化学反应的方向课件.ppt

1、第二章 化学反应的方向 2.1 热力学第一定律 2.2 化学反应的热效应 2.3 吉布斯能和化学反应的方向物质 A 与物质 B 能否发生化学反应生成新的物质 C？如果反应能发生，它是放热还是吸热反应？吸收（或放出）多少热量？这些反应进行到什么程度为止？这些问题都属于化学热力学的研究范畴。热力学（thermodynamics）是研究各种形式的能量（如：热能、电能、化学能等）转换规律的科学。它的基础就是热力学第一定律和热力学第二定律。化学热力学是热力学原理在化学中的应用。一、基本概念体系（system）：热力学中被研究的对象。体系以外并且与体系密切相关的部分称为环境（surrounding）。烧杯

2、中的溶液是体系。烧杯和周围的空气都属于环境2.1 2.1 热力学第一定律热力学第一定律（一）体系和环境 2.如果体系与环境之间没有物质交换只有能量交换的体系称为封闭体系（closed system）。封闭系统 3.如果体系与环境之间既无物质交换也无能量交换的体系称为孤立体系（isolated system）。抽成真空孤立系统 热力学体系可分为三类：1.体系与环境之间既有物质交换又有能量交换的系统称为敞开体系（open system）。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一种存在形式，称为体系的状态。状态函数 确定体系状态的物理量，称为状态函数。例如某理想气体体系例如某理想气体体

3、系 n=2 mol，p=1.013 10 5 Pa，V=44.8 dm 3，T=273 K 这就是一种状态。是由这就是一种状态。是由 n、p、V、T 所确定下来的体所确定下来的体系的一种存在形式系的一种存在形式。因而因而 n、p、V、T 都是体系的状态函数。都是体系的状态函数。状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或几状态一定，则体系的状态函数一定。体系的一个或几个状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。个状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。（二）（二）状态和状态函数状态和状态函数根据描述体系性质的物理量与体系中物质的量的关系。一类具有广度性质的状态函数，如：V、n、m、u、H、S

4、、G 等。这类性质具有加合性。另一类具有强度性质的状态函数，如：T、P、等。这类性质没有加合性。研究状态和状态函数时应注意两点：1.描述一个系统所处的状态时，不必将所有的状态函数全部列出，通常只选择几个易于测定的相互独立的状态函数来描述系统的状态。如；PV=nRT 2.状态函数的变化值只取决于状态变化的始态和终态，而与变化的途径无关。如：50g 50C的水（始态）加热变为50g 80C的水（终态）。T=T（终态）-T（始态）=30C。状态函数（三）过程和途径 体系从一种状态变到另一种状态称为经历了一个过程。过程等温过程（isothermal process）T=0等压过程（isobar pro

5、cess）P=0 等容过程（isovolumic process）V=0 绝热过程（adiabatic process）Q=0 途径途径 完成一个热力学过程，可以采取多种不同的方式。我们把每种具体的方式，称为一种途径。过程着重于始态和终态；而途径着重于具体方式。体系从始态变到终态可经过不同的途径来完成途径途径 I373K100kPa373K50kPa298 K100kPa途径途径 II298K50kPa等压过程等温过程等压过程等温过程二、热力学第一定律（一）热和功 在热力学中，热（heat）是系统和环境之间由于温度差而交换的能量形式，常用符号“Q”表示。体系和环境之间除了热以外的一切能量交换形

6、式统称为功（work），常用符号“W”表示。热力学规定：系统向环境放热，Q为负值，即Q 0。系统对环境作功，W为负值，即W 0。热和功不是状态函数，热和功的变化数值与系统的变化途径密切相关。体积功图4-1 理想气体等温膨胀示意图理想气体 体系反抗外压 P外对环境所做的功可用下式计算：W=F l=P外A l =P外V式中：V为气体膨胀的体积；F为活塞所受到的外压力。（二）内能 热力学能（thermodynamic energy）又称内能（internal energy）。内能是系统内部一切能量形式的总和，常用符号“U”表示。内能是状态函数，它的变化值只取决于体系的始态和终态，与变化的途径无关。（

