标准摩尔生成焓

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标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓PPT

02

如果反应中有固体或纯液体参加，其计量系数不应包含在计算
中。
标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓是温度和压力的函数，因此
03
在不同温度和压力下，需要进行相应的修正。
04 标准摩尔反应焓在化学反应中的应用
判断化学反应的可能性
反应焓变
通过计算标准摩尔反应焓，可以了解化学反应的能量变化，进而判断反应是否可能发生。通常情况下，若反应焓变小于0，则反应能够自发进行；反之，则不能。
标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓
2023-10-27
目录
• 标准摩尔生成焓与标准摩尔燃烧焓 • 标准摩尔反应焓 • 利用标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标
准摩尔反应焓 • 标准摩尔反应焓在化学反应中的应用 • 标准摩尔反应焓与能源利用
01 标准摩尔生成焓与标准摩尔燃烧焓
标准摩尔生成焓定义
通过实验测定标准摩尔反应焓，需要使用恒温恒压下的反应体系，并精确测量各组分的物质的量和反应过程中的温度变化。
常见的标准摩尔反应焓计算方法包括燃烧法、中和法、氧化还原法等。
标准摩尔反应焓的应用
可以利用标准摩尔反应焓来评估化学反应的能量变化情况，指导化学工艺流程设计、优
化和节能减排。
可以利用标准摩尔反应焓来研究化学反应动力学和热力学过程，揭示化学反应的本质和
指导化学反应的优化条件
条件优化
标准摩尔反应焓可以指导化学反应的优化条件。通过计算不同条件下的标准摩尔反应焓，可以找到最佳的反应条件，如温度、压力、浓度等。
催化剂选择
在某些情况下，催化剂可能会影响标准摩尔反应焓。利用标准摩尔反应焓的计算结果，可以为催化剂的选择提供参考。
05 标准摩尔反应焓与能源利用

标准摩尔焓变与标准摩尔生成焓的关系

标准摩尔焓变与标准摩尔生成焓的关系
标准摩尔焓变是指在常压常温下，物质在化学反应中释放或吸收的热量，表示为ΔH。

标准摩尔生成焓是指在标准状态下，一个摩尔化合物由其组成元素在标准状态下生成的过程中释放的热量，表示为ΔH^⁰_formation。

两者之间的关系可以通过以下公式表示：
ΔH = ∑(ΔH^⁰_formation产物 - ΔH^⁰_formation反应物)
也就是说，标准摩尔焓变可以通过反应物和产物的标准摩尔生成焓之差求得。

这是因为焓是一个状态函数，它只依赖于起始和终止的状态，所以在反应过程中，每个产生或消耗的化学键的生成焓之和等于反应的焓变。

标准摩尔生成热和标准摩尔生成焓的关系

标准摩尔生成热和标准摩尔生成焓的关系《标准摩尔生成热与标准摩尔生成焓的关系》摩尔生成热和摩尔生成焓是化学中重要的概念，用于描述化学反应中物质生成的热效应。

两者有着密切的关联，互为衡量化学反应放热或吸热程度的指标。

摩尔生成热是指在标准条件下，一摩尔的物质由其组成元素的标准摩尔形态生成的热量变化。

它通常用ΔHr表示。

标准条件下，气体的压强为1 atm，温度为298 K，液体和固体的浓度为1 mol/L。

摩尔生成热是物质生成的整个热效应，既包括因化学键形成而释放的热量，也包括因杂质和非完全反应导致的热损失。

摩尔生成焓是指在标准条件下，一摩尔的物质生成时吸收或释放的热量。

它通常用ΔHf表示。

标准条件下，物质的摩尔生成焓等于其标准摩尔生成热。

杜鹃效应表明，在标准状态下，理想气体的摩尔生成焓等于其摩尔生成热。

摩尔生成热与摩尔生成焓之间的关系可以用下式表示：ΔHf = ΔHr + ΔH***lr、其中，ΔH***lr为反应热的热损失。

这意味着摩尔生成焓等于摩尔生成热加上反应热的热损失。

一般情况下，ΔH***lr可以被忽略不计。

摩尔生成热和摩尔生成焓的具体数值对于化学反应的研究和工程应用具有重要意义。

通过测量物质生成或燃烧时的热效应，我们可以了解反应的热力学性质以及反应的放热或吸热能力。

这有助于我们理解反应机理、优化反应条件并设计高效的化学反应工艺。

总之，摩尔生成热和摩尔生成焓是化学反应中的重要概念，它们之间有着密切的关联。

摩尔生成焓等于摩尔生成热加上反应热的热损失，用于描述化学反应中物质生成的热效应。

通过研究这些热效应，我们可以更好地理解化学反应的热力学特性，并在实际应用中做出有意义的决策。

ch3oh(l)的标准摩尔生成焓

CH3OH(l)的标准摩尔生成焓
甲醇的化学式为CH3OH，它的标准摩尔生成焓是指在标准状态下（温度为298.15 K，压力为1 atm），1 mol甲醇从它的元素（碳、氢、氧）生成所放出的热量。

