化学热力学初步课件

1、第六章 化学热力学初步6-1 热力学第一定律6-2 热化学6-3 化学反应的方向10/5/20221第六章 化学热力学初步6-1 热力学第一定律10/6-1 热力学第一定律一、基本概念二、热力学第一定律三、可逆过程10/5/202226-1 热力学第一定律一、基本概念10/2/20222热力学：研究能量相互转换过程中应遵循的规律的科学。化学热力学：研究化学变化过程中的能量转换问题（热力学第一定律）；研究化学变化的方向和限度以及化学平衡和相平衡的有关问题（热力学第二定律）。特点：着眼于宏观性质；只需知道起始状态和最终状态，无需知道变化过程的机理。10/5/20223热力学：研究能量相互转换过程中

2、应遵循的规律的科学。10/2/一、基本概念1.系统与环境 系统：被研究的对象 环境：与系统密切相关的其它部分 系统分类： 敞开系统 封闭系统 孤立系统物质交换 能量交换 10/5/20224一、基本概念1.系统与环境10/2/20224封闭系统敞开系统孤立系统10/5/20225封闭系统敞开系统孤立系统10/2/202252.状态与状态函数状态：由一系列表征系统性质的物理量所确定下来的系统的存在形式。状态函数：描述系统状态的物理量。T、V等状态函数分类：容量性质：在一定条件下具有加和性。n、m等 强度性质：不具有加和性。T等10/5/202262.状态与状态函数10/2/202263.过程与途

3、径过程：系统由一个状态变为另一个状态。途径：完成一个过程的具体步骤。过程分类：等压过程、等容过程、等温过程、绝热过程、循环过程等。 状态函数的特征 ：状态函数的改变量只决定于过程的始态和终态，与变化所经历的途径无关。10/5/202273.过程与途径10/2/202274.热和功热：系统与环境之间因温度不同而引起的能量交换。用“Q”表示 规定：系统吸热 Q0 系统放热 Q0热的形式：（1）化学反应热：反应物与生成物温度相同时系统发生化学变化时吸收或放出的热。（2）潜热：等温等压条件下，系统发生相变时吸收或放出的热。如：蒸发热、升华热等。（3）显热：伴随系统本身温度变化吸收或放出的热。10/5/

4、202284.热和功10/2/20228功：除热外，系统与环境之间传递的其它形式的能量。用符号“W”表示 规定： 系统对环境做功 W0 环境对系统做功 W0 功有多种形式，此处只涉及气体的体积功（因固体、液体在变化过程中V很小） W=Fl =PSV/S = PV(任意过程） =nRT(理想气体）10/5/20229功：除热外，系统与环境之间传递的其它形式的能量。用符号“W”问题：功和热是不是状态函数？5.热力学能（内能）热力学系统内各种形式的能量总和。用“U”表示，单位J或kJ “U”是状态函数，但无绝对值。状态发生变化时，U仅取决于始态和终态。10/5/202210问题：功和热是不是状态函数

5、？10/2/202210二、热力学第一定律定义：能量在转化和传递过程中数量保持不变-能量守恒及转换定律。 数学表达式：U2 = U1+Q-W U=U2-U1=Q-W 即 U=Q-W（注意Q、W符号的规定）10/5/202211二、热力学第一定律定义：能量在转化和传递过程中数量保持不变-例题1：某过程中系统从环境吸热100J，对环境做体积功20J。求过程中系统热力学能的改变量和环境热力学能的改变量。 解：U系 =Q-W =100-20 =80（J） U环 =-U系 =-80（J）10/5/202212例题1：某过程中系统从环境吸热100J，对环境做体积功20J三、可逆过程 如果一个过程，每一步都

6、可在相反的方向进行而使系统和环境复原不留下其它痕迹，这样的过程称为可逆过程。可逆过程是一种理想的过程。思考可逆反应与可逆过程的含义是否相同？ ( 可逆反应是指化学反应在正、逆两个方向可同时进行;可逆过程则要求变化的过程在无限地接近平衡状态下可逆地进行.)10/5/202213三、可逆过程 如果一个过程，每一步都可在相反的方向通过研究课本p244的例子可以得出以下结论1.功W和热Q都不是状态函数;2.理想气体恒温膨胀,可逆过程做功最大;恒温压缩理想气体,可逆过程环境对体系做功最大;3.可逆过程从初始状态转变为终态,再由终态恢复到初始状态,该过程中的每一点都处于平衡,完成一个循环后,体系对环境没有

