第四章

化學熱力學基礎環境surroundings無物質交換封閉系統Closedsystem有能量交換熱力學基本概念1熱化學2化學反應的方向3

第一節熱力學的基本概念系統（System）

在科學研究時必須先確定研究對象，把一部分物質與其余分開，這種分離可以是實際的，也可以是想象的。環境（surroundings）系統以外與系統密切相關、有相互作用或影響的部分稱為環境。環境系統系統與環境

這種被劃定的研究對象稱為系統，也可稱為體系。一、系統與環境

根據系統與環境之間的關系，把系統分為三類：（1）敞開系統（opensystem）

環境有物質交換敞開系統有能量交換系統與環境之間既有物質交換，又有能量交換。經典熱力學不研究敞開系統系統的分類熱力學的基本概念（2）封閉系統（closedsystem）

環境無物質交換有能量交換系統與環境之間無物質交換，但有能量交換。經典熱力學主要研究封閉系統封閉系統熱力學的基本概念（3）隔離系統（isolatedsystem）

系統與環境之間既無物質交換，又無能量交換，故又稱為孤立系統。環境無物質交換無能量交換隔離系統(1)熱力學的基本概念大環境無物質交換無能量交換

有時把研究對象與相關環境一起作為系統來考慮。隔離系統(2)熱力學的基本概念過程從始態到終態的具體步驟稱為途徑。

在一定的環境條件下，系統發生了一個從始態到終態的變化，把系統發生的變化稱為一個過程。(process)途徑(path)二、過程與途徑熱力學的基本概念298K,H2O(g)

途徑1298K,H2O(l)373K,H2O(g)

始態

終態

373K,H2O(l)

途徑2

熱力學的基本概念常見的變化過程有：等溫過程：體系溫度保持不變，且等于環境的溫度，即T2=T1=T環或△T=0.等壓過程：體系壓力保持不變，且等于環境的壓力，即p1=p2=p環或△p=0等容過程：體系體積保持不變，即V1=V2或△V=0絕熱過程：體系與環境沒有熱交換，即Q=0.熱力學的基本概念

表征系統性質的一些物理量，其數值僅取決于系統所處的狀態，一定的狀態具有確定的數值，系統狀態改變數值會發生相應的變化，熱力學中描述系統狀態的這些物理量稱為狀態函數。三、狀態函數及其性質熱力學的基本概念（1）系統的狀態一定，狀態函數值確定。（2）變化值僅取決于系統的始態和終態，而與變化的途徑無關。循環過程的狀態函數改變值為零。

系統狀態函數的性質

狀態函數的特性可描述為：殊途同歸，值變相等；周而復始，數值還原。熱力學的基本概念（4）狀態函數分為容量（廣度）性質狀態函數和強度性質狀態函數。

系統狀態函數的性質（3）狀態函數的組合（和、差、積、商）也是狀態函數。熱力學的基本概念容量性質（extensiveproperties）

又稱為廣度性質，它的數值與系統的物質的量成正比，具有加和性，主要表征系統“量”的特征。如體積、質量、物質的量等。熱力學狀態函數熱力學能（U）、焓（H）、熵（S）、吉布斯自由能（G）熱力學的基本概念強度性質（intensiveproperties）

它的數值取決于系統自身的特點，與系統物質的量無關，不具有加和性，主要表征系統“質”的特征。如溫度、壓力、密度等。熱力學的基本概念四、熱和功系統從環境吸熱吸熱，Q>0；系統向環境放熱，Q<0

1.熱（heat）

系統與環境之間因溫差而傳遞的能量稱為熱，用符號Q

表示。Q的正負取值表明能量傳遞方向。

熱是分子無規則運動的一種表現。計算熱一定要與系統與環境之間發生熱交換的過程聯系在一起，系統內部的能量交換不可能是熱。熱力學中系統和環境能量交換方式：熱和功。熱力學的基本概念2.功（work）

