第二单元 化学反应的方向和限度
化学反应的方向速率和限度
等温等压的封闭体系内，不作非体积功的前提下，
任何自发过程总是朝着吉布斯自由能（ G=H-
TS衡），减小的方向进行，rGm
=0 时，反应达平
体系的 G 降低到最小值，此式为著名的吉布斯最
小自由能原理。
（五）热化学反应方向的判断
1 、标准状态下，反应方向的判断
标准态下，rG吉m 布斯r公H m式变T 为
0K 时，任何纯净的完整晶态物质的熵值 规定为 0 ，即 So=0.
若一纯晶体从 过程的熵变S量
0K→TK ：
其熵值为
ST
，则此
S =ST-S0=ST-0=ST—— 即该纯物质在 TK 时的熵。
在 TK ，标准态下，某单位物质的量纯物质的熵值，
称为标准摩尔熵 Sm ，单位为“ J·mol-1·K-1” 。
1878 年美国著名物理化学家吉布斯提出摩尔吉布斯自 由能变量（简称自由能量）rGm ：
在等温、等压条件下， rGm= r Hm -T r Sm —— 吉布斯公式 + +( 吸热 ) -( 熵减 ) 自发过程，反应正向进
行
-
进行
-( 放热 ) +( 熵增 ) 非自发过程，反应逆向
0
平衡状态
分析 NH4Cl （ s ）常温下的溶解， CaCO 3 （ s ）在 850℃ 下的分解均有体系混乱程 度增大的过程发生，及可能还有温度的影 响。
（三）化学反应的熵变
熵——描述物质或体系混乱程 度（粒子运动）大小的物理量（热力学中）。 符号为“ S” ，它也是体系自身的属性，所以 熵也是状态函数，物质（或体系）的混乱度 越大，熵值越大。
/ （ J·mol-1·K-1 ） 92.6
39.75 213.7
化学反应的方向、限度和速率
第2章化学反应的方向、限度和速率一、在温度、压强一定的条件下，化学反应方向的判据为：，反应能自发进行；，反应达到平衡状态；，反应不能自发进行。
二、化学平衡1．化学平衡常数（1）对于化学反应：aA＋bB cC＋dD，化学平衡常数K＝，浓度商Q＝。
（2）Q＞K，；Q＝K，；Q＜K，。
2．对于化学反应：aA＋bB cC＋dD，反应物A的平衡转化率α（A）＝。
3．反应条件对化学平衡的影响（温度、浓度、压强）三、化学反应速率1．化学反应速率v＝。
对于反应aA＋bB === dD＋eE：v＝＝＝＝2．影响因素（浓度、温度、催化剂）考点一：化学反应的方向1．已知反应3O2（g）===2O3（g）的ΔH<0,ΔS>0，下列对此反应的叙述正确的是（）A．该反应在任何情况下均能自发进行B．该反应在任何情况下均不能自发进行C．该反应在一定条件下能自发进行D．条件不足，无法判断考点二：化学平衡的移动1．对某一可逆反应来说，使用催化剂的作用是（）A．提高反应物的平衡转化率B．以同等程度改变正逆反应的速率C．改变平衡混合物的组成D．增大正反应速率，减小逆反应速率2．增大压强，对已达到平衡的反应3P（g）+ Q（g）2R（g）+ 2G（s）产生的影响是（）A．正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动B．正反应速率减小，逆反应速率增大，平衡向逆反应方向移动C．正、逆反应速率都不变，平衡不发生移动D．正逆反应速率都增大，平衡向正反应方向移动3．下列各反应达到平衡后，加压或降温都能使化学平衡向逆反应方向移动的是（）A．2NO2N2O4（正反应为放热反应）B．C（s）+ CO22CO（正反应为吸热反应）C．N2 + 3H22NH3（正反应为放热反应）D．H2S H2 + S（s）（正反应为吸热反应）4．在一定条件下，在体积可变的容器中建立以下平衡：2NO2（g）N2O4（g）（正反应为放热反应）保持其它条件不变，只改变下列中的一个条件时，混合气体的颜色肯定加深的是（）A．降低温度B．使用适当催化剂C．容器体积扩大至原来的2倍D．容器体积缩小至原来的1/2 5．可逆反应a X（g）+ b Y（g） c Z（g）在一定条件下达到化学平衡，c（Z）＝2 mol/L。
化学反应的方向和限度-热力学第二定律
化学反应方向受到温度、压力、浓度等条件的影 响，不同条件下反应方向可能不同。
化学反应限度概念
01
化学反应限度指的是在给定条件下，反应物转化为产物的最 大程度或最终状态。
02
化学反应限度可以通过实验测定，如测定平衡常数、转化率 等参数来描述。
03
开发新能源技术
热力学第二定律对于新能源技术的开发具有重要指导作用，例如在太阳能、风能等可再生能源的利用中，可以通过热 力学分析来提高能量转换效率。
促进环保和可持续发展
热力学第二定律的应用有助于促进化学工业的环保和可持续发展，通过优化能源利用和减少废弃物排放， 降低对环境的负面影响。