7、三）热力学第一定律 热力学第一定律（the first law of thermodynamics）就是能量守恒与转化定律。对于封闭体系，体系和环境之间只有热和功的交换。当体系发生了状态变化，若变化过程中从环境吸收热量为Q，环境对系统作功为W，按照能量守恒定律，系统的内能变化为：U=Q+W（热力学第一定律的数学表达式）例例2-1 2-1 某过程中，体系吸热某过程中，体系吸热 100 J100 J，对环境做功，对环境做功 20 J 20 J。求体。求体系的内能改变量。系的内能改变量。解解 由第一定律表达式由第一定律表达式 U =Q +W =100+U =Q +W =100+（2020）=80 (

8、J)=80 (J)体系的内能增加了体系的内能增加了 80 J80 J。一、等容反应热和等压反应热一、等容反应热和等压反应热等容等容条件下发生的反应，按照热力学第一定律：条件下发生的反应，按照热力学第一定律：U=QU=Qv v+W=Q+W=Qv v+P P VV式中：式中：Q Qv v表示等容反应热。由于表示等容反应热。由于V=0V=0，所以，所以，Q Qv v=U=U。等压等压条件下发生的反应，按热力学第一定律：条件下发生的反应，按热力学第一定律：U=U2U1=QpU=U2U1=Qp+W+W2.2 2.2 化学反应的热效应化学反应的热效应 在等压或等容而且体系只反抗外压做体积功的条件下，在等压

9、或等容而且体系只反抗外压做体积功的条件下，化学反应的热效应化学反应的热效应为当生成物和反应物的温度相同时，为当生成物和反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量。简称反应热。化学反应过程中吸收或放出的热量。简称反应热。式中：式中：QpQp表示等压反应热。表示等压反应热。如系统膨胀对外作功，则功为负值，如系统膨胀对外作功，则功为负值，W=PW=P外外VV ，所以上式改写为：，所以上式改写为：或或 Qp =U+P外外V又因是等压过程，又因是等压过程，P1=P2=P外，外，可得：可得：（U2+P2 V2）（U1+P1 V1）=Qp 令：令：H U+PVdef则：则：H=H2 H1=Qp U、

10、P、V都是状态函数，其组合（都是状态函数，其组合（U+PV）也是状态函）也是状态函数热力学中将这一状态函数称为焓（数热力学中将这一状态函数称为焓（enthalpyenthalpy），用符号），用符号“H”H”表示，具有广度性质（具可加性）。表示，具有广度性质（具可加性）。U2U1=Qp P外外V=Qp P外外（V2V1）大多数化学反应都是在等压、不作非体积功的条件下进行的，其化学反应的热效应Qp=H。若体系H0，则Qp 0，反应吸热；相反若体系H0，则Qp 0，反应放热。对于化学反应来说，若为吸热反应，则H生成物 H反应物相反若为放热反应，则H生成物 H反应物 若反应体系内的反应物、产物全是固

11、体或液体时，反若反应体系内的反应物、产物全是固体或液体时，反应过程中体积的变化很小，可以忽略。应过程中体积的变化很小，可以忽略。Q Qp p Q QV V反应，若反应，若反应中有气体参加，并假定所有的气体均为理想气体。则反应中有气体参加，并假定所有的气体均为理想气体。则 在等压或等容条件下，在等压或等容条件下，Q Qp p Q QV V ，反应热只取决于始态和终态，与变化的，反应热只取决于始态和终态，与变化的途径无关。途径无关。等容反应热与等压反应热的关系：等容反应热与等压反应热的关系：Q QV V =U =U Q Qp p=U+PV=U+PV Q Qp p=QV+PV=QV+PV Q Qp

