高中美術說課及教案

高二化學教案：《化學反應的方向及判據(jù)》教學設計。

俗話說，磨刀不誤砍柴工。作為高中教師準備好教案是必不可少的一步。教案可以讓學生能夠聽懂教師所講的內(nèi)容，讓高中教師能夠快速的解決各種教學問題。那么，你知道高中教案要怎么寫呢？為了讓您在使用時更加簡單方便，下面是小編整理的“高二化學教案：《化學反應的方向及判據(jù)》教學設計”，希望能為您提供更多的參考。

一、復習回顧

反應條件對化學平衡的影響

（1）溫度的影響：

升高溫度，化學平衡向吸熱方向移動；

降低溫度，化學平衡向放熱方向移動。

（2）濃度的影響：

增大反應物濃度或減小生成物濃度，化學平衡向正反應方向移動；

減小反應物濃度或增大生成物濃度，化學平衡向逆反應方向移動。

（3）壓強的影響：

增大壓強，化學平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動；

減小壓強，化學平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動。

（4）催化劑：

加入催化劑，化學平衡不移動。

二、知識梳理

考點1：反應焓變與反應方向

1.多數(shù)能自發(fā)進行的化學反應是放熱反應。如氫氧化亞鐵的水溶液在空氣中被氧化為氫氧化鐵的反應是自發(fā)的，其△H（298K）==－444.3kJ·mol—1

2.部分吸熱反應也能自發(fā)進行。

如NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)==CH3COONH4(aq)+CO2(g)+H2O(l)，其△H（298K）== +37.30kJ·mol—1。

3.有一些吸熱反應在常溫下不能自發(fā)進行，在較高溫度下則能自發(fā)進行。如碳酸鈣的分解。

因此，反應焓變不是決定反應能否自發(fā)進行的唯一依據(jù)。

考點2：反應熵變與反應方向

1.熵：描述大量粒子混亂度的物理量，符號為S，單位J·mol—1·K—1，熵值越大，體系的混亂度越大。

2.化學反應的熵變（△S）：反應產(chǎn)物的總熵與反應物總熵之差。

3.反應熵變與反應方向的關系

（1）多數(shù)熵增加的反應在常溫常壓下均可自發(fā)進行。產(chǎn)生氣體的反應、氣體物質的量增加的反應，熵變都是正值，為熵增加反應。

（2）有些熵增加的反應在常溫下不能自發(fā)進行，但在較高溫度下則可自發(fā)進行。如碳酸鈣的分解。

（3）個別熵減少的反應，在一定條件下也可自發(fā)進行。如鋁熱反應的△S== —133.8 J·mol—1·K—1，在點燃的條件下即可自發(fā)進行。

考點3：熵增加原理以及常見的熵增過程

1.自發(fā)過程的體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這一經(jīng)驗規(guī)律叫熵增加原理，也是反應方向判斷的熵判據(jù)。

2.影響熵大小的因素

（1）同一條件下，不同的物質熵不同

（2）同一物質的熵氣體＞液體＞固體

3.常見的熵增加過程

固體的溶解、氣體的擴散、水的汽化過程以及墨水的擴散過程等等都是體系混亂度增加的過程，即熵增過程。

4.常見的熵增反應

（1）產(chǎn)生氣體的反應；

（2）有些熵增加的反應在常溫常壓下不能進行，但是在高溫下的時候可以自發(fā)進行。

（3）有些熵減小的反應也可以自發(fā)進行

考點4：焓變和熵變對反應方向的共同影響——“四象限法”判斷化學反應的方向

在二維平面內(nèi)建立坐標系，第Ⅰ象限的符號為“＋、＋”，第Ⅱ象限的符號為“＋、—”，第Ⅲ象限的符號為“—、—”，第Ⅳ象限的符號為“—、＋”。借肋于數(shù)學坐標系四個象限的符號，聯(lián)系焓變與熵變對反應方向的共同影響，可以從熱力學的角度快速判斷化學反應的方向。

在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的方向的判據(jù)為：

△H—T△S＜0　反應能自發(fā)進行[來源:學|科|網(wǎng)][來源:學科網(wǎng)]

△H—T△S==0反應達到平衡狀態(tài)

△H—T△S＞0反應不能自發(fā)進行

反應放熱和熵增加都有利于反應自發(fā)進行。該判據(jù)指出的是化學反應自發(fā)進行的趨勢。

從以上四個象限的情況來看，交叉象限的情況相反相成，第Ⅰ象限（高溫下反應自發(fā)進行）和第Ⅲ象限（低溫下反應自發(fā)進行）相反相成，第Ⅱ象限（所有溫度下均可自發(fā)進行）和第Ⅳ象限（所有溫度下反應均不能自發(fā)進行）相反相成。分析化學反應的方向的熱力學判據(jù)是△H—T△S＜0，而這個判據(jù)是溫度、壓強一定的條件下反應自發(fā)進行的趨勢，并不能說明反應能否實際發(fā)生，因為反應能否實際發(fā)生還涉及動力學問題。

三、例題精析

【例題1】石灰石的分解反應為：CaCO3(s)==CaO(s) +CO2(g)，其△H（298K）==178.2kJ·mol—１，△S（298K）==169.6J·mol—1·K—1，試根據(jù)以上數(shù)據(jù)判斷該反應在常溫下是否自發(fā)進行？其分解溫度是多少？

【答案】不能，溫度高于７７８℃時反應可自發(fā)進行

【解析】第Ⅰ象限符號為“＋、＋”（△S＞0、△H＞0）時化學反應的方向——高溫下反應自發(fā)進行，∵△H—Ｔ△S＝178.2kJ·mol—１—２９８Ｋ×10×—3×169.6kJ·mol—1·K—1

=128kJ·mol—1＞0

∴298K時，反應不能自發(fā)進行。即常溫下該反應不能自發(fā)進行。

由于該反應是吸熱的熵增加反應，升高溫度可使△H—Ｔ△S＜0，假設反應焓變和熵變不隨溫度變化而變化，據(jù)△H—Ｔ△S＜0可知，Ｔ＞△H/△S ==178.2kJ·mol—１/10×—3×169.6kJ·mol—1·K—1==1051K，即溫度高于７７８℃時反應可自發(fā)進行。

【例題2】已知雙氧水、水在２９８Ｋ、１００kPa時的標準摩爾生成焓的數(shù)據(jù)如下：

物質

△fH/kJ·mol—１

H2O(l)

—２５８.８

H2O2(l)

—１９１.２]

O2（g）

0

（１）試由以上數(shù)據(jù)計算雙氧水發(fā)生分解反應的熱效應。

（２）若雙氧水發(fā)生分解反應生成液態(tài)水和氧氣時，其△S==57.16J·mol—1·K—1

試判斷該反應在常溫下能否自發(fā)進行。若溫度達到２０００Ｋ時，反應能否自發(fā)進行。

【答案】（1）—１３５.２kJ·mol—１（2）所有溫度下反應均能自發(fā)進行

【解析】第Ⅱ象限符號為“＋、—”（△S＞0、△H＜0）時化學反應的方向——所有溫度下反應均能自發(fā)進行，（１）根據(jù)△H ==H（產(chǎn)物）—H（反應物）得，△H ==２×（—２５８.８kJ·mol—１）+0—2×（—１９１.２kJ·mol—１）===　—１３５.２kJ·mol—１。

（2）在２９８Ｋ時，△H—Ｔ△S＝—１３５.２kJ·mol—１－(298K×10—3×57.16kJ·mol—1·K—1) ==　—152.23 kJ·mol—１＜0

∴該反應在常溫下可自發(fā)進行。

溫度達到２０００Ｋ，且假定焓變和熵變不隨溫度變化而變化，△H—Ｔ△S＝—１３５.２kJ·mol—１－(２０００K×10—3×57.16kJ·mol—1·K—1)==　—２４９.５２kJ·mol—１＜0

故△S＞0、△H＜0時，僅從符號上進行分析，無論溫度如何變化，恒有△H—Ｔ△S＜0，故化學反應的方向——所有溫度下反應均能自發(fā)進行。

【例題3】常溫下氫氧化亞鐵與空氣中的氧氣及水有可能發(fā)生反應，即：

４Fe(OH)2(s)+2H2O(l)+O2(g)==4Fe(OH)3(s)，已知該反應在２９８Ｋ時的△H== —444.3 kJ·mol—１，△S==　—２８０.1 J·mol—1·K—1[來源:學.科.網(wǎng)]

試問該反應在常溫下是否自發(fā)進行？

【答案】高溫下反應不能自發(fā)進行。源

【解析】第Ⅲ象限符號為“—、—”（△S＜0、△H＜0）時化學反應的方向——低溫下反應可以自發(fā)進行。根據(jù)△H—Ｔ△S＝—444.3 kJ·mol—１—２９８Ｋ×10－3×（—２８０.1 kJ·mol—1·K—1）== —360.83 kJ·mol—１＜0，故２９８Ｋ時反應可自發(fā)進行。由于焓變和熵變的作用相反，且二者相差懸殊，焓變對反應的方向起決定性作用，故反應可自發(fā)進行。

假定溫度達到２０００Ｋ，則△H—Ｔ△S＝—444.3 kJ·mol—１—２０００Ｋ×10－3×（—２８０.1 kJ·mol—1·K—1）＝１１５.9 kJ·mol—１＞0，反應不能自發(fā)行。即高溫下反應不能自發(fā)進行。

四、課堂練習

【基礎】

1. 過程自發(fā)性的作用是（ ）

A.判斷過程的方向 B.確定過程是否一定會發(fā)生

C.判斷過程發(fā)生的速率 D.判斷過程的熱效應

【答案】A

【解析】一個過程或者反應的自發(fā)性是判斷這個過程或者反應可能進行的方向，無法確定是否一定發(fā)生。

2. 對于反應4Fe(OH)2(s)+2H2O(l)+O2(g)==4Fe(OH)3(s)； △H== —444.3kJ·mol—1 ；△S== —280.1J·mol—1·k—1。在常溫常壓下反應能自發(fā)進行，能反應方向起決定性作用的是（ ）

A.熵變 B.溫度 C.壓強 D.焓變

【答案】 D

【解析】因為決定一個反應能否自發(fā)的判據(jù)是△ H和△ S一起決定的，而熵變的單位比較小，對反應的自發(fā)性的貢獻比較小，而焓變才是決定一個反應能否自發(fā)的決定性因素，所以D正確。