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效率无法达到100%。
热力学第二定律还指出了提 高能量转换效率的途径，即 通过减少不可逆损失和降低 环境温度等方式来提高能量 转换效率。
03 化学反应中能量转换与方 向判断
能量转换类型及特点
吸热反应
反应物吸收能量，转化为产物，反应过程中体系温度 升高。
放热反应
反应物释放能量，生成产物，反应过程中体系温度降 低。
熵增原理的意义
揭示了自然界中不可逆过程的普遍性 和绝对性，即一切与热现象有关的实 际宏观过程都是不可逆的。
热力学第二定律与能量转换关系
热力学第二定律指出了能量 转换的方向性和限度，即能 量转换必须遵守热力学第二
定律的限制。
在能量转换过程中，总会有 一部分能量以热能的形式散 失到环境中，导致能量转换
催化剂的选择性
某些催化剂可能对特定的反应具有选择性，即它们可能只 加速某一特定的反应步骤或某一特定的产物生成。
化学反应的方向和限度
化学反应的方向和限度规律和知识点总结：1.可逆反应和不可逆反应：(1)可逆反应：在同一条件下，同时向正、逆反应方向进行的化学反应。
(2)判断一个反应是不是可逆反应就看是不是在同一条件下向正、逆反应方向同时进行。
2.化学反应的方向：(1)自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应成为自发反应。
无需外界帮助≠在一定条件下才能进行或者不能进行完全的反应，例如：酒精的燃烧需要点燃，铁粉和硫粉的反应需要加热，植物的光合作用需要光照等等的反应，都是自发反应。
因为在所需的条件下，反应一旦发生便能自发进行下去。
因而，自发反应与反应条件没有必然联系。
(2)能量判据：∆H < 0多数能自发进行的化学反应是放热的。
并且反应放出的热量越多，体系能量降低得也越多，反应约完全。
规律：①一般来说，如果一个过程是自发的，则其逆过程往往是非自发的。
②自发反应和非自发反应是可能相互转化的，某一条件下的自发反应可能在另一条件下是非自发反应。
例如2NO + O2＝ 2NO2，在常温下是自发反应，在高温下，其逆反应是自发反应。
③吸热的自发过程或者自发反应：a. 室温下冰块融化b. 硝酸铵的溶解c. N2O5和(NH4)2CO3的分解(3)熵增加判据：∆S > 0常见的熵增加反应：(1)产生气体的反应：例如双氧水的分解(2)高温下能够自发进行的反应：例如碳酸钙高温下分解(4)化学反应方向的判据：在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向∆H - T∆S < 0的方向进行。
3.化学平衡状态：(1)研究对象：可逆反应(2)概念：在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应物各组分浓度保持不变的状态。
(3)化学平衡需要注意的几点：①前提是“一定条件下的可逆反应”②实质是“正反应速率和逆反应速率相等”③标志是“反应混合物中各组分浓度保持不变”(4)化学平衡状态的特征：①逆：可逆反应②等：v正＝ v逆 > 0③动：动态平衡④定：各组分浓度保持不变⑤变：外界条件改变时，化学平衡被破坏，并在新条件下建立新的化学平衡。
第二章化学反应的方向速率和限度
ΔrGm={ΔfGm(CaO)+ΔfGm(CO2)}-ΔfGm(CaCO3) ={(-604.03)+(-394.359)-(-1128.79)} kJ· mol-1 =130.40 kJ· mol-1>0
在298.15K、标准态下, 分解不能自发进行。
(2)解法
ΔfHm/(kJ· mol-1) -1206.92 -635.09 -393.509 Sm/(J· mol-1· K-1) 92.9 39.75 213.74 ΔrHm=[ΔfHm(CaO)+ΔfHm(CO2)]-ΔfHm(CaCO3) ={[(-635.09)+(-393.509)]-(-1206.92)} kJ· mol-1 =178.32 kJ· mol-1 ΔrSm=[Sm(CaO)+Sm(CO2)]-Sm(CaCO3) =[(39.75+213.74) - 92.9] J· mol-1· K-1 =106.6 J· mol-1· K-1 ΔrGm(298.15K)=ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K) ΔrGm=[178.32-298.15×106.6×10-3] kJ· mol-1 =130.4 kJ· mol-1>0
熵是描述物质混乱度大小的物理量。
物质(或体系) 混乱度越大,对应的熵值越大 符号：S 单位: JK-1
