無機化學(xué)及分析化學(xué)電子教案

無機化學(xué)及分析化學(xué)電子教案《無機化學(xué)》(第五版）大連理工大學(xué)無機化學(xué)教研室主編《無機化與分析化學(xué)習(xí)題解析》

林培喜陳東華朱玲編教材:《無機化學(xué)與分析化學(xué)》

哈爾濱工程大學(xué)出版社林培喜朱玲主編主要參考書：無機化學(xué)及分析化學(xué)成績評定1.作業(yè)、考勤、紀(jì)律2.期末考試項目比例（%）3070?

多功能計算器第一章化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)

第一節(jié)熱力學(xué)第一定律第二節(jié)熱化學(xué)第三節(jié)熱化學(xué)第二定律第四節(jié)化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變

熱力學(xué)是研究熱與其他形式的能量之間轉(zhuǎn)化規(guī)律的一門科學(xué)。熱力學(xué)的基礎(chǔ)是熱力學(xué)第一定律和熱力學(xué)第二定律。利用熱力學(xué)定律、原理和方法研究化學(xué)反應(yīng)以及伴隨這些化學(xué)反應(yīng)而發(fā)生的物理變化過程就形成了化學(xué)熱力學(xué)。化學(xué)熱力學(xué)主要研究和解決的問題有：（1）化學(xué)反應(yīng)及與化學(xué)反應(yīng)密切相關(guān)的物理過程中的能量變化；（2）判斷化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向和限度。第一節(jié)熱力學(xué)第一定律一、熱力學(xué)的一些基本概念二、熱力學(xué)第一定律三、焓(一)系統(tǒng)、環(huán)境和相

當(dāng)人們以觀察、實驗等方法進(jìn)行科學(xué)研究時，往往將某一部分物質(zhì)或空間與其余部分分開，作為研究的對象，這部分作為研究對象的物質(zhì)或空間稱為系統(tǒng)。

一、熱力學(xué)的一些基本概念在系統(tǒng)以外，與系統(tǒng)有互相影響的其他部分稱為環(huán)境。

根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間物質(zhì)和能量的交換情況的不同，把系統(tǒng)分為三類：（1）敞開系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間既有能量交換，又有物質(zhì)交換。（2）封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量交換，沒有物質(zhì)交換。（3）隔離系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間既沒有能量交換，也沒有物質(zhì)交換。系統(tǒng)分類示意圖

通常把只含有一個相的系統(tǒng)稱為均相系統(tǒng)；含兩個或兩個以上相的系統(tǒng)稱為非均相系統(tǒng)。

系統(tǒng)中物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)完全相同的均勻部分稱為相，相與相之間存在明顯的界面。(二)狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)

狀態(tài)函數(shù)的量值只取決于系統(tǒng)所處的狀態(tài)，其改變量取決于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，與實現(xiàn)變化的途徑無關(guān)。系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)分為兩類：（1）廣度性質(zhì)：廣度性質(zhì)具有加和性，某種廣度性質(zhì)的量值等于各部分該性質(zhì)量值的總和

(如m、V、n、U等）。（2）強度性質(zhì)：強度性質(zhì)不具有加和性，某種強度性質(zhì)的量值與各部分該性質(zhì)的量值相等（如T、P、ρ等)。

系統(tǒng)的狀態(tài)是系統(tǒng)的各種物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。在熱力學(xué)中，把用于確定系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。廣度性質(zhì)和強度性質(zhì)示意圖(三)過程和途徑

系統(tǒng)的狀態(tài)發(fā)生的任何變化稱為過程。完成某一過程的具體步驟稱為途徑。過程可分為以下幾類：（1）等溫過程：系統(tǒng)的始態(tài)溫度與終態(tài)溫度相同，并等于環(huán)境溫度的過程。（2）等壓過程：系統(tǒng)始態(tài)的壓力與終態(tài)的壓力相同，并等于環(huán)境壓力的過程。（3）等容過程：系統(tǒng)的體積不發(fā)生變化的過程。（4）循環(huán)過程：系統(tǒng)由某一狀態(tài)出發(fā)，經(jīng)過一系列變化又回到原來狀態(tài)的過程。（一）熱和功

由于溫度不同，而在系統(tǒng)與環(huán)境之間傳遞的能量稱為熱；用符號

Q

表示。系統(tǒng)從環(huán)境吸熱，Q＞0；系統(tǒng)向環(huán)境放熱，Q＜0。除熱以外，在系統(tǒng)與環(huán)境之間傳遞的其他能量都稱為功，用符號W

