第五章 化学热力学初步
? 5.1 热力学第一定律
? 5.2 热化学
? 5.3 化学反应方向
无机化学
5.1 热力学第一定律
体系与环境
能量交换 物质交换
敞开体系 有 有
封闭体系 有 无
孤立体系 无 无
体系环 境
无机化学
一,化学热力学的常用术语 1
? 状态和状态函数：
状态由一些物理量来确定，如气体的状态由 P,V、
T,n 等来确定。
决定体系状态的物理量称为 状态函数。 P,V,T、
n 等均是状态函数。
? 途径和过程：
状态发生变化的经过 称过程。
完成这个过程的具体步骤称途径。
等温过程：反应前后温度不变 （ ?T = 0）
等压过程：反应前后压力不变 （ ?P = 0）
等容过程：反应前后体积不变 （ ?V = 0）
绝热过程：反应中体系与环境无热量交换 （ Q = 0）
无机化学
化学热力学的常用术语 2
? 热和功 （没有过程就没有热和功）
体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为 热
（ Q)。
Q>0,体系吸收热量
Q<0,体系释放热量
除热之外，体系与环境之间以其它形式交换或传递的能
量称为 功 （ W）。
W>0,体系对环境做功
W<0,环境对体系做功
? 内能,体系内部储存的总能量称为 内能 (U)。 U 为状态函
数。体系内能的绝对值至今尚无法知道 。
无机化学
二、热力学第一定律
?U = Q – W (封闭体系）
?U,体系内能的改变；
Q,体系吸的热；
W,体系对环境所做的功，可以是机械功、电功、
体积膨胀功等。
无机化学
5.2 热化学
1） 恒压热效应 Qp
如图所示的保温杯式量热计可用于测
定中和热、溶解热等溶液反映的热效
应。 (大气压下测定 )
Q放 = Q吸
Qp = Q溶液 + Q杯
设,c 为溶液的比热； V 为反应后溶液的
总体积； ?为溶液的密度； C 叫做量热
计常数，它代表量热计各部件热容量
之总和，即量热计每升高 1 ° C所需的
热量。又设溶液温升为
?t = t终 – t始 ° C，
则,Qp= c V ? ?t + C ?t
一,反应热的测量
无机化学
2） 恒容热效应 Qv
如图所示的弹式量热计可用于
测定燃烧热。
Q放 = Q吸
Qv = Q水 + Q弹
设：水浴中水量为 m (g),水
的比热是 4.18 J ·g-1 ·° C-1,
温升为 ?t ° C,则：
Q水 =4.18 × m × ?t
Q弹 = C × ?t
C 是量热计常数，可由标准物
质（如苯甲酸）进行标定。 绝热外套 钢弹（氧弹）
弹式量热计
无机化学
二,焓 (H)与焓变 (?H) (Enthalpy)
? 在恒压条件下，只做体积功时,W = P ?V，
则有：
?U = Qp – P ?V
或 Qp = ?U + P ?V
= (U2 –U1) + P(V2 –V1)
= (U2 + PV2) – (U1 + PV1)
? 定义,H ? U + PV （ 焓的定义）
得,Qp = H2 – H1 = ?H
即,?H = Qp （ 在数值上）
（封闭体系、等压过程、只做体积功）
无机化学
焓与焓变
? ?H,H 为状态函数 。
?H 反映了化学反应的热效应。
?H 为广度量（容量性质）,即与物质的量有关系的量。
（强度量：与物质的量无关系的量，无加合性。如温度）
? 在恒容条件下,?V = 0,体系不做体积功（也不
做其它功）,即 W = 0，
此时，热力学第一定律可表示为：
?U = QV
在此条件下，体系吸收的热量，只用于改变内能。
无机化学
三、利用焓变计算内能改变量
? 在 101.3 kPa 和 100 ° C 条件下，反应：
H2(g) + O2(g) = H2O(g)
的 ?H = -241.8 kJ/mol,求 ?U,
? 解,?U = ?H – P?V
恒温、恒压过程,P?V = ?ng RT
?ng 为产物和反应物气体的量之差。
?U = ?H – ?ng RT
= -241.8 –[(1 –1.5)× 8.31 × 10-3 × 373]
= -241.8 – (-1.50) = -240 (kJ/mol)
? 可以看出,?ng RT项相对于 ?H 项数值小得多，一般来
说可以用 ?H 来近似估算 ?U。（ Qp? Qv)
无机化学
四、热化学方程式 — 标明反应热效应的方程式
C(石墨 ) + O2(g) = CO2(g)
m o lKJH mr /5.3 9 3)2 9 8( ??? ?
