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1、第二章 化學(xué)反應(yīng)的方向,一、化學(xué)熱力學(xué)及其研究目的 判斷化學(xué)反應(yīng)方向的三個(gè)參數(shù) 二、熱化學(xué)和焓變（H) 1 反應(yīng)熱的測定 1）恒壓熱效應(yīng)Qp 2）恒容熱效應(yīng)Qv 2 焓與焓變 (焓, H, Enthalpy) 1）熱力學(xué)第一定律 2）焓與焓變 3 熱化學(xué)方程式 4 熱效應(yīng)的計(jì)算 1）Hess 定律（反應(yīng)熱加合定律） 2）標(biāo)準(zhǔn)生成焓（ ） 3）鍵焓,三、熵(S)和 Gibbs自由能變G,1 熵 (S, Entropy) 1）定義及其意義 2）標(biāo)準(zhǔn)熵 3）熵值的一些規(guī)律 4）熵變及其計(jì)算 5）熵變與反應(yīng)的自發(fā)性 2 Gibbs 自由能變 G 與自發(fā)反應(yīng) 1） Gibbs 自由能的定義 2

2、） 標(biāo)準(zhǔn)Gibbs 自由能 3） 的計(jì)算 4） G 與反應(yīng)的自發(fā)性 5） G-H 方程的應(yīng)用,引言：判斷化學(xué)反應(yīng)方向的參數(shù),2 Fe(s) + 1.5 O2(g) = Fe2O3(s) H = 822 kJ/mol 自發(fā) S 0 N2(g) + O2(g) = 2NO(g) H = +180 kJ/mol 非自發(fā) S 0 KNO3(s) = K+(aq) + NO3- (aq) H = 35 kJ/mol 自發(fā) S 0 3 H2 (g) + N2 (g) = 2 NH3 (g) H =

3、-92.2 kJ/mol 自發(fā) ? S = -0.199 kJ mol-1 K-1 熱效應(yīng)： H 混亂度（熵）： S 綜合判斷參數(shù)： G = H TS,,,一、化學(xué)熱力學(xué)及其研究目的,熱力學(xué)：是研究能量相互轉(zhuǎn)化規(guī)律的科學(xué)。 化學(xué)反應(yīng) 過程中的兩個(gè)變化：物質(zhì)和能量 3 H2 (g) + N2 (g) = 2 NH3 (g) Q = -92.2 kJ （放熱） 化學(xué)熱力學(xué)：是研究化學(xué)變化與能量變化關(guān)系的 科學(xué)。 研究目的：討論化學(xué)反應(yīng)的方向，化學(xué)反應(yīng)進(jìn) 行的程度等。 熱化學(xué)：是研究化學(xué)反應(yīng)中熱效應(yīng)的科學(xué)。,化學(xué)

4、熱力學(xué)解決什么問題,1. 反應(yīng)的方向 (rGm 0 ?) 指定條件下，正反應(yīng)可否自發(fā)進(jìn)行； 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？（ rHm0,放熱; rHm0,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。 化學(xué)熱力學(xué)回答前3個(gè)問題，但不能回答后2個(gè)問題，后2個(gè)問題由“化學(xué)動力學(xué)”回答。,熱力學(xué)方法的特點(diǎn),1. 研究本系的宏觀性質(zhì) 即大量質(zhì)點(diǎn)的平均行為，所得結(jié)論具有統(tǒng)計(jì)意義；不涉及個(gè)別質(zhì)點(diǎn)的微觀結(jié)構(gòu)及個(gè)體行為，不依據(jù)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的知

5、識。 2. 不涉及時(shí)間概念。 無機(jī)化學(xué)課的“化學(xué)熱力學(xué)初步”，著重應(yīng)用熱力學(xué)的一些結(jié)論，去解釋一些無機(jī)化學(xué)現(xiàn)象；嚴(yán)格的理論推導(dǎo)、詳細(xì)地學(xué)習(xí)“化學(xué)熱力學(xué)”，是“物理化學(xué)”課程的任務(wù)之一。,化學(xué)熱力學(xué)的常用術(shù)語,體系與環(huán)境： 能量交換 物質(zhì)交換 敞開體系 有 有 (open) 封閉體系 有 無 (closed) 孤立體系 無 無 (isolated),體系,,,,,,,,,環(huán),境,,,,,化學(xué)熱力學(xué)的常用術(shù)語,狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)： 狀態(tài)由一些物理量來確定，如氣體的狀態(tài)由P、V、T、n 等來確定。 決定體系

