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化学必背知识手册分类第二章 化学反应速率与化学平衡-【知识手册】（人教版选择性必修1）（教师版）4
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这是一份化学必背知识手册分类第二章 化学反应速率与化学平衡-【知识手册】（人教版选择性必修1）（教师版）4，共9页。学案主要包含了化学反应速率，影响化学反应速率的因素，活化能等内容，欢迎下载使用。
一、化学反应速率
1、化学反应速率：定量描述 化学反应快慢 程度的物理量。
2、表示方法：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。
（1）表达式：V=Δc/Δt
（2）单位：ml/(L·min)或ml/(L·s)
3、化学反应速率的测定
（1）测定原理：利用与化学反应中任何一种化学物质的 浓度 相关的可观测量进行测定。
（2）测定方法
①直接观察测定：如 释放出气体的体积 和 体系的压强 等。
②科学仪器测定：在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用 颜色变化 和 显色物质与浓度 变化间的比例关系测量反应速率。
4、化学反应速率的计算
（1）公式法：
v＝eq \f(Δc,Δt)＝eq \f(Δn,VΔt)
v(反应物)＝eq \f(－Δc反应物,Δt) v(生成物)＝eq \f(Δc生成物,Δt)
（2）运用同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”的规律进行计算。
对于一个化学反应：mA＋nB=== pC＋qD ，v(A)＝－eq \f(ΔcA,Δt)，v(B)＝－eq \f(ΔcB,Δt)，v(C)＝eq \f(ΔcC,Δt)，v(D)＝eq \f(ΔcD,Δt)，
且有：eq \f(vA,m)＝eq \f(vB,n)＝eq \f(vC,p)＝eq \f(vD,q)。
（3）“三段式”法
①求解化学反应速率计算题的一般步骤：
写出有关反应的化学方程式；找出各物质的起始量、转化量 、某时刻量；转化量之比等于化学计量数之比；
先根据已知条件列方程计算：
反应： mA(g)＋nB(g) ＝ pC(g)
起始浓度/ml·L－1： a b c
转化浓度/ml·L－1 ： x eq \f(nx,m) eq \f(px,m)
某时刻(t s)浓度/ml·L－1： a－x b－eq \f(nx,m) c＋eq \f(px,m)
再利用化学反应速率的定义式求算：
v(A)＝eq \f(x,t) ml·L－1·s－1； v(B)＝eq \f(nx,mt) ml·L－1·s－1； v(C)＝eq \f(px,mt) ml·L－1·s－1。
②计算中注意以下量的关系。
对反应物： c(起始)－c(转化) ＝c(某时刻)； 对生成物： c(起始)＋c(转化) ＝c(某时刻)；
转化率＝eq \f(c转化,c起始)×100%。
二、影响化学反应速率的因素
1、实验Ⅰ：定性探究影响化学反应速率的外界因素
实验原理：Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O 2H2O2eq \(=====,\s\up7(催化剂))2H2O＋O2↑
2、实验Ⅱ：反应速率的定量测定和比较
3、影响化学反应速率的其他因素
（1）浓度：底物浓度越大，化学反应速率 越快 。
（2）温度：当其他条件相同时， 升高温度 反应速率增大， 降低温度 反应速率减小。
（3）催化剂：同一反应，用不同催化剂，反应速率不相同。
（4）压强：对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解如下
①对于气体来说，在一定温度下，一定质量的气体所占的体积与压强成 反比 ，其他条件不变时，增大压强，气体体积 缩小 ，浓度 增大 。
②对于有气体参加的化学反应，在相同温度下，增大压强 ，反应速率 增大 ；减小压强 ，反应速率 减小 。
