無機化學第3章-化學熱力學基礎課件

1、第 3 章化學熱力學基礎3 1 熱力學第一定律3 1 1 熱力學的基本概念和常用術語熱力學中，稱我們要研究的任何一部分真實世界為系統(tǒng)(舊稱體系)。1系統(tǒng)和環(huán)境未選為系統(tǒng)部分的一切事物為環(huán)境。HClNaOH桌 子研究對象系統(tǒng)環(huán)境Matter (H2O)Heat flow系統(tǒng)和環(huán)境Heat flow敞開體系封閉體系孤立體系根據體系與環(huán)境之間物質與能量的交換孤立體系 封閉體系 敞開體系 能量 物質 熱力學中，我們主要研究封閉體系。 2 狀態(tài)與狀態(tài)函數狀態(tài)：熱力學平衡態(tài)，是體系物理、化學性質的綜合表現。狀態(tài)函數：用來說明、確定系統(tǒng)所處狀態(tài)的宏觀物理量。如 n 、 T、 V、 p，是與系統(tǒng)的狀態(tài)相聯系的

2、物理量。狀態(tài)函數的特性 定值性狀態(tài)確定，狀態(tài)函數確定。系統(tǒng)的變化，用狀態(tài)函數的改變來描述。 狀態(tài)函數的改變，只與過程有關，而與途徑無關。 在計算有關狀態(tài)函數變化的問題時，只需明確系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)即可，而不需考慮具體的變化途徑。 同一體系，狀態(tài)函數之間相關。狀態(tài)函數的分類(1) 容量性質: 即廣度性質，如 V， m， U，H 等，具有加和性。(2) 強度性質：如 T， p， c， 等，不具有加和性。3過程和途徑 在一定的環(huán)境下，體系狀態(tài)發(fā)生變化的經過稱為過程，而把完成這個過程的具體步驟稱為途徑。n(H2)1 molT 100 Kp 100 kPan(H2)1 molT 200 Kp 100 kP

3、an(H2)1molT 200 Kp 300 kPan(H2)1molT 100 Kp 300 kPa1432等溫過程定壓過程定壓過程等溫過程4熱力學的標準狀態(tài)(1) 氣體物質的標準狀態(tài)，是氣體在指定溫度T，壓力p p的狀態(tài)， p100 kPa;(2) 純固體和液體的標準狀態(tài)，分別是在指定溫度T，壓力p p時純固體和純液體的狀態(tài)；(3) 溶液中溶質B的標準狀態(tài)，是在指定溫度T，壓力p p，質量摩爾濃度b b時溶質的狀態(tài)， b 1 molkg1 。5 功和熱系統(tǒng)狀態(tài)變化時與環(huán)境間的能量交換的三種形式：(1) 熱(heat)(2) 功(work)(3) 輻射(radiation) 熱力學中，只研究

4、系統(tǒng)在過程中與環(huán)境以熱和功兩種形式交換的能量。熱 由于溫度差引起的能量從環(huán)境到系統(tǒng)的流動 熱交換過程中，體系發(fā)生化學變化或相變。(變化過程中，溫度不變)熱用符號Q 表示， SI單位為J。規(guī)定：若系統(tǒng)吸熱，Q 0 系統(tǒng)放熱，Q 0 ； 環(huán)境對系統(tǒng)作功， W 0 。功 體積功是系統(tǒng)體積變化時所作的功。 其他各種形式的功統(tǒng)稱為非體積功，如電功、系統(tǒng)表面積變化時所作的表面功等。CP4D01014.SWF 計算理想氣體在定壓膨脹過程中所作的體積功定壓過程：環(huán)境壓力(外壓)保持不變的條件下，系統(tǒng)始態(tài)、終態(tài)壓力相同且等于環(huán)境壓力的過程： p1 p2 pe 常數W pe S l pe V pVF pe S 體

