第二章 化学热力学初步
第2章 化学热力学基础
ξ =[n2(N2)-n1(N2)]/v(N2) =(2.0-3.0)/(-1) = 1(mol)
或ξ =[n2(H2)-n1(H2)]/v(H2)=(7.0-10.0)/(-3) = 1(mol)
或ξ=[n2(NH3)-n1(NH3)]/v(NH3)=(2.0-0)/(2)=1(mol) 可见，对于同一反应式，不论选用哪种物质表示反应进度均是 相同的。
又称热力学能，它是体系内部物质各种微观形式能量的总 和（包括分子、原子的动能，势能，核能，电子的动 能……，以及一些尚未研究的能量），用符号 U 表示。 内能是体系的状态函数。且具有加和性。 体系内能的绝对值至今尚无法知道。
热力学中将内能作为一个整体来讨论，研究的是内能的变 化值 △U 。
状态1
状态2 △ U = U2 - U1
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热力学：
研究物理的和化学的变化过程中能量变化规律的科学。
化学热力学：
将热力学的基本原理用来研究化学反应及与化学反应有关 的物理变化时，称为化学热力学。
热力学方法的两个特点：
1 不讨论物质的微观结构，也不涉及变化速度、过程、机 理及个别质点的行为。 2 只研究宏观体系，只要确定体系的始态和终态，就可以 根据热力学数据对体系的能量变化进行计算。
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ξ与反应式的写法有关.
化学热力学基础
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热力学规定： 系统从环境吸热，Q为正值，放热为负值。 系统对环境作功，W为负值值，反之为正值.
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电能 → 光能 化学能 → 机械能 机械能 → 电能
（电灯） （内燃机） （发电机）
能量守恒定律：自然界的一切物质都具 有能量，能量有不同的形式，能量可从一个 物体传递给另一个物体，也可从一种形式转 化为另一种形式，在传递和转化过程中，能 量总值不变。适用于宏观系统和微观系统。
) △ 推出： rHm =(∑n △fHm)产 – (∑n △fHm 反
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2.3.4 盖斯(Γecc)定律
在等压或等容的条件下，化学反应无 论是一步完成还是分步完成，其反应热完 全相同。 等容反应热：QV=△U 热力学推论 等压反应热：QP=△H
盖斯定律的应用：计算某些不易测得 或无法直接测定的热效应。如： C(石墨）＋1/2 O2（g）＝CO(g)
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系统和环境
系统：人为划分的研究对象。 环境：系统以外与系统密切相关的其他部分 叫环境。
3
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敞开系统：系统与环境之间既有能量交 换，又有物质交换。 系统
能量
物质
环境
敞口烧杯装水
系统：水
高中化学竞赛-无机-2-第二章 化学热力学初步
第二章化学热力学初步
2. 1. 01 体系、环境和宇宙：
化学热力学中将研究的对象称为体系。除体系以外的其他部分称为环境。体系和环境放在一起，在热力学上称为宇宙。
2. 1. 02 三种不同的热力学体系：
①封闭体系：和环境之间有能量交换而无物质交换的封闭体系。
②敞开体系：和环境之间既有能量交换，又有物质交换的体系称为敞开体系。
③孤立体系：和环境之间既无物质交换，又无能量交换的体系称为孤立体系。
