資源簡介

何為熱力學？
電化學 化學平衡
熱力學 動力學
物 理 化 學
主要內容
第一節 熱力學第一定律
第二節 焓和蓋斯定律
第三節 幾種焓變
第四節 熵和熱力學第三定律
第五節 熱力學第二定律
第六節 平衡常數
第一節 熱力學第一定律
1、熱力學的研究對象
2、系統與環境
3、狀態函數
4、熱
5、功與體積功
6、熱力學能（內能）
7、熱力學第一定律
奧恩庫爾的永動機
13世紀有一個法國人
叫奧恩庫爾，他在一
個輪子的邊緣上等間
隔地安裝了12根可活
動的錘桿。
2024/1/14
奧恩庫爾永動機
奧恩庫爾的永動機
輪子能夠永不停息地轉動下去嗎？
2024/1/14
阿基米德螺旋永動機
16世紀70年代，歐洲大旱，
有人試圖設計一種水力機
械，讓水自動循環來達到
水輪機的目的。
2024/1/14
阿基米德螺旋泵
阿基米德螺旋永動機
水能一直不斷向上流嗎？
1、熱力學的研究對象
化學熱力學主要研究：
(1) 化學過程及其與化學密切相關的物
理過程中的能量轉換關系。
（2）判斷在某條件下，指定的熱力學過程
變化的方向和可能達到的最大限度。
熱力學的研究方法
在一定條件下，能判斷變化能否發生以
及進行到什么程度，但不考慮變化所需要
的時間。
只考慮變化前后的凈結果，不考慮變化
的細節和物質的微觀結構。
熱力學研究的局限性
對于反應 1H2(g) O2(g) H2O(l)
2
熱力學研究認為正向反應的趨勢很大，
反應基本可以進行到底，逆反應的趨勢極
小。
無法說明：如何使反應發生，反應的速率是
多少，歷程如何等。
2、系統和環境
系統（system）
環境
被劃定的研究對象稱為系
統。 系統
環境（surroundings） 將水作為系統，
其余就是環境
與系統密切相關部分稱為環境
根據系統與環境之間的關系，把系統分為三類：
（1）敞開系統（open system）
（2）封閉系統（closed system）
（3）隔離系統（isolated system）
（1）敞開系統（open system）
系統與環境之間既有物質交換，又有能量交換。
環境
有物質交換
敞開系統
有能量交換
敞開系統不屬于經典熱力學的研究范疇
（2）封閉系統（closed system）
系統與環境之間無物質交換，但有能量交換。
環境
無物質交換
封閉系統
有能量交換
封閉系統是經典熱力學的主要研究對象
（3）隔離系統（isolated system）
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
隔離系統
無能量交換
3、狀態函數
用以描述系統狀態的物理量稱為“狀態函數”
狀態函數是系統的單值函數 20℃
其數值僅取決于系統所處的狀態，
與系統的歷史無關。
狀態函數的改變 5℃
狀態函數的改變僅取決于系統的
始態和終態，與變化的途徑無關。
某一狀態函數改變值等于該狀態 Δt = 5℃-20℃
函數的終態值減去始態值。
= - 15℃
狀態函數的特性
異途同歸，值變相等；
周而復始，數值還原。
1 2
△X=X2-X1
X1 X2
1 2 △X=X1-X1=0
X1
12:31
h h = h2 - h1
h2
h1
4、熱
熱的定義
由于溫差,系統與環境之間傳遞的能量
熱的符號與單位
符號 Q 單位 J
熱的取號
系統吸熱 Q> 0
系統放熱 Q < 0
5、功
功的定義
除熱外,系統與環境間傳遞的其他能量
功的符號與單位 符號 W
單位 J
功的取號 系統得到功 W > 0
系統做功 W < 0
體積功 We
p2
體積功計算式：
V p12 p2
V1
一次膨脹做功的示意圖
例1
273 K，理想氣體10 mol，分別求如下2個過程的功
始態 終態
(1) 真空膨脹
(2) 等外壓10 kPa一次膨脹
例1
273 K，理想氣體10 mol，分別求如下4個過程的功
始態 終態
解： (1) 真空膨脹
δW1 pedV 0 ( pe 0)
例1
273 K，理想氣體10 mol，分別求如下4個過程的功
始態 終態
解：
6、熱力學能（內能）
只與體系狀態有關的體系內部能量稱為熱力
學能，用符號 U 表示，也叫內能。單位：J
熱力學能的特點
（1）其絕對值不可測量，只能測定它的變化值。
（2）是狀態函數，它的變化值取決于始態和終態，
與變化途徑無關。
7、熱力學第一定律
熱力學第一定律的奠基人
焦耳(Joule) 邁耶( Mayer) 亥姆霍茲
(1818—1889) (1814—1878) (Helmholtz)
(1821—1894)
熱力學第一定律的文字表述：
（1）熱力學第一定律是能量轉換和守恒定
律在熱現象領域內所具有的特殊形式。說明
熱力學能、熱和功之間可以相互轉化，但總
的能量不變。
（2）第一類永動機是不可能造成的。
一種既不靠外界提供能量，本身也不減少能量，
卻可以不斷對外作功的機器稱為第一類永動機。
熱力學第一定律的數學表達式
U Q W
W We Wf
系統與環境可以發生熱和功的傳遞，
但能量的總值保持不變。