【鞏固】

1. 能用能量判據(jù)判斷下列過程的方向的是（ ）

A.水總是自發(fā)地由高處往低處流

B.放熱反應容易自發(fā)進行，吸熱反應不能自發(fā)進行

C.有序排列的火柴散落時成為無序排列

D.多次洗牌以后，撲克牌毫無規(guī)律的混亂排列的幾率增大

【答案】A

【解析】對于A選項顯然是高能量走向低能量的，而B選項反應的自發(fā)與否與該反應是吸熱還是放熱沒有直接的關系；反應的熵變是與微觀實質聯(lián)系的，而CD中并不適用。

2. 下列反應中，在高溫下不能自發(fā)進行的是（ ）

A.CO（g）==C（s）+1/2O2（g） B.2N2O5（g）===4NO2（g）+O2（g）

C.(NH4)2CO3(s)==NH4HCO3(s)+NH3(g) D.MgCO3(s)==MgO(s) +CO2(g)

【答案】A

【解析】A不符合反應的事實

【拔高】

1. 下列關于判斷過程方向的說法正確的是（ ）

A.所有自發(fā)進行的化學反應都是放熱反應

B.高溫高壓下可以使石墨轉化為金剛石是自發(fā)的化學反應

C.由能量判據(jù)和熵判據(jù)組合而成的復合判據(jù)，將更適合于所有的過程[來源:學+科+網(wǎng)

D.同一物質的固、液、氣三種狀態(tài)的熵值相同

【答案】C

【解析】反應的自發(fā)與否與該反應是吸熱還是放熱沒有直接的關系所以A選項錯誤；需要根據(jù)△H-T△S的數(shù)值來判斷反應是否自發(fā)，同一物質的固、液、氣三種狀態(tài)的熵值在增加。

2. 下列反應中，熵顯著增加的反應是（ ）

A. CO(g)+2H2(g)==CH3OH(g) B.CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑

C. C（s）+O2（g）==CO2（g） D.2HgO(s)==2Hg(l)+O2(g)

【答案】BD

【解析】由液態(tài)或者固態(tài)生成氣態(tài)的反應會使混亂度增加，所以熵變顯著變大，所以選項BD。

3.（2016春?海南校級月考）對于化學反應方向的確定不僅與焓變（△H）有關，也與溫度（T）、熵變（△S）有關，實驗證明，化學反應的方向應由△H?T△S確定，若△H?T△S＜0，則自發(fā)進行，否則不能自發(fā)進行．下列說法中，正確的是（ ）

A. 在溫度、壓強一定的條件下，焓因素和熵因素共同決定一個化學反應的方向

B. 溫度、壓強一定時，熵增加的反應一定能自發(fā)進行

C. 反應焓變是決定反應能否自發(fā)進行的唯一因素

D. 固體的溶解過程只與焓變有關

【答案】A

【解析】A、在溫度、壓力一定的條件下，焓因素和熵因素共同決定一個化學反應的方向，△H?T△S＜0，則能自發(fā)進行；△H?T△S＞0，不能自發(fā)進行，故A正確；

B、溫度、壓力一定時，放熱的熵增加反應，△H＜0，△S＞0，△H?T△S＜0，反應一定能自發(fā)進行，故B錯誤；

C、反應自發(fā)進行由焓變、熵變、溫度共同決定，故C錯誤；

D、固體溶解主要是物理過程，焓變是反應前后的能量變化，固體的溶解過程與焓變無關，故D錯誤；故選A。

五、課后作業(yè)

【基礎】

1.某化學反應在較低溫度下自發(fā)反應，較高溫度下非自發(fā)進行，有關該反應的下列說法正確的是（ ）

A.ΔH>0，ΔS>0 B.ΔH>0，ΔS

C.ΔH0 D.ΔH

2.下列有關化學反應方向及其判據(jù)的說法中正確的是（ ）

A．非自發(fā)反應就是不可能發(fā)生的反應，自發(fā)反應就是能較快進行的反應

B．高溫高壓下可以使石墨轉化為金剛石是自發(fā)的化學反應

C．由能量判據(jù)和熵判據(jù)組合而成的復合判據(jù)，將更適合于所有的過程

D．反應NH3(g)＋HCl(g)＝NH4Cl(s)在低溫下能自發(fā)進行，說明該反應的△H＞0

3.恒溫條件下，在體積不變的密閉容器中，有可逆反應X(s)+2Y(g) 2Z(g) △H

A．0.2molX和0.4molY充分反應，Z的物質的量可能會達到0.35mol

B．從容器中移出部分反應物X，則正反應速率將下降

C．當△H不變時，反應將達到平衡

D．向反應體系中繼續(xù)通入足量Y氣體，X有可能被反應完全

【鞏固】

1.分析下列反應在任何溫度下均能自發(fā)進行的是（ ）

A．2N2(g)＋O2(g)=2N2O(g) ΔH＝＋163 kJ·mol－1

B．Ag(s)＋1/2Cl2(g)=AgCl(s) ΔH＝－127 kJ·mol－1

C．HgO(s)=Hg(l)＋1/2O2(g) ΔH＝＋91 kJ·mol－1

D．H2O2(l)= 1/2O2(g)＋H2O(l) ΔH＝－98 kJ·mol－1

2.已知吸熱反應2CO（g）= 2C（s）＋O2（g），設ΔH 和ΔS不隨溫度而變，下列說法中正確的是（ ）

A．低溫下能自發(fā)進行 B．高溫下能自發(fā)進行

C．任何溫度下都能自發(fā)進行 D．任何溫度下都不能自發(fā)進行

3.反應FeO(s) ＋C(s)===Fe(s)＋CO (g)　ΔH＞0，ΔG＝ΔH－TΔS，下列說法正確的是（ ）

A．ΔS＜0

B．ΔS＞0

C．當TΔS＞ΔH時，可自發(fā)進行

D．當TΔS＜ΔH時，可自發(fā)進行

【提高】

1.下列說法不正確的是（ ）

A. 焓變是一個與反應能否自發(fā)進行有關的因素，多數(shù)的能自發(fā)進行的反應都是放熱反應。

B. 在同一條件下不同物質有不同的熵值，其體系的混亂程度越大，熵值越大。

C. 一個反應能否自發(fā)進行取決于該反應放熱還是吸熱

D. 一個反應能否自發(fā)進行，與焓變和熵變的共同影響有關

2.以下自發(fā)反應可用能量判據(jù)來解釋的是（ ）

A. 硝酸銨自發(fā)地溶于水

B. 2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)；△H=+56.7kJ/mol

C. (NH4 )2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g); △H=+74.9 kJ/mol

D. 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l); △H=-571.6 kJ/mol

3.某化學反應其△H== —122 kJ·mol-1，?S== 231 J·mol-1·K-1，則此反應在下列哪種情況下可自發(fā)進行（ ）

A．在任何溫度下都能自發(fā)進行

B．在任何溫度下都不能自發(fā)進行

C．僅在高溫下自發(fā)進行

D．僅在低溫下自發(fā)進行

【答案】

【基礎】D C A

【鞏固】D D C

【提高】C D A

相關知識

高二化學教案：《化學反應的方向和限度學案》教學設計

一名優(yōu)秀的教師在教學時都會提前最好準備，作為教師就要在上課前做好適合自己的教案。教案可以讓學生更好地進入課堂環(huán)境中來，幫助教師能夠井然有序的進行教學。教案的內(nèi)容要寫些什么更好呢？急您所急，小編為朋友們了收集和編輯了“高二化學教案：《化學反應的方向和限度學案》教學設計”，歡迎閱讀，希望您能夠喜歡并分享！

本文題目：高二化學教案：化學反應的方向和限度學案

第二單元 化學反應的方向和限度

第1課時　化學反應的方向

[目標要求]　1.了解自發(fā)過程和化學反應的自發(fā)性。2.通過“有序”和“無序”的對比，了解熵和熵變的概念。3.初步了解焓變和熵變對化學反應方向的影響，能用焓變和熵變說明化學反應的方向。

一、化學反應的方向

1.化學反應具有方向性，許多化學反應的正反應能自發(fā)進行，而其逆反應無法自發(fā)進行。

2.自發(fā)反應：在一定條件下無需外界幫助就能自動進行的反應。

二、判斷化學反應方向的依據(jù)

1.能量判據(jù)

自然界中的自發(fā)過程，都有由能量較高狀態(tài)向能量較低狀態(tài)轉化的傾向;絕大多數(shù)放熱反應都能自發(fā)進行，且反應放出的熱量越多，體系能量降低得也越多，反應越完全。

反應的焓變是制約化學反應能否自發(fā)進行的因素之一。

2.熵判據(jù)

(1)熵

用來度量體系混亂程度的物理量。熵值越大，混亂程度越大。符號為S。單位：J?mol-1?K-1。

(2)熵值大小的比較

同一種物質不同狀態(tài)時熵值大小為S(g)>S(l)>S(s)。

(3)熵變：反應前后體系熵的變化，符號為ΔS。

若發(fā)生變化后體系的混亂度增大，該過程的ΔS>0，反之，ΔS

(4)熵變與化學反應自發(fā)性關系

ΔS>0，反應自發(fā)進行;ΔS

3.復合判據(jù)

體系能量降低(ΔH0)都有促使反應自發(fā)進行的傾向，判斷反應的自發(fā)性必須綜合考慮反應的焓變和熵變。在恒溫、恒壓時：

(1)當ΔH0時，反應自發(fā)進行。

(2)當ΔH>0，ΔS

(3)當ΔH

(4)當ΔH>0，ΔS>0時，反應在較高溫度下自發(fā)進行。

知識點一　能量判據(jù)

1.實驗證明，多數(shù)能自發(fā)進行的反應都是放熱反應。對此說法的理解正確的是()

A.所有的放熱反應都是自發(fā)進行的

B.所有的自發(fā)反應都是放熱的

C.焓變是影響反應是否具有自發(fā)性的一個重要因素

D.焓變是決定反應是否具有自發(fā)性的惟一判據(jù)

