高二化学下学期《化学反应原理》第2章第1节化学反应的方向-北师大版
第1节 化学反应的方向
第2章 化学反应的方向、限度与速率
4．(2018·长沙高二检测)已知下列过程都能自发进行，其中不能用 焓变解释的是( ) A．2Na(s)＋Cl2(g)===2NaCl(s) ΔH<0 B．C3H8(g)＋5O2(g)===3CO2(g)＋4H2O(l) ΔH<0 C ． 2NH4Cl(s) ＋ Ca(OH)2(s)===2NH3(g) ＋ CaCl2(s) ＋ 2H2O(l) ΔH>0 D．2Mg(s)＋O2(g)===2MgO(s) ΔH<0 解析：选 C。ΔH<0 有利于反应自发进行，A、B、D 三项反应 均为 ΔH<0，故均可用焓变解释，C 项反应 ΔH>0，不利于反应 自发进行，故不能用焓变解释。
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第2章 化学反应的方向、限度与速率
2．在图①中 A、B 两个容器里，分别收集着两种作用不同的理 想气体。若将中间活塞打开，两种气体分子立即都占有两个容 器(如图②)。关于此过程的下列说法不正确的是( )
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第2章 化学反应的方向、限度与速率
A．此过程是体系从混乱程度小向混乱程度大变化的过程，即 熵增大的过程 B．此过程为自发过程，而且没有热量的吸收或放出 C．此过程从有序到无序，混乱度增大 D．此过程是自发可逆的 解析：选 D。由题意可知，此过程为不伴随能量变化的自发过 程，是体系混乱度增大的过程。而自发过程是不可逆的。
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第2章 化学反应的方向、限度与速率
解析：选 B。A 项为放热的熵增加反应，在任何温度下都有 ΔH－TΔ S<0，因此该反应一定能自发进行；B 项为吸热的熵减 小反应，在任何温度下都有 ΔH－TΔ S>0，故该反应肯定不能自 发进行；C 项为放热的熵减小反应，在低温时可能有 ΔH－ TΔ S<0，因此该反应在低温下能自发进行；D 项为吸热的熵增 加反应，在高温时可能有 ΔH－TΔ S<0，因此该反应在高温下能 自发进行。
第2章化学反应的方向限度与速率知识点总结高二化学人教版选择性必修1
第2章化学反应的方向、限度与速率第1节化学反应的方向一、反应焓变与反应方向1、ΔH < 0有利于反应自发进行，但自发反应不一定要ΔH < 0。
焓变只是反应能否自发进行的一个因素，但不是唯一因素。
只根据焓变来判断反应方向是不全面的。
二. 反应熵变与反应方向1. 熵：用来度量体系混乱程度的物理量。
2. 符号：S 单位：J·mol1·K13. 体系混乱度越大，熵值越大。
纯物质的熵值的大小与物质的种类、数量、聚集状态以及温度、压强等因素有关。
例如，同一条件下，不同物质的熵不同；同一物质，S(g)>S(l)>S(s)。
4、熵变(ΔS)和熵增原理ΔS = 反应产物的总熵－反应物的总熵对于确定的化学反应，在一定条件下具有确定的熵变。
ΔS > 0 反应体系混乱度增大ΔS < 0 反应体系混乱度减小ΔS＞0的反应，其数值越大越有利于反应自发进行，但不绝对，熵减小的反应也有能自发进行的。
注意：（1）与焓变类似，熵变只是反应能否自发进行的一种因素；（2）熵变( ΔS )只取决于体系的始态和终态，与变化的途径无关；（3）熵判据只判断一定条件化学反应能否自发进行，与化学反应速率无关。
总结：自发过程的两大变化趋势：（1）能量趋于减小（焓减）（2）混乱度趋于增大（熵增）三.用焓变与熵变综合判断反应方向研究表明，在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，化学反应的方向可以用反应的焓变和熵变来综合判断，判据为ΔH －TΔS。
ΔH －TΔS < 0 反应正向能自发进行ΔH －TΔS = 0 反应达到平衡状态ΔH －TΔS > 0 反应正向不能自发进行在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，自发反应总是向着ΔH －TΔS < 0 的方向进行，直到达到平衡状态。
该判据指出的是化学反应正向进行的趋势。
大大高小小低小大皆行大小皆停第2节化学反应限度一、化学平衡常数1、化学平衡常数定义：在一定温度时，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物平衡浓度的幂之积与反应物平衡浓度的幂之积的比值是一个常数.简称：平衡常数符号：K单位：(mol·L1) c+dabaA + bB ⇌cC + dD2、化学平衡常数关系式书写规则(1)如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不应写在平衡关系式中，因为它们的浓度是固定不变的，化学平衡关系式中只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。
高二化学下学期《化学反应原理》第2章第1节化学反应的方向-北师大版
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化学反应原理 第二章 化学反应速率图象
反应速率的变化情况依次是
“减小”或“不变”)
增大、不变、减小 。(填“增大”、
例3.反应A(g)+B(g) C(g); △H<0 已达平衡，升高 温度，平衡逆移，当反应一段时间后反应又达平衡，则速率 对时间的曲线为（ ）
2.可逆反应的“v–t ”图象
改 变 浓 度
增大c(反应物) 平衡正向移动
v 正 逆 0 正 正 逆 正 逆 逆 正 正 逆 逆 正 逆 正 正 正 逆 正 逆 逆 逆 正 正 逆 t
以反应 mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)；△H 为例
(2)改变外界条件，化学平衡可能会发生移动
增大c(生成物) 平衡逆向移动