5、積功示意圖CP2G01003.JPG熱和功是與過程相聯系的物理量，系統(tǒng)不發(fā)生變化，就沒有熱或功，故熱和功均不是狀態(tài)函數。在處理熱和功的問題時，不僅要考慮過程，還必須考慮途徑。熱和功均不是狀態(tài)函數 一定量的理想氣體，從壓強 p1 16105 Pa，體積 V1 110 3 m3 經過兩個途徑分別恒溫膨脹至壓強 p2 1105 Pa，體積 V2 16103 m3 的狀態(tài)。p116V11p11V16p外1p116V11p18V2P外8p11V16p外1p 16 V16 Vp 始終態(tài)相同，經過兩個不同途徑做的功不相等。3 1 2 熱力學第一定律 對于一與環(huán)境沒有物質交換的系統(tǒng)(封閉系統(tǒng))，若環(huán)境對其作功

6、 W 、系統(tǒng)從環(huán)境吸收熱量 Q ，則系統(tǒng)的能量必有增加，根據能量守恒原理，增加的這部分能量等于W 與Q 之和： U Q W 定義U 為系統(tǒng)的熱力學能(內能)，其SI單位為J熱力學能是系統(tǒng)的狀態(tài)函數系統(tǒng)熱力學能的絕對值無法測量，可測量的只是U U Q W系統(tǒng)經由不同途徑發(fā)生同一變化時，不同途徑中的功或熱不一定相同，但功和熱的代數和卻只與過程有關，與途徑無關。例31 某過程中，體系從環(huán)境吸收熱量 1000 J，對環(huán)境做體積功 300 J。求過程中體系熱力學能的改變量和環(huán)境熱力學能的改變量。解：體系的熱力學能的變化 U QW 1000 J 300 J 700 J把環(huán)境作為研究對象 Q 1000 J,

7、 W 300 J環(huán)境熱力學能改變量為U Q W 700 J3 2 熱化學主要解決過程的能量效應問題，計算過程的功和反應熱。U Q W W體 Q W體 在計算應用過程中，不考慮非體積功。即：W 0 化學反應發(fā)生后，T始T終定容熱 QV若系統(tǒng)在變化過程中保持體積恒定，此時的熱稱為定容熱。V 0 W體 PV 0 QV U W體 U3 2 1 化學反應的熱效應1 恒容反應熱 在定容且不做非體積功的過程中，定容熱在數值上等于系統(tǒng)熱力學能的改變 由于熱力學能是狀態(tài)函數，所以雖然熱不是狀態(tài)函數，但定容熱只與過程有關，而與途徑無關。QV U 的物理意義 彈式量熱計的裝置，被用來測量一些有機物燃燒反應的恒容反應

8、熱CI2N00203.jpg2 恒壓反應熱 在恒壓過程中完成的化學反應稱為恒壓反應，其熱效應稱為恒壓反應熱，用Qp表示 UQpW Qp UWW pV QpUpV QpU2U1p(V2V1) 由于恒壓過程 p0 即 p2p1pQpU2U1p2V2p1V1 (U2p2V2)(U1p1V1) H U pV U，p，V 都是狀態(tài)函數，其組合也必為狀態(tài)函數，熱力學將 U pV 定義為新的狀態(tài)函數焓，符號 H,所以 Qp H 在恒壓反應過程中，體系吸收的熱量全部用來改變系統(tǒng)的熱焓 焓是系統(tǒng)的狀態(tài)函數，其數值的大小只與始態(tài)和終態(tài)有關，與途徑無關； 只能得到H，無法得到其絕對值； 焓是容量性質的函數，具有加和

