化学热力学基础.ppt

第二章化学热力学基础 第一节热力学第一定律第二节热化学第三节热力学第二定律第四节化学反应的摩尔吉布斯自由能变第五节热力学在生物化学中的应用 自学 chemicalthermodynamics 热力学是研究热与其它形式的能量之间转化规律的一门科学 热力学的基础是热力学第一定律和热力学第二定律 这两个定律都是人类的大量经验的总结 有着广泛的 牢固的实验基础 利用热力学定律 原理和方法研究化学反应以及伴随这些化学反应而发生的物理变化过程就形成了化学热力学 热力学的研究可以让人避免浪费人力物力去进行那些不切合实际的尝试 也能为合理设计科学实验和生产实践提供可靠的依据 化学热力学主要研究和解决的问题有 1 化学反应及与反应密切相关的物理过程的能量变化 2 判断化学反应进行的方向和限度 第一节热力学第一定律 一 热力学的基本概念二 热力学第一定律三 焓 firstlawofthermodynamics 一 热力学的基本概念 一 系统 环境和相当人们以观察 实验等方法进行科学研究时 往往将某一部分的物质或空间与其余部分分开 作为研究的对象 这部分作为研究对象的物质或空间称为系统 system system surroundingandphase 在系统以外 与系统有互相影响的其它部分称为环境 surrounding orenvironment 根据系统与环境之间的关系 把系统分为三类 1 敞开系统 系统与环境之间既有能量交换 又有物质交换 2 封闭系统 系统与环境之间只有能量交换 没有物质交换 3 隔离系统 系统与环境之间既没有能量交换 也没有物质交换 opensystem closedsystem isolatedsystem 系统中物理性质和化学性质完全相同的均匀部分称为相 phase 相与相之间存在明显的界面 surface 通常把只含有一个相的系统称为均相系统 homogeneoussystem 含两个或两个以上相的系统称为多相系统 multiphasesystem 二 状态和状态函数系统状态 state 是系统的各种物理性质和化学性质的综合表现 在热力学中 把用于确定系统状态的物理量 性质 称为状态函数 functionsofstates 状态函数的特点是 其量值只取决系统所处的状态 其变化值仅取决于系统的始态和终态 而与变化的途径无关 例如 一定量气体 理想气体 状态1状态2 显然 状态与状态性质具有单值对应的关系 即拥有状态一组状态性质 n T p V 表现 例如 温度 压力 体积 密度等 都可以定义为体系的一个与路径无关的性质 而功和热则不可以 因为功和热无法与体系的特定状态联系在一起 并非所有的状态函数都是独立的 有些是相互关联 相互制约的 例如 对于普通的温度 体积热力学体系 p 压强 V 体积 T 温度 n 物质的量 四个只有三个是独立的 如理想气体中pV nRT 系统的状态函数分为广度性质和强度性质两类 1 广度性质 extensiveproperty 广度性质的量值与系统中物质的量成正比 在系统内具有加和性 2 强度性质 intensiveproperty 强度性质的量值与系统中物质的量无关 不具有加和性 三 过程和途径系统状态所发生的任何变化称为过程 process 系统经历一个过程 由始态变化到终态 可以采用多种不同的方式 通常把完成某一过程的具体方式称为途径 path 根据过程发生时的条件不同 可分为以下几类 1 等温过程 isothermalprocess 系统的始态温度与终态温度相同 并等于环境温度的过程称为等温过程 人体具有温度调节系统 从而保持一定的体温 因此在体内发生的生化反应可以认为是等温过程 三 过程和途径系统状态所发生的任何变化称为过程 process 系统经历一个过程 由始态变化到终态 可以采用多种不同的方式 通常把完成某一过程的具体方式称为途径 path 根据过程发生时的条件不同 可分为以下几类 2 等压过程 isobaricprocess 系统始态的压力与终态的压力相同 并等于环境压力的过程称为等压过程 三 过程和途径系统状态所发生的任何变化称为过程 process 系统经历一个过程 由始态变化到终态 可以采用多种不同的方式 通常把完成某一过程的具体方式称为途径 path 根据过程发生时的条件不同 可分为以下几类 3 等容过程 isochoricprocess 