第二章化学反应的方向速率和限度
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。
第二章 化学反应的方向、限度和速率
第二章 化学反应的方向、限度和速率第一节 化学反应的方向典例解析【例1 】 下列说法中正确的是（ ）A.凡是放热反应都是自发的，凡是吸热反应都是非自发的B.自发反应一定是熵增大，非自发反应一定是熵减小或不变C.自发反应在恰当条件下才能实现D.自发反应在任何条件下都能实现解析：反应放热有利于反应自发进行，吸热反应有些也可以自发进行；自发反应的熵不一定增大，可能减小也可能不变；过程的自发性是用于判断过程方向的趋势，是否能实现还要看具体的条件答案：C【例2】 碳酸铵在室温下就能自发地分解产生氨气，对其说法正确的是（ ）A.碳酸铵分解是因为生成了易挥发的气体，使体系的熵增大B.碳酸铵分解是因为外界给与了能量C.碳酸铵分解是吸热反应，根据能量判据不能自发分解D.碳酸盐都不稳定，都能自发分解解析：碳酸铵自发分解，是因为体系由于氨气的生成而使熵值增大答案：A【例3 】 分析下列反应自发进行的温度条件（1）2N 2（g ）＋O 2（g ）=2N 2O （g ） △H=163KJ ·mol -1（2）Ag （s ）＋12Cl 2（g ）=AgCl （s ） △H=-127KJ ·mol -1 （3）HgO （s ）=Hg （l ）＋12O 2（g ） △H=91KJ ·mol -1 （4）H 2O 2（l ）=12O 2（g ）＋H 2O （l ） △H=-98KJ ·mol -1 解析：反应自发进行的前提条件是反应的△H-T △S ＜0，温度的变化可能使△H-T △S 的符号发生变化答案：（1）在任何温度下，反应都不能自发进行（2）在较低温度下，反应能自发进行（3）反应只有在较高温度时自发进行（4）在任何温度下反应均能自发进行当堂检测：1、已知NH4NO3(s)=NH4＋(aq)＋NO3－(aq) △H=25.7KJ·mol-1，即该过程为吸热反应，一定不能自发进行。
第二章 化学反应的方向﹑速率和限度
第二章 化学反应的方向﹑速率和限度思考题解析1(2-1) 下列说法正确与否?⑴ 质量作用定律适用于任何化学反应。
⑵ 反应速率常数取决于反应温度，与反应物﹑生成物的浓度无关。
⑶ 反应活化能越大，反应速率也越大。
⑷ 要加热才能进行的反应一定是吸热反应。
解：⑴错。
⑵对。
⑶错。
⑷错。
2（2－2）以下说法是否恰当，为什么？ ⑴ 放热反应均是自发反应。
⑵rm S 为负值的反应均不能自发反应。
⑶ 冰在室温下自动熔化成水，是熵增起了主要作用。
解：⑴ 不一定。
因为0rm S <的放热反应，在高温时0r m G >，为非自发反应。
⑵不一定。
因为0rm H <的熵减反应，在常温下能自发进行。
⑶是。
3（2－3）由锡石（SnO 2 ）生产金属锡，要求温度尽可能低。
可以单独加热矿石（产生O 2)，或将锡石与碳一起加热（产生CO 2 ），或将锡石与氢气一起加热（产生水蒸气）。
根据热力学原理，应选用何种方法？ 解：根据热力学原理，反应自发进行的条件是：0r m r m rm G H TS ΘΘΘ=-<通过计算可知：锡石与氢气一起加热产生H 2O(g)的反应所需温度最低(840.7K)，可考虑选用。
4（2－4）已知下列反应的平衡常数：22()()()H g S s H S g + 1K Θ22()()S s O SO g + 2K Θ问：反应2222()()()()H g SO g SO g H S g ++的平衡常数是下列中的哪一个？(1)12K KΘΘ- (2)12K KΘΘ⋅(3)12K KΘΘ (4)12K K ΘΘ解：应为（4）12K K ΘΘ5（2－6）评论下列陈述是否正确： ⑴ 因为()rm G T RTΘ=-㏑K Θ，所以温度升高，平衡常数减少。
⑵()(298.15)ir m f m vG T G K ΘΘ≈∑（生成物）+(298.15)if m vG K Θ∑（反应物）⑶ CaCO 3 在常温下不分解，是因为其分解反应为吸热反应；在高温(T>1173K)下分解，是因为此时分解放热。
第二章_化学反应的方向、速率和限度
化学反应的方向、速率和限度
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 反应能自发进行吗？或者说反应的方向性如何？
