《第二章 化學反應速率與化學平衡》復習課件

第二章

化學反應速率與化學平衡

單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量。v(B)

=Δc

(B)Δt平均速率mol/(L·min)或mol/(L·s)mol·L-1·s-1mol·L-1·min-1單位：不用固體和純液體表示：純液體或固體的濃度一般視為常數(shù)化學反應速率單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量。v(B)=Δc(B)ΔtΔc＝c(某時刻)－c(初始)濃度的變化量：

∴一般Δc(反應物)為負值，Δc(生成物)為正值。而

化學反應速率v是標量，只有正值

！化學反應速率對于一個化學反應，其v

可用任何一種物質的C隨時間的變化來表示。反應速率之比＝

化學計量數(shù)

之比v

(A)mmA+nB=pC+qD=v

(B)nv

(C)p=v

(D)q=v(A):

v(B):

v(C):

v(D)

＝m:n:p:q＝

物質的濃度的變化量

之比化學反應速率“①看單位”看化學反應速率v的單位是否一致，若不一致，需轉化為同一單位?；瘜W反應速率的計算和比較:mol/(L·min)

或

mol/(L·s)“②看物質”將不同物質的v轉化成同一物質的v“③比較”比較數(shù)值大?。簲?shù)值越大，v越大。N2

orH2v

(A)m=v

(B)n化學反應速率化學反應速率的比較方法1．定性比較通過觀察實驗現(xiàn)象，如反應的劇烈程度、產生氣泡或沉淀的快慢、固體消失或氣體充滿所需時間的長短等來定性判斷化學反應的快慢。如K與水反應比Na與水反應劇烈，則反應速率：K＞Na。2．定量比較同一化學反應速率用不同物質表示時數(shù)值可能不同，比較化學反應速率的快慢不能只看數(shù)值大小，還要進行一定的轉化。（1）“化物質”：將不同物質的化學反應速率轉化成同一

物質的化學反應速率，或分別除以相應物質的化學計

量數(shù)，所得數(shù)值大的速率大。（2）“化單位”：若化學反應速率的單位不一致，需轉化

為同一單位?！緦嶒炋骄?】1.濃度對ν的影響影響因素實驗步驟實驗現(xiàn)象比較結論濃度Na2S2O3＋H2SO4=Na2SO4＋SO2

↑＋S↓＋H2O2mL0.1mol/LNa2S2O3溶液①+2mL

0.1mol/LH2SO4溶液②＋2mL

0.5mol/LH2SO4溶液[實驗原理】較快較慢均變渾濁增大反應物濃度，加快

ν；

2mL0.1mol/LNa2S2O3+2mL

0.5mol/LH2SO42mL0.1mol/LNa2S2O3+2mL

0.1mol/LH2SO42mL0.1mol/LNa2S2O3+2mL

0.5mol/LH2SO42mL0.1mol/LNa2S2O3+2mL

0.1mol/LH2SO4影響化學反應速率的因素【實驗探究1】2.溫度對ν的影響影響因素實驗步驟實驗現(xiàn)象比較結論溫度Na2S2O3＋H2SO4=Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O[實驗原理】冷水熱水2mL0.1mol/LNa2S2O3溶液+2mL

