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第二章化学反应的方向速率和限度_658

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第2章化学反应的方向速率和限度

第2章化学反应的方向速率和限度


1 rH Θ = – 393.509 kJ· mol m
常温下不反应，点燃才能自发反应
1 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g); rH Θ = 178.32 kJ· mol m 100kPa和1123K时，CaCO3自发分解成CaO和CO2
KNO3(s) K+(aq) + NO 3 (aq) ;
Θ Θ rSΘ = S ( 生成物 ) + S i m i m (反应物) m
Θ 例 试计算石灰石(CaCO3)热分解反应的rSΘ 和 H r m m CaCO3 = CaO + CO2 1 fH Θ 1206.92 635.09 393.09 m / (kJmol ) 1K1) SΘ / (J mol 92.9 39.75 213.64 m
Θ
273.15×21.99 = 6007
Θ
J· mol1
Θ TrS m Θ TrS m
=
rHΘ m
处于平衡状态
rS m 和rH m 随温度的变化较小，视为定值 T > T <
Θ 273.15K时，rH m(T) Θ 273.15K时，rH m(T)
< >
自发
Θ rH Θ – T S r 源自< 0 mΘn SΘ Θ SΘ ( 复杂 ) S m m (简单)
Θ
混合物或溶液的S m 一般大于纯物质的熵值S m • 标准摩尔反应熵的计算 aA + bB = cC+dD Θ Θ Θ Θ rSΘ = { c S (C) + d S (D)} { a S (A) + b S m m m m m (B)}
反应 自发 ?
第二章《化学反应的方向、限度与速率》讲解精讲

第二章《化学反应的方向、限度与速率》讲解精讲

第二章《化学反应的方向、限度与速率》讲解精讲
本章将详细讲解化学反应方向、限度和速率。

首先，在介绍化学反应方向时，我们必须先了解一些基本概念，如全反应、不完全反应、前体反应和产物反应。

全反应指的是：所有涉及的化学物质都发生变化的反应；不完整的反应指的是：只有一部分反应物发生变化的反应；前体反应指的是：将反应开始时反应物的原始状态；而产物反应则是指反应结束时反应物的最终状态。

接下来，我们将讨论化学反应的方向。

在每次反应中，反应物之间会形成新的物质，这种新物质被称为产物。

一般来说，根据不同的反应条件，反应物之间可以相互转化，但随着反应进行，反应物之间储能差值越来越大，使得反应物之间可能只有一种方向上可能发生变化，即“化学反应方向。