2.1化学反应的方向和吉布斯函数变
2.1.1影响反应方向的因素 一、自发过程 现象: 水总是自动地从高处向低处流 铁在 潮湿的空气中易生锈 这种在给定条件下不需要外加能量而能自己进行的
1.熵的性质
思考：在什么情况下物质混乱度最小，即熵值为零呢? 热力学中规定 ： 在温度为 0K时，任何纯净的完整晶态 物质的熵等于零， 即 S(0K)=0。这个状态是最不混乱。 （这就是热力学第三定律，实际上是一种假设，无法 达到绝对零度）
（1）有了上面的规定，我们若知道某一物质从0K到指 定温度下的一些热化学数据如热容、相变热等，就可 以求出此温度时的熵值。此熵值称为规定熵。 标准摩尔熵：单位物质的量的纯物质在标准条件下的规 定熵，以符号Sm θ表示。简称标准熵,符号S θ 表示 常见单质和化合物在298.15K时标准摩尔熵值参见附录
3 化学反应的熵变
化学反应的标准摩尔熵变以符号 ΔrSm θ 表示，可简写 为标准熵变ΔS θ
S (298.15K) ν B S (B,298.15K)
θ θ B
H (298.15K) ν B f H (B,298.15K)
θ θ B
注 意
1）ΔS θ 是用生成物的 S θ值减去反应物的 S θ 值 2) 各物质的聚集状态。聚集态不同，S θ 值也不同 3) 正确计入各物质的化学计量数 4) 反应温度不同时，反应的ΔS θ 值也会不同。但若温 度的变化没有引起各物质聚集状态的改变，则反应 的标准熵变仍接近于298.15K时的标准熵变。即： ΔS θ( T ) ≈ ΔS θ(298.15K)
高中化 第2章 化反应的方向、限度与速率 第1节 化反应的方向作业 鲁科4
第2章化学反应的方向、限度与速率第1节化学反应的方向基础巩固1．下列说法正确的是（)A．放热反应不一定是自发进行的反应B．吸热反应一定是非自发进行的C．自发进行的反应一定容易发生D．反应速率快的一定是自发进行的2．ΔH－TΔS作为化学反应方向的判据，它适用的条件是（）A．温度、压强一定 B．压强一定C．温度、体积一定 D．体系中物质的状态一定3．下列反应中，在高温下不能自发进行的是( )A．CO(g）===C(s，石墨）＋12O2（g)B．2N2O5（g）===4NO2(g）＋O2(g)C．(NH4)2CO3（s)===NH4HCO3(s)＋NH3（g）D．MgCO3（s）===MgO(s）＋CO2（g)4．以下自发反应可用能量判据来解释的是（）A．硝酸铵自发地溶于水B．2N2O5(g)===4NO2（g)＋O2（g)ΔH＝56.7 kJ·mol－1C．（NH4)2CO3（s）===NH4HCO3（s）＋NH3(g）ΔH＝74。
9 kJ·mol－1D．2H2（g)＋O2（g）===2H2O（l）ΔH＝－571.6 kJ·mol－15．碳酸铵在室温下就能自发地分解产生氨气,下面对其说法正确的是（)A．碳酸铵分解是因为生成了易挥发的气体,使体系的熵增大B．碳酸铵分解是因为外界给予了能量C．碳酸铵分解是吸热反应,根据焓判据不能自发分解D．碳酸盐都不稳定，都能自发分解6．有A、B、C、D四个反应:________；另两个反应中，在温度高于________K时可自发进行的反应是________;在温度低于________K时自发进行的反应是________。
能力提升7．下列有关反应的方向说法正确的是（)A．放热的自发过程都是熵值减小的过程B．吸热的自发过程常常是熵值减小的过程C．水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向D．只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的8．能用能量判据判断下列过程的方向的是( ）A．水总是自发地由高处往低处流B．放热反应容易自发进行，吸热反应不能自发进行C．有序排列的火柴散落时成为无序排列D．多次洗牌以后，扑克牌的毫无规律的混乱排列的几率大9．对于化学反应能否自发进行，下列说法中错误的是（）A．若ΔH＜0,ΔS＞0，任何温度下都能自发进行B．若ΔH＞0，ΔS＜0，任何温度下都不能自发进行C．若ΔH＞0,ΔS＞0，低温时可自发进行D．若ΔH＜0，ΔS＜0,低温时可自发进行10．已知“凡气体分子总数增大的反应一定是熵增加的反应”.下列反应不可能自发进行的是( )A．2O3(g）===3O2(g）ΔH＜0B．2CO（g)===2C(s)＋O2(g）ΔH＞0C．N2（g)＋3H2(g)===2NH3（g) ΔH＜0D．CaCO3（s)===CaO(s)＋CO2（g）ΔH＞011．已知100 kPa、298。
