化学反应的基本原理
第2章化学反应的基本原理
(Fundamentals of Chemical Reactions)
化学是研究物质的组成、结构、性质及其变化规律的科学。在研究化学反应时，人们主要关心化学反应的方向、限度、速率以及化学反应中所伴随发生的能量变化，本章通过对化学热力学、动力学基础知识的学习，要求掌握化学热力学的基本概念、基本原理，能够正确判断化学反应进行的方向、进行的程度以及改变化学反应速率的方法。
2.1化学反应中的能量关系
任何化学反应的发生总是伴随着形式多样的能量变化，如：酸碱中和要放出热量，氯化铵溶于水要吸收热量等。
2.1.1热力学基本概念
（1）体系与环境
在研究化学反应的能量变化关系时，为了研究的方便，常常把研究的对象与周围部分区分开来讨论。在化学上把所研究的对象称为体系（system），而把体系之外的、与体系密切相关的部分称为环境（surrounding）。例如：研究在溶液中的反应，则溶液就是我们研究的体系，而盛溶液的容器以及溶液上方的空气等都是环境。根据体系与环境之间物质和能量的交换情况不同，可以把体系分为以下三类：
敞开体系（open system）：体系与环境之间，既有物质交换，又有能量交换。
封闭体系（close system）：体系与环境之间，没有物质交换，只有能量交换。
孤立体系（isolated system）：体系与环境之间，既没有物质交换，也没有能量交换。
例如：一个盛水的广口瓶，则为一个敞开体系，因为瓶子内外既有能量的交换，又有物质的交换（瓶中水的蒸发和瓶外空气的溶解）；如在此瓶上盖上瓶塞，则此时瓶内外只有能量的交换而无物质的交换，这时成为一个封闭体系；如将上述瓶子换为带盖的杜瓦瓶（绝热），由于瓶内外既无物质的交换，又无能量的交换，则构成一个孤立体系。体系与环境之间可以有确定的界面，也可以是假想存在的界面。体系与环境因研究的对象改变亦可以发生改变。
（2）过程和途径
体系的状态发生变化时，状态变化的经过称为过程(process)。如果体系是在温度恒定的情况下进行变化，则该变化称为“恒温过程”；同理，在压力、体积不变时，分别称为“恒压过程”、“恒容过程”。体系与环境间无热量交换，则称为“绝热过程”。
体系由一种状态变化到另一种状态，可以经由不同的方式，这种从同一始态变到同一终态的不同方式称为途径(path)。因此，可以把体系状态变化的具体方式称为途径。对于每一个变化过程，其途径可以有无限多个。
（3）状态和状态函数
体系的状态（state）是指体系所有物理性质和化学性质的总和。体系的热力学性质包括温度、压力、体积、物质的量及我们将要介绍的热力学能、焓、熵、Gibbs自由能等。
当体系的状态确定时，体系的这些性质也随之确定；反之，体系的这些性质确定时，体系的状态也就确定下来了。
状态函数(state function)是指确定体系状态性质的物理量。如温度、压力等等。体系的状态函数具有一个重要的性质，就是其数值的大小只与体系所处的状态有关。也就是说，在体系从一种状态变化到另一种状态时，状态函数的变化值只与体系的始态和终态有关，而与完成该变化所经历的途径无关。如：一种气体的温度由始态的25℃变到终态的50℃，它变化的途径不论是先从25℃降低温度到0℃，再升高温度到50℃，或者是从25℃直接升高温度到50℃，状态函数的增量ΔT只由体系的终态（50℃）和始态（25℃）所决定，其状态函数的变化结果都是相同的。
（4）热和功
在热力学中，把热(heat)量看作是当体系与环境之间存在温差时，高温物体向低温物体所传递的能量，用符号Q表示。热力学上规定环境向体系传递热量，体系吸热Q＞0，为正值；反之，体系向环境传递热量，体系放热Q＜0，为负值。
我们把除热以外体系与环境间所交换的其他一切形式的能量均称为功(work)，用符号W表示。由于体系的体积变化反抗外力作用而与环境交换的能量称为体积功。例如，许多化学反应是在敞口的容器中进行的，反应时，体系由于体积变化就会对抗外界压力作体积功，与环境进行能量交换，此外还有电功、表面功等。热力学规定环境对体系作功时，W ＞0；体系对环境作功时，W＜0。本章我们主要讨论体积功，
热和功这两个物理量是能量传递的两种形式，它们与变化的途径有关，当体系变化的始态、终态确定后，Q、W随着途径的不同而不同，所以热和功都不是状态函数，只有指明具体途径才能计算变化过程的热和功。热和功的单位均为焦耳（J）。
（5）热力学能
在化学热力学中一般只注意体系内部的能量，称为热力学能（thermodynamic energy），也称内能(internal energy)，用符号U表示，单位是J。热力学能是指体系内分子运动的平动能、转动能、振动能、电子及核的运动能量，以及分子与分子相互吸引与排斥作用所产生的势能等能量的总和。
由于至今人类还不能完全认识微观粒子的全部运动形式，所以热力学能的绝对值还无法知道。但是，实际应用中只要知道热力学能的变化值就足够了。因为热力学能是状态函数，它的变化值只与体系的始、终态有关，而与变化的过程和途径无关，所以热力学能的变化值可以通过体系与环境间交换的能量来度量。
2.1.2化学反应中的能量变化
许多化学反应中都伴随着能量的变化，我们把研究化学反应热效应的科学称为热化学。化学反应热效应是指体系在不做非体积功的等温过程中所放出或吸收的热量，化学反应热效应简称反应热。
（1）热力学第一定律
任何变化过程中能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变，这就是能量守恒与转化定律。将能量守恒与转化定律应用于热力学中即称为热力学第一定律。
若封闭体系在状态1时，体系的热力学能为U1，在状态2时，体系的热力学能为U2，
当体系由状态1变化至状态2时，体系热力学能的变化
ΔU=U2-U1=Q+W(2-1) 式中ΔU为体系热力学能的变化，Q为体系吸收的热量，W为体系所作的体积功。
由于热和功均不是状态函数，所以其数值与变化的过程、途径有关，但热力学能是状态函数，其变化值仅与始态和终态有关，而与变化的过程、途径无关。
（1．1）化学计量数（υ）
某化学反应方程式：a A + m M = g G + d D
若移项表示：即为-a A –m M + g G + d D = 0
随着反应的进行，反应物A、M不断减少，产物G、D不断增加，令：
-a=υA–m=υM g=υG d=υD
代入上式得：υA A +υM M +υG G +υD D = 0
简化为化学计量式的通式：∑
B B B
υ=0 （2-2）
通式中，B表示包含在反应中的分子、原子、离子，而υB为数字或简分数，称为（物质）B的化学计量数（stoichiometric number）。根据规定，反应物的化学计量数为负，而产物的化学计量数为正。这样，υA、υM、υG、υD分别为物质A、M、G、D的化学计量数。
如合成氨反应：N2 + 3H2 = 2NH3
υ(N2)= –1、υ(H2)= –3、υ(NH3)= 2，分别为该方程的计量系数，表明反应中每消耗1mol的N2和3mol的H2必生成2mol的NH3。
（1．2）焓和焓变
在压力恒定的条件下进行的反应，称之为恒压反应，其反应过程中伴随的热量变化称为恒压反应热，以Q p表示。在体积恒定的条件下进行的反应，相应称之为恒容反应热，以Q v表示。
由于大多数反应是在压力恒定下进行的（如：敞口容器内的反应），假设反应的过程中只作体积功，则有W=- pΔV，按热力学第一定律，可得：
ΔU =Q+W=Q p+W
Q p=ΔU- W= U2-U1-（- pΔV）= U2-U1+ p（V2-V1）=( U2+ pV2) -( U1+ pV1)
式中的U、p、V都是状态函数，所以它们的组合( U+ pV)也是状态函数，在热力学上定义H= U+ pV，称为焓（enthalpy），以H表示。焓与热力学能相似，它的绝对值无法确定，但焓的变化值可以求得：
Q p=( U2+ pV2) -( U1+ pV1)=H2-H1=ΔH
即：Q p=ΔH（2-3）ΔH为体系的焓变（change of enthalpy），具有能量单位（J）。即温度一定时，在恒压下只作体积功时，体系的化学反应热效应Q p在数值上等于体系的焓变ΔH。因此焓可以认为是物质的热含量，即物质内部可以转变为热的能量。在热力学上规定，对于放热反应的ΔH＜0，吸热反应的ΔH＞0。
由于在恒压反应中ΔU = Q p+W，而Q p=ΔH ，得：
Q p-ΔU=-W=pΔV，即ΔH-ΔU=-W=pΔV（2-4）对于始态和终态均为液体或固体的反应体系来说，因为体积的变化ΔV不大，可以忽略不计，可以得到：
ΔH ≈ΔU （2-5） 对于有气体参加的反应，p ΔV = p （V 2-V 1）=（n 2-n 1）RT =ΔnRT ，则得：
ΔH =ΔU +ΔnRT （2-6） 式中：n 2：所有气体产物物质的量的总和，n 1：所有气体反应物物质的量的总和。Δn ：反应前后气体物质的量的变化。例如：2H 2(g)+O 2(g)=2H 2O(g)，Δn =2-（1+2）=-1。
对于恒容反应过程，由于ΔV =0，则W=- p ΔV =0，可以得到：
ΔU =Q v （2-7）
即体系恒容过程，化学反应的热效应Q v 在数值上等于体系的热力学能的变化值ΔU 。
（2）热化学方程式
表示化学反应与热效应关系的化学方程式称为热化学方程式。如：
H 2(g)+
2
1O 2(g)????→?kPa K 100,15.298H 2O(g)； Q p =Δr H =-241.82kJ ·mol -1 上式表示在298.15K 、100kPa 下，当1 mol H 2与21 mol O 2反应生成1 mol H 2O(g)时，放出241.82kJ 的热量。Δr H m 称为摩尔反应焓变，下标r （reaction ）表示一般的化学反应，m （molar ）表示摩尔。
反应热效应与许多因素有关，书写热化学方程式时应注意以下几个问题：
①应注明反应的温度和压力等反应条件。如不注明，则为298.15K 、100kPa 。其他温度、压力应注明，因为其对化学反应的焓变值有影响。
热力学中规定了物质的标准状态：气态物质的标准状态是压力为100 kPa 的理想气体。液态或固态物质的标准状态是在100 kPa 压力下，其相应的最稳定的纯物质。对于溶液来
说，溶质的标准状态是它的质量摩尔浓度为1.0mol ·kg -1的溶液，对于稀溶液常近似用溶
质的物质的量浓度1.0 mol ·L -1替代质量摩尔浓度，其压力为100kPa ；把稀溶液的溶剂看
作纯物质，其标准态是标准压力下的纯液体。各物质均处于标准状态时的反应焓变，称为标准反应焓变，以Δr H m 表示之。
以往的标准压力曾长期定为=1atm=101.325kPa ，然而此数值使用时总感不便，为此，国际标准化组织（ISO ）已把标准压力由101.325kPa 改为100kPa （或1bar ），以便更方便采用SI 单位。我国国家技术监督局于1993年公布的国家标准（GB -3100~3102-93）也已作了相应的变动。
②必须注明各反应物与生成物的聚集状态。通常以g 、l 、s 分别表示气、液、固三态，以aq 表示水溶液。因为物质状态不同，反应热效应不同。例如：反应生成的是H 2O （l ）而不是H 2O （g ）时，放出的热量就要多一些，因为水液化时要放出一定能量。
③正确书写反应的化学计量方程式。因为反应的焓变必须和化学计量方程式相对应。
（3）标准摩尔生成焓
反应热效应一般可以通过实验测定得到，但有些复杂反应是难以控制的，因此，有些物质的反应热效应就不易测准，例如，在恒温、恒压下碳不完全燃烧生成CO 的反应。
根据化学反应热效应的定义，反应热效应的大小与反应条件有关。为了便于比较和汇集，一般采用标准状态下的标准摩尔反应焓变表示反应热效应的大小。
标准状态下，由最稳定的单质生成单位物质的量的某物质的焓变，称为该物质的标准摩尔生成焓。用符号Δf H m ”表示标准态，下标“f ”（formation ）表示生成反应，下标“m ”表示摩尔。
根据上述定义，最稳定单质的标准摩尔生成焓等于零。需要注意，当一种元素有两种或两种以上的单质时，只有一种是最稳定的。从书后的标准摩尔生成焓附表中可以看到，碳的两种同素异形体石墨和金刚石中，石墨是碳的稳定单质，它的标准摩尔生成焓等于零。由稳定单质转变为其他形式的单质时，也有焓变。如：
C(石墨)?→?C(金刚石) Δr H =1.897 kJ ·mol -
1 其他常见物质的稳定态为：S 是正交硫，Sn 是白锡，H 2、N 2、O 2、Cl 2是气态，Br 2是液态，而I 2是固态。
标准摩尔生成焓是热化学计算中的重要数据。通过比较相同类型化合物的标准摩尔生成焓数据，可以判断这些化合物的相对稳定性。
（4）盖斯定律
