《无机化学》化学热力学

无机化学------化学热力学基础化学与生命科学学院专业基础课任何化学反应过程都伴有能量的变化,研究过程能量,对于反应的控制和反应装置的设计具有重要的意义.热力学主要研究宏观过程的能量变化、过程的方向与限度的规律。化学热力学是热力学在化学中的应用，涉及化学反应的热效应、化学反应的方向与限度、化学平衡、溶液与相平衡等内容。本章要求化学热力学基础基本概念第一定律化学反应的方向第一节基本概念体系与环境过程与途径状态与状态函数相功与热反应热热力学能 标准 excel标准偏差excel标准偏差函数exl标准差函数国标检验抽样标准表免费下载红头文件格式标准下载 态气体分压与分压定律　　1、体系和环境　　被研究的物质称为体系。也就是说为了研究的需要和周围的物质和空间隔离开来的被研究的对象。　　而体系以外的与体系有密切关系的周围部分称为环境。　　如AgNO3与NaCl在溶液中的反应；含有这两种物质的水溶液就是体系；而溶液之外的一切东西(烧杯、玻璃棒、溶液上方的空气等)都是环境。　　2、体系的分类　　(1)敞开体系　　体系和环境之间既有物质的交换又有能量的交换。　　(2)封闭体系　　体系和环境之间没有物质的交换只有能量的交换。　　(3)孤立体系　　体系和环境之间既没有物质的交换又没有能量的交换。　　如：一个盛水的敞口的瓶(敞开体系)，因为既有热量的交换，又有瓶中水汽的蒸发和瓶外空气的溶解等；如在此瓶口盖上瓶塞(封闭体系)，因此时只有热量交换；如将此广口瓶换为带盖的杜瓦瓶(孤立体系)，由于瓶内外既没有物质的交换又没有能量的交换。　　3、体系的性质　　根据体系中物质的量的关系，体系的性质可分为两类：　　(1)广度性质(亦称容量性质、量度性质)　　如体积、质量等。有加合性　　(2)强度性质　　此种性质的数值不随体系中物质的总量而变，它仅由体系中物质本身的特性所决定，也就是没有加合性。　　如温度、密度就是强度性质。4、过程和途径当体与环境之间发生物质和能量交换时，体系的状态就会发生变化，这种变化的经过就称为过程process。“恒温过程”“恒压过程”“恒容过程”途径path则是体系由一种状态变化到另一种状态所采取的具体方式。对于每一个变化过程，其途径可以有多个。　　5、状态和状态函数　　体系中所有物理性质和化学性质的总和即为状态。　　也就是说一个体系的物理性质和化学性质都确定了，则称为一个状态。　　如：气体的状态可由压力、体积、温度及各组分物质的量等物理量来决定。如果其中的一个或多个物理量发生改变时，体系即由一种状态变为另一种状态。　　对于一个体系来说当其处于不同状态时，其性质必然有所不同。这些用来描述 规定 关于下班后关闭电源的规定党章中关于入党时间的规定公务员考核规定下载规定办法文件下载宁波关于闷顶的规定 状态的性质用数学术语来讲称它们为“状态函数”。或者说,表示体系状态性质的物理量称状态函数。例如，表示气体状态的物理量n,P,V,T就是状态函数。　　6、状态函数的特征　　状态函数的变化只决定于体系的始态和终态，而与变化的途径无关，状态一定值一定，殊途同归，周而复始变化为零。　　如：一定量的理想气体的状态变化，它由始态p1=1.01×105Pa，T1=298K变为p2=2.02×105Pa，T2=398K。此过程可以有下列两种不同途径（“途径”：状态变化所经历的具体步骤）：p1=1.01×105PaT1=298Kp2=2.02×105PaT2=398Kp2=2.02×105PaT1=298Kp1=1.01×105PaT2=398K恒温过程恒压过程恒温过程恒压过程始态终态体系中任何物理和化学性质完全相同的部分。体系可分为:单相（均匀）体统；多相（不均匀）体统。