0.5mol/LH2SO4溶液①將試管放入冷水中②將試管放入熱水中較快較慢均變渾濁升高溫度，加快

ν；

影響化學反應速率的因素【實驗探究1】3.催化劑對ν的影響影響因素實驗步驟實驗現(xiàn)象比較結論催化劑2H2O2=

2H2O＋O2↑2mL5%H2O2溶液①+

1mL的1mol/LFeCl3溶液②+

0mL

的1mol/LFeCl3溶液較多氣泡產生幾乎無氣泡其他條件相同時，催化劑可改變化學反應速率[實驗原理】影響化學反應速率的因素思考：壓強對化學反應速率的影響？氣體壓強對反應速率的影響：對于有氣體參加的反應，其他條件不變，增大壓強，氣體體積縮小，濃度增大，反應速率加快。注意：壓強只對于有氣體參加的反應有影響，當反應物都是固體或液體時，壓強對速率無影響。對于一定量的氣體，增大壓強指壓縮容積，減小壓強指增大容積.影響化學反應速率的因素恒容時，向反應2SO2+O22SO3充入N2氣，化學反應速率如何變化？恒壓時，向反應2SO2+O22SO3充入N2，化學反應速率如何變化？恒容時通入惰性氣體，體系壓強增大，但反應物和生成物的濃度不變，所以化學反應速率不變。恒壓時通入惰性氣體，系統(tǒng)體積增大，反應物和生成物的濃度減小，所以化學反應速率減小。思考與交流影響化學反應速率的因素他條件相同時，增大反應物濃度反應速率增大；減小減小。1.此規(guī)律只適用于有氣體參加或在溶液中進行的反應，對于固體或純液體反應物，一般情況下其濃度視為常數(shù)，因此改變它們的量不會改變化學反應速率。2.氣體或溶液濃度的改變與反應速率的關系并不是一概如此，若隨著濃度的改變，物質的本質發(fā)生了變化，那么反應速率的含義也不同了。結論他條件相同時，增大反應物濃度反應速率增大；減小減小。對于有氣體參加的反應來說，增大壓強，化學反應速率加快。

減小壓強，化學反應速率減慢。對于氣體有下列幾種情況：⑴恒溫時：增大壓強→體積減小→C增大→反應速率增大⑵恒溫時，恒容密閉容器中：⑶恒壓時：充入“無關氣體”（如He）→引起體積增大，→各反應物濃度減小→反應速率減慢。①充入氣體反應物→反應物濃度增大→總壓增大→反應速率增大；②充入“無關氣體”（如He）→引起總壓增大，但各反應物的分壓不變，各物質的濃度不變→反應速率不變N2

+

3H2

2NH3結論其他條件相同時，增大反應物濃度反應速率增大；減小減小。其他條件相同時，對于有氣體參加的反應來說，增大壓強，化學反應速率加快。

減小壓強，化學反應速率減慢。其他條件相同時，升高溫度反應速率增大，降低溫度反應速率減小。2.溫度對反應速率的影響，無論固體、液體、氣體都適用。一般，溫度每升高10℃，化學反應速率通常增大到原來的2～4倍。1.溫度對化學反應速率的影響對放熱反應和吸熱反應都適用。注意：v2v1＝（2～4)

t2－t110結論其他條件相同時，增大反應物濃度反應速率增大；減小減小。其他條件相同時，對于有氣體參加的反應來說，增大壓強，化學反應速率加快。

減小壓強，化學反應速率減慢。其他條件相同時，升高溫度反應速率增大，降低溫度反應速率減小。

其他條件相同時，催化劑通?？梢约涌旎瘜W反應速率。結論1.定義：活化分子具有的平均能量與反應物分子具有的平均能量之差?；罨茉叫?普通分子就越容易變成活化分子。能量反應過程E1E2反應物生成物活化分子活化能活化分子變成生成物分子放出的能量該反應是吸熱反應還是放熱反應?反應熱活化能與反應熱有關嗎?活化能化學反應的過程普通分子吸收能量活化分子有效碰撞發(fā)生反應活化分子的平均能量與反應物分子的平均能量之差反應的活化能：取向合適活化能活化分子活化分子變成生成物分子放出的能量活化能1.如何用碰撞理論解釋濃度對反應速率的影響？【交流與討論】

影響外因

單位體積內有效碰撞次數(shù)化學反應速率分子總數(shù)活化分子數(shù)活化分子百分數(shù)增大濃度增加增加增加加快不變活化分子、有效碰撞與反應速率的關系2.用碰撞理論解釋壓強對反應速率的影響？【交流與討論】

影響外因單位體積內有效碰撞次數(shù)化學反應速率分子總數(shù)活化分子數(shù)活化分子百分數(shù)增大壓強增加增加增加加快不變原因：對氣體來說，若其他條件不變，增大壓強，就是增加單位體積的反應物的物質的量，即增加反應物的濃度，因而可以增大化學反應的速率。4.用碰撞理論解釋催化劑對反應速率的影響？【交流與討論】

影響外因分子總數(shù)活化分子數(shù)活化分子百分數(shù)有效碰撞次數(shù)化學反應速率升高溫度不變增加增加加快增加能量反應過程E1E2ΔH無催化反應催化反應（1）使用適當?shù)拇呋瘎┠軠p少過程中的能耗。（2）使用催化劑能改變反應速率，但反應熱沒變。影響化學反應速率的外因