在0K时,一个纯物质的完美晶体, 其组分粒子(原子、分 子或离子)都处于完全有序的排列状态, 混乱度最小, 熵 值最小。——热力学第三定律。 把任何纯物质的完美晶体在0K时的熵值规定为零 S0（完整晶体，0K)＝0
ΔrGm(T) = ΔrHm(T)- TΔrSm(T) ≈ ΔrHm(298.15K)- TΔrSm(298.15K)
化学反应方向和限度
√
能够说明N2 + 3H2 2NH3反应在密闭容器 中已达到平衡状态的是 ：
√
√
⑥ 某时间内断裂3molH-H键的同时，断裂6mol N-H键 ⑦容器内质量不随时间的变化而变化 ⑧容器内压强不随时间的变化而变化 ⑨容器内密度不再发生变化 ⑩容器内的平均摩尔质量不再发生变化
判断化学平衡状态的方法
项目 m A(g) + n B (g) p C (g) +q D (g)
且v(正)>v(逆)
⑬一段时间后有什么特征？ v(正)=v(逆) c(SO2) c(O2) c(SO3)均不再变化
这时，SO2、O2的消耗量等于SO3 转化生 成SO2、O2的量。
2SO2+O2
速 率 v(正) v(逆)
2SO3
2SO2+O2
2SO3
相等
时间
不平衡状态
化学平衡状态 （动态平衡）
2、化学平衡状态（x38)
放热反应和吸热反应自发原因？
3.化学反应方向的判据：
正确判断一个化学反应 是否能够自发进行:
必须综合考虑反应的①焓变△H和②熵变△S
恒温恒压时判断反应是否能够自发进行 △H ＜0 △S>0一定自发
△H >0 △S＜0 一定不能自发
△H ＜0 △S＜0在低温是自发反应,在高温是非自发
△H >0 △S>0低温非自发反应,在高温是自发反应
①定义： 在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆 反应的速率相等，反应物和生成物各组分浓 度保持不变的状态。 注 意 三 点 前提（研究对象）：可逆反应 内在本质：v(正)= v(逆) ≠0 外在标志：反应混合物中各组分
的浓度保持不变
化学反应的方向和限度
2、速度-时间图：可用于：
1) 表示反应速率的变化和化学平衡的移动。 2) (已知反应)判断引起平衡移动的因素。 A(g)+2B(g) 2C(g) v v正 •引起平衡移动的因素是 增大反应物浓度，平衡 v逆 将向 方向移动。 正 t t1 t2 0 v • 引起平衡移动的因素是 v正 减小生成物浓度，平衡 v逆 将向 正 方向移动。 t t t 1 2 0
△H － T· △S ﹤0 △H － T· △S ﹥0
反应能自发进行 反应不能自发进行 反应达到平衡状态
△H － T · △S ﹦0
二、化学反应的限度
1、可逆反应 （1)概念 在相同条件下同时向正逆两个方向进行的反应 （2）特征 在一定条件下反应物不能全部转化成产物， 只能进行到一定程度
2.化学平衡状态
第一讲化学反应 的方向和限度
成武二中
李亚楠
一、化学反应的方向
1、 放热反应过程使体系的能量降低，具 有自发进行的倾向 ①吸热反应一定不能自发进行
NH4HCO3(固)+CH3COOH
×
②在常温下不能自发进行吸热反应，在高温 下也一定不能自发进行
×
CaCO3的分解
焓变不是决定反应能否自发进行的 唯一因素
①若m+n≠p+q，总压强一定（其他条件不变）
是 不一定 是 不一定
压强
②若m+n=p+q，总压强一定（其他条件不变） 混合气体 相对平均 分子质量 （ M） ①M一定，m+n≠p+q ②M一定，m+n=p+q
温度
体系的 密度（ρ )
任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度 一定（其他条件不变）
密度一定
化学反应的方向和限度
化学反应的方向和限度1.熵：衡量一个体系混乱度的物理量，符号为S。
体系中微粒之间无规则排列的程度越大，体系的熵越大。
2．熵变：反应前后体系熵的变化，符号为ΔS。
(1)若发生变化后体系的混乱度增大，该过程的ΔS>0；反之，ΔS<0。
(2)同种物质，三态熵值大小顺序为S(g)>S(l)>S(s)。
3．熵变与化学反应方向的关系化学反应的ΔS越大，越有利于反应自发进行。
体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。
判断反应的自发性必须综合考虑反应的焓变和熵变。
在恒温、恒压时，1．ΔH<0，ΔS>0，则反应一定能自发进行；2．ΔH>0，ΔS<0，则反应一定不能自发进行；3．ΔH<0，ΔS<0或ΔH>0，ΔS>0，反应可能自发进行，也可能不自发进行，与反应的温度有关。
反应方向的判据为ΔH－TΔS。
