第二章 化学反应的方向﹑速率和限度
化学反应的方向速率和限度
等温等压的封闭体系内，不作非体积功的前提下，
任何自发过程总是朝着吉布斯自由能（ G=H-
TS衡），减小的方向进行，rGm
=0 时，反应达平
体系的 G 降低到最小值，此式为著名的吉布斯最
小自由能原理。
（五）热化学反应方向的判断
1 、标准状态下，反应方向的判断
标准态下，rG吉m 布斯r公H m式变T 为
0K 时，任何纯净的完整晶态物质的熵值 规定为 0 ，即 So=0.
若一纯晶体从 过程的熵变S量
0K→TK ：
其熵值为
ST
，则此
S =ST-S0=ST-0=ST—— 即该纯物质在 TK 时的熵。
在 TK ，标准态下，某单位物质的量纯物质的熵值，
称为标准摩尔熵 Sm ，单位为“ J·mol-1·K-1” 。
1878 年美国著名物理化学家吉布斯提出摩尔吉布斯自 由能变量（简称自由能量）rGm ：
在等温、等压条件下， rGm= r Hm -T r Sm —— 吉布斯公式 + +( 吸热 ) -( 熵减 ) 自发过程，反应正向进
行
-
进行
-( 放热 ) +( 熵增 ) 非自发过程，反应逆向
0
平衡状态
分析 NH4Cl （ s ）常温下的溶解， CaCO 3 （ s ）在 850℃ 下的分解均有体系混乱程 度增大的过程发生，及可能还有温度的影 响。
（三）化学反应的熵变
熵——描述物质或体系混乱程 度（粒子运动）大小的物理量（热力学中）。 符号为“ S” ，它也是体系自身的属性，所以 熵也是状态函数，物质（或体系）的混乱度 越大，熵值越大。
/ （ J·mol-1·K-1 ） 92.6
39.75 213.7
化学反应的方向、限度和速率
第2章化学反应的方向、限度和速率一、在温度、压强一定的条件下，化学反应方向的判据为：，反应能自发进行；，反应达到平衡状态；，反应不能自发进行。
二、化学平衡1．化学平衡常数（1）对于化学反应：aA＋bB cC＋dD，化学平衡常数K＝，浓度商Q＝。
（2）Q＞K，；Q＝K，；Q＜K，。
2．对于化学反应：aA＋bB cC＋dD，反应物A的平衡转化率α（A）＝。
3．反应条件对化学平衡的影响（温度、浓度、压强）三、化学反应速率1．化学反应速率v＝。
对于反应aA＋bB === dD＋eE：v＝＝＝＝2．影响因素（浓度、温度、催化剂）考点一：化学反应的方向1．已知反应3O2（g）===2O3（g）的ΔH<0,ΔS>0，下列对此反应的叙述正确的是（）A．该反应在任何情况下均能自发进行B．该反应在任何情况下均不能自发进行C．该反应在一定条件下能自发进行D．条件不足，无法判断考点二：化学平衡的移动1．对某一可逆反应来说，使用催化剂的作用是（）A．提高反应物的平衡转化率B．以同等程度改变正逆反应的速率C．改变平衡混合物的组成D．增大正反应速率，减小逆反应速率2．增大压强，对已达到平衡的反应3P（g）+ Q（g）2R（g）+ 2G（s）产生的影响是（）A．正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动B．正反应速率减小，逆反应速率增大，平衡向逆反应方向移动C．正、逆反应速率都不变，平衡不发生移动D．正逆反应速率都增大，平衡向正反应方向移动3．下列各反应达到平衡后，加压或降温都能使化学平衡向逆反应方向移动的是（）A．2NO2N2O4（正反应为放热反应）B．C（s）+ CO22CO（正反应为吸热反应）C．N2 + 3H22NH3（正反应为放热反应）D．H2S H2 + S（s）（正反应为吸热反应）4．在一定条件下，在体积可变的容器中建立以下平衡：2NO2（g）N2O4（g）（正反应为放热反应）保持其它条件不变，只改变下列中的一个条件时，混合气体的颜色肯定加深的是（）A．降低温度B．使用适当催化剂C．容器体积扩大至原来的2倍D．容器体积缩小至原来的1/2 5．可逆反应a X（g）+ b Y（g） c Z（g）在一定条件下达到化学平衡，c（Z）＝2 mol/L。
第2章化学反应的方向速率和限度
1 rH Θ = – 393.509 kJ· mol m
常温下不反应，点燃才能自发反应
1 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g); rH Θ = 178.32 kJ· mol m 100kPa和1123K时，CaCO3自发分解成CaO和CO2
