ChapterQY化学热力学基础

化学热力学基础Chapter2热力学——研究自然界各种形式能量之间相互转化的规律，以及能量转化对物质的影响的科学。化学热力学——用热力学的基本原理研究化学现象以及与化学有关的物理现象的科学。

1.掌握热力学的基本概念2.了解热力学能,焓,熵,自由能的意义3.掌握化学反应热的有关计算(重点)4.熟练掌握Gibbs-Helmholtz

方程及其应用(重点)本章要求:

1.研究大量质点的集合体的宏观性质所得结论具有统计意义。

2.只考虑变化前后的净结果，不考虑物质的微观结构和反应机理。

3.能判断变化能否发生以及进行到什么程度，但不考虑变化所需要的时间。热力学的方法和局限性热力学方法不知道反应的机理、速率和微观性质，只讲可能性，不讲现实性。局限性研究内容包括两个方面热力学第一定律为基础，研究化学变化中的能量转换问题，计算化学变化中的热效应——热化学。以热力学第二定律为基础，研究一定条件下化学反应进行的方向和限度。体系与环境状态与状态函数过程与途径热和功热力学能热力学第一定律§2-1基本概念体系类型物质交换能量交换敞开体系opensystem有有封闭体系closedsystem无有孤立体系isolatedsystem

无无一、体系与环境

同一研究对象可能用不同的方法划分为不同的体系以水为体系:敞开体系

以烧杯为体系:封闭体系以绝热箱为体系:孤立体系二.状态和状态函数

状态：体系中物理性质和化学性质的总和。状态函数：系统处热力学平衡态，系统的状态确定系统的性质，Z=f(状态)，即热力学性质是状态的函数，称为状态函数。状态=

（T、p、V、n…）

eg:T、P、V、m、

等例如：某理想气体体系，n=2mol，p=1.013105Pa，V=44.8dm3

，T=273K这就是一种状态。是由n、p、V、T所确定下来的体系的一种存在形式。因而n、p、V、T都是体系的状态函数。特点:(1)状态一定,状态函数一定。

(2)状态变,状态函数变,

变化值与始态、终态有关,与途径无关。三.广度性质和强度性质1.广度性质（Extensiveproporties）2.强度性质（Intensiveproporties

）该性质在数值上与体系的物质的量成正比，具有加和性。U、V、W、H、S、G、n{体系的“量”}该性质在数值上与体系的物质的量无关，不具有加和性。如，

c、ρ、p、T、E{体系的“质”}

过程:

体系状态发生变化的经过。定温过程：T始

=T终

=T环定压过程：P始

=P终

=P环定容过程：V始

=V终

绝热过程：Q=0途径:

体系由同一始态到同一终态所经历的不同步骤.同一始、终态，途径不同，体系状态函数的变化相同。

四

、过程和途径298K101.3kPa298K506.5kPa375K101.3kPa375K506.5kPa恒温过程途径(II)恒压过程途径(I)恒温过程(I)恒压过程(II)图

完成过程的不同途径两种途径，状态函数的改变量一致。

热(Q)—体系与环境因温度不同而交换或传递的能量称为热。 功(W)—除热以外的其它能量形式

功可分为体积功和非体积功两大类。

“+”“–”Q体系吸热体系放热W环境对体系作功体系对环境作功Q

和W不为状态函数，其值与过程有关五

、热和功

单位JkJ除热以外的各种被传递的能量。①体积功(无用功）

体系反抗外压做功W=-PΔV

热力学只讨论此功②非体积功(有用功)J、kJ

电工、表面功、机械功等功体积功的计算等外压过程中，体积功w体=–p

外(V2–V1)=–p外ΔV

pp外

=F/Al

p外

=F/A，l=ΔV/A2因此，体积功w体=F·

l

=–(p外·

A)·(ΔV

/A)

=–

p外

V体积功示意图六.热力学第一定律

热力学能(Internalenergy)U1）内能——体系内部能量的总和。单位：J2）特点：问题：U

是否为状态函数？ΔU呢？内能的绝对值无法确定。迈尔焦耳热力学第一定律的两个重要的实践基础：

第一类永动机的失败

焦耳热功当量实验的成功U1Q>0W<0U2Q<0W>0能量守恒与转化定律热力学第一定律数学表达式

U=Q

+

W热力学第一定律的特殊形式孤立体系的过程：孤立体系Q=0，W=0，所以ΔU=0。即隔离系统的热力学能是守恒的。例：体系从始态变到终态,从环境中吸热100KJ,对环境做功50KJ,分别计算体系和环境内能的变化。解:体系:Q=100KJ,W=-50KJU(体)=Q+W=100-50=50KJ

