第六章化學(xué)反應(yīng)熱及化學(xué)反應(yīng)的方向和限度主要內(nèi)容6.1熱力學(xué)術(shù)語和基本概念6.2熱力學(xué)定律和熱化學(xué)6.3熵和熵變6.4自由能——反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)6.5化學(xué)反應(yīng)限度和化學(xué)平衡重難點(diǎn):熵變、焓變、自由能、反應(yīng)自發(fā)性判據(jù)“熱力學(xué)”發(fā)展史：19世紀(jì)中葉，發(fā)明蒸汽機(jī)1884——熱力學(xué)第一定律，德物理學(xué)家JuliusRobertMeger(邁爾);1885——熱力學(xué)第二定律，德物理學(xué)家RudolphClausius（克勞修斯）；1912年——熱力學(xué)第三定律，英物理學(xué)家WilliamThomsonKermanmNernst（能斯特）“化學(xué)熱力學(xué)”應(yīng)用熱力學(xué)原理，研究化學(xué)反應(yīng)過程及伴隨這些過程的物理現(xiàn)象，就形成了“化學(xué)熱力學(xué)”?！盁崃W(xué)（thermodynamics）”熱力學(xué)是研究熱和其他形式的能量互相轉(zhuǎn)變所遵循的規(guī)律的一門科學(xué)。化學(xué)熱力學(xué)解決的問題：1.反應(yīng)的方向(△rGm

?﹤0?)2.反應(yīng)的限度——如果能，正反應(yīng)能否進(jìn)行到底(K大小)3.反應(yīng)過程的能量轉(zhuǎn)換——放熱？吸熱？（△rHm?

﹤0,放熱;△rHm?

﹥0,吸熱）4.反應(yīng)機(jī)理——反應(yīng)是如何進(jìn)行的？5.反應(yīng)速率。6.1熱力學(xué)術(shù)語和基本概念一、體系和環(huán)境1、體系：人為劃分出來的研究對(duì)象1．敞開體系；分類3．孤立體系。2、環(huán)境：在體系周圍和體系密切相關(guān)的就是環(huán)境2．封閉體系；物質(zhì)交換能量交換有有無有無無二、過程與途徑

1、過程（process）：體系的狀態(tài)發(fā)生了變化，就說發(fā)生了一個(gè)“過程”。分類：恒溫過程恒壓過程恒容過程絕熱過程循環(huán)過程2．途徑（path）：

發(fā)生過程所經(jīng)歷的具體步驟。三、狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)1.狀態(tài)（state）——指體系總的宏觀性質(zhì)2.狀態(tài)函數(shù)（statefunction）—即確定體系熱力學(xué)狀態(tài)的物理量如：p，V，T，n，ρ（密度），U（熱力學(xué)能或內(nèi)能），H（焓），S

（熵），G（自由能）等。狀態(tài)函數(shù)的特征（1）一個(gè)體系的某個(gè)狀態(tài)函數(shù)的值改變，該體系的狀態(tài)就改變了物理量=純數(shù)量綱

狀態(tài)的變化——過程（process）

（2）殊途同歸例：始態(tài)T1

298K→350KT2

終態(tài)↓↑520K→410K

（→途經(jīng)1，

→途經(jīng)2）途經(jīng)1和途經(jīng)2：

△T

=T2-T1

=350K–298K=52K狀態(tài)函數(shù)的變化只取決于始態(tài)和終態(tài)，而與途經(jīng)無關(guān)。（3）周而復(fù)始變化零

始態(tài)、終態(tài)T1、T2298K←350K↓↑520K→410K

△T

=T2-T1

=298K–298K=0K對(duì)于任意循環(huán)過程（始態(tài)與終態(tài)相同），任何一個(gè)狀態(tài)函數(shù)的變化均為零。

一個(gè)物理量，若同時(shí)具備以上3個(gè)特征，它就是“狀態(tài)函數(shù)”，否則就不是狀態(tài)函數(shù)。狀態(tài)函數(shù)廣度（容量）性質(zhì)：與“物質(zhì)的量”有關(guān)，具加和性。如：V、U、H、S、G強(qiáng)度性質(zhì)：與“物質(zhì)的量”

