(滬科版2020)-選修第一冊-第二章-化學反應的方向、限度和速率-知識梳理(學生版+解析版)

第二章化學反應的方向、限度和速率知識梳理知識梳理化學反應的方向第1節(jié)化學反應的方向第1節(jié)一、化學反應的方向自然界中發(fā)生的變化會有一定的方向性?；瘜W反應也具有。1.化學反應的方向與焓變(1)放熱反應過程中體系能量，因此具有進行的傾向，科學家提出用焓變(能量變化)來判斷反應進行的方向，這就是焓判據(能量判據)。(2)焓變與化學反應進行方向的關系①多數反應是自發(fā)進行的。例如燃燒反應、中和反應等。②有些吸熱反應也可以自發(fā)進行，如：2N2O5(g)=4NO2(g)＋O2(g)ΔH＝＋109.8kJ·mol－1。結論：只用焓判據判斷反應是否自發(fā)進行不全面。2.化學反應的方向與熵變(1)熵 ①定義：衡量一個體系的物理量，其符號為。 ②特點：混亂度越大，體系越無序，體系的熵值就。 (2)熵變 ①定義：反應前后體系的變化，記為ΔS。 ②計算式：ΔS＝。③熵的比較 1.同種物質的S(g)S(l)S(s)；同類物質的摩爾質量越大，熵越，如甲烷的熵小于乙烷。2.對于有氣體參加的反應，若反應后氣體分子數增加，該反應的ΔS0；若反應后氣體分子數減少，該反應的ΔS0；若反應前后氣體分子數不變，該反應的ΔS變化很小。(3)熵判據體系有自發(fā)地向混亂度(即)的方向轉變的傾向，因此可用熵變來判斷反應進行的方向。二、焓變與熵變對反應方向的共同影響1．化學反應方向的判斷 (1)焓變和熵變都與反應自發(fā)性有關，又都不能獨立地作為反應自發(fā)性的判據，要判斷反應進行的方向，必須綜合考慮體系的焓變和熵變。 (2)可以利用以下公式進行判斷，。 ΔH－TΔS<0，反應能自發(fā)進行； ΔH－TΔS＝0，反應達到平衡狀態(tài)； ΔH－TΔS>0，反應不能自發(fā)進行。 2.溫度對化學反應方向的影響 當焓變和熵變的作用相反且相差不大時，溫度有可能對反應的方向起決定性的作用，ΔH、ΔS與反應方向的關系如圖所示。 第2節(jié)化學反應的限度第2節(jié)化學反應的限度一、化學平衡常數1．化學平衡常數的概念在一定溫度下，可逆反應無論從正反應方向開始，還是從逆反應方向開始，也無論反應開始時反應物和生成物的濃度大小，當達到平衡時，除以的比值是個常數，這個常數叫做該反應的化學平衡常數，簡稱平衡常數，用符號表示?；瘜W平衡常數是定量描述化學反應限度的物理量。2.化學平衡常數表達式對于可逆反應：aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定溫度下，化學平衡常數表示式K＝。平衡常數的表達式必須與化學方程式相對應。在稀溶液中進行的反應，如果反應中有水參加，水的濃度不必寫在平衡常數的表達式中，因為水的濃度被視為。當有固體和純液體參與反應時，固體和純液體的濃度也不寫入平衡常數的表達式中。3．化學平衡常數的意義平衡常數的大小反映了化學反應進行的(也叫)。K值越大，表示反應進行得越，平衡時反應物的轉化率越，當K＞時，該反應就進行得基本完全了；K值越小，表示反應進行得越，平衡時反應物的轉化率越。4．化學平衡常數的影響因素(1)內因：不同的化學反應及化學方程式的書寫形式是決定化學平衡常數的。(2)外因：在化學方程式一定的情況下，K只受影響。 5.化學平衡常數表達式與化學方程式的書寫有關。若反應方向改變、化學計量數等倍擴大或縮小，化學平衡常數也會改變。 已知兩反應的平衡常數分別為K1、K2。 ①若兩反應互為逆反應，則。 ②若兩反應的反應物和生成物相同，反應1的系數是反應2的n倍，則。 ③若兩反應相加，則總反應的平衡常數。 ④若兩反應相減，則總反應的平衡常數。二、平衡轉化率 1.定義 某一反應物的平衡轉化率α等于該物質在反應中(如物質的量、物質的量濃度等)與該物質的比值。 2.表達式 平衡轉化率 對于反應aA＋bBcC＋dD，反應物A的平衡轉化率為α(A)＝eq\f(c0(A)－c(A),c0(A))×100%，式中c0(A)和c(A)分別表示A的初始濃度和A的平衡濃度。 3.意義 反應的平衡轉化率能表示在一定溫度和一定起始濃度下反應進行的限度。三、化學平衡的移動1.濃度商：對于一般的可逆反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在任意時刻的eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)稱為濃度商，常用Q表示，即Q＝。當Qc＝K時，v(正)v(逆)，反應處于平衡狀態(tài)；當Qc<K時，v(正)v(逆)，反應向方向進行；當Qc>K時，v(正)v(逆)，反應向方向進行。2.濃度對化學平衡的影響(1)增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向方向移動。(2)增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向方向移動。3.溫度對化學平衡的影響（1）平衡常數與溫度有關。溫度對化學平衡的影響改變了。（2）溫度升高，會使化學平衡向著反應的方向移動直至體系達到新的平衡狀態(tài)；溫度降低，會使化學平衡向著反應的方向移動直至體系達到新的平衡狀態(tài)。4.壓強對化學平衡的影響（1）有氣體參與的可逆反應，在其他條件不變的情況下，增大壓強會使化學平衡向著氣體分子數減小的方向移動；減小壓強，會使化學平衡向著氣體分子數增大的方向移動。對于aA(g)bB(g)反應，通過減小(或增大)容器的體積以增大(或減小)壓強。Ⅰ.若a＞b，即正反應方向是氣體分子數目減小的反應，增大壓強，平衡移動，減小壓強，平衡移動。Ⅱ.若a＝b，即反應前后氣體分子數目不變的反應，改變反應體系的壓強，平衡發(fā)生移動。（2）壓強增大或減小是利用減小容器的體積或增大容器體積實現的，即縮小容器體積?壓強增大?物質濃度增大?平衡移動。（3）壓強變化對于沒有氣體參與的反應不影響。5、勒夏特列原理（1）內容：如果改變影響平衡的條件之一(如溫度、壓強，以及參加反應的化學物質的濃度)，平衡將向著能夠這種改變的方向移動。（2）平衡移動的結果是“”外界條件的影響，而不是“消除”外界條件的影響，更不是“扭轉”外界條件的影響。第3節(jié)化學反應的速率第3節(jié)化學反應的速率一、化學反應速率的表示方法1．表示方法：用內的減少或的增加來表示。表達式：。2．單位：常用或等。3．同一反應中不同物質的化學反應速率的表示對任意一個化學反應mA＋nB=pY＋qZ，反應體系中各物質的濃度分別表示為c(A)、c(B)、c(Y)和c(Z)，則反應速率分別表示為v(A)＝，v(B)＝，v(Y)＝，v(Z)＝。同一時間內，各物質濃度變化量之比等于，即Δc(A)：Δc(B)：Δc(Y)：Δc(Z)＝，所以v(A)：v(B)：v(Y)：v(Z)＝。4．根據eq\f(Δc,Δt)求得的反應速率是時間間隔Δt內化學反應的速率。二、影響化學反應速率的因素1.基元反應和反應歷程（1）基元反應：由反應物就轉化成生成物的反應，稱為基元反應。由多步完成的稱為非基元反應或復雜反應，其中的每一步都是一個基元反應。（2）反應歷程：化學反應所經過的步驟，稱為反應歷程或反應機理。反應歷程是用來描述的。（3）我們平時所寫的化學方程式只能表示出反應物和生成物之間的化學計量關系。