环境:Q=-100KJ,W=50KJU(环境)=Q+W=-100+50=-50KJ环境与体系的内能变化数值相等,符号相反体孤立体系环解:n

=460/46=10mol

Q

=–43.510=–435kJ

W=–pΔV

=–p(Vl–Vg)pVg=nRT

=108.31351=29168J=29.2kJ

ΔU

=Q+W=–435+29.2=–405.8kJ例在351K、101kPa下，460g乙醇蒸气凝结为同温度的液体。已知乙醇的气化热为43.5kJ.mol-1，计算此过程的Q、W、ΔU。§2-2热化学thermochemistry)反应进度化学反应热热化学方程式盖斯定律标准摩尔生成焓标准摩尔燃烧焓*

aA+bB=gG+dD可写为：0=-aA-bB+gG+dD

0=∑vBB一、

反应进度ξ化学反应进度：表示化学反应进行的程度。vA=-a，vB=-b，vD

=d，vG=g∑vB

=（g+d）-（a+b）定义在反应进行到任意时刻，可以用任一反应物或生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是相同的注意：应用反应进度，必须与化学反应计量方程相对应

3.010.000

2.07.02.0

1.55.53.02.07.02.0(mol)3.010.00(mol)。

可以用任一反应物或生成物来表示反应进行的程度，所得的值都是相同的。如KMnO4与Na2C2O4在有H2SO4存在时离子反应式及反应进度为：

2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2+8H2Oξ======△nMnO4--2△nC2O42--5△nH+-16△nMn2+2△nCO210△nH2O8反应进度应用：反应热的计算`

化学平衡和反应速率的定义等方面。引入反应进度的优点二、化学反应热

化学反应在只做体积功不做有用功,反应前后温度相同的条件下,所吸收或放出的热量。反应热一般是指反应进度ξ=1mol时的热。1.定容热效应(Qv)2.定压热效应(Qp)3.Qv

与Qp的关系1.定容热（QV）ΔV=0，W=0，则QV=ΔU－W=ΔU弹式量热计2.定压热效应(Qp)

在定压过程中，体系对外作功：

W=-PΔV=-p（V2–V1）

则，ΔU=QP+W=QP–p（V2–V1）

U2–U1=QP–p（V2–V1）

QP=（U2+pV2）-（U1+pV1）令H＝U＋pV

则Qp=H2–H1=H（H称为焓变）Qp

可在保温杯式量热计中测量

（封闭，恒压，W非=0）3.

焓(enthalpy)(H)—状态函数ΔH，焓变:吸“+”，放“－”。焓是状态函数U、p和V的线性组合,也是一个状态函数,它具有能量的量纲，其绝对值无法测定。

ΔH=H2-H1

=(U2+pV2)-(U1+pV1)

ΔH=Qp

在不做其它功时，体系的焓变等于定压热。焓是体系的容量性质它的量值与体系中物质的量有关，具有加和性。对一定量的某物质而言

H（g）＞H（l）＞H（s）

H（高温）＞

H（低温）焓与物质的聚集态、所处的温度有关当过程反向进行时，ΔH要改变符号

即ΔH(正)=—ΔH(逆)

◆◆◆ΔU=Qv,ΔH=Qp不能说Qv,Qp是状态函数。ΔU=Qv,∆H=Qp是在一定条件下成U、H均为状态函数，其绝对值不可知。但经历某一过程后，∆U、ΔH可求。ΔU、ΔH单位为J（kJ）。立的，在其他条件下状态改变，亦有ΔU、∆

H，须另求算。注意4.定压热和定容热的关系—Qp,m与QV,m或ΔrHm与ΔrU

m的关系H=U+pV(在定压条件下)

