1.1 合成化学基本原理
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△rGm0(298 )= - 394.38 + 161.94 = -232.44 kJ· mol-1
工业上TiCl4生产就是利用这一原理，在炭存在下于1000℃ 左右氯化，然后进行分馏提纯，除去杂质FeCl3及SiCl4。
1.1.2 合成反应动力学
对一个合成反应，热力学可以告诉我们反应的 可能性（方向）和反应限度（平衡），动力学则研 究反应速率和反应机理。 一个反应的△rGm0<<0，即反应趋势极大，但
Bush等人把二硫醇和溴化物在乙醇中用Na使 之闭环缩合，若不按高度稀释法制备，收率仅 7.5%， 而用高度稀释法闭环，收率可提高到55%以上。
S S S
S
NaOEt EtOH
S
2Na
+
S
Br(CH2)3Br
S S
+
2NaBr
SH
HS
S
-
S
-
3. 溶剂
溶剂对反应速率的影响是液相反应动力学的主 要内容，一般存在两种情况： (1) 溶剂没有特殊作用，只是提供一反应介质
对于任意反应：
a A + b B →g G + h H
△rGm0(T)= [∑νB△fGm0(T)]P – [∑νB△fGm0(T)]R △rGm0(T)= △rHm0(T) – T△rSm0(T)
△rwenku.baidu.comm0(T)= -RT lnK0
一般化合物在298 K时的Cp,m0、△fGm0(298K)、
如索木来特(Sommelet)提出Sommelet反应 (卤化物如氯苄和六亚甲基四胺作用得到醛类)的 历程为：
CH2 N CH2 CH2
CH=N-CH3
N CH3
H2O
CHO
+
CH3NH2
据此, 产物中应有甲胺，但检验未发现甲 胺。故上反应历程是不正确的。
(2)中间产物的检测
▲ 中间体的离析 令反应停止一个短时间后从反应混合 物中离析中间产物，或在极温和的条件下从 反应混合物中离析中间体。
第1章 合成化学原理
1.1 合成化学基本原理
1.2 常用的合成化学方法与技术
1.3 特殊的合成化学方法与技术
1.1 合成化学基本原理
1.1.1 合成反应热力学
1 热力学判据
大多数化学反应在等温等压或等温等容条件 下进行，因此判断反应方向的热力学判据为：
<0 反应自发进行 =0 平衡状态 >0 反应不能自发进行
可能反应进行得非常缓慢，因而没有实际的意义。
所以动力学研究对于合成反应来说具有重要意义。
1.2.1 反应速率的主要影响因素
1. 温度
反应温度对速率的因素的影响，通常有下列几种情况:
绝大多数反应
爆炸反应
酶催化反应
某些烃类气相氧化反应
气相三级反应
图1-1 速率常数与温度的关系
绝大多数反应的速率随温度上升而增大，
★ 当△rHm0、△rSm0为负值时，则低温对反应有利；
★ 当△rHm0、△rSm0为正值时，高温对反应有利；
★ 以△rGm0为零时的温度作为转折温度，可根据下式估
计对反应有利的温度：
T = △rHm0 / △rSm0
经验判据： < -40kJ/mol △rGm(T)<0 > 40kJ/mol △rGm(T)>0
对于许多在气相中和在液相中都能进行的反应，都基 本上符合上述规律。特别对于单分子反应或速控步骤为单 分子的反应，它们的速率常数与反应介质几乎无关。
如N2O5在不同介质中的分解反应速率常数相当接近。
N2O5
→
2NO2+ 1/2O2
(2) 溶剂对于反应速率有影响，特别是包括离子的反应 例如季胺盐Et4N+I- 的生成反应，由于溶剂的介 电常数不同，反应速率有很大差别。 Et3N + EtI == Et4N+I表1-1 不同溶剂中季胺盐形成的速率常数（373K） 溶剂 n-己烷 甲苯 苯 丙酮 硝基苯
动力学方程是研究反应机理的有力手段，建立
动力学方程的关键问题是检测化合物浓度的变化。
滴定法 红外分光光度法 压力测定法 电导分析法
紫外分光光度法 膨胀测定法 电势测定法 旋光测定法
2. 反应机理研究
