第2节 化学平衡 -1吸热反应与放热反应
化学反应中的放热与吸热反应机理
化学反应中的放热与吸热反应机理化学反应是物质发生变化的过程，而在这个过程中，有些反应会释放热能，称为放热反应，而有些反应则吸收热能，称为吸热反应。
放热与吸热反应机理的理解对于进一步研究和应用化学反应具有重要意义。
本文将探讨化学反应中放热与吸热反应的原理与机理。
一、放热反应机理放热反应是指在反应过程中释放出热能的反应。
其中最常见的反应类型是燃烧反应。
拿常见的燃烧反应为例，我们可以以燃烧甲烷为例进行分析。
甲烷燃烧反应的化学方程式如下：CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + 热能在这个反应中，甲烷和氧气发生反应，生成二氧化碳和水，并释放出大量的热能。
这是因为在反应过程中，碳氢键和氧气反应生成了更加稳定的化学键，释放出了能量。
当化学键在反应中被破坏时，需要吸收能量，而当新的化学键形成时，会释放能量。
放热反应的机理在于反应生成的新键的稳定性更大，能量更低，因此产生了热能的释放。
二、吸热反应机理吸热反应是指在反应过程中吸收热能的反应。
这类反应包括化学反应中的溶解反应、融化反应等。
我们可以以溶解反应为例进行分析。
溶解反应是指固态物质与溶剂之间发生的物质转化，其机理与固态物质中的化学键和溶剂中的化学键有关。
以氨气溶解于水为例，氨气溶解到水中会发生下列反应：NH3 + H2O → NH4+ + OH- + 热能在这个反应中，氨气与水分子发生反应，生成氨水。
在反应的过程中，氨气分子的化学键和水分子的化学键断裂，而新的氨水分子的化学键形成。
这个形成的过程需要吸收能量，因此溶解反应是一个吸热反应。
吸热反应的机理在于反应生成的新键的稳定性较低，能量较高，因此需要从外部吸收能量才能完成反应。
三、能量变化与反应热在化学反应中，能量的变化可以通过反应热来表示。
反应热是指在化学反应中，单位摩尔的反应物转化为产物所释放或吸收的能量。
放热反应时，反应物的总内能大于产物的总内能，因此反应热为负值，表示释放热能。
吸热反应时，反应物的总内能小于产物的总内能，因此反应热为正值，表示吸收热能。
热化学吸热反应与放热反应的热量变化计算
热化学吸热反应与放热反应的热量变化计算热化学反应是指在化学反应中伴随着能量的转化，其中最重要的一项是热量的转化。
热化学反应可以分为两种类型，即吸热反应和放热反应。
在本文中，我们将探讨吸热反应和放热反应的热量变化计算方法。
一、吸热反应的热量变化计算吸热反应是指在化学反应发生过程中，系统从周围吸收热量。
吸热反应通常伴随着温度的升高。
计算吸热反应的热量变化需要以下步骤：1. 确定所需反应的化学方程式，并标注反应物和生成物的摩尔数。
2. 查找该反应物和生成物的标准摩尔生成焓（ΔHf）值。
这些数值可以在相关的参考资料中找到。
3. 计算反应物和生成物的摩尔生成焓的差值（ΔHr）。
ΔHr = ΣΔHf（生成物）- ΣΔHf（反应物）4. 确定所需反应的摩尔数，并将其乘以ΔHr，以计算出反应的热量变化。
热量变化 = 反应的摩尔数× ΔHr注意：在计算吸热反应的热量变化时，反应的摩尔数必须与ΔHr的单位相匹配。
如果ΔHr是以J/mol给出的，那么反应的摩尔数也应以mol为单位。
二、放热反应的热量变化计算放热反应是指在化学反应发生过程中，系统向周围释放热量。
放热反应通常伴随着温度的降低。
计算放热反应的热量变化需要以下步骤：1. 确定所需反应的化学方程式，并标注反应物和生成物的摩尔数。
2. 查找该反应物和生成物的标准摩尔生成焓（ΔHf）值。
这些数值可以在相关的参考资料中找到。
3. 计算反应物和生成物的摩尔生成焓的差值（ΔHr）。