25 ° C,标准状态,r,reaction (化学反应）
m,mol (摩尔）
?,热力学标准状态（标态）
注意,? 反应物、产物要配平
? 标明物质的状态
? 反应的焓变（热变化），是指,1 mol 反应”，
与反 应式的写法有关。
无机化学
五、热效应的计算
有些化学反应的 ?H 是无法
直接测定的，需计算，方法：
? 反应热加合定律（ Hess定律）
? 标准生成焓
? 键焓
无机化学
1、反应热加合定律（ Hess定律）
一个反应若能分解成 2步或几步实现，则总反应的
?H等于各分步反应 ?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
(3) C(石墨 ) + O2(g) = CO(g) =?
反应 (3) = 反应 (1) – 反应 (2)
? = – = -110.5 kJ/mol
?? 1H
?? 2H
?? 3H
2
1
2
1
?? 3H ?? 1H ?? 2H
无机化学
2,标准生成焓
? 在标态和 T(K) 条件下，由稳定态单质生成
1mol 化合物（或不稳定态单质或其它物质）时
的焓变叫做该物质在 T(K) 时的标准生成焓。记
作
? 稳定态单质,在标态及指定温度下 能稳定存在 的
单质。
? 稳定态单质的生成焓等于零。
)T(H mf ??
如,H2(g),Hg(l),Na(s) 是 H2(l),Hg(g),Na(g) 否
C (石墨） 是 C (金刚石） 否
白磷 是 红磷 否
无机化学
化学反应的焓变计算
?Hθ=??i ?Hfθ (生成物 )???i ?Hfθ (反应物 )
例,3 Fe2O3(s) + CO(g) = 2 Fe3O4(s) + CO2(g)
?Hθ= [ 2 × ?Hfθ,Fe3O4(s) + ?Hfθ,CO2(g) ]
– [ 3 × ?Hfθ,Fe2O3(s) + ?Hfθ,CO(g) ]
= [ 2 × (-1118） + （ -393.5)] (查表）
–[ 3 × (-824.2) + (-110.5)]
= -46.4 (kJ/mol)
无机化学
3、键焓
? 化学反应,原子间化学键的变化。
H—H (g) + Cl —Cl (g) = 2 H—Cl (g) ?Hθ= -184.6 kJ/mol
? 键焓：在标准状态和指定温度下，断开 气态 物质的 1 mol
化学键，并使之成为 气态 原子时的焓变，称为该化学键的键
焓。用符号 BE 表示。单位为 kJ/mol.
? 键焓是平均值。只能近似估算反应热效应。另外，键焓与键
能有一定差别。 (?U = ?H – P?V 等温、等压过程 )
H2O (g) = H (g) + H—O (g) D1 = 502 kJ/mol
H—O (g) = H (g) + O (g) D2 = 426 kJ/mol
H—O (g) 键焓的平均值为, 464 kJ/mol。
无机化学
键焓数据, 均为正值，键焓愈高化学键愈稳定
无机化学
用键焓计算反应热
H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (g)
?Hθ= – ( ??i BE (生成物 )???i BE (反应物 ))
= ??i BE (反应物 ) ? ??i BE (生成物 )
= [BEH-H + BEO?O]? 2 BEH-O
= [436 + 498] ? 2 × 464
= - 243.0 kJ/mol
注意：用键焓计算反应只限于气态物质。液态、固态时不能
计算。
H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l) ×
无机化学
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 (? Qv 等温等压,?V ? 0)
? ?H的 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
? 熵 （混乱度）增加
无机化学
5.3 化学反应的方向
一、熵（ S）（ Entropy)
熵是体系 混乱度 的量度 。
无机化学
5.3.1 熵（ S）
? 熵是体系 混乱度 的量度。
S = k ln W
k,Boltzmann 常数（ k = 1.3807× 1023 J/K)
W,微观状态数
S冰 < S水 < S汽
无机化学
一、熵的性质与热力学第三定律
? S是状态函数，有加合性。
? 热力学第三定律：任何理想晶体在绝对温度零
度时的熵值为零。 ( = 0)
? 理想晶体, 纯净而完美的晶体。理想晶体中的
质点完全停止了运动。（假想状态）
? 标准熵,1 mol 物质在标准状态下，所具有的
熵值叫标准熵，也叫绝对熵。符号：,单
位,J ? mol-1 ? K-1.
