第2章 化学反应的能量变化、方向和速率答案
人教版初中高中化学选修一第二章《化学反应速率与化学平衡》知识点总结(含答案解析)
一、选择题1．探究2KMnO 4+5H 2C 2O 4+3H 2SO 4=K 2SO 4+2MnSO 4+10CO 2↑+8H 2O 反应速率的影响因素，有关实验数据如下表所示：A ．a<12.7，b>6.7B ．反应速率快慢：v(实验3)>v(实验1)C ．用H 2C 2O 4表示实验1的反应速率：v(H 2C 2O 4)≈6.6×l0-3mol·L -1·min -1D ．理论上为确保实验成功n(H 2C 2O 4)≥52n(KMnO 4) 答案：B 【详解】A ．对比试验1和2，可知其他条件一样，实验2的温度更高，反应速率更快，反应时间更短，所以a<12.7；对比试验3和4，可知其他条件一样，实验3加了催化剂，反应速率更快，反应时间更短，所以b>6.7，A 正确；B ．对比试验3和1，可知其他条件一样，实验1的浓度更大，反应速率更快，所以v(实验3)<v(实验1)，B 错误；C ．实验1中()4110.14KMnO mol L min 1212v .7--⨯=••⨯，根据化学反应速率之比等于化学计量数之比可知v(H 2C 2O 4)=2.5()1140.14KMnO 2.5mol L min 1212.7v --⨯=⨯••≈⨯ 6.6×l0-3mol·L -1·min -1，C 正确；D ．根据反应：2KMnO 4+5H 2C 2O 4+3H 2SO 4=K 2SO 4+2MnSO 4+10CO 2↑+8H 2O 可知，要保证KMnO 4溶液褪色，即KMnO 4要全部好销，则草酸的物质的量应满足：n(H 2C 2O 4)≥52n(KMnO 4)，D 正确； 答案选B 。
2．在298K 和101KPa 时，2N 2O 5(g)=4NO 2(g)+O 2(g)；△H=+56.7kJ/mol ，能自发进行的合理解释是A．是熵减反应B．是熵增效应大于能量效应C．是吸热反应D．是放热反应答案：B【详解】-<反应才能自发进行， 2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g) Δ0Δ0H T SΔΔ0>>、，298K和H S101KPa时，能自发进行的原因是熵增效应大于能量效应，故选B。
第2章 化学反应的能量变化、方向和速率答案
第2章化学反应的能量变化、方向和速率简答题2-1 在H、U、S和G的状态函数中，哪些没有明确的物理意义？具有明确物理意义的，请说明其物理意义。
解：H是焓，没有明确的物理意义，其定义式为：H = U + PV；U是热力学能，是系统内部能量的总和；S是熵，是描述系统混乱度大小的物理量，物质或系统的混乱度越大，对应的熵值就越大；G是吉布斯函数，又称吉布斯自由能，是能做有用功的能，其定义式为：G = H–T S2-2 物质的混乱度和熵有什么关系？其大小有何规律？解：物质的混乱度越大，对应的熵值就越大。
常见物质的标准摩尔熵值大小的规律如下：实用文档实用文档(1) 同一物质： m(g)S ＞ m(l)S ＞ m(s)S ，如 g)O,m(H 2S ＞ l)O,m(H 2S ＞s)O,m(H 2S ；(2) 同类物质：m S )(摩尔质量大的＞ m S)(摩尔质量小的，如 g),m(I 2S ＞ g),m(Br 2S ＞ g),m(Cl 2S ＞g),m(F 2S ； (3) 摩尔质量相同的物质：m S )(结构复杂的＞ m S )(结构简单的，如 m S l),OH CH (CH 23，＞ m S l),OCH (CH 33； (4) 同一物质： )m(高温S ＞ )m(低温S ，如 g,373K)O,m(H 2S ＞g,273K)O,m(H 2S ； (5) 同一气体： )m(低压S ＞ )m(高压S ，如 )g,100k P ,m(NH a3S ＞ )g,200k P ,m(NH a3S 。
2-3 碰撞理论和过渡态理论的基本要点是什么？两者有什么区别？ 解：碰撞理论的基本要点：在一定的温度下，反应物分子之间的碰撞是使反应进行的必要条件；反应物分子发生的有效碰撞频率越高，化学反应的速率就越快；反应物分子发生有效碰撞要具备的两个条件是具有足够的能量和合适的碰撞方向。
过渡态理论的基本要点：实用文档化学反应不只是通过反应物分子之间的简单碰撞就能完成的，而是在发生碰撞后先形成一个中间的过渡状态，即反应物分子先形成活化配合物，然后在分解成产物。
无机及分析化学二章节化学反应速率
对气体而言,C可以以p表示,如上例
v=k ·C(O2) 或v=k’·p（O2） k大小由实验测得
v2 = kc2(NO2)
3、应用反应速率方程时应注意的问题
速率方程通式: 对于反应 aA+bB=dD+eE
v=k·CAm·CBn 对于基元反应:v=k·CAa·CBb 对于非基元反应:v=k·CAm·CBn 基元反应的a.b 是方程式中的系数, 非基元反应的m.n是由实验所测数据得出 m.n可能与a.b相同,也可能不同.m=a,n=b不代 表此反应一定是基元反应
对于 H2 ：1级
对于：Cl2 0.5级
对于整个反应：1.5级
反应级数与实验条件有关；如蔗糖水解 反应是二级反应，但当水为大量时，可 视为水的浓度不变，即反应对水是零级、 总反应变为一级反应。
复杂反应的反应级数求法：由实验测：
例: 298K, 3I-(aq) + S2O82-(aq)= 2SO42- + I3求k、m、n、m+n
代入 第一组（或其他组）数：
k= 0.65mol-1·min-1·L
浓度如何影响反应速率 ——影响单位体积内活化分子的总数
C(反应物)增大，单位体积内分子数增大、有 效碰撞次数增大、v增大；
活化分子总数增大但活化分子百分数f不变