三、活化能
1、有效碰撞：能够 发生化学反应 的碰撞。
2、无效碰撞：不能够 发生化学反应 的碰撞。
3、活化分子：能够发生 有效碰撞 的分子。
4、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 。
5、反应物、生成物的能量与活化能的关系图
活化能越小，普通分子就越容易变成 活化分子 。如图所示：反应的活化能是E1，反应热是E1－E2。
6、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释
（1）浓度：反应物浓度增大→单位体积内活化分子数 增多 →单位时间内有效碰撞的次数 增加 →反应速率 增大 ；反之，反应速率 减小 。
（2）压强：增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数 增多 →单位时间内有效碰撞的次数 增加 →反应速率 增大 ；反之，反应速率 减小 。
（3）温度： 升高温度→活化分子的百分数 增大 →单位时间内有效碰撞的次数 增加 →反应速率 增大 ；反之，反应速率 减小 。
（4）催化剂：使用催化剂→改变了反应的历程(如上图)，反应的活化能 降低 →活化分子的百分数 增大→单位时间内有效碰撞的几率 增加 →反应速率 加快 。
第二节 化学平衡
一、化学平衡状态
1、可逆反应：在相同条件下，既能向 正反应 方向进行，同时又能向 逆反应 方向进行的反应。
2、化学平衡状态的建立
（1）如图1所示，N2与H2随着反应的进行，其浓度逐渐 减小 ，v正逐渐 减小 ，而c(NH3)逐渐 增大 ，v逆逐渐 增大 ，t1时刻，它们的浓度不再改变，v正＝v逆，反应达到平衡。
（1）如图2所示，随着NH3的分解，其浓度逐渐 减小 ，v逆逐渐 减小 ，而c(N2)、c(H2)逐渐 增大 ，v正逐渐 增大 ，t2时刻起，它们的浓度不再改变， v正＝v逆 ，反应达到平衡。
3、化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态我们称为化学平衡状态，简称化学平衡。
二、化学平衡常数
1、化学平衡状态时浓度数据分析
分析课本表2－1：457.6 ℃时反应体系H2(g)＋I2(g)⇄2HI(g)中各物质的浓度数据，我们可以发现以下规律：
（1）无论该反应从正向进行还是从逆向进行，平衡时，只要温度一定，eq \f(c2HI,cH2·cI2)的值近似相等。
（2）无论反应物或生成物的浓度如何改变，平衡时只要温度一定，eq \f(c2HI,cH2·cI2)的值也近似相等。
2、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，用符号 K 表示。
3、浓度商与化学平衡常数的表达式
（1）浓度商：对于一般的可逆反应，mA(g)＋nB(g)⇄pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的eq \f(cpC·cqD,cmA·cnB)称为 浓度商 ，常用 Q 表示，即Q＝eq \f(cpC·cqD,cmA·cnB)。
（2）化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，K＝eq \f(cpC·cqD,cmA·cnB)。
（3）Q与K关系：当反应中有关物质的浓度商 等于 平衡常数时，表明反应达到化学平衡状态。
三、影响化学平衡的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
2、化学平衡移动：在一定条件当可逆反应达到平衡状态后，如果 浓度 、 压强 、温度等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着 改变 ，直至达到新的平衡状态。这种由 原有的平衡状态 达到 新的平衡状态 的过程。
3、化学平衡移动方向的判断
当Q＝K时：反应处于 平衡 状态， v正＝v逆 ；
当Q＜K时：反应向 正反应方向 进行，v正＞v逆；
当Q＞K时：反应向 逆反应方向 进行，v正＜v逆。
