大学化学之化学反应中的能量

第二章化学反应中的能量1第2章化学反应中的能量规律限度方向2第一节热力学基本概念第二节化学反应的热效应第三节化学反应的方向和推动力第四节自由能变的计算第五节自由能变的应用3第一节热力学基本概念一、系统、环境和过程二、状态和状态函数三、热和功4第一节热力学基本概念

一、系统、环境和过程

1.热力学:是研究各种形式的能量(如热能、电能、化学能等)转换规律的科学。

⑴基础:热力学第一定律和热力学第二定律。

⑵研究对象:研究宏观系统而不管其微观结构。

⑶研究内容:过程发生的可能性（动力），而不管过程实际能否发生、怎样发生及进行的速率（阻力）。5一、系统、环境和过程2.系统:在热力学中，把一部分物体根据研究的需要人为地与其余部分划分开来，作为研究的对象，被划作研究对象的这一部分物体称为系统(system)。3.环境:系统以外并且与系统密切相关的部分称为环境(surrounding)。64.系统的分类

(1)开放系统(opensystem):

系统与环境之间既有物质的交换，又有能量的传递，此类系统称为〜或敝开系统。

(2)封闭系统(closedsystem):

系统与环境之间只有能量的交换而无物质的交换，此类系统称为〜。

(3)孤立系统(isolatedsystem):

系统与环境之间既无物质的交换也无能量的交换，此类系统称为〜。

实际上，绝对孤立的系统是不存在的。712385.过程(process):系统的状态发生变化，从始态变化到终态，经历了一个热力学过程，简称为过程。

(1)等温过程:如果系统的变化是在等温条件下进行的，此变化称为〜。

（相变）(2)等压过程:如果系统的变化是在压强恒定的条件下进行的，此变化称为〜。

（敞开）(3)等容过程:如果系统的变化是在体积恒定的条件下进行的，此变化称为〜。

（封闭）(4)绝热过程:如果系统的变化是在绝热的条件下进行的，此变化称为〜。

（孤立）(5)循环过程:如果系统从某状态A出发，经过一系列变化后又回到状态A，这种变化称为〜。（卡诺）96.途径

实现一个过程可以采取许多种不同的具体步骤，每一种具体步骤称为一种途径。一个过程可以由不同的途径来实现。而状态函数的改变量只取决于过程的始态和终态，与采取哪种途径来完成这个过程无关。过程的着眼点是始态和终态，而途径则是具体方式。107.相相(phase)是系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分。所谓均匀是指其分散度达到分子大小的数量级。相与相之间有明确的界面，超过此相界面，一定有某些性质（如密度、组成等）要发生突变。11二、状态函数(一)系统的性质1.示例：T，p，V，n，等2.分类（1）广度性质(extensiveproperty)：具有加和性的性质，如质量、体积等。（2）强度性质:(intensiveproperty)不具有加和性的性质，如温度、硬度等。12二、状态函数(二)状态函数1.状态(state):是由系统所有的物理性质和化学性质决定的，T，p，V，n，

等等。当其性质都具有确定的数值时，系统就处在一定的状态。

(1)始态(initialstate):系统变化前的状态。

(2)终态(finalstate):系统变化后的状态。2.状态函数(statefunction):描述系统状态的物理量被称为~。(T、p、V、n、:pV=nRT

)133.状态函数的特征(1)系统状态一定，状态函数值一定;(2)系统状态发生变化时，状态函数即发生变化，其变化量只取决于系统的始态与终态，而与变化的途径无关;(3)系统一旦恢复到原来状态，状态函数就恢复原值，其变化量为零。水变油？14三、热和功1.热和功的产生:当系统的状态发生变化时，系统的能量也会发生变化(孤立系统除外:有机物在氧弹中燃烧)

，这时系统和环境之间发生了能量传递，即产生了~。2.热(heat，Q):是系统和环境之间由于温差而传递的能量。3.功(work，W):是系统和环境之间除热外所传递的能量。4.热和功的特征:只有在变化过程中才能表现出来。5:问题:热和功是否状态函数?15⑴一步膨胀：202.6kPa→50.65kPa时，系统反抗外压所做的功为

W1=-p外ΔV=-50.65×103Pa×(4-1)×10-3m3=-151.95J⑵两步膨胀：从202.6kPa→101.3kPa，第二步再将压力从101.3kPa一次减小到50.65kPa，系统反抗外压对外所做的功等于两步膨胀功之和，即：