6、狀態(tài)的物理量稱為 狀態(tài)函數(shù)。 P、V、T、n 等均是狀態(tài)函數(shù)。 途徑和過程： 狀態(tài)發(fā)生變化的經(jīng)過稱過程。 完成這個(gè)過程的具體步驟稱途徑。 等溫過程：反應(yīng)前后溫度不變 （ T = 0） 等壓過程：反應(yīng)前后壓力不變 （ P = 0） 等容過程：反應(yīng)前后體積不變 （ V = 0） 絕熱過程：反應(yīng)中體系與環(huán)境無熱量交換 （ Q = 0）,化學(xué)熱力學(xué)的常用術(shù)語,熱和功（沒有過程就沒有熱和功） 體系與環(huán)境之間因溫度不同而交換或傳遞的能量稱為熱（Q)。 Q0, 體系吸收熱量 Q0, 體系對環(huán)境做功 W<0, 環(huán)境對體系做功 內(nèi)能：體系內(nèi)部儲存的總能量稱為內(nèi)能(U)。U 為狀態(tài)函數(shù)。體系內(nèi)能

7、的絕對值至今尚無法知道。,二、焓(H)與焓變(H) (Enthalpy)定義,熱力學(xué)第一定律（能量守恒定律） U = Q W (封閉體系, closed） (2-1) U： 體系內(nèi)能的改變； Q：體系吸的熱； W: 體系對環(huán)境所做的功，可以是機(jī)械功、電功、體積膨脹功等。 在恒壓條件下，只做體積功時(shí)，W = P V， 則有： U = Qp P V (2-2) 或 Qp = U + P V = (U2 U1) + P(V2 V1) = (U2 + PV2) (U1 + PV1) 定義：H U + PV （焓的定義）

8、 得：Qp = H2 H1 = H 即：H = Qp （在數(shù)值上）(對等溫等壓不作非體積功的化學(xué)反應(yīng)來說， H 就是該反應(yīng)的反應(yīng)熱) (2-3) (封閉體系、等壓過程、只做體積功),焓與焓變性質(zhì)和意義,H，H 為狀態(tài)函數(shù)。 H 反映了化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)。 H 為廣度量（容量性質(zhì)）,即與物質(zhì)的量有關(guān)系的量。 （強(qiáng)度量：與物質(zhì)的量無關(guān)系的量，無加合性。如溫度） 另外，在恒容條件下， V = 0, 體系不做體積功（也不做 其它功）, 即 W = 0， 此時(shí)，熱力學(xué)第一定律可表示為： U = QV 在此條件下，體系吸收的熱量，只用于改變內(nèi)能。,C(石

9、墨) + O2(g) = CO2(g) = - 393.5 kJ/mol 25 C, 標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，r: reaction (化學(xué)反應(yīng)） m: mol (摩爾） : 熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)(標(biāo)態(tài)) (標(biāo)態(tài)：只涉及濃度與壓力，與溫度無關(guān)！) 注意： 反應(yīng)物、產(chǎn)物要配平 標(biāo)明物質(zhì)的狀態(tài) 反應(yīng)的焓變(熱變化)，是指“1 mol 反應(yīng)”， 與反應(yīng)式的寫法有關(guān)。 標(biāo)態(tài)： 氣態(tài)時(shí)(P), 為1 bar (1.0105 Pa 或 100 kPa） 其它還有：1 atm 或 760 mmHg (760 Torr) (Torricelli, Galileos stu

10、dent) SI 制：101.3 kPa 溶液時(shí)，1 mol / kg, 稀溶液時(shí)，1mol / dm3 純液體、純固體：標(biāo)準(zhǔn)壓力（1 bar) 下的純凈物。,熱化學(xué)方程式 標(biāo)明反應(yīng)熱效應(yīng)的方程式,理想氣體，摩爾體積Vm Vm = V/n = (nRT/P)/n = RT/P 在相同的溫度和壓力下， 任何理想氣體的Vm相同； 0C (or 273.15 K) AND 1.000 atm, Vm = 22.41 dm3/mol 標(biāo)準(zhǔn)狀況(STP, Standard Temperature & Pressure) 25C AND 1.000 atm, Vm = 24.47 dm