9、性。焓 在定壓且不做非體積功的過程中，定壓熱在數值上等于系統(tǒng)的焓變 焓是狀態(tài)函數，故定壓熱只與過程有關，而與途徑無關。Qp H 的物理意義H 0 吸熱反應H 0 放熱反應 對液體或固體：V 0 QpH U 對有氣體變化的反應：根據 pV nRT在恒溫、恒壓下， pV ngRTH Qp U pV UngRTCI2N00202.jpg1 溫度計 2 絕熱蓋 3 絕熱杯 4 攪拌棒 5電加熱器 6 反應物3 反應進度概念 表示化學反應進行程度的物理量 符號 ，單位為 mol nB/B對于任意一個反應 A AB B G GH H 對于指定的化學計量方程，當nB等于B時，反應進度為 1，表示各物質按計量

10、方程進行的完全反應4 Qp 和QV 的關系(I)恒壓過程H1生成物 I T1 p2 V1 n2生成物 T1 p1 V2 n2反應物 T1 p1V1 n1(II)恒容過程H2H3(III)H1 H2 H3 即H1 U2 (p2V1p1V1)U3(p1V2p2V1)H1 U2 ( p1V2p1V1)U3H1 U2 ( p1V2p1V1) H1U2 nRT Qp QV nRT 對于理想氣體 U3 0, 則 得 當反應物與生成物氣體的物質的量相等(n0)時，或反應物與生成物全是固體或液體時，恒壓反應熱與恒容反應熱相等，即 Qp QV解： C7H16 (1) 11 O2 (g) 7 CO2 (g) 8

11、H2O(1) ng 7 11 4rHmrm ng RT 4807.12 (4) 8.314 298 10 3 kJmol 1 4817.03 kJmol 1 故其Qp值為 4817.03 kJ。例32 用彈式量熱計測得 298 K 時，燃燒 1 mol 正庚烷 的恒容反應熱 QV 4807.12 kJ，求其 Qp 值。3 2 2 蓋斯定律1 熱化學方程式 表示出反應熱效應的化學方程式 C(石墨) O2(g) CO2(g) rHm 393.5 kJmol 1書寫熱化學方程式的注意事項：(1) 用rHm或rUm分別表示定壓或定容摩爾反應熱。(2) 注明反應條件：如各反應物的溫度，壓力，聚集狀態(tài)等。

12、 如果沒有注明溫度，通常指298.15 K。 對于固態(tài)物質應注明其晶型。(3) 熱效應數值與反應式一一對應。(4) 正逆反應的熱效應，數值相等符號相反。熱化學方程式:(注意事項示例)H2 (g) 1/2O2 (g) H2O (g) rHm 241.8 kJmol 1H2 (g) 1/2O2 (g) H2O (l) rHm 285.8 kJmol 1H2O (l) H2 (g) 1/2O2 (g) rHm 285.8 kJmol 1N2 (g) 3H2 (g) 2NH3 (g) rHm 92.2 kJmol 11/2N2 (g)3/2H2 (g) NH3 (g) rHm 46.1 kJmol 1

13、SO2 (g) 1/2O2 (g)SO3 (g) rHm(298K)98.9 kJmol 1SO2 (g) 1/2O2 (g) SO3 (g) rHm(873K)96.9kJmol 1 2 熱化學定律(Hess定律) 一個反應若能分多步進行，則總反應的定壓(容)熱等于各分步反應定壓(容)熱的代數和。理論基礎：熱力學第一定律熱化學循環(huán)CI4D00051.swf H 是狀態(tài)函數，H(2) H2H1，H1 和 H2與反應經過的途徑無關，所以H 只與始態(tài)與終態(tài)有關rHm (1) rHm(2) rHm(3)正、逆反應的rHm ，絕對值相等，符號相反。反應的rHm 與反應式的寫法有關。各反應中，同一物質的

14、聚集狀態(tài)等條件應相同。所選取的有關反應，數量越少越好，以避免誤差積累利用蓋斯定律時應注意3 2 3 生成熱1 生成熱的定義 化學熱力學規(guī)定，某溫度下，由處于標準狀態(tài)的各種元素的指定單質生成標準狀態(tài)的 1 mol 某純物質的熱效應，叫做該溫度下該物質的標準摩爾生成熱 符號：fHm(T) SI 單位： kJmol 1指定單質： 一般是指 298 K 單質較穩(wěn)定的形態(tài)任意溫度下，任何指定單質的標準摩爾生成焓為 0，如： fHm(O2, g) = 0 fHm(H2O, l)= 0 fHm(Ag, s)= 02 應用及意義反fHm 反應物生成物同樣數量和種類的指定狀態(tài)單質rHm產fHm ？始態(tài)終態(tài)rHm

