（4分）根據(jù)你已有的知識和經(jīng)驗,分析下列過程的焓變、熵變，并判斷反應(yīng)的方向。

（1)H⁺(aq)+OH^-(aq)=H₂O (l)     △S=+80.7J·mol^-1·K^-1

△H   0，△S   0，該反應(yīng)     （自發(fā)或非自發(fā)）

（2)TiO₂(s)+2Cl₂(g)=TiCl₄(l)+O₂(g)        △H=+161.9kJ·mol^-1   △S=-38.4J·mol^-1·K^-1

該反應(yīng)           （自發(fā)或非自發(fā)）

（4分）根據(jù)你已有的知識和經(jīng)驗,分析下列過程的焓變、熵變，并判斷反應(yīng)的方向。
（1)H⁺(aq)+OH^-(aq)=H₂O (l)     △S=+80.7J·mol^-1·K^-1
△H  0，△S  0，該反應(yīng)    （自發(fā)或非自發(fā)）
（2)TiO₂(s)+2Cl₂(g)=TiCl₄(l)+O₂(g)        △H=+161.9kJ·mol^-1  △S=-38.4J·mol^-1·K^-1
該反應(yīng)          （自發(fā)或非自發(fā)）

熱力學(xué)是專門研究能量相互轉(zhuǎn)變過程中所遵循的法則的一門科學(xué)。在熱力學(xué)研究中，為了明確研究的對象，人為地將所注意的一部分物質(zhì)或空間與其余的物質(zhì)或空間分開。被劃分出來作為研究對象的這一部分稱之為體系；而體系以外的其他部分則稱之為環(huán)境。熱化學(xué)方程式中的H實際上是熱力學(xué)中的一個物理量，叫做焓，在化學(xué)上表示一個封閉體系中化學(xué)反應(yīng)的能量和對環(huán)境所作的功的和。一個體系的焓（H）的絕對值到目前為止還沒有辦法測得，但當體系發(fā)生變化時，我們可以測得體系的焓的變化，即焓變，用“ΔH”表示，ΔH＝H（終態(tài)）－H（始態(tài)）。

（1）化學(xué)反應(yīng)中的ΔH是以                         的形式體現(xiàn)的。

對于化學(xué)反應(yīng)A+B=C+D，若H（A）＋H(B)＞H（C）+H(D)，則該反應(yīng)的ΔH為      0（填“大于”、“小于”），該反應(yīng)是            （填“放熱”、“吸熱”）反應(yīng)； 

（2）進一步研究表明，化學(xué)反應(yīng)的焓變與反應(yīng)物和生成物的鍵能有關(guān)。所謂鍵能就是：在101.3 kPa、298 K時，斷開1 mol氣態(tài)AB為氣態(tài)A、氣態(tài)B時過程的焓變，用ΔH₂₉₈（AB）表示；斷開化學(xué)鍵時ΔH＞0［如H₂(g)=2H(g)  ΔH= 436 kJ?mol^-1］，形成化學(xué)鍵時ΔH＜0[如2H(g)=H₂(g)  ΔH= - 436 kJ?mol^-1]。 

已知：H₂(g)+Cl₂(g)=2HCl(g)  ΔH= -185 kJ?mol^-1 

ΔH₂₉₈（H₂）= 436 kJ?mol^-1 ,ΔH₂₉₈（Cl₂）= 247 kJ?mol^-1

則ΔH₂₉₈（HCl）=                  。

（3）Hess G.H在總結(jié)大量實驗事實之后認為，只要化學(xué)反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)確定，則化學(xué)反應(yīng)的ΔH便是定值，與反應(yīng)的途徑無關(guān)。這就是有名的“Hess定律”。

已知：Fe₂O₃(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO₂(g)    ΔH= -25 kJ?mol^-1

      3 Fe₂O₃(s)+CO(g)=2Fe₃O₄(s)+CO₂(g)  ΔH= - 47 kJ?mol^-1

    Fe₃O₄(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO₂(g)     ΔH= 19 kJ?mol^-1

請寫出CO還原FeO的熱化學(xué)方程式：

                                                            。