除此之外，通常情况下，当反应物之间储能差值越大时，化学反应的速率就会越快。

反应速率可以用反应的物质浓度来表示。

当物质的浓度增加时，反应速率增大；当物质浓度减少时，反应速率减少。

最后，反应限度也是影响化学反应速度的重要因素。

反应限度指在反应过程中，反应物可以保持原状的最大浓度。

当反应物达到反应限度时，反应就会停止，不会再有新的产物产生，而反应的物质就会在一定的温度和压力条件下稳定存在。

总的来说，反应方向、限度和速率是决定化学反应的三个重要
概念。

只有理解了这三者之间的关系，人们才能比较清楚地掌握化学反应。

无机化学第二章 化学反应的方向、速率和限度--

无机化学第二章 化学反应的方向、速率和限度--


3. 298 .15K，标准状态下化学反应吉布 斯自由能变的计算
(1) 利用标准摩尔生成吉布斯自由能ΔfGm计算 ΔrGm(298.15 K)＝ iΔfGm(生成物，298.15 K) +
iΔfGm(反应物，298.15 K)
① ② ③ ΔrGm (298.15K) < 0, 反应正向自发进行； ΔrGm (298.15K) > 0, 反应逆过程自发； ΔrGm (298.15K)＝ 0 系统处于平衡状态。
为什么有些吸热过程亦能自发进行呢?
例如 1.NH4Cl(s) → NH4+(aq) + Cl-(aq) rHm = 14.7 kJ· -1 mol
NH4Cl晶体中NH4+ 和Cl- 的排列是整齐有 序的。NH4C1晶体进入水中后，形成水合 离子(以aq表示)并在水中扩散。在NH4Cl 溶液中，无论是NH4+(aq)、Cl-(aq)还是水 分子，它们的分布情况比 NH4C1 溶解前 要混乱得多。
第二章 化学反应的方向、 速率和限度
本章教学要求
1、了解标准摩尔熵、标准摩尔生成吉布斯自由能的概念， 掌握反应的标准摩尔熵变、标准摩尔吉布斯自由能变的简单 计算。 2、掌握ΔrGm 与ΔrHm 和ΔrSm 的关系，学会用ΔrGm 判断 标准状态下反应进行的方向。 3、理解反应速率、基元反应和反应级数的概念及速率方程 式的表达，掌握活化能、活化分子的概念并能用其说明浓度、 温度、催化剂对反应速率的影响。 4、掌握可逆反应与化学平衡的概念、标准平衡常数和平衡 组成的有关计算，熟悉标准平衡常数和标准吉布斯自由能变 的关系。 5、熟悉反应商判据和吕·查德里原理，掌握浓度、压力、 温度对化学平衡移动的影响及其有关计算。
ΔrHm(T K)≈ΔrHm(298.15K)
化学反应的方向、速率和限度：化学反应的限度

化学反应的方向、速率和限度：化学反应的限度


PCl3(g) + Cl2(g) → PCl5(g)
始态分压/Pa x
x
0
平衡分压/Pa x - p x - p
p
K
=
p(PCl3)/p [(x-p)/p ] [(x-p)/p
]
0.767=
1 [(x-105Pa)/105Pa]2
x=214155
pV 214155×5.00×10-3 n(PCl3)=n(Cl2)= RT = 8.314×523 mol
H2(g) + I2(g) → 2HI(g)
始态浓度/(mo1·L-1) 1.00 1.00
0
变化浓度/(mo1·L-1) -x/2 -x/2
+x
平衡浓度/(mo1·L-1) 1.00-x/2 1.00-x/2 x
则
Kc = (1.00-x─/2─x)2─(1─.0─0─-x─/2─) = 45.7
某反应物已转化的量 α= 反──应─开──始─时─该──反─应──物─的─总─ 量 ×100% 若反应前后体积不变 α= ─反─应──物─反起──应始─物浓──的度─起-反─始─应─浓物×度平10衡0%浓度
例
763.8K时,反应H2(g)+I2(g)→2HI(g) Kc=45.7 (1)反应开始时H2和I2的浓度均为l.00 mol·L-
化学反应的方向、速 率和限度
化学反应的限度
2.3.1可逆反应与化学平衡
可逆反应和不可逆反应
不可逆反应——反应物能全部转变为生成 物, 亦即反应能进行到底的反应。
例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O 2KClO3 MnO2, 2KCl + 3O2↑
高中化学第二章化学反应的方向限度与速率第1节化学反应的方向课件鲁科版选修