無關(guān)，不具加和性。如：p、T、ρ四、熱力學(xué)能（內(nèi)能）U

系統(tǒng)內(nèi)部一切能量形式的總和。熱力學(xué)能是狀態(tài)函數(shù)，屬廣度性質(zhì)。五、熱和功熱（heat）——由于溫度不同而在體系和環(huán)境之間交換或傳遞的能量。功（work）——除“熱”之外，其他形式被傳遞的能量。熱和功的符號(hào)規(guī)定：

體系從環(huán)境吸熱：Q>0體系向環(huán)境放熱：Q<0

體系對(duì)環(huán)境做功：W<0環(huán)境對(duì)體系做功：W>0反應(yīng)物與生成物都是氣體時(shí)，各物質(zhì)的分壓為1.013105Pa

反應(yīng)物與生成物都是液體時(shí)，各物質(zhì)的濃度為1.0mol?kg-1

固體和液體純物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)指在標(biāo)準(zhǔn)壓力下的純物質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)對(duì)溫度沒有規(guī)定，不同溫度下有不同標(biāo)準(zhǔn)態(tài)六、熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)(standardstate)熱和功總是與過程所經(jīng)歷的途逕相關(guān)，熱和功都不是狀態(tài)函數(shù)，其值與“途徑”有關(guān)。注意區(qū)別熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)與標(biāo)準(zhǔn)狀況？6.2熱力學(xué)定律和熱化學(xué)一、熱力學(xué)第一定律（Thefirstlawofthermodynamics）即“能量守恒與轉(zhuǎn)化定律”在熱現(xiàn)象領(lǐng)域的特殊形式。1882年，德國物理學(xué)家J·R·Meyer（邁爾）提出：“自然界的一切物質(zhì)都具有能量，能量具有各種不同的形式，可以一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式，從一個(gè)物體傳遞給另一個(gè)物體，在轉(zhuǎn)化和傳遞過程中能量的總值不變”?！盁崃W(xué)第一定律”的數(shù)學(xué)表達(dá)式：

△U=Q+W物理意義：封閉體系經(jīng)歷一過程時(shí)，體系從環(huán)境吸的熱，以及環(huán)境對(duì)體系的功，全部用來增加該體系的熱力學(xué)能。功（W）體積功（We）：由系統(tǒng)體積變化產(chǎn)生非體積功（Wf）：電功、表面功等一般：如不特別標(biāo)明，W只表示體積功二、等容反應(yīng)熱與內(nèi)能等容反應(yīng)熱Qv若化學(xué)反應(yīng)在等溫、恒容（在密閉容器內(nèi)）不做非體積功條件下進(jìn)行，則△U=Qv+W=Qv

＋p△V

△U

=

Qv

物理意義：在等溫、恒容、不做其他功條件下，封閉體系所吸收的熱全部用來增加體系的熱力學(xué)能。三、焓（enthalpy）和等壓反應(yīng)熱對(duì)于一封閉體系，若系統(tǒng)膨脹，只做體積功We，不做其他功（Wf=0），則

We=-p△V

∴△U=Q+W=Qp

-p△V

U2

-U

1=Qp

-p△V

Qp=U2-U

1+

p(V

2-V

1)=(U2+pV

2)-(U1+pV

1)1、焓和等壓反應(yīng)熱定義：一個(gè)熱力學(xué)函數(shù)“焓”(H)為:H

U+pV

＝def則有：Qp=H2-H1

Qp

=△

H

………焓變等于等壓反應(yīng)熱

（封閉體系、等壓、等溫、不做其他功）注意：Qp不是狀態(tài)函數(shù)，而△H是狀態(tài)函數(shù)的變化，只有在等溫、等壓、不做其他功的條件下，二者才數(shù)值上相等。物理意義：在等溫、等壓、不做其他功條件下，封閉體系所吸收的熱，全部用來增加體系的焓。熱力學(xué)函數(shù)“焓”的性質(zhì):①是“狀態(tài)函數(shù)”，因此其變化△H只取決于過程的始態(tài)和終態(tài)，而與過程所經(jīng)歷的途徑無關(guān)；②是“廣度性質(zhì)”，其值與體系中“物質(zhì)的量”的多少有關(guān)。例：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△rH

m?=-571.68kJ·mol-1(放熱)H2(g)+?O2(g)=H2O(l)

△rH

m?

=-285.84kJ·mol-1(放熱)③“焓變”與溫度有關(guān)例：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)△rH

m?

