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2.2.1 化学反应的方向

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2024-2025高二化学人教版一2.2.1化平衡状态化学平衡常数(解析版)02 02

2024-2025高二化学人教版一2.2.1化平衡状态化学平衡常数(解析版)02 02

姓名：班级第二章化学反应速率与化学平衡第二节化学平衡第1课时化学平衡状态化学平衡常数本课重点（1）化学平衡状态的判断标志，化学平衡常数的计算本课难点（2）运用三段式计算化学平衡常数一、选择题1．（2023·钦州市第四中学高二月考）下列关于化学平衡常数的说法中错误的是A．某特定反应的平衡常数只与温度有关B．催化剂不能改变平衡常数的大小C．平衡常数发生改变，化学平衡必发生改变D．化学平衡移动时，平衡常数必改变【答案】D【详解】A．平衡常数只与温度有关，A项不符合题意；B．平衡常数只受到温度的影响，催化剂不能改变平衡常数的大小，B项不符合题意；C．平衡常数变大，平衡正向移动，平衡常数减小，平衡逆向移动，平衡常数改变，化学平衡必然移动，C 项不符合题意；D．平衡常数只受温度的影响，能引起平衡移动的因素有多个，只有平衡因为温度变化而移动时，平衡常数才会改变，D项符合题意；故正确选项为D2．一定温度下，在2L容积不变的密闭容器中发生反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)。

反应过程中部分数据如下：n/moln(SO2) n(O2) n(SO3)t/min0 0.2 0.2 05 0.1810 0.02下列说法不正确．．．的是A．使用催化剂是为了增大反应速率B．0～5min内，用SO2表示的平均反应速率为0.036mol/(L·min)C．容器内气体压强保持不变，说明反应已达到平衡状态D．5min时，SO2的转化率已达到该条件下的最大值【答案】B【详解】A．使用催化剂是为了增大反应速率，缩短到达平衡的时间，A正确；B．0～5min内生成0.18mol三氧化硫，根据方程式可知消耗0.18mol二氧化硫，用SO2表示的平均反应速率为0.1825minmolL⨯＝0.018mol/(L·min)，B错误；C．正反应体积减小，则容器内气体压强保持不变，说明反应已达到平衡状态，C正确；D．5min时剩余二氧化硫是0.2mol－0.018mol＝0.02mol，这说明产生反应已经达到平衡状态，SO2的转化率已达到该条件下的最大值，D正确；答案选B。

第二章 化学反应进行的方向和限度

第二章 化学反应进行的方向和限度

2.2.2 熵变与变化方向 那么仅用标准熵变能否判断恒 温恒压条件下变化的方向呢？
判据 ΔrS>0时，变化应该可以自发进行； 而ΔrS<0时，变化应该不能自发进行。
例（2） 例计算反应 2NO（g）＝N2（g）+O2(g)的 标准熵变。查表可知 SΘm/J· -1· -1 210.7 mol K 191.5 205.0 则 ΔrSΘm＝-24.9 J· -1· -1 <0 mol K 这一反应的标准熵变虽然小于零，但仍可 以自发进行。这是因为前面已经计算该反 应的标准焓变也小于零，即是放热反应， 从能量角度来看该反应应该可以自发进行。 由这一个例子可以看出，在等温、等压条 件下，应该从能量和混乱度两方面综合考 虑一个化学反应的方向。
2．以平衡浓度表示的平衡常数（稀溶液）
c c Kc (2.5) c c
g G a A d D f F
式（2.5）就是以平衡浓度表示的平衡常数 的表达式，Kc称为浓度平衡常数。 可见，化学平衡状态最重要的特点是存在一 个平衡常数。它是反应限度的一种表示，Kc 越大，反应进行的越完全。其值大小与个物质 起始浓度无关，只与反应的本质和温度有关.
2. 反应的吉布斯函数变的计算 （1）标准摩尔生成吉布斯函数 在一定温度、标准状态下，由最稳定单质 生成单位物质的量（1mol）的纯物质时 反应的吉布斯函数变叫做该物质的标准 （摩尔）生成吉布斯函数。用符号ΔfGmΘ表 示，常用单位为kJ· -1。稳定单质的 mol ΔfGmΘ=0。
(2)反应的标准吉布斯函数变的计算 反应的标准吉布斯函数变ΔrGmΘ，可以用物质 的标准生成吉布斯函数（ΔfGmΘ）来计算。对 于反应 aA+fF=gG+dD 而言，也有
化学反应的标准熵变计算

