第五章 化学热力学基础.ppt

1、第五章 化学热力学基础,5-1 化学热力学的研究对象 5-2 基本概念 5-3 化学热力学的四个重要状态函数 5-4 化学热力学的应用,5-1 化学热力学的研究对象,热力学是研究提高热机效率的实践中发展起来的。是专门研究能量相互转变过程中所遵循的法则的一门科学。即不需知道物质的内部结构，只以能量观点出发便可得到一系列规律的一门科学。把热力学的定律，方法，原理用来研究化学过程以及伴随这些化学过程而发生的物理变化，就形成了化学热力学，即用热力学的理论和方法研究化学。,在化学上经常碰到的问题是：一、两种或多种物质放在一起能否发生化学变化？二、如果发生了化学变化，将引起的能量的变化如何？三、反应进行的

2、程度如何？四、反应速度快慢。化学热力学解决前三个问题，不涉及第四个问题。,5-2 基本概念,一、体系（system）和环境（surrounding） 为了明确研究对象，指定所讨论的对象（物质或空间）与其余的物质与空间分开，所以热力学中称研究的对象为体系，称体系以外的其他部分为环境。,例如：NaOH与HCl在烧杯中进行中和反应，体系就是NaOH与HCl溶液环境是溶液以外的一切东西。如烧杯、溶液上方的空气等。又如，某容器中充满空气，我们要研究其中的氧气，则O2是体系，其他如N2、CO2、H2O等均为环境、容器也是环境。但我们所说的环境经常指那些和体系之间有密切关系的部分。,5-2 基本概念,从此例

3、中可以看到，体系和环境之间有时有实际的界面，如溶液和液面之上的空气之间，水和盛水的杯子之间就是这样；有时两者之间又没有实际的界面，如O2和N2混合气中作为研究体系的O2和作为环境的N2之间就属于这种情况。为了研究问题方便，可以设计一个假想的界面，如从分体积的概念出发，认为VO2以内是体系，外面则是环境，于是相当于有了体系与环境的界面。热力学上的体系必定是宏量级的，体系与环境是人为划分出来的，实际上是分不开的。 体系与环境合起来，在热力学上称为宇宙。,根据体系与环境的关系，通常将体系分为三类： 敞开体系(open system)：体系与环境之间既有能量交换又有物质交换；,封闭体系(closed

4、system)：体系与环境之间有能量交换没有物质交换；,孤立体系(isolated system)：体系与环境之间既无能量交换，又无物质交换。,5-2 基本概念,实际上真正的孤立体系是不存在的，例如地心引力，但影响很小，可以忽略。可以认为，孤立体系是一门科学的抽象，一极限，同理想气体一样。后面主要讨论封闭体系。,例：一个水杯中盛满热水，除有能量交换外，还有H2O（l）H2O（g）；为敞开体系;水杯加盖，只有能量交换,为封闭体系;水杯换为保温杯，能量、物质都无交换；为孤立体系。,敞开体系,封闭体系,孤立体系,5-2 基本概念,二、物质的量及单位（ mol）,定义：1摩尔的一系统物质的量，该系统中

5、所包含的基本单元数与 0.012kg碳12的原子数目相等； 在使用摩尔时，基本单元应予指明，可以是原子、分子、离子、电 子及其它粒子，或是这些粒子的特定组合。, 物质的量，这四个字是一个概念，不能把它分开，是表示组成物质的基本单元数目多少倍，则该系统中“物质的量”就是多少mol。 以Avogdro数为计数单位，较新测定的值为： NA=6.02209431023精确度110-6 定义的第二条的说明特别注意基本单元应予指明，为自然 存在的个体微粒，要表明何种粒子。 特定组合：例HAc、(HAc)2、一个方程式 可以加词冠：kmol、Mmol、mmol,注意：,5-2 基本概念,三、浓度, 物质的量

6、浓度（又叫体积摩尔浓度） cB=nB/V 质量摩尔浓度 mB=nB/wA 质量分数 溶解度,摩尔分数：某组分气体的“物质的量”与混合气体的总“物质的量”之比，称为该组分气体的“物质的量分数”（又叫摩尔分数）。 如n总nO2nN2n其它 则：nO2n总为氧气在混合气体中的摩尔分数 nN2n总为氮气在混合气体中的摩尔分数，一般用xi表示。,5-2 基本概念,广度性质（广度量）：具有加和性 强度性质（强度量）：没有加和性,5-2 基本概念,四、气体,气体的基本特征是：扩散性压缩性,4.1 理想气体定律即pV=nRT 这个方程称理想气体定律（Ideal gas law）或理想气体方程式，也称Clape