2. 1. 03 状态函数：
描述和确定体系状态的物理量，称为状态函数。状态一定，则体系的状态函数一定。体系的状态函数发生了变化，则体系的状态发生变化。
2. 1. 04 量度性质和强度性质：
某些状态函数，如V，n等所表示的体系的性质有加和性。V，n等性质称为体系的量度性质。
某些状态函数，如T，p，以及密度 等性质不具有加和性，称为体系的强度性质。
2. 1. 05 过程和途径：
体系的状态发生变化，从始态到终态，则称体系经历了一个热力学过程，简称过程。若体系的始态、终态的压力和环境的压力等于一个恒值，则称体系的变化为“恒压过程”。同样可以理解“恒温过程”和“恒容过程”。若体系变化时和环境之间无热量交换，则称之为“绝热过程”。
完成一个热力学过程，可以采取多种不同的方式。每一种具体方式，称为一种途径。
过程注重于体系的始态和终态，而途径注重于具体方式。状态函数的改变量，取决于始态和终态。在同一过程中，不管途径如何不同，状态函数的改变量均一致。
2. 1. 06 热力学能：
热力学能是体系内部所有能量之和，其中包括一些尚未研究清楚的能量。热力学上用符号U表示热力学能，热力学能经常称为内能。
第二章化学热力学基础
2.标准摩尔熵 纯物质完整有序晶体温度变化 0K T K
△S = ST - S 0 = ST ST---规定熵（绝对熵） 在某温度T 和标准压力下，单位物质的量的某纯物质B的规定熵称为B的标准摩尔熵。其符号为 ：
S m (B,相态,T) ，单位是J·mol-1 ·K-1 S m (单质,相态,298.15K)＞0
焓变只是影响反应自发性的因素之一，但不是唯一的影响因素。
4.3 混乱度、熵和微观态数 1.混乱度 许多自发过程有混乱度增加的趋势。 • 冰的融化 • 建筑物的倒塌
系统有趋向于最大混乱度的倾向，系统混乱度增大有利于反应自发地进行。
2.熵和微观状态数
熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数，其符号为S。 系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数。 熵的变化只与始态、终态有关，而与途径无关。
微观状态数： 3 分子 (3位置)
3 分子 (4位置)
2 分子 (4位置)
系 微观粒子 位置
统
数
数
(1)
3
3
微观状态 数
1
(2)
3
4
4
(3)
2
4
6
粒子的活动范围愈大，系统的微观状态数愈多，系统的混乱度愈大。
熵与微观状态数： 1878年，L.Boltzman提出了熵与微观状态数的关系。 S=klnΩ S---熵 Ω---微观状态数 k--- Boltzman常量
第二章 化学热力学初步
B B
=
NH3 0 2
−3 −1 2 = = = = 2mol ξ= ν − 3 / 2 − 1/Байду номын сангаас2 1
υB与反应式书写有关，可见 与反应式的写法有关 可见ξ与反应式的写法有关 可见
.
当ξ＝1mol时，表示以计量方程式为基本单元进行了1mol的反 应。
2、热化学方程式 、 定义：表示化学反应与反应热关系的方程式称为 定义： 热化学方程式。 例 H2（g)+ O2(g) = H2O(l) ∆rHθm=285.8KJ/mol H2O(l) → H2(g) +O2(g) ∆rHθm=285.8KJ/mol 各物质都处于标准状态下的反应热称为标准反应 标准反应 符号∆rHθm，r表示反应(reaction)，m代表反应进 热。符号 度ξ= 1mol， “θ” 表示反应在标准状态下进行。