（298K）=+178kJ·mol-1△rH

m?（1000K）=+1785kJ·mol-1

多數(shù)化學(xué)反應(yīng)在△Ｔ不大而且無相變時(shí)，

△H隨T變化不大。2、Qp與Qv關(guān)系:把“H=U+pV”代入Qp=H2–H1,得：

Qp=△H

=△U＋p△V

=Qv＋p△V

即：Qp=Qv＋△nRT

Qp與Qv僅相差“體積功”△nRT。若反應(yīng)物、產(chǎn)物均為固體、液體，則體積功很小，得：△H≈△U四、反應(yīng)進(jìn)度和熱化學(xué)方程式（一）反應(yīng)進(jìn)度(extentofreaction)eE+fF=gG+hH

0=gG+hH-eE-fF0=ΣBυBB-------國家標(biāo)準(zhǔn)中對(duì)任意反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)縮寫式

反應(yīng)進(jìn)度(ξ)：表示反應(yīng)進(jìn)行的程度=

若始態(tài)其反應(yīng)進(jìn)度不為零，則應(yīng)表示為反應(yīng)進(jìn)度的變化二、熱化學(xué)方程式（Thermochemicalequations）定義：表示化學(xué)反應(yīng)與其熱效應(yīng)關(guān)系的方程式2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△rHm?

=-571.68kJ·mol-1(放熱)CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)△rHm?=+178kJ·mol-1(吸熱)書寫“熱化學(xué)方程式”注意事項(xiàng)：1.標(biāo)明每種反應(yīng)物和每種產(chǎn)物的聚集狀態(tài)和晶形。C（石墨）和C（金剛石）S（菱形）和S（單斜）2.標(biāo)明反應(yīng)溫度和壓力。若不寫溫度，是指298.15K上標(biāo)“?”表示“熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)”，即：①各氣體分壓均為1p

?（標(biāo)準(zhǔn)壓力）1p?=1×105Pa（IUPAC和GB）（原為1p?=101325Pa）②各溶液活度a=1mol/L(近似，c=1mol/L)③固態(tài)、液態(tài)物質(zhì)為純態(tài)3.熱化學(xué)方程式中的系數(shù)是計(jì)量系數(shù)，無量綱。4.△H的單位是kJ·mol-1,此處mol的“基本單元”是指“方程式所表示出來的質(zhì)點(diǎn)的特定組合”。因此，離開熱化學(xué)方程式，只寫△H值，毫無意義。5.反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)，△H絕對(duì)值相同，符號(hào)相反。

2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△rHm?

=-571.68kJ·mol-1(放熱)2H2O(l)=2H2(g)+O2(g)△rHm?

=+571.68kJ·mol-1(吸熱)五、Hess定律1840年，俄國化學(xué)家G.H.Hess提出：一個(gè)過程兩論一步完成，還是分?jǐn)?shù)步完成，其熱效應(yīng)相同?；蛘f，“過程的熱效應(yīng)與途徑無關(guān)”。例：△rH?

H2(g)+?O2(g)→H2O(l)

△rH?

1

↓↑△rH?

3

2H(g)+O(g)→H2O(g)

△rH?2

(Born-Habercycle)測(cè)得：途徑Ⅰ:△rH?

=-285.8kJ·mol-1途徑Ⅱ:△rH?1

=

+676.1kJ·mol-1

△rH?2

=

-917.9kJ·mol-1△rH?3

=

-44.0kJ·mol-1△rH?1

+△rH?2

+△rH?3=

-285.8kJ·mol-1=△rH?

六、反應(yīng)熱的計(jì)算（Hess定律的應(yīng)用）：（一）由已知的反應(yīng)熱，求出未知的反應(yīng)熱。

例6-2已知在298.15K下，下列反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變：(1)C(gra)+O2(g)=CO2(g)=-393.5kJ﹒mol-1(2)CO(g)+O2(g)=CO2(g)=-282.99kJ﹒mol-1求：(3)C(gra)+O2(g)=CO(g)的？

？解：根據(jù)Hess定律：=+=－C(gra)+O2(g)=CO2(g)=-393.5kJ﹒mol-1

—CO(g)+O2(g)=CO2(g)=-282.99kJ﹒mol-1C(gra)+O2(g)=CO(g)=-110.51kJ﹒mol-1

(二)由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成熱計(jì)算反應(yīng)熱1.物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓（1）定義—在熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)及指定溫度下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)的過程的焓變，稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)（摩爾）生成焓。符號(hào)：△fH

m?