12、p=Q=QV V+n+n（RTRT）n n为反应前后气态物质的物质的量之差。为反应前后气态物质的物质的量之差。对于反应前后气体的物质的量没有变化（n=0）的反应，以及纯液体或固体中的反应，体积变化极小，体积功可以忽略。H=Qp QV=UH=U+n（RT）由焓的定义式可知：H=U+PV，如作体积功的气体可以看成理想气体（PV=nRT）。等容反应热与等压反应热的关系：例2-2 已知298K时，反应 H2（g）+1/2O2（g）H2O（l）的等压反应热为-285.8KJmol-1。求该条件下的等容反应热。解：由公式 Qp=QV+n（RT）得 QV=Qp n（RT）由反应式可知n0（1+1/2）-1.

13、5。则 QV=285.8103Jmol-1（1.5）8.314JK-1mol-1298K282.1KJmol-1 上述反应虽然体积变化较大，但n（RT）的值与QV 或 QP 相比还是比较小的，对大多数反应来说，若要求不十分严格，QV 和 QP可认为近似相等。对于化学的热效应可归纳如下：1焓（H）是一状态函数，定义式为H=U+PV2在等容过程中，不做其它功时，QV=U3在等压过程中，只有体积功时，QP=H4对于理想气体反应，PV=nRT，QP=QV+n（RT）也可以表示为：0=g G+h H e E f F它也可用如下的通式表示：BBB0 式中：B代表相应的反应物或产物；vB为反应式中相应物质B

14、的化学计量数（stoichiometric number）；表示反应式中各物质求和。B对于反应物（reactant），vB为负值（如 vE=e，）；对于产物（product），vB为正值（如vG=g，vH=h ）。二、反应进度 对于任意的一个化学反应e E+f F=g G+h H 其中，e、f、g、h为化学计量系数。反应进度（反应进度（extent of reactionextent of reaction）表示反应进行的程度，常用符号“”（希腊字母读作“ksi”）表示。BBBnn）（）（0式中：nB（0）为反应进度 =0 时 B 的物质的量；nB（）为反应进度 时 B 的物质的量；例2-3

15、10.0 mol H2 和 5.0mol N2 在合成塔中混合后，经过一定时间反应生成2.0mol NH3，反应式可写成下列两种形式：（1）N2+3H2=2NH3（2）1/2N2+3/2H2=NH3分别按（1）和（2）两种方程式求算此反应的反应进度。解：反应在不同时刻各物质的量为：n（N2）/mol n（H2）/mol n（NH3）/molt=0 =0 时 5.0 10.0 0t=t =时 4.0 7.0 2.0 按方程（1）求 ：molmolmolHHnmolmolmolNNnmolmolmolNHNHn0.13100.70.110.50.40.1200.2222233）（）（）（）（）（）

16、（按方程（2）求 ：molmolmolHHnmolmolmolNNnmolmolmolNHNHn0.223100.70.2210.50.40.2100.2222233）（）（）（）（）（）（从以上的例题可以看出以下两点：1.对同一个化学反应方程式，反应进度 的值与选择参与反应的那一种物质来求算无关。2.当化学反应方程式的写法不同，或者说化学反应的基本单元定义不同，反应进度的值也不同。三、热化学方程式三、热化学方程式 化学反应的热效应是当生成物与反应物的温度相同时，化学反应中吸收或放出的热量。表示化学反应与热效应关系的方程式，称为热化学方程式。如：）（）（石墨）（）（）（）（）（）（）（）（）（

17、gCOgOClOHgOgHlOHgOgH222222221232221115.298115.298115.2985.3936.5718.285molkJHmolkJHmolkJHmrmrmr 3.当反应进度为1摩尔时,是指各物质的物质的量改变与其计量系数相等。mrH热效应符号的几点说明：“H”表示等压反应热（或焓变），负值表示放热，正值表示吸热；“r”表示反应；“m”表示反应进度为1mol的反应热（反应进度与反应式的写法有关）；“”表示标准态。国家规定的热力学标准态：标准压力下的纯气体，或混合气体中分压为标准压力的某气体，并认为气体均具有理想气体的性质。标准压力下的纯液体（或纯固体）溶液中的溶