ΔH－TΔS<0 反应能自发进行ΔH－TΔS＝0 反应达到平衡状态ΔH－TΔS>0 反应不能自发进行H2的燃烧是自发反应吗？该过程体系的能量和熵如何变化，说明什么问题？【答案】H2的燃烧属自发反应，该过程放出热量，体系能量降低，但熵减小，说明判断一定反应进行的方向要综合考虑焓判据和熵判据。
1．常见的自发过程和自发反应(1)自然界中水总是从高处往低处流；(2)电流总是从电位高的地方向电位低的地方流动；(3)室温下冰块自动融化；(4)铁器暴露在潮湿空气中会生锈；(5)甲烷与氧气混合遇火就燃烧；(6)锌与CuSO4溶液会自动反应生成Cu和ZnSO4等是自发过程，其逆向都是非自发过程。
2．自发过程和自发反应可被利用来完成有用功。
如向下流动的水可推动机器，甲烷燃烧可在内燃机中被利用来做功，锌与CuSO 4溶液的反应可被设计成原电池，可将氢气燃烧反应设计成燃料电池等。
3．非自发过程要想发生，则必须对它做功，如利用水泵可将水从低处流向高处，通电可将水分解生成氢气和氧气。
化学反应的方向、速度和限度
增加来表 示 。 aA + bB → cC + dD
t1时的浓度 c(A)1 c(B)1 c(C)1 c(D)1
t2时的浓度 c(A)2 c(B)2 c(C)2 c(D)2
∆t=t2-t1、∆c=c2-c1 则平均速率为
(A) =
-
∆c(A) ∆t
(B) =
-
∆c(B) ∆t
(C) =
∆c(C) ∆t
2.2.2 化学反应的活化能
1 活化分子
p 分子碰撞理论认为：
反应物分子 (或原子、离子) 之间必须相互碰撞，才有可能发生化 学反应。
但反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。绝大多数碰 撞是无效的弹性碰撞，不能发生反应。
对一般反应来说，事实上只有少数或极少数分子碰撞时能发生反 应。
第二章 化学反应的方向、速率和限度 1 活化分子
开始浓度/(mol·L-1) 2.10
00
100秒浓度/(mol·L-1) 1.95 300秒浓度/(mol·L-1) 1.70 700秒浓度/(mol·L-1) 1.31
0.30 0.075 0.80 0.20 1.58 0.395
随着反应的 进行,速率 逐渐减小
υ(N2O5)1=
-
∆c(N2O5) ∆t
能量(E)之差。 Ea = E* - E
例
N2O5
→
2NO2
+
1 2
O2
325K时 E*=106.13kJ·mol-1, E=4.03kJ·mol-1
Ea=E*-E=(106.13-4.03)kJ·mol-1=102.10kJ·mol-1
p 大部分分子的能量接近E值，能量大于E分子只占少数。 p 非活化分子要吸收足够的能量才能转变为活化分子。
第二章 化学反应进行的方向和限度
分压定律
组分气体： 理想气体混合物中每一种气体叫做组 分气体。 分压： 组分气体B在相同温度下占有与混合 气体相同体积时所产生的压力，叫做组分 气体B的分压。 n B RT pB V
混合气体的总压等于混合气体中各组分 气体分压之和。 p = p1 + p2 + pi 或 p = pB
2.2.2 熵变与变化方向 那么仅用标准熵变能否判断恒 温恒压条件下变化的方向呢？
判据 ΔrS>0时，变化应该可以自发进行； 而ΔrS<0时，变化应该不能自发进行。
例（2） 例计算反应 2NO（g）＝N2（g）+O2(g)的 标准熵变。查表可知 SΘm/J· mol-1· K-1 210.7 191.5 205.0 则 ΔrSΘm＝-24.9 J· mol-1· K-1 <0 这一反应的标准熵变虽然小于零，但仍可 以自发进行。这是因为前面已经计算该反 应的标准焓变也小于零，即是放热反应， 从能量角度来看该反应应该可以自发进行。 由这一个例子可以看出，在等温、等压条 件下，应该从能量和混乱度两方面综合考 虑一个化学反应的方向。
2. 反应的吉布斯函数变的计算 （1）标准摩尔生成吉布斯函数 在一定温度、标准状态下，由最稳定单质 生成单位物质的量（1mol）的纯物质时 反应的吉布斯函数变叫做该物质的标准 （摩尔）生成吉布斯函数。用符号ΔfGmΘ表 示，常用单位为kJ· mol-1。稳定单质的 ΔfGmΘ=0。
(2)反应的标准吉布斯函数变的计算 反应的标准吉布斯函数变ΔrGmΘ，可以用物质 的标准生成吉布斯函数（ΔfGmΘ）来计算。对 于反应 aA+fF=gG+dD 而言，也有
H 826 . 7 10 T 15395 K S 53 . 7
化学反应方向和化学反应的限度
一、化学反应的方向
1.自发过程：在一定条件下不需外力帮助（如光、电）
就能自动进行的过程(包括物理变化和化学变化).