7、造成能量的变化.10/5/202214通过研究课本p244的例子可以得出以下结论10/2/20226-2 热化学一、化学反应的热效应二、盖斯定律 三、标准摩尔生成热四、标准摩尔燃烧热五、相变热六、由键能估算反应热10/5/2022156-2 热化学一、化学反应的热效应10/2/20221 当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出的热量，称化学反应热。1.等容反应热 QV 由U=QV-W 得U=QV（V=0，W=PV=0）意义：等容过程，系统吸收的热量全部用来改变系统的热力学能。一、化学反应的热效应10/5/202216 当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程中吸收或放出QV的

8、测定10/5/202217QV的测定10/2/2022172.等压反应热与焓 U=QP-W QP=U+W =（U2-U1）+P（V2-V1） =（U2+PV2）-（U1+PV1） = H2-H1 （令:U+PV=H 焓） QP =H（焓变）条件等压过程变化过程中系统不做非体积功10/5/2022182.等压反应热与焓10/2/202218含义: 1.等压反应过程中，系统吸收的热量全部用于改变体系的焓。 QP =H2.焓是状态函数H=U+PV，无绝对值。与U、V一样都是系统的容量性质，具有加和性。3.理想气体的U、H只是温度的函数，温度不变，U、H不变。 10/5/202219含义: 10/2/

9、202219反应物P1、V1、T1产物P1、V2、T2产物P2、V1、T2 恒 压H1;U1 恒 容H2;U2 恒 温H3;U3等压热效应与等容热效应之间的关系:10/5/202220反应物P1、V1、T1产物P1、V2、T2产物P2、V1、TH2=H1+H3 U2=U1+U3 根据H=U+PVH1=U1+(PV)1;H2=U2+(PV)2H3=U3+(PV)3H,U均为状态函数,只随温度变化恒温过程: H3 =0;U3=0 H1=H2 U1=U210/5/202221H2=H1+H3 U2=U1+U3 1H1=U2+(PV)2H1=U2+nRT恒容变化中U2 =Qv,恒压变化中Qp= H1则

10、:Qp =Qv + nRT10/5/202222H1=U2+(PV)210/2/202222问题：因为 Qv = U ，Qp= H，因此Q是状态函数，对吗？是不是只有等压过程才有焓？任意过程H=（U+PV）=U+（PV)若等压过程，有非体积功W存在，则U= QP-( W+W) QP=U+( W+W)=(U2-U1)+(PV2-PV1)+ WQP=H+ W H =QP-W10/5/202223问题：因为 Qv = U ，Qp= H，因此Q是状态函数例：在298.15K，100kPa时，反应 H2(g) + 1/2 O2(g)=H2O(l)放热285.90kJ，计算此反应的W、U、H。如同样条件下

11、，反应在原电池中进行，做电功187.82kJ，此时Q、W、U 、H又为多少？（H2 ，O2为理想气体）。解：Qp=-285.9KJ；H1=Qp； W1=PV=nRT=(0-1-0.5)RT=-3.718KJ U1=Qp-W1=-285.9-(-3.718)=-282.2KJ 同样条件下：U2=U1; H2=H1 W2=W1+W=-3.718+187.82=184.1KJ; U2=Q2-W,Q2=U2+W=-282.2+184.1=98.1KJ10/5/202224例：在298.15K，100kPa时，反应解：Qp=-2853.热容 系统温度升高1K时所吸收的热量（无相变和化学变化） C=Q/T

12、 ；单位J.K-11mol物质的热容称摩尔热容Cm ；JK-1mol-1等压条件下的热容称定压热容，记为CP等容条件下的热容称定容热容，记为CV理想气体：CP-CV=nR(CPdT- CVdT=QP-QV=U+PV-U=PV=nRdT)10/5/2022253.热容10/2/2022254.反应进度 设有反应： AA + BB GG +HH t=0 n0(A) n0(B) n0(G) n0(H) t n(A) n(B) n(G) n(H)的量纲是mol，用反应系统中任一物质来表示反应进度，同一时刻值相同。 10/5/2022264.反应进度的量纲是mol，用反应系统中任一物质来表示反0=0，表