7、yron方程。这个方程以形式简单，变量多，适应范围广而著称，中学时就已熟悉。但在人类认识自然规律的长河中，这是经历了两个多世纪许多科学家的认真观察总结才取得的成果。这个涉及4个变量的方程式是汇总了若干只涉及2个变量的实验定律构成的（实际为四个定律的组合）。,5-2 基本概念,1n.T不变pVK1或PK1V或V 即Boyle law：当温度不变，一定量气体的体积与压力成反比,2pn不变VK2T 即查理盖吕萨克定律：在保持压力不变 的条件下，一定量气体和体积与热力学温度成正比。,3n.V不变pK3TCharles law(查理定律) 当体积保持不变时,一定量气体的压力与气体的热力学温并成正比。,4

8、pT不变VK4n 对于具体相同P.V.T值的A.B两种气体来说，由于 V=K4nAK4nB nAnB 即Avogadros law：在相同的温度和相同的压力下体积相同的气体中含有相同数量的气体分子。,5-2 基本概念,1、使用该方程时的条件。这个方程只适用于温度不太低压力不太高的“理想气体”。所谓理想气体，即分子本身没有体积,分子之间没有作用力，这种气体当然是不存在的。如果温度不太低（较高温度不低于0），因为温度足够高时，气体分子本身动能大，分子间作用力可忽略；压力不太高（较低压力，不高于100kpa），因为p小V大，分子本身体积可忽略。,2、R的取值。R为摩尔气体常数，也普适气体恒量，它的单

9、位数值决定于压力与体积的单位。（p201下) 例:如果压力为kpa，体积为L，R为8.3143kPaLmol1K-1 （p202 例5-3 5-4 5-6）,注 意：,5-2 基本概念,理想气体定律是处理一种纯气体时用的。假若体系是合气体，那么就必须用气体“分压”“分体积”的概念。如空气就是N2、O2、Ar等多种气体的混合物，当空气处于标准大气压时（100.00kPa），其中各组分气体的分压力各是多少？,4.2 混合气体分压定律,1、分体积，体积分数 分体积：指相同温度下，组分气体具有混合气体相同压力所占 的体积。,分体积定律：混合气体的总体积（VT）等于各组分气体的分 体积（V2）之和。 即

10、VTV1V2V3Vn。,5-2 基本概念,体积分数：每一组分气体的体积分数就是该组分气体的 分体积与总体积之比。体积分数常用Xj表示。 xi ni/ n总 例：若将1m3的空气完全分离，所得到的氧气在相同温度，相同压力下占有0.21m3体积，氮气0.78m3其它气体0.01m3所以V总VO2VN2V其它,5-2 基本概念,2、分压定律： 分压力：某种气体在混合气体相同温度下，单独占有容器（总体积）时所具有的压力。1807年Dalton总结了大量实验数据，提出了混合气体分压定律：混合气体的总压力等于组分气体的分压之和。即 p总p1p2p3pn or：某组分气体的分压的大小和它在气体混合物中的体积

11、分数（或摩尔分数）成正比。 即PiP总xi 证明：P总P1P2P3Pn 根据P总Vn总RT(n1+n2+nn)RT n1RTn2RTnnRT,5-2 基本概念,因为：niRTPiV 所以：P总VP1VP2VP3VPiV 所以：P总P1P2P3Pi 另外根据P总Vn总RTPiVniRT 得到PiniRT/V 可见分压Pi是组分气体B单独占有混合气体的体积V时显示的压力。,还可推出： PiPX总 即：分压等于总压与该组分摩尔分数之积 得出： PiP总nin njn总Pi/P总ViV总,有关计算：P203例5-7例5-8,5-2 基本概念,P203 例5-9 绝对湿度：空气中的不饱和水蒸气压； 相对