功和熱的取號
系統吸熱 系統放熱
Q>0 Q<0
環境 U >0 系統 U Q W U <0
W>0 W<0
對系統做功 對環境做功
第二節 焓和蓋斯定律
1、等壓熱與焓
2、熱化學方程式
3、蓋斯定律
1、等壓熱與焓
什么是等壓熱
在等壓過程中系統與環境交換的熱，
用Qp 表示
焓的定義式：
H = U + pV
焓是狀態函數 定義式中焓由狀態
函數組成。
等壓熱與焓變的關系
H Qp
(dp 0, Wf 0)
2、熱化學方程式
化學計量方程與熱效應都標出的方程稱為熱化學方程式。
1 1
H2(g) Cl2(g) HCl(g) Qp 92.3 kJ
2 2
rH Qp 92.3 kJ
rH稱為化學反應的焓變
化學反應在等溫、等壓下進行(不做非體積功)
3、赫斯定律
赫斯在1840年指出：
在相同的反應條件下，反應
無論是一步還是分幾步完成，反
Hess 或Γess 應的熱效應相同，這稱為赫斯定
俄國化學家 律。
（1802—1850）
赫斯定律的意義：
利用實驗易測量，來計算實驗不易測的量
例如
(1) C(s) O2(g) CO2(g) rHm,1 易測
1
(2) CO(g) O2(g) CO2(g) rHm,2 易測
2
1
(3) C(s) O2(g) CO(g) rHm,3 不易測
2
(1) (2) (3)
rHm,1 rHm,2 rHm,3
例2
計算反應(1)的反應熱。
(1) 2CH4(g) + O2(g) → 2CO(g) + 4H2(g)
已知：
(2) C(s) + 2H -12(g) → CH4(g) ΔH2 = -74.8 kJ mol
(3) C(s) + 1/2O2(g) → CO(g) ΔH
-1
3 = -110.5 kJ mol
反應 (3) ×2 反應(2) × 2 = 反應(1),
(1)的反應熱：
ΔH = -110.5 kJ mol-1 × 2 (-74.8 kJ mol-1 × 2)
= -71.4 kJ mol-1
例3
黑火藥是中國古代的四大發明之一，其爆炸的熱化學方程式為：
S(s) + 2KNO3(s) + 3C(s) === K2S(s) + N2(g) + 3CO2(g) 的反應焓變
為ΔH，已知碳的燃燒熱ΔH1= a kJ·mol
-1
S(s) + 2K(s) === K2S(s) ΔH2 = b kJ·mol
-1
2K(s) + N2(g) + 3O2(g) === 2KNO3(s) ΔH = c kJ·mol
-1
3
則ΔH為: 3a+b－c
例4
油氣開采、石油化工、煤化工等行業廢氣普遍含有的硫化氫，需要回收處理并加以利
用。回答下列問題：
已知下列反應的熱化學方程式：
① 2H2S(g)+3O2 (g)===2SO2 (g)+2H2O(g) ΔH1= 1036kJ mol
1
4H S(g)+2SO (g)===3S (g)+4H O(g) ΔH = 94 kJ mol 1② 2 2 2 2 2
③ 2H2 (g)+O2 (g)===2H2O(g)
1
ΔH3= 484 kJ mol
計算H 2S熱分解反應④2H2S(g)===S2 (g)+2H2 (g) 的ΔH4 = ________ kJ mol
1。
【答案】④=(①+②)/3－③ ΔH4＝170kJ/mol
第三節 幾種焓變
1、標準態
2、反應進度
3、反應標準摩爾焓變
4、標準摩爾生成焓
5、標準摩爾燃燒焓
6、鍵焓
1、標準態
標準態，表示物種B處于 p 下
5
1×10 Pa √
p
101325 Pa
標準態沒有規定溫度的大小
一個溫度對應于一個標準態
2、反應進度
任一化學反應
dD eE fF gG
反應方程式通式：
0 BB (1) N2 3H2 2NH3
B
B 代表參與反應的任意物質
B 代表參與反應的B 物質的計量系數
對反應物 取負值B
對生成物 取正值B
0 BB
B
反應進度的定義：
def n
B,t
nB,0 n
B
B B
反應進度的單位 mol
例5
原料： N2 (g) 10 mol H2 (g) 20 mol
產物： NH3(g) 5 mol
以如下兩個計量方程計算合成氨反應的反應進度
(1) N2 3H2 2NH3
1 3
(2) N2 H2 NH3
2 2
解： n(N ) / mol n(H ) / mol n(NH ) / mol
2 2 3
t 0 0 10 20 0
t t 7.5 12.5 5.0
例5
(1) N2 3H2 2NH3
n(N ) / mol n(H ) / mol n(NH ) / mol
2 2 3
t 0 0 10 20 0
t t 7.5 12.5 5.0
n(N2 , t) n(N2 ,0) (7.5 10)mol (N2 ) 2.5 mol
(N2 ) 1
(12.5 20)mol
(H2 ) 2.5 mol
3 所得反應進度
(NH ) (5 0)mol
都相同
3 2.5 mol
2
例5
1 3
(2) N2 H2 NH3
2 2