单位体积内分子数 活化分子数 f
100个
8个
f=8%
浓度增大 1000个
第二章补充习题及答案普通化学
第二章补充习题及答案普通化学概念、习题与解答化学反应基本原理——判断题1、指定单质的fGm、fHm、Sm皆为零。
(错：指定单质S不为零，)θmθθθ(错：升高温度正逆反应速率都增大，不会减小)10、反应活化能越大，反应速率也越大。
(错：相同温度下，活化能越大，速率常数越小，一般讲速率也越小)11、若反应速率方程式中浓度的指数等于反应方程式中反应物的系数，则该反应使基元反2、ΔrSm>0的反应都能自发进行。
(错：该条件只能判断对应温度孤立系统、标准状态下自发)3、rGm<0的反应必能自发进行。
(错：该条件只能判断对应温度标准状态4、若生成物的分子数比反应物的分子数多，则该反应的ΔrSm>0(错：主要看气体分子数)5、CaCO3在高温下可以发生分解反应，故该反应为吸热熵增。
(对：)6、根据能量最低原理，放热反应是自发进行的。
(错：影响自发性因素还有混乱度)7、冰在室温下自动融化成水，是熵增起了重要作用的结果。
(对：)8、化学反应的熵变与温度有关，但随温度变化不明显。
(对：温度变化没有引起状态变化的前提下)9、对于可逆反应C()+H2O(g)=CO(g)+H2(g),rHm0,升高温度使正增大，逆减小，故平衡向右移动。
应。
(错：例如H2（g）+I2(g)=2HI的反应就不是基元反应)12、反应级数取决于反应方程式中反应物的计量系数。
(错：非基元反应必须以试验为依据)13、根据分子碰撞理论，具有一定能量的分子在一定方位上发生有效碰撞，才可能生成产物。
(对)14、根据质量作用定律，反应物浓度增大，则反应速率加快，所以反应速率常数增大。
(错：速率常数与浓度无关)15、反应速率常数与温度有关，而与反应物浓度无关。
(对)二、选择题1热力学函数的定义与性质1-1下列各热力学函数中，哪一个为零：（B）(A)fGm(I2,g.298K)(B)fHm(Br2,l.298K)概念、习题与解答(C)Sm(H2,g.298K)(D)fGm(O3,g.298K)(E)fHm(CO2,g.298K)(C)对孤立体系而言，rSm>0的反应总是自发进行的。
新版高中化学 选择性必修一 第2章 第三节 化学反应的方向
3.(2020·兰州期中)下列说法正确的是 A.凡是放热反应都是自发的，因为吸热反应都是非自发的 B.自发反应的现象一定非常明显，非自发反应的熵一定减小
√C.常温下，反应C(s)＋CO2(g) 2CO(g)不能自发进行，则该反应的ΔH＞0
D.反应2Mg(s)＋CO2(g)===C(s)＋2MgO(s)能自发进行，则该反应的ΔH＞0
正误判断
(1)放热反应一定能自发进行( × ) (2)同种物质不同状态时熵值不同，气态时最大( √ ) (3)熵增的反应一定能自发进行( × ) (4)自发反应在任何条件下均可发生( × ) (5)过程自发性不仅能用于判断过程的方向，还能确定过程发生的速率( × )
归纳总结
焓变(ΔH) ＜0 ＞0 ＜0 ＞0
√D.2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1
焓判据能够说明放热反应为自发反应
2.下列对熵变的判断中不正确的是 A.少量的食盐溶于水中：ΔS＞0 B.炭和氧气反应生成CO(g)：ΔS＞0
√C.气态水变成液态水：ΔS＞0
D.CaCO3(s)受热分解为CaO(s)和CO2(g)：ΔS＞0
C.反应焓变是决定反应能否自发进行的唯一因素 D.固体的溶解过程与熵变无关
6.(2020·日照调研)已知：(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)＋NH3(g) ΔH＝ ＋74.9 kJ·mol－1，下列说法正确的是
√A.该反应中熵变、焓变皆大于0
B.该反应是吸热反应，因此一定不能自发进行 C.碳酸盐分解反应中熵增加，因此任何条件下所有碳酸盐分解一定能自
2.熵变与反应的方向 (1)熵、熵变的概念
S
混乱程度
ΔS
(2)熵值大小 ①体系的熵值：体系的混乱程度 越大，体系的熵值就 越大 。 ②同一物质的熵值：S(g)＞S(l) ＞ S(s)，同一条件下，不同物质的熵值不同。
化学反应速率知识点
.;. 第二章化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率一. 化学反应速率1.定义: 化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
单位:mol/（L·min）或mol/（L·s）2.计算公式v =Δc /Δt注意：①一般来说，随着化学反应的进行，浓度等外界条件在不断改变，因此在某一段时间内，化学反应的速率也在不断变化。
我们通过上述方法计算得到的速率值是指某一段时间内的平均速率。
在中学阶段只研究平均速率。
②一般不用固体物质或纯液体表示反应速率，因为固体物质或纯液体的浓度为定值。
3.特点(1) .同一反应同一段时间内用不同物质表示化学反应速率时,数值可能不同,但意义一样.(2)同一段时间内用不同物质表示的反应速率比值等于各物质化学方程式中的化学计量数之比。
如反应mA+nB=pC+qD的v （A）∶v （B）∶v （C）∶v （D）=m∶n∶p∶q (3)比较反应速率快慢一般要以同一物质的速率值作为标准来比较二. 化学反应速率的测定化学反应的速率是通过实验来测定的。
包括能够直接观察的某些性质,如释放出气体的体积和体系的压强;也包括必须依靠仪器来测量的性质,如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。