化學反應速率與反應歷程有關，相同的反應，條件不同反應歷程不同，化學反應速率也不同。2.碰撞理論——化學反應的微觀條件 ①活化分子：化學反應中，能量較高、有可能發(fā)生的分子。 ②活化能：活化分子的平均能量與之差。 ③用碰撞理論理解化學反應的過程 ④有效碰撞與化學反應速率的關系有效碰撞的頻率越高，則反應速率。 3.過渡態(tài)理論 (1)過渡狀態(tài)理論簡介：反應物轉化為生成物的過程中要經過能量較高的。如圖所示：Ea是正反應的，E′a是逆反應的活化能。 (2)過渡態(tài)理論對催化劑影響化學反應速率的解釋： 使用催化劑→改變了反應的路徑(如圖)，反應的活化能→活化分子的百分數→反應速率。 4.內因對化學反應速率的影響 在相同條件下，反應速率首先是由反應物決定的。5．外界條件對化學反應速率的影響 條件變化活化能單位體積內活化分子百分數單位時間內有效碰撞的次數化學反應速率分子總數活化分子數濃度增大減小壓強增大(減小容器容積)減小(增大容器容積)溫度升高降低使用催化劑第4節(jié)工業(yè)合成氨第4節(jié)工業(yè)合成氨一、合成氨適宜生產條件的選擇1、理論分析：（1）在溫度一定時，有利于提高平衡混合物中氨的含量；在壓強一定時，有利于提高平衡混合物中氨的含量。（2）升高溫度、增大壓強及使用催化劑等都可以使合成氨的化學反應速率增大。（3）目前，工業(yè)上通常采用以鐵為主的催化劑，在、、氫氮比為的條件下合成氨。二、工業(yè)合成氨的生產流程合成氨的工業(yè)生產主要包括造氣、凈化與合成三個步驟。1.造氣原料氣中氮氣來自，氫氣則用水、煤、天然氣、石油等為原料制得。如以天然氣為原料制取氫氣，反應可簡單表示為：2.凈化在制取原料氣的過程中，?；煊幸恍╇s質氣體，其中如等雜質會使合成氨所用的催化劑中毒，所以必須除去。3.合成從合成塔出來的混合氣體中氨含量為10%?～?20%，需要將產品氨與未反應的H2、N2分離，將未反應的H2、N2作為循環(huán)氣再返回。合成氨反應為放熱反應，可通過有效利用此反應熱來預熱反應前的H2、N2，降低合成氨的成本。

第二章化學反應的方向、限度和速率知識梳理知識梳理化學反應的方向第1節(jié)化學反應的方向第1節(jié)一、化學反應的方向自然界中發(fā)生的變化會有一定的方向性?；瘜W反應也具有方向性。1.化學反應的方向與焓變(1)放熱反應過程中體系能量降低，因此具有自發(fā)進行的傾向，科學家提出用焓變(能量變化)來判斷反應進行的方向，這就是焓判據(能量判據)。(2)焓變與化學反應進行方向的關系①多數放熱反應是自發(fā)進行的。例如燃燒反應、中和反應等。②有些吸熱反應也可以自發(fā)進行，如：2N2O5(g)=4NO2(g)＋O2(g)ΔH＝＋109.8kJ·mol－1。結論：只用焓判據判斷反應是否自發(fā)進行不全面。2.化學反應的方向與熵變(1)熵 ①定義：衡量一個體系混亂度的物理量，其符號為S。 ②特點：混亂度越大，體系越無序，體系的熵值就越大。 (2)熵變 ①定義：反應前后體系熵值的變化，記為ΔS。 ②計算式：ΔS＝S(生成物)－S(反應物)。③熵的比較 1.同種物質的S(g)>S(l)>S(s)；同類物質的摩爾質量越大，熵越大，如甲烷的熵小于乙烷。2.對于有氣體參加的反應，若反應后氣體分子數增加，該反應的ΔS>0；若反應后氣體分子數減少，該反應的ΔS<0；若反應前后氣體分子數不變，該反應的ΔS變化很小。(3)熵判據體系有自發(fā)地向混亂度增加(即熵增)的方向轉變的傾向，因此可用熵變來判斷反應進行的方向。二、焓變與熵變對反應方向的共同影響1．