根据元素的标准生成焓和化学反应方程式，可以计算甲醇的标准摩尔生成焓。

甲醇的化学反应方程式为：
CH4(g) + H2O(g) → CH3OH(g) + H2(g)
其中，CH4代表甲烷，H2O代表水蒸气，CH3OH代表甲醇，H2代表氢气。

根据元素的标准生成焓，可以得到甲醇的生成焓：
ΔHf°(CH3OH) = ΔHf°(C) + 3ΔHf°(H) + 2ΔHf°(O) - ΔHf°(CH4) - 2ΔHf°(H2O) - 2ΔHf°(H2)
其中，ΔHf°(C)代表碳的标准生成焓，ΔHf°(H)代表氢的标准生成焓，ΔHf°(O)代表氧的标准生成焓，ΔHf°(CH4)代表甲烷的标准生成焓，ΔHf°(H2O)代表水的标准生成焓，ΔHf°(H2)代表氢气的标准生成焓。

根据元素的标准生成焓数据，可以计算甲醇的标准摩尔生成焓为：
ΔHf°(CH3OH) = -725.5 kJ/mol
因此，甲醇的标准摩尔生成焓为-725.5 kJ/mol。

标准摩尔生成焓例题

标准摩尔生成焓例题标准摩尔生成焓是指在标准状态下，1摩尔物质在其最稳定形态下生成的焓变化量。

标准状态是指物质的温度为298.15K（25℃），压强为1 atm（101.3kPa）。

标准生成焓可以通过测量反应物和生成物之间的焓变化来确定，单位通常为焦耳/摩尔。

下面我们来解析一个标准摩尔生成焓的例题。

假设我们有氧气（O2）和二氧化碳（CO2），我们想要确定二氧化碳的标准摩尔生成焓。

我们可以通过下面的反应方程式来表示这个生成过程：C(graphite) + O2(g) -> CO2(g)反应物C为纯石墨，最稳定形态，所以它的标准生成焓为0。

因此，我们只需要确定氧气和二氧化碳之间的焓变化。

首先，我们需要收集一些实验数据来计算焓变化。

假设我们通过恒压热容量计测得反应发生时温度变化为ΔT=10K，此外我们还测得反应物和生成物的摩尔热容量如下：C(graphite): Cp = 5.7 J/(mol·K)O2(g): Cp = 29.4 J/(mol·K)CO2(g): Cp = 37 J/(mol·K)我们可以使用下面的公式来计算焓变化：ΔH=ΣnCpΔT其中ΣnCpΔT表示反应物和生成物的摩尔热容量与温度变化ΔT的乘积之和，n表示物质的摩尔数。

首先，我们需要将反应物和生成物之间的摩尔热容量与温度变化ΔT 相乘，得到每个物质的摩尔焓变化：ΔH(C) = nC(graphite) × Cp(C(graphite)) × ΔT = 0ΔH(O2)=nO2×Cp(O2)×ΔT=nO2×29.4JΔH(CO2)=nCO2×Cp(CO2)×ΔT=nCO2×37J由于摩尔焓在化学反应中是守恒的，即生成物的摩尔焓变化等于反应物的负摩尔焓变化，所以我们有：ΔH(CO2)=-ΔH(C)-ΔH(O2)将上面的公式代入，我们可以得到：nCO2×37J=-0-(nO2×29.4J)由于氧气和二氧化碳的摩尔数相等（反应的化学计量比为1:1），所以我们可以将nO2和nCO2合并起来，记作n。