1840年盖斯（Hess G H ）根据大量的实验结果总结出：“任一化学反应，不论是一步完成的，还是分几步完成的，其热效应都是一样的”。这就是盖斯定律。这个定律指出，反应热效应只与反应物和生成物的始态和终态（温度、物质的聚集态和物质的量）有关，而与变化的途径无关。
根据这一定律，可以设计反应过程计算出一些不能用实验方法直接测定的反应热效应。如：
[例2-1]已知反应 C(s)+O 2(g)=CO 2(g) Δr H m1=-393.5kJ ·mol -
1 (1) CO(g)+
21O 2(g)=CO 2(g) Δr H m2=-283.0kJ ·mol -1 (2) 求：反应C(s)+
1O 2(g)=CO(g) 的Δr H m =？
-283.0kJ ·mol -1 解：由盖斯定律可知 Δr H m1Δr H m +Δr H m2
所以 Δr H m =Δr H m1Δr H m2=-393.5-（-283.0）=-110.5 kJ ·mol -1
由此可见，盖斯定律的实质是焓为状态函数，焓变与途径无关。
实际上，根据盖斯定律，我们可以把热化学方程式像代数方程式那样进行运算。即方程式相加（或相减），其热效应的数值也相加（或相减）。
2.1.3 化学反应热的计算
（1）由标准摩尔生成焓计算标准反应焓变
根据盖斯定律，可以利用标准摩尔生成焓来计算各种化学反应的热效应（标准反应焓变）。因为化学反应是质量守恒的，所以用相同种类和数量的单质既可以组成全部的反应物，也可以组成全部的生成物，如果分别知道了反应物和生成物的标准摩尔生成焓，即可求出反应的热效应。
由盖斯定律可以推出化学反应的标准摩尔反应焓变等于生成物的标准摩尔生成焓的
总和减去反应物的标准摩尔生成焓的总和。对于一般的化学反应a A+b B=g G+d D，则若任一物质均处于温度为T的标准状态时，该化学反应的标准摩尔反应焓变为：
Δr H m=ΣυiΔf H m（生成物）+ΣυiΔf H m（反应物）（2-8）式中υi表示反应式中物质的化学计量数（注意化学计量数的正负号），根据有关物质的标准摩尔生成焓，可应用该式计算出反应的标准摩尔反应焓变。
[例2-2]试计算下列反应的Δr H m4NH3(g) + 5O2(g) == 4NO(g) + 6H2O(g)
解：由附录查得：NH3(g) O2(g) NO(g) H2O(g)
Δf H m·mol-1-46.11 0 90.25 -241.82 Δr H m=[4Δf H m(NO)+6Δf H m(H2O)]-[4Δf H m(NH3)+5Δf H m(O2)]
=[4×（90.25）+6×（-241.82）]–[4×(–46.11)+5×0]=–905.48kJ·mol-1要注意，某物质的标准摩尔生成焓除了与反应温度、压力有关外，还与物质本身的聚集状态有关，计算时一定要注意，不能混淆。
（2）由键能估算标准反应焓变
断开气态物质1mol化学键，使之成为气态原子所需要的能量叫键能E。在恒温恒压下，由于一般反应的pΔV比起ΔH是较小的，可用ΔH代替ΔU；因而断开气态物质中1mol 化学键所产生的热效应ΔH可近似等于键能。
化学反应的实质是断开反应物分子的化学键，形成生成物分子的化学键。断开化学键需要吸收能量，形成化学键要放出能量，通过化学键的断开与形成，应用键能的数据，可以近似估算化学反应热效应。
[例2-3]计算乙烯与水作用制备乙醇的反应热效应C2H4（g）+ H2O （g）= C2H5OH（g）
解：已知有关键能数据如下：E C=C=615.05 kJ·mol-1E C-H=413.38 kJ·mol-1E O-H=462.75 kJ·mol-1
E C-C=347.69 kJ·mol-1E C-O=351.46kJ·mol-1
反应过程中，断开的键有：4个C-H键；1个C=C键；2个O-H键。
形成的键有：5个C-H键；1个C-C键；1个C-O键；1个O-H键。
Δr H m=（4×E C-H+ E C=C+2×E O-H）－（5×E C-H+ E C-C+ E C-O+ E O-H）
=（4×413.38+615.05+2×462.75）－（5×413.38+347.69+351.46+462.75）
=－34.73 kJ·mol-1
由此可知，化学反应的热效应近似等于所有反应物的键能总和减去所有生成物键能总和。
由于结构化学中键能的数据不够完全，而且在不同的化合物中，同一化学键的键能不一定相同，如在C2H4和C2H5OH中的C-H键的键能是有差别的，化学手册中的键能数值只是同一化学键的平均值，因而此方法不能精确求得反应的热效应，仅仅能用来估算反应热。
2.2 化学反应的方向和限度
在化学反应的研究中，人们主要关心在给定条件下，化学反应进行的方向？能否得到预期的产物？这些就是本节要解决的问题。
2.2.1化学反应的自发过程和熵变
（1）自发过程
自然界所发生的一切变化过程都有一定的方向性。例如，水总是自动地由高处流向低处，而不会自动地反向流动；当两个温度不同的物体相互接触时，热可以自动地从高温物体传给低温物体，经过足够长的时间后，两物体的温度趋于相同。这种在一定条件下不需外界作功，一经引发就能自动进行的过程，称为自发过程（对于化学过程，也称作自发反应）；而只有借助外力作功才能进行的过程叫非自发过程。由此可知，自发过程与非自发过程是一个互逆的过程；自发过程和非自发过程都是可以进行的，区别就在于自发过程可以自动进行，而非自发过程则需要借助外力才能进行，在条件变化时，自发过程与非自发过程可以发生转化。如CaCO3的分解反应，在常温下，为非自发过程，而在910℃时该反应可以自发进行。在一定条件下，自发过程能一直进行直到其变化的最大限度，也就是化学平衡状态。
在长期的社会实践中，人们发现很多的自发反应，其过程中都伴随有能量放出，也就是有使物质体系倾向于能量最低的趋势，如H2和O2化合生成H2O的过程。因此，早在19世纪，人们就试图以反应焓变作为自发过程的判据，认为在恒温恒压下，Δr H m＜0时，过程能自发进行；Δr H m＞0时，过程不能自发进行。这种以反应焓变作为判断反应方向的依据，简称焓变判据。
但是，对于在常温下，冰自动熔化生成水的反应，焓变判据无法解释；说明在判断反应方向时，除了反应焓变外，还有其他因素影响反应方向。通过对冰水转化的反应进行进一步的研究发现，在冰的晶体中，H2O分子有规则地排列在一定的晶格点上，是一种有序的状态，而在液态水中，H2O分子可以自由移动，即没有确定的位置，也没有固定的距离，是一种无序的状态；盐类的溶解、固体的分解等等也是如此。如固体CaCO3的分解，生成CaO固体和CO2气体，该变化过程中，不仅分子数增多，而且增加了气体产物，气体相对于固体和液体来说，分子运动更自由，分子间具有更大的混乱度。总之，体系的混乱度增大了。因此，自发过程都有使体系的混乱度趋于最大的趋势。这种以体系混乱度变化来判断反应方向的依据，简称熵判据。
由于体系的混乱度与自发变化的方向有关，为了找到更准确实用的反应方向判据，引入了一个新的概念——熵（entropy）。
（2）熵与化学反应的熵变
体系内组成物质的微观粒子运动的混乱程度，在热力学中用熵来表示（符号为S）。不同的物质，不同的条件，其熵值不同。因此，熵是描述物质混乱度大小的物理量，是状态函数。体系的混乱度越大，对应的熵值就越大。标准压力下，在绝对零度时，任何纯物质的完整无损的纯净晶体的熵值为零（S00，下标“0”表示在0K时）。并以此为基础，可求得在其他温度下的熵值（S T。
Δ S T－S0= S T0= S T
S T即为该纯物质在温度T时的熵。某单位物质量的纯物质在标准态下的熵值称为标准摩尔熵S m，单位为J·mol－1·K－1。通常手册中给出298.15K下一些常见物质的标准摩尔熵S m值。
比较物质的标准熵值，可以得到如下的规律：
①物质的聚集状态不同其熵值不同，同种物质的气态熵最大，液态熵次之，固态熵最小；即S m(g)＞S m＞S m(s)。
②熵与物质分子量有关，分子结构相似而分子量又相近的物质熵值相近，如：S m（CO）=197.9 J·mol－1·K－1，S m N2）=191.5 J·mol－1·K－1；分子结构相似而分子量不同的物质，熵随分子量增大而增大，如：HF、HCl、HBr、HI的S m分别为173.7、186.8、198.59、206.48 J·mol－1·K－1。
③在结构及分子量都相近时，结构复杂的物质具有更大的熵值。如S m（C
H5OH，g）
2
=282.6J·mol－1·K－1；S m（CH3－O－CH3,g）=266.3J·mol－1·K－1。
④物质的熵值随温度的升高而增大。气态物质的熵值随压力的增大而减小。压力对液态、固态物质的熵影响很小，可以忽略不计。
熵与焓一样，化学反应的熵变Δr S m与反应焓变Δr H m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S m
的标准摩尔反应熵变Δr S m：
Δr S m＝Συi S m(生成物) +Συi S m(反应物) （2-9）[例2-4]计算298.15K、100kPa下，CaCO3(s) = CaO(s) +CO2(g) 的Δr S m。
解：查附录得：S m（CaCO3,s）=92.9J·mol－1·K－1；S m（CaO,s）=38.2 J·mol－1·K－1；S m（CO2,g）=213.7J·mol－1·K－1；
Δr S m＝Συi S m(生成物)+Συi S m(反应物)
= S m（CaO,s）+ S m（CO2,g）－S m（CaCO3,s）
=213.7+38.2－92.9
=159 J·mol－1·K－1
熵值增加有利于反应的自发进行，但与反应的焓变一样，不能仅用熵变作为自发过程的判据（仅对于孤立体系ΔS孤立＞0，过程自发进行）。如在零摄氏度以下，水将自动结成冰，此过程为熵减少的反应；这表明反应的自发性与熵变、焓变都有关系，因此，引入一个新的热力学函数吉布斯自由能。
2.2.2 Gibbs自由能
1878年美国著名物理化学家吉布斯（Gibbs J W）提出了一个与焓、熵、温度相关的新物理量，称之为吉布斯自由能。
（1）Gibbs自由能
因为反应的自发过程与焓变、熵变和温度有关，而且H、S、T均为状态函数，热力学研究证实这三个变量的组合G=H－TS，也是状态函数，定义为吉布斯函数，或称为吉布斯自由能（Gibbs free energy）。假设某一反应，在状态Ⅰ时，其焓为H1,熵为S1；状态Ⅱ时，焓为H2,熵为S2；在恒温下进行反应，则反应的焓变ΔH=H2－H1，TΔS=T(S2－S1)；两者相减可得：
ΔH－TΔS= H2－H1－T(S2－S1)=（H2－TS2）－（H1－TS1）= G2－G1=ΔG
G的绝对值是无法确定的，但我们关心的是在一定条件下体系的Gibbs自由能变ΔG 的数值。ΔG的性质与ΔH相似，它与物质的量有关，正逆反应的ΔG数值相等，符号相反。
在给定温度和标准状态下，由稳定单质生成1mol某物质时的Gibbs自由能变称为该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能变，以符号“Δf G m”(有时简写成ΔG f表示)，单位是kJ·mol－1。同时，热力学规定298.15K时，稳定单质的标准摩尔生成吉布斯自由能变为零，
即Δf G m（稳定单质，298.15K）=0。书后的附录中列出了常见物质的Δf G m数值；通常情况下为298.15K的数值，如为其他温度，则应指明相应的温度。
对于一个化学反应，在标准状态下，反应前后吉布斯自由能的变化值称为反应的标准摩尔吉布斯自由能变（Δr G m），可按下式求得：
Δr G m=ΣυiΔf G m（生成物）+ΣυiΔf G m（2-10）Δr G mΔr H m－TΔr S m（2-11）因为Δr H mΔr S m随温度的变化不大，我们可以近似认为其与温度无关，所以可以用298.15K时的Δr H mΔr S m替代其它任意温度下的Δr H m T）和Δr S m(T)，来计算任意温度下的Δr G m（T）。即：Δr G m，T≈Δr H m,298.15K TΔr S m,298.15K
[例2-5]已知反应如下，由两种方法计算Δr G m298.15K）并比较数值的大小。
H2（g）+ Cl2（g）= 2HCl（g）
Δf G m(298.15K)/kJ·mol－10 0 －95.27
Δf H m(298.15K)/kJ·mol－10 0 －92.31
S m(298.15K)/J·mol－1·K－1130.6 223.0 186.7
解：Δr G m(298.15K)= 2Δf G m(HCl,g)－Δf G m(H2,g)－Δf G m(Cl2,g)
=2×(－95.27)－0－0=－190.54kJ·mol－1