在溶液中常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应的速率。
第二节影响化学反应速率的因素一. 影响化学反应速率的因素1.概念:(1)有效碰撞:能够发生化学反应的碰撞.(2)活化分子: 能够发生有效碰撞的分子(3)活化能: 活化分子多出的那部分能量注意: 发生有效碰撞的分子一定是活化分子,而活化分子间的碰撞不一定是有效碰撞; 活化分子间的有效碰撞是发生化学反应的充要条件。
2. 影响化学反应速率的因素分为内因和外因两个方面。
内因是指参加反应的物质本身的性质。
外因是指外界条件如浓度压强温度催化剂等。
影响化学反应速率的决定因素是内因。
最新人教版高中化学选择性必修第一册第二章化学反应速率与化学平衡第一节 第2课时 活化能
第2课时活化能基础巩固1.某反应过程中的能量变化如图所示(图中E1表示正反应的活化能,E2表示逆反应的活化能)。
下列有关叙述不正确的是()。
A.该反应为吸热反应B.使用催化剂能增大该反应的化学反应速率C.催化剂能降低该反应的活化能D.逆反应的活化能大于正反应的活化能答案:D解析:该反应生成物总能量比反应物总能量高,为吸热反应,A项正确;对照图中有无催化剂的两种情况,有催化剂的活化能较低,因为催化剂能降低反应的活化能,从而增大化学反应速率,B、C项正确;E1大于E2,正反应的活化能较大,D项错误。
2.在气体反应中,改变条件:①增大反应物的浓度,②升高温度,③压缩容积增大压强,④移去生成物,⑤加入催化剂。
能使反应物中活化分子数和活化分子百分数都增大的是()。
A.①⑤B.①③C.②⑤D.③④⑤答案:C解析:①增大反应物的浓度,只能增大单位体积内活化分子数;③压缩容积增大压强实际为增大反应物浓度,与①相同;④移去生成物不影响反应物的活化分子数及活化分子的百分数。
3.碰撞理论是一种较直观的反应速率理论,下列有关碰撞理论叙述正确的是()。
A.分子发生碰撞就一定发生反应B.发生有效碰撞的分子具有最高的能量C.有效碰撞是活化分子在一定方向上的碰撞D.活化分子的平均能量即为活化能答案:C解析:发生碰撞,但反应物分子能量较低,或者取向不当时,不发生反应,A项错误;分子具有的能量超过活化能时,就可成为活化分子,不一定是最高能量,B项错误;只有活化分子间在合适的取向发生的碰撞才能发生化学反应,C项正确;活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差称为活化能,D项错误。
4.某温度下,在容积固定的密闭容器中进行反应:2X(g)+Y(g)Z(g)+W(s)ΔH>0,下列叙述正确的是()。
A.在容器中加入氩气,反应速率不变B.加入少量W,逆反应速率增大C.升高温度,正反应速率增大,逆反应速率减小D.将容器的容积压缩,可增大活化分子百分数,有效碰撞次数增大答案:A解析:恒容充入氩气,反应物浓度不变,反应速率不变,A项正确;W是固体,改变其用量对反应速率无影响,B项错误;升高温度,能同时增大正、逆反应速率,C项错误;压缩容器的容积,各物质的浓度增大,可增大单位体积内的活化分子数,但活化分子百分数不变,D项错误。
人教版高中化学必修二：第2章 化学反应与能量 本章重难点专题突破 含答案
本章重难点专题突破一 详析化学反应中热量的变化我们在做化学实验时，经常会感受到有热量的变化，比如钠与水的反应等，其实在化学反应中，不仅有物质的变化，即新物质的生成，而且还伴随着能量的变化，有的反应是吸热的，有的反应是放热的。
而化学反应中物质变化的实质是旧化学键断裂和新化学键形成。
化学反应是化学科学研究的核心，化学反应过程中的物质变化要遵循质量守恒定律，而能量变化要遵循能量守恒定律。
在化学反应过程中一定存在着能量的变化，而这些能量变化大多数表现为热量的变化，这就实现了化学能与热能的转化。
1．从化学键的角度理解在化学变化前后，参加反应的原子的种类和个数并没有改变，只是进行了原子之间的重组和整合；原子进行重组、整合的过程，实际上就是反应物中化学键断裂和生成物中化学键形成的过程。
由于反应物中化学键的断裂要消耗能量，而生成物中化学键的形成要释放能量，因此我们将化学反应中能量变化表示为反应物――――――――――――→旧化学键断裂吸收能量新化学键形成释放能量生成物 这样，当反应中吸收的能量大于释放的能量，则反应表现为吸收能量，该反应为吸热反应； 当反应中吸收的能量小于释放的能量，则反应表现为放出能量，该反应为放热反应。
【典例1】 已知：①1 mol H 2分子中化学键断裂时需吸收436 kJ 的能量；②1 mol Cl 2分子中化学键断裂时需吸收243 kJ 的能量；③由氢原子和氯原子形成1 molHCl 分子时释放 431 kJ 的能量。
则1 mol H 2和1 mol Cl 2反应生成氯化氢气体时的能量变化为( )A ．放出能量183 kJB ．吸收能量183 kJC ．吸收能量248 kJD ．吸收能量862 kJ解析 根据反应的化学方程式：H 2＋Cl 2=====点燃2HCl ，可知在反应过程中，断裂1 mol H —H键、1 molCl —Cl 键，同时形成2 mol H —Cl 键。
计算可知生成2 molHCl 气体时，吸收的热量为436 kJ ＋243 kJ ＝679 kJ ，放出的热量为431 kJ ×2＝862 kJ ，故反应中放出的热量为862 kJ －679 kJ ＝183 kJ ，A 对。
_第二章_第一节化学反应速率
答案：
CD
随堂练习
3.根据下图填空:
(1)反应物是_____;生成物是_____。 C A、B
(2)2min内A、B、C三者的反应速率是多少？ 该反应的化学方程式是____________ 2B+3A 3C