表示。環(huán)境對系統(tǒng)做功，W＞0；系統(tǒng)對環(huán)境做功，W＜0。功可以分為體積功和非體積功。體積功是系統(tǒng)發(fā)生體積變化時與環(huán)境傳遞的功；非體積功是除體積功以外的所有其他功，用符號表示。二、熱力學(xué)第一定律

熱和功都與實現(xiàn)過程的途徑有關(guān)，它們不是狀態(tài)函數(shù)。系統(tǒng)與環(huán)境之間有微量的熱交換和微量的功傳遞時，分別用和表示，有一定的熱交換和功傳遞時分別用Q

和W

表示。

系統(tǒng)反抗恒定外壓pex

使體積增大ΔV

，系統(tǒng)所做的體積功為（一）熱和功（二）熱力學(xué)能與熱力學(xué)第一定律

實驗表明，封閉系統(tǒng)由始態(tài)A經(jīng)由不同途徑變化到終態(tài)B

時，雖然Q

和W

各不相同，但Q+W

總是相同的，這表明Q+W

代表了一個狀態(tài)函數(shù)的變化，此狀態(tài)函數(shù)就是熱力學(xué)能。

上式表明：在封閉系統(tǒng)所發(fā)生的任意過程中，系統(tǒng)熱力學(xué)能的增加等于系統(tǒng)從環(huán)境吸收的熱與環(huán)境對系統(tǒng)所做的功之和。

熱力學(xué)第一定律是人類經(jīng)驗的總結(jié)，已為大量實驗所證實。熱力學(xué)第一定律又可表述為“第一類永動機是不可能造成的”。熱力學(xué)第一定律(實質(zhì)：能量守恒與轉(zhuǎn)化定律)三、焓（1）而對不做非體積功的等容過程：

ΔU＝QV

上式表明：對不做非體積功的等容過程，系統(tǒng)的熱力學(xué)能的增加在數(shù)值等于系統(tǒng)所吸收的熱。對系統(tǒng)發(fā)生的不做非體積功的過程：Δ

U=Q-pex

V

由于U、p和V都是狀態(tài)函數(shù)，因此它們的組合U＋pV也是狀態(tài)函數(shù)。這一狀態(tài)函數(shù)稱為焓，用符號H表示：

代入上式：H

U+pV（2）對不做非體積功的等壓過程：上式表明，對不做非體積功的等壓過程，系統(tǒng)所吸收的熱在數(shù)值上等于系統(tǒng)的焓的增加。三、焓第二節(jié)熱化學(xué)

一、反應(yīng)進(jìn)度二、熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)三、化學(xué)反應(yīng)的摩爾熱力學(xué)能變和摩爾焓變四、熱化學(xué)方程式五、赫斯定律六、化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變的計算一、反應(yīng)進(jìn)度

化學(xué)反應(yīng)一般可以寫成如下通式：上式常寫成下列簡單形式：通?？蓪懗扇缦赂唵蔚男问剑悍磻?yīng)進(jìn)度變：B的物質(zhì)的量改變B的化學(xué)計量數(shù)

引入反應(yīng)進(jìn)度的優(yōu)點：用任意一種反應(yīng)物或生成物表示反應(yīng)進(jìn)行的程度，所得數(shù)值都是相同的。應(yīng)用反應(yīng)進(jìn)度時，必須指明化學(xué)反應(yīng)方程式。與方程式的寫法有關(guān)

例1-110molN2和20molH2在合成塔混合后，經(jīng)多次循環(huán)反應(yīng)生成了4molNH3。試分別以如下兩個反應(yīng)方程式為基礎(chǔ)，計算反應(yīng)進(jìn)度變。（1）（2）解：生成4molNH3，消耗2molN2和6molH2。N2、

H2和NH3的物質(zhì)的量變化為：

（1）

（2）物質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)氣體

標(biāo)準(zhǔn)壓力(p=100kPa)下的純氣體液體固體標(biāo)準(zhǔn)壓力(p=100kPa)下純液體、純固體溶液中的溶質(zhì)標(biāo)準(zhǔn)壓力(p)下質(zhì)量摩爾濃度為1mol·kg-1(近似為1mol·L-1)無溫度的規(guī)定二、熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)