2.非自发过程 ：在一定条件下下，需要外界做功才能 进行的过程。
3.自发过程的特征：有明确的方向性 (要逆转必须借助 外界做功)；具有做功的本领。
同条件下，自发变化的逆过程是非自发过程； 自发变化或非自发变化是在给定条件下而言的，若 条件改变，自发过程可转变为非自发过程，而非自发 过程可转变为自发过程；
有序
混乱
2、熵判断
1）熵(S)：衡量一个体系混乱度的物理量叫做熵。 在一个有大量微粒构成的体系中，微粒之间无规则排
列的程度越大，体系的熵越大。
2）熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变。 用△S表示。
△S = S生成物总熵 － S反应物总熵
如果发生反应后体系的混乱度增大，该过程的△S > 0； 反之，发生反应后体系的混乱度减小，△S < 0 。
C. 一个反应能否自发进行取决于该反应放热 还是吸热
D. 一个反应能否自发进行，与焓变和熵变的 共同影响有关
练习：下列说法中正确的是 D
A．某反应低温条件下能自发进行，那么高温条 件下也一定能自发进行
B．某反应高温条件下不能自发进行，那么低温 条件下也不能自发进行
C．反应方向是由焓变和熵变共同决定的，与反 应温度无关
自发进行的原因是 D
A.是吸热反应 B.是熵减少的反应 C.是放热反应 D.熵增大效应大于能量效应
P45 问题解决 几种变化的方向性
变化
焓变 熵变 方向性
CO2(s) → CO2(g)
> 0 > 0 自发进行
2Mg(s) + O2(g) = 2MgO(s) < 0
化学反应的方向和限度ΔH-TΔS=自发ΔH-TΔS＞ΔH
(3)化学平衡常数
对于反应aA(g)＋b
[C]c·[D]d K＝ [A]a·[B]b
cC(g)＋dD(g)
(4)化学平衡常数与化学反应限度的关系 平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，K 越大 ，说
明反应可以进行得越完全。
3．平衡转化率
对于上例反应中A(g)的平衡转化率可表示为：
A的初始浓度－A的平衡浓度
应，由于书写方式不同，各反应物、生成物的计量数不同，平衡常 数的表达式也不同，对于给定的化学反应，正、逆反应的平衡常数 互为倒数。
(3)给定化学反应的平衡常数只与温度有关，与其他因素无关。 对于同类型反应，K 的大小反映了化学反应可能进行的程度(限度)， K 越大，反应进行得越完全。
2．平衡转化率 同一反应中的不同反应物的转化率可能不同，但当反应物之间 起始投料物质的量之比恰好等于化学计量数之比时，反应物的平衡 转化率是相等的。 相同条件下，增大某一反应物的浓度，可以提高另一反应物的 转化率，而本身的转化率减小。
1．下列关于判断过程方向的说法正确的是( ) A．所有自发进行的化学反应都是放热反应 B．CO2与NaOH的反应能自发说明反应后熵增大 C．由焓判据和熵判据组合而成的复合判据，将更适合于所有 的过程 D．同一物质的固、液、气三种状态的熵值相同 解析：许多吸热反应也能自发进行，A错；CO2与NaOH的反应 是熵减小的反应，能自发说明该反应是放热反应，B错；同一物质 S(固)<S(液)<S(气)，D错。 答案：C
动； ②反应物浓度减小或生成物浓度增大时，平衡向 逆反应方向 移
动。
(3)压强的影响 ①Δνg＝0，改变压强，化学平衡状态 不变 。 ②Δνg>0，增大压强，平衡逆向 移动； 减小压强，平衡 正向 移动。 ③Δνg<0，增大压强，平衡 正向 移动； 减小压强，平衡 逆向 移动。
知识点总结1 化学反应的方向和限度
知识点1·化学反应的方向和限度一、 化学反应的方向（一）相关概念（1）自发过程：在一定温度和压强下，不需借助光、电等外部力量就能自动进行的过程。
（2） 自发反应：在一定温度和压强下，无需外界帮助就能自动进行的反应，称为自发反应。
注：自发自发过程可以是物理过程，不一定是自发反应。
但自发反应一定是自发过程。
（3） 自发反应与非自发反应注：a. 自发反应与非自发反应是可以相互转化的，某一条件下的自发反应在另一条件下可能是非自发反应。
如常温下，2NO + O 2 == 2NO 2是自发反应；高温下，其逆反应是自发反应。
b. 大部分自发反应在常温常压下即可自发进行且进行完全，如酸碱中和反应等。
但在一定条件下才能进行的反应也可能是自发反应，如氢气的燃烧需要点燃，但属于自发反应，所以自发反应与反应条件无必然联系。