4、压强变化对化学平衡移动的影响
5、温度对化学平衡移动的影响
6、勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一(如温度、浓度、压强等)，平衡将向着能够 减弱 这种改变的方向移动。
7、化学平衡图像的类型及特点
（1）速率—时间图像(v－t图像)
Ⅰ.正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是增大了 反应物的浓度 ，使正反应速率突变，且平衡 正向 移动。
Ⅱ.v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡 正向 移动，说明该反应的正反应可能是 放热 反应或气体总体积增大 的反应，改变的条件是 降低温度 或 减小压强 。
Ⅲ.v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡 没有发生 移动，可能是使用了 催化剂 ，也可能是对反应前后气体总体积不发生变化的反应增大压强所致。
（2）百分含量—时间—温度图像
Ⅰ.T2＞T1，温度升高，平衡 逆向 移动，正反应是 放热 反应。
Ⅱ.p2＞p1，压强增大，A(反应物)的转化率 减小 ，说明正反应是气体总体积 增大 的反应。
Ⅲ.生成物C的百分含量 不变 ，说明平衡 不发生 移动，但反应速率a＞b，故a可能使用了 催化剂 ；若该反应是反应前后气体总体积不变的可逆反应，a也可能是增大了压强。
第三节 化学反应的方向
1、自发过程和自发反应的比较
2、化学反应进行方向的判据
（1）焓变与反应的方向
放热反应过程中体系能量 降低 ，因此具有 自发 进行的倾向，科学家提出用 焓变 来判断反应进行的方向，这就是 焓判据 。
①多数放热反应是自发进行的。例如燃烧反应、中和反应等。②有些吸热反应也可以自发进行，如：
2N2O5(g) ⇄ 4NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋109.8 kJ·ml－1。
（2）熵变与反应的方向
①体系的熵值：体系的 混乱程度 越大，体系的熵值就 越大 。
②同一物质的熵值：S(g)＞S(l)＞S(s)，同一条件下，不同物质的 熵值 不同。
（3）熵判据：体系有自发地向混乱度 增加 (即熵增)的方向转变的倾向，因此可用 熵变 来判断反应进行的方向。
3、自由能与化学反应的方向
（1）自由能：符号为 ΔG ，单位为kJ·ml－1。
（2）自由能变化与焓变、熵变的关系：ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与 焓变 有关，还与 温度有关 。
（3）反应方向与自由能的关系
①当ΔG＜0时，反应 能自发进行 ；
②当ΔG＝0时，反应 处于平衡状态 ；
③当ΔG＞0时，反应 不能自发进行 。
第四节 化学反应的调控
1、合成氨反应的特点
合成氨反应：N2(g)＋3H2(g) ⇄2NH3(g)。已知298 K时：ΔH＝－92.4 kJ·ml－1，ΔS＝－198.2 J·ml－1·K－1。
（1）自发性：常温(298 K)下， ΔH－TΔS<0 ，能自发进行。
（2）可逆性：反应为 可逆 反应。
（3）体积变化(熵变)：ΔS<0，正反应是气体体积 缩小 的反应。
（4）焓变：ΔH<0，是 放热 反应。
2、工业合成氨的适宜条件
3、合成氨的工艺流程
影响因素
实验步骤
实验现象
实验结论
浓度
均出现 浑浊 ，但后者 出现浑浊更快
增大浓度，化学反应速率 增大
温度
混合后均出现 浑浊 ，但70 ℃热水一组 首先出现浑浊
升高温度，化学反应速率 增大
催化剂
前者 无明显现象，后者 出现大量气泡
催化剂能 加快 化学反应速率
加入试剂
反应时间
(填“长”或“短”)
反应速率
(填“快”或“慢”)
实验结论
40 mL 1 ml·L－1硫酸
长
慢
4 ml·L－1硫酸与锌反应比1 ml·L－1硫酸与锌反应的速率 快 。
40 mL 4 ml·L－1硫酸
短
快
实验原理
Fe3＋＋3SCN－ ⇄ Fe(SCN)3(红色)
实验操作
现象与结论