例、某一封闭体系，从环境中吸热60KJ，对环境做了 20KJ的功，在上述变化过程中，求：（1） ∆U体系； （2） ∆U环境； （3） 从中有何启示？ 解：（1）环境：Q = 60KJ，W =-20KJ， ∆U体系 = 60 +(– 20 )= 40KJ （2） 环境：Q = - 60KJ，W = +20KJ， ∆U环境= Q + W = -60 +20= -40KJ （3） ∆U环境 +∆U体系 = 0 说明：封闭体系在变化过程中所增加的能量，必然来 自环境。环境的能量变化与体系的能量变化数值相等， 符号相反。把体系与环境看为一个整体，则其总能量变 化为0，∆U体系 +∆U环境= 0
无机化学（周祖新）习题解答第二章
无机化学（周祖新）习题解答第二章
第二章化学热力学初步
思考题
1.状态函数得性质之一就是:状态函数得变化值与体系得始态与终态有关;与过程无关。在U、H、S、G、T、p、V、Q、W中,属于状态函数得就是U、S、G、T、p、V。在上述状态函数中,属于广度性质得就是U、H、S、G、V,属于强度性质得就是T、p。
2.下列说法就是否正确:
⑴状态函数都具有加与性。
⑵系统得状态发生改变时,状态函数均发生了变化。
⑶用盖斯定律计算反应热效应时,其热效应与过程无关。这表明任何情况下,化学反应得热效应只与反应得起止状态有关,而与反应途径无关。
⑷因为物质得绝对熵随温度得升高而增大,故温度升高可使各种化学反应得△S大大增加。
⑸△H,△S受温度影响很小,所以△G受温度得影响不大。
2.⑴错误。强度状态函数如T、p就不具有加与性。
⑵错误。系统得状态发生改变时,肯定有状态函数发生了变化,但并非所有状态函数均发生变化。如等温过程中温度,热力学能未发生变化。
⑶错误。盖斯定律中所说得热效应,就是等容热效应ΔU或等压热效应ΔH。前者就就是热力学能变,后者就是焓变,这两个都就是热力学函数变,都就是在过程确定下得热效应。
⑷错误。物质得绝对熵确实随温度得升高而增大,但反应物与产物得绝对熵均增加。化学反应△S得变化要瞧两者增加得多少程度。一般在无相变得情况,变化同样得温度,产物与反应物得熵变值相近。故在同温下,可认为△S不受温度影响。
⑸错误。从公式△G=△H－T△S可见,△G受温度影响很大。
3.标准状况与标准态有何不同？
3.标准状态就是指0℃,1atm。标准态就是指压力为100kPa,温度
新第二章 化学热力学初步完
Qp总 = Q1 + Q2 + Q3
H1 中1
H2
H3 中2
已知25℃时， （1）C(石墨)+1/2O2(g) = CO (g)
rHm1= – 110.5kJ·mol-1 （2）3Fe (s)+ 2O2(g) = Fe3O4 (s)
rHm2= –1118kJ·mol-1 求反应（3）Fe3O4 (s)+4C(石墨) = 3Fe (s)+4CO (g)在 25℃时的反应热：
解：（1）式×4－（2）式得（3）式： rHm3= 4×rHm1－ rHm2= 676kJ·mol-1
2.3.4 生成焓（生成热）
摩尔生成焓：由指定的稳定的元素单质生成1mol某物质 时的热效应（焓变）叫做该物质的生成焓。
标准摩尔生成焓：生成反应在标准态和指定温度(通常为 298K)下进行，这时的生成焓称为该温度下的标准摩
标准生成焓的数据见书后附录二。
由定义，指定的稳定的单质标准摩尔生成焓为零。
指定单质一般是指元素的最稳定单质。碳的单质指 定石墨；磷的单质指定白磷。
Cl2、Br2、I2的指定单质是Cl2(g)、Br2(l)、I2(s)。
用物质的标准生成焓，计算各种反应的标准摩尔焓变。 由分析知：反应的标准摩尔焓变等于生成物标准生成焓
G具有能量单位，kJ·mol-1 等温等压过程中，用G判断反应的自发性
2. 1 热力学基本概念
F 是外压 p外 F 是外力 ， S
I
F W= • l • S S F 是外压 p外 S W = p外 • l • S l •S 是体积，
l V始
II V终
这个体积等于 过程的 － V 。 V 。 ????