系统的体积不发生变化的过程称为等容过程 三 过程和途径系统状态所发生的任何变化称为过程 process 系统经历一个过程 由始态变化到终态 可以采用多种不同的方式 通常把完成某一过程的具体方式称为途径 path 根据过程发生时的条件不同 可分为以下几类 4 循环过程 cyclicprocess 如果系统由某一状态出发 经过一系列变化又回到原来的状态 这种过程就称为循环过程 四 热和功1 热 heat 由于系统与环境的温度不同 而在系统与环境间所传递的能量称为热 用符号Q表示 系统吸热 Q 0 系统向环境放热 Q 0 2 功 work 除热以外 在系统与环境之间传递的其他能量都称为功 用符号W表示 环境对系统做功 W 0 系统对环境做功 W 0 功可以分为体积功 volumework 和非体积功 non volumework 体积功是系统发生体积变化时与环境传递的功 非体积功是除体积功以外的所有其它功 用符号W 表示 四 热和功 功与实现过程的途径有关 它不是状态函数 W体 F环dl p环Adl p环dV 例如某给定气体的始态为V1 20dm3 p1 303kPa 在温度不变的情况下 经过下列两种不同的途径膨胀到60dm3 1 外压从303kPa突然降到101kPa 2 外压先从303kPa突然降到202kPa 待气体的压力也降到202kPa后 再将外压突然降到101kPa 试计算两种情况下气体所做的功 解 系统状态变化示意图 V1 20dm3V2 60dm3p1 303kPap2 101kPa 1 2 V 30dm3p 202kPa 1 外压始终为101kPa W1 101 103 60 10 3 20 10 3 4040J 2 先算出202kPa下气体的体积 设为V 按波义耳定律 应有20 303 202 V 即V 30 dm3 于是所做的功应为 W2 202 103 30 10 3 20 10 3 101 103 60 10 3 30 10 3 2020 3030 5050 J 上述例题中的始态与终态是完全相同的 只是经过的途径不同 所做的功也不一样 可见做功是与过程相联系的 二 热力学能与热力学第一定律的数学表达式大量实验表明 当系统由始态A变化到终态B时 不同过程的Q和W各不相同 但是组合 Q W 却总是相同 与实现过程的途径无关 这说明Q W代表了系统的一个状态函数的变化 国标把这个热力学函数定义为 热力学能 thermodynamicenergy 符号U 即 对于无限小的变化 则有dU Q W 热力学能也称内能 internalenergy 它是系统内部能量的总和 包括系统内分子运动的动能 分子间相互作用的势能和分子内各种粒子 原子 原子核 电子等 及其相互作用的能量等 由于系统内部粒子的运动方式及其相互作用非常复杂 热力学能的绝对值无法测量 但能测量出其变化值 当系统由状态A变化到状态B时 U UB UA 系统的热力学能改变是由于系统与环境之间进行热和功传递的结果 由于能量既不能凭空产生 也不能自行消失 系统所增加的能量一定等于环境所失去的能量 热力学第一定律也可以表述为 第一类永动机是不可能造成的 三 焓对于不做非体积功的过程 W 0 dU Q pedV对等容下发生的过程 dV 0 则dU QV enthalpy 即 不作非体积功的等容变化过程 系统的热力学能改变在数值上等于系统吸收或放出的热 等容反应热 对有限变化 U QV 对于不做非体积功的等压过程 pe p 且为一常数 则pedV pdV d pV 代入式dU Q pedV得 Qp dU d pV d U pV 由于U p V都是状态函数 因此它们的组合U pV也是状态函数 这一状态函数称为焓 用符号H表示 将焓的定义代入 Qp表达式 得 dH Qp对于有限变化 H Qp即 对于不做非体积功的等压过程 系统的焓的改变在数值上等于系统吸收或放出的热 等压反应热 由于焓是状态函数 其改变量 H只取决于系统的始态和终态 与实现变化的途径无关 所以 Qp必然也取决于系统的始态和终态 与实现变化的途径无关 第二节热化学 一 化学计量数与反应进度 thermochemistry 二 热力学标准态 三 化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变 四 热化学方程式 五 