11、3/mol,標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài) (Standard State) The pure form of a substance at 1 atm, for a solution, the concentration 1 mol/dm3.,有些化學(xué)反應(yīng)的H 是無法直接測定的，需計(jì)算。 熱效應(yīng)的計(jì)算 1）反應(yīng)熱加合定律（Hess定律） 一個(gè)反應(yīng)若能分解成2步或幾步實(shí)現(xiàn)，則總反應(yīng)的H等于各分步反應(yīng)H值之和。 例如： (1) C(石墨) + O2(g) = CO2(g) = -393.5 kJ/mol (2) CO(g) + O2(g) = CO2(g) = -283.0 kJ/mol

12、 (3) C(石墨) + O2(g) = CO(g) = ? 反應(yīng) (3) = 反應(yīng)(1) 反應(yīng)(2) = = -110.5 kJ/mol,H 的獲得：1、實(shí)驗(yàn)測定；2、 理論計(jì)算,2) 標(biāo)準(zhǔn)生成焓,在標(biāo)態(tài)和 T(K) 條件下，由穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)生成 1mol 化合物（或不穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)或其它物種）時(shí)的焓變叫做該物質(zhì)在T(K) 時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓。記作 ，簡寫為 。（通常為298 K) 單位: kJ/mol 穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)：在標(biāo)態(tài)及指定溫度下能穩(wěn)定存在的單質(zhì)。 如： 穩(wěn)定態(tài)單質(zhì) H2(g), Hg(l), Na(s)

13、 H2(l), Hg(g), Na(g) C (石墨） C (金剛石） 白磷 紅磷 穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)的生成焓等于零。,是 否 是 否 是 否 ？,0 1.897 0 - 17.6,對穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)的討論：大學(xué)化學(xué)2001. 16. 56,對穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)的要求：反應(yīng)活性高、有利于生成一系列化合物；應(yīng)無副反應(yīng)發(fā)生；結(jié)構(gòu)要清楚單一、便于純化；容易得到、價(jià)格比較便宜。 （紅磷的結(jié)構(gòu)至今不是太清楚，是在發(fā)明了高壓技術(shù)以后才被發(fā)現(xiàn)的） 歷史發(fā)展：有些物質(zhì)是后來發(fā)現(xiàn)的，如C60、C70 的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓分別是-2594 和 -29956 kJ/mol。但較石墨難于得到。 其它

14、說法：任何指定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零。,問題的關(guān)鍵： 最重要的是反應(yīng)過程的焓變，而不是焓值的絕對大小。,化學(xué)反應(yīng)的焓變計(jì)算,H=i Hf (生成物) i Hf (反應(yīng)物) 例：3 Fe2O3(s) + CO(g) = 2 Fe3O4(s) + CO2(g) H= 2 Hf, Fe3O4(s) + Hf, CO2(g) 3 Hf, Fe2O3(s) + Hf, CO(g) = 2 (-1118）+ （-393.5) (查表） 3 (-824.2) + (-110.5) = -46.4 (kJ/mol),3）鍵焓,化學(xué)反應(yīng)： 原子間化學(xué)鍵的變化。 HH (g

15、) + Cl Cl (g) = 2 HCl (g) H= -184.6 kJ/mol 鍵焓：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)和指定溫度下，斷開氣態(tài)物質(zhì)的 1 mol 化學(xué)鍵，并使之成為氣態(tài)原子時(shí)的焓變，稱為該化學(xué)鍵的鍵焓。用符號 BE 表示。單位為 kJ/mol. 鍵焓是平均值。只能近似估算反應(yīng)熱效應(yīng)。另外，鍵焓與鍵能有一定差別。(U = H PV 等溫、等壓過程) H2O (g) = H (g) + HO (g) D1 = 502 kJ/mol HO (g) = H (g) + O (g) D2 = 426 kJ/mol HO (g) 鍵焓的平均值為：464 kJ/mol。,鍵焓數(shù)據(jù)：均為正值，鍵焓