三、化學(xué)反應(yīng)的摩爾熱力學(xué)能變和摩爾焓變

對化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)的摩爾熱力學(xué)能變和摩爾焓變分別為：如果反應(yīng)物和生成物為液體或固體：如果有氣體物質(zhì)參加反應(yīng)：上式除以反應(yīng)進(jìn)度變?yōu)椋?/p>

對化學(xué)反應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)的焓變與熱力學(xué)能變之間的關(guān)系為：該式表明：對沒有氣體參與的化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)的摩爾焓變與反應(yīng)的摩爾熱力學(xué)能變近似相等。氣體的總物質(zhì)的量的改變

三、化學(xué)反應(yīng)的摩爾熱力學(xué)能變和摩爾焓變

rHm=-241.82kJ·mol-1

H2(g)+

O2(g)

H2O(g)

298.15K

100kPa如12書寫注意事項1.習(xí)慣上將化學(xué)反應(yīng)方程式寫在左邊，相應(yīng)的

rHm

或

rUm

寫在右邊，兩者之間用逗號或分號隔開。2.注明反應(yīng)的溫度和壓力。

2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)rHm=

-483.64

kJ·mol-13.注明反應(yīng)物和產(chǎn)物的聚集狀態(tài)，分別用s、l和g表示固態(tài)、液態(tài)和氣態(tài)，用aq表示水溶液，如果固態(tài)物質(zhì)存在不同的晶型，也要注明晶型。4.同一個化學(xué)反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計量數(shù)不同時，反應(yīng)的摩爾熱力學(xué)能變和摩爾焓變也不同。四、熱化學(xué)方程式——表示化學(xué)反應(yīng)與化學(xué)反應(yīng)的摩爾焓變或摩爾熱力學(xué)能變之間關(guān)系的化學(xué)方程式稱為熱化學(xué)方程式。熱化學(xué)方程式表示一個已經(jīng)完成的化學(xué)反應(yīng)，即△ξ=1mol的化學(xué)反應(yīng)。五、赫斯定律

1840

年，瑞士籍俄國化學(xué)家赫斯指出：一個化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成或分成幾步完成，反應(yīng)熱總是相等的。

可用通式表示為：可計算難以或無法用實驗測定的反應(yīng)熱。

赫斯定律推廣為：N

個反應(yīng)乘以系數(shù)后相加所得反應(yīng)的摩爾焓變，等于N

個反應(yīng)各自的摩爾焓變乘以系數(shù)后相加的總和。在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，上式可改寫為：五、赫斯定律

例

1-2

已知下列熱化學(xué)方程式：試?yán)煤账苟?，計算下列反?yīng)在298K時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。；；；解：

根據(jù)赫斯定律，上述反應(yīng)在298K時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?yōu)榱?、化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變的計算

對于在溫度T

下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)：反應(yīng)的摩爾焓變?yōu)椋?/p>

由于不知道焓的絕對值，不能利用上式計算反應(yīng)的摩爾焓變。為了方便地計算反應(yīng)的摩爾焓變，人們定義了標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓和標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓。

B的生成反應(yīng)可用通式表示為：

定義溫度

T時B的生成反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?yōu)?/p>

B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，用符號表示。（一）標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓對任意化學(xué)反應(yīng)：都可以由反應(yīng)物和生成物的生成反應(yīng)乘以各自的化學(xué)計量數(shù)后相加得到。根據(jù)赫斯定律，化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變等于反應(yīng)物和生成物的生成反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變乘以各自的化學(xué)計量數(shù)后相加的總和。參考單質(zhì)（反應(yīng)物）（通常為最穩(wěn)定單質(zhì)）生成物，vB=1

例1-3

航天飛機上的火箭助推器使用金屬鋁和高氯酸銨為燃料。有關(guān)反應(yīng)為試?yán)梅磻?yīng)物和生成物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓計算該反應(yīng)在298K時的標(biāo)準(zhǔn)焓變。解：298K時反應(yīng)物和生成物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?yōu)?298K時反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?yōu)椋?/p>

由參考單質(zhì)生成化學(xué)計量數(shù)為

+1

的稀溶液中某種離子的反應(yīng)稱為該離子的生成反應(yīng)。例如：

定義溫度T

時某離子的生成反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?yōu)樵撾x子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓。由于在水溶液中陽離子總是與陰離子同時存在，只能測量出陽離子和陰離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓之和。為了求得某離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，規(guī)定Ｈ+的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零，在此基礎(chǔ)上可求得其他離子的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓。例如，測定298K時Cl-