答案　C

解析　多數(shù)能自發(fā)進行的反應都是放熱反應，并不是所有自發(fā)進行的反應都是放熱反應，既然說“多數(shù)”，必定存在特例，所以只能說“焓變是影響反應是否具有自發(fā)性的一個重要因素，但不是唯一因素”。

2.下列自發(fā)反應可用焓判據(jù)來解釋的是()

A.2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g) ΔH=+56.7 kJ?mol-1

B.(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)+NH3(g) ΔH=+74.9 kJ?mol-1

C.2H2(g)+O2(g)===2H2O(l)　 ΔH=-286 kJ?mol-1

D.CaCO3(s)===CaO(s)+CO2(g) ΔH=+178.2 kJ?mol-1

答案　C

解析　從焓變的角度分析，化學反應有由高能狀態(tài)向低能狀態(tài)轉化、使體系能量降低的趨勢，表現(xiàn)為放熱反應較易進行。

知識點二　熵判據(jù)

3.碳酸銨(NH4)2CO3在室溫下就能自發(fā)的分解產(chǎn)生氨氣，對其說法正確的是()

A.碳酸銨分解是因為生成了易揮發(fā)的氣體，使體系的熵增大

B.碳酸銨分解是因為外界給予了能量

C.碳酸銨分解是吸熱反應，根據(jù)能量判據(jù)不能自發(fā)分解

D.碳酸鹽都不穩(wěn)定，都能自發(fā)分解

答案　A

解析　(NH4)2CO3的分解為吸熱反應，而吸熱反應不易自發(fā)進行;根據(jù)焓變與熵變對化學反應的共同影響，該反應熵值一定增大。

4.摩爾熵是單位物質的量的物質在一定條件下所具有的熵。試比較下列兩組物質摩爾熵的大小順序。

(1)相同條件下的氣態(tài)甲醇、乙醇、丙醇。

(2)氣態(tài)苯、液態(tài)苯、固態(tài)苯。

答案　(1)S(氣態(tài)甲醇)

解析　一般來講，組成物質的原子種類相同時，一個分子中的原子數(shù)目越多，其混亂度就越大，熵值也越大;對于同一種物質，S(g)>S(l)>S(s)。根據(jù)以上的規(guī)律可知，對于(1)，S(氣態(tài)甲醇)

知識點三　復合判據(jù)

5.某反應：A===B+C在室溫下不能自發(fā)進行，在高溫下能自發(fā)進行，對該反應過程ΔH、ΔS的判斷正確的是()

A.ΔH0、ΔS

C.ΔH0 D.ΔH>0、ΔS>0

答案　D

解析　由題意知：該反應在室溫下不能自發(fā)反應，而高溫下能自發(fā)進行。根據(jù)ΔH和ΔS對反應方向的共同影響可推知：ΔH>0，ΔS>0。

6.下列反應中，常溫常壓下一定不能自發(fā)進行的是()

A.2KClO3(s)===2KCl(s)+3O2(g)

ΔH=-78.03 kJ?mol-1

ΔS=+1 110 J?mol-1?K-1

B.CO(g)===C(s，石墨)+12O2(g)

ΔH=110.5 kJ?mol-1

ΔS=-89.36 J?mol-1?K-1

C.4Fe(OH)2(s)+2H2O(l)+O2(g)===4Fe(OH)3(s)

ΔH=-444.3 kJ?mol-1

ΔS=-280.1 J?mol-1?K-1

D.NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)===CO2(g)+CH3COONH4(aq)+H2O(l)

ΔH=37.30 kJ?mol-1

ΔS=+184.05 J?mol-1?K-1

答案　B

練基礎落實

1.下列說法中正確的是()

A.凡是放熱反應都是自發(fā)的，吸熱反應都是非自發(fā)的

B.自發(fā)反應一定是熵增大，非自發(fā)反應一定是熵減小或不變的反應

C.自發(fā)反應在恰當?shù)臈l件下才能實現(xiàn)

D.自發(fā)反應在任何條件下都能實現(xiàn)

答案　C

解析　放熱反應常常是容易進行的過程，吸熱反應有些也是自發(fā)的;自發(fā)反應的熵不一定增大，可能減小，也可能不變;過程的自發(fā)性只能用于判斷過程的方向，是否能實現(xiàn)還要看具體的條件，能量判據(jù)和熵判據(jù)要綜合考慮利用，不能簡單地單一使用。故選C。

2.下列對熵的理解不正確的是()

A.同種物質氣態(tài)時熵值最大，固態(tài)時熵值最小

B.體系越有序，熵值越小;越混亂，熵值越大

C.與外界隔離的體系，自發(fā)過程將導致體系的熵減小

D.25 ℃、1.01×105 Pa時，2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)是熵增的反應

答案　C

解析　體系都有從有序自發(fā)轉變?yōu)闊o序的傾向，此過程為熵增過程，故C錯誤。

3.在圖中A、B兩容器里，分別收集著兩種互不作用的理想氣體。若將中間活塞打開(如圖所示)，兩種氣體分子立即都分布在兩個容器中。這是一個不伴隨能量變化的自發(fā)過程。關于此過程的下列說法不正確的是()

A.此過程為混亂程度小的向混亂程度大的方向變化的過程，即熵增大的過程

B.此過程為自發(fā)過程，而且沒有熱量的吸收或放出

C.此過程從有序到無序，混亂度增大

D.此過程是自發(fā)可逆的

答案　D

解析　根據(jù)題意ΔH=0，ΔS>0，由ΔH-TΔS推知該過程能自發(fā)進行，氣體擴散為熵增過程，而其逆過程不能自發(fā)進行。

4.已知在等溫條件下，化學反應方向的判據(jù)為：

ΔH-TΔS

ΔH-TΔS=0，反應達平衡狀態(tài);

ΔH-TΔS>0，反應能逆向自發(fā)進行。

(其中ΔH為焓變，ΔS為熵變，T為熱力學溫度，單位為K)

設反應A(s)===D(g)+E(g)　ΔH-TΔS=(-4 500+11T)J?mol-1，要防止反應發(fā)生，溫度必須()

A.高于409 K

B.低于136 K

C.高于136 K而且低于409 K

D.低于409 K

答案　A

5.25 ℃和1.01×105 Pa時，反應2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)　ΔH=+56.7 kJ/mol，自發(fā)進行的原因是()

A.是吸熱反應 B.是放熱反應

C.是熵減少的反應 D.熵增大效應大于能量效應

答案　D

練方法技巧

6.石墨、金剛石燃燒的熱化學方程式分別為

C(石墨)+O2(g)===CO2(g) ΔH=-393.51 kJ?mol-1

C(金剛石)+O2(g)===CO2(g) ΔH=-395.41 kJ?mol-1

關于金剛石和石墨的相互轉化，下列說法正確的是()

A.石墨轉化成金剛石是自發(fā)進行的過程

B.金剛石轉化成石墨是自發(fā)進行的過程

C.金剛石比石墨更穩(wěn)定

D.金剛石比石墨能量低

答案　B

解析　由熱化學方程式可知，石墨比金剛石能量低，1 mol石墨轉化為1 mol金剛石需吸收1.9 kJ的熱量，金剛石轉化為石墨是放熱反應，因此金剛石轉化為石墨是自發(fā)進行的過程。物質所具有的能量越低越穩(wěn)定。

點撥：那些不用借助外力就可以自動進行的自發(fā)過程的共同特點是：體系趨于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(這時體系會對外部做功或釋放熱量)，這就是所謂的能量判據(jù)。但是自動進行的自發(fā)反應不一定都是由高能狀態(tài)到低能狀態(tài)的過程，例如，硝酸銨溶于水。因而只使用能量判據(jù)來確定變化過程的方向是片面的。對具體反應需應用能量判據(jù)和熵判據(jù)綜合進行分析，即凡是能夠使體系能量降低、熵增大的方向就是化學反應容易進行的方向。

7.汽車尾氣(含烴類、CO、NO與SO2等)是城市主要污染源之一，治理的辦法之一是在汽車排氣管上裝催化轉化器，它使NO與CO反應生成可參與大氣生態(tài)循環(huán)的無毒氣體，其反應原理是：2NO(g)+2CO(g)===N2(g)+2CO2(g)，在298 K、100 kPa下，ΔH=-113 kJ?mol-1，ΔS=-145 J?mol-1?K-1。下列說法中錯誤的是()

A.該反應中反應物總能量高于生成物的總能量

B.該反應常溫下不能自發(fā)進行，因此需要高溫和催化劑條件

C.該反應常溫下能自發(fā)進行，高溫和催化劑條件只是加快反應的速率

D.汽車尾氣中的這兩種氣體會與人體血紅蛋白結合而使人中毒

思路點撥：解答本題要注意以下兩點：

(1)利用ΔG=ΔH-TΔS判斷反應的方向。

(2)注意反應發(fā)生的條件。

答案　B

解析　因為2NO(g)+2CO(g)===N2(g)+2CO2(g)，298 K時，ΔH=-113 kJ/mol，ΔS=-145 J?mol-1?K-1，說明該反應為放熱反應，且是熵減的反應，生成物的總能量低于反應物的總能量。常溫時ΔG=ΔH-TΔS=-113 kJ?mol-1-298 K×(-145×10-3 kJ?mol-1?K-1)=-69.79 kJ?mol-1

練綜合拓展

8.某化學科研小組研究在其他條件不變時，改變某一條件對反應[可用aA(g)+bB(g) cC(g)表示]化學平衡的影響，得到如圖所示圖象(圖中p表示壓強，T表示溫度，n表示物質的量，α表示平衡轉化率，φ表示體積分數(shù))：

分析圖象，回答下列問題：

(1)在圖象反應Ⅰ中，若p1>p2，則此正反應為________(填“吸熱”或“放熱”)反應，也是一個氣體分子數(shù)________(填“減少”或“增大”)的反應，由此判斷，此反應自發(fā)進行，必須滿足的條件是________。

(2)在圖象反應Ⅱ中，T1________T2(填“>”、“

(3)在圖象反應Ⅲ中，若T1>T2，則該反應能否自發(fā)進行?

