单元总览

反应性2：能量学与动力学

IB 化学 SL· 5 分钟阅读 📊 占IB化学SL考试总分的15-20%

1. 单元概览

本单元分为两个相互关联的主题板块：能量学（前四个子主题）和动力学（后三个子主题）。我们从热转移的实验测量开始，逐步学习焓的计算，再将焓和熵结合起来预测反应能否自发进行。

掌握能量学内容后，我们转而学习反应进行的速率。我们从基础的碰撞理论开始，再到定量速率表达式，将速率定律与反应机理联系起来，最后学习根据实验数据计算活化能。本单元知识点逐步递进，因此我们建议按照下列顺序学习各个子主题。

本单元核心子主题：

温度变化与热容

学习使用简单量热法测量反应中的热转移。

★★⏱ 8 min

反应焓

理解不同反应类型的焓变，并能通过键能计算焓变。

★★⏱ 7 min

赫斯定律

应用赫斯定律计算无法直接测量的焓变。

★★★⏱ 9 min

熵与自发性

将熵和吉布斯自由能与反应的自发性联系起来。

★★★★⏱ 10 min

碰撞理论与反应速率

解释浓度、温度和催化剂如何影响反应速率。

★★⏱ 7 min

速率表达式与反应机理

确定反应级数和速率定律，并将其与反应机理联系起来。

★★★★⏱ 11 min

活化能

利用阿伦尼乌斯方程和实验速率数据计算活化能。

★★★⏱ 8 min

2. 常见陷阱

错误做法:

混淆放热反应和吸热反应的 $Δ H$ 符号

原因:

学生常混淆体系与环境的视角

正确做法:

放热反应（体系放热）的 $Δ H$ 为负，吸热反应（体系吸热）的 $Δ H$ 为正

错误做法:

计算摩尔焓变时忽略化学计量关系

原因:

焓是广度性质，其大小随反应物的量变化

正确做法:

始终要将计算得到的 $Δ H$ 按比例换算，匹配配平反应方程式中的摩尔量

错误做法:

认为自发反应一定是快速反应

原因:

自发性是热力学性质，而非动力学性质

正确做法:

如果自发反应的活化能很高，其反应速率也可以极慢

3. 速查表

概念/公式	关键说明
$q = m c Δ T$	量热法的热量变化计算
$Δ H = H_{p r o d u c t s} - H_{r e a c t an t s}$	反应的焓变
赫斯定律	总焓变 = 所有步骤焓变之和
$Δ G = Δ H - T Δ S$	吉布斯自由能： $Δ G < 0$ 即为自发反应
$Δ S_{u ni v er se} > 0$ for spontaneous change	热力学第二定律
Rate = $k [A]^{m} [B]^{n}$	通用速率表达式， $m, n$ 为反应级数
$k = A e^{- E_{a} / R T}$	关联速率常数 $k$ 与活化能的阿伦尼乌斯方程

下一步

从本单元的第一个子主题开始学习量热法和热转移，这是后续所有能量学计算的实验基础。知识点逐步递进，请按顺序学习每个子主题。完成本单元所有子主题后，你就可以进入下一个单元，学习有机化学反应性了。