n(N ) / mol n(H ) / mol n(NH ) / mol
2 2 3
t 0 0 10 20 0
t t 7.5 12.5 5.0
n(N
(N ) 2
, t) n(N2 ,0) (7.5 10)mol
2 5.0 mol
(N2 ) 0.5
(12.5 20)mol
(H2 ) 5.0 mol
1.5
(NH ) (5 0)mol3 5.0 mol
1
3、化學反應的標準摩爾焓變
化學反應的摩爾焓變：
1 1
H2(g) Cl2(g) HCl(g) Qp 92.3 kJ
2 2
r H 92.3 kJ r Hm (T ) 92.3 kJ mol
1
1 mol
r Hm (T ) 稱為化學反應在溫度 T 時的摩爾焓變
使用化學反應的摩爾焓變時應注意：
（1）化學反應的摩爾焓變與溫度有關，一定要注
明反應溫度，不注明則表示在 298.15 K。
（2）化學反應的摩爾焓變一定要與計量方程對應
1 1
① H (g) Cl (g) HCl(g) rHm,1 92.3 kJ mol
1
2 2
2 2
② H (g) Cl (g) 2HCl(g) rHm,2 184.6 kJ mol
1
2 2
（3）下標(m) 表示反應進度為1 mol，而不是指
生成1 mol 產物。
什么是化學反應的標準摩爾焓變？
指在反應溫度T 時，參與反應的各物質都處
于標準態，化學反應的進度為1 mol 時的焓變。
標準態
焓的變
化值
化學反應 反應進度為 1 mol
298.15K 時反應標準摩爾焓變
標準摩爾反應焓變：
1 1
H2(g,p ) Cl2(g,p ) HCl(g,p )
2 2
r Hm (298K) 92.3 kJ mol
1
4、標準摩爾生成焓
在反應溫度T 和各物都處于標準態
時，由穩定單質生成1mol B時的反應
標準摩爾焓變，稱為該化合物的標準
摩爾生成焓。
標準態
相態
焓的變 f Hm (B, P,T )化值
反應溫度
生成 B物質為1 mol
formation
在298 K時，有如下反應：
1
H2(g,p ) O2(g,p ) H2O(l,p )
2
r Hm (298.15 K) 285.8 kJ mol
1
則 f Hm (H2O,l,298.15 K) 285.8 kJ mol
1
1
H2(g,p ) O2(g,p ) H2O(g,p )
2
f Hm (H2O,g,298.15 K) 241.8 kJ mol
1
兩個標準摩爾生成焓,相差水的摩爾氣化焓,
可見標出物質相態的重要性.
標準摩爾生成焓的用途：
利用熱力學數據表列出的標準摩爾生成
焓的值，計算化學反應的標準摩爾焓變
rHm (298 K) B f Hm (B, P, 298 K)
B
計量系數對反應物取負值，對產物取正值。
即用產物的標準摩爾生成焓之和減去反應
物標準摩爾生成焓之和。
例6
1
H2 (g, p
o ) O2 (g, p
o ) H2O(l)
2
r H
o
m (298.15K)
o
B f Hm (B, P, 298.15K)= f H（
o
m H2O）
B
5、標準摩爾燃燒焓
標準摩爾燃燒焓的文字表述：
在反應溫度T 時，處于標準態的 1mol 可燃物質
B，完全氧化生成指定產物時的標準摩爾焓變。
用符號表示為 cHm (B,P,T)
下標“c” 表示燃燒（combustion）
下標“m” 表示 B 物質為1 mol
在298.15 K時
1
H2(g,p ) O2(g,p ) H2O(l, p )
2
r Hm (298 K) 285.8 kJ mol
1
則 cHm (H2,g,298K) 285.8 kJ mol
1
標準摩爾燃燒焓的用途：
利用熱力學數據表列出的標準摩爾燃燒
焓的值，計算化學反應的標準摩爾焓變
rHm (298 K) B cHm (B, P, 298 K)
B
計量系數對反應物取負值，對產物取正值。
即用反應物標準摩爾燃燒焓的加和減去產
物標準摩爾燃燒焓的加和。
使用標準摩爾燃燒焓時注意：
（1）這是一個相對值，燃燒的指定產物的標準摩
爾燃燒焓等于零，氧氣是助燃劑，無燃燒焓。
（2）注明摩爾燃燒焓的溫度，不寫就是指298.15
K。
（3）注明燃燒產物的相態，同一物質而不同相態，
其標準摩爾燃燒焓的值不等。
例7 已知25℃下甲酸甲酯（HCOOCH3,l）的標準摩爾燃燒焓
o
為-
979.5 kJ·mol-1。甲酸(HCOOH,l)、甲醇(CH3OH,l)、水(H2O,l)及二
氧化碳(CO2,g)的標準摩爾生成焓
o
分別為-424.72 kJ·mol
-1，
-238.66 kJ·mol-1，-285.83 kJ·mol-1及-393.509 kJ·mol-1。求25℃時
下列反應的標準摩爾反應焓。
HCOOH(l)+CH3OH(l)=HCOOCH3(l)+H2O(l)
解法一（燃燒焓）：以A,B及D分別代表HCOOH,CH3OH及HCOOCH3。
甲酸的燃燒焓的計算：
HCOOH（l）+1/2O2(g) === CO2 (g)+H2O(l) （1）