13、示反应开始时刻的反应进度；=1mol，表示有AmolA和BmolB 消耗掉，生成了GmolG和HmolH。即按A个A粒子和B 个B粒子为一个单元，进行了6.021023个单元反应。当=1时，我们说进行了1mol反应。或者说从反应开始时=0进行到=1的状态，称按计量方程进行了一个单元（位）反应10/5/202227010/2/202227例如： 合成氨的计量方程若写成：N2+3H22NH3，则一单元反应是指消耗了1molN2和3molH2,生成了2molNH3 ; 若计量方程写成：1/2N2+3/2H2NH3，则一单元反应是指消耗了1/2molN2和3/2molH2 ,生成了1molNH3 。

14、所以，在谈到反应进度时，必须指明相应的计量方程式。10/5/202228例如：10/2/202228状态函数变量的表示法与单位 当泛指一个过程时，其热力学函数的改变量可写成如U、H等形式，单位是J或KJ。 若指明某一反应而没有指明反应进度，即不做严格的定量计算时，可写成rU 、rH，单位是J或KJ。 若某反应按所给定的反应方程式进行1mol反应时，即=1mol，则写成rHm(摩尔焓变）= rH/（kJ mol-1)10/5/202229状态函数变量的表示法与单位10/2/202229二、盖斯定律 1、热化学方程式 表示化学反应与热效应关系的方程式 2H2(g)+O2(g)2H2O(g) Hm=

15、 -483.64kJmol-1 H2(g)+1/2O2(g)H2O(g) Hm= -241.82kJmol-1 H2(g)+1/2O2(g)H2O(l) Hm= -285.83kJmol-1 H2O(l)H2(g)+1/2O2(g) Hm= +285.83kJmol-1 C（石墨）+O2(g)CO2(g) Hm= -393.5kJmol-1 C（金刚石）+O2(g)CO2(g)Hm= -395.4kJmol-110/5/202230二、盖斯定律 1、热化学方程式 表示化学反应与热效应关书写热化学方程式注意事项： 注明温度与压强。如为298K、101325Pa可不写。 注明聚集状态（g,l,s)

16、，固体晶形，溶液注明浓度溶液（sln）、水溶液（aq）、无限稀释溶液（aq, ）。 同一个反应，计量系数不同，反应热数值不同。 正、逆反应，反应热数值相同，符号相反。10/5/202231书写热化学方程式注意事项：10/2/2022312、盖斯定律 例1 已知： C（石墨）+O2(g)CO2(g) Hm=-393.5kJmol-1 CO(g)+1/2O2(g)CO2(g) Hm=-283.0kJmol-1 求： C（石墨）+1/2O2(g)CO(g)的 Hm 一个化学反应，不论是一步完成还是分几步完成，热效应相同。10/5/2022322、盖斯定律 例1 已知： 一个化学反应，不论是 解法一：

17、设计反应循环求解 说明：外加的辅助反应，无需考虑是否能发生，只要始终态不变就行。10/5/202233 解法一：设计反应循环求解 说明：外加的辅助反应，无需考C（石墨）+O2(g)CO2(g) （1） CO(g)+1/2O2(g)CO2(g) （2）（3） = （1）-（2）C（石墨）+1/2O2(g)CO(g) （3） Hm=Hm-Hm 解法二：将已知的热化学方程式进行加减，使其结果与所求的热化学方程式相同，则反应热也进行相应的加减。10/5/202234C（石墨）+O2(g)CO2(g) （1） （3） 例2 已知298K时，石墨、氢气和丙烷燃烧时的反应热如下：C（石墨）+O2(g)CO2

18、(g) Hm=-393.5kJmol-1H2(g)+1/2O2(g)H2O(l) Hm=-285.83kJmol-1C3H8(g)+5O2(g)3CO2(g)+4H2O(l) Hm =-2220.07kJmol-1求算下面反应的反应热：3C（石墨）+4H2(g) C3H8(g) Hm =？ （-103.8kJmol-1)10/5/202235例2 已知298K时，石墨、氢气和丙烷燃烧时的反应热如下三、标准摩尔生成热单位：kJmol-1一些物质在298K下的标准摩尔生成热可直接查书后附录（四）热力学数据表1.定义：某温度下，由处于标准状态下的各种元素的最稳定的单质，生成标准状态下单位物质的量（1