v v
正
逆
0
t1 甲
t
0 乙
t
v
逆
v
逆
v
逆
v
正 正 逆
正
正
A
T
B
T
C
T
D
T
这是表示平衡移动中的速率。T 1 时的平衡，升温 到T2时建立新平衡，V 吸，V 放，V吸曲线始终在上方。 解析：首先要把握大方向，即升温使正、逆反应速率都 有学生认为靠近T 2 时，V 吸 曲线的斜率变小了，不正确。 变大，所以B不是正确答案；再看起点和终点，由于原反应是 其实，温度从T1上升到T2，V吸，V放，这时速率的改 平衡的(V逆=V正)，因而起点相同，又由于再次达到平衡(V正＝ 变要影响到反应物和生成物的浓度，由于V 吸 增加得多， V逆)，因而终点相同，故A不是正确答案；由于正反应是放热 相应物质的浓度减少得多，将使其速率减缓；而相反方 反应，所以升温使V正和V逆都增大，但逆反应增大得更多，故 向的物质浓度增加得多，将使其速率增加，最终达到V V逆更大，即V逆曲线斜率的大，故正确答案为C。 吸 ＝ V 放 ， 建 立 新 的 平 衡 状 态 为 止 。
高二化学反应原理知识点归纳
高二化学反应原理知识点归纳高二理科生学习化学的接触到化学反应，不知道怎么去了解化学反应。
以下是我整理的化学反应学问点归纳，盼望可以关心大家更好地了解化学反应。
第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或汲取。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在肯定的温度下进行时，反应所释放或汲取的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q0时，反应为吸热反应;Q0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，依据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
试验室常常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJmol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H表示。
(2)反应焓变H与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=H=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：H0，反应汲取能量，为吸热反应。
H0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);H(298K)=-285.8kJmol-1书写热化学方程式应留意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
①化学方程式后面写上反应焓变H，H的单位是Jmol-1或kJmol-1，且H后注明反应温度。
高二化学下学期《化学反应原理》第2章第1节化学反应的方向-北师大版
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高二化学反应原理 化学反应的方向
观察与思考
在化学反应中有一些反应在常温常压也能自发进行 例如:
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) △H = -572kJ·mol-1 2Na(s) + 2H2O(g) = 2NaOH(s)+H2 △H = -368kJ·mol-1 4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s) △H = -1648kJ·mol-1 H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) △H = -184 kJ·mol-1
观察下面两个自发反应，熵是增加的吗?
（1）2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) （2） NH3(g)+ HCl(g)= NH4Cl(s)
小结：△S > O 有利于反应自发进行，
有些自发反应 △S <0
熵变是反应能否自发进行的一个因素,但不 是惟一因素。
混乱度越大越稳定，△S > 0 有利于反应自 Company Logo 发进行。
已知： 2NO（g）+ 2CO（g）= N2（g）+ 2CO2（g）， 已知298K、101KPa下△H = - 113.0 KJ·mol-1 ， △S = -143.5 J·mol-1·K-1
则△H-T△S = - 69.68 KJ·mol-1 < 0, 因此，室温下反应能自发进行。
思考：但该反应速率极慢，如何加快反应速率？ 一种汽车尾 气净化器
化学反应的方向及其判断依据
▲(1需) 在要判注断意温：度、压强一定条件下的 反应的方向时,应该同时考虑焓变与 熵变这两个因素,有作为判据.
2N2O5(g)=4NO2(g)+O2 (g) (NH4) 2CO3(s) = NH4HCO3(s)+NH3(g)
化学选修化学反应原理各章知识点归纳整理
高二化学选修4化学反应原理知识点整理第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）符号：△H （2）单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强（25 ℃，101 kPa时可以不注明）。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
只能表示物质的量，不能表示分子个数。
⑤各物质化学计量数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
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