高中化学2.用复合判据判断反应方向的有关规律归类总结知识点新人教版
高中化学专题2.4化学反应进行的方向练习(含解析)新人教版选修4
2。
4 化学反应进行的方向1．下列说法正确的是：A．非自发反应在任何条件下都不能实现B．熵增且焓减的反应一定是自发的C．凡是放热反应都是自发的,吸热反应都是非自发反应D．自发反应一定是熵增加的，熵减小的反应都是非自发的【答案】B【解析】A．非自发反应并不是在任何条件下都不能实现，取决于温度等外界条件，如铜和稀硫酸不反应，但在铜为阳极,电解质为硫酸的电解池中可反应生成硫酸铜和氢气,故A错误;B．熵增且焓减的反应，满足△H—T•△S＜0，一定能自发进行,故B正确；C．吸热反应不一定不能自发进行，如氢氧化钡晶体和氯化铵的反应，而有些放热反应需要在高温、高压下才能进行，故C错误；D．自发反应的熵不一定增大，如氯化氢和氨气的反应,故D错误；故选B。
2．下列关于焓判据和熵判据的说法中，不正确的是A．放热的自发过程可能是熵减小的过程，吸热的自发过程一定为熵增加的过程B．由焓判据和熵判据组合成的复合判据，将更适合于所有的过程C．在室温下碳酸钙的分解反应不能自发进行，但同样是这个吸热反应在较高温度（1200 K）下则能自发进行D．放热过程(ΔH〈0)或熵增加（ΔS>0)的过程一定是自发的【答案】D【解析】A.反应自发进行的判断依据是△H—T△S＜0，自发进行的反应也需要一定条件才可以发生,放热的自发过程，△H＜0,△S可能小于0也可能大于0，所以，放热的自发过程可能是熵减小的过程，吸热的自发过程，△H＞0，因T＞0，须△H—T△S＜0，取决于△S ＞0，所以吸热的自发过程一定为熵增加的过程，A项正确；B．化学反应能否自发进行,取决于焓变和熵变的综合判据,当△G=△H—T△S＜0时,反应能自发进行，当△H＜0，△S＞0时，△G=△H—T△S＜0，一定能自发进行,而△H＞0，△S＜0时不能自发进行，△H＞0，△S＞0或△H＜0,△S＜0能否自发进行,取决于反应的温度，所以，由能量判据和熵判据组合成的复合判据，将更适合于所有的过程，B项正确;C。
人教版高中化学选择性必修第1册 《化学反应的方向》教学设计
《化学反应的方向》教学设计一、课标解读《化学反应原理》中主题2化学反应的方向、限度和速率，2.3化学反应的方向1．内容要求知道化学反应是有方向的，知道化学反应的方向与反应的焓变和熵变有关。
二、教材分析在人教版新教材中，精简了文字表述的内容，主旨内容更加突出，重点介绍了焓变、熵变与化学反应进行方向的关系。
旧版教材中，还强调了根据反应的焓判据和熵判据，只能判断反应自发进行的可能性，不能决定反应是否一定发生或反应速率的大小。
新版教材中删去了这部分的内容，知识难度降低，同时减少了对“熵”的概念的解释，只要求学生知道“熵”与体系的“混乱度”有关。
教材力图从学生熟悉的化学反应出发，介绍化学反应有向能量降低的方向自发进行的倾向，体会能量最低原理在化学过程中的存在；通过气体扩散和晶体溶解两个实例引出反应的自发性还与体系的混乱度（熵）有关，说明混乱度（熵）增加是自然界的普遍规律，也是化学反应自发进行的一种倾向。
发展学生“变化观念和平衡思想”的素养。
为了加深学生对化学反应进行方向的认识，用实例说明单独运用上述判据中的任一种，都可能出现错误，都不是全面的。
要正确的判断化学反应的方向，需要综合考虑焓变和熵变的复合判据。
诱导学生得出：事物的发展、变化常常受多种因素的制约，发展学生“证据推理和模型认知”的素养。
在练习与应用中，增加了自发过程中焓变、熵变判断的习题。
三、学情分析学生已经学习了化学反应速率、化学平衡，具备了一些化学反应原理的知识。
自发过程和熵变的概念比较抽象，在教学过程中应充分结合生活情景和已有化学知识，加以引导，学生就能够理解、掌握该节相关知识。
四、素养目标【教学目标】1．能通过教师列举的例子知道化学反应的进行是有方向的；2．了解熵变的概念，能初步判断体系变化过程中的熵变；3．能用根据化学反应的焓变和熵变判断化学反应进行的方向。
【评价目标】1．通过学生对自发反应的举例，诊断学生对化学反应进行的方向的了解；2．通过对比分析不同自发反应中焓变和熵变的情况，诊断并发展学生的辩证思维；3．通过引入科学家研究化学反应进行方向的化学史，发展学生“科学精神与社会责任”的素养。
2.3化学反应的方向 课件 高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
第三节 化学反应的方向
学习目标
1、知道化学反应是有方向的。 2、知道化学反应的方向与反应的焓变和熵变有关。 3、能判断熵的变化（熵增或熵减） 4、能结合具体事例说明反应自发进行的方向。
化学反应的方向
“方向”一词，我们并不陌生。在一定条件下，事物的 发展都有方向性。而我们总想在事情发生前，提前预判 它朝哪个方向发展。
对点训练
3.下列说法中正确的是（ C ）
A.能自发进行的反应一定能迅速发生反应 B.非自发进行的反应一定不可能发生反应 C.能自发进行的反应实际可能没有发生反应
电解
D.常温下，2H2O = 2H2+O2↑，即常温下水的分解反应是自发反应
对点训练