?mS
?mS
无机化学
二、熵值的一些规律
)()()( sSlSgS mmm ??? ??? 规定 ( H+(aq)的 =0,有些
Mn+(aq)的为负值。
? 同类物质摩尔质量 M 越大, 越大 。
（ 因为原子数, 电子数越多, 微观状态数目也就越多 。 ）
? 气态多原子分子的 值较单原子的大 。
O3 ? O2 ? O
? 摩尔质量相等或相近的物质, 结构越复杂, 值越大 。
CH3CH2OH ? CH3OCH3 （ 后者的对称性好 ）
? 温度增加, 值升高 。
? 压力对液态, 固态物质的熵值影响较小, 而对气态物质的
影响较大 。 压力增加, 值降低 。
?
mS
?
mS
?
mS
?
mS
?
mS
?
mS
无机化学
三、熵变与反应的自发性
? 熵增加原理,孤立体系有自发倾向于混乱度增
加的趋势。（ 热力学第二定律的熵表述 ）
?S孤 > 0 自发
?S孤 < 0 非自发
?S孤 = 0 体系处于平衡状态
? 但对于 封闭体系, 上述结论不适用：
-10 ° C 的液态水会自动结冰, 尽管是熵减少 。
因为结冰过程中, 体系放热到环境 （ ?H < 0)。
无机化学
5.3.2 Gibbs自由能（ G）
Gibbs 自由能的定义
G ? H – TS
(是状态函数）
无机化学
一、标准 Gibbs 生成自由能
在标准状态和指定温度下，由稳定态单质生
成 1mol 化合物（或非稳定态单质或其它形式
的物质）时的 Gibbs 自由能变。符号：
简写为 。单位,kJ/mol
)T(G mf ??
)T(G f??
无机化学
二、化学反应的 Gibbs 自由能变
反应物）生成物） (G(GG mfimfimr ??? ??????? ??
无机化学
三,Gibbs 自由能变 ( ?G)与自发反应
? 热效应,?H
? 混乱度（熵）,?S
? 综合判断参数,?G = ?H - T?S
? 等温过程
?G = ?H – T ?S （ 封闭体系）
?H < 0,?S > 0 ? ?G < 0 正向自发
?H > 0,?S < 0 ? ?G > 0 正向非自发
当 ?G = 0 体系处于平衡
无机化学
例
在标态,298 K时，
CO(g) + NO(g) = CO2 (g) + 0.5 N2 (g)
?G? = -344 (kJ/mol) ? 该条件下，自发
2CO(g) = 2C (s) + O2 (g)
?G? = +274 (kJ/mol) ? 该条件下，非自发
无机化学
T
(K)
1273873473
200
100
0
0
?H?= +178 (kJ / mol)
?G
? (T)
例,CaCO3(s) = CaO (s) + CO2 (g)
在标态,298 K时，
= +131 (kJ/mol) > 0 ? 该条件下，非自发
)s(C a C O,G)g(CO,G)s(C a O,GG 3f2ff ???? ???????
在标态下，升温到
1273K时,?G?< 0,反应
能够进行。
?G?(T) = ?H?298– T?S?298
?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) 。
四、温度对的 ?G 影响
无机化学
五,G-H方程的运用
?H? ?S?
?G?= ?H?-T ?S?
低温 高温
正向 反应自发性
随温度的变化
– + – – 任何温度下
均自发
+ – + + 任何温度下
均非自发
– – – + 低温时 自发
高温时 非自发
+ + + – 低温时 非自发
高温时 自发
当 ?G? = 0 时,?H? = T转 ?S?,T转 = ?H?/?S?
