无机化学是化学的一个重要分支，它主要研究无机物质的性质、组成、结构和反应。第二章“化学热力学基础”是无机化学的核心内容之一，涉及到热力学的一些基本概念和定律，对于理解和预测化学反应的行为至关重要。
我们要掌握四个重要的热力学函数：热力学能（U）、焓（H）、熵（S）和吉布斯自由能（G）。热力学能U代表系统的内部能量，反映了系统与环境的能量交换；焓H是U加上压力与体积变化的功，常用于恒压条件下的热效应计算；熵S是衡量系统无序性的物理量，与系统的混乱程度有关；吉布斯自由能G是预测化学反应自发性的重要参数，G减小的反应通常会自发进行。
热力学第一定律，也称为能量守恒定律，表明在一个封闭系统中，能量既不能被创造也不能消失，只能从一种形式转化为另一种形式。表达式为AU=Q-W，其中AΔU表示系统内能的变化，Q是系统吸收的热量，W是系统对外做的功。
热化学是研究化学反应热的学科，反应热定义为在恒压或恒容且仅做体积功的条件下，化学反应前后温度回到初始状态时体系吸收或放出的热量。标准生成热是指在一定温度下，由标准状态的元素生成1mol纯物质时的热效应。燃烧热则是指在100kPa压强下1mol物质完全燃烧的热效应。
盖斯定律是热化学中的关键概念，它指出化学反应的热效应只与反应物和生成物的状态有关，与反应途径无关。这意味着可以通过已知的分步反应热效应来计算整个化学反应的热效应。
吉布斯-赫姆霍兹公式(ΔG=ΔH-TΔS)是判断化学反应自发性的重要工具，其中ΔG为吉布斯自由能变化，ΔH为焓变，T为绝对温度，ΔS为熵变。如果ΔG<0，反应自发；ΔG>0，反应非自发；ΔG=0，反应处于平衡状态。
在讨论化学反应方向时，会涉及混乱度(熵)、标准摩尔反应熵、标准摩尔反应自由能和标准摩尔反应焓等概念。吉布斯自由能ΔG的负值可以预示反应的自发性，而正值则意味着反应趋向于逆向进行。
通过这些知识点的学习，学生能够进行热力学计算，预测化学反应的自发性，理解反应的热力学限制，并能够解决与热力学相关的实际问题。在习题部分，学生需要熟悉选择题中的各种热力学概念和计算方法，例如区分恒压和恒容反应热，运用盖斯定律解决问题，以及使用吉布斯自由能判断反应自发性的能力。