相与相之间有明确的界面47、相：应用相的概念需区分：*相与聚集态不同；5*相与界面的关系。*相数与物质种类数；8、热符号：Q单位：kJQ不是状态函数；体系吸热：Q>0；体系放热：Q<015热力学中将体系与环境间的能量交换形式分为热和功。热是体系与环境之间因温度不同而传递的能量。9、功除了热的形式以外，体系与环境之间各种被传递的能量，则称之为功功分为：体积功W(W=-PΔV)；非体积功W′，如电功，机械功单位：kJ。W不是状态函数；体系对环境作功:W<0；环境对体系作功:W>0。化学反应热效应是指体系在不做非体积功的等温过程中（即始态和终态具有相同温度时）所放出或吸收的热量，简称反应热。10、化学反应热效应11、热力学能符号：U，单位：kJmol-1。U是状态函数；无绝对数值；其值与n成正比。11即体系内部能量的总和。12、热力学关于标准态的规定（1）气体物质的标准态是在标准压强(p=100kPa)时的理想气体状态;（2）溶液中溶质B的标准态是:在标准压强p时的标准质量摩尔浓度b=1.0mol•kg-1,稀溶液近似为c=1.0mol•L-1（3）液体或固体的标准态是:在标准压强p时的纯液体或纯固体。（4）标准态，用“”表示[nA,P,VA][nB,P,VB]n,P,Vn=nA+nBV=VA+VBPVA=nARTPVB=nARTPV=nRTxA=nAnA+nB=VAVA+VB+AV,PABV,PBA+BV,PP=PA+PBPAV=nARTPBV=nARTPV=nRT分压定义：分压是指混合气体中的某种气体单独占有混合气体的体积时所呈现的压强。体系的总压等于各气体分压之和:P=P1+P2+P3+……=ΣPi13、气体分压定律所以有PiPT=ninT=xiP=P1+P2+P3+……=ΣPi以上这两个公式就是气体分压定律的数学表达式。其中Xi表示组分的摩尔分数.例 题 快递公司问题件快递公司问题件货款处理关于圆的周长面积重点题型关于解方程组的题及答案关于南海问题 ：在298K时将压强为3.33x104Pa的氮气0.2L和压强为4.67x104Pa的氧气0.3L移入0.3L的真空容器中，问混和气体中各组分分压和总压为多少？解：因为混合前(1)、后(2)各组分物质的量不变且，混合前Pi（1）Vi（1）=niRT，混合后P΄i（2）VT=niRT所以，P(1)N2V(1)N2=P(2)N2VT3.33x104Pax0.2L=P(2)N2x0.3LP(2)N2=2.22x104Pa,同理P(2)O2=4.67x104PaPT=P(2)N2+P(2)O2=6.89x104Pa或先计算出氮气和氧气各自物质的量然后利用PAV=nART计算出混合后的分压总压=分压之和注意：R、P、V的单位例题1、在290K和101kPa时，用排水集气法收集了0.15LN2,经干燥后重0.172g，求N2的分子量和干燥后的体积（T，P不变，假设气体在气球里）。解：（1）已知290K时水的饱和蒸气压为1.93kPa，所以PN2=101kPa-1.93kPa≈100kPa又因为PN2VT=RT,其中mN2=0.172gmN2MN2于是，MN2=？（2）除去水蒸气后，VT’=VN2，总压不变，温度不变，nN2不变于是，PN2VT（干燥前）=PTVN2（干燥后）VN2=(100kPax0.15L)/101kPa=0.148L化学热力学的四个重要状态函数热力学能U焓H熵S吉布斯自由能G什么是标准生成焓？什么是标准生成吉布斯自由能？标准熵是否等于0？如何计算一个过程的△Hmθ,△Gmθ和△Smθ？两个定律两个方程热力学第一定律盖斯定律吉—亥方程范氏等温方程如何判断反应进行的方向？如何确定反应过程的转变温度？如何计算物质的沸点？