4.在25℃时，向100mL含HCl 14.6g的盐酸中， 放入5.6g铁粉，反应进行到2s时收集到氢气 1.12L(标况)，之后反应又进行了4s，铁粉全 溶解。若不考虑体积变化，则： (1)前2s内用FeCl2表示的平均反应速率 s） 为 0.25mol/（L· ； (2)后4s内用HCl表示的平均反应速率 0.25mol/（L· s） 为 ； (3)前2s与后4s比较，反应速率 前2s 较 快，其原因可能 前2s时段盐酸浓度比后4s时段大 。
实验2-2
1、结论：当其它条件不变时，增加反应物 的浓度，可增大反应速率。 2、微观解释
活化分子百分数不变（与温度、活化能有关） 单位体积内活化分子数增多 有效碰撞次数增多，反应速率加快
3、适用范围：气体、溶液
（固体或纯液体的浓度视为常数）
二、压强对反应速率的影响
1、结论：当其它条件不变时，增加压强， 可增大反应速率。 2、微观解释
（ A） 对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因 是（ A ） 升高温度使反应速率加快的主要原因是（ C） 使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（D） A、活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的 总数 B、 增大分子的运动速率而使有效碰撞增加 C、 升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加 D、降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加
n活=n总×活% 反应速率与活化分子的百分率（活%）成正比
2、活化分子
高中化学必修二专题2《化学反应与能量变化》知识点复习及练习(有答案)非常详细
必修二 专题2《化学反应与能量变更》复习一、化学反应的速度和限度 1. 化学反应速率（v ）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变更 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的削减或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt （υ：平均速率，Δc ：浓度变更，Δt ：时间）单位：mol/（L •s ）应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响：①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分化学反应速率 意义：衡量化学反应快慢物理量 表达式：v = △c/△t 【单位：mol/(L ·min)或mol/(L ·s) 】 简洁计算：同一化学反应中各物质的反应速率之比等于各物质的化学计量数之比，也等于各物质的浓度变更量之比 影响因素 内因：反应物的结构的性质 外因 浓度：增大反应物的浓度可以增大加快反应速率；反之减小速率 温度：上升温度，可以增大化学反应速率；反之减小速率 催化剂：运用催化剂可以改变更学反应速率 其他因素：固体的表面积、光、超声波、溶剂压强（气体）： 增大压强可以增大化学反应速率；反之减小速率压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢2．化学反应限度：大多数化学反应都具有可逆性，故化学反应都有肯定的限度；可逆反应的限度以到达化学平衡状态为止。
在肯定条件下的可逆反应，当正反应速率等于逆反应速率、各组分浓度不再变更时，反应到达化学平衡状态。
（1）化学平衡定义：化学平衡状态：肯定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再变更，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
（2）化学平衡的特征：动：动态平衡等：υ（正）=υ（逆）≠0定：各组分的浓度不再发生变更变：假如外界条件的变更，原有的化学平衡状态将被破坏（3）化学平衡必需是可逆反应在肯定条件下建立的，不同的条件将建立不同的化学平衡状态；通过反应条件的限制，可以变更或稳定反应速率，可以使可逆反应朝着有利于人们须要的方向进行，这对于化学反应的利用和限制具有重要意义。
新教材高中化学第2章化学反应的方向限度与速率第3节化学反应的速率第2课时外界条件对化学反应速率的影响
第2课时外界条件对化学反应速率的影响A级必备知识基础练1.运用“光触媒”技术,在路面涂上一种光催化剂涂料,可将汽车尾气中45%的NO和CO转化成无污染的物质。
下列对此反应的叙述中正确的是( )A.使用光催化剂不改变反应速率B.改变压强对反应速率无影响C.升高温度能加快反应速率D.该反应生成NO2和C,控制了大气污染2.下列说法不正确的是( )A.具有较高能量的反应物分子称为活化分子B.升高温度增大了活化分子百分数C.催化剂能够改变化学反应的途径D.缩小体积增大压强能提高活化分子的浓度3.决定化学反应速率的主要因素是( )①温度②压强③催化剂④浓度⑤反应物本身的性质A.①②③④⑤B.⑤C.①④D.①②③④4.研究发现,腐蚀严重的青铜器表面大都存在CuCl。
关于CuCl在青铜器腐蚀过程中的催化作用,下列叙述正确的是( )A.降低了反应的活化能B.减缓了反应的速率C.降低了反应的焓变D.增大了反应的平衡常数5.某小组设计如图所示实验(夹持仪器已省略),探究影响H2O2分解速率的因素。
