第一章 热化学
第一章热力学第一定律和热化学
16
四、状态与状态函数 状态函数的特征: 1、状态一定, 状态函数也一定，与体系如何形成和将来怎样 变化均无关; 2、状态变化, 状态函数的变化仅取决于体系的始态和终态 , X2 X dX X 2 X 1 而与具体途径无关. X1 3、 状态函数X的微小变化量在数学上全微分dX.
V2
V1
pedV
当始、终态确定的条件下, 不同途径有不同大小的功。 功不是状态函数！
25
功
W pedV
V1
V2
当dV>0，则W<0，体系对环境做膨胀功； 当dV<0，则W>0，环境对体系做压缩功。 几种不同过程的体积功： 恒容过程：即过程中dV ＝0，则 δW体＝- Pe×dV＝0 恒压过程：即过程中外压恒定不变，则 W体＝ -∫Pe×dV＝ -Pe× (V2－V1) 自由膨胀过程：即过程中Pe＝0，则 W体＝- Pe×dV＝0 说明： 功是过程量，不是状态函数，与途径有关，是途径函数。 途径函数的微小变化，用δ W表示，不能写为dW或Δ W。 不能说某个状态具有多少功。
• • NH (g) HCl(g) NH Cl(s) 化3 合 成和
4
在 空 中
气 体 分 子 的 无 规 则 运 动
气高 体氯 用酸 于铵 作分 火解 放 箭出 推大 进量 剂
6
,
高温
2NH4ClO4
2O2↑ + N2↑+ Cl2↑+ 4H2O↑
第一章 反应热
( 285.84) 0 ( 229.95) 55.79kJ
例8：计算25℃时，下述反应的H (沉淀热) pre Ag ( aq) Cl ( aq ) AgCl ( s ) 解：查附录数据表得：
H = f H ( s ) f H ( aq ) f H Cl ( aq ) pre AgCl Ag
例如：已知H 2 ( g ) O2 ( g ) H 2O (l ) 2 r H 298 285.838kJ mol 1
f H 298 [ H 2O (l )] 285.838kJ mol 1
故H 2O在298K下的标准摩尔生成焓为
7
有关标准摩尔生成焓的注意事项： 反应物在标准状态下必须是最稳定的单质。例如碳 有石墨、金刚石等等，在298K和100kPa下，以石 墨为最稳定。 生成的化合物必须是1mol。
1
恒压反应热与恒容反应热的关系 由定义：H U PV 微分，可得：dH dU d ( PV ) 积分，得：H U ( PV ) 而 H Q P U QV （1-13） 故有：QP QV + ( PV )
对于理想气体，有：PV nRT 在恒温条件下，有 ( PV )=RT n g 代入（1-13）中，有QP QV +RT n g （1-13a）
以此为标准，便可以求出其他所有离子的生成热。
例7：试计算25℃，下述中和反应的热效应H neu
H ( aq) OH ( aq) H 2O( l ) 解：
H neu = f H H 2O ( l ) f H H ( aq ) f H OH ( aq )
3
二、盖斯定律： 定律内容：在恒压或恒容的条件下，一个化学反 应，不管它是一步完成还是分几步完成，其热效 应总是相同的。 公式：如下图：Δ H1= Δ H2 +Δ H3
第一章 热化学方程式书写
= -241.8kJ/mol
2H2 + O2
1. 热化学方程式书写 (1) 表示焓变的数值量△H 写在方程式的右边。吸热
+ 反应在数值前加“ ”号，放热反应在数值前加 kJ/mol “ ”号，单位 。 (2) 须在各物质的化学式后面标注物质的状态。 固体 用“ s ”，液体用“ l ”，气体用“ g ”，溶液 用“ aq ”，热化学方程式不用写“↑”、“↓”，也 不用写 反应条件 。 为什么要写状态呢？ (3) 反应系数可以是分数，也可以是整数
1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应生成2mol气态 HCl，放出184.6kJ的热量，请写出该反应的热化学 方程式。 H2(g) + Cl2(g) =2HCl(g) ∆H =-184.6kJ/mol
2、1molN2(g)与适量O2(g)反应生成NO (g)，需 吸收68kJ的热量； 3、2molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放 出314kJ热量； 4、 1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出 9.36kJ热量， 写出硫燃烧的热化学方程式。 5、 4g CO在氧气中燃烧生成CO2，放出 9. 6kJ 热量，写出CO燃烧的热化学方程式。