b溶液颜色变浅，平衡向逆反应方向移动
c溶液颜色变深，平衡向正反应方向移动
理论解释
发生Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋，Fe3＋浓度减小，Q＝eq \f(c[FeSCN3],cFe3＋·c3SCN－)增大，Q＞K，平衡逆向移动
c(SCN－)增大，Q＝eq \f(c[FeSCN3],cFe3＋·c3SCN－)减小，Q＜K，平衡正向移动
实验原理
eq \(2NO2,\s\d14(红棕色)) ⇄ eq \(N2O4,\s\d14(无色))
实验步骤
活塞Ⅱ处→Ⅰ处，压强增大
活塞Ⅰ处→Ⅱ处，压强减小
实验现象
混合气体的颜色先 变深 又逐渐 变浅
混合气体的颜色先 变浅 又逐渐 变深
实验结论
活塞往里推，体积减小，压强增大，c(NO2)增大，颜色变深，但颜色又变浅，说明c(NO2)减小，平衡向 正反应 方向移动。
活塞往外拉，体积增大，压强 减小 ，c(NO2)减小，颜色变浅，但气体颜色又变深，说明c(NO2)增大，平衡向 逆反应 方向移动
实验原理
eq \(2NO2g,\s\d16 (红棕色)) ⇄ eq \(N2O4g,\s\d16(无色))ΔH＝－56.9 kJ·ml－1
实验步骤
实验现象
热水中混合气体颜色 加深 ；冰水中混合气体颜色 变浅
实验结论
混合气体受热颜色 加深 ，说明NO2浓度 增大 ，即平衡向 逆反应 方向移动；混合气体被冷却时颜色 变浅 ，说明NO2浓度 减小 ，即平衡向 正反应 方向移动
自发过程
自发反应
含义
在一定条件下， 不用借助外力 ，就能自发进行的过程。
在给定的条件下，可以 自发 进行到显著程度的化学反应。
特征
具有 方向性 ，即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行 。
举例
高山流水，自由落体，冰雪融化
钢铁生锈
应用
可被用来完成有用功。如H2燃烧可设计成 原电池 。
非自发过程要想发生，必须对它做功。如通电将水分解为 H2和O2 。
外部条件
工业合成氨的适宜条件
压强
10～30 MPa
温度
400～500 ℃
催化剂
使用 铁触媒 作催化剂
浓度
氨及时从混合气中分离出去，剩余气体 循环使用 ；及时 补充N2和H2
一、化学反应速率
1、化学反应速率：定量描述 化学反应快慢 程度的物理量。
2、表示方法：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。
（1）表达式：V=Δc/Δt
（2）单位：ml/(L·min)或ml/(L·s)
3、化学反应速率的测定
（1）测定原理：利用与化学反应中任何一种化学物质的 浓度 相关的可观测量进行测定。
（2）测定方法
①直接观察测定：如 释放出气体的体积 和 体系的压强 等。
②科学仪器测定：在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用 颜色变化 和 显色物质与浓度 变化间的比例关系测量反应速率。
4、化学反应速率的计算
（1）公式法：
v＝eq \f(Δc,Δt)＝eq \f(Δn,VΔt)
v(反应物)＝eq \f(－Δc反应物,Δt) v(生成物)＝eq \f(Δc生成物,Δt)
（2）运用同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”的规律进行计算。
对于一个化学反应：mA＋nB=== pC＋qD ，v(A)＝－eq \f(ΔcA,Δt)，v(B)＝－eq \f(ΔcB,Δt)，v(C)＝eq \f(ΔcC,Δt)，v(D)＝eq \f(ΔcD,Δt)，
且有：eq \f(vA,m)＝eq \f(vB,n)＝eq \f(vC,p)＝eq \f(vD,q)。
（3）“三段式”法
①求解化学反应速率计算题的一般步骤：
写出有关反应的化学方程式；找出各物质的起始量、转化量 、某时刻量；转化量之比等于化学计量数之比；
先根据已知条件列方程计算：
反应： mA(g)＋nB(g) ＝ pC(g)
起始浓度/ml·L－1： a b c