答案　(1)放熱　減少　低溫　(2)>　放熱　(3)能自發(fā)進行

解析　本題涉及圖象的分析及化學平衡的移動和反應進行的方向等知識點。反應Ⅰ中恒壓下溫度升高，α(A)減小，即升高溫度平衡向左移動，則正反應為放熱反應，ΔHp2知恒定溫度時壓強越大，α(A)越大，即增大壓強平衡向右移動，說明此反應為氣體分子數(shù)減少的反應(a+b>c)，即為熵減反應，ΔST2;溫度越高，平衡時C的物質的量越小，即升高溫度平衡

向左移動，則正反應為放熱反應，ΔHT2，恒壓下溫度越高α(A)越小，說明升高溫度平衡向左移動，正反應為放熱反應，ΔH

9.已知，一個可逆反應，若正反應為自發(fā)過程，則其逆反應為非自發(fā)過程，反之，亦然。

(1)已知2CO(g) CO2(g)+C(s)，T=980 K時ΔH-TΔS=0。當體系溫度低于980 K時，估計ΔH-TΔS____0(填“大于”、“小于”或“等于”，下同);當體系溫度高于980 K時，估計ΔH-TΔS____0。

(2)電子工業(yè)中清洗硅片上的SiO2(s)的反應為

SiO2(s)+4HF(g)===SiF4(g)+2H2O(g)

ΔH(298.15 K)=-94.0 kJ?mol-1

ΔS(298.15 K)=-75.8 J?mol-1?K-1，設ΔH和ΔS不隨溫度而變化，則此反應自發(fā)進行的溫度是________________________________________________________________________。

答案　(1)小于　大于　(2)小于1 240 K

解析　(1)C(s)+CO2(g)??2CO(g)的反應為吸熱反應，ΔH>0，則2CO(g)??CO2(g)+C(s)為放熱反應，ΔH980 K時，ΔH-TΔS>0。

(2)由題給信息，要使反應能自發(fā)進行，須有ΔH-TΔS

即-94.0 kJ?mol-1-T×(-75.8 J?mol-1?K-1)×10-3 kJ?J-1

T

10.在298 K時，下列反應的ΔH依次為：

C2H5OH(l)+3O2(g)===2CO2(g)+3H2O(l) ΔH1=-1 366.8 kJ?mol-1

C(石墨)+O2(g)===CO2(g)　ΔH2=-393.5 kJ?mol-1

H2(g)+1/2O2(g)===H2O(l)　ΔH3=-285.8 kJ?mol-1

乙醇(C2H5OH)、氫氣、石墨和氧氣的熵值分別為：

161.0 J?mol-1K-1、130.6 J?mol-1K-1、5.74 J?mol-1K-1、205.3 J?mol-1K-1，則298 K時，由單質生成1 mol乙醇的ΔH、ΔS及ΔH-TΔS分別為多少?

答案　-277.6 kJ?mol-1　-344.93 J?mol?L-1?K-1　-174.8 kJ?mol-1

解析　ΔH=2ΔH2+3ΔH3-ΔH1

=2×(-393.5 kJ?mol-1)+3×(-285.8 kJ?mol-1)-(-1 366.8 kJ?mol-1)=-277.6 kJ?mol-1

ΔS=161.0 J?mol-1K-1 -3×130.6 J?mol-1K-1 -2×5.74 J?mol-1K-1 -1/2×205.3 J?mol-1K-1

=-344.93 J/(mol?K)

ΔG=ΔH-TΔS

=-277.6 kJ?mol-1-298 K×(-344.93×10-3 kJ?mol-1?K-1)=-174.8 kJ?mol-1

第2課時　化學平衡狀態(tài)

[目標要求]　1.了解化學反應的可逆性，了解可逆反應的概念、特點。2.理解化學平衡建立的過程。3.理解化學平衡的特征。

一、可逆反應

1.概念

在一定條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應。如：N2+3H2 2NH3。

2.特點

(1)同一條件下，正反應和逆反應同時發(fā)生、同時存在。

(2)反應不能進行到底，反應物不能實現(xiàn)完全轉化。

(3)反應體系中，與化學反應有關的各種物質同存于同一反應體系。

(4)反應達到限度時，反應仍在進行，沒有停止。

二、化學平衡狀態(tài)

1.含義

在一定條件下，當正、逆兩個方向的反應速率相等時，反應體系中所有參加反應的物質的質量或濃度可以保持恒定。

2.特征

①逆：可逆反應?、诘龋簐正=v逆　③定：物質恒定

④動：動態(tài)平衡，反應沒停止?、葑儯簵l件變，平衡移動

三、化學平衡狀態(tài)的判斷

1.看v(正)與v(逆)是否相等。

2.看體系中的各物質是否保持恒定。

知識點一　可逆反應

1.下列反應屬于可逆反應的是()

A.H2和O2點燃生成H2O的反應與H2O電解生成H2和O2的反應

B.CuSO4吸水形成晶體藍礬與藍礬加熱失去水分生成CuSO4

C.Cl2溶于水

D.Na2O溶于水

答案　C

解析　A、B項的反應不是在同一條件下進行，不屬于可逆反應;D項反應能進行到底，不屬于可逆反應;同一條件下，Cl2與水反應生成HCl和HClO，同時，HCl和HClO反應生成Cl2與水，屬于可逆反應。

2.在密閉容器中進行如下反應：X2(g)+Y2(g) 2Z(g)，已知X2、Y2、Z的起始濃度分別為0.1 mol?L-1、0.3 mol?L-1、0.2 mol?L-1，在一定條件下，當反應達到平衡時，各物質的濃度有可能是()

A.Z為0.3 mol?L-1

B.X2為0.2 mol?L-1

C.Y2為0.4 mol?L-1

D.c(X2)+c(Y2)+c(Z)=0.55 mol?L-1

答案　A

解析　可逆反應中，反應體系中各物質一定共存，如果B、C選項中的數(shù)據(jù)存在，則Z的濃度為0，這是不可能的，A選項符合題意;又因為該反應是總體積不變的反應，達到平衡時，不論X2、Y2、Z怎么變化，總物質的量不會改變，總濃度也不會改變，即：c(X2)+c(Y2)+c(Z)=0.6 mol?L-1。

知識點二　化學平衡狀態(tài)的判定

3.能夠說明一個可逆反應H2(g)+I2(g) 2HI(g)已達到平衡狀態(tài)的是()

A.1 mol H—H鍵斷裂的同時有1 mol H—I鍵形成

B.1 mol H—H鍵斷裂的同時有2 mol H—I鍵形成

C.1 mol I—I鍵斷裂的同時有2 mol HI鍵形成

D.1 mol H—H鍵斷裂的同時有1 mol I—I鍵形成

答案　D

解析　斷裂反應物的化學鍵和形成生成物的化學鍵都表示正反應，斷裂生成物的化學鍵和形成反應物的化學鍵都表示逆反應，只要抓住反應方向相反和物質的生成和消耗量符合反應方程式，問題便可解決。

4.在一定條件下，反應：2NO+O2 2NO2在定容容器中發(fā)生，對該反應達到平衡的標志的描述中，錯誤的是()

A.混合氣體的總分子數(shù)不再變化

B.混合氣體的顏色不再變化

C.容器的總壓強不再變化

D.混合氣體的總質量不再變化

答案　D

解析　該反應為物質的量改變的反應，在定容容器中，建立平衡的過程會有壓強的改變、總分子數(shù)的改變、顏色的改變，一旦這些可變量不變了，則證明平衡建立了，而總質量在任何情況下都不發(fā)生變化。

5.在一定溫度下，反應A2(g)+B2(g) 2AB(g)達到平衡的標志是()

A.單位時間生成n mol的A2，同時生成n mol的AB

B.容器內(nèi)的總壓強不隨時間的變化而變化

C.單位時間生成2n mol的AB同時生成n mol的B2

D.平均相對分子質量不隨時間變化而變化

答案　C

解析　該反應是等體積反應，壓強不隨時間變化，不能證明為平衡狀態(tài)。平均式量不隨時間變化也不能證明為平衡狀態(tài)。如果不是等體積反應，則這兩種情況都能證明為平衡狀態(tài)。

練基礎落實

1.在密閉容器中，充入SO2和18O原子組成的氧氣，在一定條件下開始反應，在達到平衡后，18O存在于()

A.只存在于氧氣中

B.只存在于SO3中

C.只存在于SO2和SO3中

D.SO2、SO3、O2中都存在

答案　D

解析　該反應是可逆反應，正反應、逆反應同時存在;化學平衡是動態(tài)平衡，正反應發(fā)生時，18O存在于SO3中，逆反應發(fā)生時，SO3中的18O又可以轉化到SO2中。

2.可逆反應aA(g)+bB(g) cC(g)的正、逆反應速率可用各反應物或生成物濃度的變化來表示。下列各關系式中能說明反應已達到平衡狀態(tài)的是()

A.av正(A)=bv正(B) B.bv正(A)=av逆(B)

C.av正(C)=cv正(A) D.av正(A)=bv逆(B)

答案　B

解析　當正反應速率等于逆反應速率時，可逆反應達到平衡狀態(tài)。正、逆反應速率相等有以下幾種表現(xiàn)形式：若用同一物質表示：v正=v逆;若用不同物質表示v逆∶v正=化學方程式中的化學計量數(shù)之比。根據(jù)化學方程式中A、B、C間的計量關系，可知上述四個選項中，只有bv正(A)=av逆(B)表示正、逆反應速率相等。

3.可逆反應2HI(g) H2(g)+I2(g)在密閉容器中進行，下列能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是()

A.容器內(nèi)壓強不隨時間變化而變化

B.混合氣體總分子數(shù)不隨時間變化而變化

C.混合氣體的顏色不再改變

D.c(H2)與c(I2)保持相等

答案　C

解析　該反應為體積不變的反應，總分子數(shù)不變、壓強不變不證明平衡已建立，H2、I2都是生成物且計量數(shù)相等，二者濃度相等也不能證明平衡已建立。

4.可逆反應：2NO2 2NO+O2在恒容密閉容器中進行，達到平衡狀態(tài)的標志是()

①單位時間內(nèi)生成n mol O2的同時生成2n mol NO2?、趩挝粫r間內(nèi)生成n mol O2的同時生成2n mol NO?、塾肗O2、NO、O2的物質的量濃度變化表示的反應速率之比為2∶2∶1的狀態(tài)?、芑旌蠚怏w的顏色不再改變的狀態(tài)?、莼旌蠚怏w的密度不再改變的狀態(tài)?、藁旌蠚怏w的平均相對分子質量不再改變的狀態(tài)