对于一反应的历程的完全描述，涉及反应物 的分子在转变为产物分子过程中，分子所有原子 作为时间函数的正确位置。这是一个理想目的， 目前还不能实现。因为许多变化非常快，很难进
个△rGm0 <<0，K0>>1的反应进行耦合，即：使
不能自发进行的反应中某产物成为△rGm0<<0
反应中的反应物，这样就能把不能进行的反应
带动起来。这就称为反应的耦合。
例如：TiCl4的制备就利用了反应的耦合 金红石或高钛渣（含TiO2＞ 92%）直接氯化： TiO2(s) + 2Cl2(g) →TiCl4(l) + O2(g) △rGm0(298)=161.94 kJ· mol-1 该反应宏观上不能进行，虽然升温有利于反应向右进行，但也 不会有明显改观。为此可考虑加入炭： C(s) + O2(g) → CO2(g) △rGm0(298)= - 394.38 kJ· mol-1 由于反应发生耦合： TiO2(s) + 2Cl2(g) + C(s) → TiCl4(l) + CO2(g)
行直接测定。因此要通过间接的方法来研究反应
机理，也就是根据实验事实和理论分析, 通过间 接证明推理来确定反应机理。
只能说某实验支持某反应历程，或者
说和某反应历程相符合。一个正确的反应
历程必须和所有与此反应有关的已知事实
相符合。
一般关于一个反应历程问题需要经过多方 面来证明，主要方法有： (1) 产物鉴定 很明显，一个反应历程提出后，必须能说 明得到的全部产物以及它们之间的相互比例。 同时对副反应所形成的产品也必须能解释。
则上述反应在1873K时
△rGm0=3△fGm,FeO(l)–△rGm0Al2O3(l)=929017–156.77T=625.4×103＞0
说明在1600℃时刚玉坩埚不至于与铁反应，可 知刚玉坩埚可用于熔化铁。
3 反应的耦合 当某化学反应的△rGm0>>0，K0<<1时，该 反应不能自发进行。在这种情况下，只要与一
氨合成 氨是当今世界也是我国超大吨位化工
产品之一，它的开发成功导致了20世纪化
学工业的第一次飞跃。
★ 1754年Priestley在实验室通过NH4Cl和石灰反 应得到了氨： 2NH4Cl + Ca(OH)2 NH3 +CaCl2 +2H2O
Joseph Priestley （1733-1804 ）
1. 建立动力学方程
对于一化学反应可以通过实验建立其动力学 方程，一般形式为 aA + bB == gG + hH v=kcAmcBn k为速率常数，与温度有关；m、n为反应级数。
实际的化学反应的动力学方程有多种
形式，如对反应
CrCl2+ = Cr3+ + Cl-
其速率方程为：
dcCrCl 2 / dt (k1 k2 / cH )cCrCl 2
最可能发生的反应如下： 3Fe(l) + Al2O3 2Al(l) + 3FeO(l)
△rGm0FeO(l)=-25601+56.68T △rGm0Al2O3(l)=-1687.2×103+326.81T
查手册得:
Fe(l) + 1/2O2 = FeO(l) 2Al(l)+3/2O2 = Al2O3(s)
加速反应（或被光化学所诱导，或被HI或氢醌
所阻止），则可能为游离基历程。
(4) 同位素标记
在研究反应历程时，同位素标记的方
法常能提供非常有用的线索，利用同位素
标记方法可以发现许多在通常条件下很难
观察到的现象。
如酯水解反应的键破裂的方式： 酯类在含有重氧水中进行水解时，发现水 解生成的羧酸含有18O，这就证明了发生酰氧裂 解。
△rGm0(T)
2 热力学数据的查取、计算及在合成中的应用 高温合成反应中，反应容器如坩埚的选择是一
项重要而困难的工作。在很多情况下，可以直接根
据热力学计算来推测某种坩埚材料与金属或需要高
温熔融的试料所可能发生的反应。
是否可以用Al2O3刚玉坩埚熔化铁？
分析表明在1600℃(惰性气氛中)用Al2O3刚玉坩埚熔化铁
△GT, P
△G=△H-T△S 在T不是太高，△S不是太大时，可用△H作为反 应判据。
当反应体系还存在非体积功，如电功时，则
-△GT, P ≥ W电＝nFE
对溶液或多组分体系，△G还常表达为：
△GT,P＝∑μidni ≤ 0
