化学反应的方向和限度
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2节 化学反应的自发方向和限度
O
> Ja(ξ) 时， < Ja(ξ) 时，
正向反应能自发进行 (ξ增大)；
K
O
正向反应不能自发进行 (ξ减小)； 反应达到平衡 (ξ= ξeq)。
K
O
= Ja(ξeq) 时，
平衡常数的计算
1、平衡活度商法： 2、热力学计算法：
⑴ 标准生成Gibbs函数法：
r Gm (T ) B f Gm (B, T ) RT ln K
公式适用条件： （1）等温、等压、不作非膨胀功的一个化学反应； （2）反应过程中，各物质的化学势 保持不变。
B
用
(
G
)T , p ,
B
B
B 或 ( r G m )T , p
作判据都是等效的
2、化学反应自发方向判据
等温、等压过程总是自发地向着Gibbs自由能降低的方向进行， 达到该条件下的极小值系统便处于平衡。根据自发方向判据式： 若
2 有混合过程
e exp 1
G A B A RT 1 ln 1 ln
曲线上的极小值点
B
A / RT
1
G
μA
由于化学反应系统中各物质之间的 混合使化学反应不能进行到底。 当0＜ξ＜ξe 时，A ＞0 ， 则A可以自发地生成B；
G O RT ln K RT ln J a T , p
r Gm
上式称为化学反应等温方程式。
三 化学反应等温方程
r Gm G O RT ln K RT ln J a T , p
高考化学总复习：化学反应的方向和限度
考点一 考点二
高考真题通关
限时规范训练
大一轮复习·化学（LK）
命题点 化学平衡常数的相关计算 1．计算步骤 书写 —写出有关化学平衡的化学方程式。
| 标示 —标示出各物质的起始量、转化量、平衡量。
| 计算 —根据已知条件列方程式计算。
考点一 考点二
高考真题通关
限时规范训练
大一轮复习·化学（LK）
2．注意事项 (1)注意反应物和生成物的浓度关系：反应物：c(平)＝c(始)－ c(变)；生成物：c(平)＝c(始)＋c(变)。 (2)利用 ρ(混)＝mV总和 M ＝mn总总计算时要注意 m(总)应为气 体的质量，V 应为反应容器的体积，n(总)应为气体的物质的量。 (3)起始浓度、平衡浓度不一定呈现化学计量数比，但物质之 间是按化学计量数反应和生成的，故各物质的浓度变化之比一定 等于化学计量数比，这是计算的关键。
0.9
考点一 考点二
高考真题通关
限时规范训练
大一轮复习·化学（LK）
根据压强之比等于物质的量之比有a－0a.9＋＋10.2.85＋0.9＝80%， 所以 a＝1。A.该反应前后气体的质量不变，容器的体积不变，气 体的密度始终不变，故 A 错误；B.平衡混合气体中三氧化硫的物 质的量为 0.9 mol，与氯化钡反应生成硫酸钡的质量为 209.7 g，故 B 正确；C.根据平衡常数 K＝[O[2S]O[S3O]22]2，而该反应中容器的体积 未知，无法计算平衡常数，故 C 错误；D.该反应中容器的体积未 知，无法计算 SO3 生成速率，故 D 错误；故选 B。
对于反应 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)， [C]p[D]q
K＝__[A__]_m_[B__]n_ (固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平 衡常数表达式中)。
化学反应方向和限度
一、化学平衡常数（续3）
【注意】 3.平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有 关。同一个化学反应，化学方程式的书写方式不 同，平衡常数不同。如，
对于给定的化学反 应，正，逆反应的 平衡常数互为倒数。 一个化学反应的某一浓度平衡常数表达式与该反应的 化学方程式的一种表示形式相对应，因此不能笼统地 说某一反应的平衡常数的数值是多少。且平衡常数的 单位也与化学方程式的表示形式一一对应。