转化浓度/ml·L－1 ： x eq \f(nx,m) eq \f(px,m)
某时刻(t s)浓度/ml·L－1： a－x b－eq \f(nx,m) c＋eq \f(px,m)
再利用化学反应速率的定义式求算：
v(A)＝eq \f(x,t) ml·L－1·s－1； v(B)＝eq \f(nx,mt) ml·L－1·s－1； v(C)＝eq \f(px,mt) ml·L－1·s－1。
②计算中注意以下量的关系。
对反应物： c(起始)－c(转化) ＝c(某时刻)； 对生成物： c(起始)＋c(转化) ＝c(某时刻)；
转化率＝eq \f(c转化,c起始)×100%。
二、影响化学反应速率的因素
1、实验Ⅰ：定性探究影响化学反应速率的外界因素
实验原理：Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O 2H2O2eq \(=====,\s\up7(催化剂))2H2O＋O2↑
2、实验Ⅱ：反应速率的定量测定和比较
3、影响化学反应速率的其他因素
（1）浓度：底物浓度越大，化学反应速率 越快 。
（2）温度：当其他条件相同时， 升高温度 反应速率增大， 降低温度 反应速率减小。
（3）催化剂：同一反应，用不同催化剂，反应速率不相同。
（4）压强：对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解如下
①对于气体来说，在一定温度下，一定质量的气体所占的体积与压强成 反比 ，其他条件不变时，增大压强，气体体积 缩小 ，浓度 增大 。
②对于有气体参加的化学反应，在相同温度下，增大压强 ，反应速率 增大 ；减小压强 ，反应速率 减小 。
三、活化能
1、有效碰撞：能够 发生化学反应 的碰撞。
2、无效碰撞：不能够 发生化学反应 的碰撞。
3、活化分子：能够发生 有效碰撞 的分子。
4、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 。
5、反应物、生成物的能量与活化能的关系图
活化能越小，普通分子就越容易变成 活化分子 。如图所示：反应的活化能是E1，反应热是E1－E2。
6、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释
（1）浓度：反应物浓度增大→单位体积内活化分子数 增多 →单位时间内有效碰撞的次数 增加 →反应速率 增大 ；反之，反应速率 减小 。
（2）压强：增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数 增多 →单位时间内有效碰撞的次数 增加 →反应速率 增大 ；反之，反应速率 减小 。
（3）温度： 升高温度→活化分子的百分数 增大 →单位时间内有效碰撞的次数 增加 →反应速率 增大 ；反之，反应速率 减小 。
（4）催化剂：使用催化剂→改变了反应的历程(如上图)，反应的活化能 降低 →活化分子的百分数 增大→单位时间内有效碰撞的几率 增加 →反应速率 加快 。
第二节 化学平衡
一、化学平衡状态
1、可逆反应：在相同条件下，既能向 正反应 方向进行，同时又能向 逆反应 方向进行的反应。
2、化学平衡状态的建立
（1）如图1所示，N2与H2随着反应的进行，其浓度逐渐 减小 ，v正逐渐 减小 ，而c(NH3)逐渐 增大 ，v逆逐渐 增大 ，t1时刻，它们的浓度不再改变，v正＝v逆，反应达到平衡。
（1）如图2所示，随着NH3的分解，其浓度逐渐 减小 ，v逆逐渐 减小 ，而c(N2)、c(H2)逐渐 增大 ，v正逐渐 增大 ，t2时刻起，它们的浓度不再改变， v正＝v逆 ，反应达到平衡。
3、化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应，当正、逆反应的速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态我们称为化学平衡状态，简称化学平衡。
二、化学平衡常数
1、化学平衡状态时浓度数据分析
分析课本表2－1：457.6 ℃时反应体系H2(g)＋I2(g)⇄2HI(g)中各物质的浓度数据，我们可以发现以下规律：
