化学热力学初步

2.1常用术语2.2化学反应中能量的变化2.3化学反应的方向2.4化学平衡及平衡的移动第二章化学热力学初步化学反应能否发生（反应方向）能量转换（热效应）反应限度（化学平衡）反应速率反应机理化学热力学化学动力学反应的可能性反应的现实性◆热力学:专门研究能量相互转变过程中所遵循的法则的一门科学。

◆化学热力学:用热力学的理论和方法研究化学反应过程的能量变化问题、化学反应方向问题以及化学反应进行的程度问题，则形成了化学热力学。

化学热力学不能解决反应速率问题例如：高炉炼铁。化学热力学研究的意义Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+CO2(g)问题：出口气体中含有22％～28％CO？以前认为是CO与铁矿石接触时间不够。解决办法：加高炉身、升高炉温。结果：出口气体中CO含量并未明显减少。热力学计算表明，此反应不能进行到底。科学预见性，在实践上具有重大指导意义。一、体系（系统）与环境

2.1热力学中一些常用术语◆体系的分类体系

热力学中将被划分出来作为研究对象的部分。环境

体系以外与之相关的部分。。敞开体系

封闭体系

孤立体系

敞开体系：体系与环境之间既有物质交换，又能以热和功的形式进行能量交换。

孤立体系：体系与环境之间既没有物质交换也没有能量交换。封闭体系:

体系与环境之间只有能量交换，而没有物质交换。

二、

状态和状态函数

状态函数

决定体系状态的物理量（p、T、V、n…）叫做状态函数

状态在一定条件下，当体系的宏观性质（如压力（p）、温度（T）、体积（V）、物态、物质的量（n）、密度（

）等)不再随时间而变化，则系统就处于一定的状态。体系的状态是系统的所有宏观性质的综合表现状态函数的特征◆体系状态一定，状态函数值一定◆体系变化时，状态函数值的变化只与体系始态和终态有关，而与变化途径无关◆

体系发生一系列变化后恢复到原状态时，状态函数恢复原值。即变化值为零状态一定，值一定殊途同归变化等周而复始变化零途径I0.5105Pa4dm32105Pa1dm31105Pa2dm3途径II4105Pa0.5dm3

p=p终－

p始=2105

－1105

=1105(Pa)

V=V终－

V始=1－2=－1（dm3

）

体系性质（状态函数）的分类（根据它与体系中物质的量的关系）①广度性质。此种性质在一定条件下有加和性，即数值与体系中物质的量成正比，是体系中各部分的该性质的总和。如质量、体积等。

②强度性质。此种性质的数值不随体系中物质的量而改变，它仅由体系中物质本身的特性所决定。如温度。在外界条件改变时，体系的状态发生变化,从始态到终态,我们说体系经历了一个热力学过程,简称过程。实现过程的方式称为途径。三.过程和途径（ProcessandPath）常见过程：等温过程等压过程等容过程绝热过程

过程相同，途径不同，体系状态函数的变化量相同

体系与环境发生能量交换，有两种形式：-----热和功。热和功单位：J、kJ。

当体系与环境之间因温度的差别而引起了能量交换，这种被传递的能量称为热，以符号Q表示。

1.热

若体系吸热，Q取正值，即Q

0

若体系放热，Q取负值，即Q

0

四.热与功（heatandwork）

2.功若环境向体系做功，功取正值(W

0)若体系向环境做功，功取负值(W

0)除热之外，在体系和环境之间被传递的其它能量，称为功，以符号W表示。

功和热都与途径有关，不是状态函数◆体积功由于体系体积变化而与环境交换的功，称为体积功或膨胀功◆

非体积功

体积功外的所有其他形式的功称为非体积功。如电功，表面功等。

lSFIIIW=F

lF=pS

l=

VSW=p

V本章主要讨论体积功W体

=-pex

ΔV假设有1mol的理想气体，p初＝400kPa，V始＝1.0L,T始＝273K,经过不同途径膨胀到终态:p终＝100kPa,V终＝4.0L，T终＝273K。（1）一步恒外压膨胀：W1＝-p外△V

＝-100×(4.0－1.0)

