Q38.
若知反應NH4Cl (s ) ⇌ NH3 (g )＋HCl (g )之平衡常數在25℃及300℃時分別為1.1×10 - 16 及6.5×10 - 2，則對此反應下列敘述何者正確？
化學 · 乙級 · 一般原理 · Q38
難易度分析
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本題需結合平衡常數隨溫度變化的趨勢來判定反應熱，並分析物質狀態改變對熵值的影響，最後透過熱力學自由能公式綜合判斷反應的自發性，涉及多個核心概念的邏輯推導。
正確答案：④在高溫度為自發反應
④ 在高溫度為自發反應:此反應 ΔH > 0（吸熱）且 ΔS > 0（固體分解為兩種氣體，混亂度增加）。根據 ΔG = ΔH - TΔS，高溫時 TΔS 項足以抵消 ΔH，使 ΔG < 0，故在高溫度為自發反應。
錯誤選項解析
- ① 為放熱反應:此反應為吸熱反應而非放熱反應。根據范特霍夫方程式，平衡常數 K 隨溫度升高而增大（從 1.1×10⁻¹⁶ 增至 6.5×10⁻²），表示升高溫度有利於正反應進行，故正反應為吸熱反應（ΔH > 0）。
- ② 在任何溫度都是自發反應:判斷自發反應需以 ΔG = ΔH - TΔS 為依據。此反應雖 ΔS > 0（固體生成氣體，熵增加），但 ΔH > 0，在低溫時 ΔH 項主導，使 ΔG > 0，故低溫下為非自發反應。
- ③ 在任何溫度都是非自發反應:當溫度足夠高時，TΔS 項會超過 ΔH 項，使 ΔG < 0，反應轉為自發。由題目數據可知 K 隨溫度上升而增大，高溫下 K 最終會大於 1，反應即為自發。
Learning Tip
"此類熱力學自發性判斷題型的核心在於掌握 ΔG = ΔH - TΔS 四種組合：① ΔH < 0、ΔS > 0 → 任何溫度皆自發；② ΔH > 0、ΔS < 0 → 任何溫度皆非自發；③ ΔH > 0、ΔS > 0 → 高溫自發（本題）；④ ΔH < 0、ΔS < 0 → 低溫自發。常見陷阱為混淆平衡常數變化趨勢與反應熱的關係：K 隨 T 升高而增大 → 吸熱；K 隨 T 升高而減小 → 放熱。"
學員答題分佈
①為放熱反應0%
②在任何溫度都是自發反應0%
③在任何溫度都是非自發反應0%
④在高溫度為自發反應0%
此答題分佈是根據學員在 LongePass 模擬考等實際作答紀錄計算而成。與考友分享這道歷屆試題與詳細解析！