的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓時，先測定出下列反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變：反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?yōu)椋篊l-的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為：

例1-4

計算下列反應(yīng)在298K的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變：解：由附錄二查得：

298K時反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?yōu)椋?/p>

對任意有機化學(xué)反應(yīng)：,溫度T時反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變都可由反應(yīng)物和生成物的燃燒反應(yīng)乘以各自的化學(xué)計量數(shù)的相反數(shù)后相加得到。根據(jù)赫斯定律，有機化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變等于反應(yīng)物和生成物的燃燒反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變乘以各自的化學(xué)計量數(shù)的相反數(shù)后相加的總和。B的燃燒反應(yīng)的通式為：（P12）定義溫度T時B的燃燒反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?yōu)?/p>

B

的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓，用符號表示。（二）標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓

例1-5

乙酸與乙醇在濃硫酸催化下發(fā)生酯化反應(yīng)：

試?yán)脴?biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓計算上述反應(yīng)在298K時的標(biāo)標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。

解：298K時有關(guān)物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓分別為：298K時該反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?yōu)椋旱谌?jié)熱力學(xué)第二定律一、反應(yīng)熱與化學(xué)反應(yīng)的方向二、熵變與化學(xué)反應(yīng)的方向三、熱力學(xué)第二定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式自發(fā)過程：沒有外力的作用就能自動發(fā)生的過程。如：★水總是自發(fā)地從高處流向低處，直到水位相等時為止。水位的高低是判斷水流方向的判據(jù)。

★當(dāng)兩個溫度不同的物體接觸時，熱總是自發(fā)地從高溫物體傳向低溫物體，直到兩個物體的溫度相等為止。溫度的高低是判斷熱傳遞方向的判據(jù)。

★氣體總是自發(fā)地從氣壓高處流向氣壓低處，直到壓力相同時為止。壓力的高低是判斷氣體流動方向的判據(jù)。

化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向？一、反應(yīng)熱與化學(xué)反應(yīng)方向

早在19世紀(jì)70年代，法國化學(xué)家貝塞洛和丹麥化學(xué)家湯姆森提出，反應(yīng)熱是判斷化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)，只有放熱反應(yīng)才能自發(fā)進(jìn)行?！锘瘜W(xué)反應(yīng)中，很多放熱反應(yīng)298.15K，標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下是自發(fā)進(jìn)行的。例如:

CH4(g)+2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l)

rHm=-890.36kJ·mol-1

★實踐表明:有些吸熱過程(ΔrHm>0)亦能自發(fā)進(jìn)行。如：1.NH4Cl(s)→NH4+(aq)+Cl-(aq)rHm

=14.7kJ·mol-1

2.Ag2O(s)→2Ag(s)+O2(g)rHm=31.05kJ·mol-1

結(jié)論：反應(yīng)熱雖然是影響化學(xué)反應(yīng)方向的重要因素，但不是決定反應(yīng)方向的唯一因素。

二、熵變與化學(xué)反應(yīng)方向

——是指系統(tǒng)的不規(guī)則或無序的程度。系統(tǒng)越?jīng)]有秩序，其混亂度就越大。結(jié)論：室溫下自發(fā)進(jìn)行的吸熱反應(yīng)的共同特點，是反應(yīng)發(fā)生后系統(tǒng)的混亂度增大了，系統(tǒng)混亂度的增大是吸熱反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的推動力。

例如：

1.

NH4Cl(s)→NH4+(aq)+Cl-(aq)rHm

=14.7kJ·mol-1

分析：NH4Cl晶體中NH4+

和Cl-的排列是整齊有序的。

NH4C1晶體進(jìn)入水中后，形成水合離子(以aq

表示)并在水中擴散。在NH4Cl溶液中，無論是

NH4+(aq)、Cl-(aq)還是水分子，它們的分布情況比NH4C1溶解前要混亂得多。2.Ag2O(s)→2Ag(s)+O2(g)rHm=31.05kJ·mol-1

分析：反應(yīng)前后，不但物質(zhì)的種類和“物質(zhì)的量”增多，并產(chǎn)生了熱運動自由度很大的氣體，整個物質(zhì)體系的混亂程度增大。（一）混亂度

性質(zhì)(2)物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同其熵值不同；同種物質(zhì)