Δr H m(298.15K)=2Δf H m HCl,g)－Δf H m(H2,g)－Δf H m(Cl2,g)
=2×(－92.31)－0－0=－184.62kJ·mol－1
Δr S m(298.15K)=2S m(HCl,g) －S m( H2,g)－S m(Cl2,g)
=2×186.7－223.0－130.6=19.8 J·mol－1·K－1
Δr G m(298.15K)=Δr H m(298.15K)－TΔr S m(298.15K)
=－184.62kJ·mol－1－298.15×19.8÷1000=－190.52kJ·mol－1
由计算可见，两种方法计算得到的Δr G m基本相等。
（2）自发反应方向的判据
热力学研究指出，在封闭体系中，恒温、恒压只做体积功的条件下，自发变化的方向是Gibbs自由能变减小的方向，即：
Δr G m＜0 自发过程，反应能够正向自发进行。
Δr G m＞0 非自发过程，反应能够逆向自发进行。
Δr G m＝0 反应处于平衡状态。
这就是恒温恒压下，自发变化方向的吉布斯自由能变判据。
由式（2-11）可以看出，吉布斯自由能变包括焓变和熵变两种与反应方向有关的因子，体现了焓变和熵变两种效应的对立统一，可以准确地判断化学反应的方向。具体情况可分如下几种情况：
①如果Δr H m＜0（放热），同时Δr S m＞0（熵增加）；则Δr G m＜0，在任意温度下，正反应均能自发进行。如：H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)
②如果Δr H m＞0（吸热），同时Δr S m＜0（熵减少）；则Δr G m＞0，在任意温度下，正反应均不能自发进行；但其逆反应可在任意温度下自发进行。如：3O2(g) = 2O3(g)
③如果Δr H m＜0（放热），同时Δr S m＜0（熵减少）；低温下︱Δr H m︱＞︱TΔr S m︱，则Δr G m＜0，正反应能自发进行；而在高温下︱Δr H m︱＜︱TΔr S m︱，则Δr G m＞0，正反应不能自发进行；如反应：2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
④如果Δr H m ＞0（吸热），同时Δr S m ＞0（熵增加）；低温下︱Δr H m ︱＞︱T Δr S m ︱，则Δr G m ＞0，正反应不能自发进行；而在高温下︱Δr H m ︱＜︱T Δr S m ︱，则Δr G m ＜0，正反应能自发进行。 如反应：CaCO 3（s ） = CaO （s ） + CO 2（g ）
由上述四种情况看放热反应不一定都能正向进行，吸热反应在一定条件下也可以自发进行。①、②两种情况焓变、熵变的效应方向一致，而③、④两种情况的焓变、熵变效应方向相反，低温下，以焓变为主，高温下，以熵变为主。随温度变化自发过程与非自发过程之间相互转化。当Δr G m =0时，体系处于平衡状态。此时温度改变，反应方向发生改变，该温度称为转变温度T 转。
Δr G m,T ≈Δr H m,298.15K －T Δr S m,298.15K
T 转≈298.15K m,r 298.15K
m,r S ?? （2-12）
从前面的讨论中，可以看出，判断反应方向使用的是Δr G m ，而非Δr G m ；我们前面所介绍的计算方法均为求解Δr G m 。那么Δr G m 与Δr G m
实际上，许多化学反应并不是在标准状态下进行的，在等温、等压及非标准状态下，对任一反应来说： m A + n B = p C + q D
根据热力学推导，我们可以得到如下的关系式：
Δr G m =Δr G m +RT ln Q 或Δr G m =Δr G m RT lg Q （2-13）
此式称为化学反应等温方程式，式中Q 称为反应商。
对于气相反应：Q = 对于水溶液中的反应：Q = 对于固体、纯液体，由于它们对Δr G m 的影响较小，故它们不出现在反应商的表达式中：如： Zn(s) + 2H +(aq) = Zn 2+(aq) + H 2(g)
其反应商的表达式为：Q =
表达式中的p i 为该气体分压。当反应中各物质均处于标准态时，Q =1，则Δr G m =Δr G m ，可用Δr G m 来判断反应方向。但多数反应处于非标准态，Δr G m ≠Δr G m ，此时，
只有当∣Δr G m ＞40 kJ·mol －1时，才可以用Δr G m 判定反应方向。
Δr G m ＜－40 kJ·mol －1 一般自发过程，反应能够正向自发进行
Δr G m ＞40 kJ·mol －1 一般非自发过程，反应能够逆向自发进行 [例2-6]已知反应CaCO 3(s)=CaO(s)+CO 2(g)，试判断298K 和1500K 温度下正反应是否能自发进行，并求其转变温度？
解：反应的方程式为： CaCO 3(s) = CaO(s) + CO 2(g)
Δf H m (298.15K) /kJ·mol －
1 －1207.6 －634.9 －393.5 S m (298.15K) /J·mol －1·K －
1 91.7 38.1 213.8 (C (Zn 2+)/C )(P (H 2)/ )(C (H +)/C )2·
(P (D )/(P (A )/ )(P (B )
/ )··(P (C )/ )p q m n (C (D )/ )(C (A )/C )(C (B )/ )·(C (C )/C )p q m n ·
Δr H m (298.15K)= Δf H m (CaO ,s)+Δf H m (CO 2,g)－Δf H m (CaCO 3,s)
=－634.9+(－393.5)－(－1207.6)=179.20kJ·mol －
1 Δr S m (298.15K)= S m (CaO ,s)+S m (CO 2,g)－S m (CaCO 3,s)
=38.1+213.8－91.7=160.2 J·mol －1·K －
1 Δr G m (298.15K)=Δr H m (298.15K)－T Δr S m (298.15K)
=179.20－298.15×160.2÷1000=131.5 kJ·mol －
1 Δr G m (298.15K) ＞40 kJ·mol －1
,反应不能正向自发进行。
Δr G m (1500K)≈Δr H m (298.15K)－T Δr S m (298.15K)
=179.20－1500×160.2÷1000=－61.10kJ·mol －1 此时，Δr G m (1500K)＜－40 kJ·mol －1
，正反应可以自发进行。 T 转≈298.15K m,r 298.15K r S H ??=2
.1601020.1793?=1119K [例2-7]计算320K 时，反应2HI(g)=H 2(g)+I 2(g)的Δr G m =？和Δr G m =？并判断反应进行的方向？已知MPa p HI 0400.0=， MPa p H 00100.02= ， MPa p I 00100.02
=。
解：查表得： 2HI(g) = H 2(g) + I 2(g)
Δf H m (298.15K) /kJ·mol －
1 26.5 0 62.438 S m (298.15K)/ J·mol －1·K －
1 206.48 130.59 260.6 Δr H m (298.15K)= Δf H m (H 2,g)+Δf H m (I 2,g)－2Δf H m (HI,g)
=0+62.438－2×26.5=9.438kJ·mol －
1 Δr S m (298.15K)= S m (H 2,g)+S m (I 2,g)－2S m (HI,g)
=130.59+260.6－2×206.48=－21.77 J·mol －1·K －
1 Δr G m (320K)=Δr H m (298.15K)－T Δr S m (298.15K)
=9.438－320×(－21.77)÷1000=16.404 kJ·mol －
1 Δr G m =Δr G m RT lg Q
=16.404+2.303×8.314×10－3×320lg 2
)100.0/0400.0()100.0/001.0()100.0/00100.0(?=－3.22 kJ·mol －
1 由于Δr G m ＜0，所以反应可以正向进行。
[例2-8]对于反应CCl 4(l) + H 2(g) = HCl(g) + CHCl 3(l)，比较①在298K 和标准状态下，②
2H p =1.00×106Pa 和HCl p =1.00×104Pa
时自发反应的方向？已知Δr H m (298.15K)=－90.34kJ·mol －1 Δr S m (298.15K)=41.5 J·mol －1·K －1
解： ①Δr G m (298K)=Δr H m (298K)－T Δr S m (298K)
=－90.34－298×41.5÷1000=－102.7 kJ·mol －
1 Δr G m ＜0，在标准状态下，正反应自发进行。
②Δr G m =Δr G m +RT ln Q
=Δr G m RT
=－102.7+8.314×10-3×298×ln
5
654
1000.11000.11000.11000.1????=－114.1 kJ·mol －1 在非标准状态时，Δr G m ＜0，所以正反应可以自发进行。
2.2.3可逆反应与化学平衡
一个热力学上可进行的反应，该反应会百分之百地转化为生成物吗？如果不是，转化率是多少？怎样才能提高转化率以便获得更多的产物？这就是我们要讨论的化学平衡及化学平衡的移动问题。
（1）可逆反应与化学平衡
在一定的反应条件下，一个反应既能由反应物转变为生成物；也能由生成物转变为反应物，这样的反应称为可逆反应（reversible reaction ）。几乎所有的化学反应都是可逆的，只是可逆的程度不同而已。通常把自左向右进行的反应称为正反应，将自右向左进行的反应为逆反应。
可逆反应CO （g ）+H 2O （g ） CO 2（g ）+H 2（g ），若反应开始时，体系中只有CO 和H 2O （g ）分子，则此时只能发生正反应，随着反应的进行，CO 和H 2O （g ）分子数目减少；另一方面，一旦体系中出现CO 2和H 2分子，就开始出现逆反应，随着反应的进行，CO 2和H 2分子增多。当体系内正反应速率等于逆反应速率时，体系中各种物质的浓度不再发生变化，即单位时间内有多少反应物分子变为产物分子，就同样有多少产物分子转变成反应物分子，这样就建立了一种动态平衡，称做化学平衡（chemical equilibrium ）。
与上述相似，若反应开始时体系中只有CO 2和H 2分子，此时，只能进行逆反应；随着反应的进行，CO 2和H 2分子数目减少；CO 和H 2O （g ）分子的数目逐渐增大，直到体系内正反应速率等于逆反应速率，此时也可以建立一种动态平衡。
无论是哪一种情况下，当反应经过无限长时间后，反应体系中最终的物质组成是相同的，并且不再发生变化（只要反应条件不发生变化）。
所有参与反应的物质均处于同一相（化学中，把物理性质与化学性质完全相同的部分称作相）中的化学平衡叫均相平衡（homogenous phase chemical equilibrium ），如上例。而把处于不同相中的物质参与的化学平衡叫多相平衡（multiple phase chemical equilibrium ），如碳酸钙的分解反应。
化学平衡具有以下特征：
①化学平衡是一种动态平衡（dynamic equilibrium ）。当体系达到平衡时，表面看似乎反应停止了，但实际上正逆反应始终在进行，只不过由于两者的反应速率相等，单位时间内每一种物质的生成量与消耗量相等，从而使得各种物质的浓度保持不变。
②化学平衡可以从正逆反应两个方向达到，即无论从反应物开始还是由生成物开始，均可达到平衡。
(C (Zn 2+)/C )(P (H 2)/ )(C (H +)/C )2·
③当体系达到化学平衡时，只要外界条件不变，无论经过多长时间，各物质的浓度都将保持不变；而一旦外界条件改变时，原有的平衡会被破坏，将在新的条件下建立新的平衡。
（2）标准平衡常数
人们通过大量的实验发现，任何可逆反应不管反应的始态如何，在一定温度下达到化学平衡时，各生成物平衡浓度的幂的乘积与反应物平衡浓度幂的乘积之比为一个常数，称为化学平衡常数（chemical equilibrium constant ）。它表明了反应体系内各组分的量之间的相互关系。
对于反应： m A + n B p C + q D
若为气体反应： n m q
p c C C C C K ][][][][)B ()A ()D ()C (= （2-14）