化学位μi是研究物质平衡状态的枢纽，广泛应 用于化学平衡、相平衡等问题中。
r H m 92.22kJ mol
1
★ 1902 年 ， 德 国 的 Haber 与 维 也 纳 一 家 化 学 公司的老板Margulhes兄弟签定合同，由N2
和H2合成NH3。
研究的初步结果是：1000℃，常压下， 气体混合物只有0.01%转化为NH3。采用更 高的温度和催化剂，反应并无明显的改进。 于是Margulhes兄弟不再支持这一项目。
▲ 中间体的检出 在许多情况下生成的中间体不能离析，
但可能利用IR、核磁共振谱等检出中间体
的存在。
▲ 中间体的捕获
在某些情况下如果所猜测的中间体能
和某一化合物发生特征反应时，则可将此反
应在某化合物存在的条件下来进行，借此来
检出中间体。
(3) 催化剂的研究
催化剂能加速或阻止一个反应的进行，可
暗示其反应历程。如果一反应加入过氧化物能
O R C OR'
+
H2O
18
OH
O R C
18
OH
+
R'OH
同位素标记实验结果简单明确，但标记实验 工作很困难，一般来说同位素标记的操作手续麻 烦，并且昂贵。
(5) 立体化学证据 对有机反应来说，立体化学是一个常用判 别反应历程的方法。 例如：我们可以由反应过程前后光学活性 改变的情况来考查所提出的历程是否正确。
ε(介电常数)
1.9 2.4 2.23 21.4 36.1
K×105(mol-1.dm3.s-3) 0.5 25.3 39.8 265 138.0
溶剂化作用 物理作用 动力性质(如黏度)，影响传递 介电性质，影响离子反应物的相互作用 溶剂影响 溶剂分子的催化作用，如酸碱催化 化学作用 溶剂分子作为反应物或产物参与反应
1.2.2 动力学研究方法 动力学研究的直接结果是得到一个速率方 程，最终的目的是要正确地说明速率方程并确定 该反应的机理（反应历程），以便有效地控制反 应。 目前，反应机理的研究远不如平衡理论的研 究充分、成熟，真正弄清机理的反应为数不多。 因此更要注意动力学的研究方法，以指导实际的 合成工作。
Van’t Hoff规则指出，温度升高10K，反应速率增加 2～4倍。可见从动力学观点来看，温度升高有利于 反应进行，但温度太高，副产物可能会增加，对于 放热反应（△rHm<0）更应注意由于温度的上升造
成平衡的移动，抵消速率提高带来的好处。
因此选择合成温度要由动力学和热力学两方面
来确定。
2. 反应物浓度 一般地说，增加反应物浓度有利于提高反应速 率。反应级数越高影响越大，只有零级反应，反应 物浓度与反应速率无关。 可利用这一原理来选择合成反应的条件。例如 在大环化合物的成环合成中，可用上述原理来提高 收率。因为成环与成链式多聚反应同时进行，往往 成环为一级反应，成链反应则级数较高。在这种情 况下，反应物浓度低有利于成环，这已成为成环反 应的一条普通规则。
★ 大约30年后，即1784年，Bertholet 确定氨的成分为NH3。
★ 1795年Hildebrand在常压下，进行 N2 和 H2 制 NH3 的尝试。
分别采用新生态H2、催化剂、电弧、高
温、高压等途径和方法，但除得到过痕量的
NH3 之外，都归于失败。
于是当时认为：由N2和H2合成NH3是不可
能的。
★ 近100年后，1850~1900年间，化学热力学、 化学动力学、催化剂等新兴学科领域的研究取 得进展，荷兰的Van’t Hoff把热力学应用于化 学领域，建立了化学平衡概念。法国物理学家 Le Chartelier 提出了化学平衡移动规律，认 为较高的压力有利于增加NH3的产率。 N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g)
△fHm0 (298K）、Sm0(298K)均能在手册中查得到。
但是对于不常见化合物，数据则难以在手册 中获得，可根据物质的价键结构、原子数目、官 能团、晶格能、电离能等来估计上述数据，如用 键焓估计△rHm。
因此应该学会灵活运用有关原理和可以利用
的间接数据进行估计和推算。
