大学普通化学《化学反应的方向与限度》课程讲义课件

高中化学·选择性必修化学反应的方向与限度焓变·熵变·吉布斯自由能·化学平衡2026年课程导览01自发与两大判据焓判据与熵判据的建立及其局限02综合判据吉布斯自由能公式与四象限判断03计算与限度ΔG的计算方法与平衡常数关联04应用与展望工业与生活中的热力学分析框架自发与两大判据无需外力，自然发生从现象到判据，认识反应的方向性01自发过程的两大特征无需外力，自然发生，这就是方向性自发过程由方向性主导——不受外力，仍能自行推进自发过程无需外界做功即能自动进行具有明确的方向性，过程不可逆例：水往低处流、热由高温传向低温自发反应给定条件下能够自动进行的化学反应典型代表：铁的锈蚀、氢气与氧气生成水易误解之处自发

≠快：金刚石转化为石墨速率极慢非自发

≠不能发生：需持续施加外力，如电解水必须持续通电易误解之处自发

≠快，非自发

≠不能发生焓判据及其局限结论：焓变不能独立作为判据焓与焓变3项焓

H=U+pV状态函数、广度性质，无直观物理意义等压反应热ΔH=Qp气体反应ΔH=ΔU+Δn(RT)焓判据2项放热反应

ΔH<0体系能量降低，有自发倾向经验规律多数燃烧反应与中和反应符合这一规律规律：放热有自发倾向盐类水解吸热，却能自发进行硝酸铵溶解溶于水吸热使溶液降温，溶解仍自发五氧化二氮分解吸热，常温下仍自发分解熵的概念与熵变“房间不整理自然变乱、墨水自动扩散，都是熵增的直观体现”熵衡量体系的混乱度，混乱度越大，熵值越大熵值大小的规律同种物质气态>液态>固态摩尔质量摩尔质量越大，熵值越大（乙烷>甲烷）温度温度越高，同一物质的熵值越大熵变计算式ΔS=S(生成物)-S(反应物)反应方向反应后气体分子数增加，则

ΔS>0熵判据与熵增原理混乱度增大，是自然界的倾向自发过程的方向，由熵变与焓变共同决定熵判据的局限：水在

0℃

以下自发结冰，ΔS<0

却仍然自发——熵判据不能独立使用，必须与焓变综合考量熵增倾向体系自发向混乱度增加的方向转变ΔS>0

的反应有利于自发进行热力学第二定律孤立系统中，自发过程的总熵永不减少克劳修斯表述：热量不能自发由低温传向高温开尔文表述：不可能从单一热源吸热并完全变成功综合判据焓与熵，合二为一一个公式，判断任何温度下的自发性02吉布斯自由能综合判据焓与熵，合二为一ΔG=ΔH-TΔS，一个公式统一两种倾向一个公式统一两种倾向ΔG=ΔH-TΔS由物理学家吉布斯于1873年提出，适用于恒温恒压条件。判断规则ΔG<0反应正向自发。ΔG=0反应达到平衡状态。ΔG>0反应正向非自发。物理意义系统所能做的最大非体积功等于吉布斯能的减少量。平衡态对应G达到最小值，反应不能按方程式进行到底。四象限判断自发性焓变与熵变的正负组合，决定温度是否关键焓变ΔH熵变ΔSΔG判定自发条件放热熵增恒小于零任何温度下自发吸热熵减恒大于零任何温度下非自发吸热熵增高温时转负高温自发放热熵减低温时转负低温自发前两种情况