W = F•l F = •l •S S
所以环境所做的功
W = － p外 V
T 一定，则 U 一定。 即若 T = 0，则 U = 0
例如 5 dm3 气体，V = 5 dm3，
它等于体系各部分的体积之和。
V，n 等性质称为体系的
量度性质，也称为或广度性质
或容量性质。
T，p， 等性质， 无加和性，称为体系的 强度性质。
2. 1. 3 过程和途径 过程 体系的状态发生变 化，从始态到终态，则称体系 经历了一个热力学过程，简称 过程。
这种功称为体积功，以 W体 表示
W体 = － p外 V
若体积的改变量 V = 0，
则 W体 = 0
我们研究的过程与途径，若 不加以特别说明，可以认为只有 体积功。 即 W = W体
2. 1. 5 热力学能（内能） 热力学能是体系内部所有能量
之和。
它包括分子、原子的动能，势
能；核能；电子的动能 以及一
过程注重于始态和终态；Biblioteka Baidu而途径注重于具体方式。
例如，某理想气体，经历一个恒温过程 p = 1 105 Pa V = 2 dm3
第二章化学热力学初步
人们研究化学反应的目的， 有两个方面。
一是物质方面。 二是能量方面。
从物质方面考虑 如进行反应
N2 + 3 H2 目的是制取氨。
2 NH3
用硫粉处理洒落的汞
S + Hg
HgS
目的是消除单质汞，而绝不是 制备 HgS。
从能量方面考虑
大量的煤炭燃烧
C + O2
CO2
目的是获得能量，不是制取 CO2， 更不是为了将煤炭处理掉。
虽然体系的热力学能尚不 能求得，但是体系的状态一定 时，热力学能是一个固定值。
因此，热力学能 U 是体系 的状态函数。
体系的状态发生变化，始终 态确定，则热力学能变化量 U 是一定值
U = U终 － U始
理想气体是最简单的体系，可 以认为理想气体的热力学能只是温 度的函数。T 一定，则 U 一定。
显然，热力学第一定律的实质 是能量守恒。
例 2. 1 某过程中，体系吸热 100 J，环境对体系做功 － 20 J。
求体系的热力学能改变量。 解： 由第一定律表达式 U = Q + W
= 100 J +（－ 20 J ） = 80 J
体系的热力学能增加了 80 J。
环境的热力学能改变量怎样求得 ？ 已知，体系从环境吸热 100 J，
即 T = 0，则 U = 0
无机及分析化学第二章
2、功：热力学中，除热以外，其它各种被传递的能量都叫做 功。用W表示
体积功：系统体积变化反抗外力所作的功（本章只讨论系统只作体积
功
功的情况）
非体积功：除体积功以外的功。如电功、表面功等
一般情况下，化学反应中系统只作体积功
*Q、W与途径有关，是路径函数。
2-2-2 热力学能 (thermodynamic energy)
△H=△U+ p·(V2-V1)=△U+(n2-n1)RT
=△U+△n·RT
(2-8)
（3）由于U的绝对值不可测，通过U定义出来 的H的绝对值也不可测
（4）由于一般的化学反应大都是在等压下进行 的，所以就研究反应热而言，△H比△U更具 有实用价值
r H0,即 QP 0,吸热反应
H0,即 Q0,放热反应
2-2-4 可逆过程和最大功
阴影面积=W1
阴影面积=W2
(1)一次膨胀：W1=-p(外压) △V
阴影面积=W3
(2)多次膨胀：W2=W2`+W2``+W2```
(3)可逆膨胀： W 3V V 1 2pd V V V 1 2n VR dT V nR ln V V T 1 2
可逆过程：
（1）热力学可逆过程要求变化过程中的每一步都要无限接近 于平衡状态；
魔轮
焦 耳
对于理想气体U只是温度的函数（等温过程⊿U=0）
第二章化学热力学初步§1.热力学第一定律1.基本概念a.体系
3. 可逆过程和最大功
(1) 体积功计算 初始高度： 膨胀后高度： 活塞移动距离： L1 L2 L