4.一定条件下发生反应:CO2(g)+3H2 (g) CH3OH(g) +H2O(g)，如图 表示该反应过程中能量(单位为KJ/mol)的变化。关于该反应的下列说
有些熵减的过 程也可自发进 行，即ΔS＜0
结论： 自发反应的方向与焓变、熵变有关，但焓变和熵变又不能单独作为判 断反应自发进行方向的依据。需综合考虑体系的焓变和熵变。
四、复合判据（自由能）
【思考与讨论】如何寻找全面的判据？
T绝对温度：
➢室温25℃ 冰融化 H2O(s) = H2O (l)
△H >0 △S>0
2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8 H2O(s)=2NH3(g)+BaCl2(s)+10H2O(l) ∆H ﹥0 这些反应是吸热反应，但能自发进行
人们经过大量反应焓变的研究表明，大多数能自发进行的反应是放热反应。 但是，有些吸热反应也能自发。因此，不能仅仅依靠焓变来判断反应是否自发。
复合反应知识点总结高中
复合反应知识点总结高中复合反应常见的有物理性质的组合，如溶解、溶液的混合、气体的混合等。
化学反应中的复合反应通常涉及两个或更多的反应物，产生一个或多个产物。
复合反应可以分解为连续的反应步骤，或者可以同时进行多个步骤。
在化学反应中，复合反应常见的类型包括酸碱中和、氧化还原反应、置换反应和加成反应等。
通过研究复合反应，有助于理解化学物质之间的相互作用和转化，可以设计合成新的化合物，改进生产工艺，解决环境污染等问题。
酸碱中和是复合反应中常见的一种类型。
酸和碱在适当的条件下反应产生盐和水。
例如，硫酸和氢氧化钠反应生成硫酸钠和水：H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O酸碱中和反应是化学实验室中常用于调节溶液酸碱度的方法，也是生活中洗涤剂、消毒剂等产品中常见的反应过程。
氧化还原反应也是复合反应中的重要类型。
在氧化还原反应中，反应物之间的电子转移导致氧化和还原。
例如，铁和硫反应生成硫化铁，反应过程中铁被氧化，硫被还原：Fe + S -> FeS置换反应是另一种常见的复合反应类型。
在置换反应中，一个元素取代另一个元素在化合物中的位置。
例如，金属铜和盐酸反应生成铜盐和氢气：Cu + 2HCl -> CuCl2 + H2加成反应是复合反应的另一个重要类型。
在加成反应中，两种或多种物质结合在一起形成一个新的化合物。
例如，乙烯和氯气反应生成1,2-二氯乙烷：C2H4 + Cl2 -> C2H4Cl2复合反应对于理解化学反应的机理和动力学以及设计合成新化合物有着重要意义。
通过对复合反应的研究，可以提高化学反应的效率，降低生产成本，改进环境友好型的化学工艺等。
此外，复合反应还可以应用于环境保护和资源利用方面。
通过控制复合反应过程，可以降低污染物的产生，减少能源消耗，促进可再生资源的利用。
综上所述，复合反应是化学中一种重要的反应形式，包括酸碱中和、氧化还原、置换和加成等类型。
对复合反应的研究有助于深化对化学反应机理的理解，提高化学工艺的效率，开发新的化学产品，并对环境保护和资源利用做出贡献。
复合反应知识点总结
复合反应知识点总结定义复合反应是指两种或两种以上的反应物生成一种或一种以上的产物的反应过程。
在化学反应中，原子和离子之间会发生重新排列，生成新的化合物，这些化合物即为产物。
复合反应可以分为三种主要类型，包括酸碱中和反应、氧化还原反应和双替换反应。
类型1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是化学中一种重要的复合反应类型，当酸和碱混合时，产生水和盐的反应。
例如，HCl（盐酸）和NaOH（氢氧化钠）在适当比例下混合反应生成水和NaCl（氯化钠）盐。
酸碱中和反应受到pH值的影响，当pH值等于7时，表示酸碱水平完全中和，这也是酸碱中和反应的终点。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是指化学中发生电子转移的反应，其中一种物质被氧化失去电子，而另一种物质被还原获得电子。
氧化还原反应的例子包括金属与非金属的反应、氢氧化物与过氧化物的反应等。
3. 双替换反应双替换反应是指两种化合物中的阳离子和阴离子交换位置，生成两种新的化合物。
双替换反应的典型例子包括硫酸钠和氢氯酸反应生成氯化钠和硫酸等。
特点1. 反应物种类丰富与其他类型的化学反应相比，复合反应具有反应物种类丰富的特点，可以包括两种以上的反应物。
2. 生成产物多样复合反应产物的种类也相对较多，可以生成一种或多种化合物。
3. 化学反应较为复杂由于复合反应涉及到多种反应物的参与，因此化学反应的条件、速率、产物的生成等均较为复杂，需要综合考虑多种因素。
应用1. 工业生产复合反应在工业生产中得到广泛应用，例如酸碱中和反应可以用于废水处理和酸碱中和反应实验。
2. 医药领域在医药领域中，复合反应可以用于合成药物和化合物研究等。
3. 环境保护复合反应也可以应用于环境保护领域，例如用于处理污水和废水，净化空气等。
总结复合反应作为化学反应的重要类型，具有广泛的应用领域和重要的理论意义。