物质的标准摩尔生成焓

物质的标准摩尔生成焓
首先，我们来了解一下摩尔生成焓的定义。

摩尔生成焓是指在
标准状态下，1摩尔物质在化学反应中生成的焓变化。

在标准状态下，物质的温度为298K，压强为1atm。

摩尔生成焓通常用ΔH表示，单位是千焦或千卡。

摩尔生成焓的计算方法主要有两种，一种是利用热化学方程式，另一种是利用反应热的数据。

对于第一种方法，我们可以根据化学
方程式中反应物和生成物的摩尔数以及其对应的摩尔生成焓来计算
反应的总摩尔生成焓。

而对于第二种方法，我们可以利用已知物质
的标准摩尔生成焓数据，通过反应的摩尔数比例来计算出所需物质
的摩尔生成焓。

摩尔生成焓在化学反应中扮演着非常重要的角色。

首先，它可
以帮助我们预测化学反应的放热或吸热性质。

当反应的摩尔生成焓
为负值时，表示反应放热，释放能量；当反应的摩尔生成焓为正值时，表示反应吸热，吸收能量。

其次，摩尔生成焓还可以用来计算
化学反应的热效率，从而指导工业生产中的能量利用。

除此之外，摩尔生成焓还可以帮助我们理解物质的热力学性质。

通过对不同物质的摩尔生成焓进行比较，我们可以了解它们在化学反应中的稳定性和活性，从而为化学实验和工业生产提供参考。

总之，物质的标准摩尔生成焓是化学领域中一个重要的概念，它不仅可以帮助我们理解化学反应释放或吸收能量的过程，还可以为化学实验和工业生产提供指导。

希望本文的介绍能够帮助读者更好地理解和应用摩尔生成焓这一概念。

标准摩尔焓变和标准摩尔生成焓

标准摩尔焓变和标准摩尔生成焓
标准摩尔焓变和标准摩尔生成焓是化学中常用的概念，它们用于描述化学反应的热力学特征。

标准摩尔焓变指在标准状态下，1摩尔物质从一种物态转化为另一种物态所伴随的焓变化。

标准状态是指温度为298K、压力为1 atm 的状态。

标准摩尔生成焓指在标准状态下，1摩尔化合物从其构成元素在标准状态下的状态转化为该化合物的生成反应所伴随的焓变化。

标准摩尔生成焓是化合物的稳定性指标，它越低表示该化合物越稳定。

标准摩尔焓变和标准摩尔生成焓都可以通过测量反应热进行实
验测定。

它们的值可以用于计算化学反应的热力学参数，例如反应焓、反应熵和反应自由能等。

需要注意的是，在实际化学反应中，反应物和产物的物态、温度和压力等条件可能与标准状态不同，因此需要进行修正计算。

- 1 -。

2.9-标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓

2.8 由标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓
注意：
此温度及标准压力下稀有气体的稳定单质为单原子气体 He(g)，Ne(g)，Ar(g)，Kr(g)，Xe(g)，Rn(g); 氢，氧，氮，氟，氯的稳定单质为双原子气体 H2(g)，O2(g)，N2(g)，F2(g)，Cl2(g)；溴和汞的稳定单质为液态Br(l)和Hg(l)；
r H m vB c H m ( B)
B
此式表明：在一定温度下有机化学反应的标准摩尔反应焓，等于同样温度下反应前后各物质的标准摩尔燃烧焓与其化学计量数的乘积之和的负值。
2.8 由标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓
注意：室温下C的规定燃烧产物CO2(g)， H的燃烧产物为H2O(l)， N的燃烧产物为N2(g)。其它物的燃烧产物S的燃烧产物为SO2(g)， Cl的燃烧产物为一定组成的盐酸水溶液HCl(aq)等等。
p69
2.8 由标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓
4. 恒容反应热与恒压反应热之间的关系
没有气态物质参加的凝聚态之间的化学反应： Q U H 有气态物质参加的化学反应： r H m rU m vB ( g ) RT B 其中
vB ( g )
CO2(g):1mol N2(g):15.05molH2O( g):2mol
100kPa，298K
H1
O2(g)：2mol
CO2(g):1mol N2(g):15.05molH2O( g):2mol H2
B
为气态反应物及气态产物化学计量数之和，显然
vB ( g ) 0
B
时
时
r H m rU m