19、mol)某纯物质的热效应，叫做这种温度下该纯物质的标准摩尔生成热。规定：标准状态下的各元素的最稳定单质的标准摩尔生成热为零。符号： 10/5/202236三、标准摩尔生成热单位：kJmol-1一些物质在298K下注意：对有不同晶态或形态的物质来说，规定只有最稳定态的单质的标准摩尔生成热才等于零。 fHm （石墨）= 0； fHm （金刚石）=1.897 kJmol-1 fHm （Br,l)=0; fHm(Br,g)=30.907 kJmol-110/5/202237注意：对有不同晶态或形态的物质来说，规定只有最稳定态的单质的化学热力学中的标准状态： 是指在温度T和标准压力P=100kPa下的该

20、物质的状态，简称标准态。 固体或液体纯相，其标准状态是Xi=1,即摩尔分数为1 ； 溶液中的物质A，其标准状态为mA=1molkg-1,常近似为cA=1moldm-3 ; 气相物质，其标准状态为分压=100kPa(101.325kPa). 标准状态经常简称为标准态。（与温度无关） （标准状况，P=101.325kPa和273.15K）10/5/202238化学热力学中的标准状态：10/2/202238物质的标准摩尔生成热与反应热之间的关系1.查看pp258表6-1中数据；2.H2(g)+1/2O2(g)H2O(l);Hm=-285.83kJmol-1 fHm(H2O，l）=-285.83kJm

21、ol-13. fHm(Ca(OH)2，s) Ca(s)+O2(g)+H2(g)=Ca(OH)2(s) Hm=-986.1 83kJmol-110/5/202239物质的标准摩尔生成热与反应热之间的关系1.查看pp258表62.应用(1)计算化学反应的热效应10/5/2022402.应用10/2/202240 (2)判断同类型化合物的稳定性 摩尔生成热越小，（表明生成该物质时发热多或者吸热少，即该物质本身具有的热力学能少，）化合物越稳定 Na2O Ag2O fHm（kJmol-1) -414.2 -31.0 稳定性 加热不分解 537K以上分解 反应热rHm与温度有关,但受温度影响较小,所以一般

22、温度范围内的rHm ,用298K的rHm代替即可。 10/5/202241 (2)判断同类型化合物的稳定性 反应热rHm与温例：求下列反应的摩尔反应热rHm 2Na2O2(s)+2H2O(l)4NaOH(s)+O2(g)由公式得：rHm =4fHm (NaOH,s)+0- 2fHm (H2O,l)+ 2fHm (Na2O2 ,s) =4(-426.73）-2(-285.83）+2(-513.2） =-108.9(kJmol-1)10/5/202242例：求下列反应的摩尔反应热rHm 由公式得：rHm 四、标准摩尔燃烧热 定义：在100kPa的压强下(即标准态），1mol物质完全燃烧时的热效应叫

23、做该物质的标准摩尔燃烧热。用符号cHm ，单位kJmol-1完全燃烧产物的规定： CCO2；H2H2O（l)；SSO2；10/5/202243四、标准摩尔燃烧热 定义：在100kPa的压强下(即标准态） 利用燃烧热求反应热的公式：rHm反应物生成物各种燃烧产物IIIIIIH I = H III + H II，H III = H I - H IIrHm=icHm(反应物)-icHm(生成物）10/5/202244 利用燃烧热求反应热的公式：rHm反应物生成物各种燃烧产五、由键能E估算反应热 化学反应的实质：反应物分子中化学键的断裂（吸热）和生成物分子中化学键的形成（放热）。双原子分子中的键能E等

24、于键的离解能D；多原子分子中的键能E是各键离解能Di的平均。键能E定义：绝对0度时，拆开处于基态的双原子分子AB形成基态的原子A和B所需要的能量D（A-B）叫键的离解能。10/5/202245五、由键能E估算反应热 化学反应的实质：反应物分子中计算公式：rHm=iE(反应物)-iE(生成物）反应物生成物各种基态原子IIIIIIH I= H II + H IIIH III= H I - H II 10/5/202246计算公式：反应物生成物各种基态原子IIIIIIH I= 说明（1）不同化合物中，同一化学键的键能未必相同；（2）反应物及生成物的状态也未必能满足定义键能时的反应条件0K, 基态。所

25、以由键能求得的反应热不能代替精确的热力学计算和反应热的测得。10/5/202247 说明10/2/202247例.计算乙烯与水作用制备乙醇的反应热。rHm=4EC-H+EC=C+2EO-H-5EC-H+EC-C+EO-H+EC-O10/5/202248例.计算乙烯与水作用制备乙醇的反应热。rHm=4EC-H六、相变热1.相 系统中组成均一的部分任一个相可独立存在，也可2、3个相同时存在。一个相内不一定只含一种物质。如气相、溶液；固体混合物系统是多相系统。一般有多少种固体就有多少个固相;同种物质不同晶型为不同相(如:金刚石、石墨）CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g) 系统平衡时有 ？相。2