KNO3(s) K+(aq) + NO 3 (aq) ;
Θ Θ rSΘ = S ( 生成物 ) + S i m i m (反应物) m
Θ 例 试计算石灰石(CaCO3)热分解反应的rSΘ 和 H r m m CaCO3 = CaO + CO2 1 fH Θ 1206.92 635.09 393.09 m / (kJmol ) 1K1) SΘ / (J mol 92.9 39.75 213.64 m
Θ
273.15×21.99 = 6007
Θ
J· mol1
Θ TrS m Θ TrS m
=
rHΘ m
处于平衡状态
rS m 和rH m 随温度的变化较小，视为定值 T > T <
Θ 273.15K时，rH m(T) Θ 273.15K时，rH m(T)
< >
自发
Θ rH Θ – T S r 源自< 0 mΘn SΘ Θ SΘ ( 复杂 ) S m m (简单)
Θ
混合物或溶液的S m 一般大于纯物质的熵值S m • 标准摩尔反应熵的计算 aA + bB = cC+dD Θ Θ Θ Θ rSΘ = { c S (C) + d S (D)} { a S (A) + b S m m m m m (B)}
反应 自发 ?
化学反应原理第2章
若各物质的浓度为c时，定温下反应的吉布斯能变
△G = △Gc + RTlnQc =－RTlnKc + RTlnQc = RTlnQc /Kc Qc = [(cG/c)g (cH/c)h]/[(cD/c)d(cE/c)e)]
同理，反应的 Qc < Kc ，可以自发； Qc = Kc，平衡； Qc > Kc， 非自发
式中，Qp—反应体系中物质的压强商，其大小由始终态时反应物质的压强 决定；必需用标准平衡常数K 。 Qp = [(pG/p)g (pH/p)h]/[(pD/p)d/ (pB/p)e]非平衡 • 等T、p，不做非体积功，可由△G（＜0；=0；＞0）判断反应方向：
Qp＜ K ，可以自发； Qp = K ，平衡； Qp ＞ K ， 非自发
第2章 化学反应的方向、限度与速率 第1节 化学反应的方向
二、反应熵变与反应方向 Clausius 1850年提出，将可逆热温商命名为熵： dS = Q可/T
S = Q可/T= Q可/T
过程的熵变S只取决于始终态，定义一个新的热力学函数熵S。 • S与体系混乱度的关系；体系达到平衡状态时熵值最大；许多常见自发过
随温度T变化，△H(T)和△S(T)的变化率是不同的！
• 若设△rCp=0，则△H、△S与T无关，可近似估算反应的转折温度： △H -T△S =0 ； T =T转折时，反应达到平衡，得 T转折= △H/△S；
若T > T转折时， △H -T△S < 0， 反应可以进行。
而T < T转折时， △H -T△S > 0， 反应正向不能进行。 以上判断的前提是：等温、等压、不做非体积功。
第2章 化学反应的方向、限度与速率 第1节 化学反应的方向
化学反应的方向、速度和限度
增加来表 示 。 aA + bB → cC + dD
t1时的浓度 c(A)1 c(B)1 c(C)1 c(D)1
t2时的浓度 c(A)2 c(B)2 c(C)2 c(D)2
∆t=t2-t1、∆c=c2-c1 则平均速率为
(A) =
-
∆c(A) ∆t
(B) =
-
∆c(B) ∆t
(C) =
∆c(C) ∆t
2.2.2 化学反应的活化能
1 活化分子
p 分子碰撞理论认为：
反应物分子 (或原子、离子) 之间必须相互碰撞，才有可能发生化 学反应。
但反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。绝大多数碰 撞是无效的弹性碰撞，不能发生反应。
对一般反应来说，事实上只有少数或极少数分子碰撞时能发生反 应。
第二章 化学反应的方向、速率和限度 1 活化分子
开始浓度/(mol·L-1) 2.10
00
100秒浓度/(mol·L-1) 1.95 300秒浓度/(mol·L-1) 1.70 700秒浓度/(mol·L-1) 1.31
0.30 0.075 0.80 0.20 1.58 0.395
随着反应的 进行,速率 逐渐减小
υ(N2O5)1=