高中化学第二章化学反应的方向限度与速率第1节化学反应的方向课件鲁科版选修

复习课件
高中化学第二章化学反应的方向限度与速率第1节化学反应的方向课件鲁科版选修
1．理解焓变与反应方向的关系。 2．了解熵和熵变的概念，理解熵变与反应方向的关系。 3．能综合运用焓变和熵变判断反应进行的方向。(重点)
知识点一 反应焓变与反应方向 1．自发过程 (1)含义：在温度和压强一定的条件下，不借助光、电等外部力量就能自动进行的过程 称为自发过程；反之称为非自发过程。 (2)实例：水由高处流向低处的过程、热由高温物体传向低温物体的过程都属于自发过 程。
1．下列过程是非自发的是( ) A．水由高处向低处流 B．天然气的燃烧 C．铁在潮湿空气中生锈 D．CO 气体分解为 C 和 O2
[随堂训练]
解析：自发过程的发生不需要消耗能量，往往能输出能量，A、B、C 三项都符合此特 点是自发的，而 D 则需消耗能量是非自发的。 答案：D
2．有关化学反应的说法中，正确的是( ) A．自发反应都是放热反应 B．自发反应都是熵增大的反应 C．自发反应在任何条件下都能实现 D．非自发反应在一定条件下也能实现
2．文字描述 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向 ΔH－TΔS<0
的方向进行，直至达
到平衡状态。
3．一般规律
(1) 放热、熵增加的反应一定能自发进行。 (2) 吸热、熵减小的反应一定不能自发进行。
(3)当反应焓变和熵变的影响相反时：
①如果二者相差悬殊，则某一因素可能占主导地位。
②如果二者相差不大时，则温度可能对反应方向起决定性作用。
结束语
高中化学第二章化学反应的方向限度与速率第1节 化学反应的方向课件鲁科版选修
同学们，下课休息十分钟。现在是休息时间，你们休息一下眼睛， 看看远处，要保护好眼睛哦~站起来动一动，久坐对身体不好哦~
化学反应的方向、速度和限度

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。
鲁科版化学反应原理模块第2章 化学反应的方向、限度与速率

鲁科版化学反应原理模块第2章 化学反应的方向、限度与速率

鲁科版化学反应原理模块第2章化学反应方向、限度及速率第1、2节复习课教学案例（第1课时）一、教学背景分析（一）教材分析《化学反应原理》第2章在内容上如此多定量探讨内容，在高中阶段有什么用途和意义呢？在过去教材使用过程中，常常遇到学生“ 这个反应为什么可以发生而另一个反应却不能发生？” 、“ 这些反应条件怎样影响反应速率和化学平衡？” 等等问题让我们欲言难齿而苦恼。

现在教材中第2 章“ 化学反应方向、限度及速率” 是在具有化学平衡和化学反应速率初步概念并已经能够定量描述化学反应热效应基础上引入“ 焓变” 及“ 熵变” 定量探讨化学反应进行方向，引入“ 化学平衡常数” 定量探讨和描述化学反应限度，应用化学平衡常数定量探讨温度、浓度和压强对化学平衡影响。

引入“ 反应速率常数” 定量探讨浓度、温度对反应速率影响；引入“ 活化能” ，结合反应速率常数定量探讨温度和催化剂对反应速率影响。

本专题在模块中处于中介和桥梁作用。

化学反应中焓变，以及及熵变一起是判断化学反应方向依据，化学反应快慢、方向和限度又是溶液中离子反应（电离平衡、水解平衡、溶解平衡等）基础。

（二）学情分析高二学生，经过高一学年学习和锻炼，在心理上逐渐趋于理性，认识事物能力得到加强，并具备了一定分析和抽象思维能力。

通过必修2 化学反应速率学习，学生已经知道化学反应有快慢和限度之分，浓度能影响化学反应速率大小和化学反应限度，但不知其因，也没有作定量研究。

因此，教师应激发学生求知欲，加强过程及方法培养，提高学生定量分析能力和综合归纳能力。

二、教学目标知识及技能：1. 能用焓变和熵变说明化学反应方向。

2. 描述化学平衡建立过程，知道化学平衡常数涵义，能利用化学平衡常数计算反应物转化率。

3. 通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡影响，并能用相关理论加以解释。

过程及方法：把握整体思路，抓住问题线索。

标准提出“能用焓变和熵变说明化学反应方向”，仅仅要求学生知道化学反应发生总趋势是体系能量降低和熵增加。

化学：第二章《化学反应的方向、限度与速率》课件(鲁科版选修4)

化学：第二章《化学反应的方向、限度与速率》课件(鲁科版选修4)