第二节热力学第一定律和热化学Q>0W<0ΔU=Q+W一封闭体系，热力学能U1，从环境吸收热量Q，对环境做功W，变到状态2,热力学能U2，则有：一、热力学第一定律热力学第一定律的一个中心问题是“能量守恒”“在化学反应中，质量既不能创造，也不能毁灭。只能由一种形式转变为另一种形式。”这种关系可用化学反应计量方程表示。通式：1.化学计量系数B称化学计量系数。BBB=0以合成氨反应为例：N2+3H2==2NH3可写为：-N2-3H2+2NH3==0即：N2+3H2==2NH3对于一般的反应：aA+mM==gG+dD其化学反应计量方程为：0=BBB其中，B是A,M,G,D等反应物和生成物B为化学计量系数a,m,g,dB的符号：反应物a、m为负；生成物g、d为正2.焓和焓变V2=V1△V=0∵△U=Q+W∴△U=QV-P△V=QV(2)恒压反应热QPP2=P1=PW=-P△V∵△U=QP-P△V∴QP=△U+P△V(1)恒容反应热QV根据反应条件的不同，反应热可分为：上式可化为：QP=（U2-U1）+P（V2-V1）即：QP=（U2+P2V2）-（U1+P1V1）令：H=U+PV称H为：焓则：QP=H2-H1=ΔH第二重要的状态函数H是状态函数；无绝对数值；其值与n成正比。单位：kJmol-1。根据Q符号的规定，有：ΔH<0QP<0恒压反应体系放热;ΔH>0QP>0恒压反应体系吸热。补充说明：任何过程的恒压热效应均等于该体系的焓变ΔH，除上面提到的反应热效应外，还有溶解热、中和热、稀释热、燃烧热、相变热（如蒸发热、升华热、冷凝热、晶形转变热等）等。(3)△U与△H的关系∵△U=QP+WW=-P△VQP=△HP△V=△nRT∴QP=△U+P△V△H=△U+△nRT△Hm=△Um+BBRT213、热化学方程式表示化学反应与热效应关系的化学反应方程式称为热化学方程式。（1）写热化学方程式，要注明反应的温度和压强。但在298K和1.01Х105Pa时，习惯上不予注明。（2）反应物和生成物的聚集状不同或固体物质的晶形不同，对反应也有影响。因此，写热化学方程式要注明物质的聚集态或晶形。g，l，s，aq（3）同一个化学反应，化学计量系数不同，热化学方程式也不同。22热化学方程式实例C（石墨）+O2(g)→CO2(g)ΔrHm=-393.5kJ.mol-1C（金钢石）+O2(g)→CO2(g)ΔrHm=-393.4kJ.mol-12H2(g)+O2(g)→2H2O(l)ΔrHm=-571.6kJ.mol-12H2O(l)→2H2(g)+O2(g)ΔrHm=571.6kJ.mol-1H2(g)+O2(g)→H2O(l)ΔrHm=-285.8kJ.mol-112H2(g)+O2(g)→H2O(g)ΔrHm=-241.8kJ.mol-112r和什么含义？下标r—reactIon表示一般的化学反应下标m—molar表示摩尔上标—表示体系处于标准状态ΔrHm表示标准摩尔反应焓变，即按化学反应计量关系式发生1摩尔反应而吸收或放出的热量　　化学反应的焓变是随温度而变化的　　如：1.01×105Pa下N2+3H22NH3　　rHm(298K)=-92.4kJ·mol-1　　rHm(773K)=-106.1kJ·mol-1CaCO3CaO+CO2　　rHm(298K)=178kJ·mol-1　　rHm(1000K)=175kJ·mol-1　　可以看出有的反应随温度的变化大些，有的小些，但总的来说变化不大。4、标准摩尔生成焓ΔfHm（1）ΔfHm表示在标准状态下，由指定的稳定的单质生成1mol纯物质的焓变，称为该纯物质的标准摩尔生成焓。（2）稳定的单质是指常温下的稳定态：H2、N2、O2、Cl2等的气态，Br2的液态，I2的固态；P-白磷，S-正交硫，Sn-白锡，C-石墨。