自发反应 非自发反应
无机化学
? 5.1 热力学第一定律
? 5.2 热化学
? 5.3 化学反应方向
无机化学
5.1 热力学第一定律
体系与环境
能量交换 物质交换
敞开体系 有 有
封闭体系 有 无
孤立体系 无 无
体系环 境
无机化学
一,化学热力学的常用术语 1
? 状态和状态函数：
状态由一些物理量来确定，如气体的状态由 P,V、
T,n 等来确定。
决定体系状态的物理量称为 状态函数。 P,V,T、
n 等均是状态函数。
? 途径和过程：
状态发生变化的经过 称过程。
完成这个过程的具体步骤称途径。
等温过程：反应前后温度不变 （ ?T = 0）
等压过程：反应前后压力不变 （ ?P = 0）
等容过程：反应前后体积不变 （ ?V = 0）
绝热过程：反应中体系与环境无热量交换 （ Q = 0）
无机化学
化学热力学的常用术语 2
? 热和功 （没有过程就没有热和功）
体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为 热
（ Q)。
Q>0,体系吸收热量
Q<0,体系释放热量
除热之外，体系与环境之间以其它形式交换或传递的能
量称为 功 （ W）。
W>0,体系对环境做功
W<0,环境对体系做功
? 内能,体系内部储存的总能量称为 内能 (U)。 U 为状态函
数。体系内能的绝对值至今尚无法知道 。
无机化学
二、热力学第一定律
?U = Q – W (封闭体系）
?U,体系内能的改变；
Q,体系吸的热；
W,体系对环境所做的功，可以是机械功、电功、
体积膨胀功等。
无机化学
5.2 热化学
1） 恒压热效应 Qp
如图所示的保温杯式量热计可用于测
定中和热、溶解热等溶液反映的热效
应。 (大气压下测定 )
Q放 = Q吸
Qp = Q溶液 + Q杯
设,c 为溶液的比热； V 为反应后溶液的
总体积； ?为溶液的密度； C 叫做量热
计常数，它代表量热计各部件热容量
之总和，即量热计每升高 1 ° C所需的
热量。又设溶液温升为
?t = t终 – t始 ° C，
则,Qp= c V ? ?t + C ?t
一,反应热的测量
无机化学
2） 恒容热效应 Qv
如图所示的弹式量热计可用于
测定燃烧热。
Q放 = Q吸
Qv = Q水 + Q弹
设：水浴中水量为 m (g),水
的比热是 4.18 J ·g-1 ·° C-1,
温升为 ?t ° C,则：
Q水 =4.18 × m × ?t
Q弹 = C × ?t
C 是量热计常数，可由标准物
质（如苯甲酸）进行标定。 绝热外套 钢弹（氧弹）
弹式量热计
无机化学
二,焓 (H)与焓变 (?H) (Enthalpy)
? 在恒压条件下，只做体积功时,W = P ?V，
则有：
?U = Qp – P ?V
或 Qp = ?U + P ?V
= (U2 –U1) + P(V2 –V1)
= (U2 + PV2) – (U1 + PV1)
? 定义,H ? U + PV （ 焓的定义）
得,Qp = H2 – H1 = ?H
即,?H = Qp （ 在数值上）
（封闭体系、等压过程、只做体积功）
无机化学
焓与焓变
? ?H,H 为状态函数 。
?H 反映了化学反应的热效应。
?H 为广度量（容量性质）,即与物质的量有关系的量。
（强度量：与物质的量无关系的量，无加合性。如温度）
? 在恒容条件下,?V = 0,体系不做体积功（也不
做其它功）,即 W = 0，
此时，热力学第一定律可表示为：
?U = QV
在此条件下，体系吸收的热量，只用于改变内能。
无机化学
三、利用焓变计算内能改变量
? 在 101.3 kPa 和 100 ° C 条件下，反应：
H2(g) + O2(g) = H2O(g)
的 ?H = -241.8 kJ/mol,求 ?U,
? 解,?U = ?H – P?V
恒温、恒压过程,P?V = ?ng RT
?ng 为产物和反应物气体的量之差。
?U = ?H – ?ng RT
= -241.8 –[(1 –1.5)× 8.31 × 10-3 × 373]
= -241.8 – (-1.50) = -240 (kJ/mol)
? 可以看出,?ng RT项相对于 ?H 项数值小得多，一般来
说可以用 ?H 来近似估算 ?U。（ Qp? Qv)
无机化学
四、热化学方程式 — 标明反应热效应的方程式
C(石墨 ) + O2(g) = CO2(g)
m o lKJH mr /5.3 9 3)2 9 8( ??? ?