18、质：标准压力下，溶质的浓度为1mol/L或质量摩尔浓度为1mol/kg，且符合理想稀溶液定律的溶质。标准态明确指定了标准压力P 为100kPa，未指定温度。写热化学方程式时，需要注意以下几点：（1）因反应热与方程式的写法有关，必须写出完整的化学反应计量方程式。数值大小与方程式中各物质的计量系数之间成正比关系。如：（2）要标明参与反应的各种物质的状态，用“g”表示气态、“l”表示液态、“s”表示固态、用“aq”表示水溶液。如固体有不同的晶型，还要指明是什么晶型的固体。（3）要表明温度和压力。如果反应在标准态下进行，要标上“”。按习惯，如反应在298.15K下进行，可不标明温度。（4）在相同条件下

19、，正反应和逆反应的反应热数值相等，符号相反。H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)115.298115.298molkJ3.92molkJ6.184mrmrHHHCl(g)(g)Cl21(g)H2122mrH四、反应热的计算四、反应热的计算 一个化学反应不管是一步完成或是几步完成，它的反应热都是相同的。这就是著名的Hess定律。由已知的热化学方程式计算反应热 有些化学反应的热效应可由实验直接测定，有些则不 能。如：）（）（）（gCOgOsC221 但利用Hess定律，很容易的从已知的热化学方程式求算出它的反应热。（一）Hess定律只对等容过程或等压过程才适用。例2-4 已知在298.15K下，

20、下列反应的标准摩尔焓变mrH）（）（）（）（gCOgOsC12211mmolkJ5.393,rH）（）（）（）（gCOgOgCO2222112mmolkJ99.282,rH求：）（）（）（）（gCOgOsC3221?,rH3m的解：C（s）+O2（g）CO2（g）（）（gOgCO2211mrH，（1）2mrH，（2）3,mrH（3）根据Hess定律：23,1，mmmrHrHrH）（）（）（gCOgOsC22）（）（）（gCOgOgCO2221）（）（）（gCOgOsC22111mmolkJ5.393,rH12mmolkJ99.282,rH13mmolkJ5.110,rH 从例2-4可以看出：H

21、ess定律可以看成是“热化学方程式的代数加减法”。“同类项”可以合并、消去，移项后要改变相应物质的化学计量系数符号。若运算中反应式要乘以系数，则反应热也要乘以相应的系数。213,，mmmrHrHrH-393.5kJmol-1-（-282.99)kJmol-1-110.5kJmol-1例2-5 已知298.15K标准状态下，下列反应的 mrH）（）（石墨）（gCOgOC12211mmolkJ5.393,rH）（）（）（）（lOHgOgH22221212,mrmolkJ8.285H）（）（）（）（lOH2gCO2O2lCOOHCH3222313mmolkJ2.874,rH 求反应（4）2C（石墨）

22、+2H2（g）+O2（g）=CH3COOH（l）的?rH4,m 解：观察反应（4）与反应（1）、（2）、（3）之间的数量关系有：（4）=2（1）+2（2）（3）（）（）（）（gCOgOsC122）（）（）（）（lOHgOgH222212）（）（）（）（lOH2gCO2O2lCOOHCH322232C（s）+2H2（g）+O2（g）=CH3COOH（l）2+211mmolkJ5.393,rH12,mrmolkJ8.285H13mmolkJ2.874,rH14,mmolkJ4.484rH2+2（二）标准生成焓对于等压只作体积功的任意一反应：aA+bB=dD 热力学规定：在指定的温度下，由标准状态下

