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

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

△H   0，△S   0，該反應     （自發或非自發）

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

該反應           （自發或非自發）

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

熱力學是專門研究能量相互轉變過程中所遵循的法則的一門科學。在熱力學研究中，為了明確研究的對象，人為地將所注意的一部分物質或空間與其余的物質或空間分開。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境。熱化學方程式中的H實際上是熱力學中的一個物理量，叫做焓，在化學上表示一個封閉體系中化學反應的能量和對環境所作的功的和。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）－H（始態）。

（1）化學反應中的ΔH是以                         的形式體現的。

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

（2）進一步研究表明，化學反應的焓變與反應物和生成物的鍵能有關。所謂鍵能就是：在101.3 kPa、298 K時，斷開1 mol氣態AB為氣態A、氣態B時過程的焓變，用ΔH₂₉₈（AB）表示；斷開化學鍵時ΔH＞0［如H₂(g)=2H(g)  ΔH= 436 kJ?mol^-1］，形成化學鍵時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在總結大量實驗事實之后認為，只要化學反應的始態和終態確定，則化學反應的ΔH便是定值，與反應的途徑無關。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的熱化學方程式：

                                                            。