12、湿度：不饱和水蒸气压与饱和水蒸气压之比。,5-2 基本概念,气体分子不停地做无规则运动，尽量充满它所达到的空间，所以气体既没有一定的形状又没有一定的体积，那么气体分子的运动速率有无规律？ 实验：取一支玻璃管，在其左端放浸有浓氨水的棉花团，右端入浸有浓盐酸的棉花团，如图：,NH3分子向右扩散，HCl分子向右扩散，它们相遇时生成白色固体NH4Cl而出现白色雾环。观察到NH4Cl出现的地方不在玻璃的中间，而在偏右部位，左右距离约为3:2。说明NH3扩散速度快于HCl。,4.3 气体扩散定律,5-2 基本概念,1831年英国化学家Gratam Thomas总结：恒温恒压时，气体的扩散速率度与气体密度的

13、平方根成反比，这个结论称为气体扩散定律。若以ui 表示扩散速度，表示密度，则有：,式中A、B两种气体的扩散速度和密度分别用uA, uB , 表示。因为同温同压下，气体的密度与相对分子量Mi成正比，所以上式可改写成,即同温同压下，气体的扩散速度与其相对分子量的平方根成反比。,5-2 基本概念,可以通过测定气体的扩散速度求算气体物质的相对分子质量。 例：扩散速度三倍于水蒸气的气体的什么？答:,例：分离235U 238U 将其变为235UF6、238UF6 ，利用两者扩散速度的不同而分离。 Craham气体扩散定律是实验定律，只表明分子运动速率的比值，理论证明及速及速率的具体计算在后续课程介绍。,H

14、2,5-2 基本概念,五、相(phase),相：体系中物理性质和化学性质完全相同的任何均匀部分称为一个相。 相和相之间有明显的界面。,5-2 基本概念,六、热力学温度,又叫热力学温标，符号T，单位K（开尔文，简称开）。 p206,5-2 基本概念,状态：由一系列表征体系性质的物理量所确定下来的体系的存在形式称为体系的状态。 状态函数：籍以确定体系状态的物理量称为体系的状态函数，例如 p，V，T等。,例：某理想气体是我们研究的体系，其物质的量n=1mol，压强p=100kpa，体积v=22.4L，T273K我们说它处于标准状况。其中n.p.v.T就是体系的状态函数，理想气体的标准状况就是由这些状

15、态函数确定下来的体系的一种状态。,状态函数具有鲜明的特点: (1) 状态一定,状态函数一定。 (2) 状态变化,状态函数也随之而 变,且状态函数的变化值只与始态、终态有关,而与变化途径无关。,七、体系的性质和状态函数（state function）,5-2 基本概念,8.1 热由于温度不同，而体系与环境之间传递的能量就是热量。或者说，当体系与环境之间因温度有差别而进行交换或传递的能量，即热量。用“Q”表示：,体系吸热（热由环境流入体系）Q为正值（Q0） 体系放热（热由体系流入环境）Q为负值（Q0）,八、热(heat)与功(work),5-2 基本概念,8.2 功 除了以热量的形式传递以外的，其

16、他各种被传递的能量都可做功。用“W”表示。 伴随体系体积变化而产生的能量交换体积功，膨胀功。 除体积功以外其他所有形式的功称其他功，非膨胀功（有用功）。,5-2 基本概念,体积功：,非体积功: 体积功以外的所有其它形式的功,环境对体系做功W为正值（）,体系对环境作功，W为“”值。 Q、W是体系与环境交换能量的两种形式，不是物质状态的属性，所以它们不是状态函数。,5-2 基本概念,1、等温过程： 亦称恒温过程。过程中体系的始态终态温度保持不变T0,九、过程和途径(process aq是拉丁文aqua水的缩写)。,例：HCl（g）+aq=HClaq rH=-75.4kJmol-1 表明1molHC

17、l（g）溶于大量水形成无限稀溶液时的溶解热。,与温度、压力，溶剂种类有关。 习惯上不指明的则为298K,气体1105Pa,无限稀溶液：当溶液稀到再加入溶剂时没有热效应，观察不出来。,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,2.2.3 溶液中离子的生成热：严格称溶液中离子的标准摩尔生成热,定义：从标准状态的稳定单质生成1mol溶于足够大量水（即无限稀溶液）中的离子所产生的热效应。,例：Na(s)+1/2 Cl2(g)+aq =Na+aqCl-aq,溶液是电中性的，同时存在正、负离子，上述反应是Na+aq与Cl-aq的生成热之和。故此不能仅靠实验测定得到单独离子之生成热。但是我们若选定一种离子并指定