23、的各元素的最稳定单质生成标准状态下1mol纯物质D时的热效应，称为物质 D 的标准摩尔生成焓（molar enthalpyof formation），用符号“fHm”表示，单位为kJmol-1。并规定：各元素最稳定单质的标准生成焓为零。f 表示生成（formation）。如果一种元素有几种结构不同的单质，只有一种是稳定单质。如：碳有石墨和金刚石，稳定单质是石墨；磷有红磷和白磷，白磷是稳定单质；O2和O3，O2是稳定单质。例如：H2O（l）的标准摩尔生成焓fHm（H2O，l，298.15K）是下列生成反应的标准摩尔焓变：H2（g，298.15K，P）+1/2O2（g，298.15K，P）=H2O

24、，（l，298.15K，P ）fHm（H2O，l，298.15K，P ）=285.8kJmol-1mrH=mfH（产物）mfH（反应物）例2-6 利用298.15K时，有关物质的fHm 数据，求算下列反应在298.15K的 ，mrH4NH3（g）+5O2（g）=4NO（g）+6H2O（l）解：查附表得到298.15K时：13mfmolkJ9.45)g,NH(H1mfmolkJ3.91)g,NO(H12mfmolkJ8.285)l,OH(H0)g,O(H2mf=4)g,NO(Hmf+6)l,OH(H2mf 4)g,NH(H3mf=491.3kJmol-1+6（-285.8）kJmol-1 4（-

25、45.9）kJmol-11molkJ1166（反应物）产物）mfmfmrHHH(2.3 Gibbs自由能和化学反应的方向 一、自发过程及其特征 自发过程（自发过程（spontaneous process）是在一定条件下不需要是在一定条件下不需要任何外力就能自动进行的过程。任何外力就能自动进行的过程。自发过程具有如下基本特征：自发过程具有如下基本特征：（1）单向性。）单向性。（2）具有作功的能力。）具有作功的能力。（3）具有一定的限度。）具有一定的限度。1876年美国科学家Gibbs证明在等温等等温等压下，压下，如果一个反应能被用来作功，被用来作功，则该反应是自发的，反之为非自发二、系统的熵和熵

26、变二、系统的熵和熵变判断化学反应能否进行以及进行限度的判据？判断化学反应能否进行以及进行限度的判据？19世纪中叶认为世纪中叶认为焓变焓变影响化学反应方向：影响化学反应方向：放热反应能自发进行；吸热反应不能自发进行。放热反应能自发进行；吸热反应不能自发进行。综上所述，反应的焓变对反应进行的方向有一定影响，即放热是化综上所述，反应的焓变对反应进行的方向有一定影响，即放热是化学反应进行的一种趋势，但不是唯一影响因素。学反应进行的一种趋势，但不是唯一影响因素。如氢氧反应生成水、甲烷的燃烧等放热反应能自发进行。如氢氧反应生成水、甲烷的燃烧等放热反应能自发进行。而冰的融化、而冰的融化、NH4Cl固体溶于水

27、等固体溶于水等 反应在常温下能自发进反应在常温下能自发进行。还有一些自发反应如两种理想惰性气体间的自由扩散过行。还有一些自发反应如两种理想惰性气体间的自由扩散过程，即不放热也不吸热。可见，使气体自发扩散的原因不是程，即不放热也不吸热。可见，使气体自发扩散的原因不是热效应。热效应。是什么原因使得非放热反应也能自发进行呢？是什么原因使得非放热反应也能自发进行呢？通过实验得出自发反应的一个共同点是生成物比反应通过实验得出自发反应的一个共同点是生成物比反应物处于更不规则、更混乱的状态，即体系的混乱度增大。物处于更不规则、更混乱的状态，即体系的混乱度增大。体系的混乱度体系的混乱度增大是化学反应进行的又一