-
∆c(N2O5) ∆t
能量(E)之差。 Ea = E* - E
例
N2O5
→
2NO2
+
1 2
O2
325K时 E*=106.13kJ·mol-1, E=4.03kJ·mol-1
Ea=E*-E=(106.13-4.03)kJ·mol-1=102.10kJ·mol-1
p 大部分分子的能量接近E值，能量大于E分子只占少数。 p 非活化分子要吸收足够的能量才能转变为活化分子。
第2章 化学反应的方向、速率及限度
第2章化学反应的方向、速率和限度一、教学目的1. 理解吉布斯自由能、反应熵变的概念。
会用吉布斯自由能判断反应的方向。
2. 了解反应速率、活化能的概念及影响化学反应速率的因素。
3. 理解平衡常数的概念及与自由能之间的关系。
要求会计算。
二、教学方法讲授法、提问法三、教学手段多媒体四、学时分配6学时五、重点和难点1、用ΔrGm判断化学反应的方向；2、化学反应速率方程及反应级数的概念；3、化学平衡的计算。
六、作业布置p60：3、6、12、13、16七、辅导安排课间、课后八、教学内容2.1化学反应的方向和吉布斯自由能变一、化学反应的自发过程 自发过程：在一定条件下不需外界作功，一经引发就能自动进行的过程。
自发反应：在一定条件下，没有任何外力作用而自动进行的反应。
二、影响化学反应方向的因素1、化学反应的焓变H2(g)+ 1/2O2(g) = H2O(g)；∆rH m =- 241.82 kJ / molC(s) + O2(g)= CO2(g)；∆rH m =-393.50 kJ / mol上面两个反应都是放热反应，而且都是自发反应。
因此，有人认为“焓变可以作为判断反应进行的方向。
”但是，有些化学反应尽管是吸热的，在高温下仍然能自发进行。
如：CaCO3(s)= CaO(S) + CO2(g)；∆rH m =178.32 kJ / molC(石墨)+CO(g)=2CO(g)；∆rH m =168.5 kJ / mol在高温下都可以自发进行，所以，焓变不能作为判断反应进行方向的标准。
2、吉不斯自由能变——化学反应方向的判据 吉不斯自由能：可以做其他功的能。
符号：G；单位： kJ.mol–1 吉不斯自由能变：∆r G m=G产物- G反应物 在等温、等压的封闭体系内，只做体积功，∆r G m可作为化学反应自发过程的判据。
∆r G m < 0 反应正向自发进行；∆r G m = 0 反应达最大限度，平衡状态；∆r G m > 0 反应非自发进行，逆向自发。
第二章化学反应的方向、速度和限度
2-1 化学反应速率的概念和表示方法
-1dn v B 1 ( B ) = ν= V dt 令dnB/V=dcB dcB 1 则： ν= vB · dt
1 · dnB v
B
Vdt
S2O82- + 3I- = 2SO42- + I3-) 2-) dc(I dc(S O dc 1 · 2 8 1 · 1 · B = ν= vB dt = -1 -3 dt dt -) 2-) dc(I dc(SO 3 1 · 4 1 · =1 = 2 dt dt 用反应 进度定义的反应速率的量值与表示速 结论 率物质的选择无关，但与计量数有关。
2-3 影响化学反应速率的因素
对任一基元反应： aA+bB cC+dD
经验速率方程
V=kc{c(A)}a{c(B)}b
a、b—A、B的分级数,
a+b为该反应的总级数; V—瞬时速率 kc—速率常数(比速常数或比速率)。 质量作用定律：任一基元反应在一定温度下，其反应速 率与各反应物浓度相应幂 ( 幂次等于反应方程式中该分 子式前的系数)的乘积成正比。
2-2
反应速率理论
一、分子碰撞理论
1、理论简介 ☆化学反应的必要条件是反应物分子(或原子、离子)必 须碰撞。 ☆反应物分子必须具有足够大的能量 ☆反应物分子要定向碰撞 2、有效碰撞：能发生反应的碰撞 3、临界能(Ec)：分子发生有效碰撞所必须具备的最低能量 4、活化分子：具有等于或超过Ec的分子 非活化分子：能量低于Ec的分子
2-1 化学反应速率的概念和表示方法
观察：V ( I ) 3V ( S2O82 ) ;V ( SO 42 ) 2V ( S2O82 ) ;V ( I ) V ( S2O82 )
第二章 化学反应的方向、限度与速率_知识汇总
