4.2 化学反应的方向与限度

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。

化学反应的方向和限度规律和知识点总结：1.可逆反应和不可逆反应：(1)可逆反应：在同一条件下，同时向正、逆反应方向进行的化学反应。

(2)判断一个反应是不是可逆反应就看是不是在同一条件下向正、逆反应方向同时进行。

2.化学反应的方向：(1)自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应成为自发反应。

无需外界帮助≠在一定条件下才能进行或者不能进行完全的反应，例如：酒精的燃烧需要点燃，铁粉和硫粉的反应需要加热，植物的光合作用需要光照等等的反应，都是自发反应。

因为在所需的条件下，反应一旦发生便能自发进行下去。

因而，自发反应与反应条件没有必然联系。

(2)能量判据：∆H < 0多数能自发进行的化学反应是放热的。

并且反应放出的热量越多，体系能量降低得也越多，反应约完全。

规律：①一般来说，如果一个过程是自发的，则其逆过程往往是非自发的。

②自发反应和非自发反应是可能相互转化的，某一条件下的自发反应可能在另一条件下是非自发反应。

例如2NO + O2＝ 2NO2，在常温下是自发反应，在高温下，其逆反应是自发反应。

③吸热的自发过程或者自发反应：a. 室温下冰块融化b. 硝酸铵的溶解c. N2O5和(NH4)2CO3的分解(3)熵增加判据：∆S > 0常见的熵增加反应：(1)产生气体的反应：例如双氧水的分解(2)高温下能够自发进行的反应：例如碳酸钙高温下分解(4)化学反应方向的判据：在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向∆H - T∆S < 0的方向进行。

3.化学平衡状态：(1)研究对象：可逆反应(2)概念：在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应物各组分浓度保持不变的状态。

(3)化学平衡需要注意的几点：①前提是“一定条件下的可逆反应”②实质是“正反应速率和逆反应速率相等”③标志是“反应混合物中各组分浓度保持不变”(4)化学平衡状态的特征：①逆：可逆反应②等：v正＝ v逆 > 0③动：动态平衡④定：各组分浓度保持不变⑤变：外界条件改变时，化学平衡被破坏，并在新条件下建立新的化学平衡。

《化学反应的方向与限度》平衡建立过程在我们的日常生活和工业生产中，化学反应无处不在。

从食物的消化到金属的冶炼，从药物的合成到材料的制备，化学反应都扮演着至关重要的角色。

而在研究化学反应时，了解反应的方向和限度，特别是平衡建立的过程，对于我们预测反应的可能性、控制反应条件以及提高反应的效率都具有极其重要的意义。

首先，让我们来理解一下什么是化学反应的方向。

简单来说，化学反应的方向就是指反应是自发地朝着某个方向进行，还是需要外界提供能量或条件才能发生。

这就好比我们走路，如果是下坡路，我们很容易就走下去了（自发反应）；但如果是上坡路，就需要我们费力地攀登（非自发反应）。

判断化学反应方向的一个重要依据是热力学原理。

热力学第二定律告诉我们，在孤立系统中，一切自发过程总是朝着熵增加的方向进行。

熵可以理解为系统的混乱程度，熵增加意味着系统变得更加混乱无序。

对于化学反应，如果反应产物的熵大于反应物的熵，那么这个反应在一定条件下就有可能自发进行。

然而，仅仅依靠熵的变化并不能完全确定反应的方向。

这时候，我们还需要考虑焓变，也就是反应过程中的热量变化。

如果反应是放热的（焓减），通常有利于反应的自发进行；但如果是吸热的（焓增），则反应自发进行的可能性相对较小。

综合考虑熵变和焓变，我们可以通过吉布斯自由能（ΔG）来判断反应的方向。

当ΔG ＜ 0 时，反应能够自发进行；当ΔG ＝ 0 时，反应达到平衡状态；当ΔG ＞ 0 时，反应不能自发进行。

了解了反应的方向，接下来我们深入探讨一下反应限度以及平衡建立的过程。

当一个化学反应开始时，反应物的浓度较高，而生成物的浓度较低。

随着反应的进行，反应物不断被消耗，生成物不断积累。

在这个过程中，反应速率也在不断发生变化。

反应速率可以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。

在反应初期，反应物浓度高，有效碰撞的几率大，所以反应速率较快。

但随着反应物浓度的降低，反应速率逐渐减慢；同时，生成物浓度的增加又使得逆反应的速率逐渐增大。

《化学反应的方向和限度》知识清单一、化学反应的方向（一）自发反应在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应称为自发反应。

需要注意的是，自发反应不是不需要条件，而是在给定条件下能够自发进行。

（二）判断化学反应方向的依据1、焓变（ΔH）多数放热反应（ΔH＜0）是自发的，但也有一些吸热反应（ΔH＞0）在一定条件下也能自发进行。

所以，焓变不是判断反应自发的唯一依据。

例如，氯化铵与氢氧化钡的吸热反应在常温下就能自发进行。

2、熵变（ΔS）熵是用来描述体系混乱度的物理量。

熵变（ΔS）是反应前后体系熵的变化。

一般来说，熵增加（ΔS＞0）的反应有利于自发进行。

例如，固体溶解于水的过程通常是熵增加的过程。

3、综合判断（吉布斯自由能变化ΔG）在恒温、恒压条件下，化学反应的方向可以用吉布斯自由能变化（ΔG）来判断。

ΔG ＝ΔH TΔS当ΔG＜0 时，反应能自发进行；当ΔG ＝ 0 时，反应处于平衡状态；当ΔG＞0 时，反应不能自发进行。

这里需要理解温度（T）对反应方向的影响。

对于ΔH＜0、ΔS＞0的反应，在任何温度下都能自发进行；对于ΔH＞0、ΔS＜0 的反应，在任何温度下都不能自发进行；对于ΔH＜0、ΔS＜0 的反应，在低温下自发进行；对于ΔH＞0、ΔS＞0 的反应，在高温下自发进行。