系統與環境之間傳遞的除熱以外的其他形式的能量都稱為功，用符號W表示。W的正負取值表明功的作用方向。環境對系統作功，W>0；系統對環境作功，W<0Q和W的單位都用能量單位

“J”

表示。Q和W都不是狀態函數，其數值與變化途徑有關。熱力學的基本概念體積功與非體積功

因系統體積變化所做的功為體積功；如膨脹功

W=-P△V

除體積功外，系統和環境間以其他形式所做的功均為非體積功，如電功、機械功等。熱力學的基本概念五、熱力學標準狀態

物質的標準狀態（標準態）是指在1×105Pa（100kPa）的壓力和某一指定溫度下物質的物理狀態。熱力學規定物質的標準狀態（GB3102.8-93）熱力學的基本概念1.氣體物質的標準狀態：物理狀態為氣態，氣體壓力為1×105Pa。標準壓力Pθ，Pθ=100kPa。2.液體固體物質的標準狀態是在一個標準壓力下純物質的物理狀態。

3.溶液中溶質的標準狀態是指在標準壓力下溶質的質量摩爾濃度b=1mol·kg-1的狀態。

熱力學bθ

=1mol·kg-1。

化學計算中，近似處理，標準物質的量濃度cθ

=1mol·L-1熱力學的基本概念在熱力學的有關計算中，狀態函數變化需注明其狀態，即表明其處于標準狀態還是處于非標準狀態。nB(0)、nB(ξ)分別代表反應進度ξ=0（反應未開始）和ξ=ξ時物質B的物質的量；νB為物質B在反應式中的計量數。反應物的計量數取負值，產物的計量數取正值。

ξ=νB-1△nB六、化學反應進度反應進度表示反應進行程度的物理量，用符號ξ表示，單位為mol。

nB(ξ)=nB(0)+νBξ熱力學的基本概念反應進度與化學反應方程式的寫法有關，與選擇系統中何種物質無關。

O2(g)+2H2(g)=2H2O(g)反應開始時/mol340反應到某時刻/mol222

1/2O2(g)+H2(g)=H2O(g)反應開始時/mol340反應到某時刻/mol222熱力學的基本概念

一、熱力學第一定律

第二節熱化學1.熱力學能熱力學能（thermodynamicsenergy）：又稱內能，它是系統內部各種微觀形式能量的總和，用符號U表示。內能是系統的狀態函數。△U=U2-U1狀態1狀態22.熱力學第一定律：能量守恒和轉化定律

自然界一切物質都具有能量，能量有各種不同的形式，能夠從一種形式轉化為另一種形式，從一個物體傳遞給另一個物體，而在傳遞和轉化過程中能量的總和不變。電能→光能（電燈）化學能→機械能（內燃機）機械能→電能（發電機）熱化學當系統和環境之間發生能量交換時，系統的狀態要發生變化?！鱑=Q+W狀態Ⅰ狀態ⅡU1U2環境封閉系統W的功Q的熱

由熱力學第一定律可知，熱力學能的改變量等于在系統變化過程中，系統和環境之間傳遞的熱和所做功的代數和。熱力學第一定律數學表達式熱化學例:體系始態的能量狀態為U1，在經歷了下述兩個不同