第2章化学反应的方向、限度与速率目录一、反应焓变、熵变与反应方向 (1)二、用焓变与熵变综合判断反应方向 (2)三、平衡转化率的概念及表达式 (2)四、平衡转化率与化学平衡常数的计算 (3)五、压强平衡常数及应用 (4)六、化学平衡移动 (5)七、温度对化学平衡的影响 (5)八、浓度对化学平衡的影响 (6)九、压强对化学平衡的影响 (6)十、平衡移动原理(勒.夏特列原理) (7)十一、化学反应是有历程的 (7)十二、化学反应速率 (8)十三、化学反应速率的测定 (9)十四、浓度、压强对化学反应速率的影响 (10)十五、温度对化学反应速率的影响 (11)十六、催化剂对化学反应速率的影响 (11)十七、合成氨反应的限度与速率 (13)十八、合成氨生产的适宜条件 (14)十九、化学反应速率和化学平衡在化工生产中的调控作用 (14)一、反应焓变、熵变与反应方向1.反应焓变与反应方向(1)自发反应：在一定条件(温度、压强)下，具有自动发生倾向的化学反应。
(2)自发反应与吸热反应、放热反应的关系①多数能自发进行的化学反应是放热反应。
4Fe(OH)2(s)＋2H2O(l)＋O2(g)===4Fe(OH)3(s)ΔH＝－444.3 kJ·mol－1②有些吸热反应也能自发进行。
NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)===CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)ΔH＝＋37.30 kJ·mol－1上述反应均能自发进行。
结论：不能仅用反应焓变来判断反应能否自发进行。
2.反应熵变与反应方向(1)熵、熵变的概念(2)影响熵值大小的因素①体系的熵值：体系的无序程度越大，体系的熵值就越大。
②纯物质的熵值纯物质熵值的大小与物质的种类、数量、聚集状态以及温度、压强等因素有关。
例如对同一物质来说，S(g)＞S(l)＞S(s)。
在同一条件下，不同物质的熵不同。
(3)熵变与反应方向①熵增加有利于反应的自发进行。
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第二章 化学反应的方向﹑速率和限度思考题解析1(2-1) 下列说法正确与否?⑴ 质量作用定律适用于任何化学反应。
⑵ 反应速率常数取决于反应温度，与反应物﹑生成物的浓度无关。
⑶ 反应活化能越大，反应速率也越大。
⑷ 要加热才能进行的反应一定是吸热反应。
解：⑴错。
⑵对。
⑶错。
⑷错。
2（2－2）以下说法是否恰当，为什么？ ⑴ 放热反应均是自发反应。
⑵rm S 为负值的反应均不能自发反应。
⑶ 冰在室温下自动熔化成水，是熵增起了主要作用。
解：⑴ 不一定。
因为0rm S <的放热反应，在高温时0r m G >，为非自发反应。
⑵不一定。
因为0rm H <的熵减反应，在常温下能自发进行。
⑶是。
3（2－3）由锡石（SnO 2 ）生产金属锡，要求温度尽可能低。
可以单独加热矿石（产生O 2)，或将锡石与碳一起加热（产生CO 2 ），或将锡石与氢气一起加热（产生水蒸气）。
根据热力学原理，应选用何种方法？ 解：根据热力学原理，反应自发进行的条件是：0r m r m rm G H TS ΘΘΘ=-<通过计算可知：锡石与氢气一起加热产生H 2O(g)的反应所需温度最低(840.7K)，可考虑选用。
4（2－4）已知下列反应的平衡常数：22()()()H g S s H S g + 1K Θ22()()S s O SO g + 2K Θ问：反应2222()()()()H g SO g SO g H S g ++的平衡常数是下列中的哪一个？(1)12K KΘΘ- (2)12K KΘΘ⋅(3)12K KΘΘ (4)12K K ΘΘ解：应为（4）12K K ΘΘ5（2－6）评论下列陈述是否正确： ⑴ 因为()rm G T RTΘ=-㏑K Θ，所以温度升高，平衡常数减少。
⑵()(298.15)ir m f m vG T G K ΘΘ≈∑（生成物）+(298.15)if m vG K Θ∑（反应物）⑶ CaCO 3 在常温下不分解，是因为其分解反应为吸热反应；在高温(T>1173K)下分解，是因为此时分解放热。
解：⑴ 不一定。