掌握复合反应的知识，可以帮助我们更深入地理解化学反应的原理和规律，为工业、医药、环境保护等领域的发展和应用提供重要支持。
【人教版】高中化学选修4知识点总结：第二章化学反应速率和化学平衡
第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。
（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。
某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。
——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。
υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。
（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。
（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。
②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。
小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。
其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。
通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。
③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。
因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。
化学反应进行的方向知识点整理
《化学反应进行的方向》知识点整理《化学反应进行的方向》知识点整理(一)自发过程与非自发过程：不借助外力可以自动进行的过程称为自发过程，而必须在外力的作用下才能进行的过程为非自发过程。
说明： 1、体系有着趋于从能量高的状态变为能量低的状态的过程，此时体系对外界做功或放出能量这一经验规律就是能量判据。
能量判据又称焓判据，即△H< 0的反应有自发进行的倾向，焓判据是判断化学反应进行方向的判据之一。
2、多数能自发进行的化学反应是放热反应。
即反应物的总能量大于生成物的总能量。
但并不是放热反应都能自发进行，也不是讲吸热反应就不能自发进行。
某些吸热反应也能自发进行，如氯化铵与氢氧化钡晶体的反应，还有一些吸热反应在高温下也能自发进行。
3、混乱度：表示体系的不规则或无序状态。
混乱度的增加意味着体系变得更加无序。
熵是热力学上用来表示混乱度的状态函数，符号为S，单位为：Jmol-1K-1 。
体系的无序性越高，即混乱度越高，熵值就越大。
4、在相同条件下，不同物质的熵值不同，同一物质在不同状态时的熵值大小也不一样，一般而言：固态时熵值最小，气态时熵值最大。
5、熵变：化学反应中要发生物质的变化或物质状态的变化，因此存在混乱度的变化，叫做熵变，符号：△S △S=S产物-S反应物。
在密闭条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向熵增 6、自发过程的熵判据：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，这一经验规律叫做熵增原理，是判断化学反应方向的另一判据熵判据。
7、判断某一反应能否自发进行，要研究分析：焓判据和熵判据对反应方向的共同影响。
(二)化学反应进行的方向：在一定的条件下，一个化学反应能否自发进行，既可能与反应的焓变有关，又可能与反应的熵变有关。
在温度、压力一定的条件下，化学反应的方向是熵变和焓变共同影响的结果，反应的判据是：DH-TDS(T为热力学温度，均为正值)。
DH-TDS<0，反应能自发进行; DH-TDS=0，反应达到平衡状态; DH-TDS>0，反应不能自发进行。
22人教版高中化学新教材选择性必修1--第三节 化学反应的方向
×
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√
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4. 能自发进行的反应不一定真的能发生(
√
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5. 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
(
√
)
探究点 化学反应进行的方向
1.能量判据又称焓判据，即 H＜0 的反应有自发进行的倾向，焓判据是判断化
学反应进行方向的判据之一。 H＜0 有利于反应自发进行，自发反应不一定要
方向
自发反应：在一定条件下，一经引发就能自动进行的反应。
2.化学反应自发性与反应焓变的关系
