第二单元 化学反应的方向、限度和速率【知识清单】-2024-2025学年高二化学上册单元速记·巧练（沪科版2024）

第二单元 化学反应的方向、限度和速度 ( 01 思维导图 ) ( 02 考点速记 ) 课题1 化学反应的方向 一、化学反应的方向 1.自发反应 在一定的温度和压强下，一个反应经反应条件引发后，不需要外界帮助，能够自己进行的反应称为自发反应。 2.化学反应的方向与焓变 焓判据——自发反应与焓变的关系 多数能自发进行的化学反应是放热反应，即焓变小于零，但有很多吸热反应也能自发进行。因此，只根据焓变来判断反应进行的方向是不全面的。反应焓变是与反应进行方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。 3、熵和熵变 熵 （1）定义：熵是衡量体系混乱度大小的物理量。 （2）符号和单位：S，常用单位：J/(mol·K) （3）影响熵大小的因素：混乱度越大→体系越无序→熵值越大 ①与物质的量的关系：物质的量越大→粒子数越多→熵值越大 ②对于同一物质，当物质的量相同时，S(g)>S(l)>S(s) ③不同物质熵值的关系：I、物质组成越复杂→熵值越大 II、对于原子种类相同的物质：分子中原子数越多→熵值越大 熵变 （1）定义：发生化学反应时物质熵的变化称为熵变，符号为ΔS （2）计算公式：ΔS=生成物总熵-反应物总熵 4.化学反应的方向和熵变 熵判据——自发反应与熵变的关系 多数能自发进行的化学反应是熵增的反应。熵变是与反应进行方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进 行的唯一因素。因此，只根据熵变来判断反应进行的方向是不全面的。 二、焓变和熵变对反应方向的共同影响 1.反应判据 （1）焓判据 放热过程中体系能量降低，△H＜0，具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也可以自发进行，故只用焓变判断反应的方向不全面。 （2）熵判据 ①熵：量度体系混乱（或有序）的程度的物理量，符号S（同一物质，三种状态下熵值：气态＞液态＞固态） ②熵增原理：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大。即熵变（△S）大于零。 ③熵判据 体系的混乱度增大（既熵增），△S＞0，反应有自发进行的倾向，但有些熵减反应也可以自发进行，故只用熵变判断反应的方向也不全面。 （3）复合判据：ΔH-TΔS与化学反应的方向：在等温、等压条件下的封闭体系中（不考虑体积变化做功以外的其他功），ΔH-TΔS（单位为kJ/mol）的变化综合反映了体系的焓变和熵变对自发过程的影响。这时，化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。即： ΔH-TΔS<0，反应能自发进行； ΔH-TΔS=0，反应处于平衡状态； ΔH-TΔS>0，反应不能自发进行。 （二）综合焓变和熵变判断反应是否自发的情况： 焓变 熵变 化学反应能否自发进行 ΔH<0 ΔS>0 任何温度都能自发进行 ΔH>0 ΔS<0 不能自发进行 ΔH<0 ΔS<0 较低温度时自发进行 ΔH>0 ΔS>0 高温时自发进行 小结：“大大高温，小小低温” （三）应用判据时的注意事项 （1）在讨论过程的方向问题时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。 （2）过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率 （3）只适用于没有发生的反应 注：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.简单应用 焓变（△H） 熵变 （△S） 反应的自发性 ＜0 ＞0 任何温度都能自发进行 ＜0 ＜0 较低温度下能自发进行 ＞0 ＞0 高温下能自发进行 ＞0 ＜0 任何温度都不能自发进行 注：过程的自发性只能用于判断反应进行的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。 课题2 化学反应的限度 一．化学平衡常数的基本概念 1．定义 在一定温度下，当一个可逆反应达到 平衡状态 时，生成物浓度与反应物浓度的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。 2．