影響外因

單位體積內有效碰撞次數(shù)化學反應速率分子總數(shù)活化分子數(shù)活化分子百分數(shù)增大反應物濃度增大壓強升高溫度加催化劑增加增加不變增加加快增加增加不變增加加快不變增加增加增加加快不變增加增加增加加快在同一條件下，能向正反應方向進行，又能向逆反應方向進行的反應.N2+3H22NH3催化劑高溫高壓1、特征：2、表示：方程式而用“”連接，而不用“=”三同一小1）相同條件下；2）正、逆反應同時進行3）反應物、生成物同時

存在

任一組分的轉化率都小于100%?？赡娣磻?、NH3溶于水得到的氨水溶液中含有哪些微粒？2、14CO2+CCO，達到化學平衡后，平衡混合物中含14C的粒子_____________________。14CO2、14C、14CO【課堂練習】正逆相等，變量不變相等消耗生成n:p消耗m:n例:反應mA(g)+nB(g)=pC(g),達到平衡的標志為：①、A的消耗速率與A的生成速率

②、A的消耗速率與C的速率之比等于③、B的生成速率與C的速率之比等于④、A的生成速率與B的速率之比等于m:p(1)正逆相等化學平衡狀態(tài)的判定第一類：mB、nB、CB、質量分數(shù)WB、轉化率αB、顏色、絕熱容器內的溫度等不再變化時，可以證明反應達到了平衡狀態(tài)。第二類：某種氣體的體積分數(shù)（即物質的量分數(shù)）不再變化時，要具體分析：（2）變量不變其中的B指的是反應體系中的某一種物質，不是整體量絕大多數(shù)情況下，體積分數(shù)不變，可以作為判斷平衡的依據，個別情況例外化學平衡狀態(tài)的判定這些都不是某一種物質的數(shù)據，而是所有氣體的整體量。對于這三個量，若反應前后氣體系數(shù)不相等，則可以作為判斷依據第三類:氣體的總物質的量n、體積V、壓強P,要具體分析：A(g)+B(g)2C(g)A(g)+B(g)C(g)氣體的總物質的量恒溫恒容時的壓強P減少不變不變減少不變減少恒溫恒壓時的體積V恒容時，凡是有固體參與的反應，其氣體密度都會變第四類：恒溫恒容時，氣體的密度ρ不再變化時，要具體分析ρ=m總v找固體不會變氣體質量增加對于反應：A(s)+B(g)

C(g)mA+mB=mC

(質量守恒）找固體，若方程式中有固體，則氣體總質量會變化化學平衡狀態(tài)的判定找固體看氣體系數(shù)第五類：混合氣體的平均摩爾質量M,不再變化時，要具體分析M=m總n總A(g)+B(g)2C(g)A(g)+B(g)C(g)A(S)+B(g)C(g)m總n總M不變不變不變不變變變變變不變化學平衡狀態(tài)的判定寫出下列反應的平衡常數(shù)的表達式1.①2NO(g)+O2(g)

?2NO2

K1②2NO2(g)

?N2O4

K2③2NO(g)+O2(g)?N2O4(g)K3K3=K1K2ΔH1、ΔH2、ΔH3三者關系為:K1、K2、K3三者關系為:ΔH3=ΔH1+ΔH2結論1：方程式相加(減)，則K相乘(除)3.平衡常數(shù)與方程式的關系K2=1/K1

ΔH1、ΔH2二者關系為:K1、K2二者關系為:ΔH2=-ΔH1結論2：正、逆反應，K互為倒數(shù)2.①2NO(g)+O2(g)?2NO2(g)K1②2NO2(g)?2NO(g)+O2(g)K23.①1/2N2(g)＋3/2H2(g)?NH3(g)

K1②N2(g)＋3H2(g)?2NH3(g)

K2K2=K12

ΔH1、ΔH2二者關系為:K1、K2二者關系為:ΔH2=2ΔH1結論3：化學計量數(shù)變?yōu)樵瓉韓倍，K變?yōu)镵n內因：反應中物質的性質外因：對于同一可逆反應，化學平衡常數(shù)只與溫度有關1.影響化學平衡常數(shù)的因素結合平衡常數(shù)的表達式思考，K的大小表示什么含義？K

＝cp(C)?

cq(D)

cm(A)?

cn(B)mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)對于同類型的反應，K越大，反應進行的程度越大化學平衡常數(shù)的應用表2:25℃時，生成鹵化氫反應的平衡常數(shù)化學方程式平衡常數(shù)

(K)F2(g)+H2(g)2HF(g)6.5×1095Cl2(g)+H2(g)2HCl(g)2.57×1033Br2(g)+H2(g)2HBr(g)1.91×1019I2(g)

