2.2.1化學反應的方向目標1.知道化學反應是有方向的。2.知道化學反應的方向與反應的焓變和熵變有關。自然界的一些過程是自發(fā)進行的，而且是有方向性的。自然界變化的方向性自發(fā)反應指的是在一定溫度、壓強下,不需借助外力就能自動進行的反應。①具有方向性，即許多反應的某個方向在一定條件下是自發(fā)的，則其逆反應在該條件下肯定不自發(fā)。②體系趨向于從高能量狀態(tài)轉變?yōu)榈湍芰繝顟B(tài)。③體系趨向于從有序體系轉變?yōu)闊o序體系。定義：知識點一·自發(fā)反應特征：外力指的是除了溫度、壓強之外的如通電、光照、電磁波等條件。鋅與硫酸銅銅與硝酸銀1.下列不屬于自發(fā)進行的變化是(

)A.紅墨水加到清水中使整杯水變紅B.冰在室溫下融化成水C.水電解生成氫氣和氧氣D.鐵器在潮濕的空氣中生銹練一練C下列反應在一定條件下都能自發(fā)進行，你知道這些反應能自發(fā)進行的可能原因嗎？總結規(guī)律觀察思考1.C3H8(g)＋5O2(g)=3CO2(g)＋4H2O(l)

ΔH=－2217.5kJ·mol－12.2Na(s)＋Cl2(g)=2NaCl(s)

ΔH=－822kJ·mol－13.4Fe(s)＋3O2(g)=2Fe2O3(s)

ΔH=－1648.4kJ·mol－14.H2(g)＋F2(g)=2HF(g)

ΔH=－546.6kJ·mol－1在恒壓下，有些自發(fā)進行的化學反應是放熱的（ΔH＜0）。放熱反應過程中體系能量降低。知識點二·焓判據(jù)考察化學反應能否自發(fā)進行，不能直接用放熱（ΔH＜0）或吸熱（ΔH＞0）作為判斷依據(jù)。焓變是判斷反應能否自發(fā)進行的一個因素，但不是唯一因素。氯化銨晶體與氫氧化鋇晶體的反應是一個吸熱反應，該反應在常溫下就能自發(fā)進行。知識點二·焓判據(jù)觀察思考知識點三·熵判據(jù)分析下列過程能自發(fā)進行的可能原因：1.硝酸銨的溶解

NH4NO3(s)=NH4+(aq)＋NO3－(aq)溶于水后形成水合離子，無序地分散在溶液中，即體系的混亂度增大硝酸銨溶解前，晶體中硝酸根離子與銨根離子規(guī)則排列觀察思考知識點三·熵判據(jù)分析下列過程能自發(fā)進行的可能原因：2.碳酸鈣的分解

CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)3.氯化銨晶體與氫氧化鋇晶體的反應2NH4Cl(s)＋Ba(OH)2·8H2O(s)=2NH3(g)＋BaCl2(s)＋10H2O(l)碳酸鈣分解成二氧化碳氣體，氯化銨晶體與氫氧化鋇晶體反應生成氨氣，氣體的產(chǎn)生會導致體系的混亂度增大。研究表明，一些自發(fā)進行的化學反應有趨于體系混亂度增大的傾向。①對于同一物質：S（g）＞S（l）＞S（s)衡量一個體系混亂度的物理量，符號：S。知識點三·熵判據(jù)影響因素：熵變：反應前后體系熵的變化，符號：ΔS。如果發(fā)生變化后體系的混亂度增大，那么該過程的ΔS＞0；反之，ΔS＜0。定義：1.熵②常見的增熵過程：固態(tài)→液態(tài)→氣態(tài)2.試判斷下列反應的熵變大小練一練n氣減小，ΔS＜0①2CO+O2=2CO②N2+3H2?2NH3正反應，ΔS＜0逆反應，ΔS＞0ΔS<0體系的混亂度減小，不利于反應自發(fā)進行，但有些ΔS<0的化學反應也能自發(fā)進行。熵變是判斷反應能否自發(fā)進行的一個因素，但不是唯一因素。ΔS>0體系的混亂度增大，有利于反應自發(fā)進行，但自發(fā)反應不一定ΔS>0。知識點二·熵判據(jù)氫氣在氧氣中點燃生成水、氨氣與氯化氫反應生成氯化銨固體等總結歸納1.焓變是判斷反應能否自發(fā)進行的一個因素，ΔH＜0體系的能量減小，有利于反應自發(fā)進行，但不是唯一因素。2.熵變是判斷反應能否自發(fā)進行的一個因素，ΔS＞0體系的混亂度增大，有利于反應自發(fā)進行，但不是唯一因素。3.體系能量減小和混亂度增加都能促使反應自發(fā)進行，焓變和熵變共同制約著化學反應進行的方向。知識點四·復合判據(jù)ΔG1.吉布斯自由能1876年，吉布斯提出自由能變化ΔG，并認為化學反應總是向著自由能減小（ΔG＜0）的方向進行，直至達到平衡。在等溫、等壓條件的封閉體系中，ΔG=ΔH-TΔST為熱力學溫度，為正值ΔG=ΔH-TΔS＜0一定能自發(fā)進行=0達到平衡狀態(tài)＞0一定不能自發(fā)進行知識點四·復合判據(jù)ΔG1.吉布斯自由能ΔHΔSΔG反應的自發(fā)性＜0＞0＞0＜0＜0＜0＞0＞0ΔG=ΔH-TΔS＜0一定能自發(fā)進行＞0一定不能自發(fā)進行低溫自發(fā)當T低于某一溫度時，ΔG＜0當T高于某一溫度時，ΔG＜0高溫自發(fā)知識點四·復合判據(jù)ΔG1.吉布斯自由能ΔG=ΔH-TΔSΔSΔHΔH＞0ΔS＜0ΔS＜0ΔS＞0ΔS＞0ΔH＞0ΔH＜0ΔH＜0高溫下反應自發(fā)進行低溫下反應自發(fā)進行所有溫度下都能自發(fā)進行所有溫度下都不能自發(fā)進行焓負熵正定自發(fā)；正正時高溫自發(fā)。負負時低溫自發(fā)；焓正熵負不自發(fā)。練習鞏固《課本》P57表2-5高溫自發(fā)低溫自發(fā)一定自發(fā)能夠自發(fā)ΔH＞0ΔH＜0ΔH＜0ΔH＜0ΔS＞0ΔS＜0ΔS＞0ΔS＜0作業(yè)布置1.預習《2.2.2化學平衡狀態(tài)》居敬持志，循序致精Yourtimeislimited,sodon'twasteitlivingsomeoneelse'slife.Don'tbetrappedbydogma-whichislivingwiththeresultsofotherpeople'sthinking.Don'tletthenoiseofother'sopinionsdrownoutyourowninnervoice.Andmostimportant,