18、其生成热，即可由此得到各种离子在无限稀溶液中之生成热的相对值。这些数值虽非绝对的，但是我们仍然可用它们来解决溶液中反应热效应问题，就象利用生成热求反应热一样，因为我们所要的全是相对值，在同一基础上的相对值不受绝对值的影响。现在公认的规定是指定Haq生成热为零。由此即可以利用热化学的结果，以求得其他离子的生成热。,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,例：1mol HCl(g)在298K时溶于大量水中，并在水溶 液中形成Haq和Cl-aq 溶解过程放热74.7kJmol-1 查表fH(HCl,g) = -92.5kJmol1,解：该过程为：HCl(g）+aq =H+aqClaq rH =fH （

19、Haq）fH （Cl-aq） fH （HCl,g） 即74.7 =0 kJmol-1 fH (Cl-aq)(92.5 kJmol-1 ) 即得fH (Cl aq)= 167.2 kJmol-1,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,例：计算乙烯与水作用制备乙醇的反应焓变,Solution,2.2.4 由键能估算,结论：对一般反应 aA+bByY+zZ,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,化学反应的热化学小结：,热效应的定义与测量：焓与焓变（H, H ) H = QP(对等温等压不作非体积功的化学反应来说， H 就是该反应的反应热) (QP = Qv +p V Qv,等温等压、 V 0),H的

20、计算: Hess 定律、标准生成焓、键焓,H的意义： H 0 放热反应， 反应容易进行 H 0 吸热反应， 反应不容易进行,但是，H2O(s) = H2O(l) H = 6.01 kJ/mol 温度0，熵 （混乱度）增加,作业：1424,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,3.1 反应的自发性：化学反应的方向,人们的实际经验告诉我们，自然界的一切变化都有一定的方向和限度：电流从高电位流向低电位，水从高往低流，热以高温物体流向低温物体。化学反应中，Zn粒丢入CuSO4溶液，便会发生置换反应，AgNO3溶液中加入NaCl溶液，会生成AgCl.,三、熵(Entropy),5-3 化学热力学的四个重

21、要状态函数,不需要外力作用就能自动进行的过程就称为自发过程。,自然界进行的一切自发过程都具有不可逆性.,自发过程的特点：方向性，不可逆性，有一定的限度。,上述自发过程的逆过程都是非自发的，例生诱的铁不会自动无锈，Cu片不会把Zn置换出来.,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,冰融化、KCl溶解、气体混合等自发过程，都具有两个共同特点：都是非放热的；过程的生成物比反应物都处于更不规则或无序状态。通常用“混乱度”一词来表示体系的不规则或无序状态。混乱度增加了即体系变得更无序了。上述三个过程都是混乱度增加的过程。,根据大量统计发现，所有放热反应在室温298K和100kpa下基本都是自发的，同时许多

22、吸热过程都是非自发的。但也有一部分吸热过程也是自发的。,例如烧石灰 CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g) H=179kJmol,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,3.2 混乱度、熵和微观状态数 (randomness, entropy 而当其处于液态时，所有的单元可以总体系中自由移动,所以物质处于液态时其混乱度比固态时增加,即液态熵值大于固态,同理,物质处于气态时其熵值大于液态.而且温度升高,熵值亦增大。,结论：熵与物质状态有关,温度有关,物质的量有关.为广度性质。,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,粒子的活动范围愈大，体系的微观状态数愈多，体系的混乱度愈大.,(3) 熵与微观

23、粒子状态数关系,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,一密闭盒子被一隔板分成左右两部分，分子位于左边，撤去隔板，分子在两部分间扩散。,两个分子：仍在左侧，1/4；左右各一个，1/2；全在右侧，1/4 六个分子：仍在左侧，1/64；左右各三个，20/64；全在右侧，1/64 N个分子：仍在左侧，1/2n；左右各一半，Cnn/2/2n；全在右侧，1/2n 1mol气体，,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,1878年，L.Boltzman提出了熵与微观状态数的关系 S = kln S 熵 微观状态数 kBoltzman常量,玻耳兹曼 (Boltzmann L,1844-1906) 奥地利物理学家