下列分析错误的是( )A.该实验探究的是温度对反应速率的影响B.该实验要控制MnO2的质量、颗粒大小相同C.实验中,H2O2溶液的浓度不宜过大D.温度相同时,若用FeCl3代替MnO2,反应速率相同6.用铁片与稀硫酸反应制取氢气时,下列措施不能使氢气生成速率加大的是( )A.对该反应体系加热B.不用稀硫酸,改用98%的浓硫酸C.向稀硫酸中通入HCl气体D.不用铁片,改用铁粉7.据报道,在300 ℃、70 MPa下由二氧化碳和氢气合成乙醇已成为现实:2CO2(g)+6H2(g)CH3CH2OH(g)+3H2O(g),下列叙述错误的是( )A.使用Cu-Zn-Fe催化剂可大大提高生产效率B.反应需在300 ℃下进行可推测该反应是吸热反应C.充入大量CO2气体可提高H2的转化率D.从平衡混合气体中分离出CH3CH2OH和H2O可提高CO2和H2的利用率8.在一定条件下,容积为2 L的密闭容器中,将2 mol L气体和3 mol M气体混合,发生如下反应:2L(g)+3M(g)x Q(g)+3R(g),10 s末,生成2.4 mol R,并测得Q的浓度为0.4 mol·L-1。
人教版高中化学必修二：第2章 化学反应与能量 第一节 第2课时 含答案
第2课时化学能与热能的相互转化[学习目标定位]通过生产、生活中的实例熟悉化学能与热能的相互转化，会判断吸热反应和放热反应。
一放热反应和吸热反应1．化学反应中的能量变化有多种形式，但通常主要表现为热量的变化。
因此化学反应分为两类：放热反应和吸热反应。
请填写下表：2.典型实验：按照下列各实验的操作步骤，完成各实验并将观察到的实验现象及其实验结论填入表中。
(1)铝与盐酸反应(2)Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl晶体反应(3)NaOH与盐酸的反应归纳总结吸热反应与放热反应的判断方法(1)根据反应类型判断①化合反应一般为放热反应；②需要加热的分解反应一般为吸热反应；③中和反应为放热反应。
(2)记住一些特殊反应①Ba(OH)2·8H2O晶体和NH4Cl晶体反应吸热；②所有的燃烧反应都是放热反应；③活泼金属与水或酸的反应为放热反应。
1．下列反应中，属于放热反应的是________，属于吸热反应的是________(填序号)。
①煅烧石灰石(主要成分是CaCO3)制生石灰(CaO)②燃烧蜂窝煤取暖③炸药爆炸④硫酸与氢氧化钾溶液反应⑤生石灰与水作用制熟石灰⑥食物腐败⑦碳与水蒸气反应制得水煤气答案②③④⑤⑥①⑦解析燃烧反应都是放热反应，部分以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应为吸热反应。
2．下图中，能表示灼热的炭与二氧化碳反应的能量变化的是()答案 C解析C和CO2反应生成CO是吸热反应，生成物总能量应大于反应物总能量。
二化学能与热能相互转化的应用1．化学能与热能的相互转化在生活、生产中的应用化学物质中的化学能通过化学反应转化成热能，提供了人类生存和发展所需要的能量和动力，如化石燃料的燃烧、炸药开山、发射火箭等；而热能转化为化学能是人们进行化工生产、研制新物质不可或缺的条件和途径，如高温冶炼金属、分解化合物等。
2．生物体中的能量转化及利用能源物质在人体中氧化分解生成CO2和H2O，产生的能量一部分以热量的形式散失；另一部分作为可转移能量在人体内利用(如合成代谢)。
第2章 化学反应的一般原理(s)
d.在反应物和生成物都是固态和液态时，反应 的ΔV很小，PΔV可以忽略，故ΔH≈ΔU e.在有气体参与的反应中，PΔV=△nRT， 则 ΔH=ΔU＋△nRT （△n为气体摩尔数的变化量。） △n= ng（生成物）- ng（反应物） ΔU=QV ΔH= QP 热不是状态函数，但在这两种特殊情况下， QV 、QP只与始态和终态有关，与变化的途径 无关。
系统净增了50 kJ的热力学能，而环境减少了50 kJ的 热力学能，系统与环境的总和保持能量守恒。 即 U（系统）+ U（环境）= 0
2014-2-25 20
根据热力学第一定律，系统热力学
能的改变值△U等于系统与环境间的
能量传递，即热力学第一定律的表
达式： ΔU = Q + W
★隔离系统的热力学能变ΔU=0
t 2时 nB /mol 1.5
5.5
3.0
ξ2
Δn1 N 2 (2.0 3.0)mol ξ1 1.0mol νN 2 1
Δn1 H 2 (7.0 10.0)mol ξ1 1.0mol ν H 2 3 Δn1 NH 3 (2.0 0)mol ξ1 1.0mol ν NH 3 2 ξ 2 1.5mol
22
2.2.1化学反应的热效应（反应热）
定义：系统发生化学变化时，当系统不作非 体积功，并使体系终态温度恢复到始态 温度，则在这一过程中放出或吸收的热 量称为该反应的反应热。 或：系统发生化学反应时，在只做体积功而 不做非体积功的等温过程中吸收或放出的 热量。 化学反应通常在恒容或恒压条件下进行。化学 反应热效应分为恒容反应热和恒压反应热。
反应物υ为负值，产物的υ为正值。
总结-第二章 化学反应的一般原理-完成
一、系统与环境——P27
2.1 几个基本概念
系统的分类——P28
特征
系统与环境之间有物质和 能量的交换； 系统与环境之间有能量交 换但无物质交换； 系统与环境之间既无物质 交换也无能量交换，也称 孤立系统，是一种理想状 态。
系统
敞开系统 封闭系统 隔离系统
二、状态和状态函数
●
状态函数的特点
(1) 状态一定，其值一定。 (2) 殊途同归，值变相等。 (3) 周而复始，值变为零。
四、化学反应进度(★)
1. 化学反应计量方程式
任意反应：aA + bB = cC + dD
0＝ – aA – bB + cC+ dD＝
满足质量守恒定律的化学反 应方程式
B
B
B
B 称为B 的化学计量数(stoichiomertric number) 如：A ＝-a，B ＝-b，C ＝c，D ＝d
状态Ⅰ
U1
Q
W
状态Ⅱ
U2 数学表达式