无机化学第二章 化学反应的方向、速率和限度--
3. 298 .15K，标准状态下化学反应吉布 斯自由能变的计算
(1) 利用标准摩尔生成吉布斯自由能ΔfGm计算 ΔrGm(298.15 K)＝ iΔfGm(生成物，298.15 K) +
iΔfGm(反应物，298.15 K)
① ② ③ ΔrGm (298.15K) < 0, 反应正向自发进行； ΔrGm (298.15K) > 0, 反应逆过程自发； ΔrGm (298.15K)＝ 0 系统处于平衡状态。
为什么有些吸热过程亦能自发进行呢?
例如 1.NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-(aq) rHm = 14.7 kJ· -1 mol
NH4Cl晶体中NH4+ 和Cl- 的排列是整齐有 序的。NH4C1晶体进入水中后，形成水合 离子(以aq表示)并在水中扩散。在NH4Cl 溶液中，无论是NH4+(aq)、Cl-(aq)还是水 分子，它们的分布情况比 NH4C1 溶解前 要混乱得多。
第二章 化学反应的方向、 速率和限度
本章教学要求
1、了解标准摩尔熵、标准摩尔生成吉布斯自由能的概念， 掌握反应的标准摩尔熵变、标准摩尔吉布斯自由能变的简单 计算。 2、掌握ΔrGm 与ΔrHm 和ΔrSm 的关系，学会用ΔrGm 判断 标准状态下反应进行的方向。 3、理解反应速率、基元反应和反应级数的概念及速率方程 式的表达，掌握活化能、活化分子的概念并能用其说明浓度、 温度、催化剂对反应速率的影响。 4、掌握可逆反应与化学平衡的概念、标准平衡常数和平衡 组成的有关计算，熟悉标准平衡常数和标准吉布斯自由能变 的关系。 5、熟悉反应商判据和吕·查德里原理，掌握浓度、压力、 温度对化学平衡移动的影响及其有关计算。
ΔrHm(T K)≈ΔrHm(298.15K)
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)
沪科版高二上学期化学(选择性必修1)《第二章化学反应的方向、限度和速率》章节测试卷及答案
沪科版高二上学期化学(选择性必修1)《第二章化学反应的方向、限度和速率》章节测试卷及答案一、单选题1．在密闭容器中发生反应：X ＋3Y2Z ΔH < 0，其中Z 呈气态，且Z 在平衡混合气中的体积分数(Z%)与温度（T ）、压强（P ）的关系如图。
下列判断正确的是A ．T 1大于T 2B ．Y 一定呈气态C ．升高温度，该反应的化学平衡常数增大D ．当n (X):n (Y):n (Z)＝1:3:2时，反应一定达到平衡状态2．汽车排气系统中的三元催化剂能将尾气中的NO 与CO 转化为无污染气体，反应为222NO(g)2CO(g)N (g)2CO (g)++ T ℃ 向2L 恒容密闭容器中通入2molNO 和2molCO ，一定条件下测得2N 的物质的量随时间变化关系如表所示：t /min 0t 1t2t3t 4t()2n N /mol 00.35 0.7 0.8 0.8下列说法不正确的是 A ．1021t t t t -<-B ．若2t 5=，则0~5min 内11v(NO)0.14mol L min --=⋅⋅C ．该温度下的化学平衡常数1K 80L mol -=⋅D ．其他条件不变，若起始时通入1molNO 和1molCO ，达平衡时()2n N 0.4mol < 3．下列有关化学反应的描述正确的是（） A ．常温下能自发进行的反应，其ΔH <0B ．一定条件下能自发进行的反应，其ΔS >0C ．自发反应一定能自动进行，而非自发反应一定不能发生D ．ΔH >0和ΔS <0的反应，在任何温度下都不能自发进行4．已知硫代硫酸钠()223Na S O 与稀硫酸的反应为：223242422Na S O H SO Na SO SO S H O +=+↑+↓+。