Hess定律 六 化学反应的标准摩尔焓变的计算 一 化学计量数与反应进度 一 化学计量数化学反应一般可以写成如下形式 AA BB YY ZZ式中 B是反应物或产物的化学计量数 对反应物取负值 对产物取正值 一 化学计量数与反应进度 一 化学计量数 AA BB YY ZZ常写成下列简单形式 还可写成如下更简单的形式 可以代表任意一个化学反应 对任意反应 反应进度 extentofreaction 定义为 对于有限变化 可以改写为 一 化学计量数与反应进度 二 反应进度 可以理解为 将反应系统中任何一种反应物或生成物在反应过程中物质的量的变化与该物质的计量系数之比定义为该反应的反应进度 0mol时 表示反应开始时刻的反应进度 1mol时 每种反应物消耗掉的物质的量 每种产物生成的物质的量 均等于各自的化学计量数 对于任意一个反应 vAA vBB vGG vHH 引入反应进度的优点是 用任一种反应物或产物表示反应进行的程度 所得值都是相同的 例题 一 化学计量数与反应进度 二 反应进度 对于同一化学反应 若反应方程式的化学计量数不同 1mol的实际意义不同 因此 应用反应进度时 必须指明化学反应方程式 例2 110molN2和20molH2在合成塔混合后 经多次循环反应生成了4molNH3 试分别以如下两个反应方程式为基础 计算反应进度 1 N2 g 3H2 g 2NH3 g 2 解 由反应方程式可知 生成4molNH3 消耗2molN2和6molH2 N2 H2和NH3的物质的量的变化分为 n N2 n N2 n0 N2 10 2 10 2 mol n H2 n H2 n0 H2 20 6 20 6 mol n NH3 n NH3 n0 NH3 4 0 4 mol 1 N2 g 3H2 g 2NH3 g 2 二 热力学标准状态 standardstateofthermodynamics 1 气态物质B的标准状态 是指不论是纯气体还是在气体混合物中 均为标准压力p 100kPa 且表现理想气体特性时 气态纯B的 假想 状态 热力学中某些状态函数的绝对值无法确定的 为了比较它们的相对大小 需要规定一个状态作为比较的标准 为此 热力学规定了物质的标准状态 用 表示 二 热力学标准状态 standardstateofthermodynamics 2 液态和固态纯物质B的标准状态 分别是在标准压力p 下纯液态和纯固态物质B的状态 热力学中某些状态函数的绝对值无法确定的 为了比较它们的相对大小 需要规定一个状态作为比较的标准 为此 热力学规定了物质的标准状态 用 表示 二 热力学标准状态 standardstateofthermodynamics 3 溶液中的溶剂A的标准状态 为标准压力p 下 液态 或固态 的纯物质A的状态 溶液中的溶质B的标准状态 为标准压力p 下 质量摩尔浓度bB b 1mol kg 1 或浓度cB c 1mol L 1 并表现无限稀释溶液时溶质B的 假想 状态 热力学中某些状态函数的绝对值无法确定的 为了比较它们的相对大小 需要规定一个状态作为比较的标准 为此 热力学规定了物质的标准状态 用 表示 二 热力学标准状态 standardstateofthermodynamics 热力学标准状态只规定压力 p 未规定温度 通常以298 15K作为 参考温度 热力学中某些状态函数的绝对值无法确定的 为了比较它们的相对大小 需要规定一个状态作为比较的标准 为此 热力学规定了物质的标准状态 用 表示 三 化学反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变 一 反应摩尔热力学能和摩尔焓变的定义对于化学反应 重要概念 molarenthalpychange molarthermodynamicenergychange 二 标准摩尔热力学能变和标准摩尔焓变反应物和产物均处于标准状态时 反应的摩尔热力学能变称为标准热力学能变 standardmolarthermodynamicenergychange 符号 同样 反应物和产物均处于标准状态时 反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓变 standardmolarenthalpychange 符号 三 rHm与 rUm的关系对化学反应 