∆U = Q+W
2.2 热化学 ——P30
一、 化学反应热效应
二、盖斯定律 三、反应焓变的计算()
1. 恒容热 QV
Q = U W = U + p V
因 V = 0
所以 Q = U
2. 恒压热(QP)和焓(H)
焓的特点 状态函数 能量单位 无绝对值 无明确物理意义
优点:与选择的反应物或生成物无关
= nA /A = nB /B = nC /C = nD /D 注意：① 单位是mol ② 与化学方程式的写法有关
1/2N2(g) + 3/2H2(g) = NH3(g) 则 = ？？
普通化学：第二章 化学反应
6 热力学能
热力学能(thermodynamic energy) U： 系统内所有微 观粒子的全部能量之和，也称内能(internal energy)。 U是状态函数，符号U(T,V)表示，它的绝对值无法测 定，只能求出它的变化值。
U2 U1 U
热力学能变化量只与始态、终态有关，与变化 的途径无关。
3 状态和状态函数
状态：系统所处的状况，是各种宏观性质的综合表现。
例如：压力P、体积V、温度T、物质的量n、组成xB， 以及热力学能U、焓H、熵S和吉布斯函数G等物理量
是常见的用来描述系统状态的宏观性质。
状态由一些物理量来确定，如气体的状态由P、V、T、n 等来 确定。
决定体系状态的物理量称为 状态函数。 P、V、T、n 等均是状 态函数。
= [ 2 ×（-1118）+ （-393.5）] –[ 3 ×(-824.2) + (-110.5)]
= -46.4 (kJ/mol) <0，放热反应
吸热还是放热？
(查表附录5）
化学反应的焓变计算 rHmθ=i fHmθ (生成物) i fHmθ (反应物)
例：已知1mol辛烷燃烧放热-5512.4kJ/mol，计算辛烷 的标准摩尔生成焓。
3 热化学方程式
反应进度：
nB
nB (t) nB (0)
B
B
单位是mol
ξ：反应进度， mol ； νB：B的化学计量数，规定：反应物的化学计量 数为负，而产物的化学计量数为正；
nB： B的物质的量，mol； B：包含在反应中的分子、原子或离子。
3 热化学方程式
反应进度： nB nB (t) nB (0)
B
B
单位是mol
F化学反应的能量变化、方向和限度
18
热化学方程式——标明物质的物理状 态、反应条件（温度.压力等）和反应 热的化学方程式。例如：
2H2(g)+O2(g)
2H2O(g)+483.64kJ
第六章
化学反应的能量变化、方向和限度
1
学习要求 1.熟悉热力学第一定律的基本内容，热 力学常用术语。 2.掌握盖斯（Hess）定律，并能够用于 计算反应热，熟悉热力学标准状态的 含义。 3.掌握自发过程的含义，特征；掌握自 由能的概念，自发反应的判断标准； 掌握自由能计算的两个重要 的公式。
2
4.了解自由能与化学平衡的关系；掌握 化学平衡常数的表示方法；掌握标准 摩尔反应自由能变与标准平衡常数的 有关计算。
31
(二)由摩尔燃烧热计算反应热 Δ rHmθ ＝∑Δ cHmθ （反应物）－∑Δ cHmθ （生成物） ＝Δ cHmθ （CO，g）+2Δ cHmθ （H2 ，g） － Δ cHmθ （CH3OH，l）
＝[Δ fHmθ （CO2，g）－Δ fHmθ （CO， g）]+ [2Δ fHmθ （H2O，l）-0-0]－ Hmθ （CH3OH，l） Δc
23
θ
三、Hess定律和反应热的计算 Hess定律告诉我们：一个化学反应不 管是一步完成还是分几步完成，它的 总反应热都是相等的。 Hess定律乍一看起来好像与“热不是状 态函数”有矛盾！但仔细分析，Hess定 有了Hess定律，我们可以把几个热化学 律指的是化学反应过程的热效应，在这 方程式像数学的代数方程组那样进行加 种不做体积功以外的其他功的等温等压 减运算，由多个方程整合为一个新的热 过程中的热效应，就是焓变。它是一个 化学方程式，甚至求出一些或不能由试 状态函数，只与始、终态有关，与过程 验直接测定的反应热。 无关.
第二章第3节化学反应的方向 课件—2021-2022学年人教版(2019版)高中化学(选择性必修1)
随
堂
练
习
3. 汽车尾气(含烃类、CO、NO与SO2等)是城市主要污染源之一，治理的办法之一是在 汽车排气管上装催化转化器，它使NO与CO反是2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)。由此可知，下列说法正确的是( )
A．该反应是熵增大的反应
能自发
3.乙烯与溴单质的反应 C2H4 + Br2
CH2BrCH2Br 能自发
4.氮气和氧气生成一氧化氮的反应 N2+O2 = 2NO（室温、放电） 非自发
5.水加热到20000C分解成H2和O2
2H2O
=
2H2+O2
（加热至2000℃） 能自发
自发反应：在一定条件（温度、压强）下不需外界（光、电能） 帮助，就能自动进行的反应。
自发反应：在一定条件（温度、压强）下不需外界（光、电能） 帮助，就能自动进行的反应。
【学习任务一】自发反应
思考与讨论1：下列反应在室温下能否自发进行？如能，请写出相应的化学方程式。
1.水电解生成H2和O2的反应2H2O = 2H2+O2 （室温、通电）非自发
2.氯气与溴化钾溶液的反应 Cl2+2KBr=2KCl+Br2
寻找全面的判据
➢室温 冰融化 H2O(s) = H2O (l) ➢-10 ℃ 水结冰 H2O(l) = H2O (s)
△H >0 △S>0 △H <0 △S<0
复合判据：自由能ΔG＝ΔH－TΔS ，化学反应总是向着自由能减小的方向 进行，直到达到平衡。
当ΔG<0， 反应能自发进行； 当ΔG＝0，反应处于平衡状态； 当ΔG>0， 反应不能自发进行。
…… 这些过程都是自发的，其逆过程就是非自发的.