若为溶液中溶质反应： n m q
p p P P P P K ][][][][)B ()A ()D ()C (= （2-15）
由于K c 、K p 都是把测定值直接代入平衡常数表达式中计算所得，因此他们均属实验平衡常数（或经验平衡常数）。其数值和量纲随所用浓度、压力单位不同而不同，其量纲不为1（仅当反应的Δn=0时量纲为1），由于实验平衡常数使用非常不方便，因此国际上现已统一改用标准平衡常数。
标准平衡常数（也称热力学平衡常数）的表达式（也称为定义式）为：
若为气体反应： (2-16) 若为溶液中溶质反应： （2-17） 与实验平衡常数表达式相比，不同之处在于每种溶质的平衡浓度项均应除以标准浓度，每种气体物质的平衡分压均应除以标准压力。也就是对于气体物质用相对分压表示，对于溶液用相对浓度表示；这样标准平衡常数没有量纲，即量纲为1。标准压力为=100kPa ，
标准浓度为L －1。
对于固体、纯液体，它们不出现在标准平衡常数的表达式中。
如： Zn(s) + 2H +(aq) Zn 2+(aq) + H 2(g)
=
标准平衡常数只与温度有关，而与压力和浓度无关。在一定温度下，每个可逆反应均有其特定的标准平衡常数。标准平衡常数表达了平衡体系的动态关系。标准平衡常数数值的大小表明了在一定条件下反应进行的程度，标准平衡常数数值很大，表明反应向右进行的趋势很大，达到平衡时体系将主要由生成物组成；反之，标准平衡常数数值很小，达到平衡时体系将主要为反应物。
书写标准平衡常数表达式时，应注意以下几点： (C (D )/ )(C (A )/C )(C (B )/ )·(C (C )/C )p q m n ·
(P (D )/ )(P (A )/ )(P (B )
/ )··(P (C )/ )p q m n
①标准平衡常数中，一定是生成物相对浓度（或相对分压）相应幂的乘积作分子；反应物相对浓度（或相对分压）相应幂的乘积作分母；其中的幂为该物质化学计量方程式中的计量系数。
②标准平衡常数中，气态物质以相对分压表示，溶液中的溶质以相对浓度表示，而纯固体、纯液体不出现在标准平衡常数表达式中（视为常数）。
③标准平衡常数表达式必须与化学方程式相对应，同一化学反应，方程式的书写不同时，其标准平衡常数的数值也不同。
N 2(g)+3H 23(g)
21
N 2(g)+23H 23(g) 2NH 3(g) N 2(g)+3H 2(g) =
三者的表达式不同，但存在如下关系： （K 2=1/
[例2-9]实验测得SO 2氧化为SO 3的反应在1000K 时，各物质的平衡分压为2SO p =27.2kPa ，2O p =40.7kPa ，
3so p =32.9kPa ，计算1000K 时反应2SO 2(g) + O 2(g)
2SO 3(g)的标准平衡常数？ 解： 2SO 2(g) + O 2(g)
2SO 3(g)
根据标准平衡常数的定义式：
)1007.40()1002.27()1009.32(22?==3.59 （3）多重平衡规则
如果一个化学反应式是若干相关化学反应式的代数和，在相同的温度下，这个反应的平衡常数就等于他们相应的平衡常数的积（或商）。这个规则叫多重平衡规则。
多重平衡规则在平衡的运算中很重要，当某化学反应的平衡常数难以测得，或不易从文献中查得时，可利用多重平衡规则通过相关的其他化学反应方程式的平衡常数进行间接计算获得。
[例2-10]已知下列反应在1123K 时的平衡常数：
① C （s ）+ CO 2（g （g ） 1=1.3×1014 ② CO （g ）+ Cl 2（g 2（g ） 2=6.0×10－3 计算反应 2COCl 2（g C （s ）+ CO 2（g ）+ 2Cl 2（g ）在1123K 的平衡常数=？ 解：2CO （g C （s ）+ CO 2（g ） 1=1/1 2COCl 2（g 2CO （g ）+ 2Cl 2（g ） 2=1/（2）2
两式相加得：2COCl 2（g C （s ）+ CO 2（g ）+ 2Cl 2（g ）
(P NH 3/P )(P H 2/ )3(P N 2/ )(P NH /P )
(P H 2/P )3/2(P N 2/P )1/2
(P NH 3/P )2(P / )3(P / )
由多重平衡规则 =1·2=1/1×1/（2）2=2.1×10－10
（4）有关化学平衡的计算
化学平衡一旦建立，就存在一定的定量关系；应用平衡的概念，我们可作一些重要的运算。比较常见的有以下两种：其一是求标准平衡常数；其二是求平衡浓度、平衡转化率。
%100?=
该反应物的初始量
的量平衡时某反应物已转化平衡转化率 它与一般转化率的含义不同，转化率是指反应进行到某时刻已转化的反应物的量(并非平衡状态)与其原始量的比值，所以实际转化率总是低于平衡转化率。
有关平衡常数、平衡浓度或理论转化率的计算一般分三步进行：①按己知条件列出化学反应式；②按指定反应式的计量关系进行反应开始时、变化的及平衡时物料的衡算(根据题意可以用n 或c )；③根据②的物料衡算，列出表达式进行具体运算。特别要注意，若用物质的量进行衡算时，则要转换成相对浓度或相对分压方可代入的表达式。 [例2-11]1000K 时，将1.00mol SO 2与1.00mol O 2充入容积为5.00升的密闭容器中，平衡时，有0.85mol SO 3(g)生成，求1000K 时=？
解： 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3(g)
反应初始量/mol 1.00 1.00 0.00
反应平衡量/mol 0.15 0.575 0.85 各物质分压：41.110
00.51000314.885.03)(33=???==-V RT
n P SO SO MPa 同理可得： 249.01000.51000314.815.03)(22=???==-V
RT n P SO SO MPa 956.01000.51000314.8575.03)(22=???==-V
RT
n P O O MPa 35.3)1.0956.0()1.0249.0()1.041.1(
221000===K K
[例2-12]在250℃时，PCl 5的分解反应：PCl 5(g)
PCl 3(g) + Cl 2(g)，其平衡常数=1.78，如果将一定量的PCl 5放入一密闭容器中，在250℃，200KPa 压力下,反应达到平衡，求PCl 5的分解百分率是多少？
解： PCl 5(g) PCl 3(g) + Cl 2(g)
起始量/mol n 0.0 0.0
平衡量/mol n －x x x 总平衡摩尔数n +x
平衡摩尔分数 n －x / n +x x /n +x x /n +x p 总=2
78.1)())((
θθθ=?+-?+?+=p p x n x n p p x n x p p x n x K o 78.1)
)((2)(2)2(22=-+=+-+x n x n x x
n x n x n x
2x 2=1.78(n 2－x 2)
3.78x 2=1.78n 2
471.078
.378.1)(2==n x 687.0=n
x 分解百分率=0.687×100%=68.7% （5）标准平衡常数与标准摩尔Gibbs 自由能变
平衡常数也可以由化学反应等温方程式导出，根据式（2-13）
Δr G m =Δr G m RT ln Q
若体系处于平衡状态，则Δr G m =0，并且反应商Q 项中的各气体物质的相对分压或各溶质的相对浓度均指平衡相对分压或平衡相对浓度，亦即Q =
Δr G m +RT ln =0
Δr G m =－RT ln =－2.303 RT lg （2-18）
lg － （2-19）
根据化学反应的等温方程式，可以推导出标准平衡常数与标准摩尔Gibbs 自由能变的关系式（2-19）；显然，在温度恒定时，如果我们已知了一些热力学数据，就可以求得反应的标准摩尔Gibbs 自由能变Δr G m ，进而求出该化学反应的标准平衡常数的数值。反之，我们知道了标准平衡常数的数值，就可以求得该反应的标准摩尔Gibbs 自由能变Δr G m 的数值。
从关系式（2-19）中，可以知道，在一定的温度下，Δr G m 衡常数反应进行的程度越大；Δr G m 的代数值越大，则标准平衡常数值越小，反应进行的程度越小。
[例2-13]分别计算C （s ）+ CO 2（g （g ） 在298K 、1173K 时的标准平衡常数已知Δr H m
(298K)=172.5 kJ·mol －1 Δr S m (298K)=0.1759 kJ·mol －1·K -1 解：Δr G m
(298K)=Δr H m (298K)－T Δr S m (298K) =172.5－298×0.1759=120.1 kJ·mol －1 Δr G m
(1173K)=Δr H m (298K)－T Δr S m (298K) =172.5－1173×0.1759=－33.8 kJ·mol －1 =－04.21298314.8303.210001.120-=??? 298K =9.12×10－22 则lg K
298K =－ － =－505.11173314.8303.210008.33=???- lg K
1173K ≈1173K =32
2.2.4化学平衡的移动
化学反应是一种动态平衡，平衡时正反应速率等于逆反应速率，体系内各组分的浓度不再随时间而变化。但这种平衡是暂时的、相对的和有条件的；如果反应条件发生变化时，正逆反应速率就不再相等，可逆反应的平衡状态将发生变化，直至反应体系在新的条件下建立新的动态平衡。但在新的平衡体系中，各反应物和生成物的浓度已不同于原来的平衡状态时的数值。这种由于条件变化，使可逆反应从一种反应条件下的平衡状态转变到另一2.303RT Δr G m Δr G 2.303RT Δr G m(1173)
种反应条件下的平衡状态，这种变化过程称为化学平衡的移动。这里所说的条件是指浓度、压力和温度。
在改变反应条件后，化学反应由原来的平衡状态变为不平衡状态，此时反应将继续进行，其移动的方向是使反应的Q 值趋近于标准平衡常数。我们可以根据下列关系判定化学平衡移动的方向。
Q ＜ 平衡能够正向移动，直到新的平衡。
Q ＞ 平衡能够逆向移动，直到新的平衡。
Q ＝ 处于平衡状态，不移动。
下面分别讨论浓度、压力、温度对化学平衡的影响。
（1）浓度对化学平衡的影响
在一定条件下，反应m A + n p C + q D 达到平衡时，按式(2-16)或式(2-19)计算，均可得标准平衡常数Q ，此时Q ＜系统不再处于平衡状态，为了达到平衡，则必须增加生成物的浓度或降低反应物的浓度，因此，反应体系向正反应方向移动；直至Q 值重新达到平衡，若降低反应物浓度或增加产物浓度，此时Q ＞，反应朝着生成反应物的方向进行，即反应逆向进行。
[例2-14]反应Fe 2+(aq) + Ag(aq)+
3+(aq) + Ag(s)在25℃时标准平衡常数为5.0，AgNO 3和Fe(NO 3)2的起始浓度均为0.10 mol ·L －1，Fe(NO 3)3的起始浓度为0.010 mol ·L －1，求：
①平衡时Ag +、Fe 2+、Fe 3+的平衡浓度和Ag +的平衡转化率？
②如果保持Ag +和Fe 3+浓度不变，向体系中加入Fe 2+，使其浓度增加0.20mo1·L －
1，求Ag +在新条件下的平衡转化率？
解：① Fe 2+(aq) + Ag(aq)+
3+(aq) + Ag(s) 开始时浓度/mol ·L －
1 0.10 0.10 0.010 变化浓度/mol ·L －1 －x －x + x
平衡时浓度/mo1·L －
1 0.10－x 0.10－x 0.010+x 平衡时相对浓度 0.10－x 0.10－x 0.010+x
根据标准平衡常数的表达式：K 0.5)10.0()010.0(
2=-+==x x x =0.021 mol ·L －1
==++Ag Fe c c 20.10－0.021=0.08 mol ·L －1 =+3Fe c 0.010+0.021=0.031 mol ·L －1
Ag +的转化率＝%21%10010
.0021.0=? ② Fe 2+(aq) + Ag(aq)+
3+(aq) + Ag(s) 开始时浓度/mol ·L －
1 0.30 0.10 0.010 变化浓度/mol ·L －1 －y －y + y
平衡时浓度/mo1·L －
1 0.30－y 0.10－y 0.010+y 平衡时相对浓度 0.30－y 0.10－y 0.010+y
根据标准平衡常数的表达式： 0.5)
30.0)(10.0()010.0(
=--+=y y y y =0.051 mol ·L －1
Ag +在新条件下的平衡转化率＝%51%10010
.0051.0=?