表达式 对于可逆反应mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)在一定温度条件下达到平衡时：K= 3． K的意义 平衡常数是表明化学反应在一定条件下进行的最大程度（即反应限度）的特征值，一般可认为，K越大，表示化学反应达到平衡时生成物浓度对反应物浓度的比值越大，也就是反应进行的程度越大；反之，K越小，表示反应进行的程度越小。 4．影响K的因素：仅受温度影响 放热反应,温度升高,平衡常数减小；吸热反应,温度升高,平衡常数增大 5.平衡转化率 对于可逆反应aA (g)+bB(g)⇌ cC (g)+ dD (g)，当反应达到化学平衡状态时，A的平衡转化率为：α(A)=（A的起始浓度-A的平衡浓度）/A的起始浓度*100% 二、化学平衡的移动 1. 平衡常数K与Q的关系及应用 （1）判断可逆反应进行的限度 （2）判断一个可逆反应是否达到平衡 若用起始时各物质浓度幂之积的比值（用Q表示）与K比较，可判断可逆反应进行的方向。 当Q=K时，可逆反应处于平衡状态； 当Q>K时，可逆反应向逆反应方向进行； 当Q<K时，可逆反应向正反应方向进行。 2.浓度、温度、压强对化学平衡的影响 外因的变化 备注 对反应速率的影响 对化学平衡的影响 浓度 增大反应物的浓度 固体物质除外 v正增大，且v正>v逆 向正反应方向移动 减小生成物的浓度 v逆减小，且v正>v逆 减小反应物的浓度 v逆减小，且v正<v逆 向逆反应方向移动 增大生成物的浓度 v逆增大，且v正<v逆 压强 增压引起浓度改变 固体和液体、恒容时充入不反应气体情况除外 v正、v逆均增大，只是增大的倍数不同 向气体体积减小的方向移动 减压引起浓度改变 v正、v逆均减小，只是减小的倍数不同 向气体体积增大的方向移动 恒容时冲入不反应气体 各物质浓度不变，v正、v逆均不变 平衡不移动 恒压时冲入不反应气体 容器体积增大，各物质浓度减小，v正、v逆均减小，按照减压进行思考。 向气体体积增大的方向移动 温度 增大温度 v正、v逆均增大，v吸热>v放热 向吸热方向移动 减小温度 v正、v逆均增大，v吸热＜v放热 向放热方向移动 催化剂 加入(正)催化剂 v正、v逆均增大，且增大程度相同 平衡不移动 【补充说明】平衡移动与转化率的变化：不要把平衡向正反应方向移动与反应物转化率的增大等同起来。 反应实例 条件变化与平衡移动方向 达新平衡后转化率变化 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)+Q 增大O2浓度，平衡正移 O2转化率降低，SO2转化率增大 增大SO3浓度，平衡逆移 O2转化率降低，SO2转化率降低 升高温度，平衡逆移 O2转化率降低，SO2转化率降低 增大压强，平衡正移 O2转化率增大，SO2转化率增大 2NO2(g) N2O4(g) 体积不变时，加入NO2 NO2转化率增大 2HI(g) H2(g)+I2(g) 增大HI的浓度，平衡正移 HI转化率不变 增大压强，平衡不移动 HI转化率不变 3.勒夏特列原理 化学平衡的移动——勒沙特列原理 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。 （1）说明：“减弱这种改变”的正确理解 ①从定性角度看，平衡移动的方向为减弱外界条件变化的方向，如： 增大反应物的浓度，平衡就向减弱这种改变即反应物浓度减小的方向移动； 增大压强，平衡就向气体体积缩小即气体的物质的量减小、压强减小的方向移动 升高温度，平衡就向吸热反应也就是使温度降低的方向移动 这种移动可以理解为与条件改变 “对着干” ②从定量角度看，平衡移动的结果只是减弱了外界条件的变化，而不能抵消更不能超越外界条件的改变。即外界因素对物质的影响大于平衡移动对物质的影响 （2）适用范围:1、已达平衡的体系：化学平衡、溶解平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等 2、用来判断移动的方向，不能判断达新平衡的时间 （3）适用条件：只限于改变影响平衡的一个条件 结论：化学平衡的本质特征是v正=v逆，那么平衡移动的根本原因是v正≠v逆，凡是导致v正≠v逆的变化都能使平衡发生移动。 课题3 化学反应的速率 一．化学反应速率的表示方法 1、化学反应速率的表示方法 表示方法：用单位时间内某一反应物浓度的减少或某生成物浓度的增加来表示。 2、化学反应速率的计量特征 表达式：(△c表示某一反应物或某一生成物物质的量浓度的绝对变化值，△t表示时间变化量) 单位：mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1或mol·L-1·h-1 说明： ①化学反应速率无正负之分； ②化学反应速率不是瞬时速率而是平均速率； ③用不同物质来表示某一化学反应速率时，其数值一般不一定相等，所以必须标明物质； ④用不同物质来表达化学反应速率时，其数值不一定相等，但它们的速率比等于方程式中的系数比。 