ΔHr = ΣΔHf（反应物）- ΣΔHf（生成物）4. 确定所需反应的摩尔数，并将其乘以ΔHr，以计算出反应的热量变化。
热量变化 = 反应的摩尔数× ΔHr注意：在计算放热反应的热量变化时，反应的摩尔数必须与ΔHr的单位相匹配。
如果ΔHr是以J/mol给出的，那么反应的摩尔数也应以mol为单位。
结论：热化学吸热反应和放热反应的热量变化可以通过计算反应物和生成物的摩尔生成焓差值来进行。
化学反应的能量变化吸热反应与放热反应
化学反应的能量变化吸热反应与放热反应化学反应的能量变化：吸热反应与放热反应引言：化学反应是物质发生变化的过程，它伴随着能量的变化。
根据能量变化的不同，化学反应可以分为吸热反应和放热反应两种类型。
本文将深入探讨吸热反应和放热反应的特点、机理以及实际应用。
一、吸热反应吸热反应指在反应中吸收外界热能的反应。
在这类反应中，反应物的能量低于产物的能量，因此反应过程需要吸收能量。
吸热反应的特点如下：1. 能量吸收：在吸热反应中，反应物的化学键能断裂，需要吸收热能。
这些能量主要用于破坏原子间的相互作用力，使得反应物中的原子、离子或分子自由运动，为后续的反应提供能量。
2. 温度变化：吸热反应过程中，吸收的热量从外界环境吸收，因此，反应物所处的环境温度会下降。
3. 反应过程：在吸热反应中，反应物的能量会逐渐上升，在达到一定能量水平后，产生新的化学键，生成产物。
这个过程是一个吸收能量的反应过程，反应速率较慢。
吸热反应的一个典型例子是氯化铵与水的反应：NH4Cl(s) + H2O(l) → NH4+(aq) + Cl-(aq)二、放热反应放热反应指在反应中释放热能的反应。
在这类反应中，反应物的能量高于产物的能量，因此反应过程会释放能量。
放热反应的特点如下：1. 能量释放：在放热反应中，反应物的化学键能形成，释放出热能。
这些能量可以用于激发分子、离子或原子的振动、转动等运动形式。
2. 温度变化：放热反应过程中，释放的热量会传递给周围环境，使得反应物所处的环境温度上升。
3. 反应过程：在放热反应中，反应物的能量会逐渐下降，在达到一定能量水平后，形成新的化学键，生成产物。
这个过程是一个释放能量的反应过程，反应速率较快。
放热反应的一个典型例子是燃烧反应：CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) + 热能三、吸热反应与放热反应的差异吸热反应和放热反应在能量变化、温度变化和反应速率等方面存在明显的差异。
化学反应中的化学平衡与吸热反应的关系
化学反应中的化学平衡与吸热反应的关系化学反应是物质之间的相互转化过程，而化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物之间的浓度保持恒定的状态。
在某些化学反应中，还伴随着吸热或放热的现象。
本文将探讨化学反应中的化学平衡与吸热反应的关系。
一、化学平衡的概念和条件化学平衡是指在封闭系统中，反应物与生成物之间的浓度保持不变的状态。
在达到化学平衡之后，反应速度的正反两个方向平衡，但并不代表反应停止，而是反应物与生成物之间的相互转化达到了动态的平衡。
化学平衡的条件包括温度、压力、浓度和催化剂的影响。
这些条件的改变会影响化学平衡的位置，即反应物和生成物的相对浓度。
温度的改变可以改变化学反应的平衡常数，而压力和浓度的改变可以通过Le Chatelier原理影响平衡位置。
催化剂对反应速率有影响，但不会影响平衡位置。
二、化学平衡与吸热反应化学反应在进行中常常伴随着吸热或放热的现象。
吸热反应是指反应过程中吸收热量，反应物的焓值大于生成物的焓值。
放热反应则相反，反应过程中释放热量，反应物的焓值小于生成物的焓值。
吸热反应和放热反应对化学平衡的影响是不同的。
