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。

第1节化学反应的热效应第3课时反应焓变的计算学习目标1．了解反应焓变与变化途径无关，仅仅与状态有关。

2．掌握利用盖斯定律和键能求算焓变的方法。

学习重难点：反应焓变的计算基础知识梳理盖斯定律1．内容化学反应的焓变只与反应的有关，与反应的途径无关。

一个化学反应无论是一步完成还是分几步完成，其反应都是一样的。

如图所示：ΔH＝或ΔH＝。

2．科学意义对于无法或较难通过实验测得反应焓变的反应，可应用盖斯定律计算求得。

3．应用若一个化学方程式可由几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的。

互动探究盖斯定律的应用[探究背景]盖斯：瑞士化学家，一生致力于化学热效应的测定工作，于1836年发现在任何一个化学反应过程中，不论该反应过程是一步完成还是分几步完成，反应所放出的总热量相同，并于1840年以热的加合性守恒定律公诸于世。

为了纪念盖斯，后来人们把热的加合性守恒定律称为盖斯定律。

[探究问题](1)为什么焓变与化学反应过程无关？（2）已知：①C(s)＋O 2(g)===CO 2(g)ΔH 1＝－393.5 kJ·mol －1②CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g)ΔH 2＝－283.0 kJ·mol －1怎样利用盖斯定律求C(s)＋12O 2(g)===CO(g)的ΔH?（3）盖斯定律在生产和科学研究中有何意义？ 归纳总结1．利用盖斯定律进行焓变计算 （1）定：确定待求的反应方程式；（2）找：找出待求方程式中各物质出现在已知方程式的什么位置；（3）调：根据待求方程式中各物质的化学系数和位置的需要对已知方程式进行处理，或调整化学系数，或调整反应方向；（4）加：叠加并检验上述分析的正确与否； （5）验：验证结果是否正确。

2．焓变大小的比较 （1）吸热反应与放热反应：吸热反应ΔH >0，放热反应ΔH <0，故吸热反应的反应热一定大于放热反应的反应热。

（2）反应物或反应产物状态不同的反应：因为反应物和反应产物的聚集状态不同，反应热亦不同。

第一节化学反应的方向学案编撰人：陈修峰审核：董玉红孙宝玲教学目标1、理解焓变、熵变与反应方向的关系2、能联合运用焓变和熵变判断反应进行的方向自主学习一、反应焓变与反应方向1. 自发过程（1）定义：__________________________________________________ _ （2）特征：具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，则逆向方向反应在该条件下肯定不自发。

多数但不是所有放热反应都能自发进行，有的吸热反应也能自发进行。

△H 不是影响化学反应方向的__________因素，还有其他因素影响反应方向。

【牛刀小试】实验证明，多数能自发进行的反应都是放热反应。

对此说法的理解正确的是（）A. 所有的放热反应都是自发进行的B. 所有的自发反应都是放热的C. 焓变是影响反应是否具有自发性的一种重要因素D. 焓变是决定反应是否具有自发性的唯一判据二、反应熵变与反应方向1. 熵（1）定义：____________ _____________________（2）符号：___________________（3）单位：J。

mol－1.K－1（4）大小判据：①物质的混乱度：混乱度越大，体系越无序，体系的熵值就越大。

②物质的存在状态：对于同一种物质S m（g）> S m(1) > S m(s) 。

③物质组成的复杂程度：一般组成物质原子种类相同时，一个分子中原子数目越多，其混乱度就越大，熵值也越大。

2. 熵变（1）定义：___________________________________________ （2）符号：___________（3）表达式：_______________________________________________（4）正负判断的一般依据：对于有气体参与的化学反应（气体参与反应时气体既可以是反应物也可以是产物），气态物质的物质的量增大的化学反应，其熵变通常是正值，是熵增大的反应；反之，气态物质的物质的量减小的化学反应，其熵变通常是负值，是熵减小的反应。

【高二化学化学反应原理】期末考复习知识点及技巧大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO 等均为吸热反应)。

3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。

即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。

表达式：___________ 。

其常用的单位是__________ 、或__________ 。

2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。

2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。