从计算可知，反应系统中增加反应物的量，平衡正向移动，可以提高Ag +
的转化率。
（2）压力对化学平衡的影响
对于有气体物质参加的化学反应，压力变化可能引起化学平衡发生变化，所以在一定条件下，压力对化学平衡会产生影响，其影响情况视具体情况而确定。
对于气相反应 m A （g ）+ n B （g p C （g ） + q D （g ）
达到平衡时： 如将已达平衡的反应体系压缩，在保持温度不变的条件下，使体积压缩至1/x ，x ＞1则由道尔顿分压定律可知，每一组分气体的分压增加x 倍。 K x p xp p xp xp p xp Q n m q p n B m A q
p ?=??=+-+)()()()()/()/()/()/( K x Q n ?=?
式中Δn=(p+q)－(m+n )为反应前后气体物质摩尔数的变化值。
当Δn ＞0时，Q ＞ 当Δn ＜0时，Q ＜ 当Δn =0时，Q =
[例2-15]把CO 2和H 2的混合物加热至1123K ，下列反应达到平衡：CO 2(g)+H 2(g) 2O(g) =1 ①假设达到平衡时，有90%的H 2转化为H 2O(g)，问原来的CO 2与H 2是按怎样的摩尔比混合的？②如果在上述已达平衡的体系中加入H 2，使CO 2与H 2的摩尔比为122=H CO n n ，体系总压力为100kPa ，
试判断平衡移动方向，并计算达平衡时各物质的分压及H 2的转化率？③如果保持温度不变，将反应体系的体积压缩至原来的1/2，试判断平衡能否移动？
解： ① CO 2(g) + H 2(g) CO(g) + H 2O(g)
起始量/mol x y 0 0
各物质起始分压/Pa xRT/V yRT/V 0 0
各物质平衡分压/Pa (x-0.9y )RT/V 0.1yRT/V 0.9yRT/V 0.9yRT/V
各物质相对平衡分压/Pa RT y x )9.0(- p V yRT /1.0 yRT 9.0 yRT 9.0将上述各物质的相对平衡分压代入标准平衡常数的表达式中，并进行整理，消去相同的各项： (P (D )/ )(P (A )/ )(P (B )
/ )·
·(P (C )/ )p m n
=1)
1.0)(9.0()9.0(2
=-y y x y 8.1y =x -0.9y x /y =9 ② CO 2(g) + H 2(g)
CO(g) + H 2O(g) 原各物质平衡分压/Pa 8.1y RT/V 0.1yRT/V 0.9yRT/V 0.9yRT/V
改变摩尔比后分压/Pa 8.1y RT/V 8.1yRT/V 0.9yRT/V 0.9yRT/V
各物质相对平衡分压/Pa
RT y x
)9.0(- p V yRT /1.0 yRT 9.0 yRT 9.0新条件下相对平衡分压/Pa RT y )1(1.8α-RT y )1(1.α-p V RT y y /)1.89.0α+ p V RT y y /)1.89.0α+
将上述各物质的相对平衡分压代入反应商的表达式中，并进行整理，消去相同的各项：
Q =(0.9)2/(8.1)2=0.01 Q ＜ 故平衡正向移动。
将新条件下各物质的相对平衡分压代入标准平衡常数的表达式中，并进行整理，消去相同的各项：
0.1)]
1(1.8[)1.89.0(22
=-+αα 解得：α= 44% 各物质的平衡分压kPa kPa p n n p p i O H CO 0.2510018
6.39.02=?+=?== kPa kPa p n n p p i H CO 2.2510018
)44.01(1.822=?-?=?== ③当体系压缩至原来的1/2时，压力增大一倍。此时，由于反应前后气体摩尔数变化值为零，所以此时，Q =平衡不移动
向已达到平衡的体系中加入惰性气体组分后对化学平衡的影响可分为两种情况：
①在恒温恒压下，向已达到平衡的体系中加入惰性气体组分，由于此时反应总压不变；加入惰性气体前：∑=i p p 总，而加入惰性气体后惰总p p p i +=∑'由于总压总p 不变，而
惰p 是大于零的，所以∑i p ＞∑i p '；相当于气体的相对平衡分压减小，则平衡向气体分子数增多的方向移动。
[例2-16]乙烷裂解生成乙烯，C 2H 6(g)2H 4(g)+H 2(g) ，已知在1273K ，100kPa 下，反应达到平衡,65.262kPa p H C =,35.4942kPa p H C =,35.492kPa p H =求=？并说明在生产中，常在恒温恒压加入
过量水蒸气的方法，提高乙烯产率的原理。
解： 19.9100
65.2)10035.49(2===K 在恒温恒压下加入水蒸气，由于总压不变，则各组分的相对分压减小，Q ＜，平衡应向正反应方向（即气体分子数增多的方向）移动。
②若在恒温恒容下，向已达到平衡的体系中加入惰性组分，此时气体总压力
惰总p p p i +=∑'增加，而各物质分压p i 保持不变，此时Q =，所以，平衡不发生移动。
对于一般的只有液体、固体参加的反应，由于压力的影响很小，所以平衡不发生移动，因此，可以认为压力对液、固相的反应平衡无影响。
（3）温度对化学平衡的影响
浓度、压力对化学平衡的影响是通过改变体系的组成，使Q 改变，而并不改变，因为标淮平衡常数只是温度的函数，其值大小与浓度、压力无关，所以改变平衡体系的浓度、压力时，不会改变平衡常数，只会使平衡的组成发生变化。但是温度的变化将直接导致值的变化，从而使化学平衡发生移动，引起平衡组分和反应物的平衡转化率的改变。
由式(2-11)和式(2-18)分别得：
Δr G m Δr H m T Δr S m
Δr G m －RT ln
－RT ln Δr H m T Δr S m
R S RT m r m r ?+?-=ln （2-20） 假定可逆反应在温度T l 和T 2时，标准平衡常数分别为K 1和K 2较小时，标准摩尔反应焓变Δr H m 和标准摩尔反应熵变Δr S m 的值随温度变化不明显，近似为常数，则可以得到：
R
S RT K m r m r ?+?-=11ln R S RT H K m r m r ?+?-
=22ln 两式相减可得：
)11(121
T T R K m r -?-= （2-21） 上式表示在实验温度范围内，若视Δr H m 为常数时，标准平衡常数与温度T 的关系式。式(2—21)也可以写成：
)(1
2121T T T T R H K m r -?= （2-22） 显然，温度变化使值增大还是减小，与标准摩尔反应焓变值的正、负有关。若是放热反应即Δr H m ＜0，提高反应温度T ，则1
K ＜0，值随反应温度升高而减小，平衡向逆反应方向移动；若是吸热反应，即Δr H m ＞0，提高反应温度T ，则12ln
K K ＞0，
化学反应原理知识点归纳
化学反应原理知识点归 纳 Company number：【0089WT-8898YT-W8CCB-BUUT-202108】
专题一：化学反应与能量变化 一、反应热、焓变 1．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量，叫反应热。包括燃烧热和中和热。 电 离 ： 注意： 水解 ： 吸热反应的发生不一定需要 常见的吸热反应： 铵盐与碱的反应：如NH 4Cl 与Ba(OH)28H 2O 加热才能进行。 大多数的分解反应：CaCO 3== CaO + CO 2 生产水煤气：C + H 2O == CO+H 2 碳和二氧化碳的反应：C+CO 2=2CO 燃烧反应 金属与酸（或水）的反应 常见的放热反应： 酸碱中和反应 自发的氧化还原反应 CaO(Na 2O 、Na 2O 2)与水的反应 浓酸与强碱溶于水 2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反 应的焓变。 符号：用ΔH 表示 单位：kJ/mol 放热反应：ΔH= —QkJ/mol ；或ΔH<0 吸热反应：ΔH= +QkJ/mol ；或ΔH>0 3、反应热产生的原因： 宏观：反应物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________ 微观：化学反应过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、热化学方程式 1.热化学方程式的概念：能表示反应热的化学方程式，叫做热化学方程式。热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 2.书写热化学方程式时的注意点 （1）需注明ΔH 的“+”与“—”，“+”表示 ，“—”表示 ；比较ΔH 的大小时，要考虑ΔH 的正负。 （3）要注明反应物和生成物的状态：g 、 l 、s 、aq 注意： 放热反应不一定常温下就自发进行，可能需要加热或点燃条件。
高中化学第5讲氧化还原反应练习新人教版必修1
A组基础题组 1.(2017北京海淀期中,1)下列常用化学品标志所涉及的物质中,一定能发生氧化还原反应的是( ) A B C D 2.(2017北京东城一模,6)下列古诗词描述的场景中发生的化学反应不属于氧化还原反应的是( ) A.爆竹声 中一岁除 ——黑火 药受热爆 炸 B.烈火焚 烧若等闲 ——石灰 石分解 C.蜡炬成 灰泪始干 ——石蜡 的燃烧 D.炉火照 天地,红星 乱紫烟— —铁的冶 炼 3.(2017北京海淀二模,7)银器久置变黑多是表面生成银锈Ag2S所致。用铝制容器配制含小苏打和食盐的稀溶液,将变黑银器浸入溶液中,并使银器与铝制容器接触,一段时间后,黑锈褪去,而银却极少损失。上述过程中,起还原作用的物质是 ( ) A.Ag2S B.NaCl C.Al D.NaHCO3 4.(2018北京朝阳期中)下列变化中,气体被还原的是( ) A.NH3使CuO固体变为红色 B.CO2使Na2O2固体变为白色 C.HCl使Na2SiO3溶液产生胶状沉淀 D.Cl2使FeBr2溶液变为黄色 5.(2017北京昌平期末,4)钛被誉为“21世纪的金属”,工业冶炼钛的第一步反应为:TiO2+2C+2Cl2TiCl4+2CO。下列关于该反应的说法正确的是( )
A.TiO2是氧化剂 B.四氯化钛是还原产物 C.Cl2发生氧化反应 D.氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶2 6.(2018北京海淀期末)钴酸锂废极片中钴回收的某种工艺流程如下图所示,其中废极片的主要成分为钴酸锂(LiCoO2)和金属铝,最终可得到Co2O3及锂盐。 (1)“还原酸浸”过程中,大部分LiCoO2可转化为CoSO4,请将该反应的化学方程式补充完整:2LiCoO2+3H2SO4+ CoSO4+ + + 。 (2)“还原酸浸”过程中,Co、Al浸出率(进入溶液中的某元素质量占固体中该元素总质量的百分数)受硫酸浓度及温度(T)的影响分别如图1和图2所示。工艺流程中所选择的硫酸浓度为2 mol·L-1,温度为80 ℃,推测其原因是。 A.Co的浸出率较高 B.Co和Al浸出的速率较快 C.Al的浸出率较高 D.H2O2较易分解 图1
高中化学选修4化学反应原理-知识点
化学反应原理 第一章化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化 第二节燃烧热能源 第三节化学反应热的计算 归纳与整理 第二章化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率 第二节影响化学反应速率的因素第二节影响化学反应速率的因素 第三节化学平衡 第四节化学反应进行的方向 归纳与整理 第三章水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 第二节水的电离和溶液的酸碱性 第三节盐类的水解 第四节难溶电解质的溶解平衡 归纳与整理 第四章电化学基础 第一节原电池 第二节化学电源 第三节电解池 第四节金属的电化学腐蚀与防护 归纳与整理 化学选修4化学反应与原理 章节知识点梳理 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/mol 3.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。
2018年高考化学真题与模拟类编：专题14-化学反应原理综合(含答案)