H=U+(

pV)=

U+p

V(若考虑ξ=1mol时的反应热)rHm=rUm+pVm

ΔrHm=ΔrUm+∑νB(g)RTQp,m=Qv,m+∑νB(g)RTBBQp,m:反应进度ξ=1mol时的定压反应热QV,m:反应进度ξ=1mol时的定容反应热

b.反应有气体参与时，只考虑气相体积的变化，则化学反应的焓变为：若反应物和产物均为固体或液体，则

V0，rHm

rUm

P33例1：实验测得1.200g尿素在298K时在弹式量热计中完全燃烧，放热12.658KJ，求298K时尿素燃烧反应的定容热效应Qv，m和定压热效应Qp，m。解：CO(NH2)2(s)+3/2O2(g)=CO2(g)+N2(g)+2H2O(l)Qv，m=－12.658×60.04/1.200=－633.3kJ·mol-1=－633.3+(2－3/2)×8.314×298×10-3=－632.1kJ·mol-1例2.H2(g)和O2(g)在绝热钢瓶中发生反应生成H2O(g)，温度升高。问W、Q、△U、△H何者为零？[解]绝热，Q=0；钢瓶意指钢体，体积不变△V=0，故W=0；△U＝Q＋W=0；△H=△U+△pV=V△p

，因△p≠0，所以△H≠0。课堂练习：在373K，100KPa下，2.0mol的H2和1.0mol的O2反应，产生2.0mol的水蒸气，总共放出484KJ的热量。求该反应的ΔrHθm、ΔrUθm

。ΔrHθm=－484kJ·mol-1－484=ΔrUθm

__8.314×373×10-3

ΔrUθm

=-481kJ·mol-1

2H2+O2=2H2OΔrHm

=ΔrUm+∑νB(g)RT

表示在298K、标准状态下，反应进度为1mol时反应吸热178.3kJ。Thermochemicalequation三、热化学方程式反应物和生成物都处于标准态反应温度反应进度为1mol1.热力学标准状态：一定温度、标准压力（pθ=100kPa）下的纯物质状态气体：pθ

下纯物质的理想气体状态

液体：pθ

下纯液体状态

固体：pθ

下的纯固体

溶液：pθ下活度为1

的组分（近似用浓度为1mol.L-1或1mol.kg-1）热化学方程注意事项⑤ΔrHmθ与ΔH区别。

①放热ΔH为负；吸热ΔH为正。②注明各物质的物态(g、l、s)注明晶型，

；③标明物质所处的温度和压力（298K和标准压力可不标注。）。ΔrHmθ表示的意义。与普通方程式有区别。12C(石墨)+11H2(g)+5.5O2

=C12H22O11(蔗糖)

无此反应,该热化学方程式表示从始态到终态的焓变为-4415kJmol-1与DHq

的关系DHq

是在标准状态下某过程的焓变是在标准状态下反应进度为

1mol时的焓变某化学反应的焓变或(非标准状态下)

N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)

ΔrHθm

(298.15K)=-92kJ·mol-1

1/2N2(g)+3/2H2(g)=NH3(g)

ΔrHθm

(298.15K)=-46kJ·mol-1ΔrHθm

与方程式的书写有关注意

EX.3

：在298K，标准状态下，1mol氢气完全燃烧生成水，放热285.84kJ。此反应可分别表示为：（1）H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）（2）2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）若过程A中有1molH2燃烧，过程B中有10molH2燃烧。分别求二过程的ΔHθ(A)

和ΔHθ(B)。解：见P34说明：ΔrHmθ

或ΔrHm的数值与计量方程有关，ΔHθ或ΔH的数值与计量方程无关。ex5：1molFe与稀HCl分别在密闭容器和开口容器中反应，哪一个放热多？解

Fe（s）+2HCl（l）=FeCl2（aq）+H2（g）开口容器

又Q<0，则|Qp.m|<|Qv.m|

则密闭容器反应放热多。密闭容器rUm=Qv,m即

Qp,m

=

Qv,m

+RT四、

盖斯定律：

不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个过程的热效应是相同的，即总反应的热效应等于各步反应的热效应之和。应用条件：

某化学反应是在等压（或等容）一步完成的，分步完成时等压（或等容）C(s)+O2(g)CO2(g)CO(g)+1/2O2(g)ΔrHmθ(1)ΔrHmθ(3)ΔrHmθ(2)例：已知298K，Pθ下：C(石墨)+O2(g)=CO2(g)ΔrHmθ(1)=-393.5KJ·mol-1CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g)ΔrHmθ(2)=-283.0KJ·mol-1求反应C(s)+1/2O2(g)=CO(g)的ΔrHmθ(3)?ΔrHmθ(1)=ΔrHmθ(2)+ΔrHmθ(3)另：可利用反应式之间的代数关系进行计算。根据盖斯定律：方程（1）－方程（2）=方程（3）ΔrHmθ(3)=ΔrHmθ(1)－ΔrHmθ(2)例：Ag2O(s)+2HCl(g)=2AgCl(s)+H2O(l)

