等。
這樣，我們可以推出以下結論：
ΔG0>0時，K<1；
ΔG0=0時，K=1；
ΔG0<0時，K>1。
等溫、等壓的封閉體系內，不作非體積功的前提下，任何自發反應總是朝著吉布斯自由能（G）減小的方向進行。ΔG=0時，反應達平衡，體系的G降到最小值。