W = F ·L (力· 距离） F/A = P外 底面积 = A F = P外 · A W = P外 · A ·L
W = P外·V
例. 一热力学体系由A态到B态，沿途径I时，放热 100 kJ，环境对体系作功 50 kJ，计算： （ 1）体系由 A态沿途径 II到 B态，体系对环境作功 80 kJ，则q为多少？ （2）体系由A态沿途径III到B态，吸热40 kJ，则W为 多少？ （3）体系由B态沿途径IV到A态，放热50 kJ，则W为 多少？
例题 ： 298 K 、1 atm 时，苯的燃烧反应：
C6H6 (l) + 7.5O2 (g) → 3H2O (l) + 6CO2 (g) 已知该反应的 U = - 3263.9 kJmol-1，求反应的 H。 解： H = U + ngRT ng = 6 - 7.5 = - 1.5
1 mol H2 0º C ， 1atm 22.4 dm3
1 mol
H2
0 ºC ， 0.5 atm 44.8 dm3
状态 1
状态 2
状态函数 — 描述体系宏观状态的物理量（也称体系 的性质）。
特点： 只与始态和终态有关，与途径无关。
H2O (s, 0 º C, 1atm )
第二章化学热力学初步
2.2.2 盖斯定律
在不做其它功并处于恒容或恒压的情况下， 任一化学反应，不论是一步完成的，还是分几步 完成的，其化学反应的热效应总是相同的。
即化学反应热效应只与始、终状态有关而与具体 途径无关。 若恒温恒压： Qp = H = H2 H1 若恒温恒容： QV = U = U2 U1 讨论恒压反应： H1 A+B 始态 C+D G
B
B
0
B
B
例2-3 已知乙醇的燃烧反应为 C2H5OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(l) 在298.15K和100kPa下，1mol乙醇完全燃烧放出1367kJ的热量，求 该反应的H和U。
例2-3 已知乙醇的燃烧反应为 C2H5OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 3H2O(l) 在298.15K和100kPa下，1mol乙醇完全燃烧放出1367kJ的热量，求 该反应的H和U。 解： 燃烧1mol乙醇该反应的反应进度为 = B1nB = (01)mol/(1) = 1mol 反应在恒温恒压下进行，所以 H = Qp = 1367 kJ U = H n(g)RT = (1367)kJ(23)8.314103kJK1298.15 K = 1364 kJ 可见即使在有气体参与的反应中，pV(即n(g)RT)与H相比 也只是一个较小的值。因此，在一般情况下，可认为：H在数值 上近似等于U，在缺少U的数据的情况下可用H的数值近似。
生物化学 第二章 化学热力学初步.
nB B
= nB(终) - nB(始) nB
x = D nF = D nG = D nD = D nE
f
g -d -e
再次强调：vB 的 符号，生成物为正，反应物为负。
例：
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
始态n/mol： 3 8
0
终态n/mol ： 1
2
慢。与时间（反应速率）无关 。
2.1 热力学一些常用术语 (P18)
1、系统和环境 2、状态和状态函数 3、过程和途径
2.1 热力学一些常用术语
1、系统和环境
系统-----是指热力学中确定的研究对象
环境: 系统之外, 但与系统密切相关的部分.
例: 研究反应 HCl +NaOH→NaCl+H2O 可把溶液看作系统; 周围的其它部分(烧杯及周围的空气)都是环境.
环境对系统做功为正，系统对环境作功为负。
例如：某一变化中，系统放出热量50J，环境对系统做功 30J, 则系统内能变化为：
ΔU = Q+W = -50+（+30）= -20J 表明：系统内能减少了20J.