15、 產fHm 反fHm 根據此式，可以計算任一在標準狀態(tài)下的反應的反應熱。注意！不要丟了化學計量系數！例 3 3 求 Fe2O3(s) 3CO(g) 2Fe(s) 3CO2(g) 在 298 K 時的rHm. fHm(CO, g) 110.52 kJmol1 rHm (298 K) 3fHm(CO2,g) 2fHm(Fe,s) fHm(CO2, g) 393. 51 kJmol1解：查表得 fHm(Fe2O3, s) 824.2 kJmol1 fHm(Fe, s) 0 3fHm(CO,g) fHm(Fe2O3,s) 3(393.51)20 3(110.52)(824.2) kJmol1 25 k

16、Jmol13 2 4 燃燒熱 化學熱力學規(guī)定，在 100 kPa 的壓強下 1 mol 物質完全燃燒時的熱效應叫做該物質的標準摩爾燃燒熱，簡稱標準燃燒熱.符號: cHm單位: kJmol1 燃燒熱和反應熱的關系cHm 產fHm 反fHm 3 2 5 從鍵能估算反應熱化學反應的實質: 是反應物中化學鍵的斷裂和生成物中化學鍵的形成 斷開化學鍵要吸收熱量，形成化學鍵要放出熱量，通過分析反應過程中化學鍵的斷裂和形成，應用鍵能的數據，可以估算化學反應的反應熱。 解：由方程式 2 NH3(g) 3 Cl2(g) N2(g) 6HCl(g) 可知 反應過程中斷裂的鍵有：6個NH鍵，3個ClCl鍵； 形成的鍵

17、有：1個NN鍵，6個ClH鍵； 有關化學鍵的鍵能數據為：E(NH) 389 kJ/mol，E(ClCl) 243 kJmol1 E(NN) 645 kJ/mol，E(ClH) 431 kJmol1 2 NH3(g) 3 Cl2(g) N2(g) 6 HCl(g)例 3 4 利用鍵能估算下面反應的的熱效應rHm 6E(NH)3E(ClCl) 1E(NN) 6E(ClH) 63893243 19456431 kJmol 1 468 kJmol 1 與熱力學計算所得結果相近，具有一定的使用價值，但不能代替精確的熱力學計算和反應熱的測量 3 3 化學反應的方向3 3 1 過程進行的方式1 各種途徑的體

18、積功 同一過程，不同的途徑所做體積功不相同，二次膨脹途徑的體積功大于一次膨脹的體積功， 依次類推，無限次膨脹的 p 和 V 形成反比例的曲線曲線方程： pV nRT2 可逆途徑 同一過程，膨脹次數越多的途徑，pV折線越向 pV nRT 曲線逼近，體系所做的功越大，則有 SN：N 次膨脹途徑時pV折線下的面積 S：pV nRT 曲線下的面積lim SN S N 膨脹次數N趨近于無窮大時，體系所做的體積功是各種途徑的體積功的極限。 在該途徑中，使過程發(fā)生的動力是無限小的，過程所需的時間是無限長的；又因 N，故過程中體系無限多次達到平衡，即過程中體系每時每刻都無限接近平衡態(tài)。 從過程的終態(tài)出發(fā)，體系