(A,l) =

(1) =

(CO2, l)+

(H2O,l)－

(A,l) = － 254.619 kJ·mol
-1
甲醇的標準燃燒焓的計算：
CH3OH（l）+3/2O2(g) === CO2 (g)+ 2H2O(l) （2）
(B,l) =

(2) =

(CO2, l) + 2

(H2O,l)－

(B,l) = － 726.509 kJ·mol
-1
HCOOH(l) + CH3OH(l) === HCOOCH3(l)+H2O(l) （3）


(3) =

(A,l) +

(B,l) －

(D,l) = － 1.628 kJ·mol
-1
例7 已知25℃下甲酸甲酯（HCOOCH3,l）的標準摩爾燃燒焓
o
為-
979.5 kJ·mol-1。甲酸(HCOOH,l)、甲醇(CH3OH,l)、水(H2O,l)及二
氧化碳(CO2,g)的標準摩爾生成焓
o
分別為-424.72 kJ·mol
-1，
-238.66 kJ·mol-1，-285.83 kJ·mol-1及-393.509 kJ·mol-1。求25℃時
下列反應的標準摩爾反應焓。
HCOOH(l)+CH3OH(l)=HCOOCH3(l)+H2O(l)
解法二：（赫斯定律）
以A,B及D分別代表HCOOH,CH3OH及HCOOCH3。
HCOOCH (l)+2O (g) ===2CO (g)+2H O(l)（1） (1)= (D,l) = -979.5 kJ·mol-13 2 2 2
C + H2(g) + O2(g) == HCOOH(l) （2）

(2)= f

(A,l)= -424.72 kJ·mol
-1
C + 2H2(g) + 1/2O2(g) == CH3OH(l) （3）

(3)=

f (B,l) = -238.66 kJ·mol
-1
C + O2(g) == CO2(g) （4）

(4)= f (CO2,g) = -393.509 kJ·mol
-1
H2(g) + 1/2O2(g) == H2O(l) （5）

(5)= f

(H2O,l) = -285.83 kJ·mol
-1
HCOOH(l) + CH 3OH(l) === HCOOCH3(l)+H2O(l) （6） (6) =？
（6）= （1） （2） （3）+ 2 （4） +3（5）