（3）稳定的单质的ΔfHm=0思考：下列反应中，ΔrHm与产物的ΔfHm相同的是哪个反应？C(石)+O2(g)→CO2(g)ΔrHm其中,C(石)为碳的参考态单质,O2(g)为氧的稳定态单质,此反应是生成反应。所以此反应的焓变即是CO2（g）的生成焓：ΔrHm(T)=ΔfHm(CO2,g)A)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)B)NO(g)+1/2O2(g)=NO2(g)C)C(石)+O2(g)=CO2(g)二、盖斯定律　　1840年俄罗斯科学家盖斯(G.H.Hess)在 总结 初级经济法重点总结下载党员个人总结TXt高中句型全总结.doc高中句型全总结.doc理论力学知识点总结pdf 了大量实验结果的基础上，提出一条规律：在恒压或恒容条件下，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。如：H2(g)+0.5O2(g)===H2O(l)　rH=-285.8kJ·mol-1　　若分步:　　①H2(g)===2H(g)rH1=+431.8kJ·mol-1　　②0.5O2(g)===O(g)rH2=+244.3kJ·mol-1　　③2H(g)+O(g)==H2O(g)rH3=-917.9kJ·mol-1　　④H2O(g)===H2O(l)rH4=-44.0kJ·mol-1　　───────────────────总:H2(g)+0.5O2(g)===H2O(l)rH总=-285.8kJ·mol-1将上式写成通式：根据盖斯定律，若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。推理：任一化学反应可以分解为若干最基本的反应，这些反应的反应热之和就是该反应的反应热。26△rH=∑i△rHi（生成反应）生成如：AB+CD==AC+BDΔHA+B=ABΔH1C+D=CDΔH2A+C=ACΔH3B+D=BDΔH4则：ΔH=ΔH4+ΔH3-ΔH1-ΔH2即:△rH=∑i△rHi27例题：已知：C（s）+O2（g）→CO2（g）=-393.5kJ.mol-1CO(g)+O2(g)→CO2(g)=-283.0kJ.mol-1问:C(s)+O2(g)→CO(g)=?解:按盖斯定律={(-393.5)-(-283.0)}kJ.mol-1=-110.5kJ.mol-127ΔrHm2ΔrHm3ΔrHm3ΔrHm1　　例1：欲求下列反应的反应热CO2(g)+H2(g)→CO(g)+H2O(g)∴rH=-fH(CO2,g)+fH(CO,g)+fH(H2O,g)∴rH=fH(CO,g)+fH(H2O,g)-fH(CO2,g)CO2(g)+H2(g)─→CO(g)+H2O(g)C(s)+O2+H2─→C+0.5O2+H2+0.5O2-fH(CO2)　fH(CO)fH(H2O,g)rH　　例2：3CO(g)+Fe2O3(s)===2Fe(s)+3CO2(g)　　已知:　　①CO(g)===C(s)+0.5O2　H1=-fH(CO,g)　　②Fe2O3(s)==2Fe(s)+1.5O2H2=-fH(Fe2O3,s)　　③C(s)+O2===CO2(g)H3=rH(CO2,g)　　∴H=3H1+H2+3H3　　=-3fH(CO,g)-fH(Fe2O3,s)+3rH(CO2,g)　　=3rH(CO2,g)-3fH(CO,g)-fH(Fe2O3,s)　　由此可见反应热等于产物的生成热总和减去反应物的生成热总和，用通式aA+bBdD+eE　　