19、會無限多次地重復膨脹過程中的種種平衡狀態(tài)，被壓縮回到過程的始態(tài)，也就是說這種途徑具有可逆性 這種途徑我們把它稱為可逆途徑3 3 2 化學反應進行的方向 把體系中各物質均處于標準狀態(tài)時做為基本出發(fā)點 來研究反應自發(fā)進行的方向自發(fā)過程與非自發(fā)過程(1) 一定條件下，不需環(huán)境對系統(tǒng)作非體積功就能進行的過程為自發(fā)過程； (2) 在環(huán)境對系統(tǒng)作非體積功條件下而進行的過程為非自發(fā)過程。 水從高處流向低處 熱從高溫物體傳向低溫物體 鐵在潮濕的空氣中銹蝕 鋅置換硫酸銅溶液反應在沒有外界作用下,體系自身發(fā)生變化的過程稱為自發(fā)變化.一切自發(fā)過程的本質特征：(1) 自發(fā)過程具有不可逆性，即它們只能朝著某一確定的方向

20、進行。(2) 自發(fā)過程有一限度平衡狀態(tài)。(3) 有一定的物理量判斷變化的方向和限度。對于化學反應，有無判據來判斷它們進行的方向與限度呢？19世紀中葉，經驗規(guī)則：任何沒有外界能量參加的化學反應，總是趨向于能放熱更多的方向。2Al(s)3/2O2(g)Al2O3(s) rHm 1676 kJmol1H2 (g) 1/2O2 (g) H2O (l) rHm 285.8 kJmol1 H2O (s) H2O (l) KNO3 (s) K(aq)NO3(aq)吸熱吸熱常溫常壓下不能自發(fā)進行的反應，在高溫下可自發(fā)進行的反應： CaCO3 (s) CaO (s) CO2 (g) 常溫常壓下，下列吸熱反應也是

21、自發(fā)的：自發(fā)過程的趨勢1.系統(tǒng)放熱，即rHm 0, 有些反應也可自發(fā)進行對系統(tǒng)混亂度的初淺理解：(1) 系統(tǒng)內部微觀粒子的運動劇烈程度(2) 系統(tǒng)內部微觀粒子的排列秩序1 混亂度和微觀狀態(tài)數3 3 4 狀態(tài)函數 熵微觀粒子的有序狀態(tài)微觀粒子的無序狀態(tài)系統(tǒng)混亂度增大ABCBACCABABCBACCABACBBCACBAACBBCACBAABCBACCABABCBACCABACBBCACBAACBBCACBAABCBACCABACBBCACBA 微觀狀態(tài)數為24ABABABBAABABBABAABBABABA 微觀狀態(tài)數為6微觀狀態(tài)數12(a)3粒子3位置 (b)3粒子4位置 (c)2粒子4位置

22、粒子的活動范圍越大，體系的微觀狀態(tài)數越多； 微觀狀態(tài)數可以定量地表明體系的混亂度，微觀狀態(tài)數越多，表明體系的混亂度越大 。 粒子數越多，體系的微觀狀態(tài)數越多。 體系的微觀狀態(tài)數 熵是系統(tǒng)的混亂度的量度。系統(tǒng)混亂度越大，表示系統(tǒng)熵值越高。 熵是狀態(tài)函數 熵用符號S表示，其SI單位為 JK1 任何理想晶體在絕對零度時，熵都等于零2 狀態(tài)函數熵3 熱力學第三定律和標準熵(1) 熱力學第三定律 在 0 K 時任何完整晶體中的原子或分子只有一種排列形式，即只有唯一的微觀狀態(tài)，其熵值為零 (2) 標準熵標準狀態(tài)下 1 mol 物質的熵值，也叫絕對熵符號：Sm單位：Jmol1K1(3)物質熵值變化的一般規(guī)律