某兴趣小组以该反应为例探究影响反应速率的因素并设计了如下实验，下列说法不正确的是实验序号反应温度(℃)2230.10mol /LNa S O V /mL0.50mol /L 稀硫酸V /mL2H OV /mL开始出现浑浊所需时间/s1 20 10.0 10.00 1t2 501V10.0 0 2t3 20 10.04.0 2V 3tA ．若用实验1和2探究温度对该反应速率的影响，则1V 10.0=B ．实验2时，可先分别将223Na S O 溶液、24H SO 溶液和水置于热水浴中加热到所需温度再混合发生反应，记录反应所需时间C ．若用实验1和3探究稀硫酸浓度对该反应速率的影响，则2V 0=D ．将水更换为24Na SO 溶液，对实验结果无影响 5．氯气溶于水时存在多重平衡：℃()()22Cl g Cl aq ℃()()()()+-22Cl aq +H O l H aq +Cl aq ()+HClO aq 。
化学反应原理第2章
若各物质的浓度为c时，定温下反应的吉布斯能变
△G = △Gc + RTlnQc =－RTlnKc + RTlnQc = RTlnQc /Kc Qc = [(cG/c)g (cH/c)h]/[(cD/c)d(cE/c)e)]
同理，反应的 Qc < Kc ，可以自发； Qc = Kc，平衡； Qc > Kc， 非自发
式中，Qp—反应体系中物质的压强商，其大小由始终态时反应物质的压强 决定；必需用标准平衡常数K 。 Qp = [(pG/p)g (pH/p)h]/[(pD/p)d/ (pB/p)e]非平衡 • 等T、p，不做非体积功，可由△G（＜0；=0；＞0）判断反应方向：
Qp＜ K ，可以自发； Qp = K ，平衡； Qp ＞ K ， 非自发
第2章 化学反应的方向、限度与速率 第1节 化学反应的方向
二、反应熵变与反应方向 Clausius 1850年提出，将可逆热温商命名为熵： dS = Q可/T
S = Q可/T= Q可/T
过程的熵变S只取决于始终态，定义一个新的热力学函数熵S。 • S与体系混乱度的关系；体系达到平衡状态时熵值最大；许多常见自发过
随温度T变化，△H(T)和△S(T)的变化率是不同的！
• 若设△rCp=0，则△H、△S与T无关，可近似估算反应的转折温度： △H -T△S =0 ； T =T转折时，反应达到平衡，得 T转折= △H/△S；
若T > T转折时， △H -T△S < 0， 反应可以进行。
而T < T转折时， △H -T△S > 0， 反应正向不能进行。 以上判断的前提是：等温、等压、不做非体积功。
第2章 化学反应的方向、限度与速率 第1节 化学反应的方向
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。
鲁科版化学反应原理模块第2章 化学反应的方向、限度与速率
鲁科版化学反应原理模块第2章化学反应方向、限度及速率第1、2节复习课教学案例（第1课时）一、教学背景分析（一）教材分析《化学反应原理》第2章在内容上如此多定量探讨内容，在高中阶段有什么用途和意义呢？在过去教材使用过程中，常常遇到学生“ 这个反应为什么可以发生而另一个反应却不能发生？” 、“ 这些反应条件怎样影响反应速率和化学平衡？” 等等问题让我们欲言难齿而苦恼。
现在教材中第2 章“ 化学反应方向、限度及速率” 是在具有化学平衡和化学反应速率初步概念并已经能够定量描述化学反应热效应基础上引入“ 焓变” 及“ 熵变” 定量探讨化学反应进行方向，引入“ 化学平衡常数” 定量探讨和描述化学反应限度，应用化学平衡常数定量探讨温度、浓度和压强对化学平衡影响。
引入“ 反应速率常数” 定量探讨浓度、温度对反应速率影响；引入“ 活化能” ，结合反应速率常数定量探讨温度和催化剂对反应速率影响。
本专题在模块中处于中介和桥梁作用。
化学反应中焓变，以及及熵变一起是判断化学反应方向依据，化学反应快慢、方向和限度又是溶液中离子反应（电离平衡、水解平衡、溶解平衡等）基础。
（二）学情分析高二学生，经过高一学年学习和锻炼，在心理上逐渐趋于理性，认识事物能力得到加强，并具备了一定分析和抽象思维能力。
通过必修2 化学反应速率学习，学生已经知道化学反应有快慢和限度之分，浓度能影响化学反应速率大小和化学反应限度，但不知其因，也没有作定量研究。
因此，教师应激发学生求知欲，加强过程及方法培养，提高学生定量分析能力和综合归纳能力。
二、教学目标知识及技能：1. 能用焓变和熵变说明化学反应方向。
2. 描述化学平衡建立过程，知道化学平衡常数涵义，能利用化学平衡常数计算反应物转化率。