＝-300.0（J）P始＝400kPaV始＝1.0Lp外＝100kPaP终＝100kPaV终＝4.0Lexample（2）两步恒外压膨胀：第一步外压p外从400kPa一次性降到200kPa，气体自动膨胀到p1＝200kPa,V终＝2.0L，T终＝273K的中间态。第二步将外压一次降到p2=100kPa，气体自动膨胀到终态。W＝W1＋W2＝-200×(2.0－1.0)＝-400（J）=-100×(4.0－2.0)P始＝400kPaV始＝1.0Lp外＝200kPaP＝200kPaV＝2.0Lp外＝100kPaP终＝100kPaV终＝4.0LW1=-p1△V1W2

=-

p2△V2热力学能包括

五.热力学能

热力学能又称为内能，它是体系内各种形式的能量的总和，用符号U表示。

系统中分子的动能（平动、转动、振动）

分子内电子运动的能量

原子核内的能量

分子间作用能…..

任何系统在一定状态下热力学能是一个定值，即热力学能(U)是状态函数。能量具有各种不同的形式,他们之间可以相互转化,而且在转化的过程中能量的总值不变2.2化学反应中能量的变化一.热力学第一定律(能量守衡定律)∆U=Q+w例:某过程中,体系从环境吸收的热量为100J,对环境作功20J,求体系的热力学能改变量,环境热力学能改变量在封闭系统中，体系的热力学能变化

U等于体系从环境中吸收的热量Q加上环境对体系所做的功W。1.体系放热300kJ,并受压做功700kJ,求内能的变化。=-300+700=400kJ解：Q=-300kJW=700kJΔU=Q+W2.5g液态乙醇在78.3℃完全蒸发成3.03升蒸汽，吸热4.268kJ,求ΔU解：W=-pΔV=-101.3×3.03=-307(J)ΔU=Q+W=4.268-0.307=3.96(kJ)定义

化学反应中,反应物和终态产物具有相同的温度,且除体积功外不做其它功，这时体系吸收或放出的热量称为化学反应的热效应,简称反应热(heatofreaction)。Q<0为放热反应(exothermalreaction)Q>0为吸热反应(endothermalreaction)二.化学反应热效应(反应热)

U=

Q－

P外

VQ

=

U

+

P外

V1.恒容反应热QV

△V=0

∵△U=Q

+W∴△U=QV

－p△V△U=QV2.恒压反应热Qp

=(U2+pV2)-(U1+pV1)Qp=△U+p△V=U2-U1+pV2-pV1

弹式热量计(Bombcalorimeter)适用于测定物质的燃烧热。测量恒容反应热装置1—热量器;2—绝缘架;3—金属外套、上有盖4—水槽;5—搅拌器;6—水银温度计;7—加热器恒压反应热测量装置=(U2+pV2)-(U1+pV1)Qp

令：H=U+pV

定义为焓，enthalpyQp=H2-H1=△H△H=△U+p△VΔH>0

吸热反应ΔH<0

放热反应3.焓和焓变

关于焓的认识（１）焓是状态函数；（２）在等温等压下，不做其他功时，体系的焓变在数值上等于等压热效应。（３）单位：为能量单位，常用kJ/mol.

焓(enthalpy,符号为H)

可方便地理解为该物质中热的含量—

物质内部可供转化为热的能量。焓值越低,稳定性就越高;反之亦然。

焓变定义为化学或物理过程中吸收或放出的热量,即,过程完成之后的终态物质的焓与过程发生之前的始态物质的焓之差：

△H=ΣH(终态物)－ΣH(始态物)

等压变化中,体系焓变与热力学能变之间的关系Qp=H=U+PV当反应物和产物处于固体或液体状态时,V值很小,

rH

≈U

对有气体参加的反应:

PV=P(V2-V1)=(n2-n1)RT=

nRT

rH

=U+

nRT

(R=8.315J/mol.K)例:373K和101.3kPa下,2.0mol的H2和1.0mol的O2反应,生成2.0mol的水蒸气,

总共放出484kJ的热量.求该反应的

rH

和U解:2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)

rH=

Qp=-484kJU=

rH

-

nRT=-481kJ例：在1170k和大气压下，1molCaCO3(s)分解为CaO(s)和CO2(g)，吸热178kJ。计算该过程的W,Q,ΔU,ΔrH。解：该过程为等温、等压、不做非体积功过程，所以ΔrH=Qp=178kJ根据化学反应方程式，有气体生成，所以体系对外做功。忽略固体体积