反应的摩尔焓变为 1 若B为液相或固相 rH rU上式除以反应进度 得 rHm rUm 2 若有气体参加反应 上式除以反应进度 得 例题 例2 2正庚烷的燃烧反应为 C7H16 l 11O2 g 7CO2 g 8H2O l 298 15K时 在弹式热量计 一种恒容热量计 中1 250g正庚烷完全燃烧放热60 09kJ 试求该反应在298 15K时的摩尔焓变 解 正庚烷的摩尔质量M 100 2g mol 1 反应前正庚烷的物质的量为 由于完全燃烧 反应后正庚烷的物质的量n 0mol反应进度变为 弹式热量计中发生的是等容过程 故 298 15K时反应的摩尔热力学能变为 298 15K时反应的摩尔焓变为 四 热化学方程式表示化学反应与反应的摩尔焓变或摩尔热力学能变关系的化学方程式称为热化学方程式 书写热化学方程式注意以下几点 1 习惯上将化学反应方程式写在左边 相应的 rHm或 rUm写在右边 两者之间用逗号或分号隔开 实际上 一般给出的是 rHm thermochemicalequation 四 热化学方程式表示化学反应与反应的摩尔焓变或摩尔热力学能变关系的化学方程式称为热化学方程式 书写热化学方程式注意以下几点 2 注明反应的温度和压力 thermochemicalequation 四 热化学方程式表示化学反应与反应的摩尔焓变或摩尔热力学能变关系的化学方程式称为热化学方程式 书写热化学方程式注意以下几点 3 注明反应物和产物的聚集状态 分别用s l和g表示固态 液态和气态 用aq表示水溶液 如果固态物质存在不同的晶型 也要注明晶型 thermochemicalequation 四 热化学方程式表示化学反应与反应的摩尔焓变或摩尔热力学能变关系的化学方程式称为热化学方程式 书写热化学方程式注意以下几点 4 同一化学反应 当化学计量数不同时 反应的摩尔热力学能变和摩尔焓变也不同 thermochemicalequation 五 赫斯定律1840年 瑞士籍俄国化学家Hess指出 化学反应不管是一步完成或分成几步完成 反应热总是相等的 Hess slaw 例题已知C 石墨 O2 g CO2 g 1 rHm 1 393 5kJ mol 1 赫斯定律的重要意义是能使热化学方程式像普通代数式一样进行运算 从而可以利用一些已经准确测定的化学反应的摩尔焓变来计算另一些化学反应的摩尔焓变 而这些反应的摩尔焓变往往是很难或不能通过实验进行测定的 六 化学反应的标准摩尔焓变的计算对于化学反应 反应的标准摩尔焓变为 Calculationofstandardmolarenthalpychangeinchemicalreaction 由于不知道焓的绝对值 不能利用上式计算化学反应的摩尔焓变 六 化学反应的标准摩尔焓变的计算 一 利用赫斯定律计算化学反应的标准摩尔焓变 赫斯定律推广为 N个反应乘以系数后相加所得反应的摩尔焓变 等于N个反应各自的摩尔焓变乘以系数后相加的总和 在标准状态下 上式可改写为 例2 3葡萄糖 C6H12O6 和丙酮酸 C3H4O3 燃烧反应的热化学方程式分别为 试计算葡萄糖转化为丙酮酸的反应 在298 15K时的标准摩尔焓变 解 利用Hess定律计算 1 式 2 2 式 298 15K时 葡萄糖转化为丙酮酸的标准焓变为 六 化学反应的标准摩尔焓变的计算 二 利用标准摩尔生成焓计算化学反应的标准摩尔焓变 由参考单质E生成化学计量数为 1的B时的化学反应成为B的生成反应 可用通式表示为 将温度T时上述生成反应的标准摩尔焓变指定为B的标准摩尔生成焓 用符号表示 为了方便地计算反应的摩尔焓变 人们定义了标准摩尔生成焓 根据赫斯定律 由物质的标准摩尔生成焓 可以计算任意化学反应的热效应 例如 某化学反应可设计成 对任意一个化学反应 都可以由反应物和生成物B的生成反应诚意B的化学计量数相加得到 因此 任意化学反应的标准摩尔焓变都可以利用反应物和生成物的标准摩尔生成焓来计算 例题 根据Hess定律 例题 例2 4葡萄糖氧化能供给生命能量 已知试计算该反应的 解 查表 得 例2 4葡萄糖氧化能供给生命能量 已知试计算该反应的 例2 4葡萄糖氧化能供给生命能量 已知试计算该反应的 解 298 15K时反应的标准焓变为 六 化学反应的标准摩尔焓变的计算 三 利用标准摩尔燃烧焓计算化学反应的标准摩尔焓变 1 标准摩尔燃烧焓在温度T时 