的途徑后，能量的變化量各為多少？它們各自的終

態能量U2為多少？這一結果說明了什么？

（1）從環境吸收了480J的熱量，又對環境做了270J的功。

（2）向環境放出了60J的熱量，而環境對體系做了270J的功。熱化學二、化學反應熱1.定容反應熱

化學反應在定容條件下進行，這時的反應熱即為定容反應熱，用符號Qv表示。

體系體積保持不變，△V=0，W=－p△V

=0，由熱力學第一定律：△U=Qv+W△U=Qv

不做非體積功的恒容過程，定容反應熱等于化學反應熱力學能變。

反應熱是指化學反應中，始態和終態具有相同溫度，且系統不做非體積功的情況下，系統所吸收或放出的熱量。熱化學2.定壓反應熱

化學反應在定壓條件下進行，這時的反應熱即為定壓反應熱，用符號Qp表示。

由熱力學第一定律：△U=Qp+WQp=

△U－

W=△U+p△V

熱化學U、p、V都是狀態函數，其組合也必為狀態函數，

U、p、V的組合定義為一新的狀態函數——焓，符號為H。H≡U+pV

Qp=△H不做非體積功的恒壓過程，定壓反應熱等于化學反應焓變。則：△H＞0，反應吸熱；△H＜0，反應放熱。熱化學焓

H≡U+pV（1）焓與熱力學能相聯系，△H（2）焓是具有容量性質（廣度性質）的狀態函數。（3）某溫度下化學反應的焓變△rH(T)

反應進度為1mol時，摩爾焓變△rHm(T)，反應在標準狀態下進行標準摩爾焓變△rHmθ

(T)，。熱化學例：1mol丙二酸[CH2(COOH)2]晶體在彈式量熱計

中完全燃燒，298K時放出的熱量為866.5kJ，

求1mol丙二酸在298K時的等壓反應熱。解：CH2(COOH)2(s)＋2O2(g)=3CO2(g)＋2H2O(1)

已知QV＝-866.5kJ·mol-1，∵QP=△U

＋p△V=QV＋RT·Δng∴QP=-866.5+8.314×10-3×298×1=-864.2(kJ·mol-1)熱化學3.熱化學方程式熱化學方程式：表示化學反應與反應熱關系的方程式C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=－393.5kJ.mol-1例：△rHmθ物質的標準態:在100kPa、指定溫度下（通常是298.15K）的純固體和純液體，純氣體的壓力為標準壓力(100kPa),溶液則濃度為1mol.L-1，這樣的狀態稱為標準態。定容反應熱：QV=△U

△rUm

定壓反應熱：QP=△H

△rHm熱化學熱化學方程式的書寫要求（1）注明反應條件:溫度、壓力，不注明則表示是298K,100kPa。（2）注明物質的聚集狀態(g、l、s)，如果固態物質有幾種晶型，

應注明晶型(P有白磷、紅磷，C有金剛石、石墨等)。C(石墨)+O2(g)=CO2(g)△rHmθ=－393.5kJ.mol-1C(金剛石)+O2(g)=CO2(g)△rHmθ=－395.4kJ.mol-1熱化學（3）反應熱的數值與反應方程式的寫法有關。如：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g);△rHm,1θ=－92.38kJ.mol-1

1/2N2(g)+3/2H2(g)

=NH3(g);△rHm,2θ=－46.19kJ.mol-1

△rHm,1θ

=2△rHm,2θ（4）可逆反應正、逆反應的反應熱的數值相等而符號相反。

△H正=－△H逆；△U正=－△U逆N2(g)+3H2(g)=2NH3(g);△rHmθ=－92.38kJ.mol-1

2NH3(g)=N2(g)+3H2(g);△rHmθ=92.38kJ.mol-1

熱化學三、熱化學定律（實驗定律）1.蓋斯定律

在等壓或等容，不做非體積功的條件下，化學反應無論是一步完成還是分步完成，其反應熱完全相同。

等容反應熱：QV=△U

等壓反應熱：QP=△H熱力學推論熱化學蓋斯定律的應用：計算某些不易測得或無法直接測定的熱效應。例：在298K，標準狀態下已知：C(石墨)+O2(g)=CO2(g)；△rHmθ(1)=－393.5kJ.mol-1CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g)；△rHmθ(2)=－283.0kJ.mol-1求：C(石墨)+1/2O2(g)=CO(g)；△rHmθ(3)熱化學CO(g)+1/2O2(g)C(石墨)+O2(g)（始態）