24、.,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,(4)熵增原理： 在孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的。 S孤 系统和环境可视为一个孤立系统： S系S环，过程自发 S系S环，不可能发生的过程 (热力学第二定律:不可能把热从低温物体传到高温物体而不产生其他影响；不可能从单一热源取热使之完全转换为有用的功而不产生其他影响；不可逆热力过程中熵的微增量总是大于零。),5-3 化学热力学的四个重要状态函数,一个体系的熵究竟等于多少？前面提到，固态物质的混乱度最小，其熵值也应最小。在绝对零度时，晶体中有完美的秩序，其混乱度最小，即S0。这就是热力学第三定律：,在0K时，纯物质完整有序晶体在0K时的熵值

25、为零S0 (完整晶体，0 K) = 0,据此，通过实验和计算求得的各种物质在指定温度下的熵值，称为物质的规定熵（绝对熵）。一般将在标准压力下1mol纯物质的熵值叫做标准熵，用“Sm”表示。单位JK-1mol-1,0 K,稍大于0 K,3.3 绝对熵,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,3.4 标准摩尔熵,S = S T - S 0 = S T （ST:绝对熵） 在某温度T和标准压力下，1mol某纯物质B的绝对熵称为B的标准摩尔熵. 其符号为: Sm(B,相态,T) . 单位为：Jmol -1 K -1,若纯物质完整有序晶体温度发生变化， 0K TK，则,熵值的变化规律：（只是大多如此，但不是

26、必然）,a、同一物质根据状态比较slg 熵增 例：H2O,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,b、同类物质，根据摩尔质量比较，分子量大熵大。 F2203Cl2 223 Br2 245 I2 261,d、气态多原子分子的Sm值比单原子分子大，因为原子数多,微 观状态数量多。,c、相对分子质量相近，分子结构复杂的，Sm大 Sm(CH3OCH3,g) Sm(CH3CH2OH,g),e、反应前后增加了气体物质的量即n0熵增,f、升温熵增T高.熵S增T高 分子运动加剧,g、减压熵增，压力越大，微观粒子运动自由度越小,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,注意： 熵与焓、热力学能一样，为状态函数，并为广

27、度性质； 单质的绝对熵不等于零，一种化合物的规定熵也不是由单质生成化合物时的熵变；水溶液中单个离子的标准熵是相对于指定水合H离子的标准熵为零而求得。,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,对于化学反应，根据Hess定律，利用标准摩尔熵，可以计算298.15K时的反应的标准摩尔熵变：,3.5 化学反应熵变的计算,例：计算25 C 及标准状态下，下述反应的熵变。 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) 解： = 39.7 + 213.6 92.9 = 160.4 (J mol-1 K-1),5-3 化学热力学的四个重要状态函数,熵及其熵变小结：,熵的定义与性质： 是体系混乱度的量度。

28、为状态函数。,S的计算: 理想晶体在T=0 K时， = 0,S的意义：(孤立体系） S 0 反应正向 自发 S 0 反应正向 非自发,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,以上讨论可以看出，焓减少，熵增加，都可以使过程倾向于自发进行，但许多情况下，两者处于难以比较的状况。例KCl溶解，铁生锈等，所以需要一个新的函数，它能综合反映体系焓和熵两个状态函数，由它来判别过程的自发性。这个函数由美国耶鲁大学教授化学、数学和物理学家Gibbs于1876年提出并证明，即,GHTS T为热力学温度。,H、T、S都为状态函数G必定为状态函数，且为广度性质。 若体系的状态发生改变，其Gibbs自由能的变化用G表示

29、，封闭体系在等温等压条件下可能做的最大有用功。 有用功：反应能被完成其他功，如电功，机械功等对环境作物。,四、吉布斯自由能（Gibbs Free Energg）,4.1吉布斯自由能的定义,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,G0过程是自发的 G0过程是非自发的 G0反应处于平衡状态,Gibbs函数判据,4.2 应用Gibbs 函数（变）可以判据化学反应进行的方向,在定温定压下，任何自发变化总是体系的Gibbs 函数减小.,例：CH4（g）+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) rGm= 817kJmol-1 H2O（l）= H2(g)+O2(g) rG =237kJmol-1 非自发