ΔG符号与温度无关，后两种温度起决定作用转折温度的判断T转

是自发与否的临界点，与之比较的是热力学温度仅当

ΔH与ΔS同号时，温度才决定自发方向异号时ΔG符号固定，无需计算令ΔG=0，得ΔH=T转

×ΔST转=ΔH÷ΔSΔH>0、ΔS>0温度高于T转

才自发高温有利ΔH<0、ΔS<0温度低于T转

才自发低温有利典型反应的自发性分析合成氨反应放热+熵减反应特征氮气与氢气生成氨，放热且熵减自发性只能低温自发，高温时ΔG转正燃烧反应放热+熵增反应特征如甲烷燃烧，放热且生成气体使熵增自发性任何温度下均自发冰的融化与结冰正逆互换冰融化为吸热且熵增，高温自发水结冰为放热且熵减，低温自发正逆关系同一组

ΔH与ΔS

在正逆方向恰好互换计算与限度从公式到数值算得准，才能判得明03ΔG的三类计算方法判据落地，靠算得准ΔG三类计算路径：从标准生成自由能到焓熵组合，再到近似边界，按已知条件择法01方法一标准生成自由能法ΔG°=生成物标准生成自由能之和−反应物之和规定最稳定单质的标准生成自由能为零02方法二由焓变与熵变计算ΔG°=ΔH°−T×ΔS°适用于已知焓变与熵变的场合03方法三近似计算焓变与熵变随温度变化很小，可用室温数据近似但

ΔG本身随温度变化明显，不可近似ΔG随温度变化明显，不可近似计算中的易错点公式不难，难在细节单位必须统一2项焓变与熵变常用单位焓变常用

kJ/mol，熵变常用

J/(mol·K)代入前先换算代入前须将两者换算为

同一能量单位单位统一符号处理要谨慎2项正负号对应规则放热为负、吸热为正；熵增为正、熵减为负最常见失分点正负号代入出错是

最常见失分点符号代入转折温度的计算2项同号时的计算公式焓变与熵变同号时，计算

T转=|ΔH|÷|ΔS|结合符号判断自发方向再结合符号判断

高温自发

或低温自发T转判断范特霍夫等温式Q<KΔG<0：正向自发Q=KΔG=0：处于平衡Q>KΔG>0：逆向自发从标准态到任意态ΔG=ΔG°+R×T×lnQ非标准态自由能由标准值加反应商修正项构成Q

为反应商，形式与平衡常数相同，用当前浓度或分压代入关键推导达到平衡时

ΔG=0，此时Q等于K因此

ΔG°=-R×T×lnK该式把标准自由能变与平衡常数直接关联ΔG与化学反应的限度平衡不是停止，而是正逆速率相等反应进行到ΔG=0时，体系达到化学平衡的极限状态标准自由能变大于

41.84千焦每摩尔

时反应难以自发；零至该值之间可通过调节反应商推动平衡化学平衡的本质正逆反应速率相等，各组分浓度不再改变此时

ΔG=0，反应进度取到极限值限度由什么决定平衡常数K

反映反应进行的程度标准自由能变越负，平衡常数越大，反应越彻底应用与展望热力学，看得见的规律用一把标尺，读懂化学世界04合成氨中的热力学权衡理论上的最优，未必是工程上的最优热力学特征放热反应氮气与氢气生成氨：放热，焓变约为

-92.4kJ/mol熵减过程熵变约为

-198.7J/(mol·K)，属于熵减四象限判断由四象限判断，低温有利于正向自发工程上的矛盾平衡与速率的矛盾低温虽利于平衡，但反应速率太慢，难以投产综合权衡实际生产中需综合权衡温度、压力与催化剂热力学与动力学热力学只回答能否发生，动力学才决定快慢生活中的方向与限度自发与非自发，藏在每一天的细节里冰的融化与保存结冰与融化低温下水结冰自发，常温下冰融化自发加冰保存加冰保存食物，正是利用低温抑制变质食物为什么会变质变质是自发过程变质是自发过程，无需外力推动改变条件延缓冷藏与真空包装都是改变条件延缓自发电池为什么会没电放电是自发过程放电是自由能降低的自发过程充电是非自发过程充电则是非自发过程，必须外加电压驱动完整分析框架回顾从现象到判据，从计算到限度1判断是否为自发过程明确方向性2分析焓变与熵变看两者是否