另一类表示化学变化的式子 H2(g) + Cl2(g) H2 + Cl2
点燃
2HCl(g) 2HCl
△H#43; I2(g)
H 2 + I2
△
200℃
101kPa
2HI(g)
△H
= -14.9kJ/mol
2HI H2O(g) 2H2O
△H
H2(g) + ½O2(g)
5. N2H4是一种高效清洁的火箭燃料。0.25mol N2H4(g)完 全燃烧生成氮气和气态水时，放出133.5kJ热量。则下列 热化学方程式中正确的是 ( DF )
工程化学全套精品课件 第一章-热化学
教 是状态函数。
案 图例：
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工
程 化
4、规定 Q与W的取值正、负有不同的规定：
学
Q为正值(>0)，则系统吸热 Q
电
Q为负值(<0)，则系统放热
子
教
W为正值(>0) ，则环境对系统作功 W
案
W为负值(<0) ，则系统对环境作功
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工 程 难点： 化 标准焓变(△H) 化学过程中的综合求算。 学 电 子 教 案
第一节 几个基本概念
工 程 一、系统与环境 化 1、系统 学 2、环境 电 3、系统种类
子
敞开系统：
教 案
系统 封闭系统：(本章主要研究对象) 孤立系统(或隔离系统)：
图例：
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思考：
学 电
、C分别是哪些广度性质的比值？
子 例1-2：
教
案
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工 程 四、过程与途径
化
等温过程：T始＝T终＝T环
学
等压过程：P始＝P终＝P环
电 过程 等容过程：△V＝０
子
绝热过程： Q=0
教
循环过程： △X=0 (X为状态函数）
案 途径：指实现某个过程的具体步骤。
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电 说明：
子
P(标准压力)=100kPa
教
P(旧)=101.325kPa
案
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工
程 2、热力学对物质的标准状态规定
化 学
(1)、气态物质的标准态
指在任一温度T、标准压力P下表现出 理想气体性质的纯气体状态。
普通化学1答案
第一章 热化学与能源课后部分习题答案1、是非题：（对的在括号内填“+”号，错的填“-”号）⑴ -； ⑵ -； ⑶ +； ⑷ -。
2、选择题（将所有正确答案的标号填入空格内）⑴ c; ⑵ d ; ⑶ a ; ⑷ d; ⑸ a ,b ,d ; ⑹ a ,d ; ⑺ d; ⑻ d ;3、填空题⑴ 弹式热量计内吸热介质（通常为水）质量和比热容；⑵ 钢弹组件的总热容C b ;⑶ 反应前后系统的温度。
6、已知下列热化学方程式：（1）Fe 2O 3（s ） + 3CO （g ）=2Fe （s ）+ 3CO 2（g ）Δr H m = -27.6kJ ·mo l -1（2）3Fe 2O 3（s ） + CO （g ）=2 Fe 3O 4（s ）+ CO 2（g ）Δr H m = -58.6kJ ·mo l -1（3）Fe 3O 4（s ） + C O （g ）=3 Fe O （s ）+ CO 2（g ）Δr H m = 38.1kJ ·mo l -1 计算下列反应：Fe O （s ） + CO （g ）=Fe （s ）+ CO 2（g ）的Δr H m 。
解：{(1)×3 - [(3)×2 +(2)]}/6得Fe O （s ） + CO （g ）=Fe （s ）+ CO 2（g ）Δr H m ＝61{3Δr H m (1)-[2Δr H m (3)+ Δr H m (2)]}=-16.7kJ ·mo l -17.已知乙醇（C 2H 5OH ）在351K 和101.325K p a 大气压下正常沸点温度（351K ）时的蒸发热为39.2K J ∙mo l -1,试估算1 m o l C 2H 5O H （l ）在该蒸发过程中的W 体和ΔU 。