+H2(g)2HI(g)8.67×1022.根據平衡常數(shù)的大小，判斷反應進行的程度對于同類型的化學反應，K越大，反應進行的程度越大，一般：K≥105，正反應進行得基本完全化學平衡常數(shù)的應用

將0.1molCO與0.1molH2O氣體混合充入10L密閉容器中，加熱到800℃，充分反應達到平衡后，測得CO的濃度為0.005mol·L-1。（3）在上述溫度下，CO的量不變，將氣態(tài)H2O的投料改為0.375mol，反應一段時間后測得體系中CO的濃度為0.0025

mol·L-1，此時反應是否達到平衡狀態(tài)？化學平衡常數(shù)的應用三、基本計算關系2.反應物的轉化率

=×100%變化量起始量1.化學反應速率之比=Δn之比=Δc之比=化學計量數(shù)之比注意：(1)轉化率是對反應物而言的；(2)一定溫度下，K值越大，轉化率就越高；3.生成物的產率=實際產量理論產量×100%化學平衡1Q＝K不平衡Q≠K一段時間化學平衡2如何改變化學平衡狀態(tài)呢？由原有的平衡狀態(tài)達到新的平衡狀態(tài)的過程，叫做化學平衡的移動。改變反應條件探討影響化學平衡的因素改變哪些反應條件可使Q≠K，從而改變化學平衡狀態(tài)？改變濃度，使Q發(fā)生改變改變溫度，使K發(fā)生改變濃度商只與濃度有關，平衡常數(shù)只與溫度有關。利用濃度商與平衡常數(shù)比較判斷化學平衡移動的方向Q＝K任意時刻的濃度商Q＝cp(C)?cq(D)

cm(A)?cn(B)

平衡狀態(tài)Q＜K向正反應方向移動向逆反應方向移動Q＞K探討影響化學平衡的因素反應物濃度增大，Q減小，使得Q＜K，反應不再平衡，向正反應方向移動。若其他條件不變，僅增加反應物的濃度，化學平衡如何移動？任意時刻的濃度商Q＝cp(C)?cq(D)

cm(A)?cn(B)

m

A(g)+n

B(g)p

C(g)+q

D(g)若其他條件不變，僅減小反應物的濃度，化學平衡如何移動？反應物濃度減小，Q變大，使得Q＞K，反應不再平衡，向逆反應方向移動。探討影響化學平衡的因素b加入少量鐵粉實驗現(xiàn)象:a對照組紅色加深紅色變淺將5mL0.015mol·L-1KSCN溶液和5mL0.005mol·L-1FeCl3溶液混合,平衡后均分在a、b、c三支試管中c滴入4滴1mol·L-1KSCN溶液C(Fe3+)↓?紅色變淺?平衡向逆向移動C(SCN-)↑?紅色變深?平衡向正向移動濃度的變化對化學平衡的影響在一定溫度下，其它條件不變時改變條件K變化Q變化Q與K比較平衡移動方向增加反應物濃度不變變小Q<K正向移動減小反應物濃度不變變大Q>K逆向移動增大生成物濃度不變變大Q>K逆向移動減小生成物濃度不變變小Q<K正向移動濃度的改變導致濃度商的改變,但K不變,使Q≠K,從而導致平衡移動。注意：濃度的改變不一定會使化學平衡發(fā)生移動。

增大反應物濃度

v(正)

v(逆)v'正＝v'逆v正＝v逆C反↑?瞬v正↑、v逆未變?v正＞v逆?正移圖像分析:增大生成物濃度

v

(逆)

v

(正)v'正＝v'逆C生↑?v逆瞬↑、v正未變?v正＜v逆?逆移圖像分析:減小反應物濃度

v

(逆)

v

(正)v'正＝v'逆C反↓?v正瞬↓、v逆未變?v正＜v逆?逆移圖像分析:減小生成物濃度

v

(逆)

