(精品)第四章 化学热力学初步

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,第四章化学热力学初步,主要解决化学反应中的三个问题：,化学反应中能量的转化；,化学反应的方向性；,反应进行的程度,热力学的基础是热力学第一定律和第二定律,热力学是研究热和其它能量之间的转换关系，它包含体系变化时这些物理量的变化或者反之。,研究体系的宏观性质，且只考虑始态和终态,本,章只,介绍化学热力学所涉及的最基本的概念、理论、方法和应用，基目的在于研究无机化学中的一些问题。,第一节,热力学第一定律,第二节,化学反应中的热效应,第三节,吉布斯自由能和化学反应的方向,第一节热力学第一定律,一、基本概念,（,一）,体系和环境,（,二）,状态和状态函数,（,三）,过程和途径,二、热力学第一定律,（,一）,热和功,（,二）,内能,（,三）,热力学第一定律,back,（一）体系和环境,把一部分物质与其它分开，作为研究对象，称为体系或系统（,system),体系之外的又与体系密切相关的影响所能及的部分称为环境,(surrounding),分类：,敞开体系,封闭体系,孤立体系,主要研究封闭体系,back,（二）状态和状态函数,体系的宏观性质如温度、压力、体积、密度等，在一定条件下，当所有的这些宏观性质不再随时间而变化时，体系就处于一定的,状态,。,体系的状态是体系各种宏观性质的综合体现。,分为两类：,1.,广度性质或容量性质,2.,强度性质,数值与体系数量成正比。体积、质量等，具有加和性。,此种性质与数量无关，不具有加和性,如温度、压强、密度、粘度等。,体系的某种广度性质除以总质量或总物质的量之后，或两广度性质相除，成为强度性质。,体积、质量等是广度性质，而摩尔体积和摩尔质量、密度等则为强度性质。,体系处于某一状态时，其,广度性质与强度性质都具有一定的数值,。,定态,这些性质中只有部分是独立的，只要确定其中的几个，其余也随之而定。,如：纯水压力和温度，可以确定其密度、粘度、摩尔体积等。,理想气体,p,、,Vm,、,T,之间存在状态方程联系，三个变量中只有两个是独立的。,一般描述一状态：常用易于测定的一些强度性质再加上必要的广度性质即可。,热力学没有明确说明：指明一状态需要几个性质，但事实表明，对于没有化学变化只含一种物质的封闭体系，一般只需两个强度性质，再加上体系总量。,描述体系状态的参数称为状态参数或参变量。,热力学中把只决定于所处的状态，而,与过去的历史无关的物理量称为,状态函数,。,特点：异途同归，值变相等，周而复始，数值还原。,back,（三）过程和途径,1.,过程,:,体系状态变化的过程,T,一定,T,= 0 (,等温过程,),p,一定,p,= 0 (,恒压过程,),V,一定,V,= 0 (,恒容过程,),体系与环境间无热交换,Q,0 (,绝热过程,),2.,途径：完成某一变化的具体步骤称为途径,状态,1 ,状态,2,：,途径不同，,状态函数改变量相同；,实际过程与完成过程的不同途径,恒温过程,途径,(II),298 K,，,101.3,kPa,298K,，,506.5,kPa,375 K,，,101.3,kPa,375 K,，,506.5,kPa,恒压过程,途径,恒温过程,(I),恒压过程,(II),实,际,过,程,(,I),back,（一）热和功,1.,热：体系与环境之间因温度不同而交换或传递的能量称为热； 表示为,Q,。,规定：体系从环境,吸热,时，,Q,为正值；,体系向环境,放热,时，,Q,为负值。,2.,功：除了热之外，其它被传递的能量叫做功，表示为,W,。,规定：环境对体系做功时，,W,为,正,值；,体系对环境做功时，,W,为,负,值。,热和功是否为状态函数？,常见的功有体积功、电功、表面功等，均可视为一个强度因素与一个广度因素变化量的乘积。,热和功都是体系与环境之间被传递的能量，只在体系发生变化时才体现出来。,热和功不是体系的状态函数。,其,数值大小与所经历的途径有关。