若化学反应计量式为vA

=－a，vB

=－b，vY

=y，vZ

=z

。vi：物质B的化学计量数对于反应物（reactant）v取负值；对于生成物（product）v取正值。4热化学方程式（1）反应进度

反应进度是用来表示系统中化学反应进行程度的物理量。用符号“”表示，读作“克赛”。单位是mol对于同一化学反应，若反应方程式的化学计量系数不同，如

N2+3H22NH3(1) N2+H2NH3(2)(1)表示生成了2mol的NH3

；系统中各物质物质的量的改变量分别为：(2)表示生成了1mol的NH3

。系统中各物质物质的量的改变量分别为：

=1mol时，表示反应进度皆为1mol，化学反应进度与化学反应式的写法有关，即与v有关，所以在使用反应进度时，一定要指明反应方程式。但与反应中物质的选择无关，用任一反应物或生成物物质的量的变化来计算反应进度所得的值相同。即（2）、热化学反应式

表示化学反应及其热效应（反应的摩尔焓变）关系的方程式叫热化学反应式。

a、热力学标准状态系统在温度T及标准压力pΘ＝100kPa下的状态就是热力学标准状态，简称标准态或标态物质的标准态：

气体物质：

T，标准压力pΘ下的理想气体。

液体或固体物质：

T，标准压力pΘ下的纯物质。

溶液中溶质B：

T，标准压力pΘ下,

b(B)=

bΘ（bΘ＝1mol·kg-1）

;

或c(B)＝cΘ(cΘ＝lmol·L-1，为标准浓度）。化学热力学的标准状态未对温度有限定，任何温度下都有标准状态

b、摩尔反应焓变（△rHm）化学反应中各物质均处于温度为T的标准态下的摩尔反应焓变。用符号△rHmӨ(T)表示，若T=298.15K，用△rHmӨ表示。△rHm的单位为J·mol-1或kJ·mol-1。

发生1摩尔反应的焓变，即＝1mol时反应的焓变。若某化学反应反应进度为时的反应焓变为△rH

c、标准摩尔反应焓变（△rHmӨ）

N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)ΔrHmө（298.15K）=-92.2kJ·mol-1½N2(g)+3/2H2(g)=NH3(g)ΔrHmө（298.15K）=-46.11kJ·mol-1书写热化学反应式应注意以下几点：①写出反应的计量方程式。②由于U、H与系统状态有关；所以应注明反应式中各物质的状态。气、液、固分别用g、l、s表示，固体有不同晶型时还要注明其晶型，aq代表水溶液，（aq，∞）代表无限稀释水溶液。③注明温度和压力，如果T＝298.15K，p＝pΘ可以不注明。④注明摩尔反应焓变，△rHmӨ(T)必须与反应的计量方程式对应。例如：298K，标准压力下①C（石墨，s）+O2（g）CO2（g）

△rHmӨ＝－393.51kJ·mol-1

②H2(g)+O2(g)H2O(g)△rHmӨ＝－241.84kJ·mol-1③2H2(g)+O2(g)2H2O(g)△rHmӨ＝－483.68kJ·mol-1

聚集状态不同时，不同化学计量数不同时，不同三、化学反应热效应的计算1.热化学定律在恒压或恒容条件下,不做非体积功，化学反应的热效应只取决于反应系统的始态与终态,而与变化途径无关。

即：在恒压或恒容条件下,不做其它功，化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其热效应是相同的。

这就是热化学定律，也叫盖斯定律。俄国化学家HessGH盖斯(Hess)定律可用下图说明。中间态始态终态△rHmӨ△rHmӨ,1△rHmӨ,2△rHmӨ＝△rHmӨ,1＋r△HmӨ,2

盖斯定律用于计算难以测量的某些反应的反应热。解：设计两条途径：△rHmӨ,1＝△rHmӨ＋△rHmӨ,2△rHmӨ＝△rHmӨ,1－△rHmӨ,2＝[－393.51－(－282.98)]kJ·mol-1

＝

－110.53kJ·mol-1求反应：C(石墨，s)＋O2(g)＝CO(g)的反应热。

2.CO(g)＋O2(g)