化學反應方向的判斷 (1)焓變和熵變都與反應自發(fā)性有關，又都不能獨立地作為反應自發(fā)性的判據，要判斷反應進行的方向，必須綜合考慮體系的焓變和熵變。 (2)可以利用以下公式進行判斷，ΔH－TΔS。 ΔH－TΔS<0，反應能自發(fā)進行； ΔH－TΔS＝0，反應達到平衡狀態(tài)； ΔH－TΔS>0，反應不能自發(fā)進行。 2.溫度對化學反應方向的影響 當焓變和熵變的作用相反且相差不大時，溫度有可能對反應的方向起決定性的作用，ΔH、ΔS與反應方向的關系如圖所示。 第2節(jié)化學反應的限度第2節(jié)化學反應的限度一、化學平衡常數1．化學平衡常數的概念在一定溫度下，可逆反應無論從正反應方向開始，還是從逆反應方向開始，也無論反應開始時反應物和生成物的濃度大小，當達到平衡時，生成物濃度冪的乘積除以反應物濃度冪的乘積的比值是個常數，這個常數叫做該反應的化學平衡常數，簡稱平衡常數，用符號K表示?；瘜W平衡常數是定量描述化學反應限度的物理量。2.化學平衡常數表達式對于可逆反應：aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定溫度下，化學平衡常數表示式K＝eq\f(cc(C)?cd(D),ca(A)?cb(B))。平衡常數的表達式必須與化學方程式相對應。在稀溶液中進行的反應，如果反應中有水參加，水的濃度不必寫在平衡常數的表達式中，因為水的濃度被視為常數。當有固體和純液體參與反應時，固體和純液體的濃度也不寫入平衡常數的表達式中。3．化學平衡常數的意義平衡常數的大小反映了化學反應進行的程度(也叫反應的限度)。K值越大，表示反應進行得越完全，平衡時反應物的轉化率越大，當K＞105時，該反應就進行得基本完全了；K值越小，表示反應進行得越不完全，平衡時反應物的轉化率越小。4．化學平衡常數的影響因素(1)內因：不同的化學反應及化學方程式的書寫形式是決定化學平衡常數的主要因素。(2)外因：在化學方程式一定的情況下，K只受溫度影響。 5.化學平衡常數表達式與化學方程式的書寫有關。若反應方向改變、化學計量數等倍擴大或縮小，化學平衡常數也會改變。 已知兩反應的平衡常數分別為K1、K2。 ①若兩反應互為逆反應，則K1?K2＝1。 ②若兩反應的反應物和生成物相同，反應1的系數是反應2的n倍，則K1＝Keq\o\al(n,2)。 ③若兩反應相加，則總反應的平衡常數K＝K1?K2。 ④若兩反應相減，則總反應的平衡常數K＝eq\f(K1,K2)。二、平衡轉化率 1.定義 某一反應物的平衡轉化率α等于該物質在反應中已轉化的量(如物質的量、物質的量濃度等)與該物質起始總量的比值。 2.表達式 平衡轉化率α＝eq\f(該反應物的起始總量－該反應物的平衡量,該反應物的起始總量)×100% 對于反應aA＋bBcC＋dD，反應物A的平衡轉化率為α(A)＝eq\f(c0(A)－c(A),c0(A))×100%，式中c0(A)和c(A)分別表示A的初始濃度和A的平衡濃度。 3.意義 反應的平衡轉化率能表示在一定溫度和一定起始濃度下反應進行的限度。三、化學平衡的移動1.濃度商：對于一般的可逆反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在任意時刻的eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)稱為濃度商，常用Q表示，即Q＝eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)。當Qc＝K時，v(正)＝v(逆)，反應處于平衡狀態(tài)；當Qc<K時，v(正)>v(逆)，反應向正反應方向進行；當Qc>K時，v(正)<v(逆)，反應向逆反應方向進行。2.