16、愈高化學(xué)鍵愈穩(wěn)定,,,用鍵焓計(jì)算反應(yīng)熱：,H2 (g) + O2 (g) = H2O (g) H= ( i BE (生成物) i BE (反應(yīng)物)) = i BE (反應(yīng)物) i BE (生成物) = BEH-H + BEOO 2 BEH-O = 436 + 498 2 464 = - 243.0 kJ/mol 注意：用鍵焓計(jì)算反應(yīng)只限于氣態(tài)物質(zhì)。液態(tài)、固態(tài)時(shí)不能直接用鍵焓，而應(yīng)先變成氣態(tài)再計(jì)算。 另外，用于雙鍵等多鍵時(shí)，誤差加大。 H2 (g) + O2 (g) = H2O (l) ,化學(xué)反應(yīng)的熱化學(xué)小結(jié)：,熱效應(yīng)的定義與測量：焓與

17、焓變（H, H ) H = QP(對等溫等壓不作非體積功的化學(xué)反應(yīng)來說， H 就是該反應(yīng)的反應(yīng)熱) (QP = Qv +p V Qv,等溫等壓、 V 0) H的計(jì)算: Hess 定律 / 標(biāo)準(zhǔn)生成焓 / 鍵焓 H的意義： H 0 放熱反應(yīng)， 反應(yīng)容易進(jìn)行 H 0 吸熱反應(yīng)， 反應(yīng)不容易進(jìn)行 但是，H2O(s) = H2O(l) H = 6.01 kJ/mol 溫度0，熵 （混亂度）增加,三、熵（S）（Entropy),熵是體系混亂度的量度。,Spontaneous (自發(fā)) processes will occur without intervention (干涉).,St

18、r = Htr / Ttr,,,Boltzmann Formula,S = k ln W k: Boltzmann 常數(shù)（k = 1.380710-23 J/K) (the gas constant per molecule, R/NA) W: 微觀狀態(tài)數(shù) (that correspond to the same energy) S冰 < S水 < S汽,,,,S 的性質(zhì)與熱力學(xué)第三定律,S是狀態(tài)函數(shù)，有加合性。 熱力學(xué)第三定律：任何理想晶體在絕對溫度零度時(shí)的熵值為零。( = 0) 理想晶體: 純凈而完美的晶體。理想晶體中的質(zhì)點(diǎn)完全停止了運(yùn)動。（假想狀態(tài)） 標(biāo)準(zhǔn)熵：1 mol 物質(zhì)在

19、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，所具有的熵值叫標(biāo)準(zhǔn)熵，也叫絕對熵。符號： ，單位：J mol-1 K-1.,熵值的一些規(guī)律：,(1) 規(guī)定 H+(aq)的 =0, 有些Mn+(aq)的為負(fù)值，相對H+而言。 (2) 同類物質(zhì)摩爾質(zhì)量 M 越大， 越大。 （因?yàn)樵訑?shù)、電子數(shù)越多，微觀狀態(tài)數(shù)目也就越多。） (3) 氣態(tài)多原子分子的 值較單原子的大。 O3 O2 O (4) 摩爾質(zhì)量相等或相近的物質(zhì)，結(jié)構(gòu)越復(fù)雜， 值越大。 CH3CH2OH CH3OCH3 （后者的對稱性高） (5) 溫度增加， 值升高。 (6) 壓力對液態(tài)、固態(tài)物質(zhì)的熵值影響較小，而對氣態(tài)物質(zhì)的影響較大。壓力增加，

20、值降低。,一些物質(zhì)的熵值,熵變S的熱力學(xué)定義：,S = Qrev / T Qrev, heat supplied reversible T, temperature at which the transfer takes place,A,B,A,B,B,A,TA = TB,,,,,no flow of heat,TA TB 無限小,,,,,Reverse the flow of heat,TA TB,,irreversible,可逆過程：,,是一個(gè)無限小的連續(xù)過程，體系隨此過程的變化做功的同時(shí)，吸熱或放熱，是可逆的。 A reversible process is one that can

21、be reversed by an infinitesimal change in a variable. 可逆過程所做的功最大, Qrev也最大。,始態(tài): P1, V1 終態(tài): P2, V2 途徑 a: P1, V1 P2, V2 途徑 b: P1, V1 Pb, Vb P2, V2 途徑 c: P1, V1 Pb, Vb Pd, Vd P2, V2,所做的功： 途徑: a < b < c,,,,,,,,Phase TransitionStr = Htr / Ttr H2O(s, 1atm) = H2O(l, 1atm) Hfus = 6.02 kJ at 273.1