标准摩尔燃烧焓与标准摩尔生成焓的关系

标准摩尔燃烧焓与标准摩尔生成焓的关系标准摩尔燃烧焓是指将一摩尔化合物完全燃烧所释放的能量，单位为焦耳/mol。

标准摩尔生成焓则是指在标准状态下，将一摩尔反应物生成一摩尔产物所吸收或释放的能量，单位也为焦耳/mol。

两者之间的关系可以通过焦化反应来解释。

焦化反应是指将有机物在缺氧条件下加热分解产生焦炭和一氧化碳等气体的反应。

由于焦化反应是一个燃烧过程，所以其反应热可以通过标准摩尔燃烧焓来计算。

同时，焦化反应也可以看成是将有机物转化为焦炭和一氧化碳的生成过程，因此其反应热也可以通过标准摩尔生成焓来计算。

具体来说，焦化反应的反应式为：
C6H6 → 6C + 3H2
该反应的标准摩尔燃烧焓为 -3930.1 kJ/mol，表示将一摩尔苯完全燃烧所释放的能量。

同时，该反应的标准摩尔生成焓为 326.7 kJ/mol，表示在标准状态下，将一摩尔苯分解为六摩尔碳和三摩尔氢气所吸收的能量。

可以看到，标准摩尔燃烧焓和标准摩尔生成焓的符号相反，这是因为燃烧是放热反应，而生成是吸热反应。

因此，可以得出结论：对于一个化学反应，其标准摩尔燃烧焓和标准摩尔生成焓之间的关系为相反数。

这一关系可以通过焦化反应来解释，同时也适用于其他化学反应。

- 1 -。

no2标准摩尔生成焓

no2标准摩尔生成焓标准摩尔生成焓（ΔH°f）是指化学反应中生成1摩尔物质所释放或吸收的热量，在标准条件下进行测量。

标准条件是指温度为25摄氏度（298K）和气压为1大气压（1 atm）。

ΔH°f 是反应热的一个重要物理量，在热力学领域有重要的应用，可以用来预测化学反应的能量变化和热力学稳定性。

ΔH°f的测定通常需要实验测量数据和计算方法相结合，下面将分别介绍这两方面的内容。

实验测定方法包括燃烧法、热量平衡法和电化学法等。

其中，燃烧法是应用最广泛的一种方法，对于液体和固体物质，可以将其在氧气中燃烧，并测量反应释放的热量。

比如，用燃烧热量计或燃烧弹量计可以测定烃类、芳香族化合物和一些生物分子的ΔH°f。

对于气体物质，可以利用燃烧实验或对流量计测定来测定ΔH°f。

此外，热量平衡法和电化学法也可以用来测定一些困难或不可燃的物质的ΔH°f，例如通过对等温溴水反应的热量平衡测定羧酸的ΔH°f。

计算方法主要是利用热化学方程式和标准生成焓数据来计算ΔH°f。

热化学方程式是指化学反应的方程式，其中包括反应物和生成物的摩尔系数。

通过将反应物和生成物的热化学方程式相加，可以得到所需化学反应的热化学方程式。

标准生成焓数据是指在标准条件下测得的物质的生成焓值。

对于常见的物质，可以在热化学手册或相关文献中找到其标准生成焓数据。

对于未知物质，可以利用估算方法来获得其标准生成焓数据。

计算ΔH°f的步骤通常分为以下几个：1.编写所需化学反应的热化学方程式，确保反应物和生成物的摩尔系数正确。

2.查找反应物和生成物的标准生成焓数据，并根据反应物和生成物的摩尔系数进行取值。

3.将反应物的标准生成焓值求和，再将生成物的标准生成焓值求和。

4.用生成物的标准生成焓值和反应物的标准生成焓值之差得到ΔH°f。

需要注意的是，ΔH°f的单位通常用焦耳/摩尔（J/mol）或千焦耳/摩尔（kJ/mol）来表示。

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1. 化学反应的自发过程和熵变（1）自发过程
熵判据：但是，对于常温下，冰自动融化生成水的反应，焓变判据无法解释。说明在判断反应方向时，除了反应焓变外，还有其他因素影响反应方向。通过深入研究冰↔水转化反应,发现在冰的晶体中,H2O分子有规则地排列在一定的晶格点上，是一种有序的状态，而在液态水中， H2O分子可以自由移动，既没有确定的位置，也没有固定的距离，是一种无序的状态；
1. 化学反应的自发过程和熵变（1）自发过程在一定条件下，不需外界做功，一经引发就能自动进行的过程，称为自发过程（对于化学过程，也称自发反应）；反之叫做非自发过程。
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1.化学反应的自发过程和熵变（1）自发过程
自发过程和非自发过程都是可以进行的，区别在于自发过程可以自动进行，而非自发过程需要借助外力才能进行。在条件变化时，自发过程和非自发过程可以发生转化。如CaCO3的分解反应，在常温下为非自发过程，而在910 ℃时，该反应可以自发进行。在一定条件下，自发过程能一直进行到其变化的最大程度，即化学平衡状态。