28、趋势。增大是化学反应进行的又一趋势。1.混乱度和微观状态数混乱度和微观状态数 生成物分子的活动范围变大；活动范围大的分子增多。体系生成物分子的活动范围变大；活动范围大的分子增多。体系的混乱度变大，这是一种趋势。的混乱度变大，这是一种趋势。定量地描述体系的混乱度，则要引进微观状态数定量地描述体系的混乱度，则要引进微观状态数 的概念。的概念。考察体系的微观状态，即微观上的每一种存在形式。考察体系的微观状态，即微观上的每一种存在形式。3 个粒子的体系，个粒子的体系，(1)在一个体积中运动在一个体积中运动 简化之，凡在一个体积中不再考虑相简化之，凡在一个体积中不再考虑相对位置变化。于是，此时只有一种微

29、观状态，对位置变化。于是，此时只有一种微观状态，。ABC =13=1 (2)在两个体积中运动，在两个体积中运动，ABCABCBACCABABCBCAACBABC =23=8 由以上数据可得出：由以上数据可得出：1mol气体分布在两个容器气体分布在两个容器中则中则 2N，其中，其中N个分子全部集中于一侧的几率几个分子全部集中于一侧的几率几乎为零，而均匀分布的微观状态数最多。表示体系乎为零，而均匀分布的微观状态数最多。表示体系的混乱度越大。的混乱度越大。混乱度是对体系的一种形象、定性的描述，而混乱度是对体系的一种形象、定性的描述，而微观状态数是定量的描述自发变化与混乱度之间的微观状态数是定量的描述

30、自发变化与混乱度之间的关系。关系。2.熵的概念熵的概念 熵（entropy）是体系或物质无序度或混乱度的量度。常用符号“S”表示。熵（entropy）是体系或物质所具有的一种特性。高度无序的体系或物质，熵值高；而井然有序的体系或物质，熵值低。a、物质的混乱度越大，其对应的熵值越大。、物质的混乱度越大，其对应的熵值越大。同一物质，同一物质，S气气S液液S固。固。b、同一物态的物质，其分子中的原子数目或电子数目、同一物态的物质，其分子中的原子数目或电子数目 越多，其熵值一般越大。如：越多，其熵值一般越大。如：物质（物质（g）HF HCl HBr HIS m(JKmol-1)173.8 186.9

31、198.7 206.6 c、温度升高，熵值增大。、温度升高，熵值增大。d、对气体来说，压力增大，熵值减小；、对气体来说，压力增大，熵值减小；压力改变对液体和固体的熵值影响不大。压力改变对液体和固体的熵值影响不大。熵是状态函数，体系所处的状态不同，熵值也不同。熵是状态函数，体系所处的状态不同，熵值也不同。与其它状态函数一样，体系的熵变（S）为：S=S终S始 S 0，表示体系的熵增加，体系由混乱度小的状态变为混乱度大的状态；（二）标准熵 在标准状态和指定的温度下，1mol物质所具有的熵值，称为标准熵，用符号“Sm”表示，单位为Jmol-1K-1。标准熵是标准状态下物质的绝对熵值。S 0，表示体系的

32、熵减小，体系由混乱度大的状态变为混乱度小的状态，有序度增加。热力学第三定律指出：在绝对零度时，任何理想的晶体的熵值为零。如果一物质符合理想晶体的性质，在标准状态下，温度由0 K变化到T K，其熵变为：)0()(mmmSTSS由热力学第三定律知 ，所以0)0(Sm定值)(TSSmm由此得到标准压力下1mol某纯物质的标准熵，用 表示。mS（三）熵变的计算 和焓变（H）的计算类似，在标准状态下和298K时，由标准摩尔熵Sm 的数值计算标准摩尔熵变rSm：（反应物）（生成物）mmmrSvSvSii例 计算25C（298K）、100kPa，下列反应的熵变。CaCO3（s）=CaO（s）+CO2（g）解