(T)，單位：kJ·mol-1

f=formation,m=molar,

?

=

StandardState,T=

temperature.由于“焓”（H）的絕對(duì)值無法測(cè)定，故規(guī)定：最穩(wěn)定單質(zhì)的△fHm?(T)

=0

kJ·mol-1

例如：C（s,石墨），Cl2

(g),Br2

(l),I2

(s)的△fHm?

均為0(產(chǎn)物)

(反應(yīng)物)根據(jù)Hess定律(產(chǎn)物)=(反應(yīng)物)+=(產(chǎn)物)-(反應(yīng)物)2.反應(yīng)熱求算例1：

Cu(s)+?O2(g)=CuO(s)

△rHm?

=△fHm?

(CuO(s))

-△fHm?

(Cu(s))-

?

△fHm?

(O2(g))

=-157kJ·mol-1

∴△fHm?

(CuO(s))

=-157kJ·mol-1

Ba2+(aq)+SO42-(aq)=BaSO4(s)

△fHm?

-537.6-909.24-1437例2：計(jì)算下列反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)熱:△rHm?

=-1437-(-537.6)-(-909.24)=-26.2kJ·mol-1

在熱化學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，1mol某物質(zhì)在O2中完全燃燒時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓，寫作

下標(biāo)：c

——燃燒m——1mol

上標(biāo)：?——標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)

單位：

kJmol-1

1.標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓：(三)由標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒熱計(jì)算反應(yīng)熱試判斷下列結(jié)論是否正確？并說明理由。

C(石墨,)+1/2O2(g,)

CO(g,),

=110.5kJmol-1

∴

C(石墨)

=CO(g)=

=110.5

kJmol-1

練習(xí)：不正確，因?yàn)镃O不是石墨完全燃燒的產(chǎn)物。HomeHome2.反應(yīng)熱求算例：已知甲醇和甲醛各自的燃燒熱：CH3OH(l)+3/2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)（1）△cHm?

(CH3OH(l))=-726.64kJ·mol-1HCHO(g)+O2(g)=CO2(g)+H2O(l)（2）△cHm?

(HCHO(g))=-563.58kJ·mol-1求下列反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)熱：CH3OH(l)+1/2O2(g)=HCHO(g)+H2O(l)（3）（1）-（2）得:CH3OH(l)+1/2O2(g)=HCHO(g)+H2O(l)------------（3）△rHm?

=△cHm?

(CH3OH(l))-△cHm?

(HCHO(g))=-726.64–(-563.58)=-163.06kJ·mol-1解：△rHm?

=∑△cHm?(反應(yīng)物)-∑△cHm?(生成物)一、自發(fā)過程（Spontaneousprocesses）自然界的一些過程不必環(huán)境對(duì)體系做功，就可以自發(fā)進(jìn)行，稱為“自發(fā)過程”。例：水高處→低處（可推動(dòng)水輪機(jī)做機(jī)械功發(fā)電：勢(shì)能→機(jī)械能→電能）熱高溫物體→低溫物體電高電位→低電位Zn(s)+CuSO4(aq)→ZnSO4(aq)+Cu(s) （可設(shè)計(jì)為丹尼爾原電池，化學(xué)能→電能）6.3熵和熵變?cè)谝欢l件（T、P…）下，一個(gè)過程不借助外力（即不需環(huán)境對(duì)體系做功）就能進(jìn)行，稱為“自發(fā)過程”。（二）“自發(fā)過程”的特征

1.有一定方向，不會(huì)自發(fā)逆轉(zhuǎn)。自發(fā)過程是熱力學(xué)的“不可逆過程”?！胺亲园l(fā)”≠“不可能”：電解：2H2O(l)=H2(g)+O2(g)

2.可被用來做“有用功”；3.有一定限度—即單向地趨向于平衡狀態(tài)。非放熱的自發(fā)過程都有一個(gè)共同的特點(diǎn)：始態(tài)→終態(tài)：混亂度↗過程自發(fā)性判據(jù)：（1）△rHm0（放熱）（2）混亂度↗（

△rSm﹥0）引進(jìn)一個(gè)新的熱力學(xué)函數(shù)--“熵”。

N2O2N2+O2無序程度增加二、熵(Entropy)（一）熵的意義“熵”是物質(zhì)混亂度的量度?；靵y度↗,S↗符號(hào)：S；單位：kJ·mol-1·K-1.（二）熵和過程的熵變的特征1.熵是狀態(tài)函數(shù)，廣度性質(zhì)。

△S=S2–S1

△rSm?