第二章_化学反应的方向、速率和限度

第二章_化学反应的方向、速率和限度
思考题
化学反应的方向、速率和限度
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 反应能自发进行吗？或者说反应的方向性如何？
2.1化学反应的方向和吉布斯函数变
2.1.1影响反应方向的因素 一、自发过程 现象: 水总是自动地从高处向低处流 铁在 潮湿的空气中易生锈 这种在给定条件下不需要外加能量而能自己进行的
1.熵的性质
思考：在什么情况下物质混乱度最小，即熵值为零呢? 热力学中规定 ： 在温度为 0K时，任何纯净的完整晶态 物质的熵等于零， 即 S(0K)=0。这个状态是最不混乱。 （这就是热力学第三定律，实际上是一种假设，无法 达到绝对零度）
（1）有了上面的规定，我们若知道某一物质从0K到指 定温度下的一些热化学数据如热容、相变热等，就可 以求出此温度时的熵值。此熵值称为规定熵。 标准摩尔熵：单位物质的量的纯物质在标准条件下的规 定熵，以符号Sm θ表示。简称标准熵,符号S θ 表示 常见单质和化合物在298.15K时标准摩尔熵值参见附录
3 化学反应的熵变
化学反应的标准摩尔熵变以符号 ΔrSm θ 表示，可简写 为标准熵变ΔS θ
S (298.15K) ν B S (B,298.15K)
θ θ B
H (298.15K) ν B f H (B,298.15K)
θ θ B
注 意
1）ΔS θ 是用生成物的 S θ值减去反应物的 S θ 值 2) 各物质的聚集状态。聚集态不同，S θ 值也不同 3) 正确计入各物质的化学计量数 4) 反应温度不同时，反应的ΔS θ 值也会不同。但若温 度的变化没有引起各物质聚集状态的改变，则反应 的标准熵变仍接近于298.15K时的标准熵变。即： ΔS θ( T ) ≈ ΔS θ(298.15K)

大学化学2-化学反应进行的方向和限度

大学化学2-化学反应进行的方向和限度
ΔrSΘm＝-24.9 J· -1· -1 <0 mol K
从ΔrHΘm<0来看，该反应应该可以自发进行，但 从ΔrSΘm<0来看，该反应又应是不能自发进行。下面 从ΔrGmΘ值的计算来看总的结果。 如用标准生成吉布斯函数来计算，则应查表， 找出三种物质的标准生成吉布斯函数。
2NO（g）＝ N2（g）+O2（g）
(3) 了解化学反应的方向是非常有用的。 例如，高炉炼铁中的主要反应是 Fe2O3+3CO=2 Fe+3CO2，能否用类似反应在高炉炼铝？又如， 汽车尾气中同时含有CO和NO，能否利用二 者相互反应生成无毒的N2和CO2等问题，都是 需要知道反应方向的问题。
第二章 化学反应进行的方向和限度
19世纪中叶，在热化学发展的基础上， 曾提出一个经验规律：在没有外界能量的 参与下，反应（或变化）总是朝着放热更 多的方向进行。那么在等温、等压下，用 反应热能否判断变化的方向呢？
2KMnO4(s)+H2SO4(l)=K2SO4(l)+Mn2O7(l)+H2O(l)， 2Mn2O7(l)＝4MnO2(s)+3O2(g), C2H5OH(l)+3O2(g)＝2CO2(g)+3H20(l)

由上述各步反应，可得总反应为： 4KMnO4（s）+2H2SO4（l）+C2H5OH（l） = 2K2SO4（s）+4MnO2（s）+5H2O（l）+2CO2（g） 该总反应的标准焓变ΔrHθm ＝-2034.25 kJ· -1<0，放出 mol 大量热，所以点燃了酒精灯。 说明，放热反应确实可以自发进行。但是否对所有反应都 是如此呢？ 上面的实验就是最原始火柴的翻版。当时的硫酸火柴是用 蔗糖、KClO3、阿拉伯树胶调和在一起，涂在小木棒的一端， 经干燥后浸入硫酸即可燃烧起来。