如果反应的△CP≈0，则可视△rHm0、△rSm0为常数，任一温 度下的△rGm可直接用手册上可查到的298K时的数据，即： △rGm(T)= △rHm0(298K) – T△rSm0(298K)
工业上TiCl4生产就是利用这一原理，在炭存在下于1000℃ 左右氯化，然后进行分馏提纯，除去杂质FeCl3及SiCl4。
1.1.2 合成反应动力学
对一个合成反应，热力学可以告诉我们反应的 可能性（方向）和反应限度（平衡），动力学则研 究反应速率和反应机理。 一个反应的△rGm0<<0，即反应趋势极大，但
Bush等人把二硫醇和溴化物在乙醇中用Na使 之闭环缩合，若不按高度稀释法制备，收率仅 7.5%， 而用高度稀释法闭环，收率可提高到55%以上。
S S S
S
NaOEt EtOH
S
2Na
+
S
Br(CH2)3Br
S S
+
2NaBr
SH
HS
S
-
S
-
3. 溶剂
溶剂对反应速率的影响是液相反应动力学的主 要内容，一般存在两种情况： (1) 溶剂没有特殊作用，只是提供一反应介质
对于任意反应：
a A + b B →g G + h H
△rGm0(T)= [∑νB△fGm0(T)]P – [∑νB△fGm0(T)]R △rGm0(T)= △rHm0(T) – T△rSm0(T)
△rwenku.baidu.comm0(T)= -RT lnK0
一般化合物在298 K时的Cp,m0、△fGm0(298K)、
如索木来特(Sommelet)提出Sommelet反应 (卤化物如氯苄和六亚甲基四胺作用得到醛类)的 历程为：
CH2 N CH2 CH2
CH=N-CH3
N CH3
H2O
CHO
+
CH3NH2
据此, 产物中应有甲胺，但检验未发现甲 胺。故上反应历程是不正确的。
(2)中间产物的检测
▲ 中间体的离析 令反应停止一个短时间后从反应混合 物中离析中间产物，或在极温和的条件下从 反应混合物中离析中间体。
第1章 合成化学原理
1.1 合成化学基本原理
1.2 常用的合成化学方法与技术
1.3 特殊的合成化学方法与技术
1.1 合成化学基本原理
1.1.1 合成反应热力学
1 热力学判据
大多数化学反应在等温等压或等温等容条件 下进行，因此判断反应方向的热力学判据为：
<0 反应自发进行 =0 平衡状态 >0 反应不能自发进行
可能反应进行得非常缓慢，因而没有实际的意义。
所以动力学研究对于合成反应来说具有重要意义。
1.2.1 反应速率的主要影响因素
1. 温度
反应温度对速率的因素的影响，通常有下列几种情况:
绝大多数反应
爆炸反应
酶催化反应
某些烃类气相氧化反应
气相三级反应
图1-1 速率常数与温度的关系
绝大多数反应的速率随温度上升而增大，
★ 当△rHm0、△rSm0为负值时，则低温对反应有利；
★ 当△rHm0、△rSm0为正值时，高温对反应有利；
★ 以△rGm0为零时的温度作为转折温度，可根据下式估
计对反应有利的温度：
T = △rHm0 / △rSm0
经验判据： < -40kJ/mol △rGm(T)<0 > 40kJ/mol △rGm(T)>0
对于许多在气相中和在液相中都能进行的反应，都基 本上符合上述规律。特别对于单分子反应或速控步骤为单 分子的反应，它们的速率常数与反应介质几乎无关。
如N2O5在不同介质中的分解反应速率常数相当接近。
N2O5
→
2NO2+ 1/2O2
(2) 溶剂对于反应速率有影响，特别是包括离子的反应 例如季胺盐Et4N+I- 的生成反应，由于溶剂的介 电常数不同，反应速率有很大差别。 Et3N + EtI == Et4N+I表1-1 不同溶剂中季胺盐形成的速率常数（373K） 溶剂 n-己烷 甲苯 苯 丙酮 硝基苯
动力学方程是研究反应机理的有力手段，建立
动力学方程的关键问题是检测化合物浓度的变化。
滴定法 红外分光光度法 压力测定法 电导分析法
紫外分光光度法 膨胀测定法 电势测定法 旋光测定法
2. 反应机理研究
对于一反应的历程的完全描述，涉及反应物 的分子在转变为产物分子过程中，分子所有原子 作为时间函数的正确位置。这是一个理想目的， 目前还不能实现。因为许多变化非常快，很难进