专题2化学反应速率和化学平衡 第二单元 化学反应的方向和限度知识点归纳
专题2 化学反应速率与化学平衡第二单元化学反应的方向和限度知识点复习一、化学反应方向（一）自发过程和自发反应自发过程具有的特点：①能量角度体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量)。
②混乱度角度体系趋向于从有序状态转变为无序状态。
（二）化学反应进行的方向与焓变、熵变的关系1.自发反应与焓变的关系多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有很多吸热反应能自发进行，因此，反应焓变是与反应进行的方向有关的焓判据放热反应过程中体系能量降低，具有自发进行的倾向焓变与反应自发性的关系若该反应为放热反应，即ΔH＜0，一般能自发进行；若该反应为吸热反应，即ΔH＞0，一般不能自发进行局限性有些吸热反应也能自发进行，所以焓变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
2.化学反应进行的方向与熵变的关系(1)熵的概念自发过程的体系趋向于由有序转变为无序，体系的混乱度增大。
体系的混乱度常用熵来描述，熵的概念是表示体系的混乱或无序程度的物理量，其符号为S。
熵值越大，体系的混乱度越大。
(2)影响熵大小的因素①同一条件下，不同的物质熵值不同。
②同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关，如同一种物质不同状态时熵值大小为S(g)>S(l)>S(s)。
③气态物质的物质的量越大，分子数越多，熵值越大。
(3)熵判据在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变(符号ΔS)大于零，这个原理叫做熵增原理。
在用熵变来判断过程的方向时，就称为熵判据。
①当ΔS>0时，反应为熵增反应，在一定条件下能自发进行。
如2H2O2(aq)===2H2O(l)＋O2(g)在常温下能自发进行。
②当ΔS<0时，反应为熵减反应，在一定条件下不能自发进行。
但如NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)也能自发进行。
(4)反应熵变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
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第2章 化学反应的能量变化、方向和速率简答题2-1 在H 、U 、S 和G 的状态函数中，哪些没有明确的物理意义？具有明确物理意义的，请说明其物理意义。
解：H 是焓，没有明确的物理意义，其定义式为：H = U + PV ；U 是热力学能，是系统内部能量的总和；S 是熵，是描述系统混乱度大小的物理量，物质或系统的混乱度越大，对应的熵值就越大；G 是吉布斯函数，又称吉布斯自由能，是能做有用功的能，其定义式为： G = H – T S2-2 物质的混乱度和熵有什么关系？其大小有何规律？解：物质的混乱度越大，对应的熵值就越大。
常见物质的标准摩尔熵值大小的规律如下：(1) 同一物质： m(g)S ＞ m(l)S ＞ m(s)S ，如 g)O ,m(H 2S ＞ l)O,m(H 2S ＞s)O ,m(H 2S ； (2) 同类物质：m S ) (摩尔质量大的＞m S)(摩尔质量小的，如 g),m(I 2S ＞ g),m(Br 2S ＞ g),m(Cl 2S ＞ g),m(F 2S ； (3) 摩尔质量相同的物质：m S )(结构复杂的＞ m S )(结构简单的，如 m S l),O H CH (CH 23，＞m S l),O CH (CH 33； (4) 同一物质： )m(高温S ＞ )m(低温S ，如 g,373K )O ,m(H 2S ＞g,273K )O ,m(H 2S ； (5) 同一气体： )m(低压S ＞ )m(高压S ，如 )g,100kP ,m(N H a 3S ＞ )g,200kP ,m(N H a 3S 。
2-3 碰撞理论和过渡态理论的基本要点是什么？两者有什么区别？ 解：碰撞理论的基本要点：在一定的温度下，反应物分子之间的碰撞是使反应进行的必要条件；反应物分子发生的有效碰撞频率越高，化学反应的速率就越快；反应物分子发生有效碰撞要具备的两个条件是具有足够的能量和合适的碰撞方向。
过渡态理论的基本要点：化学反应不只是通过反应物分子之间的简单碰撞就能完成的，而是在发生碰撞后先形成一个中间的过渡状态，即反应物分子先形成活化配合物，然后在分解成产物。
二者对活化能的定义不同：碰撞理论中的活化能E a 是指活化分子所具有的平均能量与反应物分子所具有的平均能量之差。
过渡态理论中的活化能E a 是指活化配合物的平均能量与反应物平均能量之差，是反应进行所必须克服的势能垒。
2-4 影响反应速率的因素有哪些？速率常数受哪些因素影响？解：影响化学反应速率的主要因素可从以下二个方面考虑：即反应物本身的性质对反应速率的影响和浓度、温度及催化剂对反应速率的影响。
化学反应不同，速率常数值各不相同，对于某一确定的反应来说，速率常数与反应温度和催化剂等因素有关，而与浓度无关，即不随浓度而变化。
2-5 质量作用定律适用于什么样的反应？解：质量作用定律适用于基元反应。
2-6 已知基元反应2A → B 的反应热为 H r ∆，活化能为E a ，而B → 2A 的活化能为'a E 。
问：（1）E a 和'a E 有什么关系？（2）加催化剂，E a 和'a E 各有何变化？（3）提高温度，E a 和各有何变化？ （4）增加起始浓度，E a 和各有何变化？解：(1) ∵ H r ∆= E a -'a E ， ∴ E a 和'a E 的关系为E a = H r ∆＋'a E(2) E a 和'a E 均降低 (3) 基本不变 (4) 不变计算题2-1 计算下列系统的热力学能变：(1) 系统吸收了100J 热量，并且系统对环境做了480J 功。
(2) 系统放出100J 热量，并且环境对系统做了575J 功。