,back,（二）内能,体系内部一切能量的总和称为体系的,内能,(,热力学能,),；符号为：,U,包括分子运动的,动能,，分子间的位能以及分子、原子,内部所蕴藏的能量,。,内能的绝对值无法测定，但解决问题时只需要知道在变化中内能的改变量即可。,内能是体系的自身性质，只决定于其状态，是状态的单值函数，在定态下有定值。,内能是状态函数,。,U,：,体系状态发生改变时，体系和环境有能量交换，有热和功的传递，因此可确定体系,内能的变化值,。,back,（三）热力学第一定律,Q,、,W,状态（,I,）,状态 （,II,）,U,1,U,2,U,2,= U,1,+ Q + W,热力学第一定律数学表达式：,U = U,2, U,1,= Q + W,能量守恒定律：能量有各种不同形式，能够相互转化，在转化过程中，能量的总量不变。,Q,与,W,的正负号：,体系从环境,吸热,，,Q,；,体系向环境,放热，,Q,环境对体系做功时,，,W,；,反之，,W,。,体系内能净增为,20kJ,；,问题：,U,环境,=,？,U,体系,=,（,+50kJ,）,+,（,-30kJ,）,= 20kJ,例,:,某封闭体系在某一过程中从环境中吸收了,50kJ,的热量，对环境做了,30kJ,的功，则体系在过程中热力学能变为：,back,第二节化学反应中的热效应,在等温且不做非体积功的条件下，化学反应所吸收或放出的热称为化学反应的热效应，通常也称为,反应热,(heat of reaction),。,发生化学反应时总是伴随着能量变化，这种能量变化以热的形式与环境交换就是反应的热效应。,一、,等容反应热和等压反应热,二、,反应进度概念,三、,热化学方程式,四、,反应热的计算,back,一、等容反应热和等压反应热,图,4,2,弹式量热计,等容,条件燃烧反应,U = Q,V,不作,体积功,图,4,3,保温杯式量热计,杜瓦,瓶，等压条件下测中和热、溶解热等,U =,Q,p,W =,Q,p,p,V,Q,p,=,U + p,V,p = p,1,= p,2,Q,p,=,(,U,2,-U,1,) + (,p,2,V,2,-p,1,V,1,),=,(,U,2,+p,2,V,2,) - (,U,1,+p,1,V,1,),由于,U,、,p,和,V,都是状态函数，因此，它们的组合,U+pV,也是一个状态函数。这一新的状态函数称为,焓,(enthalpy),，,用符号,H,表示,H U+pV,Q,p,= H,2, H,1,= H,（,H,称为焓变）,不能确定焓的绝对值。但是，我们却可以通过测定等压反应热来求取焓的变化值。,封闭体系，不做其它功的条件下,Q,p,= Q,V,+, (,pV,),对于凝聚相反应，可近似认为,Q,p,= Q,V,对于等温等压的气体反应，,Q,p,=Q,V,+RT,n,例,：,back,二、反应进度概念,d,D +,e,E =,f,F +,g,G,0 = -,d,D ,e,E,+,f,F +,g,G,0 =,规定反应物的化学计量数为负值，生成物的化学计量数为正值。,D,= -,d,E,= -,e,F,=,f,G,=,g,反应进度,(extent of reaction),是一个衡量化学反应进行程度的物理量。,故,的,SI,单位为,mol,例：,对于同一反应方程式，无论采用哪一种反应物或生成物的物质的量变化来计算反应进度，所得的值都相同。在不同时刻，,值不同，,值越大表示反应完成的程度越大，因此，反应进度可以量度化学反应进行的程度。,数值与方程式的写法有关，不能离开具体的反应方程式去谈反应进度。,一个化学反应的内能变化与焓变与反应进度成正比，当反应进度不同时，显然有不同的内能变化与焓变。,反应进度为,1mol,时，的内能变化与焓变称为摩尔内能变与摩尔焓变。,r,U,m,，,r,H,m,单位,:Jmol,-1,或,kJmol,-1,back,例,：,三、热化学方程式,（一）标准状态,国际公认和我国国家标准规定的标准状态：在温度,T,和标准压力,p,(,100kPa,),下物质的状态，简称标准态。,理想气体的标准态,纯液体或纯固体,溶液中溶质的标准态,在,标准压力下，,溶质浓度为,1mol,L,-1,(,或质量摩尔浓度为,1mol,kg,-1,),，,且符合理想稀溶液性质的溶质。