例1-1： 过程的自发性的作用是（ A ）A. 判断过程的方向B. 确定过程是否一定发生C. 判断过程发生的速率D. 判断过程的热效应 例1-2： 下列过程是非自发的是（ D ）A. 水由高处向低处流B. 天然气的燃烧C. 铁在潮湿的空气中生锈D. 室温下水结成冰（二）化学反应方向的判据 1. 反应焓变与反应方向2. 反应熵变与反应方向（1）熵① 熵：在密闭条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向，这种推动体系变化的因素称为熵。
符号：S ，单位：J ·mol -1·K -1或J/(mol ·K)。
② 实质：熵是衡量体系混乱度大小的物理量，即表示体系的不规则或无序状态程度的物理量，是物质的一个状态函数。
熵值越大，体系的混乱度越大。
③ 影响熵（S ）大小的因素a. 同一条件下，不同的物质熵值不同。
b. 同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关，如对同一物质而言：S(g) ＞ S(l) ＞ S(s)。
c. 与物质的量的关系：物质的量越大，分子数越多，熵值越大。
（2）熵变① 熵变：反应前后体系熵的变化称为熵变，符号为：△S ，单位为：J ·mol -1·K -1或J/(mol ·K)。
第二单元化学反应的方向和限度
第二单元化学反应的方向和限度第1课时化学反应的方向【学习目标】能初步根据反应的焓变、熵变判断化学反应的方向。
【阅读教材】P42－46１．P42“你知道吗”为什么室温下冰会融化?美丽的瀑布为何总是从高处落向低处?：在一定温度和压强下，反应。
４．研究表明，对于化学反应而言，绝大多数热（△H 0）反应都能自发进行，且反应放出的热量越多，体系能量降低得也越多，反应越。
５．P43“观察与思考”NH4Cl+ Ba(OH)2·8H2O－（△H 0）为什么能自发：６．熵：衡量一个体系的物理量叫做熵，用符号表示。
如果发生变化后体系的混乱度增大，该过程的△S 0；反之，△S 0。
同温同压下，同一种物质，在不同状态下，S（固）< S（液）< S（气）。
７．研究表明，大多数自发反应有趋向于体系混乱度（即△S 0）的倾向。
例1．判断正误：（2013·江苏·11）A．反应NH3(g)+HCl(g) = NH4Cl(s)在室温下可自发进行，则该反应的△H<0 （2012·江苏·10）A．CaCO3(s) =CaO(s)+CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的△H<0 （2011·江苏·12）A．一定温度下，反应MgCl2(1) = Mg(1)+ Cl2(g)的△H>0，△S>0. （2010·江苏·08）B．常温下，反应C(s) +CO2(g)＝2CO(g)不能自发进行，则该反应的△H>0【解题策略】２．气体物质的量增多，△S>0。
【目标达成】１．下列变化过程中，△S<0的是（）A．氯化钠溶于水中B．NH3(g)与HCl(g)反应生成NH4Cl(s)C．干冰（CO2）的升华D．CaCO3(s)分解为CaO(s)和CO2(g)２．判断下列反应的△H、△S 大于零还是小于零，并指出反应在什么条件下能自发进行。
第2讲 化学反应的方向和限度
第2讲 化学反应的方向和限度１．可逆反应：在 相同 条件下，既能向 正反应 方向进行又能向 逆反应方向进行的反应，特征是反应物与产物共存，如Cl 2+H 2O HCl+HClO 。
H 2O 电解生成H 2和O 2，与H 2和O 2点燃生成H 2O 不属于可逆反应，因为条件不同。
２．化学反应的方向：（1）熵：①概念：衡量一个体系混乱程度的物理量叫做熵，符号S 。
②熵变：△S>0，熵增加，混乱度增加；△S<0，熵减小，混乱度减小。
③同一种物质，三种状态下，熵值的大小顺序：S （气）> S （液）> S （固）。
（2）焓变△H ：放热，△H < 0 ，吸热，△H > 0 。
（3）判断化学反应的方向：自发反应一般能量降低，混乱度增加。
①△H<0，△S>0，反应一定自发进行；②△H>0，△S<0，反应一定不自发进行③△H>0，△S>0，高温自发进行；④△H<0，△S<0，低温自发进行例1．对于化学反应方向的确定不仅与焓变（△H ）有关，也与温度（T ）、熵变（△S ）有关，实验证明，化学反应的方向应由△H －T △S 确定，若△H －T △S<0，则自发进行，否则不能自发进行。