W2=WI+WII=-101.3×103Pa×(2-1)×10-3m3-50.65×103Pa×(4-2)×10-3m3=-202.6J⑶可逆膨胀：16第二节化学反应的热效应一、内能和热力学第一定律二、反应热和焓三、反应热的计算17第二节化学反应的热效应

一、内能和热力学第一定律(一)内能(U)1.定义:一个系统具有的全部能量称为系统的〜。包括:分子等的动能、势能、核及电子的能量。

2.性质:①属状态函数;②具有加和性;③具有相对性:绝对值尚无法求得。(二)热力学第一定律

1.表述:物质具有能量；能量具有不同形式；其不同形式可互相转化；但能量既不能创造，也不能消灭。18二.内能和热力学第一定律2.本质:能量守恒定律3.数学表达式:Δ

U=Q+W4.意义:系统的内能变等于系统所吸收的热加上环境对它所做的功。5.规定:Q

>0为系统吸热;W>0为环境做功6.解释Q+W>0

，ΔU>0Q+W

=0，

ΔU=0Q+W

<0，ΔU<019二、反应热和焓(一)化学反应的热效应1.定义当系统发生化学反应，温度又回到原始温度时，系统吸收或放出的热量称为该反应的热效应，常称为反应热。2.热化学方程式

(1)定义:标明了反应物质的①计量关系；

②物理状态；③反应条件；④反应热的化学方程式称为〜。

(2)示例2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)ΔrHmΘ=-483.64kJ·mol-1

①制氢；②贮氢；③用氢。

20(3)书写要求①一般反应条件为298K及标准大气压,常省略不写；②物理状态气(g)、液(l)、固(s)必须注明；③多晶形固体(金刚石、石墨、富勒烯)应注明晶形；④溶于水中的物质应注明(aq)；⑤反应方程式系数不同,反应热不同。(4)热力学标准状态:100kPa，反应物浓度c

=1mol·L-1orp=100kPa。21ΔU=Q+（–p环ΔV）

(化学反应:系统对环境作体积功，等压过程)ΔU=Qp

–pΔVQp=ΔU+pΔV

=U2-U1

+p2V2

-p1V1

=(U2

+p2V2)-(U1

+p1V1)令H≡U+pV

(①焓为状态函数)……？则Qp=H2-H1=ΔH(②焓变等于等压反应热)(二)等压反应热和焓变△U=Q+WWpΔV(体积功)W´(非体积功）22(三)等容反应热和内能变

ΔU=Q-pΔV若等容,则ΔV=0，ΔU=Qv(①内能变等于等容反应热)②Qv>0,吸热,吸收热量全部用于增加内能，Qv<0,放热,释放热量全部用于降低内能。23二、反应热的计算(一)Hess定律一个化学反应不管是一步完成还是分几步完成,其反应热都是相等的。（本质：状态函数问题）(二)由已知反应热(反应叠加)计算

[例2]试利用下列各热化学方程式求由石墨(graphite)和O2(g)生成CO(g)的反应热:(1)C(gra)+O2(g)→CO2(g)

ΔrHm1Θ=-393.51kJmol-1(2)CO(g)+1/2O2(g)→CO2(g)

ΔrHm2Θ=-282.99kJmol-1(3)C(gra)+1/2O2(g)→CO

(g)ΔrHm3Θ=?24解:反应(3)很难单独发生，一般都同时产生CO2(g)，故ΔrHm3Θ不易直接测定,而借助下图:C(gra)+O2(g)(1)ΔrHm1ΘCO2(g)由Hess定律得:ΔrHm1Θ=ΔrHm3Θ+ΔrHm2Θ∴ΔrHm3Θ=ΔrHm1Θ-ΔrHm2Θ

=(-393.51)–(-282.99)=-110.52

kJ·mol-1CO(g)+1/2O2(g)(3)ΔrHm3Θ？ΔrHm2Θ(2)25[例3]

已知298.15K标准态下下列反应的：(1)C(gra)+O2(g)=CO2(g)ΔrHm1Θ=-393.5kJ·mol-1(2)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)ΔrHm2Θ=-285.8kJ·mol-1

(3)CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l)