=∑Sm?

(生成物)-∑Sm?

(反應(yīng)物)

2.熵的絕對(duì)值可以測(cè)定（與U、H不同）。（三）熱力學(xué)第三定律：

在熱力學(xué)零度，任何純物質(zhì)的理想晶體的熵值為零。（理想晶體：0K，S=0）測(cè)定各種物質(zhì)在指定溫度下的熵的絕對(duì)值，稱為“規(guī)定熵”（或“絕對(duì)熵”）。最常用的“規(guī)定熵”是“標(biāo)準(zhǔn)熵”。（四）“標(biāo)準(zhǔn)熵”

在標(biāo)準(zhǔn)壓力（p?）下，1mol純凈物質(zhì)的熵的絕對(duì)值符號(hào)：Sm?

(簡為S?

)；單位：J·mol-1·K-1注意：①不注明溫度，指298.15K，非此溫度需注明；②最穩(wěn)定單質(zhì)在298K，△fHm?

=0，Sm?

≠0.③規(guī)定水合氫離子在298K的Sm?

（H+∞aq)=0.（五）影響熵值大小的因素：1.與溫度和物態(tài)的關(guān)系(1)無相變時(shí)：T↗，S↗(2)相變時(shí)（T不變）：△

S大。可逆相變的熵變等于（熱/溫）商。(3)同一物質(zhì)：S?(S)﹤S?(l)﹤S?(g)2.同類物質(zhì)：摩爾質(zhì)量（M）↗，則S?↗.F2(g)﹤Cl2(g)﹤Br2(g)﹤I2(g)3.氣態(tài)：多原子分子的S?

﹥單原子分子的S?

.O3(g)﹥O2(g)﹥O(g)4.摩爾質(zhì)量相同的物質(zhì)：結(jié)構(gòu)復(fù)雜程度↗，則S?↗.CH3CH2OH﹥CH3-O-CH35.固、液態(tài)物質(zhì)熵值受壓力變化影響較?。?.固、液態(tài)物質(zhì)溶于水：△

S﹥0（S↗）氣態(tài)物質(zhì)溶于水：△

S﹤0（S↘）7.化學(xué)反應(yīng)的熵變（1）有氣體反應(yīng)物或氣體生成物：△n(g)﹥0,△

S﹥0,

△n(g)﹤0,△

S﹤0.（2）不涉及氣體物質(zhì)：△

S小。

①

反應(yīng)過程中氣體計(jì)量系數(shù)增加的反應(yīng)，反應(yīng)S>0；②反應(yīng)過程中氣體計(jì)量系數(shù)減少的反應(yīng)，反應(yīng)的S<0

③凡反應(yīng)過程中氣體計(jì)量系數(shù)不變的反應(yīng)，反應(yīng)的S=0

④沒有氣體參加的反應(yīng)，反應(yīng)中物質(zhì)總計(jì)量系數(shù)增加的反應(yīng)S>0；反應(yīng)中物質(zhì)計(jì)量系數(shù)減少的反應(yīng)，反應(yīng)的

S<0

規(guī)律：三、熱力學(xué)第二定律：孤立體系（絕熱體系）的自發(fā)過程是體系熵增加的過程，即：狀態(tài)I狀態(tài)II，SII>SI

S=

SII-SI>0S>0，過程自發(fā)進(jìn)行；S<0，逆過程自發(fā)進(jìn)行；S=0，平衡狀態(tài)※用熵作過程自發(fā)性判據(jù)時(shí)必須用S孤立，

孤立體系：用S孤立，

非孤立體系：影響化學(xué)反應(yīng)的方向：

①焓變H

②熵S

6.4自由能——反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)一、用Gibbs自由能判斷化學(xué)反應(yīng)方向（1）吉布斯函數(shù)G及其變化值定義:狀態(tài)1狀態(tài)2：G=H-TS