A.①④⑥ B.②③⑤

C.①③④ D.①②③④⑤⑥

答案　A

5.3 mol H2和1 mol N2放入密閉容器中，使用催化劑發(fā)生反應：N2+3H2 2NH3，從反應開始到平衡過程中，不可能出現(xiàn)的是()

A.2 mol NH3 B.0.5 mol NH3

C.0.9 mol N2 D.H2和NH3物質的量相等

答案　A

解析　可逆反應不可能進行到底。當生成2 mol NH3時，N2和H2的物質的量均為0，這種情況不可能出現(xiàn)。

練方法技巧

6.在一定溫度下的剛性密閉容器中，當下列哪些物質量不再發(fā)生變化時，表明下述反應：

A(s)+2B(g) C(g)+D(g)已達到平衡狀態(tài)()

①混合氣體的壓強?、诨旌蠚怏w的密度?、跙的物質的量濃度?、軞怏w的總物質的量　⑤混合氣體的平均相對分子質量?、尬镔|C的百分含量?、吒鳉怏w的物質的量

A.②③⑤⑥⑦ B.①②③⑥⑦

C.②③④⑤⑥ D.①③④⑤⑦

思路點撥：解答本題需要注意以下兩點：

(1)判斷反應達到平衡狀態(tài)的根本標志是v(正)=v(逆)和反應混合物中各組成成分的百分含量不變。

(2)物質的狀態(tài)及反應前后氣體的化學計量數(shù)之間的關系。

答案　A

解析　A(s)+2B(s) C(g)+D(g)是反應前后氣體體積相等的反應，不管是否平衡，混合氣體的壓強始終不變，氣體的總物質的量也不變，不是判斷是否達到平衡的標志。

7.某體積可變的密閉容器，盛有適量的A和B的混合氣體，在一定條件下發(fā)生反應：A+3B 2C。若維持溫度和壓強不變，當達到平衡時容器的體積為V L，其中C氣體的體積占10%。下列推斷正確的是()

①原混合氣體的體積為1.2V L?、谠旌蠚怏w的體積為1.1V L?、鄯磻_到平衡時氣體A消耗掉0.05V L ④反應達平衡時氣體B消耗掉0.05V L

A.②③ B.②④ C.①③ D.①④

答案　A

解析　設起始A和B的體積分別為a、b

A+3B　 ??　2C

起始的體積(L) a b 0

轉化的體積(L) 0.05V 0.15V 10%V

平衡時體積(L) a-0.05V b-0.15V 10%V

a-0.05V+b-0.15V+10%V=V

a+b=1.1V

8.已知汽車尾氣無害化處理反應為2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g)　ΔH

下列說法不正確的是()

A.升高溫度可使該反應的逆反應速率降低

B.反應達平衡后，CO的反應速率保持不變

C.使用高效催化劑可有效提高正、逆反應速率

D.單位時間內(nèi)消耗CO和N2的物質的量之比為2∶1時，反應達到平衡

答案　A

解析　此反應的正反應是放熱反應，升高溫度，正、逆反應速率都增大，但平衡逆移，故A錯;加入催化劑，能同等程度地提高正、逆反應速率，故C正確;平衡時，各成分的反應速率保持不變，但不為0，故B正確;消耗CO為v(正)，消耗N2為v(逆)，當單位時間內(nèi)消耗CO和N2的物質的量之比為2∶1時，均換算為CO的反應速率，得v(正)=v(逆)，達平衡，故D正確。

練綜合拓展

9.在200 ℃時，將a mol H2(g)和b mol I2(g)充入到體積為V L的密閉容器中，發(fā)生反應：I2(g)+H2(g) 2HI(g)。

(1)反應剛開始時，由于c(H2)=______，c(I2)=______，而c(HI)=______，所以化學反應速率____________最大，而________最小(為零);

(2)隨著反應的進行，反應混合物中各組分濃度的變化趨勢為c(H2)______，c(I2)________，而c(HI)__________，從而化學反應速率v正____________，而v逆________;

(3)當反應進行到v正與v逆________時，此可逆反應就達到了平衡，若保持外界條件不變時，反應混合物中各組分的物質的量、物質的量濃度、質量分數(shù)、體積分數(shù)、反應物的轉化率和生成物的產(chǎn)率及體系的總壓強(或各組分的分壓)都將________。

答案　(1)aV mol?L-1　bV mol?L-1　0　v正　v逆

(2)減小　減小　增大　減小　增大

(3)相等　保持不變

10.有A、B、C三種氣體，若起始時取1 mol A與2 mol B發(fā)生反應：A+2B 2C，達到平衡時，c(A)、c(B)、c(C)之比等于v(A)、v(B)、v(C)之比，則達到平衡時A的物質的量是__________。

答案　0.5 mol

解析　根據(jù)反應的化學方程式知，v(A)∶v(B)∶v(C)=1∶2∶2，則c(A)∶c(B)∶c(C)=1∶2∶2，此時可判斷c(B)=c(C)，因為此反應中B的消耗量等于C的生成量，又等于B的剩余量，則B消耗了原來的一半，即1 mol，同時A消耗了0.5 mol。

11.將一定量的SO2和含0.7 mol氧氣的空氣(忽略CO2)放入一定體積的密閉容器中，550 ℃時，在催化劑作用下發(fā)生反應：2SO2+O2 2SO3(正反應放熱)。反應達到平衡后，將容器中的混合氣體通過過量NaOH溶液，氣體體積減少了21.28 L;再將剩余氣體通過焦性沒食子酸的堿性溶液吸收O2，氣體的體積又減少了5.6 L(以上氣體體積均為標準狀況下的體積)。(計算結果保留一位小數(shù))

請回答下列問題：

(1)判斷該反應達到平衡狀態(tài)的標志是________。(填字母)

a.SO2和SO3濃度相等

b.SO2百分含量保持不變

c.容器中氣體的壓強不變

d.SO3的生成速率與SO2的消耗速率相等

e.容器中混合氣體的密度保持不變

(2)欲提高SO2的轉化率，下列措施可行的是

________________________________________________________________________。

(填字母)

a.向裝置中再充入N2

b.向裝置中再充入O2

c.改變反應的催化劑

d.升高溫度

(3)求該反應達到平衡時SO2的轉化率(用百分數(shù)表示)。

(4)若將平衡混合氣體的5%通入過量的BaCl2溶液，生成沉淀多少克?

答案　(1)bc　(2)b　(3)消耗氧氣的物質的量：

0.7 mol-5.6 L22.4 L?mol-1=0.45 mol

反應的n(SO2)=0.45 mol×2=0.9 mol，生成的n(SO3)=0.9 mol

SO2和SO3的物質的量之和：21.28 L22.4 L?mol-1=0.95 mol

反應前SO2的物質的量為：0.95 mol

SO2的轉化率：0.9 mol0.95 mol×100%=94.7%

(4)在給定條件下溶液呈強酸性，不會產(chǎn)生BaSO3沉淀，因此m(BaSO4)=0.90 mol×5%×233 g?mol-1=10.5 g

解析　(1)由定義判斷b正確;由于恒溫恒容下的非等體積反應，壓強不變說明氣體的總物質的量不變，反應達平衡，c正確;由ρ=mV中m和V都是定值，故ρ也始終不變，無法判斷是否達到平衡，e錯誤;SO2和SO3的濃度大小關系不能作為平衡判定標志，a錯;d中SO3的生成速率和SO2的消耗速率任意時間點都相等，d錯。

(2)由化學平衡的影響因素可知：恒容下充入N2不改變反應混合物各成分濃度，平衡不移動;充入O2則增大了反應物O2的濃度，提高了SO2的轉化率;催化劑不改變平衡，無法影響SO2的轉化率;升高溫度會使平衡逆向移動，降低SO2的轉化率。

(3)由信息知消耗氧氣的物質的量：0.7 mol-5.6 L22.4 L?mol-1=0.45 mol;②反應達平衡時SO2和SO3的總物質的量為：21.28 L22.4 L?mol-1=0.95 mol，因為SO2和SO3的消耗和生成關系為1∶1，所以初始SO2的總量也是0.95 mol;③反應的n(SO2)=0.45 mol×2=0.9 mol，生成的n(SO3)=0.9 mol。

所以α(SO2)=0.9 mol0.95 mol×100%=94.7%。

(4)在給定條件下，溶液呈強酸性，BaSO3不會沉淀，因此m(BaSO4)=0.9 mol×5%×233 g?mol-1=10.5 g。

第3課時　化學平衡常數(shù)

[目標要求]　1.知道化學平衡常數(shù)的含義。2.能運用化學平衡常數(shù)對化學反應進行程度的判斷。3.能利用化學平衡常數(shù)計算反應物的轉化率。

一、化學平衡常數(shù)

1.表達式

對于一般的可逆反應：aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，當在一定溫度下達到化學平衡狀態(tài)時，平衡常數(shù)的表達式為：K=cc?C??cd?D?ca?A??cb?B?。

2.意義

(1)K值越大，說明正反應進行的程度越大，反應物的轉化率越大;反之就轉化越不完全，轉化率就越小。

(2)K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關。

二、反應物的平衡轉化率

1.定義

物質在反應中轉化量與起始量的比值。

2.表達式

α=Δnn始×100%=Δcc始×100%。

3.意義

反應物的平衡轉化率表示在一定溫度和一定起始濃度下反應進行的限度。

知識點一　化學平衡常數(shù)

1.關于化學平衡常數(shù)的敘述，正確的是()

A.只與化學反應方程式本身和溫度有關

B.只與反應的溫度有關

C.與化學反應本身和溫度有關，并且會受到起始濃度的影響

D.只與化學反應本身有關，與其他任何條件無關的一個不變的常數(shù)

答案　A

解析　大量實驗證明，化學平衡常數(shù)決定于兩個方面的因素：化學反應的本身和反應體系的溫度，與起始濃度等其他外界條件沒有任何關系。

2.1 000 K時反應C(s)+2H2(g) CH4(g)的K=8.28×107，當各氣體物質的量濃度分別為H2 0.7 mol?L-1、CH4 0.2 mol?L-1時，上述反應()