解：(1) ∵Q = 100 J W= -480 J ∴U ∆= Q + W = 100 +(-480) = -380 J (2) ∵Q = -100 J W= 575 J ∴U ∆= Q + W = -100 + 575 = 475 J2-2 已知：(1) C(s) + O 2(g) == CO 2(g)m r H ∆(1) = -393.5 kJ ·mol -1(2) H 2(g) +21O 2(g) == H 2O(l)m r H ∆(2) = -285.9 kJ ·mol -1(3) CH 4(g) + 2O 2(g) == CO 2(g) + 2H 2O(l)m r H ∆(3) = -890.0 kJ ·mol -1试求反应 C(s) + 2H 2(g) == CH 4(g) 的 m r H ∆。
解：设所求反应为(4)，则(4)式=(1) 式+ 2 × (2) 式–(3) 式∴ m r H ∆= m1r H ∆+2 m2r H ∆- m3r H ∆= -393.5+2×(-285.9)-(-890.0) =-75.3 kJ ·mol -12-3 利用下列反应的m r G ∆（298.15K ）值，计算Fe 3O 4(s)在298.15K 时的标准摩尔生成吉布斯函数。
(1) 2Fe(s) +23O 2(g) == Fe 2O 3(s)；m r G ∆（298.15K ）= -742.2 kJ ·mol -1 (2) 4Fe 2O 3(s) + Fe(s) == 3Fe 3O 4(s)；m r G ∆（298.15K ）= -77.7 kJ ·mol -1解：∵ 反应方程式(1) 式×4 + (2) 式得：9Fe(s) + 6O 2(g) == 3F 3O 4(s)3Fe(s) + 2O 2(g) == F 3O 4(s) ∴ Fe 3O 4(s)在298.15K 时：mf G ∆=31[ 4 m r G ∆(1) + m r G ∆(2)]=31[4×( -742.2 ) + ( -77.7 )]= -1015.5 kJ ·mol -12-4 求下列反应的 m r H ∆、 m r G ∆和m r S ∆，并用这些数据讨论利用此反应净化汽车尾气中NO 和CO 的可能性。
CO(g) + NO(g) == CO 2(g) +21N 2(g) 解： CO(g) + NO(g) == CO 2(g) + 21N 2(g)mf H ∆/kJ ·mol -1 -110.525 90.25 -393.51 0mS /J ·K -1·mol -1 197.674 210.761 213.74 191.61mf G ∆/kJ ·mol -1 -137.168 86.55 -394.359 0 mr H ∆=m f H ∆(CO 2) +21 mf H ∆(N 2)- m f H ∆(CO)-m f H ∆(NO) = -393.51 +21×0-( -110.525 )- 90.25 = -373.235 kJ ·mol -1mr S ∆= m S (CO 2) +21 m S (N 2)- m S (CO)-m S (NO) = 213.74 +21×191.61-197.674-210.761= - 98.89 J ·K -1·mol -1mr G ∆= m f G ∆(CO 2) +21 m f G ∆(N 2)- m f G ∆(CO)-m f G ∆(NO) =-394.359 + 21×0 - (-137.168)-86.55= -343.741 kJ ·mol -1∵m r G ∆＜0，∴可利用此反应净化汽车尾气中的NO 和CO 。
2-5 预言下列过程系统的S ∆符号：(1) 盐从过饱和溶液中结晶出来； (2) 水变成水蒸气； (3) 苯与甲苯相溶； (4) 活性炭表面吸附氧气； (5) 2Na(s) + Cl 2(g) == 2NaCl(s) (6) 2NH 3(g) == N 2(g) + 3H 2(g) 解：系统的S ∆＞0，用“+”表示；S ∆＜0，用“-”表示。
则：(1) -， (2) +， (3) +， (4) -， (5) -， (6) +。
2-6 在298.15K 时，用反应 S 2O 82-(aq) + 2I -(aq) == 2SO 42-(aq) + I 2(aq) 进行实验，得到的 数据列表如下：实验序号c (S 2O 82-)/ (mol ·dm -3)c (I -)/ (mol ·dm -3)υ/ (mol ·dm -3·min -1)1 1.0×10-4 1.0×10-2 0.65×10-62 2.0×10-4 1.0×10-2 1.30×10-6 32.0×10-40.50×10-20.65×10-6求：(1) 反应速率方程；(2) 速率常数；(3) c (S 2O 82-)= 5.0×10-4 mol ·dm -3，c (I -)=5.0×10-2 mol ·dm -3时的反应速率。
解：(1) 对比实验序号1、2发现，当保持c (I -)一定时，若c (S 2O 82-)扩大2倍，则反应速率相应扩大2倍。
表明反应速率与c (S 2O 82-)成正比：υ∝ c (S 2O 82-)对比实验序号2、3发现，当c (S 2O 82-)保持一定时，若c (I -)降低21倍，则反应速率相应降低21倍。
表明反应速率与c (I -)也成正比：υ∝ c (I -)综合考虑c (I -)和c (S 2O 82-)对反应速率的影响，得：υ= k ·c (S 2O 82-)·c (I -)(2) 将实验数据代入速率方程：υ= k ·c (S 2O 82-)·c (I -)0.65×10-6 = k 1×1.0×10-4×1.0×10-2 得 k 1 = 0.65 (mol -1·dm 3·min -1) 1.30×10-6 = k 2×2.0×10-4×1.0×10-2 得 k 2 = 0.65 (mol -1·dm 3·min -1) 0.65×10-6 = k 3×2.0×10-4×0.5×10-2 得 k 3 = 0.65 (mol -1·dm 3·min -1)=++=)(31321k k k k 0.65 (mol -1·dm 3·min -1) (3)υ= k ·c (S 2O 82-)·c (I -) = 0.65×5.0×10-4×5.0×10-2 = 1.63×10-5 (mol -1·dm 3·min -1)。