,注意：标准状态对温度没有明确的规定，我们常用,298.15K,作参考温度。,（二）热化学方程式,表示化学反应热效应关系的方程称为,热化学方程式,(,thermochemical,equation),。,条件：等温、只作体积功,2H,2,(g) + O,2,(g) = 2H,2,O (l),只做体积功的情况下，,Q,1,=-571.6 kJ,除了体积功外还做电功，,Q,2,=-97.4 kJ,化学反应的热效应不仅与反应进行的条件有关，也与反应物的存在状态及物质的量有关。书写热化学方程式必须注意以下几点：,1.,注明反应的压力及温度，如果反应是在,298.15K,及标准状态下进行，则习惯上可不注明。,2.,要注明反应物和生成物的存在状态。,s,、,l,、,g,、,aq,，,晶型不同时，还要注明晶型,3.,分别用,r,H,m,和,r,U,m,代表等压反应热和等容反应热。,4.,化学式前的系数是化学计量数，它可以是整数或分数。但是，同一化学反应的化学计量数不同时，反应热效应的数值也不同。,2H,2,(g) + O,2,(g),= 2H,2,O(g),r,H,m, 298.15,= - 483.6kJ mol,-1,H,2,+ (1/2) O,2,(g) = H,2,O(g),r,H,m, 298.15,= - 241.8 kJ mol,-1,5.,在相同温度和压力下，正逆反应的,r,H,m,数值相等，符号相反。,2H,2,O(g) = 2H,2,(g) + O,2,(g),r,H,m, 298.15,= 483.6kJ mol,-1,back,四、反应热的计算,（一）,盖斯定律,（赫斯，,Hess,）,（,二）由标准摩尔生成焓计算反应热,1.,标准摩尔生成焓,2.,由标准摩尔生成焓计算反应热,（,三）,由标准摩尔燃烧热计算反应热,back,在标准状态下，同反应在不同温度下的反应热效应相差不大，在粗略的近似计算时可以认为：,r,H,m,=,r,H,m,，,298.15K,（一）盖斯定律（,Hess,）,1840,年，盖斯根据大量实验总结出：,一个化学反应不论是一步完成或分几步完成，其热效应总是相同的。,只,对等容或等压反应才是完全正确的。在热力学第一定律提出后可以解释。,重要意义：热化学方程式可以像普通代数方程式一样进行运算，从而根据已知的反应热效应来计算一些难以测定的反应的热效应。,例,：,课堂练习题,back,标准摩尔生成焓,(standard enthalpy,of formation),在指定温度下，由,稳定单质,生成,1mol,物质,B,时的焓变称为物质,B,的,摩尔生成焓,(molar enthalpy of formation),，,用符号,f,H,m,表示，单位为,kJ mol,-1,。,如果是在标准状态下进行，这时的生成焓称为物质,B,的,标准摩尔生成焓,，,简称为,标准生成焓,，,记为,f,H,m,，其,SI,单位为,J mol,-1,，,常用单位为,kJ, mol,-1,。,不是这种物质的焓的绝对值，它是相对于合成它的最稳定的单质的相对焓值,稳定单质在指定温度下的标准生成焓为零,碳的稳定单质是石墨，磷的稳定单质是白磷，,O,2,与,O,3,中，,O,2,是稳定单质。,(1),同一物质不同聚集态下，标准生成焓数值不同,f,H,m,（,H,2,O,，,g,）,= - 241.8 kJ,mol,-1,f,H,m,（,H,2,O,，,l,）,= - 285.8 kJ,mol,-1,( 2),附录中数据是在,298.15K,下的数据。,(3),同一物质在不同 温 度下有不同的标准摩尔生成热；,(4),离子生成热,：指从稳定单质生成,1mol,溶于足够大量的水成为无限稀释溶液时的水合离子所产生的热效应。,以,H,+,（,aq,）的,f,H,m,（,H,+,，,aq,）,为零,问题：,H,2,(,g,，,p,) +( )Br,2,(,g,，,p,) =,HBr(,g,p,),r,H,m,(298.15K),是不是,HBr(,g,),的标准摩尔生成焓,？