3. 通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡影响，并能用相关理论加以解释。
过程及方法：把握整体思路，抓住问题线索。
标准提出“能用焓变和熵变说明化学反应方向”，仅仅要求学生知道化学反应发生总趋势是体系能量降低和熵增加。
化学反应的方向、限度与速率
第二章化学反应的方向、限度与速率本部分知识网络(一)化学反应的方向1、化学反应方向与反应热效应的关系多数能自发进行的化学反应为放热反应，但很多放热反应也需要加热或点燃才能使反应发生。
同时有不少吸热反应能自发进行。
2、焓变与熵变对反应方向的影响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。
结论：在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至达到平衡状态。
(二)化学反应的限度1、化学反应平衡常数化学反应：aA＋bB cC＋dD平衡常数(1)平衡常数的大小表示反应的限度：K越大，反应进行得越完全。
(2)根据平衡常数可判断反应是否达到平衡状态。
2、化学平衡(1)化学平衡的概念化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
(2)化学平衡的特征①逆：研究的对象是可逆反应②等：正反应速率等于逆反应速率③动：化学平衡是动态平衡，当反应达到平衡时，正反应和逆反应都仍在继续进行④定：反应混合物中，各组分的浓度不变⑤变：化学平衡状态是有条件的，暂时的、相对的，改变影响平衡的条件，平衡就会被破坏，并逐步达到新的平衡。
(3)化学平衡的移动影响化学平衡的条件①浓度：增大反应物(或减小生成物)浓度，平衡向正反应方向移动。
具体是比较平衡常数K c和浓度商Q c的关系。
②压强：增大(或减小)压强，平衡向气体体积减小(或扩大)的方向移动。
③温度：升高(或降低)温度，平衡向吸热(或放热)方向移动，温度对平衡移动的影响，原因是改变了化学平衡常数。
④催化剂：对化学平衡状态无影响总结：平衡移动原理①平衡移动原理(勒夏特列原理)：如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
②注意事项：a、此原理使用的前提是已达平衡的体系；b、平衡移动的结果是“减弱”影响，而非“清除”影响；c、当同时改变几个影响平衡的条件时，勒夏特列原理对每个条件来说仍适用，但实际移动方向是多个条件综合影响的结果。
南华大学《无机化学》第2章——化学反应的速率、方向和限度
AgCl(s)
AgBr(s) AgI(s)
-127.068
-100.37 -61.84
-109.789
-96.90 -66.19
96.2
107.1 115.5
Ag2O(s)
Al(s) Al2O3(α,刚玉) Br2(l) Br2(g) HBr(g)
-31.0
0 -1675.7 0 30.907 -36.4
熵值大小规律：
⑴ ⑵ ⑶ ⑷ 同一物质：S气＞ S液＞ S固
同一物态：S（复杂分子） ＞ S（简单分子） S（高温）＞ S（低温） S（低压气体） ＞ S（高压气体）
第2章 化学反应的方向、速率和限度
2. 化学反应的熵变 （1）标准摩尔熵的确定
0K时，一个完整无损的纯净晶体，其组分粒子(原 子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态，因此， 可以认为：纯物质完整有序晶体在0 K时的熵值为 零。即 S0（完整晶体）= 0
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) -1128.79 -604.03 -394.359
f H
-1206.92 -635.09 -393.509
92.9 39.75 213.74
Sθ mol-1· K-1) m /(J·
r Gm [ f Gm (CaO) f Gm (CO2 ) f Gm (CaCO3 )
吉布斯自由能降低是
第2章 化学反应的方向、速率和限度
△rSm
＋
△rHm
－
△rGm= △rHm- T△rSm
△rGm ＜ 0
反应情况
任何温度下均为自发过程 任何温度下均为非自发过程 高温自发过程 低温自发过程
化学反应的方向、限度和速率
二、化学反应的限度