下列说法中，正确的是 （ ）A ．在温度、压力一定的条件下，焓因素和熵因素共同决定一个化学反应的方向.B ．温度、压力一定时，放热的熵增加反应一定能自发进行.C ．反应焓变是决定反应能否自发进行的惟一因素D ．固体的溶解过程与焓变有关【答案】AB３．化学平衡状态（1）化学平衡状态的建立：在一定条件下，将0.02 mol CO 和0.02 mol H 2O(g)通入2 L 密闭容器中，进行反应：CO+H2O CO 2+H 2① 反应刚开始时，反应物浓度 最大 ，正反应速率 最大，生成物浓度为 0 ，逆反应速率为 0 。
② 反应进行中，反应物浓度逐渐 减小，正反应速率逐渐 减小，生成物浓度逐渐 增大，逆反应速率逐渐 增大。
化学反应的方向和限度
化学反应的方向和限度
化学反应的方向和限度是描述一种反应发生的过程，反应的进程受到环境条件和反应本身
的限制，这就是化学反应的方向和限度。
常规的化学反应是物质之间的相互作用，这种相
互作用有一定的方向性，它们一起参与到反应中，经过一定的变化，形成更稳定的产物。
我们将理解反应方向和限度对改变化学反应特性和结果至关重要。
反应的方向主要有两种：向前反应和向后反应。
前者是指从反应物本身到产物的反应，是
反应能量减小，热力学有利的反应；后者是指从产物反应到反应物，需要外加一定的能量
才能进行，热力学不利的反应。
对于一个反应，这两种方向反应的反应程度是不同的，反
应方向的不同，也将相应的影响反应的结果。
反应限度是指反应物在一定条件下，以某��单位时间内，转化为稳定产物的最大限度。
它受许多因素的影响，包括反应物的物性、温度、压力、添加剂等。
同样，反应的限度也
会影响反应的结果。
当反应发生之初，反应物的摩尔分数较高，则反应在低转化度下就停止，转化度越低，反应最终的可溶性或最终的产物的选择性也越高。
理解反应的方向和限度有助于更好的控制化学反应，使反应效率最大化，也可以有效的控
制反应的结果和成分。
此外，对反应的总能耗和对环境的污染程度也有帮助。
当反应物在
有限的特定条件下进行反应，可以获得较高的反应程度和转化率，从而减少能耗和减少污
染物的释放。
总而言之，反应的方向和限度是理解和控制化学反应的关键。
可通过观测反应物产物比例、研究反应的温度、压力、添加剂的量，来控制化学反应的方向和限度，使反应在一定的条
件下发挥最佳效果。
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假设此温度下K=1×10 ,则 由②的计算结果， 达到平衡状态？若要达到平衡，反应应向 NO的平衡浓度为多大？此时 ，为什么？ 你推测该反应进行 反应进行的程度又如何？ 的程度如何？
方向进行
利用Q（浓度商）和K的相对大小判断反应是 否达到平衡或反应进行的方向
cc (C) c d(D) Q=
任意状态
698.6 ② 11.354
9.044 0 9.04 0 0
平衡浓度
[HI]
（
10-3mol/L-1
）
c(HI)
0 0 10.69 0 16.55 12 .58
[H2]
1.831 3.560 1.141 4.560 3.390 2.580
[I2]
3.129 1.250 1.141 1.950 3.390 2.580
1.2.4 化学平衡常数
活动探究: 已知反应H2 (g)＋I2 (g) 2HI (g) ，△Ｈ< 0。现在 698.6K和798.6K时分别用不同起始浓度的H2、I2(g)、HI进行反应， 平衡后得到以下实验数据。
初始浓度 序 (K） 号 （ 10-3mol/L-1 ）
温度 c(H2) c(I2) ① 10.677 11.695
Kp
[PH 2 / P ]4
H 2O
298K时，向某密闭容器中充入N2、O2发生反应N2(g) + O2(g) 2NO(g) 达到平衡。 ； ①写出该反应的平衡常数表达式
②若298K时，K=1×10-30 ，测得平衡时N2 与O2 的浓度均 为1mol/L，试求NO的平衡浓度； ③保持温度不变，测得某一时刻，N2、O2、NO浓度分别 为10mol/L、10mol/L、1×10-5mol/L，此时该反应是否 30
K表达式
3
4 5 6
N2(g)+ 3 H2(g) Fe(s) + CO2(g) H+(aq)+Br-(aq)+HBrO Ag+(aq) + Cl-(aq)
(aq)
书写K应注意的事项：
（1）反应方程式的书写不同，平衡常数值不同。
如：273 k 时，反应 N2O4(g) = 2NO2(g)