ΔrHm3Θ=-874.2kJ·mol-1求反应(4)2C(gra)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)的ΔrHm4Θ。解：反应(4)至今是无法实现的，因此其反应热只能通过Hess定律求算。观察反应(4)与反应(1)、(2)、(3)之间的数量关系有：(4)=2×(1)+2×(2)-(3)=2×ΔrHm1Θ+2×ΔrHm2Θ-ΔrHm3Θ=2×(-393.5kJ·mol-1)+2×(-285.8kJ·mol-1)-(-874.2kJ·mol-1)=-484.4kJ·mol-126(三)由标准摩尔生成热计算1.摩尔生成热:从其最稳定单质生成1mol某物质的反应热叫该物质的∽。2.标准生成热:标准态下的摩尔生成热叫该物质的∽,记作ΔfHmΘ。3.由标准生成热计算,根据下图:稳定单质∑ΔfHmΘ(产物)产物∑ΔfHmΘ(反应物)反应物ΔrHmΘ

？27由Hess定律得∑ΔfHmΘ(产物)=∑ΔfHmΘ(反应物)+ΔrHmΘ

∴ΔrHmΘ

=∑ΔfHmΘ(产物)-∑ΔfHmΘ(反应物)

[例4]

葡萄糖在体内供给能量的反应是最重要的生物化学氧化反应之一。试用标准摩尔生成热数据计算下述反应的标准反应热:C6H12O6(s)+6O2(g)→6CO2(g)+6H2O(l)

解由附录查得ΔfHmΘ[C6H12O6(s)]=-1274.5kJ·mol-1ΔfHmΘ[CO2(g)]=-393.51kJ·mol-1ΔfHmΘ[H2O(l)]=-285.83kJ·mol-1由公式ΔrHmΘ

=∑ΔfHmΘ(产物)-∑ΔfHmΘ(反应物)得ΔrHmΘ=6ΔfHmΘ[CO2(g)]+6ΔfHmΘ[H2O(l)]-ΔfHmΘ[C6H12O6(s)]=6×(-393.51+6×(-285.83)–(-1274.5)=-2801.6kJ·mol-1

28例5:阿波罗登月火箭用肼N2H4（l）作燃料，用N2O4（g）作氧化剂，燃烧后生成N2（g）和H2O（l），利用ΔfHөm(298.15K)数据计算1mol的肼燃烧放出的热量。解：查附录2中各物质的标准摩尔生成焓。2N2H4(l)+N2O4(g)=3N2(g)+4H2O(l)ΔfHөm(298.15K)/(kJ·mol-1)50.639.160-285.83则ΔrHөm=ΣΔfHөm(产物)-ΣΔfHөm(反应物)=3×0+4×

(-285.83)–2×50.63–1×9.16=-1254kJ·mol-1故1mol的肼燃烧放出的热：1254/2=627kJ29例6：⑴H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)ΔrHөm（1）=-183.92kJ·mol-1

⑵N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)ΔrHөm（2）

=-91.29kJ·mol-1

⑶NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)ΔrHөm

（3）

=-177.48kJ·mol-1

计算NH4Cl(s)

的标准摩尔生成焓。解：方法1根据标准摩尔生成焓计算：

HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(s)

ΔfHөm/(kJ·mol-1)-91.96-45.645ΔfHөm

(NH4Cl)则:-177.48=ΔfHөm

(NH4Cl)-(-45.645)-(-91.96)

ΔfHөm

(NH4Cl)=-315.085kJ·mol-130方法2：由已知反应叠加得：

⑷=1/2⑴+1/2⑵+⑶1/2N2(g)+2H2(g)+1/2Cl2(g)=NH4Cl(s)⑷

ΔrHөm（4）=ΔfHөm

(NH4Cl)ΔrHөm（4）

=1/2ΔrHө

（1）

+1/2ΔrHө

（2）

+ΔrHө

（3）

故ΔfHөm

(NH4Cl)=1/2ΔrHө

（1）

+1/2ΔrHө

（2）

+ΔrHө

（3）

=-315.085kJ·mol-131(四)由标准燃烧热计算反应热1.摩尔燃烧热:1摩尔物质完全燃烧时所产生的热量叫该物质的∽。2.规定:C→CO2，H→H2O，S→SO2，N→N2，

X→HX，等3.标准燃烧热:标准态下的摩尔燃烧热，记作ΔcHmΘ4.由标准燃烧热计算，根据下图:反应物完全燃烧产物产物ΔrHmΘ？∑ΔcHmΘ(反应物)∑ΔcHmΘ(产物)32由Hess定律可得:

ΔrHmΘ=

∑ΔcHm

Θ

(反应物)-∑ΔcHm

Θ

(产物)[例7]利用附录中的数据,求下述反应的标准反应热:6C(gra)+3H2(g)→C6H6(l).