1、化学平衡的判断依据 V正=V逆 同一种物质的生成速率与消失速率相等。
平衡混 合物组 成确定
物质的量、浓度、百分含量、 转化率不变
2、化学平衡常数
（1）、化学平衡常数的数学表达式 （2）、化学平衡常数的书写： （3）、化学平衡常数的影响因素： 反应物性质和 温度 （4）、化学平衡常数的意义： （5）、化学平衡常数应用： （6）、化学平衡常数、速率与转化率的计算 ——三段式
一、化学反应的方向 判断依据：△H-T△S <0 正向自发
=0 平衡
>0 逆向自发 焓判据 一般来说，△H<0的反应可自发。故放热熵 减小的反应可自发，是只看焓判据。 熵判据 一般来说，△S>0的反应可自发。故吸热熵 增加的反应可自发，是只看熵判据。
计算： △H-T△S=0 只能确定反应的方向，不能确定反应是否发生、反 应程度、反应速率。
6、影响因素 （1）决定因素 反应物本身的性质
（2）影响因素 浓度、温度、压强、催化剂、固体表面积、原电池
5、化学反应速率大小比较
压强 催化剂>温度> 浓度 固体表面积、原电池
四、工业合成氨 1、反应特点 考虑催化剂催化活性， 兼顾化学速率与平衡
700K
2、生 产条件
200—500KPa 考虑生产成本，兼顾化 学反应速率与化学平衡 铁触媒 考虑化学反应速率
1、浓度
反应mA+nB = pC；△H<0
K不变，Q改变
增大A浓度，B转化率增大，A转化率减小。
2、温度 3、压强
ห้องสมุดไป่ตู้
K变，Q不变 B转化率减小，A转化率减小。 K不变，Q改变
若m+n>p，增大压强，B转化率增大，A转化率增大。
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3化学反应方向的判据——化学反应的吉布斯 （J.W.Gibbs）自由能变。
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（简称自由能变）△rGm ：
在等温、等压条件下，
△rGm=ΔrHm - T△rS —吉布斯公式 热化学反应自发过程的判据
•
< 0 自发过程，可正向进行
rS(298.15K)=[2×191.60+6×188.85][4×192.70+3×205.14] =130.08 J·mol-1·K-1
2020/12/5
rS<0，298.15K、标准态下,熵减反应 rS>0，298.15K、标准态下,熵增反应 熵增有利于反应的自发进行,对非孤立 体系，仅用作反应自发性的依据也不全面 如T<273.15K，水→冰，rS<0，自发 这表明一个过程（或一个反应）的自发性， 与△H、△S有关，同时也与T有关 。
Sm /(J·mol-1K-1) 92.6
39.75 213.74
解法(1)rGm=νifGm(产物)+νifGm(反应物)
rGm=fGm(CaO,s)+fGm(CO2.g)]+fGm(CaCO3.s) = -604.03-394.359-(-1128.79) =130.40kJ.mol－1
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2020/12/5
例：298. 15K，标准压力下，CaCO3能否 分解为CaO和CO2？
解：查表得： CaCO3(s) ＝ CaO(s) + CO2(g)
fGm/(kJ·mol-1) -1128.79 -604.03 -394.359
fHm/(kJ·mol-1) -1206.92 -635.09 -393.509
• △rG = 0 平衡
•
> 0 正向非自发，逆向自发
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吉布斯最小自由能原理：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）减 小，体的系方的向G进降行低，到△最rG小m=值0时，反应达平衡
表2.1 △rGm=ΔrHm - T△rS
- -(放热) +(熵增) 自发过程，反应
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2 化学反应的熵变S 熵——描述物质或体系混乱程度（粒子运动 ）的物理量。
体系自身属性，状态函数 物质（体系）的混乱度越大，熵值越大 规定：0K时，任何纯净的完整晶态物质的熵