rH=(dfHD+efHE)-(afHA+bfHB)任何状态函数都服从盖斯定律以乙炔的完全燃烧反应为例:C2H2（g）+O2（g）→2CO2（g）+H2O（l）可将此反应分解为四个生成反应：31三、化学反应热的计算通式：322C+H2（g）→C2H2（g)ΔrHm1(T)=ΔfHm(C2H2)O2(g)→O2（g）ΔrHm2(T)=ΔfHm(O2)C(S)+O2（g）→CO22ΔrHm3(T)=2ΔfHm(CO2)H2(g)+1/2O2(g)→H2O(l)ΔrHm4(T)=ΔfHm(H2O,l)ΔrHm(T)=ΣBνBΔfHmB(T)有:ΔrHm=2ΔfHm3+ΔfHm4-ΔfHm1-ΔfHm2根据盖斯定律：ΔrHm=ΣiΔfHmi注意33(298.15K)是热力学基本数据，可查表。单位：kJ.mol-11ΔfHmB2ΔrHm(T)≈ΔrHm(298.15K)；3由于ΔfHmB与nB成正比，在进行计算时B的化学计量数νB不可忽略。能否向右进行？这就是反应的方向问题。它有重要的实际意义。已知：Fe2O3+3/2C→2Fe+3/2CO2可以向右进行；而Al2O3+3/2C→2Al+3/2CO2却不能发生。那么：CO+NO→CO2+1/2N2第三节化学反应方向和限度1、自发过程：在一定条件下不需任何外力便可自动进行的过程。自发过程的特点(一)例：(1)水往低处流；(2)热向低温物体传递；(3)电流向低电位点流动；(4)气体向低压处扩散。这些过程的特点是什么？一、化学反应的自发过程和熵变这些过程的特点可归纳为：能量下降。即过程自发地趋向能量最低状态。自发过程限度判据水流△h=0△h<0（h20吸热ΔrHm=+178kJ.mol-1>0吸热酸碱反应会放热，氯化铵溶于水要吸热，冰自动熔化要吸热，等等，总之，不能用过程吸热与放热来判断过程的自发性！即不能用ΔH<0作为反应自发性的判据。冰的熔化、物质的溶解、气体的扩散等自发过程的特点是体系的混乱程度增大了。混乱度—组成物质的质点在一个指定空间区域内排列和运动的无序程度。例1密闭容器中气体的扩散:自发过程的特点(二)例2KMnO4溶液的扩散:此二例表明：自发过程，体系的混乱度增大了。不均匀均匀热力学中，有两条重要的自然规律控制着所有物质系统的变化方向：40（1）从过程的能量变化来看，物质系统倾向于取得最低能量状态；（2）从系统中质点分布和运动状态来分析，物质系统倾向于取得最大混乱度。熵是状态函数；（第三个）熵有绝对熵熵值与nB成正比。标准压力下，在绝对零度时，任何物质的完美的晶体的熵值均为零。[熵]热力学中，体系的混乱度是用熵来量度的。体系的混乱程度越大，则熵值就越大。熵的符号:S，单位:J.K-1.mol-1。298.15K时，稳定单质的标准摩尔熵不等于零！2、熵变与化学反应自发进行的方向[物质熵值相对大小的比较](1)物质的聚集态不同，则熵值不同：气态熵>>液态熵>固态熵(2)分子结构相似时,分子量越大,则熵越大(3)结构和分子量都相近时,分子越复杂,则熵越大(4)气态物质的熵越压力增大而减小[熵变的计算]熵变与焓变的计算原则相同,化学反应的标准摩尔熵变可按下式计算：43ΔrSm(298.15K)=ΣBνBSm,B(298.15K)注意:ΔrSm(T)≈ΔrSm(298.15K)解:N2(g)+3H2(g)==2NH3(g)按上式：Sm/J.mol-1.K-1191.61130.684192.45ΔrSm=ΣBνBSm,B得:ΔrSm=(2×192.45-191.61-3×130.684)J.mol-1.K-1=-198.462J.mol-1.K-1反应过程体系的熵减小例题：计算合成氨反应在298.15K时的熵变。[关于熵判据]用熵变判断反应自发性的标准是,对于孤立的体系:大多数化学反应是非孤立系统，熵判据并不普遍适用。