解： C 2H 5OH （l ）2H 5O H （g ） W 体 =-P ΔV =-Δn R T =-1⨯8.314⨯10-3⨯351=-2.92（K J ∙mo l -1） ΔH m =q p ，m =39.2k J.mo l -1ΔU m =ΔH m + W 体=39.2-2.92=36.3 K J ∙mo l-1 11.计算下列反应的（1）ΔγH θm (298.15K ),(2) ΔγU θm (298.15K )和（3）298.15K 时的体积功W ˊ。
高中化学选修四第一章 热化学概论
第一章 第一节 化学反应与能量的变化教学目标知识与技能：1.使学生了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式；2.认识化学反应过程的物质变化和能量变化；3.了解反应热和焓变的涵义；4.能正确认识、书写热化学方程式。
过程与方法：1.通过对学习资料的查找与交流，培养学生获取信息、理解信息并得出结论的能力以及语言表达能力；2.通过从化学键的角度分析化学反应，引导学生分析引起反应热的本质。
情感态度与价值观：培养学生从微观的角度理解化学问题。
教学重点：热化学方程式的书写和反应热与键能教学难点：反应热与键能教学过程：第一节 化学反应和能量变化一、概念1.化学反应及其能量变化任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。
在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。
2.放热反应和吸热反应（1）放热反应：即有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。
（2）吸热反应：即吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。
3.化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：由能量守恒可得：反应物的总能量：生成物的总能量+热量(放热反应)应物的总能量：生成物的总能量-热量(吸热反应)4．热化学方程式的书写：（1）热化学方程式必须标有热量变化。
（2）热化学方程式中必须标明反应物和生成物的状态，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。
（3）热化学方程式中各物质的系数只表示各物质对应的物质的量，因此，有时可用分数表示，但要注意反应热也发生相应变化。
5．书写热化学方程式时明确以下问题：（1）反应放出或吸收的热量的多少与外界的温度和压强有关，需要注明，不注明的指101kPa 和25℃时的数据。
（2）物质的聚集状态不同，反应吸收和放出的热量不同，因此要注明反应物和生成物的聚集状态。
（3）热化学方程式中的热量数据，是与各化学计量数为物质的量时相对应的，不是几个分子反应的热效应。
大学化学：练习册习题及答案第一章
第一章热化学一、判断题（正确的画“∨”，错误的画“×”1．比热容和热容的单位相同。
2．石墨或金刚石在氧中完全燃烧，在相同条件下它们放出的热量相等。
3．巳知热化学方程式为：UF6(l)=UF6(g)在一定条件下∆H=30.1KJ⋅mol-1，则蒸发1molUF6(1), 必定放出30.1kJ的热量。
4．在定温定压下，下列方程式所表达的反应产生的热量，其值相同。
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)5.反应的ΔH就是反应的热效应。
6.对于反应：C（石墨）+ O2(g) = CO2(g)在弹式量热计中测定其等容热效应与等压热效应的数值相等。
7.在理想气体方程式PV=nRT中，除R常数外，都可以作状态函数。
8.在定压下化学反应的焓变只与物质的始态和终态有关，与变化途径无关。
9.巳知某反应aA(g) + bB(g) = dD(g) + gG(g) 当Δν=(d+g)-(a+b)=0 时，该反应的q v=q p10．由于H是状态函数，定压下△H= q p，故q p也是状态函数。
11．q v与q p之间的换算仅适用于气相反应，不适用于有凝聚相参与的反应。
12．纯净物质的标准摩尔生成焓（298.15K）等于零。
13.在化学热力学中所谓标准条件是指：各气体物质的分压均为标准压力pθ，溶液中溶质浓度均为标准浓度cθ，温度为298.15K。
