为什么参考单质标准吉布斯自由能为零，标准生成焓为零，而标准謪大于零。但由G=H-TS，就得出了矛盾。帮帮
概念弄错了，G=H-TS是个定义式，这里面G\H\S的绝对值都不可知，所以这个式子本身无法运算，一般考虑的都是求始末态之间的变量，也就是ΔG=ΔH-ΔTS。
对于参考单质，这些量间的关系就必须想清楚这个变化的始末态。参考单质的标准生成吉布斯自由能（只有在自由能函数里有标准吉布斯自由能。
一般热化学里面的都是某个反应的吉布斯自由能函数变，这要分清楚）其实是ΔG，标准生成焓是ΔH，标准熵实际是规定熵，它的定义是以0K时完美晶体的熵为0为基础计算的，和参考单质选择无关。
虽然S>0,但ΔTS=0，所以不矛盾。
参考单质的规定实际是描述这个过程：参考单质（状态1）====参考单质（状态1），在这个变化中（实际没变化），规定ΔG、ΔH都为0，借以取一个标准，因为热力学中对状态函数的讨论都是函数变为主，不涉及绝对值。
扩展资料：
等温公式
吉布斯自由能随温度和压强变化很大。为了求出非标准状况下的吉布斯自由能，可以使用范特霍夫等温公式：
ΔG = ΔG0 + RT·ln Q
其中，ΔG0是同一温度、标准压强下的吉布斯自由能，R是气体常数，Q是反应熵。
温度的变化在ΔG0的使用上表现出来，不同的温度使用不同的ΔG0。非标准状况的ΔG0需要通过定义式（即吉布斯等温公式）计算。压强或浓度的变化在Q的表达上表现出来。
物理意义
ΔxHm<0而ΔrSm<0或ΔxHm>0而ΔrSm<0>0的情况，反应究竟向哪边进行，则要综合考虑△H和△S的影响来进一步讨论。
定义吉布斯自由能G=H－TS。因为H、T、S均为状态函数所以G为状态函数。
吉布斯自由能改变量-ΔG=-(G2-G1)>=W非。表明状态函数G是体系所具有的在等温等压下做非体积功的能力。反应过程中G的减少量-ΔG是体系做非体积功的最大限度。这个最大限度在可逆途径得到实现。反应进行的方向和方式可以由ΔG进行判断：
-ΔG>W非 反应以不可逆方式自发进行
-ΔG=W非 反应以可逆方式进行
-ΔG<W非 不能进行
若反应在等温等压下进行，不做非体积功，即W非=0则
ΔG<0 自发进行
ΔG=0 不能进行
ΔG>0 逆反应自发进行
可见等温等压下体系的吉布斯自由能减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向。
任何等温等压下不做非体积功的自发过程的吉布斯自由能都将减少。
参考资料来源：百度百科-吉布斯自由能
你问对于参考单质，这些量间的关系就必须想清楚这个变化的始末态。参考单质的标准生成吉布斯自由能（只有在自由能函数里有标准吉布斯自由能，一般热化学里面的都是某个反应的吉布斯自由能函数变，这要分清楚）其实是ΔG，标准生成焓是ΔH，标准熵实际是规定熵，它的定义是以0K时完美晶体的熵为0为基础计算的，和参考单质选择无关。
虽然S>0,但ΔTS=0，所以不矛盾。
参考单质的规定实际是描述这个过程：参考单质（状态1）====参考单质（状态1），在这个变化中（实际没变化），规定ΔG、ΔH都为0，借以取一个标准，因为热力学中对状态函数的讨论都是函数变为主，不涉及绝对值。
你可能没想这么多，你是把ΔG当成G，把ΔH当成H了