CO2(g)

△rHmӨ,2＝－282.98kJ·mol-1

1.C(石墨，s)＋O2(g)CO2(g)

△rHmӨ,1＝－393.51kJ·mol-1

例

已知298.15K下,反应运用盖斯定律时应注意的问题:

①

反应式相加减,△rHm也要相应相加减。

②

反应式乘了系数,△rHm也要乘上相同的系数。

③

整个反应方向调换,△rHm要变符号。④合并以及对消的项要完全相同(包括物态、晶型、浓度、压力等)2.标准摩尔生成焓△fHmӨ

标态和温度T时，由稳定态单质生成1mol纯物质B时的摩尔反应焓变，叫该物质B在T时的标准摩尔生成焓。单位为kJ·mol－1

利用标准摩尔生成焓计算化学反应热单质反应物生成物△rHmӨ△fHӨ(R)△fHӨ(P)稳定态单质的标准摩尔生成焓为零。如△fHmӨ（C,石墨）＝0

根据盖斯定律△rHmӨ＝△fHӨ(P)－△fHӨ(R)＝△fHmӨ(P)－[－△fHmӨ(R)]

＝△fHmӨ(B)△fHӨ(R)＝－△fHmӨ(R)△fHӨ(P)＝△fHmӨ(P)化学反应的标准摩尔反应焓变，等于生成物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和。或等于各反应物和生成物的标准摩尔生成焓与相应各化学计量数（ν）乘积之和。

例如例：利用标准摩尔生成焓，计算如下反应的标准反应焓变（298k）解：查298K时的热力学数据表，得3.标准摩尔燃烧焓△cHmӨ

1mol标准态物质B完全燃烧（或完全氧化）生成标准态产物的反应热，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。单位为kJ·mol－1

对于物质“完全燃烧”产物的规定：

CCO2(g)；HH2O(l)；

SSO2(g)；

N

NO2(g)。

利用标准摩尔燃烧焓计算反应热反应物生成物完全燃烧产物△rHmӨ△cHӨ(R)△cHӨ(P)△cHӨ(R)＝－△cHmӨ(R)△cHӨ(P)＝△cHmӨ(P)△rHmӨ＝△cHӨ(R)－△cHӨ(P)＝－△cHmӨ(R)－△cHmӨ(P)＝－△cHmӨ(B)化学反应的标准摩尔反应焓变，等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去生成物的标准摩尔燃烧焓之和。例如反应热求算小结：1.反应热在求算时多是利用其在数值上等于反应的焓变（等压）或内能变（等容）而展开；2.由于实际化学反应多发生在等压且不做非体积功的情形下，因此更多的时候求算的是等压热效应，也即求算反应的焓变；3.反应焓变的求算主要是利用了盖斯定律，具体的求算方法和途径有多种。有几种？2.3化学反应的方向

一、自发过程自发过程特点:有明确的方向性，有做功的本领，有一定的限度,

并有一定的物理量判断方向和限度

“自发过程”就是在给定条件下不需要借助于外力作用就能自动进行的过程体系倾向于取得最低的能量状态体系倾向于达到最大的混乱度热力学中控制所有物质体系变化方向的基本规律:焓变判据

HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(s)=-176.91kJ·mol-12NO2(g)=N2O4(g),=-58.03kJ·mol-1二.化学反应的方向1.反应热与化学反应的推动力但有些吸热反应在常温下也能进行

H2O(l)══H2O(g)ΔrHmө

=44.0kJ·mol-1

NH4HCO3(s)══NH3(g)+H2O(g)+CO2(g)

ΔrHmө

=185.57kJ·mol-1反应的焓变对反应的进行有一定的影响，是一种驱动力，但不是唯一的影响因素1).混乱度与熵S是系统中粒子运动混乱度的宏观量度,是状态函数。熵值越大，则对应混乱度越大或体系越处于无序的状态。2.熵变与化学反应方向微观性质平均动能平均动量平均距离混乱度宏观物理量TP VS混乱度指组成体系的质点不规则或无序的程度体系混乱度增大,也是反应自发进行的推动力2).标准摩尔熵（标准熵）