个△rGm0 <<0，K0>>1的反应进行耦合，即：使
不能自发进行的反应中某产物成为△rGm0<<0
反应中的反应物，这样就能把不能进行的反应
带动起来。这就称为反应的耦合。
例如：TiCl4的制备就利用了反应的耦合 金红石或高钛渣（含TiO2＞ 92%）直接氯化： TiO2(s) + 2Cl2(g) →TiCl4(l) + O2(g) △rGm0(298)=161.94 kJ· mol-1 该反应宏观上不能进行，虽然升温有利于反应向右进行，但也 不会有明显改观。为此可考虑加入炭： C(s) + O2(g) → CO2(g) △rGm0(298)= - 394.38 kJ· mol-1 由于反应发生耦合： TiO2(s) + 2Cl2(g) + C(s) → TiCl4(l) + CO2(g)
行直接测定。因此要通过间接的方法来研究反应
机理，也就是根据实验事实和理论分析, 通过间 接证明推理来确定反应机理。
只能说某实验支持某反应历程，或者
说和某反应历程相符合。一个正确的反应
历程必须和所有与此反应有关的已知事实
相符合。
一般关于一个反应历程问题需要经过多方 面来证明，主要方法有： (1) 产物鉴定 很明显，一个反应历程提出后，必须能说 明得到的全部产物以及它们之间的相互比例。 同时对副反应所形成的产品也必须能解释。
则上述反应在1873K时
△rGm0=3△fGm,FeO(l)–△rGm0Al2O3(l)=929017–156.77T=625.4×103＞0
说明在1600℃时刚玉坩埚不至于与铁反应，可 知刚玉坩埚可用于熔化铁。
3 反应的耦合 当某化学反应的△rGm0>>0，K0<<1时，该 反应不能自发进行。在这种情况下，只要与一
氨合成 氨是当今世界也是我国超大吨位化工
产品之一，它的开发成功导致了20世纪化
学工业的第一次飞跃。
★ 1754年Priestley在实验室通过NH4Cl和石灰反 应得到了氨： 2NH4Cl + Ca(OH)2 NH3 +CaCl2 +2H2O
Joseph Priestley （1733-1804 ）
1. 建立动力学方程
对于一化学反应可以通过实验建立其动力学 方程，一般形式为 aA + bB == gG + hH v=kcAmcBn k为速率常数，与温度有关；m、n为反应级数。
实际的化学反应的动力学方程有多种
形式，如对反应
CrCl2+ = Cr3+ + Cl-
其速率方程为：
dcCrCl 2 / dt (k1 k2 / cH )cCrCl 2
最可能发生的反应如下： 3Fe(l) + Al2O3 2Al(l) + 3FeO(l)
△rGm0FeO(l)=-25601+56.68T △rGm0Al2O3(l)=-1687.2×103+326.81T
查手册得:
Fe(l) + 1/2O2 = FeO(l) 2Al(l)+3/2O2 = Al2O3(s)
加速反应（或被光化学所诱导，或被HI或氢醌
所阻止），则可能为游离基历程。
(4) 同位素标记
在研究反应历程时，同位素标记的方
法常能提供非常有用的线索，利用同位素
标记方法可以发现许多在通常条件下很难
观察到的现象。
如酯水解反应的键破裂的方式： 酯类在含有重氧水中进行水解时，发现水 解生成的羧酸含有18O，这就证明了发生酰氧裂 解。
△rGm0(T)
2 热力学数据的查取、计算及在合成中的应用 高温合成反应中，反应容器如坩埚的选择是一
项重要而困难的工作。在很多情况下，可以直接根
据热力学计算来推测某种坩埚材料与金属或需要高
温熔融的试料所可能发生的反应。
是否可以用Al2O3刚玉坩埚熔化铁？
分析表明在1600℃(惰性气氛中)用Al2O3刚玉坩埚熔化铁
△GT, P
△G=△H-T△S 在T不是太高，△S不是太大时，可用△H作为反 应判据。
当反应体系还存在非体积功，如电功时，则
-△GT, P ≥ W电＝nFE
对溶液或多组分体系，△G还常表达为：
△GT,P＝∑μidni ≤ 0
化学位μi是研究物质平衡状态的枢纽，广泛应 用于化学平衡、相平衡等问题中。
r H m 92.22kJ mol
1