因为()r m G T Θ可能为正值，也可能为负值，还随T 而改变，且受(298.15)rm H K Θ﹑(298.15)rm S K Θ的影响，因此T 与K Θ之间的关系仅从关系式()r mG T RT Θ=-㏑K Θ难以判断。
⑵ 错。
因为任一温度下的()(298.15)(298.15)r m r m rm G T H K TS K ΘΘΘ≈-⑶ 错。
因为确定反应自发进行的判据是()rm G T ，而不是rm H 。
对于下列反应32()()()CaCO s CaO s CO g →+通过热力学计算可知，该反应为吸热﹑熵增的反应，常温下()0rm G T >，该反应不能自发进行；高温下（如1173K 以上），该反应的0rm G Θ<，可自发进行。
并且对同一反应，rm H 随T 变化甚小，一般不会在低温下吸热，而在高温下吸热。
6（2－7）向5L 密闭容器中加入3mol HCl (g)和2 mol ，反应 2224()()2()2HCL g O g H O g Cl ++的1114.408rm H KJ mol Θ-=-⋅，在723K 达到平衡，其平衡常数为K Θ。
试问：⑴ 根据以上条件能计算出平衡常数吗？若不能，还需要什么数据？ ⑵ 标准态下，试比较723K 和823K 时K Θ的大小。
⑶ 若下列两反应的平衡常数分别为1K Θ和2K Θ2222()2()()H O g H g O g + 1K Θ222()()()HCl g H g Cl g + 2K Θ那么，K Θ与1K Θ和2K Θ之间有什么关系(以式子表示)？解：⑴不能。
若计算平衡常数K Θ，还需知道HCl (g)或O 2(g)的转化率，或者每种气体的平衡分压，或者反应的rm S Θ值。
⑵ 根据温度对化学平衡的影响可知，对于1114.4080rm H KJ mol Θ-=-⋅<的上述反应，温度升高，()K T Θ值变小，可以判断(723)(823)K K K K ΘΘ>；或者根据温度对影响的关系式：㏑221112(298.15)K K rm H K T T R TT ΘΘΘ⎛⎫-≈⎪⎝⎭也可以清楚地看到，对于0rm H Θ<的反应，(723)(823)K K K K ΘΘ>⑶ 由多重平衡规则可得()221K K K ΘΘΘ=7（2－8）对于可逆反应:22()0()()();0r m C s H g CO g H g H ++>下列说法你认为对否？为什么？⑴ 达平衡时各反应物和生成物的分压一定相等。
⑵ 改变生成物的分压，使JK Θ<，平衡将向右移动。
⑶ 升高温度使V 正增大﹑V 逆减小，故平衡向右移动。
⑷ 由于反应前后分子数目相等，所以增加压力对平衡无影响。
⑸ 加入催化剂使V 正增加，故平衡向右移动。
解：由题意可知该反应为吸热﹑气体分子数增多的反应。
⑴ 错。
因为达平衡时各反应物和生成物的分压不一定相等。
⑵ 对。
因为改变生成物的分压，如采用降低生成物分压，使JK Θ<，平衡即向右移动。
⑶ 错。
因为升高温度使V 正增大的同时V 逆也增大，而不会减小。
（4）错。
因为该反应前后气体分子数不等，所以增加压力会使平衡向左移动。
（5）错。
催化剂不影响平衡状态。
8（2—9）可逆反应：A （g ）+B （s ） 2C （g ）；△r H m θ(298.15K)＜0解：9（2—10）根据平衡移动原理，讨论下列反应：2CL2（g）+ 2H2O(g)——4HCL(g) + O2 (g)；△r H mθ(298.15K)＞0将CL2、H2O、HCL 、O2四种气体混合后，反应达平衡时，若进行下列各项操作，对平衡数值各有何影响（操作项目中没有注明的是指温度不变，体积不变）？操作项目平衡数值（1）加O2H2O 的物质的量（2）加O2 HCL的物质的量（3）加O2 O2 的物质的量（4）增大容器的体积H2O的物质的量（5）减小容器的体积CL2的物质的量（6）减小容器的体积CL2 的分压（7）减小容器的体积Kθ（8）升高温度Kθ（9）升高温度HCL的分压（10）加催化剂HCL的物质的量解：（1）增加；（2）减小；（3）增加；（4）降低；（5）增加；（6）增大；（7）不变；（8）增大；（9）增大；（10）不变。