33、：从附录中查得：113mKmolJ9.92sCaCOS）（11mKmolJ0.40sCaOS）（112mKmolJ6.213gCOS）（sCaCOSgCOSsCaOSS3m2mmmr）（）（）（)KmolJ(7.1609.926.2130.40S11mrS总0自发过程;熵判据S总0 非自发过程，逆过程自发；S总=0 体系处于平衡状态。三、吉布斯能 用化学反应的焓变或熵变的正负作为判断过程自发性的标准有一定缺陷。因为过程的自发性不仅与焓变有关，而且与熵变和温度有关。在热力学中，用吉布斯能来表示在等温等压下体系做功的能力，定义式为：G=H-TS 由于H、T、S都是状态函数，所以G也是一个状态函数，

34、即G值只与体系的始、终态有关，与变化的途径无关。（一）吉布斯能与自发过程 这样就可以用G的正、负或零来判断反应是否自发或处于平衡状态。0 G自发过程平衡过程非自发过程 系统自由能的变化可以用系统在等温等压下，可逆过程中对外作的最大非体积功的能力来衡量，即：根据自由能的定义：G=H TS，又因等温，等压，所以有：G=H T S 该式为在等温等压条件下计算自由能变的公式，又称为吉布斯-赫姆霍兹（Gibbs-Helmholtz）方程式。/max12)(WGGG由公式G=H T S得出：温度 T 对反应自发性的影响分以下四种情况：（1）H0，S0，即放热，熵增加过程，在任何温度下 G0，任何温度下均能

35、自发进行；（2）H 0，S0，即放热，熵减小过程，当 T （低温时）自发，当T (高温时）非自发。此类反应从低温到高温，G由负变正，经过 G=0的状态，此时的温度为转变温度（T转=）。SHSHSH （3）H 0，S 0，即吸热，熵增加的过程，低温时（H T S），反应非自发；高温时（H T S），反应自发。（4）H 0，S0，即吸热，熵减小过程，在任何温度下 G0，反应均不能自发进行；上述四种情况可总结如下：H S 自发进行（G）的条件 +任何温度 低 温 +高 温 +不存在 可以看出，只有当 H和 S的符号相同时，温度的改变才可能改变反应自发进行的方向。（二）自由能的计算1.标准状态下自由能

36、的计算 处于标准状态下各元素的最稳定单质的标准生成吉布斯能为零。某温度下由处于标准态的各种元素的最稳定单质生成标准状态下1摩尔某化合物的吉布斯能变化，叫做这种温度下该化合物的标准生成吉布斯能（standard molar free energy of formation），用符号“fGm”表示，单位为kJmol-1。利用书末附表或其它手册中查到的fGm值，可以求算298.15K下，化学反应的标准摩尔自由能变化值“rGm”（反应物）（产物）mfimfimrGvGvG 可用下式求算其它温度下，化学反应的自由能变化值“rGm，T”由于rHm和rSm随温度的变化较小。15.298mr15.298mrT

37、,mrTmrTmrSTHSTHG，由上式可估算反应在标准状态下自发进行的Tmin和Tmax若使反应进行，必有rGm0，故反应在常温下不能自发进行。当温度升到一定数值，T rS 的影响超过rH 的影响，则rG 可以变为负值。1112K是CaCO3(s)分解的最低温度。教学基本要求 1.了解系统、环境的概念；熟悉热力学第一定律；理解状态、状态函数、焓摩尔焓变、标准摩尔生成焓、等概念。2.掌握热化学方程式、反应的摩尔焓变、Hess定律及有关计算。3.了解标准摩尔熵、标准摩尔生成吉布斯自由能的概念；掌握rSm、rGm的简单计算；了解rGm与rHm和rSm的关系；学会用rGm和rGm判断反应在非标准状态和标准状态下进行的方向和限度。2.掌握内能（U）、焓（H）、熵（S）、吉布斯能（G）四个状态函数的概念。