Br2
液态
I2
固态
3
白锡
气态
焓和焓变
QP = H2−H1 = ∆H
即温度一定时，在恒压下只做体积功时，体系的化学反应热效应QP在数值上等于体系的焓变∆H。因此焓可以认为是物质的热含量，即物质内部可以转变为热的能量。在热力学上规定：
∆H放热< 0, ∆H吸热> 0
4
§2.2 化学反应的方向和限度
（2）自发反应方向的判据
∆rGmӨ = ∆rH mӨ ─T∆rSmӨ
② 如果 ∆ rHm>0( 吸热 ), 同时 ∆ rSm <0(熵减小) ，则∆rGm>0,在任意温度下 , 正反应均不能自发进行，但其逆反应在任意温度下 , 可以自发进行。如 3O2(g) = 2O3(g)
24
吉布斯（Gibbs）自由能
熵：
∆SӨ = STӨ ─ S0Ө= STӨ ─ 0 = STӨ STӨ即为该纯物质在温度T时的熵。某单位物质量的纯物质在标准态下的熵值称为标准摩尔熵SmӨ，单位为J· mol − 1· K−1。通常手册中给出298.15K下一些常见物质的 SmӨ值。
13
熵值规律
① 物质的聚集状态不同，其熵值不同；同种物质， SmӨ(g) > SmӨ(l) > SmӨ(s)。 ② 熵与物质分子量有关，分子结构相似而分子量又相近的物质熵值相近，如： SmӨ(CO) =197.9 J· mol −1· K−1， SmӨ(N2) =191.5 J· mol −1· K−1；分子结构相似而分子量不同的物质，熵随分子量增大而增大，如:HF、HCl、HBr、HI的SmӨ分别为 173.7 、 186.8 、 198.59 、 206.48 J· mol −1· K−1 。
11
1.化学反应的自发过程和熵变（1）自发过程（2）熵与化学反应的熵变
熵：
标准压力下，在热力学温度为零度 (0K)时，任何纯物质的完整无损的纯净晶体的熵值为零(S0Ө = 0，下标“0”表示在0K时)。并以此为基础，可求得在其他温度下的熵值(STӨ )。
12Βιβλιοθήκη 1.化学反应的自发过程和熵变（1）自发过程（2）熵与化学反应的熵变
根据热力学推导，可以得到：
∆rGm = ∆rGmӨ +RTlnQ 或 ∆rGm = ∆rGmӨ +2.303RTlgQ
此式称为化学反应等温方程式，Q称为反应商。
29
吉布斯（Gibbs）自由能
mA+nB=pC+qD
对于气相反应: Q =
∆rGm = ∆rGmӨ +RTlnQ 或 ∆rGm = ∆rGmӨ +2.303RTlgQ
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吉布斯（Gibbs）自由能
当∆rGm = 0时，体系处于平衡状态。此时温度改变，反应方向发生改变，该温度称为转变温度T转。
Ө Ө ∆rGm,T ≈ ∆ rH Ө ─ T ∆ S m,298.15K r m,298.15K
T转 ≈
28
吉布斯（Gibbs）自由能
实际上，许多化学反应并不是在标准状态下进行的，在等温、等压及非标准状态下，对任一反应 mA + nB = pC + qD
6
1.化学反应的自发过程和熵变（1）自发过程
焓变判据：
很多自发反应，其过程中都伴随有能量放出，即有使物质体系能量降至最低的趋势,如H2和O2化合生成水的过程。因此，早在 19 世纪，人们就试图用反应的焓变 m 作为自发过程的判据，认为在恒温恒压下， ∆rHӨ <0 时，过程能自发进行，反之不能。
（1）Gibbs自由能
（2）自发反应方向的判据
∆rGmӨ = ∆rH mӨ ─T∆rSmӨ
③ 如果 ∆ rHm<0( 放热 ), 同时 ∆ rSm <0( 熵减小 ) ，低温下 I∆rHmI > IT∆rSmI, 则 ∆ rGm<0, 正反应能自发进行 ; 而在高温下， I∆rHmI < IT∆rSmI, ∆rGm>0,正反应不能自发进行。如 2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)。
(PC/PӨ)P(PD/PӨ)q (PA/PӨ)m(PB/PӨ)n (CC/CӨ)P(CD/CӨ)q (CA/CӨ)m(CB/CӨ)n
对于水溶液中的反应: Q =
对于固体、纯液体，由于它们对∆rGm 的影响较小，固它们不出现在反应商的表达式中。
30