2.2化学反应的方向和限度、

2.2化学反应的方向和限度、

1）K O必须按指定方程书写
2）同一方程式，当T相同时，若化学计量系数
变化n倍，则： K
O 2

(
K1O
)n
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二、多重平衡法则
• 如果一个化学反应是若干相关化学反应式的代数 和（或差），在相同温度下，这个反应式的平衡 常数就等于它们相应的平衡常数的积（或商）。
例：（1）Fe(s) + CO2(g)＝FeO(s) + CO(g) K1Θ
O2
N2+O2
无序程度增加
“熵”是量度系统混乱度的物理量，熵值越大 ,
混乱度越高。 符号：S ；单位：kJ·mol-1·K-1.
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1)物质的标准摩尔熵（ Smө ）
热力学第三定律： 在热力学零度，任何纯物质的理想晶体（纯净而
完美的晶体,热力学零度时理想晶体中的质点完全停 止了运动）在T=0K时的熵值为零。（假想状态）
该反应在高温下自发，反应的温度为：
rGmө ＝ rHmө - T rSmө ≤ 0
T
≥
rHmө
/rSmө
=
178.3 103/164.4 = 中国地质大学长城学院
1111
K
三、反应的标准摩尔吉布斯函数变（ △rGmө ） 1.标准摩尔生成吉布斯函数（ △fGmө ）
在298K时的标准状态下，由最稳定单质生成1mol 某物质时的吉布斯函数变。
一、化学反应的吉布斯函数变
1876年美国著名数学物理学家吉布斯综合考虑了焓和熵 两个因素，提出了一个新的状态函数：
定义: G def H - TS
状态1 定温 状态2：G = H - TS G：状态函数，广延性质 kJmol-1

化学反应的方向速率和限度1

化学反应的方向速率和限度1

(5) 同一物质的不同聚集态中， 气态＞液态＞固态
课堂练习： ⒈ 从以下各对物质中选出有较大混乱度的物质（均为 1mol）。除 已注明条件外， 每对物质都具有相同的温 度和压力 。 ⑴ Br2(l) 、Br2(g) ⑵ Ar(0.1kPa) 、Ar(0.01kPa) ⑶ HF(g) 、HCl(g) ⑷ CH4(g) 、C2H6(g) ⑸ NH4Cl(s)、NH4I(s) ⑹ HCl(g,298K) 、HCl(g,1000K) ⒉ 试判断下列过程的△S是正还是负。 ⑴ 冰融化成水 (+) ⑵炸药爆炸 (+) ⑶ 丙烷燃烧 C3H8(g) +5O2(g) =3CO2(g) + 4H2O(g) (+) ⑷合成氨反应 N2(g) +3H2 (g)= 2NH3(g) (﹣) ⑸从溶液中析出结晶 (﹣)
热是决定过程方向的重要因素。
但是在现实中有不少吸热过程也是自发过程。
例如 NH4Cl(s) = NH3(g) +HCl (g) △rHm = 176.91kJ· mol-1 H2O(s) = H2O(l) △rHm = 6.01kJ· mol-1
热不是决定过程方向的唯一因素。
⑵反应方向与系统的混乱度
化学反应是否自发的判据
△rG m 摩尔吉布斯自由能变 △rG m 标准摩尔吉布斯自由能变 单位：J/mol，kJ/mol △rG m＜0 △rG m ＞0 △rG m ＝0 化学反应正向自发进行 化学反应正向非自发 系统处于平衡
标准摩尔生成吉布斯自由能(△fG m)
定义： 在指定温度T 和100 kPa下, 由最稳定单质 生成1摩尔指定化合物时的自由能变。 例如,298K时
m
m
f m f m