习题：P41
2.3 热化学
2.3.1. 等容反应热、等压反应热和焓的概念 2.3.2 热化学方程式 2.3.3 盖斯(Hess)定律 2.3.4 标准摩尔生成焓
第二章 化学热力学初步
放热反应总是伴随着焓值降低（ΔH＜0），反应
混合物的热焓“损失”是传递给环境的热量来源。 反之，吸热反应焓值升高（ΔH＞0） HgO(s)＝ Hg(l)＋1/2 O2(g) QP＝ΔH＝(H1molHg＋H1/2molO2)－H1molHgO ＝ ＋90.7 kJ （298K，1atm） 流入反应体系的“热量”提高了体系的焓。
这个定律对于难于测定或不可能一步直接完成的反
应的热效应是极有用的。
六、生成焓
我们已经书写了好几个热化学方程式， 每一个都引出了相应的焓变ΔH。 对于已经研究过的反应，我们将不得不 用书面写出数千个这样的方程式以列出所有 的ΔH值。 很明显，我们需要某种更加简明的方式 来记录热化学数据，这种数据可以很方便地 用来计算我们感兴趣的任何反应的ΔH。
在化学实验室的多数反应是在恒压下进行 的，如烧杯、试管，即在大气压下。 伴随这类反应的热效应与物质的一个重要 性质有关，这种性质叫物质的热含量，或焓， 用符号H表示。 在恒压下发生的反应，其热效应恰好等于 生成物与反应物之间的焓的差值。
用QP代表恒压过程的热效应，
ΔH代表焓变，则有下列关系式
H2(g) + 1/2 O2(g)= H2O(l) ΔH= -285.8 kJ 在书写热化学方程式时，必须注意下列几种习惯用 法： 系数总是代表摩尔数。 因此-285.8 kJ是指由 1 mol H2(g)和1/2mol O2(g) 生成 1 mol H2O(l)时的焓变。
《化学热力学初步》课件
02
热力学基本概念
热力学系统
封闭系统
绝热系统
与外界只有能量交换而没有物质交换 的系统。
与外界既无能量交换又无物质交换的 系统。
开放系统
与外界既有能量交换又有物质交换的 系统。
热力学状态
平衡态
系统内部各部分处于相对静止状 态，宏观性质不随时间变化的状 态。
非平衡态
系统内部各部分处于运动状态， 宏观性质随时间变化的状态。
自主学习建议
提供进一步学习热力学的资源 和方法，鼓励学生自主学习， 深入探究热力学原理。
实践环节建议
针对课程内容，提出相应的实 验和实践环节建议，促进学生 理论与实践相结合，提高实践
能力。
THANKS
感谢观看
。
化学反应的方向与平衡
平衡常数
平衡常数是化学反应达到平衡状态时各物质浓度的幂次方之积， 用于衡量反应平衡的位置。
反应方向
根据自由能变化和平衡常数可以判断化学反应的方向，自发反应总 是向着自由能降低的方向进行。
影响因素
平衡常数的大小受温度、压力、物质性质等多种因素影响，温度升 高平衡常数通常会减小。
热力学过程
01
02
03
等温过程
系统温度保持不变的过程 。
等容过程
系统体积保持不变的过程 。
等压过程
系统压力保持不变的过程 。
化学热力学初步 2
2
等压反应热：Δ U= QP +W Δ U= QP - P Δ V QP = Δ U + P Δ V QP =(U2-U1)+P(V2-V1) QP = (U2 +PV2 )- (U1 +PV1) 因为是等压P1= P2 = P QP = (U2 + P2 V2 )- (U1 + P1V1) 定义：H = U + P V QP=H2- H1= ΔH 意义：封闭体系，只做体积功（不做其它功）的 条件下，等压反应热在数值上等于体系的焓变。
(Gibbs–Helmnoltz Equation)：
2 G = Wmax
G = -nFE (做电功)
应用举例：如手机的充电与放电。 条件：等温等压