CO2(g)（終態）△rHmθ(1)△rHmθ(2)△rHmθ(3)=？根據蓋斯定律△rHmθ(1)=△rHmθ(2)+△rHmθ(3)△rHmθ(3)=△rHmθ(1)－△rHmθ(2)=－393.5kJ.mol-1－（－283.0kJ.mol-1）=－110.5kJ.mol-1熱化學例：已知298K標準狀態下(1)

CH3COOH(l)

+2O2(g)

=2CO2(g)+2H2O(l)

△rHmθ(1)=

－870.3kJ.mol-1

(2)

C(石墨)+O2(g)=CO2(g)

△rHmθ(2)=－393..5kJ.mol-1

(3)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)

△rHmθ(3)=－285.5kJ.mol-1計算：

(4)

2C(石墨)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)

△rHmθ(4)=

?熱化學

根據蓋斯定律△rHmθ(4)=△rHmθ(2)×2

+

△rHmθ(3)×2－△rHmθ(1)

=(-393.5)×2+(-285.5)×2－(-870.3)

=－487.7kJ.mol-1解：∵（4）=（2）×2+（3）×2－（1）熱化學四、物質的標準摩爾生成焓△fHmθ

(T)

與反應標準摩爾焓變△rHmθ

(T)1.標準摩爾生成焓：在標準狀態100kPa，一定溫度下，由穩定單質生成1摩爾的純物質時的標準摩爾焓變。

符號△fHmθ

(T)；f代表生成(formation)；

單位：kJ·mol-1。指定的穩定單質的標準摩爾生成焓為零。

指定單質選擇298K時單質較穩定的狀態。如：O2(g)、H2(g)、I2(s)、C石墨、S斜方、P白等是穩定單質，熱化學C(石墨)+O2(g)=CO2(g)△fHmθ(CO2,g)=

△rHmθ=－393.5kJ.mol-1H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)△fHmθ(H2O,l)=

△rHmθ

=－285.5kJ.mol-12H2(g)+O2(g)=2H2O(l)

注意條件：1.在標準狀態下2.反應物為指定的穩定單質。3.產物為1摩爾的純物質。熱化學2.利用物質的△fHmθ

計算反應的△rHmθ

例：標準狀態下，4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g)

4NO(g)

+

6H2O(g)4NH3(g)

+

5O2(g)△rHmθ4△fHmθ(NH3,g)4△fHmθ(NO,g)6△fHmθ(H2O,g)熱化學5△fHmθ(O2,g)△rHmθ

=4△fHmθ(NO,g)+6△fHmθ(H2O,g)-

4△fHmθ(NH3,g)-5△fHmθ(O2,g)△rHmθ=4△fHmθ(NO,g)+6△fHmθ(H2O,g)－4△fHmθ(NH3,g)=∑νB△fHmθ

△rHmθ=∑νB△fHmθ

熱化學例：計算298K標準狀態下反應的△rHmθ△rHmθ=∑νB△fHmθ

=-393.5+2(-285.8)－(-74.89)=-890.21kJ.mol-1

CH4(g)+2O2(g)

=CO2(g)

+2H2O(l)查表△fHmθ

-74.890-393.5-285.8kJ·mol-1熱化學五、物質的標準摩爾燃燒焓△cHmθ

(T)

與反應標準摩爾焓變△rHmθ

(T)1.標準摩爾燃燒焓：在標準狀態100kPa，一定溫度下，1摩爾純物質完全燃燒生成指定產物時的標準摩爾焓變。

符號△cHmθ

(T)；c代表燃燒(combustion)；

單位：kJ·mol-1。熱化學指定產物的標準摩爾燃燒焓為0.△cHmθ(H2O,l)=0;△cHmθ(CO2,g)=0;△cHmθ(N2,g)=0;△cHmθ(SO2,g)=0;△cHmθ(HCl,aq)=0常見元素完全燃燒后的指定產物是H→H2O(l)；C→CO2(g)；S→SO2(g)；N→N2(g)；Cl→HCl(aq)。熱化學2.利用物質的△cHmθ