,HBr(g,),的,f,H,m,(298.15K),应该是什么？,H,2,(,g,，,p,) + (1/2)Br,2,(,l,，,p,) =,HBr(,g,p,),back,由标准摩尔生成焓计算反应热,反应物,生成物,r,H,m,稳定单质,r,H,m,r,H,m,例,：利用,298.15K,时有关物质的,f,H,m,数据，求下列反应在,298.15K,的,r,H,m,。,4NH,3,(g) + 5O,2,(g) = 4NO (g) + 6H,2,O (l),f,H,m,(NH,3,g) = -45.9 kJmol,-1,f,H,m,(NO,g,)=91.3 kJmol,-1,f,H,m,(H,2,O,l )= -285.8 kJmol,-1,f,H,m,(O,2,g),的值规定为零,查,表：,r,H,m,= 4,f,H,m,(NO,g) + 6,f,H,m,(H,2,O,l), 4 ,f,H,m,(NH,3,g),= -1 166 kJmol,-1,back,由标准摩尔燃烧热计算反应热,在标准状态和指定温度下，,1mol,的某物质,B,完全燃烧,(,或完全氧化,),生成指定的稳定产物时的等压热效应称为此温度下该物质的,标准摩尔燃烧热,，,简称为,标准燃烧热,。,将化合物中的,C,、,H,、,S,、,N,及,X(,卤素,),等元素分别氧化为,CO,2,(g),、,H,2,O(l),、,SO,2,(g),、,N,2,(g),、及,HX(g),。,c,H,m,表示，其,SI,单位是,J mol,-1,，,常用单位是,kJ mol,-1,也是一种相对焓，实际上已经规定,O,2,和完全燃烧产物,CO,2,(g),、,H,2,O(l),、,SO,2,(g),、,N,2,(g),、及,HX(g),等的标准燃烧热为零。,燃烧产物,反应物,生成物,例：分别用标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧热求下述反应在,298.15K,和标准条件下的反应热。,C,2,H,4,(g) + H,2,O (l) = C,2,H,5,OH (l),C,2,H,4,(g),H,2,O (l),C,2,H,5,OH(l),f,H,m,52.4,-285.8,277.6,c,H,m,-1 411.2,0,1 366.8,单位均为,kJmol,-1,。,结果：,44.2,kJmol,-1,44.4 kJmol,-1,因采用的数据不同，两种计算方法所得结果略有差异。,back,第三节吉布斯自由能和化学反应的方向,一、,自发过程,二、,熵和熵变,三、,吉布斯能,一、自发过程,在一定条件下没有任何外力推动就能自动进行的过程称为,自发过程。,例如：水由高处向低处流、温度不等的物体之间的热量传递、电流的产生等等,特征,：,1.,单向性,2.,具有做功的能力,3.,有一定限度, 至平衡为止,返回,自发过程总是单方向地向平衡状态进行，在进行过程中可以做功，平衡状态就是该条件下自发过程的极限。,二、熵和熵变,自发过程都有判据。如压强差、温差、电势差、水位差等。,化学反应自发进行的判据是什么？,19,世纪中叶，用反应热作为判据，认为只有放热反应才能自发进行。,有些吸热反应在常温、常压下也是能自发进行的。例如：,KNO,3,(s) = K,+,(,aq,) + NO,3,-,(aq),r,H,m,= 33.0 kJmol,-1,事实证明：仅以反应的能量变化作为化学反应自发与否的判据是不科学的。体系的混乱度增加与温度的改变也是反应自发的推动力。,（,一）,混乱度,（,二）,熵和熵变,（,三）,化学反应熵变的计算,back,（一）混乱度,KNO,3,晶体的溶解，形成水合离子，,混乱度增加,隔板隔开的气体抽去隔板后混合均匀，,混乱度增加,混乱度是对体系状态的一种形象描述。,一般来说：分子数目越多，所占的体积越大，其混乱程度更加严重。,back,（二）熵和熵变,热力学用,熵,(entropy),来量度系统的混乱度，用符号,S,表示。