濃度對化學平衡的影響(1)增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。(2)增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動。3.溫度對化學平衡的影響（1）平衡常數與溫度有關。溫度對化學平衡的影響改變了平衡常數。（2）溫度升高，會使化學平衡向著吸熱反應的方向移動直至體系達到新的平衡狀態(tài)；溫度降低，會使化學平衡向著放熱反應的方向移動直至體系達到新的平衡狀態(tài)。4.壓強對化學平衡的影響（1）有氣體參與的可逆反應，在其他條件不變的情況下，增大壓強會使化學平衡向著氣體分子數減小的方向移動；減小壓強，會使化學平衡向著氣體分子數增大的方向移動。對于aA(g)bB(g)反應，通過減小(或增大)容器的體積以增大(或減小)壓強。Ⅰ.若a＞b，即正反應方向是氣體分子數目減小的反應，增大壓強，平衡正向(或向氣體分子數減小的方向)移動，減小壓強，平衡逆向(或向氣體分子數增大的方向)移動。Ⅱ.若a＝b，即反應前后氣體分子數目不變的反應，改變反應體系的壓強，平衡不發(fā)生移動。（2）壓強增大或減小是利用減小容器的體積或增大容器體積實現的，即縮小容器體積?壓強增大?物質濃度增大?平衡移動。（3）壓強變化對于沒有氣體參與的反應不影響。5、勒夏特列原理（1）內容：如果改變影響平衡的條件之一(如溫度、壓強，以及參加反應的化學物質的濃度)，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。（2）平衡移動的結果是“減弱”外界條件的影響，而不是“消除”外界條件的影響，更不是“扭轉”外界條件的影響。第3節(jié)化學反應的速率第3節(jié)化學反應的速率一、化學反應速率的表示方法1．表示方法：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。表達式：v＝eq\f(Δc,Δt)。2．單位：常用mol?L－1?s－1或mol?L－1?min－1等。3．同一反應中不同物質的化學反應速率的表示對任意一個化學反應mA＋nB=pY＋qZ，反應體系中各物質的濃度分別表示為c(A)、c(B)、c(Y)和c(Z)，則反應速率分別表示為v(A)＝eq\f(Δc(A),Δt)，v(B)＝eq\f(Δc(B),Δt)，v(Y)＝eq\f(Δc(Y),Δt)，v(Z)＝eq\f(Δc(Z),Δt)。同一時間內，各物質濃度變化量之比等于化學方程式計量數之比，即Δc(A)：Δc(B)：Δc(Y)：Δc(Z)＝m：n：p：q，所以v(A)：v(B)：v(Y)：v(Z)＝m：n：p：q。4．根據eq\f(Δc,Δt)求得的反應速率是時間間隔Δt內化學反應的平均速率。二、影響化學反應速率的因素1.基元反應和反應歷程（1）基元反應：由反應物只經一步就轉化成生成物的反應，稱為基元反應。由多步完成的稱為非基元反應或復雜反應，其中的每一步都是一個基元反應。（2）反應歷程：化學反應所經過的步驟，稱為反應歷程或反應機理。反應歷程是用一系列的基元反應來描述的。（3）我們平時所寫的化學方程式只能表示出反應物和生成物之間的化學計量關系?；瘜W反應速率與反應歷程有關，相同的反應，條件不同反應歷程不同，化學反應速率也不同。2.碰撞理論——化學反應的微觀條件 ①活化分子：化學反應中，能量較高、有可能發(fā)生有效碰撞的分子。 ②活化能：活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差。 ③用碰撞理論理解化學反應的過程 ④有效碰撞與化學反應速率的關系有效碰撞的頻率越高，則反應速率越快