25 ° C,标准状态,r,reaction (化学反应）
m,mol (摩尔）
?,热力学标准状态（标态）
注意,? 反应物、产物要配平
? 标明物质的状态
? 反应的焓变（热变化），是指,1 mol 反应”，
与反 应式的写法有关。
无机化学
五、热效应的计算
有些化学反应的 ?H 是无法
直接测定的，需计算，方法：
? 反应热加合定律（ Hess定律）
? 标准生成焓
? 键焓
无机化学
1、反应热加合定律（ Hess定律）
一个反应若能分解成 2步或几步实现，则总反应的
?H等于各分步反应 ?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
(3) C(石墨 ) + O2(g) = CO(g) =?
反应 (3) = 反应 (1) – 反应 (2)
? = – = -110.5 kJ/mol
?? 1H
?? 2H
?? 3H
2
1
2
1
?? 3H ?? 1H ?? 2H
无机化学
2,标准生成焓
? 在标态和 T(K) 条件下，由稳定态单质生成
1mol 化合物（或不稳定态单质或其它物质）时
的焓变叫做该物质在 T(K) 时的标准生成焓。记
作
? 稳定态单质,在标态及指定温度下 能稳定存在 的
单质。
? 稳定态单质的生成焓等于零。
)T(H mf ??
如,H2(g),Hg(l),Na(s) 是 H2(l),Hg(g),Na(g) 否
C (石墨） 是 C (金刚石） 否
白磷 是 红磷 否
无机化学
化学反应的焓变计算
?Hθ=??i ?Hfθ (生成物 )???i ?Hfθ (反应物 )
例,3 Fe2O3(s) + CO(g) = 2 Fe3O4(s) + CO2(g)
?Hθ= [ 2 × ?Hfθ,Fe3O4(s) + ?Hfθ,CO2(g) ]
– [ 3 × ?Hfθ,Fe2O3(s) + ?Hfθ,CO(g) ]
= [ 2 × (-1118） + （ -393.5)] (查表）
–[ 3 × (-824.2) + (-110.5)]
= -46.4 (kJ/mol)
无机化学
3、键焓
? 化学反应,原子间化学键的变化。
H—H (g) + Cl —Cl (g) = 2 H—Cl (g) ?Hθ= -184.6 kJ/mol
? 键焓：在标准状态和指定温度下，断开 气态 物质的 1 mol
化学键，并使之成为 气态 原子时的焓变，称为该化学键的键
焓。用符号 BE 表示。单位为 kJ/mol.
? 键焓是平均值。只能近似估算反应热效应。另外，键焓与键
能有一定差别。 (?U = ?H – P?V 等温、等压过程 )
H2O (g) = H (g) + H—O (g) D1 = 502 kJ/mol
H—O (g) = H (g) + O (g) D2 = 426 kJ/mol
H—O (g) 键焓的平均值为, 464 kJ/mol。
无机化学
键焓数据, 均为正值，键焓愈高化学键愈稳定
无机化学
用键焓计算反应热
H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (g)
?Hθ= – ( ??i BE (生成物 )???i BE (反应物 ))
= ??i BE (反应物 ) ? ??i BE (生成物 )
= [BEH-H + BEO?O]? 2 BEH-O
= [436 + 498] ? 2 × 464
= - 243.0 kJ/mol
注意：用键焓计算反应只限于气态物质。液态、固态时不能
计算。
H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l) ×
无机化学
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 (? Qv 等温等压,?V ? 0)
? ?H的 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
? 熵 （混乱度）增加
无机化学
5.3 化学反应的方向
一、熵（ S）（ Entropy)
熵是体系 混乱度 的量度 。
无机化学
5.3.1 熵（ S）
? 熵是体系 混乱度 的量度。
S = k ln W
k,Boltzmann 常数（ k = 1.3807× 1023 J/K)
W,微观状态数
S冰 < S水 < S汽
无机化学
一、熵的性质与热力学第三定律
? S是状态函数，有加合性。
? 热力学第三定律：任何理想晶体在绝对温度零
度时的熵值为零。 ( = 0)
? 理想晶体, 纯净而完美的晶体。理想晶体中的
质点完全停止了运动。（假想状态）
? 标准熵,1 mol 物质在标准状态下，所具有的
熵值叫标准熵，也叫绝对熵。符号：,单
位,J ? mol-1 ? K-1.