計算反應的△rHmθ

例：標準狀態下C2H4(g)+H2(g)→C2H6(g)C2H6(g)C2H4(g)+H2(g)（始態）2CO2(g)+3H2O

(l)（終態）△rHmθ△c

Hmθ(C2H4,g)△cHmθ(H2,g)△cHmθ(C2H6,g)熱化學

根據蓋斯定律C2H4(g)+H2(g)→C2H6(g)△c

Hmθ(C2H4,g)+△cHmθ(H2,g)=△rHmθ

+△cHmθ(C2H6,g)△rHmθ=△c

Hmθ(C2H4,g)+△cHmθ(H2,g)－△cHmθ(C2H6,g)

=－

∑νB△cHmθ

△rHmθ=－∑νB△cHmθ

熱化學

第三節化學反應的方向一、自發過程一定條件下，不要外界做功就可自動進行的過程。能量傳遞自發方向判據平衡熱量傳遞高溫物體(T1)→

低溫物體(T2)△T<0△T＝0氣體擴散高壓(P1)→

低壓(P2)△p<0△p=0水的流動高勢能(E1)→

低勢能(E2)△E<0△E=0自發過程的特點：①一切自發過程都是單向的，其逆過程非自發。②自發過程有條件。③自發過程有限度。④自發過程可被利用來做有用功。⑤自發過程與變化速率無關。化學反應的方向19世紀放熱反應

△rH＜0

反應自發進行吸熱反應△rH＞0反應非自發二、焓變與自發過程實際上，冰融化、KCl、KNO3溶解是吸熱的，

卻都可自發進行。

對于放熱反應，當升高溫度時，反應

不能自發進行。

事實證明：不能單純地用是放熱還是吸熱來判斷化學反應的自發方向。化學反應的方向熱力學表明，反應自發性由兩個因素決定：

1.體系趨向于最低能量；2.體系趨向于最大混亂度。

焓變只是影響反應自發性的一個因素，放熱有利于反應正向自發進行，還有另外的重要因素影響反應的自發性?；瘜W反應的方向三、熵變與自發過程混亂度：體系的混亂程度稱為混亂度。

只能振動能相對移動自由運動H2O(s)————H2O(l)

————H2O(g)混亂度增大

1.

熵(S)：是描述系統混亂程度的物理量。

符號：S；單位：J·K-1

系統內分子排列整齊，運動不劇烈，混亂度低，熵值小。系統內分子排列不整齊，運動劇烈，混亂度高，熵值大?；瘜W反應的方向注意：

(1).熵是體系的具有容量性質的狀態函數。

(2).熵與溫度成正比，氣體的熵與壓力成反比。(3).同一物質，

S(g)＞S(l)＞S(s)

。

(4).同類型物質，分子結構越復雜熵值越大，

如：S(C3H8)>S(C2H6)>S(CH4).

(5).同類物質，分子摩爾質量越大，熵值越大。

如：S(I2,g)>S(Br2,g)>S(Cl2,g)>S(F2,g)化學反應的方向

(6).

化學反應，若反應后氣體分子數增加了，

則該反應是熵增加的反應，反之則反。4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g)

2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)化學反應的方向熱力學第三定律：T=0K時，純凈物質的完美晶體的熵值為零，表示為S0

=0。

通過實驗和計算可以得到物質在其他條件下以S0為參比標準的相對熵。2.