的方向， 向△H-T△S<0的方向，直至达到平衡状态。 △ 的方向 直至达到平衡状态。
二、化学反应速率
（１）定义: 定义: 化学反应速率用单位时间内反应物浓度的减少或 生成物浓度的增加来表示化学反应进行快慢的物理 量。 单位： （２）单位： mol / (L · min) 或 mol/(L · s)
练习１ 下列说法中可以充分说明反应 练习１、下列说法中可以充分说明反应: P(气)+Q(气) R(气)+S(气) , 在恒温 气 气 气 气 下已达平衡状态的是（ 下已达平衡状态的是（ B ） A. 反应容器内压强不随时间变化 B. P和S的生成速率相等 和 的生成速率相等 C. 反应容器内 、Q、R、S四者共存 反应容器内P、 、 、 四者共存 D. 反应容器内总物质的量不随时间变化
化学平衡特点： ２. 化学平衡特点：
（1）逆 （2）等 （3）动 ） ） ） (4)定 定 (5)变 变 讨论：怎样判断一个可逆反应是否达到平衡状态？ 讨论：怎样判断一个可逆反应是否达到平衡状态？
1、直接： 、直接： 化学键断裂=化学键生成 ① V正=V逆 →化学键断裂 化学键生成 化学键断裂 ② 各组分浓度保持不变 →质量分数不变 质量分数不变 2、间接： （相关物理量恒定不变） 、间接： 相关物理量恒定不变） ① 压强 ② 体系颜色 ③ 混合气体的平均分子量 ④ 密度 …………………………
一、化学反应自发进行的方向
研究表明：
T、P一定，反应焓变和熵变共同影响反应 、 一定 一定， △ -T△S<0 反应能自发进行 △ △H-T△S=0 反应达到平衡状态 △
△H-T△S>0 反应不能自发进行 △ 在温度、 即:在温度、压强一定的条件下， 在温度 压强一定的条件下， 自发反应总是
[精选]第二章化学反应的方向速率和限度--资料

[精选]第二章化学反应的方向速率和限度--资料


O N O + C - O O N O....
反应物(始态)
活性配合物(过渡态)
N-O+O-C-O
生成物(终态)
能量变化过程
规定：0K时，任何纯净的完整晶态物质的熵 值为0，即So=0 若一纯晶体从0K→TK其熵值为ST，则此过
程的熵变量ΔS=ST-So=ST
标准摩尔熵Sm ：某单位物质的量的纯物质在 标准态下的熵值。 J·mol-1·K-1
影响物质熵值大小的因素
(1)物质的聚集状态：同种物质S(g)> S(l)> S(s)
= -17.2 (kJ/mol) < 0 反应正向自发进行
例 计算下列可拟反应在723K和某标准态 时的 △rG, 并判断该反应自发进行的方向.
2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) 非标准分压/Pa 1.0104 1.0104
1.0108
使用△rGm （含△rGm ）判据三个条件 ① 反应体系必须是封闭体系；
② 只给出给定某温度、压力条件反应的可 能性，不说明其他温度压力下反应的可 能性；
③ 反应体系必须不作非体积功（或不受外 界如“场”的影响）。 判断反应的可能性，不能说明反应的速
率，有的反应可能性很大，但反应速率 会很小。
§2.2 化学反应速率
一 反应速率的含义
1.传统意义：一定条件下单位时间内某化 学反应的反应物转变为生成物的速率
=130.4kJ.mol－1 >0
所以在298.15K，标准态下CaCO3不能自发分解。
2、非标准态吉布斯自由能变（△rGm） 的计算及反应方向判断
在等温、等压、非标准态下，cC+dD→yY+Zz
根据热力学推导， △rGm与标准摩尔反应吉布 斯自由能变△rGm 、体系中反应物和生成物 浓度或分压及温度有如下关系：
第二章 化学反应的方向、速率和限度