意义： 1) 当G < 0时， Wmax< 0,表明自由能被用来对 环境作最大有用功，是自发过程。 2) 当G > 0时， Wmax> 0,表明过程非自发，要使 过程进行，必须由环境对体系做功。 3) 当G = 0时，过程处于平衡状态。
3 由 G = H - T S
4. 非标准态下,反应的方向性由G的正负值确定 G < 0 自发 G > 0 非自发 G = 0 平衡 5. G与H，S是具有广度性质 rGm，rHm，rSm应与具体的化学反 应式相联系
6 化学反应中过程自由能变fGm的计算
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第二章化学热力学初步
1. 热力学第一定律W
U-
=
Q
∆,由于U为状态函数，所以Q和W也是状态函数，对吗？为什么？
答：不对。Q和W只有在能量交换的时候才会有具体的数值，并且随途径不同，共和热的数值都会有变化，所以不是状态函数。
2. 解释下列名词
(1) 体系与环境
(2) 热（Q）
(3) 功（W）
(4) 焓（H）和焓变（H
∆）
(5) 热力学能U
(6) 恒容反应热（Q V）和恒压反应热（Q p）
答：(1) 热力学中称研究的对象为体系，称体系以外的部分为环境。
(2) 体系在变化过程中吸收的热量为Q。
(3) 体系对环境所做的功。
(4) H＝U+PV
当泛指一个过程的时候，其热力学函数的改变量为焓变。
(5) 体系内一切能量的总和叫热力学能。
(6) 在恒容过程中完成的化学反应，其热效应称为恒容反应热。
在恒压过程中完成的化学反应，其热效应称为恒压反应热。
3. 什么叫状态函数？它具有何特性？
答：藉以确定体系状态的物理量称为体系的状态函数。它具有加和性。
4. 何谓热效应？测量方法有哪两种？
答：化学反应的热效应为当生成物和反应物的温度相同时，化学反应过程中的吸收或放出的热量。可以选择恒压和恒容两种条件下测量。
5. 什么叫热化学方程式？书写热化学方程式要注意哪几点？
答：表示出反应热效应的化学方程式叫做热化学方程式。书写化学方程式时要注意一下几点：(1)写热化学方式式，要注意反应的温度和压强条件，如果反应是在298K和1.013×105Pa下进行时，习惯上不予注明。（2）要注明物质的聚集状态和晶形。（3）方程式中的配平系数只是表示计量数，不表示分子数。但计量数不同时，同一反应的反应热数值也不同。
6. ①无机化学中常用的反应热有哪几种？反应热的实质是什么？什么类型的化学反应Q V＝Q p？等摩尔的NaOH和NH3·H2O溶液分别与过量的HCl溶液中和所放热量是否相等？为什么？
②反应2N2（g）＋O2（g）＝2N2O（g）在298K时，ΔrH mø=164K J·mol-1, 求反应的ΔU?
答：①无机化学中常用的反应热有恒压反应热和恒容反应热。
反应热的实质是：当生产物与反应物的温度相同时，化学反应过程中的吸
收或放出的热量。
当反应物与生产物气体的物质的量相等时，或反应物与生产物全是固体或液体时，恒压反应热与恒容反应热相等。
不相等。因为氨是弱碱，电离需要吸热。
②ΔrH mø=ΔrUm＋ΔυRT
ΔΔU＝ΔrH mø－ΔυRT
＝164-（2-2-1）×298×8.314×10－3
＝161.5KJ·mol－1
7. 什么叫标准生产热Δf H mø？什么是标准燃烧然ΔcH mø
答：某温度下，由处于标准状态的各种元素的最稳定的单质生产标准状态下单位物质的量（1mol）某纯物质的热效应叫这种温度下该纯物质的标准摩尔生成热，或简称标准生成热。
在100kPa的压强下1mol物质完全燃烧时的热效应叫做该物质的标准摩尔燃烧然，简称标准燃烧然。
8. 何谓盖斯定律？
答：盖斯定律指一个化学反应如果能分解几步来完成，总反应的焓变等于各步分反应的焓变之和。
10.用焓变判断反应的自发性为什么是不全面的？
