高二下冊化學輔導

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化學高二年級化學反應進行的方向知識點梳理

一. 教學內容：化學反應進行的方向

二. 教學目標：

了解焓、熵的概念，了解反應的焓變和反應的熵變的含義

能初步用化學反應的焓變與熵變的計算來分析判斷化學反應的進行方向

三. 教學重點、難點：

用化學反應的焓變與熵變的計算來分析判斷化學反應的進行方向

四. 教學過程：

科學家根據反應體系中存在著力圖使自身能量趨于“最低”和“有序”變為“無序”的自然現象，對于化學反應進行的方向，提出了互相關聯的能量判據和熵判據，即凡是能夠使反應體系能量降低、熵增大的反應方向，就是化學反應容易進行的方向。但對于一個具體的反應，需應用兩個判據綜合進行分析，不能片面地做結論。

(一)自發過程與非自發過程：

不借助外力可以自動進行的過程稱為自發過程，而必須在外力的作用下才能進行的過程為非自發過程。

說明：

1、體系有著趨于從能量高的狀態變為能量低的狀態的過程，此時體系對外界做功或放出能量?D?D這一經驗規律就是能量判據。能量判據又稱焓判據，即△H< 0的反應有自發進行的傾向，焓判據是判斷化學反應進行方向的判據之一。

2、多數能自發進行的化學反應是放熱反應。即反應物的總能量大于生成物的總能量。但并不是放熱反應都能自發進行，也不是講吸熱反應就不能自發進行。某些吸熱反應也能自發進行，如氯化銨與氫氧化鋇晶體的反應，還有一些吸熱反應在高溫下也能自發進行。

3、混亂度：表示體系的不規則或無序狀態。?D?D混亂度的增加意味著體系變得更加無序。熵是熱力學上用來表示混亂度的狀態函數，符號為S，單位為：J?mol-1?K-1 。?D?D體系的無序性越高，即混亂度越高，熵值就越大。

4、在相同條件下，不同物質的熵值不同，同一物質在不同狀態時的熵值大小也不一樣，一般而言：固態時熵值最小，氣態時熵值最大。

5、熵變：化學反應中要發生物質的變化或物質狀態的變化，因此存在混亂度的變化，叫做熵變，符號：△S △S=S產物-S反應物。在密閉條件下，體系由有序自發地轉變為無序的傾向?D?D熵增

6、自發過程的熵判據：在與外界隔離的體系中，自發過程將導致體系的熵增大，這一經驗規律叫做熵增原理，是判斷化學反應方向的另一判據?D?D熵判據。

7、判斷某一反應能否自發進行，要研究分析：焓判據和熵判據對反應方向的共同影響。

(二)化學反應進行的方向：

在一定的條件下，一個化學反應能否自發進行，既可能與反應的焓變有關，又可能與反應的熵變有關。在溫度、壓力一定的條件下，化學反應的方向是熵變和焓變共同影響的結果，反應的判據是：DH-TDS(T為熱力學溫度，均為正值)。

DH-TDS<0，反應能自發進行;

DH-TDS=0，反應達到平衡狀態;

DH-TDS>0，反應不能自發進行。

即：在溫度、壓力一定的條件下，自發反應總是向DH-TDS<0的方向進行，直至達到平衡狀態。

說明：

1、在判斷反應的方向時，應同時考慮焓變和熵變這兩個因素。

2、在溫度、壓強一定的條件下，化學反應自發進行的方向的判據是：

△G = △H-T△S

其中：G 叫作吉布斯自由能。則：

△G = △H -T△S < 0 反應能自發進行

△G = △H -T△S =0 反應達到平衡狀態

△G = △H-T△S >0 反應不能自發進行

3、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。放熱反應的焓變小于零，熵增加反應的熵變大于零，都對DH-TDS<0作出貢獻，因此，放熱和熵增加有利于反應自發進行。即放熱的熵增加反應一定能自發進行，而吸熱的熵減小反應一定不能自發進行。

4、當焓變和熵變的作用相反時，如果二者大小相差懸殊，可能某一因素占主導地位。焓變對反應的方向起決定性作用，DH-TDS<0，常溫、常壓下放熱反應能自發進行;熵變對反應的方向起決定性作用，則熵增較大的反應在常溫常壓下能自發進行。

5、當焓變和熵變的作用相反，且相差不大時，溫度有可能對反應進行的方向起決定性作用，使TDS的值大于DH值，反應能夠自發進行。

6、在恒溫、恒壓下，用DG判斷化學反應在該狀況時自發進行的方向可列表表示：

7、△H -T△S只能用于說明該反應在理論上能否在此條件下發生，是一個化學反應發生的必要條件，只是反應的可行性問題。過程的自發性只用于判斷過程的方向，并不能確定該反應在此條件下是否一定會發生以及過程發生的速率。

8、△H -T△S只用于一定溫度和壓強下的化學反應方向的判斷，不能說明在其他條件下該反應的方向問題。

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