1．【2018新课标1卷】采用N2O5为硝化剂是一种新型的绿色硝化技术，在含能材料、医药等工业中得到广泛应用。回答下列问题 （1）1840年Devil用干燥的氯气通过干燥的硝酸银，得到N2O5。该反应的氧化产物是一种气体，其分子式为___________。 （2）F．Daniels等曾利用测压法在刚性反应器中研究了25℃时N2O5(g)分解反应： 其中NO2二聚为N2O4的反应可以迅速达到平衡。体系的总压强p随时间t的变化如下表所示（t=∞时，N2O5(g)完全分解）： t/min0408016026013001700∞ p/kPa35.840.342.5. 45.949.261.262.363.1 ①已知：2N2O5(g)＝2N2O4(g)+O2(g) ΔH1=?4.4kJ·mol?1 2NO2(g)＝N2O4(g) ΔH2=?55.3kJ·mol?1 则反应N2O5(g)＝2NO2(g)+ 1 2 O2(g)的ΔH=_______ kJ·mol?1。 ②研究表明，N2O5(g)分解的反应速率() 25 31 210?min N O p kPa υ-- =??。t=62min时，测得体系中2 O p p O2=2.9kPa，则此时的 25 N O p=________kPa，v=_______kPa·min?1。 ③若提高反应温度至35℃，则N2O5(g)完全分解后体系压强p∞(35℃)____63.1kPa（填“大于”“等 于”或“小于”），原因是________。 ④25℃时N2O4(g)2NO2(g)反应的平衡常数K p=_______kPa（K p为以分压表示的平衡常数，计算 结果保留1位小数）。 （3）对于反应2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)，R.A．Ogg提出如下反应历程： 第一步N2O5NO2+NO3快速平衡 第二步NO2+NO3→NO+NO2+O2慢反应 2018年高考试题
《选修4化学反应原理》焓变知识点总结
【 一、焓变、反应热 要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法 化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。 特别提醒： （1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。 （2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。 （3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。 要点二：放热反应和吸热反应 1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ?H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量） ?H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能） 2．常见的放热反应和吸热反应 ①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。 ②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应 3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应 4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。 如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。 二、热化学方程式的书写 书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点： 1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。 2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。 3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。 4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。 5．正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的数值相等而符号相反。 三、燃烧热、中和热、能源 要点一：燃烧热、中和热及其异同
学科教学基本要求(高中化学)
专题一化学物质 第一单元一些元素的单质和化合物 第一讲氯、溴、碘及其重要化合物的性质和用途。 【内容及要求】 二、学习要求 1．知道氯气的颜色、状态、水溶性和毒性；知道漂粉精的主要成分、制法和漂白原理；了解溴和碘的物理性质；知道碘与淀粉的显色特点。 2．理解氯气与铁、氢气、氢氧化钠、水的反应；能从原子结构的角度来分析氯、溴、碘单质的非金属性差异；理解海带中提取碘的原理；认识海水提取溴和海带提取碘的主要原理和步骤。 第二讲硫及其重要化合物的性质和用途 【内容及要求】 二、学习要求 1．知道硫酸与硫酸盐的用途。 2．理解硫单质的物理性质和化学性质；掌握硫化氢的毒性、气味、强还原性；理解二氧化硫的氧化性和还原性；理解二氧化硫与水的反应及亚硫酸的弱酸性；理解浓硫酸的吸水性、脱水性和强氧化性；认识二氧化硫形成酸雨的化学原理。 第三讲氮及其重要化合物的性质和用途 【内容及要求】
二、学习要求 1．NO、NO2的性质。 2．理解硝酸与硝酸盐的性质。 第四讲铁及其重要化合物的性质和用途 【内容及要求】 二、学习要求 1．知道铁的物理性质，知道合金的概念、优良特点及其与用途的关系。 2．理解铁与氧气、硫、氯气、盐酸、硫酸铜溶液、水等的反应；理解铁在浓硫酸中的钝化现象。 第五讲铝及其重要化合物的性质和用途 【内容及要求】 二、学习要求 1．知道铝的物理性质，铝及其合金的用途。 2．理解铝的原子结构及其化学性质，理解铝和氧气、盐酸、水及氢氧化钠溶液的反应，理解氧化铝、氢氧化铝与盐酸或氢氧化钠溶液的反应。 第二单元常见的有机化合物 第一讲有机化学的基本概念 【内容及要求】 一、内容提要 二、学习要求 1．知道有机物的特点。 2．理解同系物化学性质的相似性；学会书写C4~C5烷烃的同分异构体；理解结构式、结构
高中选修4化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理复习 第一章 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/mol 3.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。 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 ⑤各物质系数加倍，△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 kPa ②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 mol ④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而生成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/mol 3．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。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律 1．内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
高中化学 选修四知识结构
高中化学.选修四化学反应原理 目录（人教版） 第一章 化学反应与能量 第一节化学反应与能量的变化 第二节燃烧热能源 第三节化学反应热的计算 第二章 化学反应速率和化学平衡 第一节化学反应速率 第二节影响化学反应速率的因素 第三节化学平衡 第四节化学反应进行的方向 第三章 水溶液中的离子平衡 第一节弱电解质的电离 第二节水的电离和溶液的酸碱性 第三节盐类的水解 第四节难容电解质的溶解平衡 第四章 电化学基础 第一节原电池 第二节化学电源 第三节电解池 第四节金属的电化学腐蚀与防护 第一章化学反应与能量 一、反应热 (1)化学反应中的能量变化 任何一个化学反应，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等．因此，在新物质产生的同 时(即化学反应中)总是伴随着能量的变化．其表现形式是化学能与热能、光能、电能等之间进行转变．但以化学能与热能之间的转变最为常见．
化学反应的本质是旧化学键断裂，新化学键生成的过程，在破坏旧化学键时，需要能量来克服原子间的相互吸引，在形成新化学键时，由于原子间的相互吸引而放出能量．由于需要的能量和放出的能量常常并不相等，因此总体上来看，一个化学反应的进行，往往需要向外界释放出能量，或从外界吸收一定的能量． 化学反应释放出的能量是当今世界上最重要的能源之一．如化石燃料(煤、石油、天然气)的燃烧． (2)反应热 ①反应热 在化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热．反应热用符号△H 表示，单位一般采用kJ/mol ． （ΔH 与Q 相反 Q 大于0表示放热Q 小于0表示吸热） ． ②放热反应和吸热反应 放出热量的化学反应叫做放热反应，△H 为负值．例如： )g (CO )g (O )s (C 22====+；△H ＝－mol 吸收热量的化学反应叫做吸热反应，△H 为正值．例如： )g (H )g (CO )g (O H )s (C 22+====+；△H ＝+mol (3).反应热的表示方法： 反应热用ΔH 表示，其实是从体系的角度分析的。 放热反应：体系 环境，体系将能量释放给环境，体系的能量降低，因此，放热反应的 ΔH ＜0，为“－” 吸热反应：环境 体系，体系吸收了环境的能量，体系的能量升高，因此， 吸热反应的ΔH ＞0，为“＋” (4).反应热与化学键键能的关系 反应热等于反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量与生成物分子化学键形成时所释放的总能量 之差。 即ΔH ＝ E 反应物分子化学键总键能 －E 生成物分子化学键总键能 当化学反应中断裂旧的化学键所需要吸收的能量小于生成新的化学键所放出的能量时，则发生放热反应．反之， 发生吸热反应． 能量 能量
化学反应的基本原理
第二章化学反应的基本原理 一、判断题（正确请画“√”，错误的画“×”） 1．当温度接近0K时，所有的放热反应可以认为都是自发进行的反应。 2．△S >0的反应，必定是自发反应。 3．对于一个反应如果△H>△G，则该反应必定是熵增的反应。 4．△Gθ值大，平衡常数Kθ值就愈大。 5．平衡常数K值越大，则反应速度越快。 6．对于△H<0的反应，提高温度速度常数k值减小。 7．对于△Hθ>0的可逆反应，提高温度平衡常数Kθ值增大。 8.NO的△f Gθm(298.15K)＞0,空气中的N2和O2在常温常压下稳定共存。但在高温常压时 能发生反应，说明该反应是△Hθ>0, △Sθ>0的反应。 9.反应CO(g) = C(s)+1/2O2 (g)的△G>0，正向非自发，加入催化剂后降低了活化能，则反 应正向进行。 10.在一个封闭系统中进行的可逆反应达到平衡后，若平衡条件体积和温度不变，则系统中 各组分的浓度或分压不变。 11.一定温度下，对于△υg=0的可逆反应，达平衡后改变系统中某组分的浓度或分压，平 衡不移动。 12.一定温度下，对于△υg≠0的可逆反应，达到平衡后，加入惰性气体，保持总压力不变， 平衡不发生移动。 13．某可逆反应在一定条件下，转化率α值增大，则在该条件下平衡常数K值也一定增大。 14．对于一个复杂反应，当总反应的标准摩尔吉布斯函数变为： △Gθ总=△Gθ1+△Gθ2 则该反应的平衡常数Kθ总=Kθ1+Kθ2 15．单质的△f Gθm(298.15K)值一定为零。 16. 反应级数取决于反应方程式中反应物的计量系数。 17. 自发进行的反应，一定具有较小的活化能。 18. 基元反应是指一步完成的简单反应。 19. 其它条件固定时，活化能小的反应，其反应速度快。 20. 化学平衡是指系统中正逆反应活化能相等的状态。 21. 反应的活化能越高，则该反应的平衡常数就越小。 22．平衡常数Kθ值小于1，则△Gθ>0。 23．反应：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)，在一定条件下达成平衡，在该平衡系统中加入惰性气体，体积保持不变，则平衡向正反应方向移动。 24．一定温度下，对于△υg=0的反应体系，改变平衡态容器的体积，平衡不发生移动。25．对于一个可逆反应，在一定条件下，当反应商Q＜K时，该反应正向进行。 26．对于△H>0的反应，一定是正向不自发的反应。 27．平衡常数Kθ值可以由该反应的ΔG值求得。 28．对于可逆反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)达平衡后，加入惰性气体，保持体积和温度不变，系统总压力增加，而平衡向右移动。 29．对于放热反应来说，提高温度，在标准状态下该反应的△Gθ值一定减小。