30、结论:在恒温恒压下,凡是体系自由能减少的过程都能自发进行。,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,4.3 标准摩尔生成Gibbs函数,规定：最稳定单质的标准摩尔生成自由能都等于零; H（aq） 的标准摩尔生成自由能为零。,对于aA+bB = dD+eE 化学反应的标准摩尔Gibbs函数为:,标准生成吉布斯自由能：一纯物质的标准生成Gibbs自由能是在标准压力下，由稳定单质生成一摩尔该物质时反应的Gibbs自由能变化。简称标准生成自由能。用符号 表示单位kJmol1,=d fG (D)+efG (E)afG (A)+bfG (B),5-3 化学热力学的四个重要状态函数,该式表明：一个反应的标准摩

31、尔吉布斯自由能变化等于在标准压力下，按照所给反应式发生一摩尔反应时，产物的标准生成自由能总和减去反应物的标准生成吉布斯自由能的总和。 上式亦可写为：,注意：逆反应rGm与正反应的rGm数值相等，负号相反。 G为广度性质与参加过程物质的量成正比。 符合Hess定律：一般说适用于焓变的原理、规律都可用,用Dr Gm只能判断标准状态下反应的方向,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,例：求反应4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(l) 的rG，并指出反应是否是自发的。 解：查表得H2O的fG=237kJmol-1 NO的fG = 86.6kJmol-1 NH3的fG= 16.5kJm

32、ol-1 O2的fG = 0kJmol-1 rG=4(86.6)+6( 237) 4( 16.5) = 1010.8(kJmol-1),5-4 化学热力学的应用,1、化学反应等温式,用rGm只能判断反应体系中各物质都处于标准态，亦即各物质的活度恰好为1时，反应自发进行的方向。当反应体系中各种物质的活度是任意的人为选定值时，必需用rGm与rGm的关系为： rGm(T)rGm (T) RTlnJ R:气体常数8.314JK1mol-1 T：温度 J是体系在等温处于任状态时，指定的产物的活度系数次方的乘积与反应物活度系数次方乘积的比值，即活度商，对于反应,bB+dD=gG+hH可表示为J =,5-4

33、 化学热力学的应用,1. 气体反应：理想气体 a=p/p,溶液反应：理想溶液 a=c/c c=1molL-1,复相反应 固相和纯液相a=1,活度a：,5-4 化学热力学的应用,根据前面提到的体系的自由能，焓及熵的关系为GHTS，对一个反应来说，体系由状态1状态2，则有 G1H1-TS1 G2=H2TS2 G2G1（H2TS2）（H1TS1）（H2H1）T（S2S1） GHTS GibbsJW和HelmholtzHLF各自独地证明了这三个热力学状态函数的关系，故将此公式称GibbsHelmholtz公式。H与S随温度发生的变化是较小的（H通常为几十到几百KJ，S仅为几十几百J）,而G则在温度改变

34、时发生明显变化，可将上式近似处理，设H、S不随温度变化而变化，而用298.15K的H和S来代表任意温度的H、S，上式就写为： rG(T)= rH(298K)-TrS(298K) 如此标准态则有： rG (T)=rH(298K)-TrS(298K)因此可求出rG的近似值。,2、GibbsHelmholtz公式,5-3 化学热力学的四个重要状态函数,温度对G 的影响,CaCO3(s) = CaO (s) + CO2 (g) 例：在标态，298 K时， = - 604 + (- 394) - (-1129) = +131 (kJ/mol) 0 该条件下，非自发,在标态下，升温到1273K时，G 0,

35、 反应能够进行。 G(T) = H298 TS298 H 和 S 随温度变化很小，可用298K下的数据来计算任意温度下的G(T) 。,G(T),T (K),5-4 化学热力学的应用,5-4 化学热力学的应用,1、从表中可看出：四种类型各分为两大类，其中类型是类型的逆过程，二者的共同点是rH和rS的数值的符号相反。而类型是类型的逆过程，它们的rH和rS的数值的符号相同。,根据GibbsHelmholtz公式，可推出恒压下，温度对自发性的影响，有四种情况：,5-4 化学热力学的应用,第一大类：rH、rS符号相反，但rH与rS符号相同。对rG影响相同,换言之,rG在任何温度都具有与rH相同的符号,单独改变温度是不能调转反应自发进行的方向的。 第二大类：rH、rS符号相同,但对rG影响相反,反应取决于两者相对大小,rH数值大时,影响不了rG的符号,rH数值较小时，T就很关键，例KCl溶解，CuCO3分解等。,2、注意rGO表明反应可以自发进行，但并不说明反应一定要发生，因为还存在一速度问题。例H2O2H2O在室温下是自发的，但H2、