A.正向移動 B.逆向移動 C.達到平衡 D.不一定

答案　A

解析　Q=0.2?0.7?2=0.408

Q

知識點二　轉化率

3.在某溫度下，將2 mol A和3 mol B充入一密閉容器中發(fā)生反應：aA(g)+B(g) C(g)+D(g)，5 min后達平衡。已知各物質的平衡濃度關系為c(A)a?c(B)=c(C)?c(D)。若在溫度不變的情況下，將容器的容積擴大為原來的10倍，A的轉化率不發(fā)生變化，則B的轉化率為()

A.60% B.24% C.12% D.40%

答案　D

4.在一定條件下，SO2和O2發(fā)生如下反應：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)　ΔH

(1)寫出該反應的化學平衡常數(shù)表達式K=________。

(2)降低溫度，該反應的K值________(填“增大”、“減小”或“不變”，下同)，二氧化硫的轉化率________，化學反應速率________。

答案　(1)c2?SO3?c2?SO2??c?O2?　(2)增大　增大　減小

解析　(1)化學平衡常數(shù)是指在一定溫度下，達到平衡的可逆反應里生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比，故K=c2?SO3?c2?SO2??c?O2?。

(2)降低溫度，平衡向正反應方向移動，反應物濃度減小，生成物濃度增大，故K值增大，二氧化硫轉化率增大，但化學反應速率隨溫度的降低而減小。(有關化學平衡移動的知識下節(jié)介紹)

知識點三　化學平衡計算

5.在一定溫度下，一定體積的密閉容器中有如下平衡：H2(g)+I2(g) 2HI(g)。已知H2

和I2的起始濃度均為0.1 mol?L-1，達到平衡時，HI的濃度為0.16 mol?L-1。若H2和I2的起始濃度變?yōu)?.2 mol?L-1，則平衡時H2的濃度(mol?L-1)是()

A.0.16 B.0.08 C.0.04 D.0.02

答案　C

解析　由于開始時HI的濃度為0，平衡時HI的濃度為0.16 mol?L-1，故反應中H2和I2的濃度都減小了0.08 mol?L-1，H2、I2、HI的平衡濃度分別為0.02 mol?L-1、0.02 mol?L-1、0.16 mol?L-1，則H2+I2 2HI的化學平衡常數(shù)為：K=0.1620.02×0.02=64，若H2和I2的起始濃度變?yōu)?.2 mol?L-1，設達到平衡時H2的濃度減少了x mol?L-1，則：

H2　+　I2　??　2HI

開始濃度(mol?L-1)　0.2　 　0.20

變化濃度(mol?L-1)　xx2x

平衡濃度(mol?L-1)　0.2-x　0.2-x2x

將平衡濃度代入平衡常數(shù)表達式：?2x?2?0.2-x?2=64，解得x=0.16 mol?L-1，故平衡時H2的濃度是0.2 mol?L-1-0.16 mol?L-1=0.04 mol?L-1。

練基礎落實

1.對于3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2(g)，反應的化學平衡常數(shù)的表達式為()

A.K=c?Fe3O4??c?H2?c?Fe??c?H2O? B.K=c?Fe3O4??c4?H2?c?Fe??c4?H2O?

C.K=c4?H2O?c4?H2? D.K=c4?H2?c4?H2O?

答案　D

解析　平衡常數(shù)是生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值，但固體濃度視為1，不寫入平衡常數(shù)計算式中。

2.在可逆反應中，平衡常數(shù)與反應進行的限度關系正確的是()

A.K越大，反應程度越大

B.K越大，反應程度越小

C.K的大小與反應程度無關

D.升高溫度，K增大

答案　A

解析　對于給定的可逆反應體系，化學平衡常數(shù)越大，反應進行的程度越大，A項正確;化學平衡常數(shù)與溫度升降的關系視具體反應而定，對于放熱反應，溫度越高，K越小;對于吸熱反應，溫度越高，K越大。

3.2 000 K時，反應CO(g)+12O2(g) CO2(g)的平衡常數(shù)為K，則相同溫度下反應

2CO2(g) 2CO(g)+O2(g)的平衡常數(shù)K′為()

A.1K B.K2 C.1K2 D.1K12

答案　C

解析　平衡常數(shù)與化學方程式的寫法有關，對于以上兩個反應：K=c?CO2?c?CO??c12?O2?，K′=c2?CO??c?O2?c2?CO2?，所以K′=1K2。

4.298 K時，各反應的平衡常數(shù)如下：

①N2(g)+O2(g) 2NO(g)，K=1×10-30;

②2H2(g)+O2(g) 2H2O(g)，K=2×1081;

③2CO2(g) 2CO(g)+O2(g)，K=4×10-92

則常溫下，NO、H2O、CO2這三個化合物分解放氧的傾向最大的是()

A.① B.② C.③ D.無法判斷

答案　A

解析　要判斷NO、H2O、CO2這三個化合物分解放氧的傾向，則必須求出各個分解放氧反應的平衡常數(shù)，然后比較大小即可。由計算可知：

①2NO(g) N2(g)+O2(g)，K=1×1030

②2H2O(g) 2H2(g)+O2(g)，K=5×10-82

③2CO2(g) 2CO(g)+O2(g)，K=4×10-92

平衡常數(shù)越大，表示反應進行得越徹底，因此反應①即NO分解放氧的傾向最大。

練方法技巧

5.已知可逆反應：M(g)+N(g) P(g)+Q(g)　ΔH>0，請回答下列問題：

(1)在某溫度下，反應物的起始濃度分別為：c(M)=1 mol?L-1，c(N)=2.4 mol?L-1。達到平衡后，M的轉化率為60%，此時N的轉化率為________;

(2)若反應溫度升高，M的轉化率________(填“增大”、“減小”或“不變”);

(3)若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為：c(M)=4 mol?L-1，c(N)=a mol?L-1;達到平衡后，c(P)=2 mol?L-1，a=________。

(4)若反應溫度不變，反應物的起始濃度為：c(M)=c(N)=b mol?L-1，達到平衡后，M的轉化率為________。

思路點撥：解答本題要把握以下兩點：

(1)運用三段式求出平衡轉化率。

(2)溫度不變平衡常數(shù)不變。

答案　(1)25%　(2)增大　(3)6　(4)41.4%

解析　M(g)　+　N(g) P(g)　+　Q(g)

起始濃度?mol?L-1?12.4　 0　 0

轉化濃度?mol?L-1?　1×60%　1×60%　1×60%　 1×60%

平衡濃度?mol?L-1?0.4 　1.8　0.6　 　0.6

N的轉化率為0.6 mol?L-12.4 mol?L-1×100%=25%。

(2)由于該反應正反應吸熱，溫度升高，K增大，平衡右移，則M的轉化率增大。

(3)溫度不變，平衡常數(shù)不變，K=0.6×0.60.4×1.8=2×2?4-2?×?a-2?=12，a=6。

(4)根據(jù)(3)的結果，設M的轉化率為x，則K=bx×bxb?1-x?×b?1-x?=12，則x1-x=12，x=41.4%。

6.某溫度下，將H2和I2各0.1 mol的氣態(tài)混合物充入10 L的密閉容器中，充分反應達到平衡后，測得c(H2)=0.008 mol?L-1。

(1)求該反應的平衡常數(shù)。

(2)在上述溫度下，該容器中若通入H2和I2蒸氣各0.2 mol，試求達到化學平衡狀態(tài)時各物質的濃度。

答案　(1)平衡常數(shù)為0.25

(2)c(H2)=c(I2)=0.016 mol?L-1，c(HI)=0.008 mol?L-1

解析　(1)依題意可知，平衡時c(H2)=0.008 mol?L-1，消耗c(H2)=0.002 mol?L-1，生成c(HI)=0.004 mol?L-1

H2　+　I2　??　2HI

起始時各物質濃度(mol?L-1)　0.010.01　 0

平衡時各物質濃度(mol?L-1)　0.008　 0.0080.004

K=c2?HI?c?H2??c?I2?=?0.004?2?0.008?2=0.25。

(2)依題意可知，c(H2)=0.02 mol?L-1，c(I2)=0.02 mol?L-1。

設H2的消耗濃度為x，則：

H2　+　I2　 ??2HI

平衡時物質濃度(mol?L-1)　0.02-x　0.02-x2x

因為K不隨濃度發(fā)生變化，只與溫度有關，則有：

K=c2?HI?c?H2??c?H2?=?2x?2?0.02-x?2=0.25，

解得x=0.004 mol?L-1。

平衡時c(H2)=c(I2)=0.016 mol?L-1，

c(HI)=0.008 mol?L-1。

7.合成氨反應N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)在某溫度下達到平衡時，各物質的濃度是c(N2)=3 mol?L-1，c(H2)=9 mol?L-1，c(NH3)=4 mol?L-1，求：

①該溫度時的平衡常數(shù);②N2、H2的起始濃度。

答案　①K=7.32×10-3

②c(N2)=5 mol?L-1　c(H2)=15 mol?L-1

解析　K=c2?NH3?c?N2??c3?H2?=423×93=7.3×10-3

N2+3H2?? 2NH3

起始　xy　 0

平衡　3 mol?L-1　9 mol?L-1　 4 mol?L-1

Δcx-3 moly-9 mol?L-14 mol?L-1

x-34=12　x=5 mol?L-1

y-94=32　y=15 mol?L-1

8.在一個容積為500 mL的密閉容器中，充入5 mol H2和2 mol CO。在一定溫度和一定壓強下，發(fā)生如下反應：

2H2(g)+CO(g) CH3OH(g)，經(jīng)過5 min后達到平衡狀態(tài)。若此時測得CH3OH蒸氣的濃度為2 mol?L-1，求：

(1)以H2的濃度變化表示的該反應的速率;

(2)達平衡時CO的轉化率;

(3)該溫度下的K。

答案　(1)v(H2)=0.8 mol?L-1?min-1

(2)50%

(3)0.028L2?mol-2

解析　設CO反應的濃度為x，則H2反應的濃度為2x，由題意可得：

c(起始H2)=5 mol/0.5 L=10 mol?L-1，

c (起始CO)=2 mol/0.5 L=4 mol?L-1，

2H2(g)　+CO(g)??CH3OH(g)