（1）放热反应：绝大多数都能②_____________________，且反应放出的热
自发进行
量越多，体系能量降低得也越多，反应越完全。
（2）吸热反应：有些也能自发进行。
（3）结论：反应的焓变是制约化学反应能否自发进行的因素之一，但不是
取决于温度，低温自发
＞0
＞0
取决于温度，高温自发
也可以结合下图进行记忆。
4.判断过程自发性的目的是判断反应进行的方向，并不能判断反应的快慢和
热效应，也不能确定反应是否一定发生。
1. [2021天津和平高二月考] 下列有关自发反应的说法错误的是(
A. 自发反应可能放热也可能吸热
B. 熵增的反应不一定为自发反应
车上安装三效催化转化器，可使汽车尾气中的主要污染物（ CO、NO 、碳氢
化合物）进行相互反应，生成无毒物质，减少汽车尾气污染。
1. 已知： N2 (g) + O2 (g) = 2 NO(g) H = +180.5 kJ/mol ；
2 C(s) + O2 (g) = 2 CO(g) H = −221.0 kJ/mol ；
人教版高中化学化学反应原理知识点
化学选修4化学反响与原理章节知识点梳理第一章化学反响与能量一、焓变反响热1 .反响热：一定条件下，一定物质的量的反响物之间完全反响所放出或吸收的热量2 •焓变〔△ H〕的意义：在恒压条件下进行的化学反响的热效应〔1〕.符号：△ H〔2〕.单位：kJ/mol3. 产生原因：化学键断裂一一吸热化学键形成一一放热放出热量的化学反响。
〔放热〉吸热〕△ H为“-〞或△ H <0吸收热量的化学反响。
〔吸热>放热〕△ H为“+〞或厶H >0☆常见的放热反响：①所有的燃烧反响②酸碱中和反响③大多数的化合反响④金属与酸的反响⑤生石灰和水反响⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆ 常见的吸热反响：①晶体Ba〔OH» 8H2O与NH4CI ②大多数的分解反响③以H2、CO C为复原剂的氧化复原反响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响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热化学反响方程式要指明反响时的温度和压强。
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⑤各物质系数加倍，△ H加倍；反响逆向进行，△ H改变符号，数值不变三、燃烧热1. 概念：25 C, 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反响程度：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。
〔△ H<Q单位kJ/mol 〕四、中和热1. 概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反响而生成1mol H2O,这时的反响热叫中和热。
2•强酸与强碱的中和反响其实质是H+和OH反响，其热化学方程式为：H+〔aq〕 +OH-〔aq〕 =H 20〔1〕△ H=—57.3kJ/mol3. 弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反响时的中和热小于57.3kJ/mol。
2.3 化学反应的方向-高二化学课件(人教版2019选择性必修1)
2.3.1 化学反应的方向
3、复合判据
（1）表达式：∆G = ∆H - ຫໍສະໝຸດ ∆S∆G＞0，不能自发进行
（2）判据
∆G = 0，平衡状态
∆G＜0，能自发进行
（3）规律
∆S
∆H＜0
∆H＞0
∆S＞0
∆S＞0
能自发进行
高温下自发进行
∆H
∆H＜0
∆H＞0
∆S＜0
∆S＜0
低温下自发进行 不能自发进行
D．CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)
ΔH＝＋178.2 kJ/mol
课堂练习
2．下列关于化学反应的熵变的叙述正确的是( C )
A．化学反应的熵变与反应的方向无关
B．化学反应的熵变直接决定了反应的方向
C．熵值增大的反应都是混乱度增大的反应
D．能自发进行的反应熵值都增大
CHEMISTRY
（1）熵
① 定义：用来量度体系混乱程度的物理量；熵值越大，混乱程度越大。
② 符号：S
③ 影响因素：物质的状态； S气＞S液＞S固
2.3.1 化学反应的方向
（2）熵变
① 符号：∆S = S后 - S前
∆S＞0，体系混乱程度增大
② 规律
∆S＜0，体系混乱程度减小
（3）熵判据
① 普遍规律：体系趋向于有序→无序，（混乱度增大的方向）；熵增原理：∆＞0。
感谢聆听！
课堂练习
1、下列自发反应可用焓判据来解释的是( C )
A．2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋56.7 kJ/mol
B．(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)＋NH3(g) ΔH＝＋74.9 kJ/mol