如：2SO2+O2→2SO3是一个自发过程,但ΔrSm(T)=-188.0J.K-1.mol-1<0,沉淀、结晶过程也是熵减过程，但都是自发的。所以，不能用过程的熵变来判断某一过程的自发性!ΔS(孤)>0自发过程ΔS(孤)=0平衡状态ΔS(孤)<0非自发过程自发过程的特点（三）吉布斯提出：判断反应自发性的标准是：在恒温恒压下，如果某一反应无论在理论上或实践上可被利用来做有用功(W′)，则该反应是自发的；如果必须从外界吸收功才能使一个反应进行，则该反应是非自发的。二、吉布斯自由能G=H-TS称吉布斯函数或自由能G是状态函数；（第四个）无绝对数值；其值与n成正比。单位：kJmol-1。与焓变的性质相似，正逆反应的ΔG的数值相等，符号相反。1878年美国科学家吉布斯定义了一个体现这种性质的函数G,其定义为:1、吉布斯函数吉布斯函数判据：2、自发发反应方向的判据ΔG<0正向自发过程ΔG>0正向非自发过程ΔG=0平衡状态热力学能够证明：ΔG=Wmax′=nFE此式表明：体系吉布斯函数的减少等于体系对环境做的最大有用功。根据ΔH、ΔS的符号，反应分四类：类型ΔHΔSΔG=ΔH-TΔS正反应方向举例1-+-下皆自发任何温度2O3(g)→3O2(g)2+-+任何温度下非自发CO(g)→C(s)+O2(g)3--高温为+低温为-高温非自发低温自发HCl(g)+NH3(g)→NH4Cl(s)4++高温为-低温为+高温自发低温非自发CaCO3（g）→CaO(s)+CO2(g)（1）标准摩尔生成吉布斯自由能在指定温度T和标准状态下，由稳定单质生成1mol物质B时吉布斯函数的变化称为物质B的标准摩尔生成吉布斯自由能。符号:ΔfGm,B(T)单位：kJ.mol-13、吉布斯自由能的计算规定：298K时，稳定单质的ΔfGm,(298K)为零。某一温度下，各物质处于标准态时化学反应的摩尔吉布斯函数的变化。通式：51（2）反应的标准摩尔吉布斯自由能变单位：kJ.mol-1符号：ΔrGm(T)与温度有关ΔrGm(T)=ΣBνBΔfGm,B(T)（3）吉-亥方程第一个方程任意温度（T）下的ΔrGm(T)可按下式近似计算：因为焓变和熵变随温度变化很小52ΔrGm(T)≈ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)T转≈ΔrHm(298.15K)ΔrSm(298.15K)改变温度有时可以改变反应的方向，据此可以计算转变的温度；同时也可以计算相变的温度，如纯液体的沸点。（4）范氏等温方程第二个方程恒温恒压任意状态下的摩尔吉布斯函数变ΔrGm(T)与标准状态下的摩尔吉布斯函数变ΔrGm(T)之间有如下关系:ΔrGm(T)=ΔrGm(T)+RTlnQQ称为反应商，注意：不是熵！对于气相反应：aA+bB其等温方程式中：Q=式中pB为物质B在任意状态下的分压式中Q与平衡常数表达式相同，但pB不是平衡状态的pBeq。gG+dD对于水溶液反应：Q=CGg•CDdCAa•CBb例题：在25℃,问反应2SO2（g）+O2（g）=2SO3向什么方向进行？已知:p(SO3)=1×105Pa，p(SO2)=0.25×105Pa,p(O2)=0.25×105Pa。解：按Q表达式计算得：Q=64，查热力学数据表算得因此，按等温方程得：ΔrGm=(-141.73+8.314×10-3×298.15ln64)kJ.mol-1=-131.42kJ.mol-1答：因为ΔrGm<0所以，反应向正方向进行。ΔrGm=-141.73kJ.mol-1（5）吉布斯函数判据的应用若反应是在标准状态下进行的，此时:代替ΔrGm(T）<0判断反应的自发性。反应自发进行的判据是ΔrGm(T），不是ΔrGm(T）。