第二章 化学反应的方向、速率和限度

例如:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) rHm = -890.36 kJ·mol-1
1. 化学反应的焓变（续） 因此有人曾试图以反应的焓变 (ΔrHm) 作为反应自发 性的判据。认为在恒温、恒压条件下，当
ΔrHm < 0 时，化学反应自发进行 ΔrHm > 0 时，化学反应不能自发进行
（2）标准摩尔熵(续) 熵既然与焓一样，也是状态函数，故化学反应的熵 变ΔS 与反应焓变ΔH的计算原则相同，只取决于反应 的始态和终态，而与变化的途径无关。因此应用标 准摩尔熵（Sm）的数值可以算出化学反应的标准摩尔 反应熵变（ΔrSm）
对于一般反应：
aA + bB → cC + dD
ΔrSm = [cSm(C) + dSm(d)] - [aSm(A) + bSm(B)]
ΔrHm=14.7kJ·mol-1
NH4Cl 晶 体 中 NH+ 4 和 Cl- 的 排 列 是 整 齐 有 序 的 。 NH4C1晶体进入水中后，形成水合离子(以aq表示)并 在水中扩散。在NH4Cl 溶液中，无论是NH+ 4 (aq)、 Cl-(aq)还是水分子，它们的分布情况比 NH4C1 溶解 前要混乱得多。
（2）标准摩尔熵（续）
如前所述，自然界的某些反应（或自发过程），常有增大体 系混乱度的倾向。但是正如不能仅用化学反应的焓变(ΔH)的 正负值作为反应自发性的普遍判据一样，单纯用熵变(ΔS)的 正负值来作为反应自发性的普遍判据也是有缺陷的。
如SO2(g)氧化为SO3(g)的反应在298.15K、标准态下是一个自发 反应，但其rSm < 0。又如水转化为冰的过程，其rSm < 0，但 在T < 273.15K的条件下却是自发反应。
高中化学_第2章 化学反应的方向限度与速率教学设计学情分析教材分析课后反思

高中化学_第2章 化学反应的方向限度与速率教学设计学情分析教材分析课后反思

第二章化学反应限度和速率教学设计一、教学目标1、化学反应的可逆性2、化学平衡的建立过程、化学平衡常数的含义以及简单计算3、化学反应速率的概念、定量表示方法4、外界条件对反应速率和化学平衡的影响一般规律二、教学重点外界条件对反应速率和平衡的影响规律化学平衡常数的应用三、教学难点、平衡标志的判断和平衡常数四、教学方式探究讨论与自主学习相结合五、教学过程【引入】第二章内容已经完成的基础上，我们进行了第二章内容的系统复习。

在复习学案填写的过程中我们发现一些同学们几种出现的问题。

今天就这些问题我们进行一下重点分析。

【投影】基础知识点拨：以判断题形式分析。

学生进行正误判断并分析原因1.熵增大焓减少有利于反应的自发进行。

（）2.化学反应限度的研究对象是可逆反应，可逆反应中反应物的转化率不能达到100%。

（）3.当一个可逆反应达到平衡状态时，各物质的浓度比等于方程式系数比。

（）4.温度的改变是通过改变K使平衡发生移动，而浓度、压强时通过改变Q值引起平衡的移动。

（）5.增加压强，反应速率一定增大，平衡一定向气体体积减少的方向移动。

（）6.增加反应物的量，平衡一定正向移动。

（）7.平衡常数只与温度和方程式书写形式有关，与起始浓度无关。

（）8. Aa(g)+Bb(g) ≒cC(g)+dD(g) 的浓度熵Q= ( )Q<K说明可逆反应逆向进行。

（）9.铁片与过量稀硫酸反应制取气体时，滴加少量硫酸铜溶液可以加快反应速率但是不影响氢气的产量。

（）【学生活动】分析上述判断题目，并解释原因【教师】下面就一些易考易错点进行重点分析。

【投影】平衡状态标志的判断【学生分析】（1）在某一确定条件下，某一可逆反应达到限度时，正逆反应速率相等，但是不为零。

（2）判断化学反应达到限度（平衡）的方法：①正逆反应速率相等②变量不变【投影】【例2】在一定温度下，可逆反应A (g)+ 3B(g) 2C(g)达到化学平衡的标志是（）A．单位时间内生成nmolA同时生成3nmolB B．A、B、C的浓度1:3:2C．容器内压强不再变化D．容器内气体的密度不再变化【变式2】（双选）在一密闭容器中充入NO2，在一定条件下进行反应：2NO22NO+O2。

