第二章小結重點:熵和吉布斯函包括:熱力學第二和第三定律、相關規定、標準摩爾生成吉布斯函、反應的標準摩爾吉布斯函數變、摩爾吉布斯函數變的計算一熵系統內物質微觀粒子的混亂度（或無序度）的量度,S表示S=klnΩ,玻爾茲曼公式，Ω為熱力學概率（混亂度），k為玻爾茲曼常數。

從宏觀角度定義,S=(U-A)/T,A是功函理解S,從兩個角度,兩個規定,九點注意來認識。1兩個角度：宏觀角度和微觀角度；2兩個規定：熱力學中規定1：在絕對零度時，一切純物質的完美晶體的熵值為零-----熱力學第三定律，

S（OK）=O；熱力學中規定2：對于水合離子，規定處于標準狀態下水合H+離子的標準熵值為零。3注意（1）單位:SI單位制中J/K(2)在規定1中，與其說是規定,不如說是公理---熱力學第三定律;(3)熱力學第三定律的闡述中,只有絕對0K,純物質的完滿晶體的熵值=0,S(0K)=0(4)在規定2中,針對水溶液的情況,規定:

標準狀態下,S(H+,aq,298.15K)=0

(5)水溶液中水合離子的熵有正負值;

(6)標準摩爾熵:1)標準狀態;2)單位物質的量;3)純物質單位:J/(mol.K)(SI單位制中)

表示:Sm?

指定單質的標準摩爾熵不是0(7)標準熵值的比較見書P51(8)反應的標準摩爾熵變的計算

對于反應aA(l)+bB(aq)

=

gG(s)

+

dD(g)

ΔrSm?

(298.15K)={gSm?

(G,298.15K)+dSm?(D,298.15K)}

-{aSm?(A,298.15K)+bSm?(B,298.15K)}

ΔrSm?

(298.15K)=∑γBSm，B?（B,298.15K)

反應溫度不同時，反應的ΔrSm?值也會不同。但若溫度的變化沒有引起各物質聚集狀態的改變，則反應的標準熵變仍接近于298.15K時的標準熵變。即：

ΔrSm?(T)≈

ΔrSm?(298.15K)

(9)熵增加原理(熱力學第二定律)?S隔離≥O自發過程或平衡狀態二對G的認識1.G=H-TS(G與S的關系)

等溫過程:

?G=?H-T?S

或寫成:

?rGm=?rHm-T?rSm

吉布斯等溫方程是非常有用的.2.?G判據對于恒溫，恒壓不做非體積功的一般反應，其自發性的判斷標準（稱最小自由能原理）為

?G<0自發過程,過程能向正方向進行?G=0平衡過程?G>0非自發過程,過程能向逆方向進行3

反應在等溫等壓下,除體積功外還做非體積功w’，則有：

-?G>-w’，自發過程

-?G=-w’，平衡過程

-?G<-w’，非自發過程在等溫等壓下,一個封閉系統所做的最大非體積功(-w’)等于其吉布斯自由能的減少(-?G)。-?G=-w’max4標準摩爾生成吉布斯函數

在標準狀態下，由指定單質生成單位物質的量的純物質時反應的吉布斯函數變，符號ΔfGmθ

表示（簡寫ΔfGθ）。通常給定溫度選擇為298.15K。規定1：任何指定單質的ΔfGmθ

=0規定2：對水合離子，有ΔfGm

(H+,aq,298.15K)=0，根據此規定可計算出其它水合離子的ΔfGmθ

5反應的標準摩爾吉布斯函數變

(1)符號ΔrGmθ

，簡寫為ΔGmθ(2)單位:kJ/mol(3)計算:

對反應aA+bB=gG+dD，ΔrGmθ

的計算可有下列兩種方法(途徑)：(1)利用物質的標準摩爾生成吉布斯函數來計算當T=298.15K時：

ΔrGmθ

(298.15K)