起始濃度：10 mol?L-1 4 mol?L-1　0

反應濃度：2x x 2 mol?L-1

平衡濃度：10-2x 4-x 2 mol?L-1

解得：x=2 mol?L-1

10-2x=6 mol?L-1

4-x=2 mol?L-1

(1)v(H2)=Δc(H2)/t=4 mol?L-1/5 min

=0.8 mol?L-1?min-1

(2)α(CO)=c(反應CO)/c(起始CO)×100%

=2 mol?L-1/4 mol?L-1×100%=50%

(3)K=c?CH3OH?c?CO??c2?H2?=22×62L2?mol-2=0.028 L2?mol-2

練綜合拓展

9.氨是重要的氮肥，合成原理為：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ?mol-1?；卮鹣铝袉栴}：

(1)寫出平衡常數(shù)K的表達式_______________________________________________，

如果降低溫度，該反應K值____________，化學反應速率______，N2的轉化率______。(填“增大”、“減小”或“不變”)

(2)在500℃、20 MPa時，將N2、H2置于一個容積為2 L的密閉容器中發(fā)生反應，反應過程中各種物質的物質的量隨時間的變化如圖所示，回答下列問題：

① 10 min內(nèi)以NH3表示的平均反應速率為

________________________________________________________________________

________________。

②在10～20 min內(nèi)，NH3濃度變化的原因可能是()

A.使用了催化劑 B.縮小容器體積

C.降低溫度 D.增加NH3物質的量

③第1次平衡的時間為：____________，第2次平衡的時間為：____________，第1次平衡：平衡常數(shù)K1=________________________________________________________

(帶數(shù)據(jù)的表達式)，第2次平衡時NH3的體積分數(shù)__________;

④在反應進行至25 min時，曲線發(fā)生變化的原因：

________________________________________________________________________

________________，達第二次平衡時，新平衡的平衡常數(shù)K2______K1(填“大于”、“小于”或“等于”)。

答案　(1)K=c2?NH3?c?N2??c3?H2?　增大　減小　增大

(2)①0.005 mol?L-1?min-1?、贏

③20～25 min　35～40 min　?0.15?20.125×?0.075?3　45.5%

④移走0.1 mol NH3　等于

高二化學《化學反應進行的方向》教學設計

高二化學《化學反應進行的方向》教學設計

一、教學內(nèi)容分析1、課標中的內(nèi)容《化學反應原理》主題2化學反應速率和化學平衡，第5點：能用焓變和熵變說明化學反應的方向。2、教材中的內(nèi)容本節(jié)內(nèi)容介紹了"焓判據(jù)、熵判據(jù)及自由能（△G=△H-T△S）"知識，有一定難度。人教版教材將本節(jié)內(nèi)容安排在學生學習了化學反應及其能量變化、化學反應速率、化學平衡之后以知識介紹的方式呈現(xiàn)出來，讓學生了解決定反應進行方向的因素不是單一的焓變，熵變也是決定因素之一。教材從學生已有的知識和生活經(jīng)驗出發(fā)，分四個層次就化學反應的方向進行了介紹。第一，以學生熟悉的自發(fā)進行的放熱反應為例，介紹化學反應有向能量降低的方向自發(fā)進行的傾向--焓判據(jù)；以生活現(xiàn)象為例，說明混亂度（熵）增加是自然界的普遍規(guī)律，也是化學反應自發(fā)進行的一種傾向--熵判據(jù)。第二，用實例說明單獨運用上述判據(jù)中的任一種，都可能出現(xiàn)錯誤，都不是全面的。第三，要正確的判斷化學反應的方向，需要綜合考慮焓變和熵變的復合判據(jù)。第四，簡單介紹了自由能判據(jù)的結論性內(nèi)容。二、教學目標1、知識與技能：　（1）理解化學反應方向判斷的焓判據(jù)及熵判據(jù)；?。?）能用焓變和熵變說明化學反應的方向。2、過程與方法：通過學生已有知識及日常生活中的見聞，使學生構建化學反應方向的判據(jù)。學會運用比較、歸納、概括等方法對信息進行加工，構建新知識。3、情感態(tài)度與價值觀：通過本節(jié)內(nèi)容的學習，使學生體會事物的發(fā)展、變化常常受多種因素的制約，要全面分析問題。三、教學的重點和難點焓減和熵增與化學反應方向的關系四、教學方法1、應用討論交流的方法調(diào)動學生的積極性，充分發(fā)揮學生的想象力；2、啟發(fā)學生學會歸納、概括，對信息進行加工，得出結論；3、注重從學生已有知識及日常生活的經(jīng)驗上構建新知識。五、教學過程[聯(lián)想、質疑]汽車尾氣中的主要污染物是一氧化氮以及燃料不完全燃燒所產(chǎn)生的一氧化碳，它們是現(xiàn)代城市中的大氣污染物，為了減輕大氣污染，人們提出通過以下反應來處理汽車尾氣：2NO（g）+2CO（g）=N2（g）+2CO2（g），你能否判斷這一方案是否可行？理論依據(jù)是什么？[課的引入]上述問題是化學反應的方向的問題。反應進行的方向、快慢和限度是化學反應原理的三個重要組成部分。通過前三節(jié)的學習和討論，我們已經(jīng)初步解決了后兩個問題，即反應的快慢和限度問題，這節(jié)課我們來討論反應的方向的問題。[設問]根據(jù)生活經(jīng)驗，舉例說說我們見過的自發(fā)過程（在一定條件下不需外力作用就能自動進行的過程）。[學生討論]......[總結]生活中的自發(fā)過程很多，如：水由高處往低處流，自由落體，電流由電位高的地方向電位低的地方流，鐵器暴露于潮濕的空氣中會生銹，室溫下冰塊會融化，......這些都是自發(fā)過程，它們的逆過程是非自發(fā)的?？茖W家根據(jù)體系存在著力圖使自身能量趨于"最低"和由"有序"變?yōu)?無序"的自然現(xiàn)象，提出了互相關聯(lián)的焓判據(jù)和熵判據(jù)，為反應方向的判斷提供了必要的依據(jù)。[板書]一、反應方向的焓判據(jù)。[交流討論]19世紀的化學家們曾認為決定化學反應能否自發(fā)進行的因素是反應熱：放熱反應可以自發(fā)進行，而吸熱反應則不能自發(fā)進行。你同意這種觀點嗎？結合曾經(jīng)學習的反應舉例說明。[學生討論交流]......[匯報交流結果]我們知道的反應中下列反應可以自發(fā)進行：NaOH（aq）+HCl（aq）=NaCl（aq）+H2O（aq）△H=-56KJ/mol；2Na（s）+2H2O（l）=2NaOH（aq）+H2（g）；Al（s）+HCl（aq）=AlCl3（aq）+H2（g）；CaO（s）+H2O（l）=Ca（OH）2（aq）......[追問]上述反應是吸熱還是放熱？[學生回答后總結、板書]焓判據(jù)：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。[指出]多數(shù)自發(fā)進行的化學反應是放熱反應，但也有不少吸熱反應能自發(fā)進行。如：N2O5（g）=4NO2（g）+O2（g）△H=＋56.7KJ/mol；NH4HCO3（s）+CH3COOH（aq）=CO2（g）+CH3COONH4（aq）+H2O（l）△H=＋37.3KJ/mol；因此，反應焓變是與反應能否自發(fā)進行有關的一個因素，但不是唯一因素。[板書]二、反應方向的熵判據(jù)。[交流討論]我們知道，固體硝酸銨溶于水要吸熱，室溫下冰塊的溶解要吸熱，兩種或兩種以上互不反應的氣體通入一密閉容器中，最終會混合均勻，這些過程都是自發(fā)的，與焓變有關嗎？是什么因素決定它們的溶解過程能自發(fā)進行？[閱讀思考]課本P37相關內(nèi)容。[匯報交流、自主學習成果]上述自發(fā)過程與能量狀態(tài)的高低無關，受另一種能夠推動體系變化的因素的影響，即體系有從有序自發(fā)地轉變?yōu)闊o序的傾向。[總結、板書]熵判據(jù)：體系有自發(fā)地向混亂度增加（即熵增）方向轉變的傾向。[釋疑]如何理解"熵"的含義？[板書]混亂度：表示體系的不規(guī)則或無序狀態(tài)。[指出]混亂度的增加意味著體系變得更加無序。[板書]熵：熱力學上用來表示混亂度的狀態(tài)函數(shù)。[指出]體系的有序性越高，即混亂度越低，熵值就越小。有序變?yōu)闊o序--熵增的過程。[板書]熵值的大小判斷：（1）氣態(tài)液態(tài)固態(tài)（2）與物質的量成正比[板書]反應熵變△S=反應產(chǎn)物總熵-反應物總熵[講述]產(chǎn)生氣體的反應，氣體物質的量增大的反應，△S通常為正值，為熵增加反應，反應自發(fā)進行。[學與問]發(fā)生離子反應的條件之一是生成氣體。試利用上面講的熵判據(jù)加以解釋，由此你對于理論的指導作用是否有新的體會。[指出]有些熵減小的反應在一定條件下也可以自發(fā)進行，如：-10℃的液態(tài)水會自動結冰成為固態(tài)，就是熵減的過程（但它是放熱的）；2Al（s）+Fe2O3（s）=Al2O3（s）+2Fe（s）△S=-39.35J·mol-1·K-1。因此，反應熵變是與反應能否自發(fā)進行有關的又一個因素，但也不是唯一因素。[板書]三、焓變與熵變對反應方向的共同影響。[講述]在一定條件下，一個化學反應能否自發(fā)進行，既與反應焓變有關，又與反應熵變有關。研究表明，在恒溫、恒壓下，判斷化學反應自發(fā)性的判據(jù)是：[板書]體系自由能變化（△G、單位：KJ/mol）：△G=△H-T△S[指出]體系自由能變化綜合考慮了焓變和熵變對體系的影響。[板書]△H-T△S0反應能自發(fā)進行；△H-T△S=0反應達到平衡狀態(tài)；△H-T△S0反應不能自發(fā)進行。[展示][舉例]對反應CaCO3（s）=CaO（s）+CO2（g）△H=+178.2KJ·mol-1△S=+169.6J·mol-1·K-1室溫下，△G=△H-T△S=178.2KJ·mol-1-298K×169.6×10-3KJ·mol-1·K-1=128KJ·mol-10因此，室溫下反應不能自發(fā)進行；如要使反應自發(fā)進行，則應使△H-T△S0，則T△H/△S=178.2KJ·mol-1/0.1696KJ·mol-1·K-1=1051K。[知識應用]本節(jié)課一開始提出處理汽車尾氣的反應：　2NO（g）+2CO（g）=N2（g）+2CO2（g），已知，298K、101KPa下，該反應△H=-113.0KJ·mol-1，△S=-143.5J·mol-1·K-1則△G=△H-T△S=-69.68KJ·mol-10因此，室溫下反應能自發(fā)進行。[指出]但該反應速率極慢，需要使用催化劑來加速反應。[總結]能量判據(jù)和熵判據(jù)的應用：1、由能量判據(jù)知∶放熱過程（△H﹤0）常常是容易自發(fā)進行；2、由熵判據(jù)知∶許多熵增加（△S﹥0）的過程是自發(fā)的；3、很多情況下，簡單地只用其中一個判據(jù)去判斷同一個反應，可能會出現(xiàn)相反的判斷結果，所以我們應兩個判據(jù)兼顧。由能量判據(jù)（以焓變?yōu)榛A）和熵判據(jù)組合成的復合判據(jù)（體系自由能變化：△G=△H-T△S）將更適合于所有的反應過程；4、過程的自發(fā)性只能用于判斷過程的方向，不能確定過程是否一定會發(fā)生和過程的速率；5、在討論過程的方向時，我們指的是沒有外界干擾時體系的性質。如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現(xiàn)相反的結果；6、反應的自發(fā)性也受外界條件的影響。[課堂練習]1．下列說法正確的是（）A．凡是放熱反應都是自發(fā)的，由于吸熱反應都是非自發(fā)的；B．自發(fā)反應一定是熵增大，非自發(fā)反應一定是熵減少或不變；C．自發(fā)反應在恰當條件下才能實現(xiàn)；D．自發(fā)反應在任何條件下都能實現(xiàn)。2．自發(fā)進行的反應一定是（）A．吸熱反應；B．放熱反應；C．熵增加反應；D．熵增加或者放熱反應。3．下列說法正確的是（）A．放熱反應一定是自發(fā)進行的反應；B．吸熱反應一定是非自發(fā)進行的；C．自發(fā)進行的反應一定容易發(fā)生；D．有些吸熱反應也能自發(fā)進行。4．250C和1.01×105Pa時，反應2N2O5（g）=4NO2（g）+O2（g）△H=＋56.76kJ/mol，自發(fā)進行的原因是（）A．是吸熱反應；B．是放熱反應；C．是熵減少的反應；D．熵增大效應大于能量效應。5．下列過程屬于熵增過程的是（）A．硝酸鉀溶解在水里面；B．氨氣和氯化氫反應生成氯化銨晶體；C．水蒸氣凝結為液態(tài)的水；D．(NH4)2CO3分解生成二氧化碳、氨氣和水。6．以下自發(fā)反應可用能量判據(jù)來解釋的是()A．硝酸銨自發(fā)地溶于水；B．2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g)△H=+56.7kJ/mol；C．(NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g)△H=+74.9kJ/mol；D．2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△H=-571.6kJ/mol。[布置作業(yè)]廣州市教研室編的《高中化學基礎訓練》中《化學反應進行的方向》一節(jié)內(nèi)容。