化学反应的方向、限度和速率


二、化学反应的限度
1、化学平衡的判断依据 V正=V逆 同一种物质的生成速率与消失速率相等。
平衡混 合物组 成确定
物质的量、浓度、百分含量、 转化率不变
2、化学平衡常数
（1）、化学平衡常数的数学表达式 （2）、化学平衡常数的书写： （3）、化学平衡常数的影响因素： 反应物性质和 温度 （4）、化学平衡常数的意义： （5）、化学平衡常数应用： （6）、化学平衡常数、速率与转化率的计算 ——三段式
一、化学反应的方向 判断依据：△H-T△S <0 正向自发
=0 平衡
>0 逆向自发 焓判据 一般来说，△H<0的反应可自发。故放热熵 减小的反应可自发，是只看焓判据。 熵判据 一般来说，△S>0的反应可自发。故吸热熵 增加的反应可自发，是只看熵判据。
计算： △H-T△S=0 只能确定反应的方向，不能确定反应是否发生、反 应程度、反应速率。
6、影响因素 （1）决定因素 反应物本身的性质
（2）影响因素 浓度、温度、压强、催化剂、固体表面积、原电池
5、化学反应速率大小比较
压强 催化剂>温度> 浓度 固体表面积、原电池
四、工业合成氨 1、反应特点 考虑催化剂催化活性， 兼顾化学速率与平衡
700K
2、生 产条件
200—500KPa 考虑生产成本，兼顾化 学反应速率与化学平衡 铁触媒 考虑化学反应速率
1、浓度
反应mA+nB = pC；△H<0
K不变，Q改变
增大A浓度，B转化率增大，A转化率减小。
2、温度 3、压强
ห้องสมุดไป่ตู้
K变，Q不变 B转化率减小，A转化率减小。 K不变，Q改变
若m+n>p，增大压强，B转化率增大，A转化率增大。

2章-化学反应的方向、速率和限度

Sm
单位：J· -1 · -1 mol K
Sm > 0,
Sm （0K）= 0
熵的绝对值可求。
指定单质的标准(摩尔)熵不等于零！
③ 决定熵值大小的因素
a.体系的温度、压力：高温时的熵值大于低温时
的熵值，气体物质的熵值随压力的增大而减小。 b.同一物质，298.15K时：S气态>S液态>S固态
c.聚集状态相同，结构复杂分子比简单分子有
{c(Mn2+)/c }{p(Cl2)/p } =ΔrGm+RT ln —————————— {c(H+)/c }4 {c(Cl-)/c }2
[例2.3] 计算723K、非标准态下，下列反 应的ΔrGm，并判断反应自发进行的方向。 2SO2(g) + O2(g) →2SO3(g) 分压/Pa 1.0×104 1.0×104 1.0×108
查表求出：
△rHθ(298.15) =178.32 kJ.mol-1。 △rSmθ(298)=160.6 J.mol-1.K-1
热力学分解温度：
T=△rHθ(298) / △rSθ(298)=1110K
2、非标准状态吉布斯自由能变 r Gm 的计 算和反应方向的判断：
化学反应的△rG： a、标准状态下： △rGmθ(T)=△rHmθ(T) -T△rSmθ(T) b、非标准状态下： 范特霍夫等温方程： △rGm(T)= △rGmθ(T) +RTlnJ
rGm只给出了某温度、压力条件下( 而且要求始态 各物质温度、压力和终态相等)反应的可能性, 未必 能说明其它温度、压力条件下反应的可能性。 例如：2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) 298.15K、标准态下, rGmθ < 0, 反应自发向右进行 723K, p(SO2) = p(O2) = 1.0×104 Pa、