值为0，即So=0 若一纯晶体从0K→TK其熵值为ST，则此过
程的熵变量ΔS=ST-So=ST
标准摩尔熵Sm ：某单位物质的量的纯物质在 标准态下的熵值。 J·mol-1·K-1
解法(2)： rGm = rHm – T rSm rHm=νifHm(产物) +νifHm(反应物) = fHm(CaO,s)+fHm(CO2.g)-fHm(CaCO3.s)] = [－635.09－393.509]－(－1206.92) = 178.32kJ.mol－1
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rSm=[1× S(mCaO，S)+1× (SCmO2，g)]
J: 反应商，对气体反应：
J＝[[P P((C Y))//P P ]]cy[[P P((D Z))//P P ]]d z
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对水溶液中的反应：J＝[[cc((C Y))//cc ]]cy[[cc((D Z))//cc ]]dz
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2、非标准态吉布斯自由能变（△rGm） 的计算及反应方向判断
在等温、等压、非标准态下，cC+dD→yY+Zz 根据热力学推导， △rGm与标准摩尔反应吉布
斯自由能变△rGm 、体系中反应物和生成物 浓度或分压及温度有如下关系：
△rGm(T)=△rGm(T)+RTlnJ —化学反应等温 方程式
2020/12Βιβλιοθήκη 5反例：有些吸热过程也能自发进行，如 水的蒸发，NH4Cl、KNO3溶于水（吸 热）及CaCO3分解等都是吸热过程。
仅把焓变作为化学反应自发性的普遍判 据不全面。 分析：NH4Cl（s）常温下的溶解， CaCO3(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。
2020/12/5
影响物质熵值大小的因素 (1) 物 质 的 聚 集 状 态 ： 同 种 物 质 S(g)>
S(l)> S(s) (2)物质(或体系)的温度和压力：S（高
温）> S(低温) S（低压）> S(高压)
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化学反应的熵变 rS=νiS(产物) + νiS(反应物)
例： 4NH3(g)+3O2(g)→2N2(g)+6H2O(g) 192.70 205.14 191.60 188.85
正向进行
+ +(吸热) -(熵减) 非自发过程，反
应逆向进行
0 2020/12/5
平衡状态
4 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，吉布斯公式变为
rGm= rHm – TrSm 等温等压、标准态下自发反应判据是
rGm <0 标标准准摩态生下成，吉由布最斯稳自定由纯能态fG单m质 生—成—单在
位物质的量的某物质时的吉布斯自由 能变。kJ·mol-1。
在标准态，任一 纯态单质)=0
温度下,fGm
（最稳定
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标准态下，计算 rGm 的方法 (1) rGm= rHm – TrSm rHm (298.15K)–TrSm (298.15K) 可计算298K或其他温度下的rGm (2) 条件：298K rGm=νifGm(产物)+νifGm(反应物)
+[(－1)× S m(CaCO3，s)] =(39.75+213.74)+(-1)×92.9 =106.6J.mol-1.K-1 rGm = rHm – T rSm 178.32－298.15×106.6×10－3 =130.4kJ.mol－1 >0
所以在298.15K，标准态下CaCO3不能自发分解 。
第二章 化学反应的方向 、速率和限度
2020/12/5
最重要三个问题： （1）化学反应是否能按要求发生
（即反应进行的方向）。 （2）反应进行的快慢（速率大小）。 （3）反应的给定条件下进行的限度
（化学平衡）。
这些问题的研究在生产及环境治理中 （如产品的选择，生产效率和产品质 量的提高以及降低原料的消耗）均有 指导意义。