热力学第三定律－－标准压力下，0K时任何纯物质完美晶体的熵为零即

标准摩尔熵

------绝对熵－－标准状态任下，任何纯物质从熵值为零的状态变化到温度为T状态的熵变值，又称规定熵熵与物质的聚集状态、分子量、分子结构等因素有关P29

在标准压力pө下，1mol某纯物质B的规定熵，以符号Smө（B，相态，T）表示，单位是J·K-1·

mol-1。

(附录中298.15K)3).熵变的计算化学反应的熵变其值只取决于反应的始态和终态，与变化的途径无关服从盖斯定律例：见P29一般仅得到298K时的熵变所以可近似认为化学反应的熵变和焓变不随温度变化例：试计算下列反应的标准熵变：解

查附录可得反应中各物质的标准熵

192.34205.03210.65188.72结论：过程的自发性取决于焓变和熵变两大因素。即受过程的焓效应和熵效应（

rH

和TrS）的影响。（1）.热力学第二定律

“任何自发过程中，系统和环境的熵变化的总和是增加的。”----熵增加原理

热力学第二定律提供了自发性的判据

即ΔS总

0化学反应，系统的熵变ΔS系统=ΔrSmө

对于等温等压下环境的熵变正比于反应的焓变ΔrHm的负值，反比于环境的热力学温度T

ΔS总=ΔS系统+ΔS环境

03.Gibbs自由能变判据

——反应自发性的最终判据

ΔS环境=–ΔrHm/T

在等温等压条件下，可以得到：

ΔS总=ΔS系统–ΔrHm/T

根据热力学第二定律，对于一个自发反应

ΔS总=ΔS系统–ΔrHm/T>0

即TΔrSm-ΔrHm

0

推断任何自发反应，一定满足关系式

ΔrHm-TΔrSm

0

令:G=H-TS

Gibbs-Helmholtz方程式则在恒温、恒压(只做体积功)的体系发生变化时，其相应的Gibbs自由能变为

G=

H-T

S（2）Gibbs自由能变ΔrHm-TΔrSm

0等温等压只做体积功的封闭系统反应自发性判据

G=

H-T

S

G<0or

H-T

S<0反应正向自发进行

G=0or

H-T

S=0体系处于平衡状态

G>0or

H-T

S>0反应逆过程可自发进行

△rHm△rSm△rGm=△rHm－T△rSm反应的自发性低温高温1－＋－－任何温度下正向反应均为自发2＋－＋＋任何温度下正向反应均为非自发3－－－＋低温时正向反应自发高温时正向反应非自发4＋＋＋－低温时正向反应非自发高温时正向反应自发熵变、焓变及温度对自发变化的影响使反应方向改变的温度：标准生成自由能

fG

mΘ定义：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。（数据见附录1）

规定:稳定单质的标准生成自由能等于0。

（3）.自由能变的计算自由能变标准摩尔自由能变----ΔrGmө非标准状态下体系的自由能变----ΔrG

rGmΘ=

i

fGmΘ（i）=（

fGmΘ

）生成-（fGmΘ）反应a).标准状态下化学反应的自由能变计算利用根据盖斯定律计算利用Gibbs-Helmholtz方程式计算ΔrHmө（T）

≈ΔrHmө（298K）

ΔrSmө（T）

≈ΔrSmө（298K）ΔrGm(T)=ΔrHm（T）–TΔrSm（T）ΔrGmө(T)=ΔrHmө（298K）–TΔrSmө（298K）根据ΔrGmө

，可判断在标准状态下反应自发进行的方向ΔrGmө

<0反应自发正向进行ΔrGmө

0反应非自发进行，能逆向进行例如：CaCO3常温不分解，高温分解：

CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)

298.15K时：ΔrHө＝178.3kJ.mol-1

ΔrSө=160.4J.k-1.mol-1

ΔrGө=130.2kJ.mol-1逆转温度：ΔrGө

(T)=178.3-T×160.4×10－3＝0

T＝1112K

例：计算298.15K标准状态时H2CO3(aq)分解反应的Gibbs自由能变。

解：写出化学方程式并摘录有关数据

H2CO3(aq)H2O(l)+CO2(g)

fGmΘ，

-623.42-237.19-394.38kJ/mol

rGmΘ

=

i

fGmΘ（i）

=(+1)

fGmΘ(H2O,l)