第2章化学反应的方向、速率限度

到1123K时，碳酸钙可以自发分解为氧化钙与二氧 化碳气体（ Δr HmΘ＝178.32 kJ.mol-1 基本不变）
化学反应的自发性除了焓变因素外，还有其它因素在影响!!
9
2、体系倾向于混乱度大的状态– 与化
学反应的熵变有关 （1）什么是混乱度？
摇动
有序变为无序 体系内部质点的无序程度称为混乱度
42.6
• 焓只能求得相对值，熵有绝对值
13
（3）、化学反应熵变的计算
• 利用物质的标准摩尔熵可以计算化学 反应的标准摩尔熵变（ DrSm ）
DrSm = SniSm (生成物) ＋SniSm (反应物)
反应标准摩尔熵变，符号: DrSm ，
单位：J.mol -1.K-1
P29 例题
14
1）反应的标准焓变－系统倾向获得最低的能量 H<0 2）反应的标准熵变－系统倾向获得最大的混乱度S>0
既然化学反应的自发性 受到反应的焓变与熵变 的影响，能否将这两个 因素组合起来以判断反
应的自发性呢？
18
自发过程可用来做有用功
表示体系做有用功本领的物理量---自由能
19
3、Gibbs自由能变与化学反应方向
92.9 39.75 213.74
ΔrH m ={ΔfH m(CaO, s)+ΔfH m(CO2, g)- ΔfH m(CaCO3,s,)} =178.32kJ ·mol-1
ΔrSm ={S m(CaO,s,)+Sm(CO2,g)- Sm(CaCO3,s)} =160.59J ·mol-1·K-1
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• 本章要点 （1）了解化学反应中的熵变及吉布斯自由能变的基本意
义。初步掌握化学反应的标准吉布斯能变的近似计算， 能应用或判断反应进行的方向。 （2）了解反应速率的定义、活化能的含义和反应速率理 论要点；能应用活化能和活化分子的概念，说明浓度、 温度、催化剂对化学反应速率的影响。 （3）初步掌握化学平衡的特征以及平衡常数的意义，理 解浓度、压力和温度对化学平衡的影响，能应用平衡常 数进行化学平衡及移动的有关计算。 （计划学时： 12学时）
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位物质的量的某物质时的吉布斯自由 能变。kJ·mol-1。
在标准态，任一 纯态单质)=0
温度下,fGm
（最稳定
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标准态下，计算 rGm 的方法 (1) rGm= rHm – TrSm rHm (298.15K)–TrSm (298.15K) 可计算298K或其他温度下的rGm (2) 条件：298K rGm=νifGm(产物)+νifGm(反应物)
Sm /(J·mol-1K-1) 92.6
39.75 213.74
解法(1)rGm=νifGm(产物)+νifGm(反应物)
rGm=fGm(CaO,s)+fGm(CO2.g)]+fGm(CaCO3.s) = -604.03-394.359-(-1128.79) =130.40kJ.mol－1
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影响物质熵值大小的因素 (1) 物 质 的 聚 集 状 态 ： 同 种 物 质 S(g)>
S(l)> S(s) (2)物质(或体系)的温度和压力：S（高
温）> S(低温) S（低压）> S(高压)
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化学反应的熵变 rS=νiS(产物) + νiS(反应物)
例： 4NH3(g)+3O2(g)→2N2(g)+6H2O(g) 192.70 205.14 191.60 188.85
+[(－1)× S m(CaCO3，s)] =(39.75+213.74)+(-1)×92.9 =106.6J.mol-1.K-1 rGm = rHm – T rSm 178.32－298.15×106.6×10－3 =130.4kJ.mol－1 >0
所以在298.15K，标准态下CaCO3不能自发分解 。
J: 反应商，对气体反应：
J＝[[P P((C Y))//P P ]]cy[[P P((D Z))//P P ]]d z
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对水溶液中的反应：J＝[[cc((C Y))//cc ]]cy[[cc((D Z))//cc ]]dz
第二章 化学反应的方向 、速率和限度
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最重要三个问题： （1）化学反应是否能按要求发生