B完全燃烧时的标准摩尔焓变 称B的标准摩尔燃烧焓 用符号表示 书写相应化学方程式时 要使 B 1 2 物质B的燃烧反应通式为 将上述燃烧反应的标准摩尔焓变指定为B的标准摩尔燃烧焓 即 规定为零 由上式得计算反应的标准摩尔焓变的通式为 重要结论 根据Hess定律 例题 例2 5葡萄糖转化为麦芽糖的反应为 试利用标准摩尔燃烧焓计算上述反应在298 15K时的标准摩尔焓变 解 查表得 298 15K时反应的标准摩尔焓变为 第三节热力学第二定律 一 自发过程二 影响化学反应方向的因素三 热力学第二定律的数学表达式 secondlawofthermodynamics 一 自发过程 spontaneousprocess 自发过程的特征 1 自发过程具有方向的单一性和限度 2 自发过程的不可逆性 3 自发过程具有做功的能力 自发过程是指任其自然 无需人为施加任何外力就能自动发生的过程 一 自发过程 水总是自发地从高处流向低处 直到水位相等为止 水位的高低是判断水流方向的判据 当两个温度不同的物体接触时 热总是自发地从高温物体传向低温物体 直到两个物体的温度相等为止 温度的高低是判断热传递方向的判据 气体总是自发地从高压处流向低压处 直到压力相同时为止 压力的高低是判断气体流动方向的判据 化学反应在一定条件下也是自发地朝着某一方向进行 那么也一定存在一个类似的判据 利用它就可以判断化学反应自发进行的方向 二 影响化学反应方向的因素 一 反应热对化学反应方向的影响早在19世纪70年代 法国化学家Berthelot和丹麦化学家Thomson曾提出 反应热是判断化学反应方向的判据 并认为在没有外来能量干预的条件下 一切化学反应都朝着放出能量最多的方向进行 许多放热反应确实在常温 常压下能自发进行 但少数吸热反应在常温 常压下也能自发进行 这说明反应热是影响化学反应方向的重要因素 但不是决定反应方向的唯一因素 1 混乱度混乱度是指系统的不规则或无序的程度 系统越没有秩序 其混乱度就越大 室温下自发进行的吸热反应的共同特点 是反应发生后系统的混乱度增大了 因此 系统混乱度的增大是吸热反应自发进行的推动力 二 影响化学反应方向的因素 二 反应熵变对化学反应方向的影响 1 物质的聚集状态 同种物质的气 液 固三态相比较 气态的混乱度最大 而固态的混乱度最小 因此 对于同种物质 气态的摩尔熵最大 而固态的摩尔熵最小 2 熵 entropy 熵是系统混乱度的量度 用符号S表示 单位J K 1 熵是状态函数 系统的熵越大 系统的混乱度就越大 反之 系统的熵越小 其混乱度就越小 影响熵的因素主要有 2 分子的组成 聚集状态相同的物质 分子中的原子数目越多 混乱度就越大 其熵也就越大 若分子中的原子数目相同 则分子的相对分子质量越大 混乱度就越大 其熵也就越大 2 熵 entropy 熵是系统混乱度的量度 用符号S表示 单位J K 1 熵是状态函数 系统的熵越大 系统的混乱度就越大 反之 系统的熵越小 其混乱度就越小 影响熵的因素主要有 3 温度 温度升高 物质的混乱度增大 因此物质的熵也增大 2 熵 entropy 熵是系统混乱度的量度 用符号S表示 单位J K 1 熵是状态函数 系统的熵越大 系统的混乱度就越大 反之 系统的熵越小 其混乱度就越小 影响熵的因素主要有 4 压力 压力增大时 将物质限制在较小的体积之中 物质的混乱度减小 因此物质的熵也减小 压力对固体或液体物质的熵影响很小 但对气体物质的熵影响较大 2 熵 entropy 熵是系统混乱度的量度 用符号S表示 单位J K 1 熵是状态函数 系统的熵越大 系统的混乱度就越大 反之 系统的熵越小 其混乱度就越小 影响熵的因素主要有 将某纯物质从0K升高到温度T 此过程的熵变就是温度T时该纯物质的规定熵 S S T S 0K S T 纯物质在标准状态下的摩尔规定熵称为该物质的标准摩尔熵 用符号表示 单位J mol 1 K 1 任一化学反应的标准摩尔熵变均可用下式求算 例题 重要等式 热力学规定 在0K时 任何纯物质的完美晶体 原子或分子只有一种排列形式的晶体 的熵为零 2 熵 entropy 熵是系统混乱度的量度 用符号S表示 熵是状态函数 系统的熵越大 系统的混乱度就越大 反之 系统的熵越小 其混乱度就越小 例2 6利用298 15K时的标准摩尔熵 计算反应 在298 15K时的标准摩尔熵变 解 查表 