即：对于反应aA+bB cC+dD来说，υ(A)：υ(B)：υ(C)：υ(D)=a：b：c：d 【注意】这里的速率均是指同一方向的，要么是正反应方向，要么是逆反应方向。 二、影响化学反应速率的因素 1.基元反应与反应历程 （1）基元反应：大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现，这其中的每一步反应都称为基元反应。基元反应反应了反应历程，反应历程又称反应机理。 基元反应发生的先决条件：反应物的分子必须发生碰撞 （2）有效碰撞： 定义：能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。 条件：第一，分子必须具有一定的能量，即活化分子（能够发生有效碰撞的分子）。第二，有合适的取向。 （3）活化能 活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。 有效碰撞理论与化学反应的关系：普通分子活化分子有效碰撞→新物质+能量 2.温度、浓度、催化剂的影响 内因：反应物本身的性质→起最主要作用(如：F2非常活泼，与H2在阴冷的环境下相遇会发生爆炸，而I2与H2在500℃的条件下才能反应，而且是可逆反应) 外因：外界因素(包括浓度、压强、温度、催化剂、固体表面积等) (1)浓度对化学反应速率的影响 规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度，可以加快化学反应速率；减小反应物的浓度，可以减慢化学反应速率。 实质：改变反应物的浓度，实际上就是改变单位体积内的活化分子数。具体来说，增大反应物的浓度，必然提高了单位体积内活化分子数，故加快化学反应速率；减小反应物的浓度，必然减少了单位体积内活化分子数，故减慢化学反应速率。 注意事项：此规律只适用于浓度可以改变的物质(气体或溶液)所参与的反应，对于固体或纯液体来说，它们的浓度是常数，改变它们的量(质量、物质的量等)均不会影响化学反应速率。 如：C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)，若增加焦炭的量，化学反应速率不发生改变。 (2)压强对化学反应速率的影响 条件：压强对固体或液体的浓度改变几乎无影响，所以此规律只适用于有气体参与的反应。 规律：对于有气体参与的化学反应，在其他条件不变的情况下，增大压强，化学反应速率加快；减小压强，化学反应速率减慢。 实质：对于气体来说，在其他条件不变的情况下，增大压强，气体体积减小(相当于压缩容器)，即增大了气体的浓度，所以，增大压强可以加快化学反应速率；减小压强，气体体积增大(相当于增大容器)，即减小了气体的浓度，所以，减小压强可以减慢化学反应速率。 (3)温度对化学反应速率的影响 规律：在其他条件一定的情况下，升高温度，可以加快化学反应速率；降低温度，可以减慢化学反应速率。 实验测得，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大到原来的2～4倍。 实质：当升高反应体系温度时，物质吸收能量后，内能增大，单位体积内活化分子百分数增加，同时分子运动加剧，增加了分子碰撞的机会，从而提高有效碰撞次数，故加快化学反应速率；降低反应体系温度时，物质分子运动减弱，减少了分子碰撞的机会，从而降低了有效碰撞分子的百分数，故减慢化学反应速率。 (4)催化剂对化学反应速率的影响 规律：使用催化剂，能同等程度地加快(或减慢)正、逆反应速率。 实质：分子必须具备一定的能量才能成为活化分子，才能发生化学反应。而催化剂能改变化学反应的途径，降低活化分子所需的最低能量(即降低活化能)，从而使更多的普通分子成为活化分子，提高了有效碰撞分子的百分数，故加快化学反应速率。 【说明】催化剂可分为正催化剂和负催化剂(或阻化剂)。所谓正催化剂是指能加快反应速率的催化剂，负催化剂是指能降低反应速率的催化剂。由于负催化剂较少，所以一般催化剂都是指正催化剂而言。 (5)固体表面积的大小对化学反应速率的影响 规律：固体颗粒越小，即表面积越大，化学反应速率越快；固体颗粒越大，即表面积越小，化学反应速率就越慢。 实质：固体物质在一般情况下，浓度是个常数。但当将一定质量的固体粉碎后，颗粒变小，表面积增大，相当于增大了固体物质的浓度，故可加快化学反应速率。 (6)原电池对化学反应速率的影响 规律：对于较活泼的金属与非氧化性酸(如盐酸、稀硫酸等)发生置换反应产生氢气时，若向此溶液中加入较不活泼金属或金属负离子时，产生氢气的速率会加快。 