14．热和功是统系和环境交换或传递的能量，受过程的制约，不是系统自身的性质，所以不是状态函数。
15.对于反应：N2H4(l) + O2(g) =N2(g) + 2H2O(l)在弹式量热计中进行，其热效应q v=q p。
16.在不作非体积功条件下，对于⊿υ≠0的化学反应，其体积功的绝对值小于5kL.mol-1时，则反应的焓变可以近似地等于定容热效应值。
17．在标准条件下，反应H2 (g)+Br（g）→2HBr(g)的焓变△Hθ (298.15K)，等于HBr(g) 的标准摩尔生成焓△f Hθm(298.15K)。
无机化学—第一章热化学
理想气体状态方程
pV = nRT
p——气体的压力，单位为帕(Pa) V——体积，单位为立方米(m3) n——物质的量，单位为摩(mol) T——热力学温度，单位为“开”(K) R——摩尔气体常数 (8.314 J∙mol-1∙K-1)
从微观上看，理想气体的分子有质量，无体积，是质点；每个分子在
气体中的运动是独立的，与其他分子无相互作用，碰到容器器壁之前
rHm = [4 fHm(NO,g) + 6 fHm(H2O,g)] - [4 fHm(NH3,g) + 5 fHm(O2,g)]
={[4(90.25)+6(-241.82)]-[4(-46.11)]}kJ·mol-1 = -905.48kJ·mol-1
※ 计算时,注意系数和正负号
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例
反应
rHm/kJ·mol-1 序号
2Cu2O(s)+O2(g) → 4CuO(s)
-292
1
CuO(s)+Cu(s) → Cu2O(s)
-11.3
2
计算 fHm (CuO,s)
解：(2)式×2，得： 2CuO(s)+2Cu(s)→2Cu2O(s) 3
(3)式+ (1)式，得： 2Cu(s)+O2(g)→2CuO(s) 4
(rHm)3=2(rHm)2=-22.6 kJ·mol-1
6
1.1 几个基本概念
❖ 状态：是指用来描述系统压力 p,体积 V, 质量 m和 组成等各种宏观性质的综合表现；
❖ 状态函数：是用来描述系统状态的物理量，如 p,V T,以及内能 U,焓 H,熵 S ；
状态一定,状态函数确定 状态函数之间的关系称为状态方程;
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第一章热化学、能源引言反应的热效应：化学反应时所放出或吸收的热叫做反应的热效应，简称热效应或反应热。
热化学：研究化学反应中热与其他能量变化的定量关系的学科叫做热化学。
能源：指能向人们提供能量的自然资源。
例如：燃料燃烧所产生的热量和化学反应中所发生的能量转换和利用都是能源的问题。
本章首先重点讨论如何用实验方法测量化学反应的热效应和如何从理论上计算化学反应的热效应这两个问题，最后适当介绍能源中的燃料。
1.1 反应热效应的测量一、基本概念1.反应的热效应: 化学反应时所放出或吸收的热叫做反应的热效应，简称热效应或反应热。
2.系统和环境：作为研究对象的那一部分叫做系统，系统以外的与系统有密切关系的周围物质叫做环境。
系统可大可小，而且，系统与环境的划分不是一成不变的。
二、反应热效应的测量1. 硫酸和氢氧化钠在水溶液中发生中和反应的热效应的测量：H2SO4(aq)+2NaOH(aq)=Na2SO4(aq)+2H2O(l)q=－c s m s(T2－T1)=－c s m sΔT=－Cs ΔT式中：q —一定反应物在给定条件下的反应热，单位为kJ·mol-1；c s—溶液的比热容，即单位质量的热容，c=C/m，单位为J·㎏-1 ·K-1或J·g-1·K-1；Cs —溶液的热容，Cs=m s c s,单位为J·K-1；ΔT —溶液终态温度T2（反应后）与始态温度T1(反应前)之差。
对于反应热q，负号表示放热，正号表示吸热。
2.反应中有气体参加，而且反应热很大时反应热的测量：例如N2H4(l) +O2(g) = N2(g) +2H2O(l)q v(293.15) = －620 kJ·mol-1常用弹式量热计进行测量，其结构如图1-1q=－｛q(H2O) + q b｝=－｛C(H2O)ΔT+C bΔT｝=－∑CΔT3.热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的化学方程式。
