2．用复合判据判断反应方向的有关规律 ΔH ΔS ΔG的符号 (ΔG＝ΔH－TΔS) 评论 举例 类型1 － ＋ 永远是－ 在任何温度都是 自发变化 H2(g)＋ F2(g) ===HF(g) 类型2 ＋ － 永远是＋ 在任何温度都是 非自发变化 CO(g)===C(s)＋O2(g) 类型3 － － 在低温－ 0 在高温＋ 在低温是自发变化反应处于化学平衡状态在高温是非自发变化 HCl(g)+NH3(g)===NH4Cl(s) 类型4 ＋ ＋ 在低温＋ 0 在高温－ 在低温是非自发变化反应处于化学平衡状态在高温是自发变化 CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g) 3.盐溶液呈现不同酸碱性的原因 (1)NH4Cl溶液。 电离方 程式 NH4Cl===N＋Cl－ H2O OH－＋H＋ 生成弱电 解质的反 应 NH＋OH－ NH3·H2O ? 理论解释 NH和 OH－ 结合生成弱电解质NH3·H2O，使水的电离平衡向 电离 的方向移动 平衡时 酸碱性 使溶液中c(H＋) ＞c(OH－)，溶液呈酸性 总离子方 程式 NH＋H2ONH3·H2O＋H＋ 二、放热反应与吸热反应比较 比较 放热反应 吸热反应 定义 放出热量的化学反应 吸收热量的化学反应 形成原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量 与化学键 的关系 生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量 表示方法 ΔH＜0 ΔH＞0 联系 ΔH＝ΔH(生成物)－ΔH(反应物)，键能越大，物质能量越低，越稳定；键能越小，物质能量越高，越不稳定 图示 常见反 应类型 ①所有的燃烧反应 ②大多数化合反应 ③所有的酸碱中和反应 ④金属与酸或水的反应 ⑤铝热反应 ①大多数分解反应 ②盐的水解和电解质的电离 ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应 ④C和H2O或CO2的反应 二、燃烧热和中和热的比较 燃烧热 中和热 相同点 能量变化 放热反应 ΔH ΔH＜0，单位常用kJ/mol 不同点 反应物的量 1 mol 不限量 生成物的量 不限量 1 mol H2O 反应热 的定义 在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的化合物时放出的热量；反应物不同，燃烧热不同 在稀溶液中，酸与碱发生中和反应，生成 1 mol H2O时放出的热量；强酸与强碱反应的中和热都相同，均约为57.3 kJ/mol 加深外界条件的改变对化学平衡影响的理解 以mA(g)＋nB(g)?? pC(g) ΔH＜0(m＋n＜p)为例： 条件变化 速率变化 移动方向 速率变化曲线 v正 v逆 增大 c(A)或 c(B) 增大 先不变 后增大 v正＞v逆 正反应方向 减小 c(A)或 c(B) 减小 先不变， 后随之 减小 v正＜v逆 逆反应方向 (续上表) 增大 c(C) 先不变 后随之 增大 增大 v正＜v逆 逆反应方向 减小 c(C) 先不 变，后 随之减 小 减小 v正＞v逆 正反应方向 增大压 强或升 高温度 增大 增大 v正＜v逆 逆反应方向 减小压 强或降 低温度 减小 减小 v正＞v逆 正反应方向 充入不参 与反应的 气体 体积不变时 v正＝v逆 不移动 不变 不变 压强不变时 相当于减压 v正＞v逆 向气体体积增大的方向移动 与减小压强相同 减小 减小 加催化剂 加快 加快 v正＝v逆 不移动 四、一元强酸与一元弱酸的比较 等物质的量浓度的盐酸(a)与醋酸(b) 等pH的盐酸(a)与醋酸(b) pH或物质的 量浓度 pH：ab a＝b 水的电离程度 a c(CH3COO－) c(Cl－)＝ c(CH3COO－) 等体积溶液中和NaOH的量 a＝b ab 相同 等体积溶液与过量活泼金属产生H2的量 相同 a2，HA为弱酸 (2)室温下测NaA溶液的pH pH＝7，HA为强酸 pH>7，HA为弱酸 (3)相同条件下，测相同浓度的HA和HCl(强酸) ... ...
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