无机化学第二章 化学反应的方向、速率和限度--


3. 298 .15K，标准状态下化学反应吉布 斯自由能变的计算
(1) 利用标准摩尔生成吉布斯自由能ΔfGm计算 ΔrGm(298.15 K)＝ iΔfGm(生成物，298.15 K) +
iΔfGm(反应物，298.15 K)
① ② ③ ΔrGm (298.15K) < 0, 反应正向自发进行； ΔrGm (298.15K) > 0, 反应逆过程自发； ΔrGm (298.15K)＝ 0 系统处于平衡状态。
为什么有些吸热过程亦能自发进行呢?
例如 1.NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-(aq) rHm = 14.7 kJ· -1 mol
NH4Cl晶体中NH4+ 和Cl- 的排列是整齐有 序的。NH4C1晶体进入水中后，形成水合 离子(以aq表示)并在水中扩散。在NH4Cl 溶液中，无论是NH4+(aq)、Cl-(aq)还是水 分子，它们的分布情况比 NH4C1 溶解前 要混乱得多。
第二章 化学反应的方向、 速率和限度
本章教学要求
1、了解标准摩尔熵、标准摩尔生成吉布斯自由能的概念， 掌握反应的标准摩尔熵变、标准摩尔吉布斯自由能变的简单 计算。 2、掌握ΔrGm 与ΔrHm 和ΔrSm 的关系，学会用ΔrGm 判断 标准状态下反应进行的方向。 3、理解反应速率、基元反应和反应级数的概念及速率方程 式的表达，掌握活化能、活化分子的概念并能用其说明浓度、 温度、催化剂对反应速率的影响。 4、掌握可逆反应与化学平衡的概念、标准平衡常数和平衡 组成的有关计算，熟悉标准平衡常数和标准吉布斯自由能变 的关系。 5、熟悉反应商判据和吕·查德里原理，掌握浓度、压力、 温度对化学平衡移动的影响及其有关计算。
ΔrHm(T K)≈ΔrHm(298.15K)

化学反应的方向、速度和限度


增加来表 示 。 aA + bB → cC + dD
t1时的浓度 c(A)1 c(B)1 c(C)1 c(D)1
t2时的浓度 c(A)2 c(B)2 c(C)2 c(D)2
∆t=t2-t1、∆c=c2-c1 则平均速率为
(A) =
-
∆c(A) ∆t
(B) =
-
∆c(B) ∆t
(C) =
∆c(C) ∆t
2.2.2 化学反应的活化能
1 活化分子
p 分子碰撞理论认为：
反应物分子 (或原子、离子) 之间必须相互碰撞，才有可能发生化 学反应。
但反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。绝大多数碰 撞是无效的弹性碰撞，不能发生反应。
对一般反应来说，事实上只有少数或极少数分子碰撞时能发生反 应。
第二章 化学反应的方向、速率和限度 1 活化分子
开始浓度/(mol·L-1) 2.10
00
100秒浓度/(mol·L-1) 1.95 300秒浓度/(mol·L-1) 1.70 700秒浓度/(mol·L-1) 1.31
0.30 0.075 0.80 0.20 1.58 0.395
随着反应的 进行,速率 逐渐减小
υ(N2O5)1=
-
∆c(N2O5) ∆t
能量(E)之差。 Ea = E* - E
例
N2O5
→
2NO2
+
1 2
O2
325K时 E*=106.13kJ·mol-1, E=4.03kJ·mol-1
Ea=E*-E=(106.13-4.03)kJ·mol-1=102.10kJ·mol-1
p 大部分分子的能量接近E值，能量大于E分子只占少数。 p 非活化分子要吸收足够的能量才能转变为活化分子。

南华大学《无机化学》第2章——化学反应的速率、方向和限度

Ag(s) 0 0 42.55
AgCl(s)
AgBr(s) AgI(s)
-127.068
-100.37 -61.84
-109.789
-96.90 -66.19
96.2
107.1 115.5
Ag2O(s)
Al(s) Al2O3(α,刚玉) Br2(l) Br2(g) HBr(g)
-31.0
0 -1675.7 0 30.907 -36.4
熵值大小规律：
⑴ ⑵ ⑶ ⑷ 同一物质：S气＞ S液＞ S固
同一物态：S（复杂分子） ＞ S（简单分子） S（高温）＞ S（低温） S（低压气体） ＞ S（高压气体）
第2章 化学反应的方向、速率和限度
2. 化学反应的熵变 （1）标准摩尔熵的确定
0K时，一个完整无损的纯净晶体，其组分粒子(原 子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态，因此， 可以认为：纯物质完整有序晶体在0 K时的熵值为 零。即 S0（完整晶体）= 0
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) -1128.79 -604.03 -394.359
f H
-1206.92 -635.09 -393.509
92.9 39.75 213.74
Sθ mol-1· K-1) m /(J·
r Gm [ f Gm (CaO) f Gm (CO2 ) f Gm (CaCO3 )
吉布斯自由能降低是
第2章 化学反应的方向、速率和限度
△rSm
＋
△rHm
－
△rGm= △rHm- T△rSm
△rGm ＜ 0
反应情况
任何温度下均为自发过程 任何温度下均为非自发过程 高温自发过程 低温自发过程