22、5 K Sfus = Hfus / Tmp = 6.02103 / 273.15 = 22.0 J mol-1K-1 Svap = Hvap / Tbp 87 J mol-1K-1 (Trouton rule),熵變及其計(jì)算(1)：,熵變及其計(jì)算(2)：,例：計(jì)算25 C 及標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，下述反應(yīng)的熵變。 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) 解： = 39.7 + 213.6 92.9 = 160.4 (J mol-1 K-1),熵變與反應(yīng)的自發(fā)性：,熵增加原理： 孤立體系有自發(fā)傾向于混亂度增加的趨勢。 （熱力學(xué)第二定律的熵表述） S孤 0 自

23、發(fā) S孤 < 0 非自發(fā) S孤 = 0 體系處于平衡狀態(tài) 但對于封閉體系(與外界有能量傳遞)，上述結(jié)論不適用。 -10 C 的液態(tài)水會自動結(jié)冰，盡管是體系熵減少。因?yàn)榻Y(jié)冰過程中，體系放熱到環(huán)境(H < 0) ，使環(huán)境的熵增加，總的熵是增加的(水和環(huán)境共同構(gòu)成孤立體系)。,,化學(xué)熱力學(xué)的常用術(shù)語,體系與環(huán)境： 能量交換 物質(zhì)交換 敞開體系 有 有 (open) 封閉體系 有 無 (closed) 孤立體系 無 無 (isolated),體系,,,,,,,,,環(huán),境,,,,,,熵及其熵變小

24、結(jié)：,熵的定義與性質(zhì)： 是體系混亂度的量度。為狀態(tài)函數(shù)。 S的計(jì)算: 理想晶體在T=0 K時(shí)， = 0 *S = Q可逆/ T (等溫可逆過程）（熱力學(xué)第二定律） S的意義：(孤立體系） S 0 反應(yīng)正向 自發(fā) S 0 反應(yīng)正向 非自發(fā),-10 C 的液態(tài)水會自動結(jié)冰，盡管是熵減少。因?yàn)榻Y(jié)冰過程中，體系放熱到環(huán)境(H < 0) ，使環(huán)境的熵增加，總的熵是增加的(水和環(huán)境共同構(gòu)成孤立體系)。,S總 = Ssys + S環(huán)境 S環(huán)境 = Qsurr / T = - Hsys/T (常溫常壓，只做體積功) (Qsurr = -Qp,sys = - Hsys) S總 = Ssys -

25、Hsys/T (surr- are large enough, the path by which heat enters or leaves the surr- can be made reversible) 定義Gibbs自由能 G = -T S總 = Hsys - TSsys (常溫常壓) 總熵的增加意味著自由能的減少！ 在常溫常壓下，自發(fā)反應(yīng)的方向即自由能減少的方向。,,,三、Gibbs 自由能變 ( G)與自發(fā)反應(yīng),熱效應(yīng)： H 混亂度（熵）： S 綜合判斷參數(shù)： G = HTS 1）Gibbs 自由能的定義： G H TS (是狀態(tài)函數(shù)） 等溫過程： G = H

26、T S （封閉體系） Gibbs Helmholtz (G H 方程）,2）標(biāo)準(zhǔn)Gibbs 生成自由能,在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)和指定溫度下，由穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)生成 1mol 化合物（或非穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)或其它形式的物種）時(shí)的Gibbs 自由能變。符號： 簡寫為 。單位：kJ/mol 3）化學(xué)反應(yīng)的 （簡寫：G）,例：計(jì)算化學(xué)反應(yīng)的 （簡寫： G ）,4 NH3(g) + 5 O2(g) = 4 NO (g) + 6 H2O (l) = 4 86.57 + 6 (-237.2) 4 (-16.48) + 0 = - 1011 (kJ/mol),4) G 與反應(yīng)的自發(fā)性,等溫過程