人教版·选修4化学反应原理
人教版·选修4化学反应原理 第四章电化学基础第一节原电池 东湖高中易勇 一、教学目标 1、知识与技能：深入了解原电池的工作原理。通过三次理论分析使学生对原电池的形成条件产生更完整的认识。学会书写电极反应式和电池总反应。能根据反应设计简单的原电池。 2、过程与方法：学生通过橘子电池的实验活动，体验建构模型的过程。通过Zn-CuSO4电池的设计活动，感悟科学探究的思路和方法，进一步体会控制变量在科学探究中的应用。 3、情感态度与价值观：通过学生自主探究，激发学习兴趣，感受高效率原电池原理形成过程。通过双液双池模型的建构，渗透对立统一的辩证唯物主义思想。 4、教学重点：盐桥概念的建立以及原电池工作原理和形成条件 5、教学难点：氧化还原反应完全分开在两极发生(分池、分液) 6、教法和学法：采用“实验探究—模型建构—理论分析”相结合的教学方式，学生通过实验活动，建构原电池模型，结合理论分析，不断深入认识原电池原理和形成条件，最终实现知识和能力上的跨越。 二、教学过程 1、【引入】独立自学-------我复习我知道 环节一：教师引导学生从制作一个橘子电池开始复习必修2关于原电池的基础知识。 学生活动一： 实验1：回忆水果电池的制作方法。以小组为单位，取一瓣橘子，制作一个橘子电池。实验可供选择的材料：灵敏电流计、铜丝、锌条、导线、培养皿、一瓣橘子 【实验要求】要求以一瓣橘子制作一个橘子电池。分析这个原电池的正负极，电流流向，电子流向，离子移动方向等。原电池形成的条件 注意：锌片和铜片插进去不要拔出，等一会后观察指针偏转变化。 【小组实验】 【小组展示】 环节二：合作共学-----------提炼出原电池装置的模型。 教师引导：一瓣橘子盛有电解质溶液的烧杯。
化学选修化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理 知识点总结 集团档案编码：[YTTR-YTPT28-YTNTL98-UYTYNN08]
《化学反应原理》知识点总结 第一章：化学反应与能量变化 1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物) 2、反应热与物质能量的关系 3 4 ①多数的分解反应 ② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O ③ C(s)+ H 2O(g) 高温 CO+H 2 ④CO 2+ C 高温 2 CO 5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与 反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。 6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点： ①放热反应△H 为“-”，吸热反应△H 为“+”，△H 的单位为kJ/mol ②反应热△H 与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H 的测定条件；绝大多数化学反应的△H 是在298K 、101Pa 下测定的，可不注明温度和压强。 ③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反 应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H 相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。 7、利用盖斯定律进行简单的计算 8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子 ⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子 （放电顺序：I ->Br ->Cl ->OH - ） 阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag +>Cu 2+>H +） 能量 反应物的总能量 生成物的总能量 反应过程 总能量 总能量
12无机及分析-第03章 化学反应基本原理-带答案
第3章 化学反应基本原理（1） 一、判断题： 1、热的物体比冷的物体含有更多的热量。 （ × ） 2、热是一种传递中的能量。 （ √ ） 3、同一体系同一状态可能有多个热力学能。 （ × ） 4、体系的焓值等于恒压反应热。 （ × ） 5、最稳定单质的焓值等于零。 （ × ） 6、由于C a C O 3分解是吸热的，所以它的标准摩尔生成焓为负值。 （ × ） 7、体系的焓等于体系的热量 （ × ） 8、由于反应焓变的单位是kJ?mol -1，所以热化学方程式的系数不影响反应的焓变值。 （ × ） 二、计算题： 1、某汽缸中有气体1.20L ，在97.3 kPa 下气体从环境中吸收了800J 的热量后，在恒压下体积膨胀到1.50L ，试计算系统的内能变化ΔU 。 J 77110)20.150.1(103.97800V P Q W Q U 33=?-??-=-=+=-?? 2、根据Δ f H m Θ的值，计算下列反应的Δr H m Θ(298K ) 是多少： （1）H 2O （l ）+ ? O 2（g ） H 2O 2（l ）； H 2O （l ） + ? O 2（g ） == H 2O 2（l ）； Δ f H m Θ/ kJ?mol -1 -285.8 0 -187.8 Δr H m Θ(298K ) = -187.7 - （-285.8 + ?×0） = 98 kJ?mol -1 （2）CH 4(g) + H 2O （g ） CO （g ） + 3 H 2（g ）。 CH 4(g) + H 2O （g ） == CO （g ） + 3 H 2（g ）。 Δ f H m Θ/ kJ?mol -1 -74.6 -241.8 -110.5 0 Δr H m Θ(298K ) = (-110.5 + 3×0) -（-74.6 – 241.8） = 205.9 kJ?mol -1
高中化学 选修五 第五讲——油脂、糖、蛋白质、核酸
第四章生命中的基础有机化学物质 一、糖类 1、分类：糖类根据其能否水解以及水解产物的多少，分为单糖、二糖和多糖等。 2、组成：糖类的通式为Cn（H2O）m， 注意： ①该通式只能说明糖类是由C、H、O三种元素组成的，并不能反映糖类的结构； ②少数属于糖类的物质不一定符合此通式，如鼠李糖C6H12O5；符合这一通式的有机物不一定属于糖类，如甲醛CH2O、乙酸C2H4O2等。 3、单糖——葡萄糖 （1）存在：葡萄和其他带甜味的水果中，以及蜂蜜和人的血液里。 （2）结构：分子式C6H12O6（与甲醛、乙酸、乙酸乙酯等最简式相同，均为CH2O），结构简式为：CH2OH-（CHOH）4-CHO，是一种多羟基醛。 （3）化学性质：兼有醇和醛的化学性质。 （4）用途：①营养物质，供维持生命活动所需要的能量； ②用于制镜业、糖果制造业； ③用于医药工业——通过静脉注射葡萄糖溶液的方式来迅速补充营养。 4、单糖——果糖（最甜的糖） （1）存在：广泛存在于植物中，水果和蜂蜜中含量最高。 （2）结构：分子式C6H12O6，含有酮基，结构简式CH2OH-（CHOH）3-CO-CH2OH。 （3）物理性质：纯净的果糖为无色晶体，不宜结晶，通常为粘稠状液体，易溶于水、乙醇和乙醚。 5、二糖——蔗糖和麦芽糖（C12H22O11） （1）多糖：由许多个单糖分子按照一定的方式，通过分子间脱水缩聚而成的高分子化合物。淀粉和纤维素是最重要的多糖（由葡萄糖分子缩聚而成）。
（2）高分子化合物：即相对分子质量很大的化合物。从结构上来说，高分子化合物通过加聚或缩聚而成。通过人工合成的高分子化合物属于合成高分子化合物，而淀粉、纤维素等属于天然高分子化合物。 （3）淀粉和纤维素的比较 24 加入适量的NaOH溶液中和稀H2SO4，使溶液呈碱性，才能再加入银氨溶液并水浴加热。 二、油脂 1、组成和结构：油脂属于酯类，是脂肪和油的统称。油脂是由多种高级脂肪酸（如硬脂酸、软脂酸等）与甘油生成的甘油酯。它的结构式表示如下： 在结构式中，R1、R2、R3代表饱和烃基或不饱和烃基。若R1=R2=R3，叫单甘油酯；若R1、R2、R3不相同，则称为混甘油酯。天然油脂大多数是混甘油酯。 2、物理性质： （1）状态：由不饱和的油酸形成的甘油酯（油酸甘油酯）熔点较低，常温下呈液态，称为油；而由饱和的软脂酸或硬脂酸生成的甘油酯（软脂酸甘油酯、硬脂酸甘油酯）熔点较高，常温下呈固态，称为脂肪。油脂是油和脂肪的混合物。 （2）溶解性：不溶于水，易溶于有机溶剂。 3、化学性质： （1）油脂的氢化（又叫油脂的硬化）——烯烃的性质 说明：工业上常通过油脂的氢化反应把植物油转变成硬化油（人造脂肪）。硬化油
高中化学反应原理知识点苏教版
第一章化学反应与能量 第一单元化学反应中的热效应 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/mol 3.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。 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 ⑤各物质系数加倍，△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 kPa；②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 mol；④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而生成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/mol 3．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57.3 kJ/mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律 1．内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 第二单元化学能与电能的转化 原电池： 1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______ 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路 3、电子流向：外电路：负极——导线——正极 内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。 4、电极反应：以锌铜原电池为例： 负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属） 正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属） 总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑
无机化学各章节第2章 化学反应的基本原理知识点
第二章 化学反应的基本原理知识点 一、基本概念： 体系和环境；状态和状态函数；过程和途径；热与功；相；化学计量数与反应进度；焓；熵；吉布斯自由能。 ① 状态函数的特征：状态一定值一定，途殊回归变化等，周而复始变化零。 ② 热和功（非状态函数） 符号：体系吸热 Q 为+ 体系放热 Q 为— 体系做功 W 为— 环境做功 W 为+ 体积功 ： W=－P 外·ΔV ③ 化学计量数与反应进度： N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) 化学计量数 ν(N 2）= -1 ν(H 2) =-3 ν(NH 3) = 2 反应进度1mol ：表示1mol N 2与3mol H 2作用生成2mol NH 3 12N 2 (g) + 3 2H 2 (g) = NH 3 (g) 化学计量数：ν(N 2）=－12 ν(H 2)=－3 2 ν(NH 3) = 1 反应进度1mol ：表示12mol N 2与3 2 mol H 2作用生成1mol NH 3 ④ 熵： S(g)>S(l)>S(s) ； S （复杂）> S(简单) ； 气体：S(高温) > S （低温）； S(低压) > S （高压）； 固~液相溶，S 增大； 晶体析出，S 减小； 气~液相溶，S 减小； 固体吸附气体，S 减小； 气体等温膨胀，S 增大 二、盖斯定律 总反应的反应热等于各分反应的反应热之和。 若反应①+反应②→反应③，则()()()312r m r m r m H H H θ θθ ?=?+? 若反应①×2—反应②→反应③，则()()()3212r m r m r m H H H θ θθ?=?-? 三、热力学第一定律：U Q W ?=+ 四、化学反应的方向 (298.15)()r m B f m B H k H B θθ ν?=?∑