【课堂设计】14-15苏教化学选修4课件：2.2.1 判断化学反应方向的依据


下列过程是非自发的是( A．水由高处向低处流 B．电流由高电位流向低电位 C．白磷在干热的空气中自燃 D．西气东输
)
解析： 自然界中水由高处向低处流； 电流由高电位流向低电位； 白磷自燃，铁在潮湿空气中的生锈，室温下冰的熔化，都是自 发过程，其逆向都是非自发的；西气东输需要外加动力，因此 为非自发过程。 答案：D
下列自发反应可用焓判据来解释的是( A．2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋56.7 kJ· mol
－1
)
B．(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)＋NH3(g) ΔH＝＋74.9 kJ· mol
－1
C．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－286 kJ· mol
解析：吸热反应有的是自发的，有的也不需要加热，如 Ba(OH)2· 8H2O 与 NH4Cl 的反应是自发的吸热反应。 答案：C
能用能量判据判断下列过程的方向的是( A．水总是自发地由高处往低处流 B．放热反应容易自发进行，吸热反应不能自发进行 C．有序排列的火柴散落时成为无序排列
)
D．多次洗牌以后，扑克牌毫无规律的混乱排列的几率大
化学反应进行的判据
1．焓判据 绝大多数放热反应都能 体系能量 降低
自发进行
， 且反应放出的热量越多 ， 。
得越多，反应越 完全
2．熵判据 (1)熵： 在密闭条件下， 体系有 从有序自发地转变为无序 的倾向， 因为与有序体系相比，无序体系“更加稳定”，可以采取更多 的存在方式，科学家用熵来量度这种混乱(或有序)的程度。 (2)熵判据：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的 熵 增大 ，这个原理叫做 向时，就称为熵判据。
熵增原理
。在用来判断过程的方
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√
√
行的反应都是放热反应 B、在同一条件下不同物质有不同的熵值，其体系的混乱程度越 大，熵值越大 C、 一个反应能否自发进行取决于该反应放热还是吸热
× D、一个反应能否自发进行，与焓变和熵变的共同影响有关 √
化学反应的方向
3 、碳酸铵 (NH4)2CO3 在室温下就能自发地分解产生氨气，对 其说法中正确的是（ A ） A、其分解是因为生成了易挥发的气体，使体系的熵增大 B、其分解是因为外界给予了能量 C、其分解是吸热反应，据能量判据能自发分解
化学反应的方向
1、自发反应的能量判据(焓判据)
第6 页
反应物的总能量高
放 热 反 应
△H＜0
生成物的总能量低 化学反应总是由从高能状态转变为低能状态的倾向 (△H﹤0) 体系一般对外做功或者释放热量
化学反应的方向
散会啦！ 放学啦！
第8 页
有
序
洗过的牌！
红绿灯坏了！
混
乱
化学反应的方向
2、自发反应的熵判据 (1)熵：用来度量体系混乱程度的物理量。 (2)符号：S 单位：J•mol-1•K-1 (3)体系混乱度越大，熵值越大。同一物质：S(g) ＞ S(l) ＞S(s) 气体及其物质的量的增多是体系熵值变化的主要决定因素
苏教· 选修4 《化学反应原理》
2.2.1
化学反应的方向
化学反应的方向
第2 页
瀑布
冰山融化
化学反应的方向
第3 页
自发过程：在一定温度和压强下，无需外界帮助就能自动进行的过程
红墨水扩自发进行，这些自发进行的化学反
第5 页
应有何共同特点？
C3H8(g) + 5O2(g) = 3CO2(g) + 4H2O(l) △H = -2217.5 kJ· mol-1
第 12 页
△S=+169.6J· mol-1· K-1
熵增
高温自发， 低温不自发
吸热
化学反应的方向
3、自发反应的复合判据 △G=△H-T△S △H ＜0 △S > 0 △G<0 自发
第 13 页
△H ＜0 △S＜ 0
△H >0 △S > 0 △S ＜0
低温自发
高温自发 非自发
△G>0 △G=0
△H >0
发生腐蚀过程的自发性是相同的，但只有后
者可以实现。 水泵可以把水从低水位升至高水位；高温
高压下可以是石墨转化为金刚石，实现的
先决条件是要向体系中输入能量，该过程
的本质仍然是非自发性的。
水泵抽水
化学反应的方向
1、以下自发反应可用能量判据来解释的是( D )
第 17 页
×
× ×
A、硝酸铵自发地溶于水
吸热 B、2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)
化学反应的方向
1、反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否