（即反应进行的方向）。 （2）反应进行的快慢（速率大小）。 （3）反应的给定条件下进行的限度
（化学平衡）。
这些问题的研究在生产及环境治理中 （如产品的选择，生产效率和产品质 量的提高以及降低原料的消耗）均有 指导意义。
• △rG = 0 平衡
•
> 0 正向非自发，逆向自发
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吉布斯最小自由能原理：等温等压的封闭
体系内，不作非体积功的前提下，任何 自发过程总是朝着吉布斯自由能（G）减 小，体的系方的向G进降行低，到△最rG小m=值0时，反应达平衡
表2.1 △rGm=ΔrHm - T△rS
- -(放热) +(熵增) 自发过程，反应
rS(298.15K)=[2×191.60+6×188.85][4×192.70+3×205.14] =130.08 J·mol-1·K-1
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rS<0，298.15K、标准态下,熵减反应 rS>0，298.15K、标准态下,熵增反应 熵增有利于反应的自发进行,对非孤立 体系，仅用作反应自发性的依据也不全面 如T<273.15K，水→冰，rS<0，自发 这表明一个过程（或一个反应）的自发性， 与△H、△S有关，同时也与T有关 。
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反例：有些吸热过程也能自发进行，如 水的蒸发，NH4Cl、KNO3溶于水（吸 热）及CaCO3分解等都是吸热过程。
仅把焓变作为化学反应自发性的普遍判 据不全面。 分析：NH4Cl（s）常温下的溶解， CaCO3(s)在850℃下的分解均有体系混 乱程度增大的过程发生，及可能还有温 度的影响。
解法(2)： rGm = rHm – T rSm rHm=νifHm(产物) +νifHm(反应物) = fHm(CaO,s)+fHm(CO2.g)-fHm(CaCO3.s)] = [－635.09－393.509]－(－1206.92) = 178.32kJ.mol－1
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rSm=[1× S(mCaO，S)+1× (SCmO2，g)]
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2 化学反应的熵变S 熵——描述物质或体系混乱程度（粒子运动 ）的物理量。
体系自身属性，状态函数 物质（体系）的混乱度越大，熵值越大 规定：0K时，任何纯净的完整晶态物质的熵
值为0，即So=0 若一纯晶体从0K→TK其熵值为ST，则此过
程的熵变量ΔS=ST-So=ST
标准摩尔熵Sm ：某单位物质的量的纯物质在 标准态下的熵值。 J·mol-1·K-1
正向进行
+ +(吸热) -(熵减) 非自发过程，反
应逆向进行
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平衡状态
4 热化学反应方向的判断 1、标准状态下，反应方向的判断 标准态下，吉布斯公式变为
rGm= rHm – TrSm 等温等压、标准态下自发反应判据是
rGm <0 标标准准摩态生下成，吉由布最斯稳自定由纯能态fG单m质 生—成—单在
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3化学反应方向的判据——化学反应的吉布斯 （J.W.Gibbs）自由能变。
1878年美国著名物理化学家吉布斯提出摩尔
吉布斯自由能变量（简称自由能变）△rGm ：
在等温、等压条件下，
△rGm=ΔrHm - T△rS —吉布斯公式 热化学反应自发过程的判据
Байду номын сангаас
•
< 0 自发过程，可正向进行
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例：298. 15K，标准压力下，CaCO3能否 分解为CaO和CO2？
解：查表得： CaCO3(s) ＝ CaO(s) + CO2(g)
fGm/(kJ·mol-1) -1128.79 -604.03 -394.359
fHm/(kJ·mol-1) -1206.92 -635.09 -393.509
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2、非标准态吉布斯自由能变（△rGm） 的计算及反应方向判断
在等温、等压、非标准态下，cC+dD→yY+Zz 根据热力学推导， △rGm与标准摩尔反应吉布
斯自由能变△rGm 、体系中反应物和生成物 浓度或分压及温度有如下关系：
△rGm(T)=△rGm(T)+RTlnJ —化学反应等温 方程式