熵（S）：衡量一个体系混乱度的物理量。 大多数反应有向体系的混乱度增大的方向进行的趋势
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
可见：熵变是影响化学反应是否自发进行的因素之一。 △S > 0,有利于反应自发进行。
▲焓判据和熵判据的应用
1、由焓判据知∶放热过程（△H﹤0）常常 是容易自发进行； 2、由熵判据知∶若干熵增加（△S﹥0）的 过程是自发的；
根据浓度、压强、温度对化学平衡的影响，能 不能概括出一个外界条件与平衡移动方向关系 的普遍原理？（同学们思考）
勒夏特列原理：
在密闭体系中，如果仅改变平衡体系的一个条 件，化学平衡总是向着能减弱这个改变的方向 移动。
风采展示：
1、化学反应2A+B==2C达到平衡后升高温度，C的量增加，关于此 反应说法 正确的是 （ ） A、放热反应 B、没有显著热量变化 C、吸热反应 D、原平衡没有移动 2、有一处于平衡状态的反应A(g) + 3B(g) == 2C(g)△H<0,为了使平 衡向生成C的方向移动，应选择的条件是 （ C） ①升高温度②降低温度③ 增大压强④降低压强⑤加入催化剂⑥分离 出C A ①③⑤ B ②③⑤ C ②③⑥ D ②④⑥ 3、在一定条件下，反应H2(g)+Br2(g) ==2HBr(g) 的△H<0，达到化 学平衡状态且其他条件不变时： (1)如果升高温度,平衡混合物的颜色 加深 ； (2)如果在体积固定的容器中加入一定量的氢气，化学平衡 向右 移 动，Br2(g)的平衡转化率 变大 (变大、变小或不变)。
化学反应的方向和限度
化学反应的方向和限度主讲：程为民一周强化一、一周内容概述本周学习了化学反应的方向和限度，重点介绍了：化学反应的方向、判断化学反应方向的依据、化学平衡的建立、化学平衡常数、平衡转化率等。
二、重难点知识剖析（一）化学反应的方向自发反应：在一定条件下无需要外界帮助就能自动进行的反应。
化学反应具有方向性。
许多化学反应能自发进行，而其逆反应无法进行。
如：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu（二）判断化学反应方向的依据1、判断反应能否自发进行的因素之一：焓变（△H）（1）若△H＜0 ，一般正反应能自发进行。
（2）若△H＞0 ，一般正反应不能自发进行；而逆反应能自发进行。
绝大多数放热反应都能自发进行，而且反应放出的热量越多，体系能量降低得也越多，反应越完全。
因此，反应体系有趋向最低能量状态的倾向。
2、判断反应能否自发进行的因素之二：熵变（△S）决定化学反应能否自发进行的另一个因素是体系的混乱度。
衡量一个体系混乱度的物理量叫做熵，用符号S表示。
体系中微粒之间无规则排列的程度越大，体系的熵越大。
熵变（△S）：反应前后体系熵的变化叫做熵变，可用△S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 。
自发反应趋向于最大混乱度方向进行，即熵变△S＞0的方向。
（1）若△S＞0 ，一般正反应能自发进行。
（2）若△S＜0 ，一般正反应不能自发进行；而逆反应能自发进行。
3、判断反应能否自发进行的综合因素：吉布斯自由能（△G）在恒温压条件下，封闭系统的吉布斯自由能变：△G＝△H－T△S。
这一公式称为吉布斯等温方程式，是化学上最重要和最有用的公式之一。
△G可作为反应或过程自发性的衡量标准：△G＜0时，过程为自发过程；△G＞0时，过程为非自发过程；△G＝0时，处于平衡状态。
△G的符号和大小不但取决于△H和△S的符号和大小，也与温度密切相关，可能出现表所示的四种情况。
表△H、△S及T对反应自发性的影响类型△H △S △G(△H－T△S) 正反应的自发性实例I －＋永远是负任何温度均自发2O3(g)＝3O2(g)Ⅱ＋－永远是正任何温度均不自发CO(g)＝C(s)＋O2(g)Ⅲ＋＋低温为正，高温为负低温非自发高温自发CaCO3(s)＝CaO(s)＋CO2(g)Ⅳ－－低温为负，高温为正低温自发高温非自发N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g)（三）化学平衡的建立（1）化学平衡研究的对象——可逆反应进行的程度。