的平衡常数 K c
A的初始浓度
A的初始浓度—A的平衡浓度
C0(A)—[A] = ————————x100% C0(A)
练习
1200℃时测得反应H2(g)+CO2(g) H2O(g)+CO(g)
的平衡常数K为2.25。若反应从H2(g)和CO2(g)开始，
且H2(g)和CO2(g)的初始浓度均为0.0100mol·-1时，计 L 算各物质的平衡浓度及H2和CO2的平衡转化率。
[HI]
17.67 15.59 8.410 8.590 9.770 7.420
[H2][I2]
[HI]2 [H2][I2]
3084.2 54.4928 3503
54.6067
③
0
6459.5 54.3060 966.037 8.2883 850.149 8.3013 1114.72
④ 11.35
798. 6
= 0.36, 则
K c = 1/0.36 = 2.78 K c = (1/0.36)0.5 = 1.7
反应 反应
2NO2(g) = N2O4(g) NO2(g) = 0.5 N2O4(g)
（2）纯液体、纯固体参加反应时，其浓度（或分压）可认为是 常数，均不写进平衡常数表达式中。 [P / P ]4 Fe3O4(s) + 4 H2(g) = 3 Fe(s) + 4 H2O(g) （3）K 与温度有关， 但与反应物浓度无关。 K 还取决于反应物本性。
2HCl(g)
PCl5(g)(470K)
H2(g)+Cl2(g)(k)
正反应几乎不发生
2、判断反应是否达到平衡或反应进行的方向 。
Q=K
Q>K
处于平衡状态
V正 = V逆
反应向逆向进行 V正 < V逆
Q<K
反应向正向进行 V正 > V逆
二、平衡转化率
aA+bB
cC+dD
a(A)= ——————————— x100%
2.可逆反应２Ａ（g）＋Ｂ（g） Ｃ（Ｓ）＋２ Ｃ（g）在某固定容积的密闭容器中达到化学 平衡的标志是： ②③④⑤⑥⑦
①单位时间生成n molＡ的同时生成n molＣ ②单位时间生成２n molＡ的同时消耗n molＢ ③混合气体的密度不再改变 ④混合气体的压强不再改变 ⑤混合气体的平均相对分子质量不再改变 ⑥Ａ的浓度不再改变 ⑦Ｂ的转化率不再改变
特征
逆：可逆反应 等：正反应和逆反应速率相等 动：动态平衡 定：各组分的浓度或其百分含量 为定值 变：条件变化，化学平衡状态亦发生变化
试一试
1.可逆反应H2 + I2 2HI, 在体积不变 的密闭容器反应,达到平衡状态的标志是:
①单位时间生成n mo氢气的同时生成2n mol碘化氢 ②混合气体的颜色不再改变 ③混合气体的密度不再改变 ④混合气体的压强不再改变 ⑤混合气体的平均相对分子质量不再改变 ⑥单位时间生成1摩尔的氢气同时消耗2摩尔的碘化氢 ⑦混合气体总物质的量不再改变
第二单元
化学反应的方向和限度
1.2.3
化学平衡状态
思考： １． 一个化学平衡状态具有哪些特征？ ２． 化学平衡状态的标志怎样判断？某可逆 反应过程容器的压强不变，能否根据这一 特征判断该反应达到化学平衡状态，为什 么？
化学平衡状态
定义:
指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反 应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保 持不变的状态。
[C]c[D]d
K=
ca (A) c b(B)
[A]a[B]b
3.K的意义
1、根据K的大小判断反应进行的程度。 化学反应
2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g)(570K)
K
约为1059moL· -1 L 约为1moL· -1 L 10－17
反应程度
正、逆反应相当
正反应可接近完全
PCl3(g) + Cl2(g)
⑤ ⑥
0 0
化学平衡常数(K)
1.K的表达式
在一定温度下，对于任何可逆反应： aA（g）+bB（g） cC（g）+ dD（g），
[C]c[D]d
K=
[A]a[B]b
[B]表示物质B在化学平衡时的浓度
2. K的影响因素
对同一化学反应方程式 K 与温度有关， 与反应物浓度无关
试一试 化学反应
1 2
N2(g)+ 3 H2(g) 2 N2(g)+ 3 H2(g) 2NH3(g) FeO(s) + CO(g) Br2(aq)+H2O AgCl(s) NH3(g) 2NH3(g)