实质：当向原溶液中加入不活泼金属或金属阳离子时，会形成原电池发生电化腐蚀，而电化腐蚀的速率要大于普通的化学腐蚀的速率。 课题4 工业合成氨 1、 合成氨适宜生产条件的选择 1.合成氨条件的理论分析 （1）反应原理：N2+3H22NH3 ∆H<0 （2）主要设备：合成塔。 （3）合成氨条件的选择：增大N2、H2浓度，及时分离出氨；适当的温度（500℃左右）和压强（2×107Pa～5×107Pa）；采用铁催化剂。 外界 条件 有利于加快速率的条件控制 有利于平衡正向移动的条件控制 综合分析结果 浓度 增大反应物的浓度 增大反应物的浓度、减小生成物的浓度 不断地补充反应物、及时地分离出生成物 催化剂 加合适的催化剂 不需要 加合适的催化剂 温度 高温 ΔH＜0 低温 兼顾速率和平衡，考虑催化剂的适宜温度 ΔH＞0 高温 在设备条件允许的前提下，尽量采取高温并考虑催化剂的活性 压强 高压(有气体参加) Δνg＜0 高压 在设备条件允许的前提下，尽量采取高压 Δνg＞0 低压 兼顾速率和平衡，选取适宜的压强 2.合成氨适宜条件的选择 压强：20MPa~50MPa(中压) (有利于氨的合成,对动力、材料强度、设备制造要求适中) 温度：500℃左右(速率较快,转化率适中催化剂活性最大) 催化剂：铁触媒 浓度：C(N2)：C(H2)=1：2.8（将生成的氨及时从混合气中分离出来，且向循环气中不断补充） （4）合成氨工业流程： 合成氨的生产流程 （一）生产流程 （二）流程分析 1、原料气干燥、净化：除去原料气中的水蒸气及其他气体杂质，防止与催化剂接触时，导致催化剂“中毒”而降低或丧失催化活性 2、压缩机加压：增大压强 3、热交换：合成氨反应为放热反应，反应体系温度逐渐升高，为原料气反应提供热量，故热交换可充分利用能源，提高经济效益。 4、冷却：生成物NH3的液化需较低温度采取迅速冷却的方法，可使气态氨变成液氨后及时从平衡混合物中分离出来，以促使平衡向生成NH3的方向移动。 5、循环使用原料气：因合成氨反应为可逆反应，平衡混合物中含有原料气，将NH3分离后的原料气循环利用，并及时补充N2和H2,使反应物保持一定的浓度，以利于合成氨反应，提高经济效益 ( 03 素养提升 ) 易错点辨析 等效平衡 1）等效平衡概念 化学平衡状态时达到与化学反应途径无关。当外界条件相同时，可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始，还是正反应和逆反应同时开始，途径虽然不同，只要起始浓度相当，就可以达到相同的平衡状态，即平衡混合物中各组成物质的百分含量保持不变，也就是等效平衡。 例如：恒温恒容时，对于可逆反应2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g)，下列几种途径达平衡时是相同： ①起始时，有2mol SO2和1mol O2 ②起始时，有2mol SO3 ③起始时，有1mol SO2、0.5mol O2和1mol SO3 ④先加入1mol SO2、1mol O2，再加入1mol SO2 2）等效平衡分类 ①等同平衡（即同一平衡）：相当于数学中的全等三角形。对于此类平衡，两平衡状态反应混合物中各组成成分百分含量相同，浓度相同，物质的量相同。 ②等效平衡：相当于数学中的相似三角形。对于此类平衡，两平衡状态反应混合物中各组成成分百分含量相同，浓度或物质的量成比例。 3）等效平衡规律 ①恒温恒容条件下： （i）对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一物质的物质的量与原平衡相同（即投料量相同），则两平衡等效。 （ii）对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物或生成物的物质的量的比例与原平衡相同（即投料比相同），则两平衡等效。 ②恒温恒压 改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成平衡式左右两边中同一边物质的物质的量之比与原平衡相同（即投料比相同），则达平衡后与原平衡等效 总结如下： 条 件 等 效 条 件 结 果 恒温恒容（△n(g)≠0） 投料换算成相同物质表示时物质的的量相同 两平衡各组分百分含量相同（物质的量n、浓度c相同） 恒温恒容（△n(g)=0） 投料比换算成相同物质表示时物质的量成比例 两平衡各组分百分含量相同（浓度c相同，物质的量n按比例变化） 恒温恒压 投料换算成相同物质表示时物质的量成比例 两平衡各组成百分含量相同（浓度c相同，物质的量n按比例变化） 2 学科网（北京）股份有限公司 $$