ΔrHmθ(1)=–324.6kJ·mol-12Ag(s)+1/2O2(g)=Ag2O(s)ΔrHmθ(2)=–30.54kJ·mol-11/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g)ΔrHmθ(3)=–92.0kJ·mol-1H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)ΔrHmθ(4)=–285.9kJ·mol-1求：Ag(s)+1/2Cl2(g)=AgCl(s)ΔrHmθ(5)=？解：ΔrHmθ(5)=[①+②+2③–④]/2

=–126.62kJ·mol-1五、标准摩尔生成焓1.标准摩尔生成焓

(ΔfHmθ)②规定：规定:△fH

mθ,稳定单质=0单位:KJ·mol-1①定义：热力学的标准状态(T和Pθ),由稳定单质生成1mol纯化合物时，该生成反应焓即为该化合物的标准摩尔生成焓。稳定单质:标态及指定温度下稳定存在的单质。

稳定态单质

H2(g),Hg(l),Na(s)H2(l),Hg(g),Na(g)C(石墨）

C(金刚石）白磷红磷是否是否是否01.8970-17.6△fHmθ0例如同一物质在不同温度下有不同的标准摩尔生成焓，但相差不大。一般用298.15K的值作近似计算。(见附录Ⅰ)同一物质在不同聚集状态下，标准摩尔生成焓值不同。稳定单质的标准摩尔生成焓才是零。关于fHmθ

2.应用△fHmθ

求△rHmθ

(生成物)Ⅲ由盖斯定律知：标准摩尔反应焓等于产物的标准摩尔生成焓总和减去反应物的标准摩尔生成焓的和反应物生成物参加反应的各种稳定单质(反应物)ⅠⅡ始态终态2Na2O2(s)+2H2O(l)=4NaOH(s)+O2(g)ΔfHmθ(KJ·mol-1)例：计算下列反应的反应热(ΔrHmθ)：解：=－109.0KJ·mol-1－510.9－285.8－425.60

六、标准摩尔燃烧焓*

1.定义：物质完全燃烧生成相同温度下的指定产物时的标准摩尔焓变，称为物质的标准摩尔燃烧焓。2.符号：

ΔcHmθ

3.单位：KJ·mol-14.规定：

ΔcHmθ(H2O,l,T)=0

ΔcHmθ(CO2,g,T)=0

完全燃烧---有机物中各元素均氧化为稳定的高价态物质：CCO2(g)，HH2O(l)，NN2(g)，SSO2(g)，Cl

HCl(aq.),金属游离态。2.由标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓变

反应物Ⅲ(反应物)ⅠⅡ终态始态生成物燃烧产物(生成物)总结一下求得△rHmθ的方法有哪些？反应热ΔrHm

的计算1）

ΔH=ΔU+pΔV

气体反应2）Γecc定律3）4）1.298K时，C(石墨)、C(金刚石)、N2(g)、Br2(g)中，ΔfHmθ=0的物质有

.C(石墨),N2(g)2.判断正误A.反应放出的热量一定是该反应的焓变B.ΔH>0的反应是吸热反应C.反应1/2H2(g)+1/2I2(g)=HI(g)

的ΔrHmθ

就是ΔfHmθ(HI,g)练习V§2-3熵

自发过程混乱度和熵热力学第二定律标准熵化学反应的熵变计算1.自发过程一定条件下不需外力作用就能自动进行的过程。热传递：高温

低温

T2＞T1T例如下列反应

Cu2++Zn＝Cu+Zn2+

设计成原电池，可做电功。自发过程过程方向推动力限度过程作用水流高水位低水位水位差△h=0机械功电流高电流低电流电位差△E=0电功Zn+Cu2＋正反应自由能化学平衡非膨胀功自发过程的特点方向性自动单向,逆反应耗能,对体系做功有一定限度。单向趋于平衡状态自发过程具有对外做有用功的能力,只要设计合理便可对外做功。

注意：不自发不可能；自发迅速

推动自发过程的因素（1）体系倾向于取得最低能量状态HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(s)△H<0最低能量状态（2）体系倾向于取得最大混乱度

CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)△s>0最大混乱度状态

2.熵(entropy)S单位：J.K-1S=klnΩ:微观状态数，是体系(U、V、N)的函数二.混乱度和熵

1.