得298 15K时反应的标准摩尔熵变为 三 热力学第二定律的数学表达式 mathematicalexpressionofsecondlaw 大多数熵增加的吸热反应在室温下不能自发进行 但在高温下可以自发进行 而大多数熵减小的放热反应在室温下能自发进行 但在高温下不能自发进行 上述事实表明 反应方向除了与反应热和熵变有关外 还受温度的影响 综合考虑反应热 熵变和温度的影响 热力学第二定律推导出判断化学反应方向的判据为 对有限变化 表示反应处于平衡状态 表示反应自发进行 热力学第二定律的数学表达式适用于封闭系统的任意过程 热力学第二定律的经典的表述 1 克劳休斯 Clausius 表述 热不会自动地从低温物体传向高温物体 2 开尔文 Kelvin 表述 从单一热源取出热使之完全变为功 而不发生其他变化是不可能的 第四节化学反应的摩尔吉布斯自由能变 一 利用反应的吉布斯自由能变判断化学反应的方向 molarGibbsfreeenergychangeofchemicalreaction 二 化学反应的摩尔吉布斯自由能变的计算 三 温度对反应的摩尔吉布斯自由能变的影响 一 利用反应的吉布斯自由能变判断化学反应的方向热力学第二定律的判据能不能更简便些 重要判据 对于有限的化学变化 rGm T p 0 在等温 等压不做非体积功的条件下 由热力学第二定律数学表达式得 上式可改写为 定义 则 二 化学反应的摩尔吉布斯自由能变的计算 B的生成反应定义为 式中E为反应物 且为参考单质 B为产物 且B的化学计量数为1 温度T时 B的生成反应的标准摩尔吉布斯自由能变称为B的标准摩尔生成吉布斯自由能 用符号表示 根据赫斯定律 由物质的标准摩尔生成吉布斯自由能 可以计算任意化学反应的热效应 例如 任意化学反应可设计成 重要等式 二 化学反应的摩尔吉布斯自由能变的计算 对于任意反应 反应的标准摩尔吉布斯自由能变的计算通式为 根据Hess定律 查表得 对某反应 一 化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变的计算1 298 15K时 计算公式为 例题 二 化学反应的摩尔吉布斯自由能变的计算 例2 7氨基酸是蛋白质的构造砖块 已知氨基乙酸的试利用有关物质的标准摩尔生成吉布斯自由能 计算下列反应 在298 15K时的标准摩尔吉布斯自由能变 并预测反应在298 15K 标准状态下进行的可能性 解 查表得 298 15K时反应的标准摩尔吉布斯自由能变为 该反应在298 15K 标准状态下可以自发进行 例题 一 化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变的计算2 其它温度时 计算公式为 二 化学反应的摩尔吉布斯自由能变的计算 例2 8利用298 15K时的标准摩尔生成焓和标准摩尔熵 计算下列反应 Na2CO3 s Na2O s CO2 g 在500K时反应的标准摩尔吉布斯自由能变 解 查表得 298 15K时 反应的标准摩尔焓变和标准摩尔熵变分别为 500K时 反应的标准摩尔吉布斯自由能变为 利用可估算的化学反应在等温 标准状态下反应的最低温度 也可估算的化学反应在等温 标准状态下反应的最高温度 例题 例2 9利用298 15K时的标准摩尔生成焓和标准摩尔熵 估算CaCO3分解反应 CaCO3 s CaO s CO2 g 在等温 标准状态下自发进行的最低温度 解 查表得 298 15K时 反应的标准摩尔焓变和标准摩尔熵变分别为 温度T时反应的标准摩尔吉布斯函数变为 在温度T 标准状态下 时 反应自发进行 故反应自发进行的温度为 标准状态下 CaCO3分解的最低温度为1108K 835 在温度T时 气态物质的 稀溶液中溶质B的 纯物质 固态 液态 及溶剂 二 非标态下反应的摩尔吉布斯自由能变的计算 二 化学反应的摩尔吉布斯自由能变的计算 化学反应可改写为则有代入以上三式 得 其中 令则 例题 重要等式 称为反应商 例2 10试计算在298 15K时 Ag2O固体在空气中能否自动分解为Ag和O2 解 空气中O2的体积分数 O2 0 21 Ag2O分解的反应式为 298 15K时反应的标准摩尔吉布斯函数变和反应商分别为 298 15K时Ag2O分解反应的摩尔吉布斯函数变为 由于 故298 15K时Ag2O在空气中不能自动分解为