（1）无论该反应从正向进行还是从逆向进行，平衡时，只要温度一定，eq \f(c2HI,cH2·cI2)的值近似相等。
（2）无论反应物或生成物的浓度如何改变，平衡时只要温度一定，eq \f(c2HI,cH2·cI2)的值也近似相等。
2、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，用符号 K 表示。
3、浓度商与化学平衡常数的表达式
（1）浓度商：对于一般的可逆反应，mA(g)＋nB(g)⇄pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的eq \f(cpC·cqD,cmA·cnB)称为 浓度商 ，常用 Q 表示，即Q＝eq \f(cpC·cqD,cmA·cnB)。
（2）化学平衡常数表达式：当在一定温度下达到化学平衡时，K＝eq \f(cpC·cqD,cmA·cnB)。
（3）Q与K关系：当反应中有关物质的浓度商 等于 平衡常数时，表明反应达到化学平衡状态。
三、影响化学平衡的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
2、化学平衡移动：在一定条件当可逆反应达到平衡状态后，如果 浓度 、 压强 、温度等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着 改变 ，直至达到新的平衡状态。这种由 原有的平衡状态 达到 新的平衡状态 的过程。
3、化学平衡移动方向的判断
当Q＝K时：反应处于 平衡 状态， v正＝v逆 ；
当Q＜K时：反应向 正反应方向 进行，v正＞v逆；
当Q＞K时：反应向 逆反应方向 进行，v正＜v逆。
4、压强变化对化学平衡移动的影响
5、温度对化学平衡移动的影响
6、勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一(如温度、浓度、压强等)，平衡将向着能够 减弱 这种改变的方向移动。
7、化学平衡图像的类型及特点
（1）速率—时间图像(v－t图像)
Ⅰ.正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是增大了 反应物的浓度 ，使正反应速率突变，且平衡 正向 移动。
Ⅱ.v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡 正向 移动，说明该反应的正反应可能是 放热 反应或气体总体积增大 的反应，改变的条件是 降低温度 或 减小压强 。
Ⅲ.v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡 没有发生 移动，可能是使用了 催化剂 ，也可能是对反应前后气体总体积不发生变化的反应增大压强所致。
（2）百分含量—时间—温度图像
Ⅰ.T2＞T1，温度升高，平衡 逆向 移动，正反应是 放热 反应。
Ⅱ.p2＞p1，压强增大，A(反应物)的转化率 减小 ，说明正反应是气体总体积 增大 的反应。
Ⅲ.生成物C的百分含量 不变 ，说明平衡 不发生 移动，但反应速率a＞b，故a可能使用了 催化剂 ；若该反应是反应前后气体总体积不变的可逆反应，a也可能是增大了压强。
第三节 化学反应的方向
1、自发过程和自发反应的比较
2、化学反应进行方向的判据
（1）焓变与反应的方向
放热反应过程中体系能量 降低 ，因此具有 自发 进行的倾向，科学家提出用 焓变 来判断反应进行的方向，这就是 焓判据 。
①多数放热反应是自发进行的。例如燃烧反应、中和反应等。②有些吸热反应也可以自发进行，如：
2N2O5(g) ⇄ 4NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋109.8 kJ·ml－1。
（2）熵变与反应的方向
①体系的熵值：体系的 混乱程度 越大，体系的熵值就 越大 。
②同一物质的熵值：S(g)＞S(l)＞S(s)，同一条件下，不同物质的 熵值 不同。
（3）熵判据：体系有自发地向混乱度 增加 (即熵增)的方向转变的倾向，因此可用 熵变 来判断反应进行的方向。