解

ΔcHm

Θ

[C(gra)]=ΔfHm

Θ

[CO2(g)]=-393.51kJ·mol-1

ΔcHm

Θ

[H2(g)]=ΔfHm

Θ

[H2O

(g)]=-285.83kJ·mol-1

ΔcHm

Θ

[C6H6(l)]=-3267.5kJ·mol-1∴ΔrHmΘ=6ΔcHm

Θ

[C(gra)]+3ΔcHm

Θ

[H2(g)]-ΔcHm

Θ

[C6H6(l)]=6×(-393.51)+3×(-285.83)-(-3267.5)

=48.9kJ·mol-133反应热的计算[例8]已知反应C2H5OH(l)→CH3CHO(l)+H2(g)

ΔrHmΘ=85.60kJ·mol-1，又知CH3CHO(l)及H2(g)的燃烧热数据(见附录)，试求C2H5OH(l)的标准摩尔燃烧热。解ΔcHm

Θ[C2H5OH(l)]=∑ΔcHm

Θ(反应物)由公式ΔrHmΘ=

∑ΔcHm

Θ(反应物)-∑ΔcHmΘ

(产物）得ΔcHm

Θ[C2H5OH(l)]=ΔrHmΘ

+∑ΔcHm

Θ

(产物)=85.60+(-1166.4-285.83)=-1366.6kJ·mol-134第三节化学反应的方向和推动力一.自发过程和热力学第二定律1.自发过程:不依靠外力做功而能自动进行的过程。(水，落，燃)2.自发过程的特征

(1)单向性(水流);(2)具有做功的能力(水轮机);(3)有一定的限度(电池).3.非自发过程:需要外力做功才能发生的过程.(喷泉)4.热力学第二定律热不可能全变为功而不引起其它的变化。ΔH讨论化学反应的能量变化ΔrG35二、化学反应的方向和推动力(一)化学反应的方向与焓1.推动力问题的提出任何自发过程都有其推动力,如传热,导电等,那么,化学反应?2.认知的发展

(初)焓值降低(放热反应)?→不具有唯一性是:燃烧否:KNO3溶解，冰融化36(二）化学反应的方向与熵1.自发的吸热反应特征（1）晶体→溶液仪仗→游园（2）学科发展程度低→高定性→定量（3）时装模特（描述对象）黄金分割（量化指标）37系统的混乱程度增大→熵增加2.熵：用于度量系统混乱度的热力学状态函数，S

S=kln

Ω

系统的混乱度越大，熵值也越大。3.影响熵值大小的因素

(1)同种物质能量越高，熵值越大;(2)同分异构体对称性越小，熵值越大;(3)不同Mr的物质，Mr越大，熵值越大。4.熵的规定：绝对零度时纯物质完全晶体的熵值为零。5.规定熵：以绝对零度时熵值为零而得出的纯物质在其它温度时的熵值。

S(T)

=ΔS=S(T)

-S(0)38熵6.标准熵:在标准状态下1mol某纯物质的规定熵称为标准摩尔熵，简称〜。符号:Sm(T)Θ，单位：J•K-1•mol-1。7.熵变的计算ΔrSmΘ=∑SmΘ(产物)-∑SmΘ(反应物)8.注意

(1)熵有绝对值;(2)稳定单质的标准摩尔熵并不为零;(3)化学反应的ΔrSmΘ和ΔrHmΘ基本不随温度变化。39课堂练习指出下列过程的符号，即熵是增加还是减少？1.水结成冰S<02.干冰蒸发S>03.从海水中提取纯水和盐S<04.2NH4NO3(s)→2N2(g)+4H2O(g)+O2(g)S>05.AgNO3+NaBr

→

AgBr(s)+NaNO3S<0409.熵增加原理在孤立系统中凡自发，熵增加;熵增加，则自发。热力学第二定律ΔS总=

ΔS系+ΔS环ΔS总

>0,过程自发ΔS总

<0,过程非自发，逆过程自发ΔS总

=0,系统处于平衡状态10.问题:至此，化学反应的方向问题是否已经解决了?41(三)化学反应的方向和Gibbs自由能1.定义:G≡H–TS(状态函数，广度性质)2.公式推导