★ 1902 年 ， 德 国 的 Haber 与 维 也 纳 一 家 化 学 公司的老板Margulhes兄弟签定合同，由N2
和H2合成NH3。
研究的初步结果是：1000℃，常压下， 气体混合物只有0.01%转化为NH3。采用更 高的温度和催化剂，反应并无明显的改进。 于是Margulhes兄弟不再支持这一项目。
▲ 中间体的检出 在许多情况下生成的中间体不能离析，
但可能利用IR、核磁共振谱等检出中间体
的存在。
▲ 中间体的捕获
在某些情况下如果所猜测的中间体能
和某一化合物发生特征反应时，则可将此反
应在某化合物存在的条件下来进行，借此来
检出中间体。
(3) 催化剂的研究
催化剂能加速或阻止一个反应的进行，可
暗示其反应历程。如果一反应加入过氧化物能
O R C OR'
+
H2O
18
OH
O R C
18
OH
+
R'OH
同位素标记实验结果简单明确，但标记实验 工作很困难，一般来说同位素标记的操作手续麻 烦，并且昂贵。
(5) 立体化学证据 对有机反应来说，立体化学是一个常用判 别反应历程的方法。 例如：我们可以由反应过程前后光学活性 改变的情况来考查所提出的历程是否正确。
ε(介电常数)
1.9 2.4 2.23 21.4 36.1
K×105(mol-1.dm3.s-3) 0.5 25.3 39.8 265 138.0
溶剂化作用 物理作用 动力性质(如黏度)，影响传递 介电性质，影响离子反应物的相互作用 溶剂影响 溶剂分子的催化作用，如酸碱催化 化学作用 溶剂分子作为反应物或产物参与反应
1.2.2 动力学研究方法 动力学研究的直接结果是得到一个速率方 程，最终的目的是要正确地说明速率方程并确定 该反应的机理（反应历程），以便有效地控制反 应。 目前，反应机理的研究远不如平衡理论的研 究充分、成熟，真正弄清机理的反应为数不多。 因此更要注意动力学的研究方法，以指导实际的 合成工作。
Van’t Hoff规则指出，温度升高10K，反应速率增加 2～4倍。可见从动力学观点来看，温度升高有利于 反应进行，但温度太高，副产物可能会增加，对于 放热反应（△rHm<0）更应注意由于温度的上升造
成平衡的移动，抵消速率提高带来的好处。
因此选择合成温度要由动力学和热力学两方面
来确定。
2. 反应物浓度 一般地说，增加反应物浓度有利于提高反应速 率。反应级数越高影响越大，只有零级反应，反应 物浓度与反应速率无关。 可利用这一原理来选择合成反应的条件。例如 在大环化合物的成环合成中，可用上述原理来提高 收率。因为成环与成链式多聚反应同时进行，往往 成环为一级反应，成链反应则级数较高。在这种情 况下，反应物浓度低有利于成环，这已成为成环反 应的一条普通规则。
★ 大约30年后，即1784年，Bertholet 确定氨的成分为NH3。
★ 1795年Hildebrand在常压下，进行 N2 和 H2 制 NH3 的尝试。
分别采用新生态H2、催化剂、电弧、高
温、高压等途径和方法，但除得到过痕量的
NH3 之外，都归于失败。
于是当时认为：由N2和H2合成NH3是不可
能的。
★ 近100年后，1850~1900年间，化学热力学、 化学动力学、催化剂等新兴学科领域的研究取 得进展，荷兰的Van’t Hoff把热力学应用于化 学领域，建立了化学平衡概念。法国物理学家 Le Chartelier 提出了化学平衡移动规律，认 为较高的压力有利于增加NH3的产率。 N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g)
△fHm0 (298K）、Sm0(298K)均能在手册中查得到。
但是对于不常见化合物，数据则难以在手册 中获得，可根据物质的价键结构、原子数目、官 能团、晶格能、电离能等来估计上述数据，如用 键焓估计△rHm。
因此应该学会灵活运用有关原理和可以利用
的间接数据进行估计和推算。
如果反应的△CP≈0，则可视△rHm0、△rSm0为常数，任一温 度下的△rGm可直接用手册上可查到的298K时的数据，即： △rGm(T)= △rHm0(298K) – T△rSm0(298K)