26、.相变 指物质由一个相态转变为另一个相态气化、升华、熔化、液化、凝固、凝华(gs)等10/5/202249六、相变热1.相 系统中组成均一的部分10/2/20223.相变热（焓）等温等压条件下，发生相变时吸收或放出的热。(相变时系统温度不变,所以相变热又称潜热)1mol物质在标准状态下的相变热（焓）称标准摩尔相变热（焓）.如:标准摩尔蒸发热vHm例:在373K和101.325kPa下，1mol水蒸发成水蒸气吸热40.64kJ。水的摩尔体积为0.018dm3mol-1，水蒸气的摩尔体积为30.2dm3mol-1。计算在此条件下2mol水蒸发成水蒸气的H和U。H=81.28kJ; U=QP-W=7

27、5.16kJ10/5/2022503.相变热（焓）等温等压条件下，发生相变时吸收或放出的热。课堂练习1.下列纯态单质中哪些单质的fHm0 ?金刚石；臭氧；Br(l);Fe(s);Hg(g)2.已知： A+BM+N；rHm（1）=35kJmol-1 2M+2N2D；rHm（2）=-80kJmol-1则：A+BD的rHm（3）是？a 10; b -45; c -5; d 253.已知298.15K、101.325Pa下，反应：N2（g)+2O2(g)2NO2（g); rHm=67.8kJmol-1则NO2（g）的fHm是A -67.8; b 33.9; c -33.9; d 67.810/5/20

28、2251课堂练习1.下列纯态单质中哪些单质的fHm0 ?10/ 4.已知：2Cu2O(s)+O2(g)=4CuO r Hm(1)=-362kJmol-1CuO(s)+Cu(s)Cu2O(s) r Hm(2)=-12kJmol-1在不查表的前提下，试计算CuO(s)的f Hm解：Cu(s) +1/2O2(g)CuO(s)f Hm= r Hm(1)+2r Hm(2)/2=-193 kJmol-110/5/202252 4.已知：10/2/2022526-3 化学反应的方向一、自发过程的不可逆性二、反应焓变对反应方向的影响三、状态函数熵S四、状态函数吉布斯自由能G10/5/2022536-3 化学反

29、应的方向一、自发过程的不可逆性10/2/一、自发过程的不可逆性 自发过程：在一定条件下，不需外力帮助，一经引发就能自动进行的过程。 例如：（1）水由高处向低处流； （2）热由高温向低温传导 自发过程有着明显的方向性自动由不平衡态向平衡态转化，直到平衡为止。10/5/202254一、自发过程的不可逆性 自发过程：在一定条件下，不需外 思考：（1）水流动方向的判据是什么？平衡态？（2）热传导方向的判据是什么？平衡态？ 自发过程发生后，相反的过程绝不会自动发生，除非借助于外力才能使系统恢复原状，但对于环境必然会留下变化的痕迹。也就是说自发过程都是不可逆的。10/5/202255 思考：10/2/20

30、2255 热力学第二定律 开尔文说法：不可能从单一热源取热，使之变为功而不引起其它变化。 表明功变为热的不可逆性。（热不可能全部转化为功而不给环境留下任何变化，但功却可以无条件全部转化为热。） 克劳修斯说法：不可能使热从低温物体传递到高温物体而不引起其它变化。表明了热传导的不可逆性10/5/202256 热力学第二定律10/2/202256二、反应焓变对反应方向的影响如何确立化学反应的判据？ 1867年，贝特洛等人提出用H判断反应的方向。依据是自然界的自发过程一般都是朝着能量降低的方向进行。 H0，反应自发进行 NH3(g)+HCI(g)NH4CI(s) rHm =-176.9kJmol-1

31、H0，反应不能自发进行NH4HCO3(s)NH3(g)+H2O(g)+CO2(g)rHm =185.6kJmol-1 ;389K以上仍吸热，可进行。10/5/202257二、反应焓变对反应方向的影响如何确立化学反应的判据？10/2二、反应焓变对反应方向的影响1.常温下，放热反应可以自发进行；2.某些常温下可以自发进行的放热反应，在高温下反应逆转，即向吸热的方向自发进行；3.有些吸热反应，常温下不能自发进行，但升高温度后，可以自发进行；4.还有些吸热反应，常温高温均不能自发进行。 由上估计:反应能否自发,与反应热的符号、反应温度、以及其他？因素有关。10/5/202258二、反应焓变对反应方向的