23、具有加和性；同一物質，熵值隨溫度升高而增大；同一物質，Sm(g) Sm(l) Sm(s)；對于同一溫度下的分散體系而言，溶液的熵值總大于純溶質和純溶劑的熵值；同一類物質，摩爾質量越大，熵值越大；壓力對固液態(tài)物質熵值影響較小，對氣態(tài)物質熵值影響較大。(4)化學反應標準摩爾熵的計算rSm 0，熵增反應，有利于正向自發(fā)rSm 0，熵減反應，不利于正向自發(fā)rSm 產Sm 反Sm初步估計一個化學反應的熵變的一般規(guī)律對于氣體物質的量增加的反應，總是正值；對于氣體物質的量減少的反應，總是負值；對于氣體物質的量不變的反應，其值一般總是很小。rHm(T K)rHm(298K)rSm(T K)rSm(298K)兩

24、個重要的近似實驗證明，無論是反應的摩爾熵變還是摩爾焓變，受反應溫度的影響不大，所以，實際應用中，在一定溫度范圍內可忽略溫度對二者的影響。1 吉布斯自由能判據3 3 5 狀態(tài)函數 吉布斯自由能H2O2 (l) H2 O(l) 1/2O2 (g)rSm 0 rHm 0 ；標準態(tài)下任意溫度自發(fā)CO (g) C(石墨) 1/2O2 (g) rSm 0 rHm 0；標準態(tài)下任意溫度均不自發(fā)NH3 (g)HCl (g) NH4Cl(s) rSm 0 rHm 0；標準態(tài)下低溫自發(fā),高溫不自發(fā)CaCO3 (s) CaO(s) CO2 (g) rSm 0 rHm 0；標準態(tài)下,低溫不自發(fā),高溫自發(fā) 實 驗 事

25、實 必須綜合考慮反應的摩爾焓、摩爾熵變及反應的溫度條件，才能對等溫、定壓、不作非體積功條件下進行的化學反應的方向做出合理的判斷。 實 驗 事 實說明定義：吉布斯(Gibbs)自由能G H TS G是狀態(tài)函數， G的SI單位為J G的絕對值無法測量，可測量的只是G G具有加和性2 Gibbs自由能 和吉布斯亥姆霍茲(GibbsHelmholtz)方程 等溫過程，Gibbs自由能的變化 G H TS 當化學反應進度為1mol時系統(tǒng)的Gibbs自由能變rGm rGm rHm TrSm單位：Jmol1化學反應自發(fā)方向的判斷 rGm 0, 化學反應正向不可能自發(fā)進行，其逆過程自發(fā)； rGm 0 化學反應

26、系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)，即達到化學反應的最大限度。系統(tǒng)Gibbs自由能的變化等于系統(tǒng)可能對外作的最大非體積功rGm WmaxGibbs自由能變的物理意義若某化學反應在恒溫恒壓下進行，過程中有非體積功W非 則 U Q W體 W非 Q U W體 W非 U pV W非故 Q H W非在恒溫過程中，有可逆途徑吸熱最多 Qr HW非 TS HW非 即 (HTS) W非變形 (H2H1)(T2S2T1S1) W非 (H2T2S2)(H1T1S1) W非 S Qr T Qr 由三個狀態(tài)函數H，T，S 組成一個新的狀態(tài)函數，稱為吉布斯自由能，符號為G G H TS G2G1 W非 G W非 則 狀態(tài)函數G的物理意義

27、： G 是體系所具有的在恒溫恒壓下做非體積功的能力 G W非，反應以不可逆方式自發(fā)進行 G W非，反應以可逆方式進行； G W非，反應不能自發(fā)進行。則 G 0恒溫恒壓下不做非體積功的化學反應的判據為： 所以 若反應在恒溫恒壓下進行，且不做非體積功， 即 W非0 G 0，反應以不可逆方式自發(fā)進行； G 0，反應以可逆方式進行； G 0，反應不能自發(fā)進行。3 標準生成吉布斯自由能 化學熱力學規(guī)定，某溫度下由處于標準狀態(tài)的各種元素的指定單質生成 1 mol 某純物質的吉布斯自由能改變量，叫做這種溫度下該物質的標準摩爾生成吉布斯自由能，簡稱生成自由能 符號：fGm 單位：kJmol1 處于標準狀態(tài)下的