,1.,熵,熵,是一个,状态函数,系统的混乱度越大，熵值就越大,影响系统熵值的,主要因素,有：,(1).,物质的聚集状态,相同物质的量的同一物质,S,(g),S,(l),S,(s),(2).,分子的组成,聚集状态相同,、,物质的量相同，分子中原子的数目越多，其混乱度就越大，其熵值也就越大。,S,(C,2,H,2,g),S,(C,2,H,6,g),S,(C,3,H,8,g),分子中原子的数目相同，相对分子量越大，混乱度就越大，其熵值也就越大。,S,(CO,2,g),S,(NO,2,g),S,(SO,2,g),(3).,温度,：,同一物质温度升高，熵值增大,(4).,压力,：同一物质压力升高，熵值减小,对,气体的熵值影响较大。,(5),.,固体或液体溶于水时，熵值增大，气体溶于水时，熵值减少。,热力学规定：温度,0 K,时，任何纯物质的完整晶体的熵值为零。这就是,热力学第三定律,(the third law of thermodynamics),。,相对于,0 K,而言的熵值，通常称为,规定熵,1 mol,某,纯,物质在,标准状态,下的规定熵称为该物质的,标准摩尔熵,，,符号,S,m,SI,单位是,J K,-1,mol,-1,规 定 熵,back,具体数值附录,P.397,（三）化学反应熵变的计算,r,S,m,=,计算公式：,0 =,对于反应,例：,当温度变化时，生成物的熵的改变值与反应物的熵的改变值相近，大致可以抵消，一般认为：,r,S,m,r,S,m,(298.15K),back,三、吉布斯,能,（一）,熵增加原理,（,二）,吉布斯自由能,（,Gibbs free energy,）,（,三）,吉布斯赫姆霍兹方程式,（,四）,吉布斯自由能变的计算,（一）熵增加原理,化学反应自发进行的推动力：,能量，系统经过反应能量降低有利于反应自发；,系统的混乱度增大即熵增加,对于孤立体系：推动力只有熵增加,热力学第二定律指出：,在孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的，这就是,熵增加原理,(principle of entropy increase),表达式：,S,孤立,0,等于,0,表示达到平衡,注意：真正的孤立系统是不存在的,系统环境,（有物质或能量交换的那一部分）就形成一个,新的系统,，可以看成是孤立系统，其,熵变为,S,总,。,S,总,=,S,系统,+S,环境, 0,判断化学反应自发进行的方向,应用上式不是很方便，因为既要示体系的熵变，又要求环境的熵变，因而，引入一个,新的状态函数 自由能,。,back,（二）吉布斯自由,能,1875,年，吉布斯提出：在,等温等压,下，如果理论上或实践上一个反应能被用来,完成有用功,，这个反应就是自发的。如果反应由环境提供有用功去使反应发生，这个反应是非自发的。,非,体积功,能,自发进行的反应都具有做功的能力。,类似于水的自发向下、电流等,热力学中，用,吉布斯自由能,（吉布斯能）来表示等温等压下体系做功的本领。,符号：,G,，,单位,kJmol,-1,定义为：,G,= H-T S,G,没有明确的物理意义,，其绝对数值也无法测量。,G,是状态函数,，其变化只和体系的始态和终态有关，是可以测定的。,G,热力学已经证明,：在等温等压下，体系吉布斯自由能的减少等于体系对外所作的,最大非体积功,。,G,（,G,2,G,1,）,W,max,G,W,max,G,0,，则,W,max,0,，,自发过程,W,max,0,，,对外作功,G,0,，则,W,max,0,，,非自发过程,环境对体系作功，,G,0,，,体系处于平衡状态。,自发变化总是向着吉布斯自由能减少方向进行，直至达到平衡。,等温等压位,水位,back,（三）吉布斯赫姆霍兹方程式,由,Gibbs,自由能的定义：,G,H,TS,对于等温等压过程：,G,H,T,S,吉布斯赫姆霍兹方程式,将影响反应自发进行的两个因素统一起来，同时也表明了温度对反应自发方向的影响。