Sm(g)>Sm(l)>Sm(s)(4)物質(zhì)的熵值隨溫度的升高而增大；(5)氣態(tài)物質(zhì)的熵值隨壓力的增大而減小。（二）熵

——描述體系內(nèi)物質(zhì)混亂度大小的物理量。熵是狀態(tài)函數(shù)，單位：J·K-1。物質(zhì)(或體系)混亂度越大,對應(yīng)的熵值越大。例如：將一種純晶體物質(zhì)從0K升到任一溫度(T),

并測量此過程的熵變量(ΔS),則該純物質(zhì)在TK時的熵為：

ΔS

＝ST-S0

＝ST-0＝ST

≠0

(1)熱力學(xué)規(guī)定:把任何純物質(zhì)的完美晶體在0K時的熵值規(guī)定為零(S0＝0)。(3)分子的組成：聚集狀態(tài)相同的物質(zhì)，分子中的原子數(shù)目越多，混亂度就越大;若分子中的原子數(shù)目相同，則分子的相對分子質(zhì)量越大，混亂度就越大.熱力學(xué)第三定律

純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的摩爾規(guī)定熵稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，用符號表示。對溫度T下發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變可利用下式求算：（二）熵

例1-6

利用298K時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，計算反應(yīng)：在298K時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變。解：

298K時反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變?yōu)椋?/p>

大多數(shù)熵增大的吸熱反應(yīng)在室溫下不能自發(fā)進(jìn)行，但在高溫下可以自發(fā)進(jìn)行；而大多數(shù)熵減小的放熱反應(yīng)在室溫下能自發(fā)進(jìn)行，但在高溫下不能自發(fā)進(jìn)行。上述事實表明，化學(xué)反應(yīng)方向除了與反應(yīng)熱和熵變有關(guān)外，還受溫度的影響。三、熱力學(xué)第二定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式綜合考慮反應(yīng)熱、熵變和溫度的影響，判斷封閉系統(tǒng)在任何條件下化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)為：“=”：化學(xué)平衡狀態(tài)；“＞”表示可以反應(yīng)。熱力學(xué)第二定律：第四節(jié)化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變一、吉布斯自由能二、標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能三、化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變的計算四、溫度對化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變的影響在等溫、等壓不做非體積功條件下，由熱力學(xué)第二定律數(shù)學(xué)表達(dá)式得：≥上式可改寫為：≤一、吉布斯自由能定義：由以上兩式得：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，上式可改寫為：吉布斯自由能，狀態(tài)函數(shù)封閉系統(tǒng)在等溫、等壓不做非體積功條件條件下化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)摩爾吉布斯自由能二、標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能任意反應(yīng)：反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變的計算通式為：

B的生成反應(yīng)為:定義溫度T

時B的生成反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變?yōu)锽的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能，用符號表示。如果N

個化學(xué)反應(yīng)乘以系數(shù)后相加得到某一化學(xué)反應(yīng)，則該化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變等于N

個化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變乘以系數(shù)后相加的總和。三、化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變的計算1.298K

時化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變的計算對化學(xué)反應(yīng)，計算公式為：（一）化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變的計算

例1-7

試?yán)糜嘘P(guān)物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能，計算下列反應(yīng)：在298K

時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變，并判斷反應(yīng)在298K、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下進(jìn)行的可能性。解：298K時，反應(yīng)物和生成物的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能分別為：

該化學(xué)反應(yīng)在298K時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變?yōu)椋?/p>

，該反應(yīng)在298K、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下可以自發(fā)進(jìn)行。2.其他溫度時化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯

自由能變的計算

其他溫度時反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變計算公式為：

由于溫度對反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變和標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變影響較小，上式可改寫為：

例1-8

利用298K時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓和標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，計算下列反應(yīng)：在500K時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變。解：298K時反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變和標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變分別為：500K時反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變?yōu)椋荷鲜椒Q為化學(xué)反應(yīng)等溫式。反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變?yōu)椋?/p>

對任意化學(xué)反應(yīng)：

反應(yīng)商的定義式為:（二）非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯

自由能變的計算反應(yīng)商(2)對于稀溶液中的溶質(zhì)：(1)在溫度T時，對于氣體物質(zhì)：(3)對于純固體、純液體物質(zhì)和稀溶液中的溶劑：(Ag2O,s)=-11.2kJ·mol-1，空氣中

=0.21。