热化学方程式的书写要求：正确的写出化学方程式；通常应标明反应的温度、压力以及反应物、生成物的量和聚集状态。
一般用g,l,s表示气、固、液三种状态，注在该物质化学式的后面。
此外，还用aq表示水溶液。
例如：N2H4(l) +O2(g) = N2(g) +2H2O(l)q v(293.15) = - 620 kJ·mol-11．2 反应热效应的理论计算1.2.1 盖斯定律概念：总反应的热效应只与反应的始态和终态(包括温度、反应物和生成物的量及聚集状态等)有关，而与变化的途径无关。
或，若一个化学反应是可以分几步进行的，这个分步反应所吸收（放出）的热的总和与这个反应一步完成时所吸收（放出）的热相同。
适用条件：此定律适用于定压或定容条件。
应用：据此，可计算一些很难直接用或尚未用实验方法测定的反应热效应。
C(石墨) + 1/2 O2(g) = CO(g)反应热的计算根据盖斯定律：q1(298.15K) = q2(298.15K) + q3(298.15K)q2(298.15K) = q1(298.15K) －q3(298.15K)= (－393.5) – (－283.0) = －110.5 kJ·mol-11.2.2 能量守衡定律一. 基本概念：1. 状态和状态函数：状态：所谓系统的状态就是指用来描述这个系统的诸如温度、压力、体积、质量和组成等物理性质和化学性质的总和。
当这些性质都有确定值时就说系统处于一定的状态。
要了解系统变化中所发生的能量转换关系，就需要确定系统的状态——始态和终态。
状态函数：个别用来描述系统状态的这些性质或物理量叫做状态函数。
例如，P、V、n、T 等。
状态函数的特点：（1）一个状态函数就是系统的一种性质，系统的状态确定以后，它就具有一定的数值。
（2）条件变化时，状态也发生变化。
而状态函数的变化只决定于系统的始态和终态，而与变化过程的具体途径无关。
2. 热和功：热：通常把由于温度不同而在系统和环境之间传递的能量叫做热。
用符号q表示。
热力学规定：系统从环境吸收热q为正，即q＞0；系统向环境放热q为负，即q＜0。
单位为，J或kJ。
功：通常将除了热的形式以外的各种被传递的能量叫做功。
用符号w表示。
热力学规定：环境对系统做功w为正，即w＞0；系统对环境做功w为负，即w ＜0。
单位为，J或kJ。
功有多种形式，热力学常将功分为两种，即体积功和非体积功。
这里重点介绍体积功。
体积功为：w = －pΔV热和功总是与状态的变化联系的，所以，热和功不是状态函数，只是系统变化时与环境交换能量的一种形式。
3. 内能（热力学能）：内能：系统内各种物质的微观粒子都在不停地运动和相互作用着，以各种形式的能表现出来，如分子平动能、分子转动能、分子振动能、分子间势能、原子间键能、电子运动能、核内基本粒子间核能等。
系统内部这些能的总和叫做系统的内能，以U表示。
单位为，J或kJ。
系统一定，其内能也一定，所以内能是状态函数。
由于系统内部质点运动、相互作用很复杂，所以，内能的绝对值目前无法测定。
但是内能的变化量（ΔU）是可以测定的。
4. 能量守恒定律：在任何过程中能量是不会自生自灭的，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变，这就是能量守恒与转化定律。
能量守恒定律的数学表达式为：△U = q + w二. 焓：1. 定容下只做体积功的反应或过程：同一反应可以在定容或定压条件下进行；前者如在上述弹式热量计内进行，后者如在敞口容器中进行，此时反应的热效应可分为等容(或定容)热效应与等压(或定压)热效应，分别以q p和q v表示。
如果系统是定容过程（体积不变），则不做体积功，即w = 0，所以, q v = △U2. 定压下只做体积功的反应或过程：如果系统的变化是定压过程，压力保持不变，只是体积由V1变化到V2，这时的反应热是定压反应热q p。
由于，△U = q + ww =－p △V△U = q p－p △V=q p– p（V2-V1）△U = U2-U1q p = （U2 + pV2）－（U1 + pV1）令，H = U + pV则△H = H2－H1热力学上就把H 称为焓。
焓即为系统的内能与系统的体积和压力的乘积之和。
焓是状态函数，ΔH为反应或过程中系统的焓的变化，简称焓变。
q p = （U2 + pV2）－（U1 + pV1）所以，q p= H2－H1 = △H热力学上规定：如果系统从环境吸热，则△H为正值，△H＞0；如果系统向环境放热，则△H为负值，△H ＜0。