,对于等温等压下的化学反应而言：,r,G,r,H,T,r,S,r,H,和,r,S,四,种取值对,r,G,的影响讨论：,(1),r,H,0,r,S,0,(2),r,H,0,r,S,0,(3),r,H,0,r,S,0,(4),r,H,0,r,S,0,back,（四）吉布斯自由能变的计算,1.,标准状态下吉布斯自由能变的计算,标准摩尔生成吉布斯自由能,：在某温度下，由标准状态下的最稳定单质生成,1mol,物质,B,的吉布斯自由能变称为该温度下，该物质,B,的,标准摩尔生成吉布斯自由能,。,符号：,f,G,m,，,单位：,kJmol,-1,具体数值查表,0 =,对于反应,r,G,m,=,求出,298K,下反应的标准摩尔吉布斯能变。,(1),水合离子,的标准摩尔生成吉布斯自由能：由标准态的稳定单质生成,1mol,溶于大量水中的离子时的吉布斯自由能变化。,规定：,H,(,aq,),的标准摩尔生成吉布斯自由能为零。,(2),根据吉布斯方程，可以计算其它温度下化学反应的标准摩尔自由能变化：,r,G,m,T,温度对,r,G,m,有很大影响，这一点与,r,H,m,和,r,S,m,不同。,(4-18),注意：,r,G,m,只能判断标准状态下反应的自发进行的方向。,利用（,4,18,）式计算来求,转向温度,T,转,。,对于,r,H,m,和,r,S,m,符号相同的情况，当改变反应温度时，存在从自发到非自发（或从非自发到自发）的转变，我们把这个转变温度叫转向温度,T,转,：,2.,非标准状态下的吉布斯自由能变的计算,非标准状态下的吉布斯自由能变的计算可通过范特霍夫（,vant Hoff,）,等温方程式求得。,Q,称为反应商。,各生成物相对分压（对气体，,p,/,p,）,或相对浓度（对液体，,c,/,c,）,幂的乘积与各反应物的相对分压或相对浓度幂的乘积之比。,任意反应：,a,A,(l) +,b,B(g,) =,d,D,(,aq,) +,e,E(aq,),纯固体或纯液体稀溶液中溶剂，浓度为常数，不写入表达式中。,例题：,r,G,m,T,=,r,G,m,T,+,RT,ln,Q,根据化学反应等温式,反应达到平衡时有,r,G,m,T,= 0 ,此时，用,K,代替反应熵,Q,0 =,r,G,m,T,+,RT,ln,K,r,G,m,T,=,RT,ln,K,K,称为,标准平衡常数,，表达式写法与反应商类似，只是必须采用平衡时的相对浓度和相对分压。,K,反映了化学反应的本性，,K,越大，化学反应向右进行越彻底。它是在一定温度下，化学反应最大限度的量度。,例题：,例：,1 mol,柠檬酸,(C,6,H,8,O,7,s),在,298.15 K,及等容下燃烧放热,1 989.7 kJ,，,计算,10 g C,6,H,8,O,7,(s),在,298.15K,及等压下燃烧放出的热量。,M,(C,6,H,8,O,7,) =192 g mol,-1,U,=,n,(C,6,H,8,O,7,) (-1 989.7 kJ) =0.052 08(-1 989.7 kJ)=-103.6 kJ,柠檬酸的燃烧反应为,C,6,H,8,O,7,(s) + O,2,(g) = 6 CO,2,(g) + 4H,2,O (l),n,= (6 - )0.052 08 mol= 0.078 12 mol,H,= ,U,+,nRT,= -103.6 + 0.078 12 8.314 298.15 /1000,= -103.41 kJ,back,例：,20 mol H,2,和,20 mol O,2,在一定条件下反应生成了,4 mol H,2,O,。,试分别以如下两个反应方程式为基础，计算反应进度。,（1）H,2,+ O,2,= H,2,O,(2 ) 2H,2,+ O,2,= 2H,2,O,n,(H,2,)/mol,n,(O,2,)/mol,n,(H,2,O)/mol,(,t,= 0) 20 20 0,(,t,=,t,) 16 18 4,(1),(2),back,例：正庚烷的燃烧反应为,C,7,H,16,(l) + 11O,2,(g)7CO,2,(g) + 8H,2,O (l) 298.15K,时在弹式量热计（一种恒容量热计）,1.250 g,正庚烷完全燃烧所放出的热为,60.09kJ,。