32、影响1.常温下，放热反应可以自发进行 反应结果表明自发，许多变化(孤立体系）是向着混乱度增大的方向进行.1.熵：描述系统混乱度的状态函数。符号：S 系统的混乱度越大，熵值越大。S=kln其中k为Boltzmann常数，1.3810 23 J/K微观状态数三、状态函数熵10/5/202259 反应结果表明自发，许多变化(孤立体系）是向着混乱度三、状态函数熵 2.热力学第三定律：任何纯净的完整晶态物质在0K时的熵值为零。S0=0，只有唯一的微观状态。温度0KTK ，S=ST-S0=ST （绝对值）ST即为该纯物质在TK时的熵。10/5/202260三、状态函数熵 2.热力学第三定律：任何纯净的完整

33、晶态物质等温过程：S=Q/T等压过程： S=nCP,mlgT2/T1等容过程： S=nCv,mlgT2/T1例如：H2O(l)H2O(g),相变热为44kJ mol-1则：S=Q/T=44103/373=118J mol-1 K-110/5/202261等温过程：S=Q/T10/2/202261298K时的标准熵可直接查表，Sm（H+）=04.化学反应的标准摩尔熵变rSm =iSm （生成物）-iSm(反应物）Sm ，rSm受温度变化的影响较小。（无相变）3.标准熵：某单位物质的量的纯物质在标准状态下的熵值称为摩尔绝对熵值，简称标准熵。符号：Sm ，单位 J mol-1K-110/5/2022

34、62298K时的标准熵可直接查表，Sm（H+）=04.化学反应 5.影响物质熵值大小的因素（1）物质的聚集态：同种物质 SSSlSg.（2）物质的纯度：混合物或溶液的熵值一般大于纯物质的熵值。（3）物质的组成、结构：分子量大、结构复杂的分子的熵值大；元素的熵随原子量的增大而增大。（4）系统的温度、压力：高温时的熵值大于低温时的熵值。气态物质的熵值随压力增大而减小。10/5/202263 5.影响物质熵值大小的因素10/2/202263 6.反应自发方向的判断（1）rHm 0 ， rSm 0 。反应可自发进行；（2）rHm 0 ， rSm 0 。反应不能进行；（3） rHm 0 ， rSm 0

35、或rHm 0 ，rSm 0 反应方向则应综合考虑H、S和T的影响 。10/5/202264 6.反应自发方向的判断10/2/202264四、状态函数吉布斯自由能G1.化学反应的普遍判据 1878年，美国的物理化学家吉布斯综合了H、S和T三者之间的关系，引进了一个新的状态函数吉布斯自由能G。 G=H-TS 具有加和性的物理量 G 称吉布斯自由能变10/5/202265四、状态函数吉布斯自由能G1.化学反应的普遍判据10/2/四、状态函数吉布斯自由能GU=Q-W=Q-W1-W2Q= U+W1+W2= U+p V+W2= H+W2可逆过程的Q最大，其他非过程的功、焓之和不可能完全转变成热，所以Q H

36、+W210/5/202266四、状态函数吉布斯自由能GU=Q-W=Q-W1-W210四、状态函数吉布斯自由能GQ H+W2 TSH+W2TS- H W2，令H-TS=G自由能-（H-TS）W2，（G=H-TS）-G W2体系所做非体积功的最大值是其自由能的减少值。10/5/202267四、状态函数吉布斯自由能GQ H+W2 T 等温、等压条件下：G=H-TS 标准态：G=H - TS 等温、等压条件下，有非体积W时，则 -G W，不能进行； *-G W，平衡状态，反应可逆； -G W，反应不可逆状态自发进行。 等温、等压不做非体积功时，过程中： -G0或G010/5/202268 等温、等压条件下：G=H-TS10/2/20226 等温、等压不做非体积功时，可用G判断化学反应自发性的方向。 *G0，自发过程，不可逆； *G0，平衡状态，反应可逆； *G0，反应不能进行。 即等温、等压、不做非体积功条件下，系统的自由能减小的方向是化学