混乱度

体系内部质点运动的无序程度。

Ω(g)>Ω(l)>Ω(s)熵的特点（1）熵是状态函数，是容量性质；（2）熵的绝对值与改变量均可直接测定；④熵值随压力加大而减小(气体)⑤于化学反应，较少分子变为较多分子时熵值增加。⑥结构相似的物质，相对分子质量大的熵值大。⑦相对分子质量相同，分子结构复杂的熵值大。①体系的混乱度越大则其熵值越大。②同一物质S(g)＞S(l)＞S(s)。③在相同的聚集状态时，T增S增。熵值的影响因素例：判断熵增还是熵减？

H2O（l）→H2O（g）

N2（g）+3H2(g)→2NH3(g)③2HgO(s)→2Hg(l)+O2(g)④Ag++Cl-→AgCl↓三.热力学第二定律(熵判据)①热力学第二定律表述二：孤立体系的熵永不减少。表述一：在孤立体系中，自发过程总是朝着混乱度增加的方向，即熵值增大的方向进行。表述三：热不能从低温热源传到高温热源而不引起其它变化。②熵判据（孤立体系）ΔS（孤立）＞0，自发过程ΔS（孤立）＝0，平衡过程

ΔS（孤立）＜0，非自发过程实际发生的过程很少是孤立体系，故应加上环境的熵得新判据ΔS(孤立)＝ΔS(体系)+ΔS(环境)

＞0，自发过程ΔS(孤立)＝ΔS(体系)+ΔS(环境)＝0，平衡过程ΔS(孤立)＝ΔS(体系)+ΔS(环境)＜0，非自发过程3.熵变ΔS的计算（1）热温熵法在定温可逆过程中，发生相变时：

（应用条件：定温、可逆）

例：373.15K，100kPa下，1mol液态水变成气态水，吸热40630J，求过程的解：熵变。

SOK=0

（2）绝对熵法1.热力学第三定律：ST=

ST–SOK2.绝对熵任何纯净物质在任温度时的熵值，用符号ST表示#与U、H不同，S的绝对值可求。

298.15K时，所有物质的标准熵均大于零3.

1moL纯物质在标准状态下的熵称为标准摩尔熵，用Sm表示。单位:J·K-1·mol-1(Sm值见附录Ⅰ)34.化学反应的熵变

rSmΔrSmθ(350K)=ΔrSmθ(298K)

解：CaCO3(s)==CaO(s)+CO2(g)92.939.7213.6

={Smθ(CaO,s)+Smθ(CO2,g)}–Smθ(CaCO3,s)=160.51J·K-1·mol-1例：350K、标准状态下，由Smθ数据计算CaCO3（S）分解反应的ΔrSmθ1.自由能定义G=H–TS

（状态函数，具广度性质）

G=-W'max

（定温、定压、可逆）定温、定压、可逆过程中，体系对外所作的最大有用功等于体系自由能的减少值。

体系的自由能是体系在定温、定压下对外做有用功的能力。§2-4吉布斯自由能G(1)G为状态函数,ΔG只与始、终态有关,而与变化途径无关。G无绝对值.(2)定温定压下过程自由能变为

ΔG=ΔH-TΔS(3)过程在标准状态下,则有:ΔGθ=ΔHθ-TΔSθ注意G<0rGm<0正向自发体系在定温、定压、且不作有用功的条件下，可用G判断过程的自发性过程化学反应方向rGm>0G>0逆向自发G=0rGm=0平衡状态2.自发过程的判据3.标准生成自由能①定义：标准状态下，由稳定的单质生成1mol纯物质时反应的吉布斯自由能变。②规定：标准状态下，稳定单质的标准摩尔生成自由能为0。标准状态下化学反应的标准自由能变：水流方向

GG<0反应物生成物G与反应方向G(1)G(2)h(1)h<0E<0Eh(2)G=G(2)-G(1)<0E=E(2)-E(1)<0GG<0反应物生成物G与反应方向G(1)G(2)解：查表得如下数据CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)Smθ