3、自由能与化学反应的方向
（1）自由能：符号为 ΔG ，单位为kJ·ml－1。
（2）自由能变化与焓变、熵变的关系：ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与 焓变 有关，还与 温度有关 。
（3）反应方向与自由能的关系
①当ΔG＜0时，反应 能自发进行 ；
②当ΔG＝0时，反应 处于平衡状态 ；
③当ΔG＞0时，反应 不能自发进行 。
第四节 化学反应的调控
1、合成氨反应的特点
合成氨反应：N2(g)＋3H2(g) ⇄2NH3(g)。已知298 K时：ΔH＝－92.4 kJ·ml－1，ΔS＝－198.2 J·ml－1·K－1。
（1）自发性：常温(298 K)下， ΔH－TΔS<0 ，能自发进行。
（2）可逆性：反应为 可逆 反应。
（3）体积变化(熵变)：ΔS<0，正反应是气体体积 缩小 的反应。
（4）焓变：ΔH<0，是 放热 反应。
2、工业合成氨的适宜条件
3、合成氨的工艺流程
影响因素
实验步骤
实验现象
实验结论
浓度
均出现 浑浊 ，但后者 出现浑浊更快
增大浓度，化学反应速率 增大
温度
混合后均出现 浑浊 ，但70 ℃热水一组 首先出现浑浊
升高温度，化学反应速率 增大
催化剂
前者 无明显现象，后者 出现大量气泡
催化剂能 加快 化学反应速率
加入试剂
反应时间
(填“长”或“短”)
反应速率
(填“快”或“慢”)
实验结论
40 mL 1 ml·L－1硫酸
长
慢
4 ml·L－1硫酸与锌反应比1 ml·L－1硫酸与锌反应的速率 快 。
40 mL 4 ml·L－1硫酸
短
快
实验原理
Fe3＋＋3SCN－ ⇄ Fe(SCN)3(红色)
实验操作
现象与结论
b溶液颜色变浅，平衡向逆反应方向移动
c溶液颜色变深，平衡向正反应方向移动
理论解释
发生Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋，Fe3＋浓度减小，Q＝eq \f(c[FeSCN3],cFe3＋·c3SCN－)增大，Q＞K，平衡逆向移动
c(SCN－)增大，Q＝eq \f(c[FeSCN3],cFe3＋·c3SCN－)减小，Q＜K，平衡正向移动
实验原理
eq \(2NO2,\s\d14(红棕色)) ⇄ eq \(N2O4,\s\d14(无色))
实验步骤
活塞Ⅱ处→Ⅰ处，压强增大
活塞Ⅰ处→Ⅱ处，压强减小
实验现象
混合气体的颜色先 变深 又逐渐 变浅
混合气体的颜色先 变浅 又逐渐 变深
实验结论
活塞往里推，体积减小，压强增大，c(NO2)增大，颜色变深，但颜色又变浅，说明c(NO2)减小，平衡向 正反应 方向移动。
活塞往外拉，体积增大，压强 减小 ，c(NO2)减小，颜色变浅，但气体颜色又变深，说明c(NO2)增大，平衡向 逆反应 方向移动
实验原理
eq \(2NO2g,\s\d16 (红棕色)) ⇄ eq \(N2O4g,\s\d16(无色))ΔH＝－56.9 kJ·ml－1
实验步骤
实验现象
热水中混合气体颜色 加深 ；冰水中混合气体颜色 变浅
实验结论
混合气体受热颜色 加深 ，说明NO2浓度 增大 ，即平衡向 逆反应 方向移动；混合气体被冷却时颜色 变浅 ，说明NO2浓度 减小 ，即平衡向 正反应 方向移动
自发过程
自发反应
含义
在一定条件下， 不用借助外力 ，就能自发进行的过程。
在给定的条件下，可以 自发 进行到显著程度的化学反应。
特征
具有 方向性 ，即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行 。
举例
高山流水，自由落体，冰雪融化
钢铁生锈
应用
可被用来完成有用功。如H2燃烧可设计成 原电池 。
非自发过程要想发生，必须对它做功。如通电将水分解为 H2和O2 。
外部条件
工业合成氨的适宜条件
压强
10～30 MPa
温度
400～500 ℃
催化剂
使用 铁触媒 作催化剂
浓度
氨及时从混合气中分离出去，剩余气体 循环使用 ；及时 补充N2和H2
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