一定会发生和过程发生的速率。 2、在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰时体系的性质。 如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。
第 15 页
化学反应的方向
铁 生 锈
第 16 页
涂有防锈漆和未涂防锈漆的钢制器件，二者
自发
低温自发 高温自发
△G>0 △H >0
△S ＜0
非自发
△G=0 可逆反应到达平衡状态
化学反应的方向
第 24 页
﹤0
>0 >0
<0
>0 >0
能
不能 能
反应能否自发还与温度有关
化学反应的方向
分析下列过程的焓变、熵变与反应方向 （1）H+(aq)+OH-(aq)=H2O (l) △H= - 57.3kJ· mol-1 放热 （2）CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g ) △H=+178.2kJ· mol-1 △S=+80.7J· mol-1· K-1 自发 熵增
2Na(s) + Cl2(g) = 2NaCl(s)
4Fe(s) + 3O2(g) = Fe2O3(s)
△H = -822 kJ· mol-1
△H = -1648.4 kJ· mol-1
H2(g) + F2(g) = 2HF(g)
△H = -546.6 kJ· mol-1
共同特点： 都是△H < 0 的反应，即放热反应
化学反应的方向
焓判据 熵判据 复合判据
第 22 页
在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，
这个原理叫做熵增原理。 体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向
化学反应的方向
焓判据 熵判据 化学键 复合判据
第 23 页
△H ＜0 △S > 0
△G<0 △G=△H-T△S △H ＜0 △S＜ 0 △H >0 △S > 0
第9 页
S(冰) = 47.9J mol-1K-1
S(水) =69.9J mol-1K-1
S(水气) = 188.7J mol-1K-1
化学反应的方向
2、自发反应的熵判据 （4）熵变和熵增原理 ①熵变（△S）：△S=S产物－S反应物 ②在与外界隔离的体系中，自发过程有导致体系的熵增大的趋势
第 10 页
△H＜0
△H=+56.7kJ/mol
C、(NH4 )2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g)
△H=+74.9 kJ/mol
√
D、2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)
△H=-571.6 kJ/mol
化学反应的方向
2、下列说法不正确的是（ C ）
第 18 页
A、焓变是一个与反应能否自发进行有关的因素，多数能自发进
该原理是用来判断过程的方向的一个因素，又称为熵判据。
化学反应的方向
分析下列过程的焓变、熵变与反应方向
焓变 ①NH3(g)+ HCl(g)=== NH4Cl(s) ②NH4Cl(s) === NH3(g)+ HCl(g) ③NH4Cl(s) === NH3(g)+ HCl(g)
加热
第 11 页
熵变
能否自发
可逆反应到达平衡状态
化学反应的方向
判断下列反应在T=298K时能否自发进行： 2KClO3(s)==2KCl(s)+3O2(g) △H = -78.03 kJ· mol-1 △G = △H - T△S
反应可自发进行
第 14 页
△S = +1110 J· mol-1· K-1
= -78.03 kJ· mol-1 –298K×1.110 KJ· mol-1· K-1＜0 4Fe(OH)2(s)+2H2O(l)+O2(g)==4Fe(OH)3(s) 反应可自发进行 △H = -444.3kJ· mol-1 △S = -280.1 J· mol-1· K-1 △G = △H - T△S = -444.3kJ· mol-1 –298K×0.0280 KJ· mol-1· K-1＜0
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D、碳酸盐都不稳定，都能自发分解
(NH4) 2CO3(s) = NH4HCO3(s)+NH3(g) △H＞0
化学反应的方向
D
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化学反应的方向
焓判据 熵判据 复合判据
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自发过程中体系由能量较高状态向能量较低状态转变的趋势 但是并非所有的自发反应进行的化学反应都是放热的。