J·K-1·mol-192.839.8213.7ΔfHmθ

K

J·mol-1-1206.9-635.6-393.5ΔrHmθ=(-393.5-635.6)-(-1206.9)=177.8K

J·mol-1ΔrSmθ=(213.7+39.8)-92.8=160.7

J·K-1·mol-1例：计算反应CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的ΔrGmθ,并估算该反应自发进行的最低温度。∴ΔrGmθ=177.8－298×0.161=129.9K

J·mol-1ΔrGmθ＞0，该反应正向非自发若要使反应自发进行，则必须ΔrGmθ＜0即ΔrGmθ=ΔrHmθ－TΔrSmθ＜0T＞ΔrHmθ/ΔrSmθ=177.8/0.161=1104（K）4.

Gibbs-Helmholtz

方程：Gibbs-Helmholtz

方程的应用1、判断反应自发性2、估算反应进行的温度3.选择合理的合成方法G=H－TS（定温过程）

ΔHΔSΔG=ΔH－TΔS结论实例－＋任何温下ΔG＜0任何温度下自发进行2H2O2(l)=2H2O(g)+O2(g)＋－任何温度下ΔG＞0任何温度都不能自发CO(g)=C(s)+1/2O2(g)＋＋低温为正高温为负高温下自发进行CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)－－低温为负高温为正低温下自发进行HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(s)当G=0时,H=T转S

，T转=H/S等压下温度对反应自发性的影响例a属于(–，+）型

CH3CH=CHCH4(g)+0.5O2(g)CH2=CHCH=CH2(g)+H2O(g)rHm=-77kJ·mol-1rSm=+0.072kJ·mol-1·K-1rGm(T)=rHm

–TrSm=-77–0.072T在任意T时，rGm(T)<0，从热力学正向反应在标态下能自发进行。

但热力学只能说明反应的可能性。实际上，需使用催化剂。例b属于(+，–）型CO(g)C(s)+(1/2)O2(g)rHm=+111kJ·mol-1rSm=-0.090kJ·mol-1·K-1rGm(T)=H

–TS=111+0.090T在任意T，G(T)>0，即在标态和任意温度下，正向反应都不能自发进行。

寻找催化剂的任何努力都将是徒劳的。

例c属于(-，-）型

N2(g)+3H2(g)2NH3(g)

rHm

=-92.2kJ·mol-1rSm

=-0.199kJ·mol-1·K-1rGm

(T)=rHm

–TrSm

=-92.2+0.199T低温时,rGm

(T)为负,高温时，rGm(T)为正,T转

=H/S=92.2/0.199=463K（190℃)

例d属于(+，+）型

N2(g)+O2(g)2NO(g)

rHm=+18kJ·mol-1rSm=+0.025kJ·mol-1·K-1rGm(T)=rHm

–TrSm=181–0.025T

T转

=rHm/rSm=181/0.025=7200K

空气中的氧气在常压常温下，不能与氮气反应。但在雷电时，瞬间局部高温有可能使该反应发生。“雨水肥田”

已知298K时，ΔfHmθ(Br2，g)=30.71KJ·mol-1，ΔfGmθ(Br2，g)=3.14KJ·mol-1，则Br2（l）的摩尔蒸发熵为

J·mol-1·K-1，正常沸点为

℃。练习ΔrGmθ=3.14-0=3.14kJ·mol-1ΔrHmθ=30.71-0=

30.71kJ·mol-1ΔrSmθ=(ΔrHmθ-ΔrGmθ)/T=92.52J·K-1·mol-1Br2（l）=Br2（g）T=ΔrHmθ/ΔrSmθ=331.93K，或58.93℃相变时，ΔrGmθ=0本章小结1.热力学的基本概念及相互之间的联系与区别：体系、状态、状态函数、过程、途径；热、功、内能、焓、焓变、反应热、熵、自由能。热力学三定律、自发反应方向的判据。2.基本计算公式ΔS=Q可逆/TΔG=ΔH－TΔSΔU=Q+WQV=ΔUQP=ΔH

Homework298K时1g苯(l)在弹式量热计中完全燃烧，生成CO2(g)和H2O(l)，放热41.89kJ，求1mol苯燃烧反应的rUm和rHm

。

C6H6(l)+7.5O2(g)=6CO2(g)+3H2O(l)解:

1.下列标准熵的大小比较中，正确的是

A.Br2(g)<Cl2(g)<F2(g)(同温)