二、化学反应的限度（一）化学平衡状态在一定条件下，当一个可逆反应进行到正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变时，就达到了化学平衡状态。

化学平衡状态具有以下特征：1、等：正反应速率等于逆反应速率。

2、定：各物质的浓度保持恒定。

3、动：化学平衡是动态平衡，正逆反应仍在进行。

4、变：条件改变，平衡可能发生移动。

（二）化学平衡常数在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是化学平衡常数（K）。

对于一般的可逆反应：mA(g) ＋ nB(g) ⇌ pC(g) ＋ qD(g)，其平衡常数表达式为：K ＝ C^pD^q ／ A^mB^n化学平衡常数的意义在于：1、定量衡量化学反应进行的程度。

第二章化学反应的方向、限度与速率本部分知识网络(一)化学反应的方向1、化学反应方向与反应热效应的关系多数能自发进行的化学反应为放热反应，但很多放热反应也需要加热或点燃才能使反应发生。

同时有不少吸热反应能自发进行。

2、焓变与熵变对反应方向的影响ΔH－TΔS＜0 反应能自发进行；ΔH－TΔS＝0 反应达到平衡状态；ΔH－TΔS＞0 反应不能自发进行。

结论：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。

(二)化学反应的限度1、化学反应平衡常数化学反应：aA＋bB cC＋dD平衡常数(1)平衡常数的大小表示反应的限度：K越大，反应进行得越完全。

(2)根据平衡常数可判断反应是否达到平衡状态。

2、化学平衡(1)化学平衡的概念化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。

(2)化学平衡的特征①逆：研究的对象是可逆反应②等：正反应速率等于逆反应速率③动：化学平衡是动态平衡，当反应达到平衡时，正反应和逆反应都仍在继续进行④定：反应混合物中，各组分的浓度不变⑤变：化学平衡状态是有条件的，暂时的、相对的，改变影响平衡的条件，平衡就会被破坏，并逐步达到新的平衡。

(3)化学平衡的移动影响化学平衡的条件①浓度：增大反应物(或减小生成物)浓度，平衡向正反应方向移动。

具体是比较平衡常数K c和浓度商Q c的关系。

②压强：增大(或减小)压强，平衡向气体体积减小(或扩大)的方向移动。

③温度：升高(或降低)温度，平衡向吸热(或放热)方向移动，温度对平衡移动的影响，原因是改变了化学平衡常数。

④催化剂：对化学平衡状态无影响总结：平衡移动原理①平衡移动原理(勒夏特列原理)：如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

②注意事项：a、此原理使用的前提是已达平衡的体系；b、平衡移动的结果是“减弱”影响，而非“清除”影响；c、当同时改变几个影响平衡的条件时，勒夏特列原理对每个条件来说仍适用，但实际移动方向是多个条件综合影响的结果。

《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。

《化学反应的方向与限度》反应方向与自发性在我们生活的这个世界里，化学反应无时无刻不在发生着。

从燃烧的蜡烛到生锈的铁钉，从食物的消化到细胞内的新陈代谢，化学反应构成了我们周围丰富多彩的现象。

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，特别是反应的自发性，对于理解这些化学变化的本质至关重要。

那么，什么是化学反应的方向呢？简单来说，就是指化学反应在一定条件下是朝着生成产物的方向进行，还是朝着反应物的方向进行。

这就好像我们在走路，有一个明确的方向是向前还是向后。

而反应的自发性，则是判断一个化学反应在给定条件下是否能够自动发生，不需要外界持续地施加能量或干预。

比如说，铁在潮湿的空气中会自发地生锈，这个过程不需要我们特意去做什么，它自己就会发生。

为了更好地理解反应的自发性，我们先来看看热力学的一些基本原理。

热力学中有一个重要的概念叫做熵（Entropy）。

熵可以简单地理解为系统的混乱程度。

一般来说，自然界总是倾向于朝着熵增加的方向发展，也就是说，事物往往会变得更加混乱无序。

举个例子，把一堆整齐摆放的积木推倒，积木会变得杂乱无章，这个过程中熵增加了。

在化学反应中，如果反应导致系统的熵增加，那么这个反应往往就具有自发性。

但是，仅仅考虑熵还不够，还需要考虑另一个热力学量——焓（Enthalpy）。

焓的变化反映了化学反应中能量的变化。

如果一个反应是放热的，即焓变是负值，那么这也有利于反应的自发进行。

然而，实际情况往往没有这么简单。

大多数化学反应中，熵变和焓变会同时影响反应的自发性。

这就引入了一个综合判断的指标——吉布斯自由能（Gibbs Free Energy）。

吉布斯自由能的变化（ΔG）可以通过公式ΔG ＝ΔH TΔS 来计算，其中ΔH 是焓变，ΔS 是熵变，T 是温度。

当ΔG ＜ 0 时，反应在该条件下是自发的；当ΔG ＝ 0 时，反应处于平衡状态；当ΔG ＞ 0 时，反应是非自发的。

比如说，氯化铵（NH₄Cl）和氢氧化钡（Ba(OH)₂）的反应是一个典型的吸热反应，焓变是正值，但这个反应在常温下却能自发进行。