吉布斯（Gibbs）自由能
[例] Zn(s)+2H+(aq)=Zn2+(aq)+H2(g) (CZn2+/CӨ)(PH2/PӨ) 其反应商的表达式为Q= (CH+/CӨ)2
8
1.化学反应的自发过程和熵变（1）自发过程
熵判据：
盐类的溶解、固体的分解等也是如此。如固体CaCO3的分解，生成CaO(s)和CO2(g)，该变化过程中，不仅分子数增加，而且增加了气体产物，气体相对于固体和液体来说，分子运动更自由，分子间有更大的混乱度。
9
1.化学反应的自发过程和熵变（1）自发过程
15
吉布斯（Gibbs）自由能
（1）Gibbs自由能
G =H─TS
上式中， H 、 T 、 S 均为状态函数，所以G也为状态函数，上式称吉布斯函数或吉布斯自由能。
16
吉布斯（Gibbs）自由能
（1）Gibbs自由能
G =H─TS
∆G=∆H─T∆S 恒温
状态I
T，H1，S1
状态II
T，H2，S2
表达式中Pi 为该气体分压，当反应中各物质均处于标准态时，Q=1，则∆rGm = ∆rGmӨ ，可用∆rGmӨ 来判断反应的方向。但多数反应处于非标准态， ∆rGm ≠ ∆rGmӨ ,此时，只有当I∆rGmӨI >40kJ· mol−1 时,才可以用∆rGmӨ判定反应方向。
∆rGmӨ < −40kJ·mol−1 一般反应能够正向自发进行 ∆rGmӨ > 40kJ· mol−1
（1）Gibbs自由能
（2）自发反应方向的判据
∆rGmӨ = ∆rH mӨ ─T∆rSmӨ
① 如果∆rHm < 0(放热),同时∆rSm >0(熵增加)，则∆rGm < 0,在任意温度下,正反应均能自发进行。如 H2(g) +Cl2(g) = 2HCl(g)
23
吉布斯（Gibbs）自由能
（1）Gibbs自由能
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吉布斯（Gibbs）自由能
（1）Gibbs自由能
（2）自发反应方向的判据
由∆rGmӨ = ∆rH mӨ ─T∆rSmӨ 可以看到，吉布斯自由能变包含焓变和熵变两种与反应方向有关的因子，体现了焓变和熵变两种效应的对立统一，可以准确地判断化学反应的方向。具体有以下四种情况：
22
吉布斯（Gibbs）自由能
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吉布斯（Gibbs）自由能
（1）Gibbs自由能
G =H─TS
∆G=∆H─T∆S
∆fGmӨ 在给定温度和标准状态下，由稳定单质生成 1mol 某物质时的 Gibbs 自由能变称为该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能变，以∆fGmӨ表示，单位是kJ· mol−1。热力学规定， ∆ fGmӨ( 稳定单质 , 298.15K)=0。
熵判据：
总之,体系的混乱度增大了。因此，自发过程都有使体系的混乱度趋于最大的趋势。这种以体系混乱度变化来判断反应方向的依据，简称熵判据。
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1.化学反应的自发过程和熵变（1）自发过程（2）熵与化学反应的熵变
熵：
体系内组成物质的微观粒子运动的混乱程度，在热力学中用熵 (S) 来表示。不同的物质，不同的条件，其熵值不同。因此熵是描述物质混乱度大小的物理量，是状态函数。体系的混乱度越大，对应的熵值就越大。
标准摩尔生成焓∆fHmӨ
反应热效应一般可以通过实验测定得到，但有些复杂反应是难以控制的，因此，有些物质的反应热效应就不易测准，例如，在恒温、恒压下碳不完全燃烧生成CO的反应。根据化学反应热效应的定义,反应热效应的大小与反应条件有关。为了比较和汇集，一般采用标准状态下的标准摩尔反应焓变 ∆ rHmӨ 表示反应热效应的大小。
∆H=H2─H1
∆S=S2─S1
∆G=G2─G1= (H2 ─TS2)─(H1 ─TS1) = (H2 ─H1)─T (S2─S1)=∆H─T∆S
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吉布斯（Gibbs）自由能
（1）Gibbs自由能
G =H─TS
∆G=∆H─T∆S
G 的绝对值是无法确定的，但我们关心的是在一定条件下体系的∆G的数值。 ∆G的的性质与∆H相似，它与物质的量有关，正逆反应的∆G数值相等，符号相反。