如何判断化学反应的方向与限度
如何判断化学反应的方向与限度在化学的世界里，化学反应的方向和限度是非常关键的概念。
理解如何判断它们，对于我们深入掌握化学变化的规律以及在实际应用中进行有效的反应控制具有重要意义。
化学反应的方向，简单来说，就是指反应是自发地朝着某个方向进行，还是需要外界的干预才会发生。
而反应的限度，则是指反应在一定条件下能够进行到何种程度。
要判断化学反应的方向，一个重要的依据是热力学第二定律。
这个定律告诉我们，在孤立系统中，熵总是增加的。
熵可以理解为系统的混乱程度。
如果一个化学反应导致系统的熵增加，那么这个反应在一定条件下就有自发进行的趋势。
例如，氯化铵固体分解为氨气和氯化氢气体的反应，生成的气体分子自由度更高，混乱度增大，熵增加，在一定温度下具有自发进行的可能性。
吉布斯自由能的变化（ΔG）也是判断化学反应方向的常用标准。
如果ΔG ＜ 0，反应在给定条件下能够自发进行；如果ΔG ＝ 0，反应处于平衡状态；而如果ΔG ＞ 0，反应则不能自发进行。
ΔG 的计算可以通过ΔG ＝ΔH TΔS 来进行。
其中，ΔH 是反应的焓变，代表反应的吸放热情况；T 是热力学温度；ΔS 是反应的熵变。
通过这个公式，我们可以综合考虑焓变和熵变对反应方向的影响。
比如，有些反应虽然是吸热的（ΔH ＞ 0），但由于熵增（ΔS ＞ 0）且温度较高，使得TΔS 的绝对值大于ΔH，最终导致ΔG ＜ 0，反应仍然能够自发进行。
除了热力学的方法，我们还可以从反应的物质性质和反应条件来初步判断化学反应的方向。
如果一个反应中，反应物的化学能高于生成物的化学能，通常反应会朝着生成能量更低的产物方向进行。
就像高处的水具有较高的势能，会自发地流向低处以降低势能一样。
另外，浓度对反应方向也有影响。
如果生成物的浓度很低，而反应物的浓度很高，反应往往倾向于朝着生成产物的方向进行，以降低反应物的浓度。
压力对于有气体参与的反应也很重要。
增加压力，会促使反应朝着气体分子数减少的方向进行；减小压力，则有利于气体分子数增加的反应方向。
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。
第二章化学反应进行的方向和限度大学化学总结
结论应是什么？
因得到的Δr Gθm远大于0，其转变温度将近17300K， 实际是不能用的。
3. 结
论
在T、P一定的条件下，用ΔG确实可以判断化学
反应的方向。
由公式ΔG=ΔH-TΔS还很容易看出，如果一个反
应的ΔH，ΔS是-，+型的，则该反应在任何温度下都
能自发进行； 如是+，-型的，则在任何温度下都不能自发进行。 表2.1给出了ΔH，ΔS及T 对反应自发性的影响。即由 ΔH，ΔS的符号即可判断反应的方向。
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。
例6. 计算反应 2NH3（g）＝N2（g）+3H2（g）的
标准熵变。查表可知 Sθm/J· mol-1· K-1 192.3 则Δr Sθm＝198.7 J· mol-1· K-1>0 Δf Hθm/kJ· mol-1 -46.1 0 0 191.5 130.6
此反应虽然混乱度是增加的，但它是吸热反应，即 ΔrH θm>0 ，总的结果是ΔrG θm >0，即在298Ｋ时该反应 不能自发进行。
但我们知道该反应在高温下是能自发进行的，其转变温
度如何求？
ห้องสมุดไป่ตู้
从不自发到自发，应经过Δr Gθm＝0点，
根据吉布斯方程此时应有Δr Hθm-TΔr Sθm＝0，
则转换温度 T＝Δr Hθm/Δr Sθm， 即 T＝92.2 kJ· mol-1/0.1987 kJ· mol-1· K-1＝464K 故只要温度大于464K时，该反应就可以自发进行。