高中化学第五讲钠及其化合物学业水平测试新人教必修
第五讲钠及其化合物 测试内容测试要求考情追踪 1. 了解钠、铝、铁、铜等金属及其重要化合物的 主要用途 B Ⅲ2015、2017(选) 2. 了解钠、铝、铁、铜等金属及其重要化合物的 主要物理性质 B 2015、2017(选) 3. 了解钠、铝、铁、铜等金属分别与氧气、水、 酸、碱、盐等物质的反应 B 2014、2016(非) 4. 了解氧化钠、氧化铝、氧化铁、氧化铜等金属 氧化物分别与水、酸、碱等物质的反应 B 2014、2016(非) 5. 比较碳酸钠、碳酸氢钠的溶解性、热稳定性、 与酸的反应 B 2015、2016(选) 6. 学会鉴别碳酸钠和碳酸氢钠的方法 D b 2011、2014(选) 7. 了解钠、钾的焰色反应 B b 2010、2011、2017(选) 一、钠 1. 钠的物理性质：色，有金属光泽的固体，热、电的良导体，质、密度水，煤油、熔点水的沸点。 2. 钠的原子结构示意图为，最外层只有一个电子，很容易失去，显强。 所以自然界无游离态钠，钠元素以态、主要以形式存在。 工业制钠的反应为。 3. 钠的化学性质 (1) 与O2反应：钠块切割后的表面呈色，接触到空气后断面很快，反应方程式为；钠在空气中燃烧产生火焰，生成固体，反应方程式为。 (2) 与水反应：钠投入滴有酚酞的水中反应的现象及解释 ①浮在水面上(钠的密度比水的密度)。②熔化成光亮的小球(钠的熔点；该反应为反应)。③小球在水面上游动(有产生)。④发出嘶嘶的声音(反应剧烈)。⑤溶液显红色(生成的溶液呈性)。化学方程式为，离子方程式为。 (3)与酸反应：钠与盐酸反应的离子方程式为。 4. 钠通常保存在中或石蜡油中。 5. 钠的用途 (1) 制取Na2O2等化合物。 (2) 钠、钾合金(液态)可用于。 (3) 用作电光源，制作高压钠灯，高压钠灯发出，射程远，透雾能力强。 (4) 冶炼某些金属。从钛、锆、铌、钽等金属氯化物中置换出金属，如钠与熔融的TiCl4
高二化学选修4化学反应原理第四章电化学练习题
第四章电化学基础练习题 1．Cu2O是一种半导体材料，基于绿色化学理念设计的制取.Cu2O的电解池示 意图如下，电解总反应：2Cu+H2O==Cu2O+H2O↑。下列说法正确的是: （） A．石墨电极上产生氢气B．铜电极发生还原反应 C．铜电极接直流电源的负极 D．当有0.1mol电子转移时，有0.1molCu2O生成。 2．下列叙述不正确的是（） A．铁表面镀锌，铁作阳极 B．船底镶嵌锌块，锌作负极，以防船体被腐蚀 C．钢铁吸氧腐蚀的正极反应：O2 +2H2O+4e-=4OH— D．工业上电解饱和食盐水的阳极反应：2Cl一一2e一=C12↑ 3．控制适合的条件，将反应2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I 2设计成如右图所示 的原电池。下列判断不正确 ．．．的是（） A．反应开始时，乙中石墨电极上发生氧化反应 B．反应开始时，甲中石墨电极上Fe3＋被还原 C．电流计读数为零时，反应达到化学平衡状态 D．电流计读数为零后，在甲中溶入FeCl2固定，乙中石墨电极为负极 4．可用于电动汽车的铝-空气燃料电池，通常以NaCl溶液或NaOH溶液为点解液，铝合金为负极，空气电极为正极。下列说法正确的是（） A．以NaCl溶液或NaOH溶液为电解液时，正极反应都为：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ B．以NaOH溶液为电解液时，负极反应为：Al＋3OH－－3e＝Al(OH)3↓ C．以NaOH溶液为电解液时，电池在工作过程中电解液的pH保持不变 D．电池工作时，电子通过外电路从正极流向负极 5．钢铁生锈过程发生如下反应：①2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2；②4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3；③ 2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O。下列说法正确的是（） A．反应①、②中电子转移数目相等B．反应①中氧化剂是氧气和水 C．与铜质水龙头连接处的钢质水管不易发生腐蚀 D．钢铁在潮湿的空气中不能发生电化学腐蚀（） 6．化学在生产和日常生活中有着重要的应用。下列说法不正确的是 A．明矾水解形成的Al(OH)3胶体能吸附水中悬浮物，可用于水的净化 B．在海轮外壳上镶入锌块，可减缓船体的腐蚀速率 C．MgO的熔点很高，可用于制作耐高温材料 D．电解MgCl2饱和溶液，可制得金属镁 7.右图装置中，U型管内为红墨水，a、b试管内分别盛有食盐水和氯化铵溶液，各加入生铁块，放置一段时间。 下列有关描述错误的是（） A．生铁块中的碳是原电池的正极 B．红墨水柱两边的液面变为左低右高 C．两试管中相同的电极反应式是：Fe－2e－Fe2＋ D．a试管中发生了吸氧腐蚀，b试管中发生了析氢腐蚀 8.茫茫黑夜中，航标灯为航海员指明了方向。航标灯的电源必须长效、稳定。我国科技工作者研制出以铝合金、 Pt-Fe合金网为电极材料的海水电池。在这种电池中①铝合金是阳极②铝合金是负极③海水是电解液 ④铝合金电极发生还原反应（）
高中化学09化学平衡图像专题
一、几大影响因素对应的基本v-t图像 1．浓度 当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。 改变浓度对反应速率及平衡的影响曲线： 2．温度。 在其他条件不变的情况下，升高温度，化学平衡向着吸热的方向进行；降低温度，化学平衡向着放热的方向进行。 化学平衡图像专题知识梳理
由曲线可知：当升高温度时，υ正和υ逆均增大，但吸热方向的速率增大的倍数要大于放热方向的速率增大的倍数，即υ吸>υ放，故化学平衡向着吸热的方向移动；当降低温度时，υ正和υ逆 <υ放，故化学平降低，但吸热方向的速率降低的倍数要大于放热方向的速率降低的倍数，即υ 吸 衡向着放热的方向移动。 3．压强 对于有气体参加且方程式左右两边气体物质的量不等的反应来说，在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向着气体物质的量减小的方向移动；减小压强，平衡向着气体物质的量增大的方向移动。 改变压强对反应速率及平衡的影响曲线[举例反应：mA(g)+n(B)p(C)，m+n>p] 由曲线可知，当增大压强后，υ正和υ逆均增大，但气体物质的量减小的方向的速率增大的 倍数大于气体物质的量增大的方向的速率增大的倍数(对于上述举例反应来说，即'υ正增大的倍 数大于'υ逆增大的倍数)，故化学平衡向着气体物质的量减小的方向移动；当减小压强后，υ正和υ 均减小，但气体物质的量减小的方向的速率减小的倍数大于气体物质的量增大的方向的速率逆 减小的倍数(对于上述举例反应来说，即'υ正减小的倍数大于'υ逆减小的倍数)，故化学平衡向着气体物质的量增大的方向移动。 【注意】对于左右两边气体物质的量不等的气体反应来说： *若容器恒温恒容，则向容器中充入与反应无关的气体(如稀有气体等)，虽然容器中的总压强增大了，但实际上反应物的浓度没有改变(或者说：与反应有关的气体总压强没有改变)，故无论是反应速率还是化学平衡均不改变。 *若容器恒温恒压，则向容器中充入与反应无关的气体(如稀有气体等)，为了保持压强一定，容器的体积一定增大，从而降低了反应物的浓度(或者说：相当于减小了与反应有关的气体压强)，故靴和她均减小，且化学平衡是向着气体物质的量增大的方向移动。
化学选修4化学反应原理 教师用书(DOC)
《化学反应原理》教师参考书 说明 本书是根据中华人民共和国教育部制订的《普通高中化学课程标准（实验）》和《普通高中课程标准实验教科书化学选修4化学反应原理》的内容和要求编写的，供高中化学教师参考。 根据课程标准，《化学反应原理》课程要求学生学习化学反应与能量、化学反应速率和化学平衡以及溶液中的离子平衡等内容，并要求达到以下学习目标： 1. 认识化学变化所遵循的基本原理，初步形成关于物质变化的正确观念； 2. 了解化学反应中能量转化所遵循的规律，知道化学反应原理在生产、生活和科学研究中的应用； 3. 赞赏运用化学反应原理合成新物质对科学技术和人类社会文明所起的重要作用，能对生产、生活和自然界中的有关化学变化现象进行合理的解释； 4. 增强探索化学反应原理的兴趣，树立学习和研究化学的志向。 《化学反应原理》课程共36课时，各章的课时分配建议如下： 绪论 1课时 第一章 6课时 第二章 11课时 第三章 10课时 第四章 6课时 复习 2课时 本书按章编排，每章分为“本章说明”、“教学建议”和“教学资源”三部分。 “本章说明”包括教学目标、内容分析和课时分配建议等。教学目标反映知识与技能、过程与方法和情感态度与价值观几方面的教学目的要求。内容分析主要说明本章教材的内容及其在教学中的地位和功能、知识间的逻辑关系以及教材的特点。课时分配建议可供教师安排课时参考。 教学建议分节编排，包括本节的教学目标、教学重点、难点、教学设计的思路、活动建议、问题交流和习题参考等部分。活动建议主要是对如何组织实验、科学探究和调查研究等教学活动的建议。问题交流主要介绍“学与问”、“思考与交流”的设计意图或对栏目活动的组织提出建议，有些还给出了相应的参考答案。习题参考包括提示、参考答案以及补充习题等。教学资源主要编入一些本章教材的注释或疑难问题的解答，及与本章内容有关的原理拓展、科技信息、化学史、国内外化学与化工生产中的某些新成就等。这些内容意在帮助教师理解和掌握教材，一般不宜对学生讲授，以免增加学生的负担。 应该指出的是，教参是供教师备课时参考的，而采用什么教学方法，应该由教师根据具体情况决定。 本书编写者：何少华、裴群、金仲呜、冷燕平、黄明建（按编写顺序）
初高中化学知识的衔接2
化学学科--初高中知识的衔接 编者的话 “初中课改新生基础知识不扎实”，是教师们的共同感受。用初中课改教材的同学，不适应高中老教材。原本在初中成绩不错，可是上了高中就感到不适应新的学习，成绩一落千丈。通过深入调查研究，我们发现这并不是因为同学们学习能力不够，也不是高中教学出现了问题，而是由于初中课改教材与高中教材之间不能很好地衔接。 初中新课程教材删除了繁、难、偏、旧的知识，体现了“浅、少、易”的特点，新知识的引入与日常生活很贴近，形象生动，遵循了从感性认识上升到理性认识的规律，比较容易理解、接受和掌握，体现了“做中学”的教育思想。可是高中使用的还是原教材，现行的初中新课程与高中课程之间存在很大的空白，两者没有很好地衔接和协调，同时初高中化学学习方法上也存在着明显的不同，这些给高中教师的教和高中新学生的学都带来巨大的障碍和困难，正是适应这一迫切需求，我们为广大师生献上了这本书作为新学期礼物。 探索实践中我们意识到，升入高中的“课改生”，要尽快适应高中学习，一方面要填补知识漏洞，另一方面要调整自己的学习习惯，要根据自己的条件以及高中阶段学科知识交叉多、综合性强的特点，寻找有效的适合自己的学习方法，培养自己主动获取知识的能力，以便使自己在高中激烈的竞争中占据主动地位。 本书着眼学生的发展，将初中与高中学习的差别表述出来，将初中忽略的但高考必考的知识有机地渗透在高中的学习之中，同时还有学法指导。 希望本书能为教师和学生提供一些帮助，相信大家在读了本书之后，会有一定收获。 由于各种因素，错误在所难免，不足之处，请多多指教。 目录 绪言初、高中学生学习方法的对比及策略 第一讲化合价-----打开氧化还原反应的金钥匙 第二讲离子化合物、共价化合物----学习氧化还原反应实质的基础 第三讲酸、碱、盐的概念-----理解强弱电解质的捷径 第四讲电离的概念、电离方程式的书写-----学习离子反应的前提 第五讲横看成岭侧成峰-----谈化学反应和物质的分类 第六讲巧妇难为无米之炊------记忆的重要性 第七讲氧化物----- 对比学习过氧化钠 第八讲盐的分类------学习碳酸钠和碳酸氢钠的基础 第九讲差量法------一种简捷的计算方法 第十讲元素族的学习-----掌握典型进行类比记忆特殊注意对比 第十一讲溶解度计算-----高考中的初中知识点 第十二讲氧化还原反应和离子反应的学习---渗透复习法 第十三讲质量守恒法、原子守恒法等在中学化学计算中的应用 第十四讲核外电子排布的初步知识------学习元素周期律的基础 第十五讲启普发生器的构造和原理 第十六讲常用的干燥剂分液漏斗、长颈漏斗的对比装置的气密性检验