ΔS总

=

ΔS系

+ΔS环∵ΔS环=-ΔH系/T(等温,可逆)∴ΔS总

=

ΔS系

-ΔH系/T∴-TΔS总

=

ΔH系-TΔS系

G≡H–TS∴ΔG系

=

ΔH系-TΔS系(等温可逆时，ΔG系

=-TΔS总

=0，系统处于平衡状态)423.热力学关系式ΔGT=G2

-G1(状态函数)等温等压:-ΔGT=W´ΔGT=ΔH–TΔS

方向标准态:ΔGTΘ=ΔHΘ–TΔSΘ

限度434.过程自发性的判据在封闭系统中,等温等压只做体积功的条件下，自发变化的方向是自由能减小的方向。ΔG<0，自发过程，反应能正向进行（冰融化at10℃）ΔG>0，非自发过程，反应能逆向进行（冰融化at-10℃）ΔG=0，反应处于平衡状态。（水和冰at0℃）445.自由能的本质势差水化学反应G产物ΔG=G产物–G反应物

<0G反应物(1)若ΔH<0(放),ΔS>0(增)，无条件自发，C6H12O6燃烧(2)若ΔH>0(吸),ΔS<0(减),无条件非自发,CO2+H2O→C6H12O6(3)若ΔH<0(放),ΔS<0(减)，低温自发，水结冰(<0℃)(4)若ΔH>0(吸),ΔS>0(增)，高温自发，水蒸发(>100℃)6.讨论:

ΔG

=

ΔH–TΔS45第四节自由能变的计算一、标准状态下自由能变的计算

1.由标准摩尔生成自由能计算

ΔrGmΘ

=∑ΔfGmΘ(产物）-∑ΔfGmΘ(反应物）

2.由Gibbs公式计算

ΔrGmΘ=ΔrHm,298Θ–TΔrSm,298Θ46解：查表有：

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

ΔfHөm/(kJ·mol-1)-241.8200

Sөm/(J·mol-1·K-1)188.83130.68205.14

ΔrHөm=241.82kJ·mol-1

ΔrSөm=44.42J·mol-1·K-1

ΔrGөm(TK)=ΔrHөm(298.15K)-TΔrSөm(298.15K)

=241.82–T×44.42×10-3＜0

T>5444K例9：电解水是得到纯H2的重要来源之一。试估算在标准状态下，能否用水直接加热分解得到H2？47[例10]CO是引起煤气中毒和汽车尾气污染的有害气体。试从热力学推断可否用下述反应消除CO:CO(g)→C(gra)+½O2(g).

解

ΔrHmΘ

=ΔfHmΘ[C(gra)]+½

ΔfHmΘ[O2(g)]-ΔfHmΘ[CO(g)]=0+0-(-110.52)=110.52kJ•mol-1

ΔrSmΘ

=SmΘ[C(gra)]+½

SmΘ[O2(g)]-SmΘ[CO(g)]=5.740+½

×

205.03-197.56=-89.30J•mol-1•K-1∵ΔrHmΘ

>0，ΔrSmΘ<0，∴ΔrGmΘ

>0,

故该反应在任何温度下均不能自发进行，即不能用于消除CO。问题：是否无能为力？48标准状态下自由能变的计算

[例11]试由附录中的数据，以两种计算方法判断下述反应在298K的标准状态下能否自发进行:

C6H12O6(s)+6O2(g)→6CO2(g)+6H2O(l)

解方法1:利用公式

ΔrGmΘ

=∑ΔfGmΘ(产物）-∑ΔfGmΘ(反应物）

ΔrGmΘ

=6ΔfGmΘ[CO2(g)]+6ΔfGmΘ[H2O(l)]-ΔfGmΘ[C6H12O6(s)]-6ΔfGmΘ[O2(g)]=6×(-394.36)+6×(-237.18)-(-910.6)-6×0=-2878.7kJ•mol-1<049方法2:ΔrHmΘ=

6ΔfHmΘ[CO2(g)]+6ΔfHmΘ[H2O(l)]-ΔfHmΘ[C6H12O6(s)]-6ΔfHmΘ[O2(g)]=6×(-393.51)+6×(-285.83)-(-1274.5)-6×0=-2801.6kJ•mol-1ΔrSmΘ=