（2）例3.计算反应
2NO（g）＝N2（g）+O2（g） 191.5 205.0
第二章化学反应进行的方向和限度总结
在等温变化过程中：
G G2 G1 ( H 2 TS 2 ) ( H1 TS1 ) ( H 2 H1 ) T ( S 2 S1 ) H-TS
G H TS
(Gibbs Helmholtz 方程)
Gibbs函数变与变化过程方向
在恒温恒压和不做非体积功的条件下，反应的 自发性可以用ΔG判断：
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)
f Hm /(kJ mol1 )
0
0
-285.8
r H m 285.8kJ mol1
放热、自发反应,但是反应速率很慢，难察觉
例2.3 试计算反应2NO(g)=N2(g)+2O2(g)的标准焓变。
解：对于题给反应，查表可得 2NO(g)=N2(g)+O2(g)
r Sm vi Sm(生成物 ) - vi Sm(反应物 )
2NO(g)=N2(g)+O2(g)
r S m (298K ) vi S m (生成物 ) - vi S m (反应物 )
[Sm ( N 2 , g ) Sm (O2 , g )] 2 S m ( NO, g )
注意：
1) 气体计量系数增加的反应，熵增；气体计量系数减小的反应， 熵减；气体计量系数不变的反应，熵变值总是很小的。 2) 凡涉及气体计量系数变化的反应，压力对熵变有明显影 响，所以压力条件必须强调。 3) 温度对化学反应熵变的影响不大，因为物质的熵虽随温度升高 而增大，但当温度升高时，生成物和反应物的熵都随之增大，
ΔG= ΔH-TΔS
类型 放热 ΔH – – – 吸热 + + ΔS + T 任意温度 T<Tc T>Tc 任意温度 T>Tc T<Tc ΔG 自发性 – – + + – + 正向自发 正向自发 逆向自发 逆向自发 正向自发 逆向自发
《化学反应的方向与限度》反应限度解析
《化学反应的方向与限度》反应限度解析在我们生活的这个世界里，化学反应无时无刻不在发生。
从燃烧的火焰到生锈的铁钉，从食物的消化到细胞内的新陈代谢，化学反应塑造了我们周围的一切。
而在研究化学反应时，有两个关键的概念——反应的方向和限度，其中反应限度更是理解化学反应的核心要素之一。
那么，什么是反应限度呢？简单来说，反应限度就是指化学反应能够进行到的最大程度。
当一个化学反应达到限度时，反应物和生成物的浓度不再发生明显的变化，反应似乎“停滞”了，但实际上是正反应和逆反应的速率相等，达到了一种动态平衡。
为了更好地理解反应限度，让我们先来看看一些常见的化学反应。
比如氢气和氮气合成氨的反应：N₂＋ 3H₂⇌ 2NH₃。
在一定的条件下，比如合适的温度、压力和催化剂存在时，这个反应会发生。
但随着反应的进行，氨的浓度逐渐增加，而氢气和氮气的浓度逐渐减少。
当达到一定程度时，氨的生成速率和分解速率相等，反应就达到了限度。
为什么会存在反应限度呢？这与化学反应的本质有关。
化学反应的发生是由于反应物分子之间的碰撞和相互作用，从而导致化学键的断裂和重新形成。
但并不是每次碰撞都能引发反应，这需要分子具有足够的能量和正确的取向。
而且，在反应过程中，随着反应物浓度的降低和生成物浓度的增加，正反应的速率会逐渐减慢，逆反应的速率会逐渐加快，最终两者相等，达到平衡状态。
反应限度可以通过化学平衡常数来定量描述。
化学平衡常数（K）是生成物浓度的幂次方乘积与反应物浓度的幂次方乘积之比，在一定温度下，对于一个特定的反应，其平衡常数是一个定值。
平衡常数越大，说明反应进行的程度越大，生成物在平衡体系中的比例越高；平衡常数越小，则反应进行的程度越小。
例如，对于反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD ，其平衡常数 K 的表达式为：K ＝ C^c × D^d ／（A^a × B^b) 。
通过测量反应达到平衡时各物质的浓度，就可以计算出平衡常数，从而了解反应的限度。