答：等温等压下，体系的吉布斯自由能减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向。而根据G的定义式，G=H-TS，在等温等压条件下，ΔG=ΔH-TΔS, ΔG综合了ΔH和ΔS，所以用焓变来判断反应的自发性是不全面的。
11.什么是熵？什么是绝对熵和标准熵？其符号，单位是什么？
答：热力学中把描述体系混乱度的状态函数叫熵，用S表示。单位为J·K-1
12.影响熵值的因素有哪些？举例说明。
答：影响熵值的因素有过程中的热量变化和途径。如等温过程中的ΔS＝
T
Q r
13.化学反应自发性的标准是什么，举例说明。
答：在等温等压下，不做非体积功的化学反应自发性的标准是体系的吉布斯自由能减小的方向。
14.什么是吉布斯自由能？怎样用自由能的变化（ΔG）来判断反应的方向？答：G＝H－TS，H，T,S都是体系的状态函数，所以H－TS必然也是体系的状态函数。这个状态函数用G表示，称吉布斯自由能。
等温等压下，体系的吉布斯自由能减小的方向是不做非体积功的化学反应进行的方向。
15.在标准状态下Gibbs方程如何书写？
答：Δ
r G
m
ø﹦∑υiΔ
f
G
m
ø（生产物）-∑υiΔ
f
G
m
ø（反应物）
i i
16.什么是标准生成自由能Δf G m ø？
答：某温度下由处于标准状态的各种元素的最稳定的单质生产1mol 某纯物质的吉布斯能改变量，叫标准生成吉自由能。
17.判断下列说法是否正确？为什么？ （1）ΔS 为正值的反应均是自发反应。 （2）物质的量增加的反应ΔS 为正值。
（3）若ΔH 和ΔS 均为正值，则温度上升ΔG 将下降。
（4）某反应的Δr G m ø＞0，表面该反应在任何条件下都是不自发进行的。 （5）放热反应均是自发反应。
（6）纯单质的Δf H m ø，Δf G m ø，S m ø皆为零。
（7）ΔH 和ΔS 基本上不随温度而变化，ΔG 也是这样。 （8）物质的温度越高，熵值越大。 答：（1）错。判断反应的方向是ΔG ，ΔG ＝ΔH －T ΔS
（2）错。如反应时，物质由气态转化为固/液态，可能存在Δn ＞0，但ΔS
＜0。
（3）对。
（4）错。ΔG ＝ΔH －T ΔS ，随着温度的变化Δf G m ø有可能小于零。 （5）错。ΔH ＜0，但是ΔG ＝ΔH －T ΔS 有可能＞0。
（6）错。只有在处于标准状态下最稳定的单质的Δf H m ø和Δf G m ø才能与零。如O 2的Δf H m ø/Δf G m ø＝0，但是O 3的Δf H m ø/Δf G m ø≠0。S m ø只有在0K 条件下才等于零。 （7）错。ΔG ＝ΔH －T ΔS 会随着温度而变化。
（8）错。因为物质可能存在亚稳状态，如过冷的水，在零摄氏度条件下水仍是液态。
18.解释下列事实
（1）KNO 2溶于水的过程是吸热的（ΔH ＞0）但它在水中溶解度却很大，溶解过程可自发进行。
（2）空气中的O 2（g ）不能自发分离成纯的O 2（g ）。
（3）在一个装有O 2（g ）的容器中充入一定量的O 2（g ）,两种气体（理想气体）即自动混合均匀，混合过程的ΔH ＝0。 （4）冰箱在室温下自动溶化为水。 答：（1）虽然ΔH ＞0，但ΔG ＝ΔH －T ΔS ，ΔG ＜0 （2）ΔS ＜0，所以不自发。
（3）该过程热力学函数没有发生变化。 （4）ΔS ＞0，所以自发。
19.已知下列热化学方程式：
(g)CO (s)O 2Fe CO(g)(s)O 3Fe 24332+=+ Δr H m ø＝-25KJ ·mol -1
(g)3CO 2Fe(s)3CO(g)(s)O Fe 232+=+ Δr H m ø
＝-49KJ ·mol -1
(g)CO 3FeO(s)CO(g)(s)O Fe 243+=+ Δr H m ø＝19KJ ·mol -1