v

(正)v'正＝v'逆C生↓?v逆瞬↓、v正未變?v正＞v逆?正移圖像分析:2.濃度對平衡影響的規(guī)律適用范圍：（1）適用于其他條件不變,只改變平衡體系的某一物質的濃度。（2）適用于氣體或溶液中的可逆反應平衡體系（因固體或純液體的濃度是常數(shù)，改變固體或純液體的量不能改變其濃度，所以反應速率不變，平衡不移動）（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物、生成物的濃度都減小，所以V(正)、V(逆)也都減小，但減小的程度不同，總結果是平衡向方程式中計量系數(shù)之和較大的方向移動。反之，若濃度增大平衡向方程式中計量系數(shù)之和較小的方向移動。(1)概念理解：在一定條件下，當可逆反應達到平衡狀態(tài)后，如果改變反應條件，平衡狀態(tài)被破壞，平衡體系的物質組成也會隨著改變，直至達到新的平衡狀態(tài)。這種由原有的平衡狀態(tài)達到新的平衡狀態(tài)的過程叫作化學平衡的移動?；瘜W平衡的移動2NO2(g)N2O4(g)紅棕色無色

【實驗原理】【實驗現(xiàn)象】（1）壓強增大：氣體顏色先變深，后變淺，最終比原來深（2）壓強減少：氣體顏色先變淺，后變深，最終比原來淺49壓強對化學平衡的影響容積減小顏色變深②顏色又變淺③原平衡氣①向正反應方向移動物質濃度瞬間增大加壓前實驗現(xiàn)象與分析2NO2(g)N2O4(g)紅棕色無色加壓NO2濃度比②中的減小,但比①中的增大壓強對化學平衡的影響容積增大顏色變淺②顏色又變深③原平衡氣①向逆反應方向移動物質濃度瞬間減小減壓前實驗現(xiàn)象與分析2NO2(g)N2O4(g)紅棕色無色減壓NO2濃度比②中的增大,但比①中的減小壓強對化學平衡的影響

v(逆)

v(正)v'正＝v'逆增大壓強

v(逆)

v(正)v'正＝v'逆減小壓強2NH3(g)N2(g)+3H2(g)m+n<p+q52

v(正)

v(逆)v'正＝v'逆v正＝v逆增大壓強

v(正)

v(逆)v'正＝v'逆v正＝v逆減小壓強2NO2(g)N2O4(g)m+n>p+q53v'正＝v'逆增大壓強v'正＝v'逆減小壓強H2(g)+I2(g)2HI(g)m+n=p+q54對于放熱反應來說，升高溫度使K減小，Q>K，平衡向吸熱方向

(逆反應方向)移動。對于吸熱反應來說，升高溫度使K增大，Q<K，平衡向吸熱方向(正反應方向)移動。Q不變T移動方向K變化△H溫度323K398K463K濃度平衡常數(shù)56.944.635.7在不同溫度下的平衡常數(shù)如下:理論分析:已知2NO2(g)?N2O4(g)△H=－56.9KJ/mol紅棕色無色溫度對化學平衡的影響正反應是吸熱反應

v(正)

v(逆)v'正＝v'逆v正＝v逆

v

(逆)

v

(正)v'正＝v'逆正反應是放熱反應升高溫度圖像分析

正反應是吸熱反應

v(正)

v(逆)v'正＝v'逆v正＝v逆

v

(逆)

v

(正)v'正＝v'逆正反應是放熱反應降低溫度圖像分析

催化劑降低了反應的活化能，正反應的活化能降低，逆反應的活化能也降低，正逆反應的活化分子百分數(shù)增加倍數(shù)相同，正逆反應速率增加的倍數(shù)也相等。不能改變達到平衡狀態(tài)的反應混合物的組成，只改變到達平衡的時間。

催化劑能同等程度地改變正反應速率和逆反應速率，因此，對化學平衡的移動沒有影響v'正＝v'逆催化劑對化學平衡的影響圖像分析催化劑對化學平衡的影響（1）使用正催化劑，正、逆反應速率同時增大，且增大的倍數(shù)相同，化學平衡不移動。（2）當其他條件不變時：催化劑不能改變達到化學平衡狀態(tài)時反應混合物的組成，但是使用催化劑能改變反應達到化學平衡所需的時間。

v(正)=v(逆)