物質的標準摩爾熵(Smθ)

標準摩爾熵：在標準狀態和指定溫度下，1mol純物質的熵值。符號：Smθ

單位：J·K-1·mol-1任何物質的標準摩爾熵Smθ

都不為零，且都為正值。

化學反應的方向

3.化學反應的標準熵變

標準摩爾熵變△rSmθ（T），

J·K-1·mol-1

aA+dD=gG+hH根據熱化學定律△rSmθ=∑νB△Smθ

△rSmθ

＞0，熵增過程，有利于反應自發進行；△rSmθ

＜0，熵減過程，不利于反應自發進行?；瘜W反應的方向例：在298K標準狀態下，求下列反應的△rSmθ

2HCl(g)=H2(g)+Cl2(g)解:查表

186.7130.6223.0J.K-1.mol-1

△rSmθ

=∑νB△Smθ

=(130.6+223.0)-2×186.7=-19.8J·K-1·mol-1△rSmθ＜0，熵減過稱，化學反應非自發進行?；瘜W反應的方向

反應的焓變和熵變是影響化學反應自發進行的兩個本質因素。放熱△rH＜0

、熵增△rS＞0

，是反應自發進行的趨勢；吸熱△rH＞0

、熵減△rS＜0

，不利于反應的自發進行。△rS△rHContradiction化學反應的方向Examples化學反應的方向容量性質的狀態函數標準摩爾吉布斯自由能變△rGmθ

單位：

kJ·mol-1

美國物理學家J.W.Gibbs（1839～1903）GH－TSdef四、吉布斯自由能自由能為體系中可作有用功的能量?；瘜W反應的方向1.標準摩爾生成吉布斯自由能標準摩爾生成吉布斯自由能：標準狀態一定溫度下，由指定單質生成１摩爾純物質時的吉布斯自由能變。符號：△fGmθ

單位:kJ·mol-1。

指定的穩定單質的標準摩爾生成吉布斯自由能為零。

H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)

△fGmθ

（H2O,g

）=△rGmθ

=

-228.57kJ·mol-1△rGmθ=∑νB△fGmθ

化學反應的方向2.吉布斯自由能變與反應自發性判據

在等溫等壓且不作非體積功的條件下，經過熱力學推導：

△G＜0反應正向自發。△G＝0平衡狀態，正逆反應都不自發?！鱃＞0反應正向非自發，逆向自發。

吉布斯自由能變△G的意義：是封閉體系在等溫等壓不做非體積功的條件下，化學反應自發進行的判據?；瘜W反應的方向

在標準狀態下

△rGmθ

＜0，反應正向自發。

△rGmθ＝0平衡狀態，正逆反應都不自發。

△rGmθ＞0反應正向非自發，逆向自發。

自發進行的過程總是向吉布斯自由能減少的方向進行?；瘜W反應的方向例：計算下列反應的△rGmθ

,并判斷反應自發方向。

C6H12O6(s)+6O2(g)

=6CO2(g)

+6H2O(l)解：查表

-910.50-394.4-237.2

△rGmθ

=6(-394.4)+6(-237.2)–(-910.5)=-2879.1kJ·mol-1

△rGmθ<0,反應正向自發進行。例：利用物質的△fGmθ分析298K時，利用下面兩組

反應制備苯胺的可能性。已知：△fGmθ（C6H5NH2,l）＝153.2kJ·mol-1

;

△fGmθ（H2O,l）＝－237.2kJ·mol-1

;

△fGmθ（C6H6,l）＝124.4kJ·mol-1

;

△fGmθ（NH3,g）＝－

16.6kJ·mol-1

;△fGmθ（HNO3,l）＝－79.8kJ·mol-1

化學反應的方向4.吉布斯—亥姆霍茲方程及其應用等溫條件下，吉布斯自由能變與焓變熵變的關系

△G

=△H

-T△S

標準狀態下進行的反應△rGmθ

=

△rHmθ-T△rSmθ

化學反應的方向

化學反應的△rGmθ既可由物質的△fGmθ，根據△rGmθ=∑νB△fGmθ計算求得；也可由吉布斯—亥姆霍茲方程△rGmθ

=

△rHmθ-T△rSmθ求得。一般計算中，焓變和熵變隨溫度變化可忽略，△rHmθ(T)≈△rHmθ(298K)，△rSmθ(T)≈△rSmθ(298K)吉布斯自由能受溫度影響很大，△rGmθ(T)=