28、各元素的指定單質的生成自由能為零 溶液中離子的標準熱力學數據，是以H為參考標準而得到的相對值，規(guī)定在100 kPa下，1 molL1的理想溶液中H的標準生成焓、標準生成吉布斯自由能和標準熵都等于0。即： p100 kPa; c (H) 1 molL1fHm (H) 0;fGm (H) 0; Sm (H) 0需要說明的是：298 K，標準狀態(tài)下，化學反應Gibbs自由能變的計算(1) 利用標準生成吉布斯自由能變fGm計算rGm(298 K) 產fGm(298 K)反fGm(298 K)rGm (298K) 0, 反應正向不自發(fā)，逆過程自發(fā)；rGm (298K) 0 系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)。(2) 利用

29、GibbsHelmholtz)方程式計算rGm(298K) rHm(298K) 298rSm(298K)rHm(298K) 產fHm(298K)反fHm(298K)rSm(298K) 產Sm(298K) 反Sm(298K)(3) 任意溫度下rGm的估算標準狀態(tài)、任意溫度下化學反應自發(fā)方向的判斷：rGm(T) rHm(T) TrSm(T)若忽略溫度對rHm 和 rSm 的影響，則可得該式的近似式：rGm(T)rHm(298K) TrSm(298K)(4) 利用Gibbs自由能變狀態(tài)函數的加和性如果 反應(1) 反應(2) 反應(3)則 rGm(1) rGm(2) rGm(3)TiO2(s) 2C

30、l2(g) TiCl4(l) O2(g)rGm 173.2 kJmol1C(石墨) O2(g) CO2(g)rGm 393.5 kJmol1TiO2(s)2Cl2(g)C(石墨)TiCl4(l) CO2(g)rGm 220.3 kJmol1耦合(1) 判斷反應進行的方向和限度非標準態(tài) 標準態(tài) 反應進行的方向和限度rGm 0 rGm 0 rGm 0 反應正向不自發(fā)rGm 0 rGm 0 系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)3 3 6 Gibbs自由能變的應用 rHm 0 rSm 0 rGm 0 放熱熵增，任意溫度自發(fā) rHm 0 rSm 0 高溫：rGm 0 低溫：rGm 0放熱熵減，低溫有利 rHm 0 rSm

31、0 高溫：rGm 0 低溫：rGm 0 吸熱熵增，高溫有利 rHm 0 rSm 0 rGm 0吸熱熵減，任意溫度不自發(fā) (2) 判斷物質的穩(wěn)定性化合物的標準生成吉布斯自由能變fGm的負值越大，其穩(wěn)定性越大；化合物的標準生成吉布斯自由能變fGm的負值越小，甚至為正值的，其穩(wěn)定性越小。 fGm的值與溫度有關。注意具體問題要具體分析。(3) 選擇合理的合成方法BN的三種合成方法：用單質硼與氮氣反應B(s)1/2N2(g)BN(s) rGm 228.4 kJmol1用B2O3和NH3反應B2O3 (s)2 NH3 (g)2BN(s)3H2O(g) rGm 84.1 kJmol1用BCl3和NH3反應BCl3 (s) NH3 (g)BN(s)3HCl(g) rGm 109.1 kJmol1腐蝕原料價高(4) 估算反應進行的溫度轉變溫度rGm(T) rHm(T) TrSm(T)0 rHm 0 rSm 0 rGm 0 放熱熵增,任意溫度自發(fā) rHm 0 rSm 0 rGm 0 吸熱熵減,任意溫度不自發(fā) 兩種情況下均無轉變溫度(5) 化學反應的轉變溫度標準狀態(tài)下，反應達平衡狀態(tài)rGm 0時的溫度： T轉rSmrHmrHm 0 rSm 0 T T轉 反應正向自發(fā)rHm 0 rSm 0 T T轉 反應正向自發(fā) 例35 討論溫度變化對下面反應的方向的影響 CaCO3 ( s ) CaO ( s