={gΔfGmθ

(G,298.15K)+dΔfGm

(D,298.15K)}

－{aΔfGm

θ(A,298.15K)+bΔfGm

θ(B,298.15K)}

=∑{ΔfGm

(298.15K)}生成物－∑

{ΔfGm

(298.15K)}反應物

=∑νBΔfGmθ(B,298.15K)

(2)利用ΔG

＝ΔH－TΔS

在定溫條件下：ΔG

＝ΔH－TΔS

可寫成：

ΔG(T)＝ΔH(T)－TΔS(T)

在標準條件下得：

ΔrGmθ

(T)＝ΔrHm

θ(T)－TΔrSmθ

(T)

當T=298.15K時：

ΔrGm

θ(298.15K)＝ΔrHm

θ(298.15K)－

298.15

XΔrSm

θ(298.15K)

當T為任意溫度時，由于溫度對ΔHm

(T)和ΔSm

(T)的影響通常很小，故作為近似處理可認為二者均不隨溫度而變化，

即：

ΔHm

(T)≈

ΔHm

(298.15K)

ΔSm

(T)≈

ΔSm

(298.15K)

所以

ΔrGm

(T)≈

ΔrHm

(298.15K)－TΔrSm

(298.15K)

三ΔG

與ΔS的對比系統，過程，及判斷自發變化方向的符號都不同。系統：ΔG----封閉系統

ΔS----孤立系統過程：ΔG----等溫、等壓、不做非體積功

ΔS----任意過程自發變化符號：ΔG<0ΔS>0反應平衡時,ΔG=0;ΔS=0四?G與?G?的關系

van‘tHoff(范特霍夫)等溫方程式:

ΔGm(T)

=

ΔGm

θ(T)+RTlnQ

Q稱為反應商

1化學平衡的熱力學標志或稱反應限度的判據

?rGT=02對于理想氣體反應0=∑γBB,K?=∏{pBeq/p?}γB3ln

K?=-ΔrGm

θ(T)/（RT）書寫K?時應注意:K?表達式可直接依化學計量方程式寫出;

反應式中若有固態、液態純物質或稀溶液中的溶劑，在K?中可不必列出。K?的數值與化學計量方程式的寫法有關;K?不隨壓力和組成而變,但K?與?rGm?一樣都是溫度的函數.4化學平衡的移動及溫度對平衡常數的影響依呂?查德(里)原理，當化學平衡的條件改變時，化學反應就從原來的平衡狀態轉變到新的平衡狀態。可利用反應商Q與平衡常數K的相對大小來判斷是否發生化學平衡的移動及移動的方向。在定溫條件下：

Q=K?

時，系統達平衡

Q<K?

時，正向自發

(K?

不變，Q增大，正向反應直到

Q=K?

為止)

Q>K?

時，逆向自發

(K?不變，Q減小，逆向反應直到

Q=K?

為止)

注意：從化學熱力學角度看，濃度或壓力的改變，可能改變反應商Q，但不改變K?；溫度的改變會改變K?。溫度對K?的影響有：范特霍夫等壓方程式

ln

Kθ

(T)=-ΔrHm

θ/RT+ΔrSmθ

/R

設某一反應在不同溫度T1和T2下的平衡常數分別為K1?和K2?，則

lnK2?/K1?=-ΔrHm

θ/R（1/T2-1/T1）5對于反應0=∑γBB,

v=V-1?dξ/dt,或v=γ-1?dcB/dt,對于元反應aA+bB

gG+dDv=k{c(A)}a{c(B)}bn=(a+b)叫反應級數。凡不遵從質量作用定量的一定是非元反應。對復合反應，反應級數由實驗測定。6溫度對反應速率的影響有：阿侖尼烏斯公式:k=Ae-Ea/RT

lnk=-Ea/RT+lnA,

或ln(k2/k1)=（Ea/R）[(T2–T1)/(T1T2)]A是指前因子,Ea為活化能(kJ/mol)

活化能:活化絡合物分子與反應物分子各自平均能量之差。