G：狀態(tài)函數(shù)，廣延性質(zhì)kJmol-1

G:度量系統(tǒng)作有用功的能力

G

H-TS

def(2)化學(xué)反應(yīng)方向判據(jù)ΔG＜0，反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行；ΔG=0，反應(yīng)達(dá)到平衡；ΔG＞0，正向反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行，逆向反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。在等溫等壓及不作非體積功條件下由吉一赫方程△G=△H-T△S（等溫、封閉體系），可知△H和△S是影響過程自發(fā)性的兩個(gè)因素。根據(jù)△H和△S符號(hào)，把化學(xué)反應(yīng)分為4類：類型△H△S△G反應(yīng)自發(fā)性反應(yīng)動(dòng)力例1－+恒-任意T，自發(fā)焓熵雙驅(qū)動(dòng)12+－恒+任意T，非自發(fā)無驅(qū)動(dòng)力23－－視

低溫，自發(fā)焓驅(qū)動(dòng)3

T

高溫，非自發(fā)4++而

高溫，自發(fā)熵驅(qū)動(dòng)4

定低溫，非自發(fā)例1H2(g)+F2(g)=2HF(g)（△G=△H-T△S）△H?

=-271kJ·mol-1,△S?

=+8J·mol-1·K-1,△G?

=-273kJ·mol-1正反應(yīng)恒自發(fā)，焓、熵雙驅(qū)動(dòng)。例2.2CO(g)=2C(石墨)+O2(g)△H?

=+221kJ·mol-1,△S?

=-179.7J·mol-1·K-1,△G?

=+274.4kJ·mol-1正反應(yīng)恒非自發(fā)，無反應(yīng)動(dòng)力。例3.HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(s)△H?

=-176.4kJ·mol-1,△S?

=-284J·mol-1·K-1,△G?

=-91.1kJ·mol-1低溫正反應(yīng)自發(fā)，高溫逆反應(yīng)自發(fā)。例4.CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)△H?

=+178.3kJ·mol-1,△S?

=+160.4J·mol-1·K-1,△G?

=+130.2kJ·mol-1低溫正反應(yīng)非自發(fā)，高溫正反應(yīng)自發(fā)。二、Gibbs自由能變的計(jì)算1、物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由能在標(biāo)態(tài)和指定溫度下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)時(shí)的吉布斯自由能變。符號(hào)：△fGm?

單位：kJ·mol-1規(guī)定最穩(wěn)定單質(zhì)及水合氫離子的△fGm?

=0kJ·mol-1。2、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下Gibbs自由能變的計(jì)算298.15K下化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs自由能變

=(產(chǎn)物)－(反應(yīng)物)其它溫度T下化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs自由能變，可用Gibbs方程：

=–T

≈–T例1：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△fGm?

-50.750-394.36-237.19kJ·mol-1△rGm?=-394.36+2×(-237.19)-(-50.75)-0=-817.99kJ·mol-1問題：在什么條件下可用？（無相變條件）例2：討論溫度對(duì)下列反應(yīng)的方向性影響CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)fHm?

/kJ·mol-1-1206.9-635.1-393.5Sm?

/J·mol-1K-192.939.7213.6fGm?

/kJ·mol-1-1128.8-604.2-394.4解：298K時(shí)：rGm?

＝－394.4-604.2+1128.8=130.2kJ·mol-1

298K時(shí)非自發(fā)rHm?

=178.3kJ·mol-1,rSm?

=164.4J·mol-1K-1

該反應(yīng)在高溫下自發(fā)，反應(yīng)的溫度為：rGm?＝rHm?

-TrSm?

0TrHm?

/rSm?=178.3103/164.4=1111K一、基本概念二、平衡常數(shù)三、與、與四、化學(xué)平衡移動(dòng)6.5化學(xué)反應(yīng)限度和化學(xué)平衡

化學(xué)平衡特征與KC

與KP化學(xué)標(biāo)準(zhǔn)平衡表達(dá)平衡應(yīng)用條件式常數(shù)

影響平衡移動(dòng)因素化學(xué)平衡一、基本概念多重平衡1、可逆反應(yīng)

H2(g)

+I2(g)

2HI(g)

一定條件下，既可正向也可逆向進(jìn)行的反應(yīng)，用“”。2、化學(xué)平衡：組分濃度不隨時(shí)間變化3、平衡特征：（1）“動(dòng)”（2）“定”（3）平衡是相對(duì)對(duì)任一反應(yīng)：

aA+bBxX+yY平衡時(shí)：