+

(+1)

fGmΘ(CO2,g)

+(-1)

fGmΘ

(H2CO3,

aq)

=[(-237.19)+(-394.38)］－［(-623.42)]=-8.15kJ/mol例:计算298.15K和200℃的标准状态时Ag2O分解反应的Gibbs自由能变。

解：写出化学方程式并摘录有关数据

2Ag2O(s)4Ag(s)+O2(g)

fHmΘ

，

-30.5700（kJ/mol）

Sm

Θ，

+121.7+42.7+205.03（J/k.mol）

rHmΘ=

i

fHΘ=4

fHmΘ(Ag)+

fHmΘ(O2)–2

fHmΘ(Ag2O)

=61.14kJ/mol

rSmΘ=

iSmΘ=4SmΘ(Ag)+

SmΘ(O2)－2SmΘ(Ag2O)

=+132.4J/mol

K

rGmΘ=

rHmΘ-T

rSmΘ=[(+61.14)-298.15

(132.4)

10-3]=+21.92kJ/mol>0

注意

rH

Θ和

rS

Θ的量纲

rGmΘ(473)=

rHmΘ(298.15)-T

rSmΘ(298.15)

=[(+61.14)-473

(132.4)

10-3]=-1.5kJ/mol<0

对此反应来说，温度升高使熵增的有利因素超过焓增的不利影响，才导致分解反应在200℃时可自发发生。已知:求:(1)在298K和标准状态下,液态乙醇能否自发变为气态

(2)在373K和标准状态下,液态乙醇能否自发变为气态

(3)估算乙醇的沸点b.非标准状态下，化学反应的自由能变计算热力学研究证明，在恒温恒压、任意状态下化学反应aA+bB=dD+eE

△rGm=ΔrGm

+RTlnQ

△rGm=ΔrGm

+2.303RTlgQ

Q：反应商或活度熵

对溶液反应：

Q=如：HAc+H2OH3O++Ac-化学反应等温方程式对的影响要比Q大.如果绝对值很大Q=对气体反应N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)△rGm=ΔrGm

+2.303RTlgQ

解：

rG

Θ=

i

fG

Θ

=+25kJ/mol

lgQ=lg[C

(Mn2+)/CΘ]+1[P(Cl2)/PΘ]+1/

[C(Cl-)/CΘ]

2[C(H+)/CΘ

]4=-7.079

rG

298=

rGΘ

T

+2.303RTlgQ=-15kJ/mol例:已知反应

MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl-(aq)Mn2+(aq)+Cl2(g)+2H2O(l)

计算C(HCl)=12mol/L,其它物质皆为标准状态时的

rG

。1．判断反应进行的方向是否可通过热分解的方法消除汽车尾气中的CO？化学热力学应用实例

197.9

5.69

205.03

J·mol-1·K-1不能２．指导新化合物合成３．判断化合物溶解性可溶解不溶于水４．判断化合物的稳定性简单化合物HI（g）HCl(g)1.3-95.27稳定性增加2.4化学反应限度-----化学平衡一.平衡状态equilibriumstate平衡状态：（1）ΔG=0的状态（2）V正=V负，浓度不再随时间的改变而改变的状态平衡状态或平衡系统的特征:a.平衡是动态的；b.趋向平衡是自发的c.到达平衡状态的途径是双向的；二.标准平衡常数standardequilibriumconstant

当反应达到平衡时，

rGm,T=rGӨm,T

+2.303RTlgQ=0Q为达到平衡时的反应商,特别标记为KӨ，称为标准平衡常数。

上式变为：

rGm,T=rGӨm,T

+2.303RTlgKӨ=0则有：

rGӨm,T

=

-2.303RTlg

KӨ

上式将热力学数据与平衡常数联系在一起，同时表明在确定的温度T下

rGӨm,T

和KӨ都是反应的固有属性，都是常数。非标准态化学反应Gibbs函数变的等温式可写成下式：

rGm,T

=-2.303RTlgKӨ+2.303RTlgQ=2.303RTlg[Q/KӨ]可见：

rGm,T

〈0即Q〈KӨ

正反应可自发进行

rGm,T

〉0即Q〉KӨ

逆反应可自发进行

rGm,T

=0即