高二化學教案：《化學反應速率》教學設計

本文題目：高二化學第二章教案：化學反應速率

第一節(jié) 化學反應速率

教學過程：

1.定義：用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生成物的濃度增加來表示。

若濃度用物質的量(C)來表示，單位為：mol/L，時間用t來表示，單位為：秒(s)或分(min)或小時(h)來表示，則化學反應速率的數(shù)學表達式為：

V == △C/ t 單位是：mol/(L?s) 或 mol/(L?min) 或 mol/(L?h)

化學反應速率是用單位時間內(nèi)反應物或生成物的量變化來表示，通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數(shù)學表達式可表示為

【例題】在2L的密閉容器中，加入1mol和3mol的H2和N2，發(fā)生 N2 + 3H2 2NH3 ，在2s末時，測得容器中含有0.4mol的NH3，求該反應的化學反應速率。

解： N2 + 3H2 2NH3

起始量(mol)： 1 3 0

2s末量(mol)： 1-0.2 3-0.6 0.4

變化量(mol)： 0.2 0.6 0.4

則 VN2==0.2/2×2==0.05 mol/(L?s) VH2==0.6/2×2==0.15 mol/(L?s)

VNH3==0.4/2×2==0.1 mol/(L?s)

【明確】理解化學反應速率的表示方法時應注意的幾個問題：

1.上述化學反應速率是平均速率，而不是瞬時速率。

2.無論濃度的變化是增加還是減少，一般都取正值，所以化學反應速率一般為正值。

3.對于同一個反應來說，用不同的物質來表示該反應的速率時，其數(shù)值不同，但每種物質都可以用來表示該反應的快慢。

4.在同一個反應中，各物質的反應速率之比等于方程式中的系數(shù)比。即：

VN2 ：VH2 ： VNH3 ==== 1 ：3 ：2

5.對于在一個容器中的一般反應 aA + bB == cC + dD來說有：

VA ：VB ：VC ：VD === △CA ：△CB ：△CC ：△CD === △nA ：△nB ：△nC ：△nD

==== a ：b ：c ：d

6.用化學反應速率來比較不同反應進行得快慢或同一反應在不同條件下反應的快慢時，應選擇同一物質來比較。例如：

可逆反應A(g)+ B(g) C(g)+ D(g) ，在四種不同情況下的反應速率如下，其中反應進行得最快的是( B )

A. VA==0.15mol/L?min B. VB==0.6 mol/L?min C. VC==0.4 mol/L?min D.VD==0.01 mol/L?s

對化學反應速率要注意以下幾個問題：

1、物質濃度是物質的量濃度以mol/L為單位，時間單位通?？捎胹、min、h表示，因此反應速率的與常見單位一般為mol/(l?s)、mol/(l?mon)或mol/(l?h)。

2、化學反應速率可用反應體系中一種反應物或生成物濃度的變化來表示，一般是以最容易測定的一種物質表示之，且應標明是什么物質的反應速率。

3、用不同的物質表示同一時間的反應速率時其數(shù)值可能不同，但表達的意義是相同的，各物質表示的反應速率的數(shù)值有相互關系，彼此可以根據(jù)化學方程式中的各化學計量數(shù)進行換算：

對于反應 來說，則有 。

4、一般說在反應過程中都不是等速進行的，因此某一時間內(nèi)的反應速率實際上是這一段時間內(nèi)的平均速率。

高二化學教案：《化學反應限度》教學設計

一名優(yōu)秀的教師在教學時都會提前最好準備，教師要準備好教案，這是教師的任務之一。教案可以保證學生們在上課時能夠更好的聽課，幫助教師在教學期間更好的掌握節(jié)奏。優(yōu)秀有創(chuàng)意的教案要怎樣寫呢？小編經(jīng)過搜集和處理，為您提供高二化學教案：《化學反應限度》教學設計，僅供參考，希望能為您提供參考！

一、復習鞏固

反應條件對化學平衡的影響

（1）溫度的影響。

升高溫度，化學平衡向吸熱方向移動；

降低溫度，化學平衡向放熱方向移動。

（2）濃度的影響。

增大反應物濃度或減小生成物濃度，化學平衡向正反應方向移動；

減小反應物濃度或增大生成物濃度，化學平衡向逆反應方向移動。

（3）壓強的影響。

增大壓強，化學平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動；

減小壓強，化學平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動。

（4）催化劑。

加入催化劑，化學平衡不移動。

二、知識梳理

考點1：化學平衡常數(shù)

1.概念：對于一定條件下的可逆反應（aA+bB cC+dD），達到化學平衡時，生成物濃度的乘冪的乘積與反應物濃度的乘冪的乘積之比為一常數(shù)，記作Kc，稱為化學平衡常數(shù)(濃度平衡常數(shù))。

2.數(shù)學表達式：

如果反應物和生成物均為氣體，當達到化學平衡時，將由各物質平衡分壓算得的平衡常數(shù)稱為壓強平衡常數(shù)。

濃度平衡常數(shù)和壓強平衡常數(shù)均稱為化學平衡常數(shù)。

注意：（1）對于有純固體或溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數(shù)的表達式中。

（2）化學平衡常數(shù)只與溫度有關，與反應物或生成物的濃度無關。

3.化學平衡常數(shù)的應用及意義：

平衡常數(shù)的大小化學反應可能進行的程度（即反應限度）；平衡常數(shù)的數(shù)值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，它正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越大；反之，反應轉化得越不完全，反應物轉化率就越小。

4.影響因素：只與溫度有關，而與濃度無關。

考點2：平衡轉化率

對于化學反應：mA＋nBpC＋qD，反應物A的平衡轉化率可表示為：

考點3：化學反應限度：

考點4：“三段式法”解答化學平衡計算題

1．步驟

（1）寫出有關化學平衡的反應方程式。

（2）確定各物質的起始濃度、轉化濃度、平衡濃度。

（3）根據(jù)已知條件建立等式關系并做解答。

2．方法

如mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質的量濃度分別為a mol/L、b mol/L，達到平衡后消耗A的物質的量濃度為mx mol/L。

mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)

起始(mol/L) ab 0　0

變化(mol/L) mx nx px qx

平衡(mol/L) a－mx b－nx px qx

化學反應

平衡常數(shù)

溫度

973K

1173K

①Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)

K1

1.47

2.15

②Fe(s)＋H2O(g)FeO(s)＋H2(g)

K2

2.38

1.67

③CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)

K3

？

？

（1）反應①是________(填“吸熱”或“放熱”)反應。

（2）寫出反應③的平衡常數(shù)K3的表達式_______________________________________。

（3）根據(jù)反應①②③可推導出K1、K2與K3之間的關系，則K3＝________(用K1、K2表示)。

（4）要使反應③在一定條件下建立的平衡向逆反應方向移動，可采取的措施有________(填寫字母序號)。

A．縮小反應容器的容積

B．擴大反應容器的容積

C．升高溫度

D．使用合適的催化劑

E．設法減小平衡體系中的CO濃度

（5）若反應③的逆反應速率與時間的關系如圖所示：