如果能确定各系统的焓值，就可以计算反应的焓变，即定压反应的热效应。
1.2.3 标准摩尔生成焓和反应的标准焓变1．物质的标准摩尔生成焓（1）标准条件化学热力学中规定，压力为标准压力(在气体混合物中，系指各气态物质的分压均为标准压力) ，即pψ=101.325 kPa 或溶液中溶质(如水合离子或分子)的浓度(确切地说应为有效浓度或活度)均为标准浓度，即cψ =1mol·L-1的条件为标准条件。
（2）标准状态某物质或溶质是在标准条件下就称之为处于标准状态。
（3）单质和化合物的标准摩尔生成焓标准条件下由指定的单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓，通常选定温度为298.15K，作为该物质在此条件下的相对焓值，以△f H mθ(298.15K)表示，或简写为△f Hθ(298.15K) 。
例如：H2(g)+1/2O2(g) = H2O(l)△Hθ(298.15K) = －285.8 kJ·mol-1△f Hθ(H2O, l, 298.15K)=△Hθ(298.15K) = －285.8 kJ·mol-1指定单质：指在所讨论的温度下及标准压力p⊙时，最稳定的单质。
而任何指定的单质的标准生成焓为零。
即，△f Hθ(指定单质，相态，298.15K) = 0对于水合离子，规定水合氢离子的标准生成焓为零。
即，△f Hθ(H+，aq，298.15K) = 0 2．反应的标准摩尔焓变在标准条件下反应或过程的摩尔焓变叫做反应的标准摩尔焓变，用△r H mθ表示或简写为△Hθ。
CO(g) + 1/2 O2(g) = CO2(g)反应标准焓变的计算△Hθ(298.15K) = ∑｛△f Hθ(298.15K) ｝生成物－∑｛△f Hθ(298.15K) ｝反应物对于反应：aA + bB = gG + dD, 在298.15K时的标准焓变为：△Hθ(298.15K) = ｛g△f Hθ(G, 298.15K) + d △f Hθ(D, 298.15K)｝－｛a△f Hθ(A, 298.15K) +b△f Hθ(B, 298.15K) ｝a 、b不要遗漏。
△Hθ的数值与反应方程式的写法有关。
习题解答：9 （1）解：ΔU－ΔH = －ΔvRT=－4×8.314×（273.15+25）=9.91kJ10 (3) NH3+稀盐酸解：反应方程式为NH3(g)+H+(aq) = NH4+ (aq)△Hθ(298.15K) = ｛△f Hθ(NH4+ ,aq ,298.15K) ｝－｛△f Hθ(H+, aq , 298.15K) +△f Hθ(NH3, g , 298.15K) ｝11. 提示（1）根据方程式和下△Hθ(298.15K) = ∑｛△f Hθ(298.15K) ｝生成物－∑｛△f Hθ(298.15K) ｝反应物（2）根据ΔU－ΔH = －ΔvRT 求Δr U mθw’ =ΔvRT12. 提示：(1) q v =M(C8H18) ×(－47.79)(2) Δr H mθ= ΔU + ΔvRT 而ΔU = q v注意：Δv=(g+d) －(a+b), 要正确的写出方程式。
测验：1. 第35页习题4；2. 习题10（1）、（4）；3. 习题14。
第二章化学反应的基本原理大气污染2．1 化学反应的方向和吉布斯函数变2.1.1 影响反应方向的因素自发反应或过程：这种在给定条件下不需要外加能量而能自己进行的反应或过程叫做自发反应或过程。
1．反应的焓变远在一百多年前，有些化学家就提出，在反应过程中，系统有趋向于最低能量状态的倾向，常称其为能量最低原理。
即，放热越多（ΔH＜0），物质间的反应越可能自发进行。
而许多能自发进行的反应或过程都是放热的例如：C(s)+O2(g) = CO2(g)△Hθ(298.15K) = －393.5 kJ·mol-1Zn(s)+2H+(aq) = Zn+(aq)+H2(g)△Hθ(298.15K) = －153.9 kJ·mol-1但有些吸热反应也能自发进行例如：H2O(s) →H2O(l)T＞273.15K ΔH ＞0NH4Cl(s) →NH4+(aq)+Cl-(aq)△H(298.15K) = 9.76 kJ·mol-1CaCO3(s) →CaO(S)+CO2(g)△H(1183K) = 178.32 kJ·mol-1这说明放热（ΔH＜0）使系统的能量趋于最低只是有助于反应自发进行的因素之一，而不是唯一的因素。