10（2—11）设有反应：A（g）+B（g）2C（g）,A、B、C都是理想气体，在25℃、100KPa的条件下，若分别按下列两种过程发生变化，那么变化过程的Q、W、△r U mθ、△r H mθ、△r S mθ、△r G mθ各是多少？（1）体系放热41.8kJ.mol-1，而没有做功；（2）体系做了最大非体积功，且放出1.64kJ.mol-1的热。
（提示：等温、等压下，体系△r G mθ的减小等于体系所做的最大非体积功。
）解：由于体系的H、U、S、G是状态函数，其改变量与过程的途径无关，所以两个过程的△r H mθ、△r Umθ、△r S mθ、△r G mθ是相同的。
由（1）知，W=0 Q= -41.8 kJ.mol-1△r U mθ=Q+W=-41.8 kJ.mol-1+0=-41.8 kJ.mol-1△r U mθ=△r H mθ-△nRT由上述反应式可知△n=0故△r H mθ=-41.8 kJ.mol-1由（2）知，体系做了最大非体积功，且放出了1.64 kJ.mol-1的热。
据△r U mθ=Q+W非体积-41.8 kJ.mol-1= -1.64 kJ.mol-1+W非体积W非体积=-40.16 kJ.mol-1且由提示可知：△r G mθ=-40.16 kJ.mol-1△r G mθ=△r H mθ-T△r S mθ=-40.16 kJ.mol-1=-41.8 kJ.mol-1-298.15K△r S mθ△r S mθ=（-41.8+40.16）kJ.mol-1/298.15K=-1.64×103J.mol-1/298.15K=-5.50J.mol-1.K-1将以上数据填入下表中：11（2—12）能否用Kθ来判断反应自发性？为什么？解：不能。
Kθ知识表明化学反应限度的一种特征值。
它只有与J相比较才能判断反映自发进行的方向。
12（2—13）若基元反应A 2B的活化能为Ea，而其逆反应活化能为Ea`，问：（1）加催化剂后，Ea和Ea`各有什么变化？（2）加不同的催化剂对Ea的影响是否相同？（3）改变起始浓度，Ea有何变化？解：（1）Ea和Ea`等值降低；（2）一般有不同的Ea值；（3）不变13（2——14）状态函数P、T、V、U、H、S、G中哪些具有加和性（指其值与体系中物质的量有关）？解：V、U、H、S、G具有加和性。
习题解答1、应用公式△r G mθ（T）=△r H mθ(T) -T△r S mθ（T）计算下列反应的△r G mθ（298.15K）值，并判断反应在298.15K及标准态下能否自发向右进行。
8AL(s)+3Fe3O4(s) 4AL2O3(s)+9Fe(s)解： 8AL（s）+3Fe3O4(s) 4AL2O3(s)+9Fe(s)△f H mθ/( kJ.mol-1) 0 -1118.4 -1675.7 0S mθ(J.mol-1.K-1) 28.33 146.4 50.92 27.28△r H mθ=4△f H mθ(AL2O3,s)+(-3) △f H mθ(Fe3O4,s)=(-1675.7 kJ.mol-1)×4+(-3)×(-1118.4 kJ.mol-1)=-3347.6 kJ.mol-1△r S mθ=4 S mθ(AL2O3,s)+9S mθ(Fe,s)+(-8)S mθ(AL，s)+(-3)S mθ(Fe3O4,s)=4×50.92 J.mol-1.K-1+9×27.28 J.mol-1.K-1+(-8)×28.33 J.mol-1.K-1+(-3)×146.4 J.mol-1.K-1=-216.6 J.mol-1.K-1△r G mθ=△r H mθ-T△r S mθ=-3347.6 kJ.mol-1-298.15K×（-216.6）×10-3 kJ.mol-1.K-1=-3283.0 kJ.mol-1＜0该反应在298.15K及标准态下可自发向右进行。
2、通过计算说明下列反应：2CuO（s） Cu2O（s）+1/2O2（s）（1）在常温（298.15K）、标准态下能否自发进行？（2）在700K、标准态下能否自发进行？解：（1） 2CuO（s） Cu2O(s)+1/2O2(g)△f G mθ/( kJ.mol-1) -129.7 -146.0 0△r G mθ=△f G mθ(Cu2O,s）+(-2)△f G mθ(CuO,s)=-146.0 kJ.mol-1+(-2)×(-129.7 kJ.mol-1)=113.4 kJ.mol-1＞0该反应在常温（298.15K）、标准态下不能自发进行。