,试求该反应在等压及,298.15 K,进行时的摩尔等压热效应,r,H,m,。,正庚烷的摩尔质量为,100.2 gmol,-1,。,弹式量热计,恒容, U ,r,U,m, ,r,H,m,n,(0 )=,由于正庚烷全部燃烧，反应后的物质的量,n,= 0 mol,，,反应进度为：,r,U,=,Q,V,= - 60.09 kJ,r,U,m,=,= -4 815 kJ mol,-1,C,7,H,16,(l) + 11O,2,(g)7CO,2,(g) + 8H,2,O (l),n,= 7 + (-11) = - 4,r,H,m,=,r,U,m,+,RT,n,=-4 815 +8.31410,-3,298.15(-4),=-4 825 kJmol,-1,注意,n,的不同,r,H,= ,r,U,+ RTn,back,例：,已知在,298.15 K,下，下列反应的标准摩尔焓变：,(1),Na (s) + ( ) Cl,2,(g) =,NaCl,(s),r,H,m, 1,= - 411.2 kJmol,-1,(2),H,2,(g) + S (s) + 2O,2,(g) = H,2,SO,4,(l),r,H,m, 2,= -811.3 kJmol,-1,(3),2Na (s) + S (s) + 2O,2,(g) = Na,2,SO,4,(s),r,H,m, 3,= -1 382.8 kJmol,-1,(4),( ) H,2,(g) + ( ) Cl,2,(g) =,HCl,(g),r,H,m, 4,= -92.3 kJmol,-1,求,（,5,）,2NaCl (s) + H,2,SO,4,(l) = Na,2,SO,4,(s) + 2HCl (g),在,298.15K,下的,r,H,m, 5,。,back,课堂练习题：,在,298.15 K,和标准态下，葡萄糖,(C,6,H,12,O,6,),和丙酮酸,(C,3,H,4,O,3,),燃烧反应的热化学方程式分别为,（,1,）,C,6,H,12,O,6,(s)+6O,2,(g),6CO,2,(g)+6H,2,O(l),r,H,m, 1,= -2820 kJmol,-1,（,2,）,C,3,H,4,O,3,(s)+(5/2) O,2,(g),3CO,2,(g)+2H,2,O(l),r,H,m, 2,= -1170 kJmol,-1,求：（,3,）,C,6,H,12,O,6,(s)+O,2,(g),C,3,H,4,O,3,(s) +2H,2,O(l),在,298.15K,和标准态下的等压热效应。,back,利用,298.15K,时的标准摩尔熵,计算反应：,C,6,H,12,O,6,(s) + 6O,2,(g),6CO,2,(g) + 6H,2,O (l),在,298.15 K,时的标准摩尔熵变。,r,S,m,=,258.3,J K,-1,mol,-1,back,公式,查表,例题：,CaCO,3,(s),的分解反应如下：,CaCO,3,(s),CaO,(s) + CO,2,(g),在,298.15 K,及标准条件下，此反应能否自发进行？若使其在标准条件下进行反应，反应温度应为多少？,空气中,CO,2,(g),的分压约为,0.03,kPa,，,试计算此条件下,CaCO,3,(s),分解所需的最低温度。,CaCO,3,(s),CaO(s,) CO,2,(g),f,H,m,/,（,kJmol,-1,）,-1206.9 -634.9 -393.5,S,m,/ (Jmol,-1,K,-1,) 92.9 38.1 213.8,f,G,m,/,（,kJmol,-1,）,-1128.8 -603.3 -394.4,back,例题：,计算反应：,C(gra)+CO,2,(g)=2CO(g),在,900,时的标准平衡常数,K,。,C(gra,) CO,2,(g) CO(g),f,H,m,/,（,kJmol,-1,）,0 -393.5 -110.5,S,m,/(JK,-1,mol,-1,) 5.7 213.8 197.7,f,G,m,/,（,kJmol,-1,）,0 -394.4 -137.2,back,