因此可用ΔrGm(T）<0ΔrGm(T）=ΔrGm(T）例如：对于2SO2（g）+O2（g）==2SO3（g）在25℃，标准条件下向什么方向进行？ΔrGm={2×(-371.06)-2×(-300.194)}kJ.mol-1=-141.732kJ.mol-1答:ΔrGm<0所以，反应向正方向自发进行。解:ΔfGm,B/kJ.mol-1-300.1940-371.06若反应是在任意状态下进行的;ΔrGm(T)又无法计算;此时可用ΔrGm(T)作近似判断：ΔrGm(T)<-40kJ.mol-1反应自发ΔrGm(T)>40kJ.mol-1反应非自发-40kJ.mol-1<ΔrGm(T)<40kJ.mol-1需具体分析例如：制备甲烷的反应CH3OH（l）→CH4（g）+O2在25℃下能否自发进行？解：ΔfGm,B/kJ.mol-1-166.27-50.720ΔrGm=(-50.72+166.27)kJ.mol-1=115.55kJ.mol-1答:因为ΔrGm>40kJ.mol-1所以不能自发进行。上例可进一步计算：在标准状态下可以自发进行的最低温度。1/2O2解：CH3OH（l）→CH4(g)+ΔfHm,B/kJ.mol-1-238.66-74.810Sm,B/J.mol-1.K-1126.8186.264205.138ΔrHm(298.15K)=163.85kJ.mol-1ΔrSm(298.15K)=162J.mol-1.K-1计算可得：平衡温度即转化温度,此时所以：ΔrGm(T)≈ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)=1011.42K(984.27℃)根据吉-亥方程ΔrGm=0例题：在100℃恒压条件下水的气化热为2.26KJ.g-1,2mol水在100℃时气化，则该过程的Q、ΔH、ΔS=？解：水的摩尔气化热为2molX2.26KJ.g-1X18g.mol-1=81.36KJ=QP=ΔH相变过程是一个恒温恒压的可逆过程，所以ΔS=ΔH/T=81.36KJX1000/373K=218J.K-1例题：25℃时，ΔfHmθ(Br2,g)=30.71KJ.mol-1ΔfGmθ(Br2,g)=3.14KJ.mol-1,求Br2(l)的摩尔蒸发熵为多少？正常沸点为多少？298K时它的饱和蒸汽压是多少？解：Br2(l)Br2(g)ΔSmθ=?ΔfHmθ(Br2,l)=0ΔfGmθ(Br2,l)=0ΔfHmθ(Br2,g)=30.71KJ.mol-1ΔfGmθ(Br2,g)=3.14KJ.mol-1所以这一蒸发过程ΔrHmθ=30.71KJ.mol-1ΔrGmθ=3.14KJ.mol-1因为ΔrGmθ=ΔrHmθ-TΔSmθ所以ΔSmθ=92.5(?)=331.29K=58.92℃例题：已知SbCl5SbCl3ΔfHmθ-394.3-313.8ΔfGmθ–334.3-301.2求反应SbCl5SbCl3+Cl2(1)在常温下能否自发进行？(2)在500℃时又如何？思考：判断以下说法的正确与错误，尽量用一句话给出你做出判断的依据：（1）温度高的物体比温度低的物体有更多的热。（2）醋酸溶于水自发电离产生氢离子和醋酸根离子，这是因为醋酸电离反应的标准摩尔自由能的数据是负值。（3）高锰酸钾不稳定，加热分解放出氧气，是由于高锰酸钾是吸热化合物。（4）单质的生成焓等于零，所以它的标准熵也等于零。基本要求　　1．了解状态函数等热力学基本概念　　2．掌握标准生成焓、标准生成自由能和熵的概念　　3．学会运用盖斯定律进行反应热的计算　　4．学会计算标准状态下反应吉布斯自由能和焓的变化　　5．学会运用吉-亥方程和等温方程分析化学反应进行的方向6.学会判断熵变的大小