6SmΘ[CO2(g)]+6SmΘ[H2O(l)]-SmΘ[C6H12O6(s)]-6SmΘ[O2(g)]

=6213.6+669.91-212.1-6×205.03=258.8J•mol-1•K-1ΔrGmΘ=ΔrHm,298Θ–TΔrSm,298Θ

=-2801.6-298×258.8×10-3=-2878.7kJ•mol-1<0两种计算结果相同,均说明在298K的标准状态下能自发进行。50[例12]试计算CaCO3分解反应在298K的标准状态下能否自发进行。如需自发进行，至少要加热到什么温度?

解反应CaCO3(s)→CaO(s)+CO2(g)

ΔrHmΘ=ΔfHmΘ[CaO

(s)]+ΔfHmΘ[CO2(g)]-

ΔfHmΘ[CaCO3(s)]=-635.1+(-393.51)-(-1206.9)=178.29kJ·mol-1

ΔrSmΘ=SmΘ[CaO

(s)]+SmΘ[CO2(g)]-SmΘ[CaCO3(s)]

=39.75+213.74-92.9=160.59J·mol-1·K-1

ΔrGmΘ=ΔrHm,298Θ–TΔrSm,298Θ=178.29-298×160.59×10-3=130.3kJ·mol-1>051[例12]试计算CaCO3分解反应在298K的标准状态下能否自发进行。如需自发进行,至少要加热到什么温度?故该反应在298K的标准状态下不能自发进行。若使反应自发进行,则需ΔrGmΘ<0,

则ΔrHmΘ<TΔrSm,298Θ，∵ΔrSm,298Θ>052二、非标准状态下自由能变的计算

1.等温方程式非标准状态下反应能否自发进行，必须用ΔrGm来判断。aA+bB→dD+eE

ΔrGm=ΔrGmΘ+RTlnJ等温方程式注意:cΘ及pΘ的作用:消去单位，使浓度、压力标准化。532.反应商的表示方法（3）Zn(s)+2H+(aq)Zn2+(aq)+H2(g)aA+bB

dD+eE

54[例13]在等温等压下,CO2分压为0.010kPa时，试计算例12中

CaCO3自发分解反应所需的最低温度?解反应式中CaCO3(s)及CaO(s)为纯固体，只需将CO2分压代入等温方程式中:

ΔrGmΘ

=ΔrHm,298Θ–TΔrSm,298Θ=178.29-0.16059TkJ·mol-1

ΔrGm

=ΔrGmΘ+RTlnJ

=ΔrGmΘ+RTln(pCO2/pΘ)=178.29-0.16059T+8.314×10-3Tln(0.010/100)=178.29-0.238TkJ·mol-1

要使ΔrGm

<0,则T>178.29/0.238=749K=476℃故CO2分压在0.010kPa时,CaCO3自发分解所需的最低温度为476℃。55第五节自由能变的应用一、判断反应的方向和限度二、判断物质的稳定性三、估计反应进行的温度四、设计耦合反应56一、判断反应的方向和限度例14：试确定氨的分解反应2NH3(g)→N2(g)+3H2(g)(1)在298.15K标准状态时能否自发发生？

(2)欲在标准状态下可发生，对温度有何要求？

(3)若T=298.15K，p(NH3)=p(N2)=100KPa,

p(H2)=1.00KPa,

此时氨能否自发分解？

57(1)在298.15K标准状态时能否自发发生？解：2NH3(g)→N2(g)+3H2(g)fGΘkJ/mol-16.6400fHΘkJ/mol-46.1900

SΘJ/mol·K+192.5+191.49+130.59

298.15时，rGΘ=+33.28kJ/mol氨不能自发分解。rHΘ=+92.38kJ/molrSΘ

=198.26J/mol·K58(2)欲在标准状态下可发生，对温度有何要求？

解：若要氨在标准态时自发分解，

ΔrGΘT<0,即rGΘT

rHΘ-TrSΘ<0因rSΘ>0,则T>rHΘ/rSΘ

=92.38/(198.2610-3)=466.0K注意：rGΘT0的温度T为rGΘT改变正负号的温度，定义为转变温度，记为T转

rHΘ/rSΘ

59(3)若T=298.15K，p