含量tt1t259外界條件的改變化學平衡的移動濃度增大反應物濃度/減小生成物濃度向正反應方向移動減小反應物濃度/增大生成物濃度向逆反應方向移動溫度升高溫度向吸熱反應方向移動降低溫度向放熱反應方向移動壓強反應前后氣體分子總數(shù)改變增大壓強向氣體分子總數(shù)減小的方向移動減小壓強向氣體分子總數(shù)增大的方向移動反應前后氣體分子總數(shù)不變改變壓強平衡不移動催化劑使用催化劑平衡不移動小結：影響化學平衡的因素如果改變影響平衡的一個因素（如溫度、壓強及參加反應的物質的濃度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。這就是勒夏特列原理，也稱化學平衡移動原理。怎樣理解勒夏特列原理中的“減弱這種改變”？反應的移動方向總是想對抗外界條件的改變減弱減弱不是消除這種改變：外界條件的改變增加某物質濃度，升溫，加壓減小某物質濃度，降溫，減壓老子：天之道，損有余而補不足這種改變新平衡c.b.舊平衡a.這種改變新平衡c.b.舊平衡a.勒夏特列原理化學平衡狀態(tài)化學平衡移動勒夏特列原理溫度壓強Q與K比較（定量分析）（定性分析）化學平衡的建立定量研究：化學平衡常數(shù)濃度改變

v(正)

v(逆)v'正＝v'逆

v

(逆)

v

(正)v'正＝v'逆v'正＝v'逆增大壓強v'正＝v'逆

v(正)

v(逆)v'正＝v'逆

v

(逆)

v

(正)v'正＝v'逆減小壓強2NO2(g)

N2O4(g)2NH3(g)N2(g)+3H2(g)H2(g)+I2(g)2HI(g)壓強對化學平衡的影響----v-t圖像分析

v(正)

v(逆)v'正＝v'逆v正＝v逆升高溫度①

若正反應是吸熱反應降低溫度

v(正)

v(逆)v'正＝v'逆v正＝v逆②

若正反應是放熱反應

v

(逆)

v

(正)v'正＝v'逆

v

(逆)

v

(正)v'正＝v'逆溫度對化學平衡的影響----v-t圖像分析mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)研究下列圖像，分析對應可逆反應焓變特點、計量數(shù)m+n和p+q的大小關系t1.01107Pa1.01106Pam+n=p+q0轉化率t2t1轉化率0m+n<p+qtt1t2P1P2“先拐先平數(shù)值大”轉化率—時間圖像mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)研究下列圖像，分析對應可逆反應焓變特點、計量數(shù)m+n和p+q的大小關系tm+n>p+q0A%t2t10m+n<p+qtt1t2P1P2“先拐先平數(shù)值大”C%P1P2轉化率—時間圖像PA%500℃200℃對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)TA的轉化率1.01×107Pa1.01×106Pa1.01×105Pam+n__p+q△H_______0<>m+n__p+q△H_______0<<恒壓線恒溫線正反應放熱正反應放熱【課堂練習】TC%1.01×106Pa1.01×105Pa1.01×104Pa對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)PA%300℃200℃m+n__p+q△H_______0>>m+n__p+q△H_______0>=正反應吸熱正反應吸熱【課堂練習】Tvv正v逆?正反應吸熱溫度升高，v正>v逆，平衡右移，正反應吸熱平衡點對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)特殊圖像TC%450℃?正反應放熱平衡點溫度升高，C%減小，平衡左移，逆反應吸熱對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)特殊圖像PA%P1?m+n<p+q平衡點壓強增加，A%增加，平衡左移，逆反應縮體對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)特殊圖像在給定的條件下，一個反應可以自發(fā)地進行到顯著程度，就稱為自發(fā)反應。如：鋼鐵生銹。如何判斷一個過程，一個反應能否自發(fā)進行？【思考】自發(fā)反應不需要任何條件就能自發(fā)進行嗎？注意定義里的“給定條件”。如氫氣和氧氣反應需要點燃，但也是自發(fā)反應。自發(fā)反應：Cu和AgNO3反應NaOH和HCl反應Na投入H2O中Cu(s)+2AgNO3(aq)=Cu(NO3)2(aq)+2Ag(s)△H=-181.75kJ·mol-1NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l)△H=-57.3kJ·mol-12Na(s)+2H2O(l)=2NaOH(aq)+H2(g)△H=-636.1kJ·mol-1共同點——放熱反應△H＜0能量判據（焓判據）∶

自發(fā)過程的體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（△H<0）。

即△H＜0的反應有自發(fā)進行的傾向。多數(shù)能自發(fā)進行的化學反應是放熱反應反應物的總能量高生成物的總能量低放熱反應△H＜0焓判據是判斷化學反應進行方向的判據之一?；瘜W反應進行方向的焓判據（1）焓判據只能用于判斷過程的方向，能否實現(xiàn)要看具體條件；（2）焓判據只判斷一定條件化學反應能否自發(fā)進行，與化學反應速率無關；