27、（封閉體系） ： G = H T S H 0 G 0, S 0 正向非自發(fā) 當(dāng) G = 0 體系處于平衡 例：在標(biāo)態(tài)，298 K時(shí)， CO(g) + NO(g) = CO2 (g) + 0.5 N2 (g) G = -344 (kJ/mol) 該條件下，自發(fā) 2CO(g) = 2C (s) + O2 (g) G = +274 (kJ/mol) 該條件下，非自發(fā),溫度對G 的影響,CaCO3(s) = CaO (s) + CO2 (g) 例：在標(biāo)態(tài)，298 K時(shí)， = - 604 + (- 394) - (-1129) =

28、 +131 (kJ/mol) 0 該條件下，非自發(fā),在標(biāo)態(tài)下，升溫到1273K時(shí)，G < 0, 反應(yīng)能夠進(jìn)行。 G(T) = H298 TS298 H 和 S 隨溫度變化很小，可用298K下的數(shù)據(jù)來計(jì)算任意溫度下的G(T) 。,G(T),T (K),5） G-H 方程的應(yīng)用,化學(xué)反應(yīng)的 G 與自發(fā)性,,,當(dāng) G = 0 時(shí), H = T轉(zhuǎn)S ， T轉(zhuǎn)= H /S 自發(fā)反應(yīng) 非自發(fā)反應(yīng),T轉(zhuǎn),,,例 1：,,CH3CH=CHCH4(g) + 0.5 O2(g) CH2=CHCH=CH2(g) + H2O(g) H = - 77 kJ mol-1 S =

29、 +0.072 kJ mol-1 K -1 G (T) = H TS = - 77 0.072 T 屬于 ( ，+）型 在任意溫度下 時(shí)， G (T) 都小于零，從熱力學(xué)上來說，正向反應(yīng)在標(biāo)態(tài)下能自發(fā)進(jìn)行。 但熱力學(xué)只能說明反應(yīng)的可能性。 實(shí)際上，丁烯與氧氣在常溫常壓下反應(yīng)太慢，需使用催化劑。,,例 2：,,CO(g) C(s) + 0.5 O2(g) H = + 111 kJ mol-1 S = -0.090 kJ mol-1 K -1 G (T) = H TS = 111 + 0.090 T 屬于 (+ ， ）型 在任意溫度下 時(shí)， G (T) 都大于零，即在標(biāo)態(tài)和任意

30、溫度下，正向反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行。 尋找催化劑的任何努力都將是徒勞的。,,例 3：,,N2(g) + O2(g) 2NO(g) H = + 18 kJ mol-1 S = +0.025 kJ mol-1 K -1 G (T) = H TS = 181 0.025 T 屬于 (+ ，+ ）型 低溫時(shí)， G (T) 為正，高溫時(shí)， G (T) 為負(fù)， T轉(zhuǎn) = H / S = 181/0.025 = 7200 K 空氣中的氧氣在常壓常溫下，不能與氮?dú)夥磻?yīng)。但在雷電時(shí)，瞬間局部高溫有可能使該反應(yīng)發(fā)生?！坝晁侍铩?,例 4：,,N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g

31、) H = - 92.2 kJ mol-1 S = - 0.199 kJ mol-1 K -1 G (T) = H TS = -92.2 + 0.199 T 屬于 ( - ，- ）型 低溫時(shí)， G (T) 為負(fù)，高溫時(shí)， G (T) 為正， T轉(zhuǎn) = H / S = 92.2/0.199 = 463 K （190 C) 在標(biāo)態(tài)時(shí)，在190 C以下，反應(yīng)自發(fā)，在高壓下(30 Mpa)，反應(yīng)溫度可更高。 由實(shí)驗(yàn)具體來定。,,第二章 小結(jié),主要目的：化學(xué)反應(yīng)方向的判斷 1. 基本概念: 狀態(tài)函數(shù)、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)、封閉體系等。 2. H: 定義, 熱力學(xué)第一定律，測量 (等壓熱效應(yīng)、等容熱效應(yīng)），計(jì)算（Hess 定律、 、鍵焓），應(yīng)用等。 3. S : 定義、 、熱力學(xué)第三定律，計(jì)算、熱力學(xué)第二定律、S 的應(yīng)用等。 4. G: G-H方程， G與化學(xué)反應(yīng)的方向。,習(xí)題：2.1 2.3 2.8 2.11 2.18,,