(6) =－1.628 kJ·mol
-1
6、鍵焓
反應焓變可以用鍵焓估算，在數值上等于反
應物的鍵焓總和減去生成物的鍵焓總和
例8
例9 已知：
1
P4(s)＋6Cl2(g)＝4PCl3(g) ΔH＝a kJ·mol
P4(s)＋10Cl2(g)＝
1
4PCl5(g) ΔH＝b kJ·mol
P4具有正四面體結構，PCl5中 P－Cl 鍵的鍵能為
1
c kJ·mol ,
1
PCl3中 P－Cl 鍵的鍵能為 1.2c kJ·mol
下列敘述正確的是( )
A．P－P 鍵的鍵能大于 P－Cl 鍵的鍵能
B．可求 Cl2(g)＋PCl3(g)＝PCl5(s)的反應熱 ΔH
b a 5.6c
． 1C Cl－Cl 鍵的鍵能 kJ·mol
4
5a 3b 12c
D．P－P 鍵的鍵能為
1
kJ·mol
8
【答案】C
例10
白磷與氧可發生如下反應：P4 + 5O2 === P4O10。已知斷裂下列化學鍵
需要吸收的能量分別為：P P：a kJ·mol 1、P O：b kJ·mol 1 、
P=O：c kJ·mol 1 、O=O：d kJ·mol 1。
估算該反應的△H，其中正確的是（ ）
A．（6a+5d 4c 12b）kJ·mol 1
B．（4c+12b 6a 5d）kJ·mol 1
C．（4c+12b 4a 5d）kJ·mol 1
D．（4a+5d 4c 12b）kJ·mol 1
r Hm 6 bHm (P-P) 5 bHm (O=O) 12 bHm (P-O) 4 bHm (P=O)
【答案】A
第四節 熵和熱力學第三定律
1、混亂度
2、熵
3、熱力學第三定律
1、混亂度
一切自發變化都是向混亂度增加的方向進行。
熵函數可以作為系統混亂度的一種量度。
玻耳茲曼公式 S kB lnΩ
Ω 是系統的微觀狀態數
自發過程是微觀狀態數增加的過程，
也是熵增過程
氣體通過分子的擴散，自發地混合均勻。
自發
過程 混亂度小 混亂度大
特點： （有序） （無序）
熵 ( S ) 描述體系混亂度的物理量
體系混亂度越大，熵值越大；
體系混亂度越小，熵值越小。
熵值
同種物質的熵值與其存在狀態有關：
S(g) ___>___ S(l) __>__ S(s)
S(冰) = 40 J·K-1·mol-1
固 熵增 液 熵增 氣 S(水) = 70 J·K-1·mol-1
態 態 態 S(水汽) = 190 J·K-1·mol-1
體系的混亂度（即熵值）增加，
ΔS＞0，
反應有自發的傾向。
熵的正負判斷
①氣體體積增大的反應，△S>0，熵增加反應
②氣體體積減小的反應，△S<0，熵減小反應
練習：判斷下列反應熵變大小：
1、N2+3H2=2NH3 △S＜0
2、2C+O2=2CO △S＞0
3、CaCO △S＞03=CaO+CO2
2、熵的定義
Clausius根據可逆過程的熱溫商值定義了“熵”
（entropy）這個函數，用符號“S ” 表示，
單位為：J K 1
始、終態A，B的熵分別為SA 和SB
B Q 等溫可逆過程
S QRB SA S ( )RA S T T
化學反應過程的熵變
對任意化學反應：
0 BB
B
熵變為：
rSm (298.15K) BSm (B,298.15K)
B
298.15 K和標準壓強下的規定熵值可查數據表
3、熱力學第三定律
能斯特熱定理
在溫度趨近于 0 K 時的等溫過
程中，凝聚態系統的熵值不變。
lim S 0
T 0K
熱力學第三定律
在 0 K 時，任何完整晶體的熵值等于零。
例11
Ni + 4CO = Ni(CO)4
rSm (298.15K) BSm (B,298.15K)
B
=（402 - 30 - 4 198） J K 1 mol 1 420J K 1 mol 1
第五節 熱力學第二定律
1、吉布斯自由能
2、熱力學第二定律
3、生成吉布斯自由能
1、吉布斯自由能的定義
def
G H TS
G 稱為吉布斯自由能，
Gibbs 是狀態函數
（1839—1903）
美國物理化學家
吉布斯自由能判據
< 0
(dG) 0 不可逆，也是自發過程T , p,Wf 0 = 0 可逆過程
等溫、等壓和不做非體積功時，系統自發向著
吉布斯自由能減小的方向進行，直至達到該條
件下的最小值——系統穩定的平衡態。
2、熱力學第二定律
熱力學第二定律
之
克勞修斯說法
Clausius 不可能把熱從低溫物體傳
克勞修斯 到高溫物體,而不引起其他變
(1822—1888) 化。
德國物理學家
熱力學第二定律
之
開爾文說法
不可能從單一熱源取出熱使之完全變為
功，而不引起其他變化。
第二類永動機是造不成的
第二類永動機：可以從單一熱源取出
熱使之完全變為功，而不引起其他變
化
3、標準摩爾生成Gibbs自由能
在標準壓強下，由穩定單質生成單位
物質的量化合物時Gibbs自由能的變化值，
稱為該化合物的標準摩爾生成Gibbs自由能，
用下述符號表示：
G （化合物，物態，溫度）f m
沒有規定溫度，通常在298.15 K時的表值容易查閱
f Gm 數值的用處
f Gm 的值在定義時沒有規定溫度，通常
在298.15 K時的數值有表可查，利用這些表
值，我們可以計算任意反應在298.15 K時的
rGm
rGm B f Gm (B)
B
例11
Ni + 4CO = Ni(CO)4
rGm B f Gm (B)
B
= -587 -（-137 4） KJ mol 1= -39KJ mol 1
第六節 平衡常數
1、標準平衡常數
2、化學反應等溫式
3、反應方向的判斷
4、范霍夫公式
1、標準平衡常數
0 BB(pg)
B
K p 為反應的標準平衡常數