△rHmθ(T)-T△rSmθ(T)≈△rHmθ(298K)-T△rSmθ(298K)化學反應的方向例：已知下列反應的△rHmθ

=131.3kJ·mol-1

，△rSmθ

=133.9J·K-1·mol-1，求298K和1374K的△rGmθ

H2O(g)+C(石墨)=CO(g)+H2(g)解：根據

△rGmθ(298K)=

△rHmθ(298K)-T△rSmθ(298K)

=131.3–298×133.9×10-3

=91.42kJ·mol-1＞0又根據△rGmθ(T)≈△rHmθ(298K)-T△rSmθ(298K)△rGmθ(1394K)=131.3–1374×133.9×10-3

=-52.5kJ·mol-1＜0反應在298K非自發，在1374K（高溫）自發進行。化學反應的方向例:已知下列反應CaCO3(s)

=CaO(s)+CO2(g)

的△rHmθ

=178kJ·mol-1,△rSmθ

=161J·K-1·mol-1

求自發反應的最低溫度。

解：自發條件

△rGmθ(T)≈△rHmθ(298K)-T△rSmθ(298K)

<0

T>△rHmθ

/△rSmθ

T>178/0.161=1106(K)

當溫度高于1106K時，該反應自發?；瘜W反應的方向ΔrHmΔrSmΔrGm=ΔrHm－T

ΔrSm反應的自發性－放熱＋熵增－任何溫度下反應均自發＋吸熱－熵減＋任何溫度下反應均非自發－放熱－熵減低溫:－高溫:＋低溫自發高溫非自發＋吸熱＋熵增低溫:＋高溫:－低溫非自發高溫自發化學反應自發性判斷熟練掌握等溫定壓、不做非體積功的條件下化學反應的方向

當反應的焓變和熵變符號相同時，即對反應自發性貢獻相反，隨著溫度的變化，反應的吉布斯自由能變(△rGmθ

)會改變符號，即化學反應改變方向?；瘜W反應在(△rGmθ

=0

)的溫度時達到平衡，該溫度稱為轉變溫度（T轉）。

△rGmθ

=

△rHmθ-T△rSmθ=0T轉=△rHmθ/△rSmθ

△rHmθ＜0，△rSmθ＜0，T

＜T轉，反應正向自發△rHmθ＞

0，△rSmθ＞0，T

＞T轉，反應正向自發化學反應的方向例：查表利用熱力學數據，求反應：

CO(g)+NO(g)=CO2(g)+1/2N2(g)

在298K、標準狀態下的△rHmθ，△rSmθ，△rGmθ

并利用這些數據討論用此反應凈化汽車尾氣中NO和CO的可能性，在什么溫度范圍內，此反應可自發進行？化學反應的方向5.化學反應等溫方程△rGm(T)

=

△rGmθ(T)+RTlnQ

在反應溫度T，任意狀態下的△rGm(T)與△rGmθ

(T)及反應物和產物的量有關。化學反應等溫式△rGm(T)

與△rGmθ(T)分別為溫度T時，反應在任意狀態和標準狀態下的摩爾自由能變；

R為摩爾氣體常數；T在反應溫度；Q為反應商?；瘜W反應的方向

反應商Q表達了任意狀態下反應系統中各物質相對量之間的關系，其表達式與反應式對應。aA(s)+bB(aq)=dD(g)+eE(l)

反應商Q表達式為化學反應的方向（1）反應商Q不涉及反應中的純固體或純液體，只涉及反應中的氣體和溶液。（2）反應中的氣體用相對壓力p/pθ表示;溶液用相對濃度c/cθ表示，單位均為1。標準壓力pθ=100kPa,標準濃度cθ=1mol·L-1（3）若是在以水為溶劑的稀溶液中發生的反應，無論水是反應物還是產物，反應商Q中不涉及。

反應商Q表達式為化