?mS
?mS
无机化学
二、熵值的一些规律
)()()( sSlSgS mmm ??? ??? 规定 ( H+(aq)的 =0,有些
Mn+(aq)的为负值。
? 同类物质摩尔质量 M 越大, 越大 。
（ 因为原子数, 电子数越多, 微观状态数目也就越多 。 ）
? 气态多原子分子的 值较单原子的大 。
O3 ? O2 ? O
? 摩尔质量相等或相近的物质, 结构越复杂, 值越大 。
CH3CH2OH ? CH3OCH3 （ 后者的对称性好 ）
? 温度增加, 值升高 。
? 压力对液态, 固态物质的熵值影响较小, 而对气态物质的
影响较大 。 压力增加, 值降低 。
?
mS
?
mS
?
mS
?
mS
?
mS
?
mS
无机化学
三、熵变与反应的自发性
? 熵增加原理,孤立体系有自发倾向于混乱度增
加的趋势。（ 热力学第二定律的熵表述 ）
?S孤 > 0 自发
?S孤 < 0 非自发
?S孤 = 0 体系处于平衡状态
? 但对于 封闭体系, 上述结论不适用：
-10 ° C 的液态水会自动结冰, 尽管是熵减少 。
因为结冰过程中, 体系放热到环境 （ ?H < 0)。
无机化学
5.3.2 Gibbs自由能（ G）
Gibbs 自由能的定义
G ? H – TS
(是状态函数）
无机化学
一、标准 Gibbs 生成自由能
在标准状态和指定温度下，由稳定态单质生
成 1mol 化合物（或非稳定态单质或其它形式
的物质）时的 Gibbs 自由能变。符号：
简写为 。单位,kJ/mol
)T(G mf ??
)T(G f??
无机化学
二、化学反应的 Gibbs 自由能变
反应物）生成物） (G(GG mfimfimr ??? ??????? ??
无机化学
三,Gibbs 自由能变 ( ?G)与自发反应
? 热效应,?H
? 混乱度（熵）,?S
? 综合判断参数,?G = ?H - T?S
? 等温过程
?G = ?H – T ?S （ 封闭体系）
?H < 0,?S > 0 ? ?G < 0 正向自发
?H > 0,?S < 0 ? ?G > 0 正向非自发
当 ?G = 0 体系处于平衡
无机化学
例
在标态,298 K时，
CO(g) + NO(g) = CO2 (g) + 0.5 N2 (g)
?G? = -344 (kJ/mol) ? 该条件下，自发
2CO(g) = 2C (s) + O2 (g)
?G? = +274 (kJ/mol) ? 该条件下，非自发
无机化学
T
(K)
1273873473
200
100
0
0
?H?= +178 (kJ / mol)
?G
? (T)
例,CaCO3(s) = CaO (s) + CO2 (g)
在标态,298 K时，
= +131 (kJ/mol) > 0 ? 该条件下，非自发
)s(C a C O,G)g(CO,G)s(C a O,GG 3f2ff ???? ???????
在标态下，升温到
1273K时,?G?< 0,反应
能够进行。
?G?(T) = ?H?298– T?S?298
?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) 。
四、温度对的 ?G 影响
无机化学
五,G-H方程的运用
?H? ?S?
?G?= ?H?-T ?S?
低温 高温
正向 反应自发性
随温度的变化
– + – – 任何温度下
均自发
+ – + + 任何温度下
均非自发
– – – + 低温时 自发
高温时 非自发
+ + + – 低温时 非自发
高温时 自发
当 ?G? = 0 时,?H? = T转 ?S?,T转 = ?H?/?S?
自发反应 非自发反应
无机化学