p
B
B,eq K p
B p


★ K p 1、僅與溫度有關，與壓強無關。
2、無量綱的純數
例12

p
B
B,eq
K p
p B
2、理想氣體反應等溫方程式
0 B B(pg)
B
rG

m rGm RT ln Qp
此即理想氣體化學反應等溫方程式。
G r m :化學反應標準摩爾吉布斯自由能(改)變
它只是溫度的函數
B
p
Qp：為壓強商，Qp B
B p
它為無量綱的純數。
3、反應方向的判斷
G判據
前提條件是：等溫、等壓、
不做非體積功
反應達到平衡，
此時正逆方向上反應的速率相等。
反應自發地向右進行
反應自發地向左進行，不可能自發
向右進行
例13 從氧化物制取四氯化鈦的氯化過程為什么要加焦炭（a）？
不加焦炭直接氯化是否可行（b）？請從熱力學角度加以分析。
已知：（a）Δ H = -72 kJ·mol-1 r m ， ΔrSm = 220 J·K
-1·mol-1
（b）ΔrH

m =149 kJ·mol
-1 ， ΔrS

m = 41 J·K
-1·mol-1
對于等溫過程： G H T S
解：（a）反應： TiO2 + 2Cl2 +2C = TiCl4 + 2CO↑
ΔrH

m < 0， ΔrS

m > 0，任何溫度下，均自發進行
（b）不加焦炭時，TiO2(s) + 2Cl2 (g) = TiCl4(g) + O2 (g)↑
Δ H > 0，Δ S r m r m > 0，
要使反應的Δ G r m < 0，必須提高溫度到3000K以上，
（T≧149/0.041=3634K），顯然不可行
4、范霍夫公式
d ln K H p
r m
dT RT 2
H 為常數時，有：r m
K（ p 2）

ln r
Hm 1 1
K（

p 1） R T1 T2
2024/1/14
例14
1000 K時，理想氣體反應
CO(g) + H2O(g) == CO

2 (g) + H2(g)的 K ＝1.43。
設有一反應系統，各物質的分壓分別為
pCO = 0.500 MPa，pH2O =0.200 MPa，
pCO2 = 0.300 MPa，pH2 = 0.300 MPa。試計算：
（1）此反應條件下的，并說明反應的方向。
（2）已知在1200 K時K ＝0.73，試判斷反應的方向。
（3）求該反應在1000～1200 K范圍內的 r H

m 。
2024/1/14
謝謝大家！

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