对于吸热反应，根据Le Chatelier原理，增加温度会使得平衡位置向生成物的一侧移动，从而使得反应物的浓度增加。
这是因为吸热反应会消耗热量，增加温度可以提供更多的热量以促进反应向生成物的方向进行。
相反，降低温度则会使平衡位置向反应物的一侧移动。
对于放热反应，情况正好相反。
增加温度会使平衡位置向反应物的一侧移动，从而使生成物的浓度增加。
放热反应产生热量，增加温度会导致更多的热量被释放，进而促进反应向反应物的方向进行。
降低温度则会使平衡位置向生成物的一侧移动。
综上所述，化学平衡和吸热反应之间存在着密切的关系。
温度的改变可以影响化学平衡的位置，而吸热反应对温度的变化具有不同的响应。
了解化学平衡和吸热反应之间的关系，对于理解和控制化学反应过程具有重要的意义。
总结化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物之间的浓度保持恒定的状态。
选修四知识点(反应热、化学平衡、电化学)
反应热一、吸热或放热反应吸热反应：生成物的能量>反应物的能量，放热反应：生成物的能量<反应物的能量，如下图。
二、反应热概念：某一化学反应放出或吸收的热量。
符号：△H 单位：kJ/mol -1吸热反应：△H>0，放热反应：△H<0。
三、键能概念：断开1mol 化学键需要的能量。
例：H﹣H 化学键的键能为436kJ/mol -1单位：kJ/mol -1四、能量、键能与稳定性的关系能量越低，键能越高，稳定性越好。
五、催化剂与△H 的关系催化剂的加入不改变△H 的数值，降低的是活化能。
六、键能与△H 的关系△H=反应物键能之和-生成物键能之和例：CO（g）+2H 2（g）=CH 3OH（g）△H 注意：CH 3OH 的结构：H-C-O-H已知相关的化学键键能数据如上：化学键H﹣H C﹣O C≡O H﹣O C﹣H E/（kJ/mol -1）4363431076465413由此计算△H=-99kJ/mol。
解：△H=E C≡O +2E H﹣H -（3E C﹣H +E C﹣O +E H﹣O )△H=1076kJ．mol -1+2×436kJ．mol -1-（3×413+343+465）kJ．mol -1=-99kJ．mol -1七、热反应方程式概念：在化学方程式的物质后面加上状态符号，在方程式的后面加上△H 的方程式。
例：CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O(g)△H=-890.3kJ/mol气态（g）液态（l）固态（s）溶液（aq）放热反应吸热反应加入催化剂后的曲线HH注意：热反应方程式中可以出现分数的。
例：C 6H 5COOH(s)+15/2O 2(g)=7CO 2(g)+3H 2O(l)△H=-3226KJ/mol八、燃烧热概念：指1mol 物质与氧气进行完全燃烧反应生成稳定氧化物时放出的热量。
例：H 2(g)+1/2O 2(g)=H 2O(l)；ΔH=-285.8kJ·mol -1注意：稳定氧化物有：H 2O(l)CO 2(g)SO 2(g)不稳定氧化物有：H 2O(g)CO(g)CO 2(l)SO 2(l)九、盖斯定律计算△H例：利用CO 2和CH 4重整可制合成气（主要成分为CO、H 2），已知重整过程中部分反应的热化学方程式为：①CH 4（g）═C（s）+2H 2（g）△H=+75.0KJ•mol -1②CO 2（g）+H 2（g）═CO（g）+H 2O（g）△H=+41.0KJ•mol -1③CO（g）+H 2（g）═C（s）+H 2O（g）△H=-131.0KJ•mol -1反应CO 2（g）+CH 4（g）═2CO（g）+2H 2（g）的△H=+247KJ/mol．解：盖斯定律利用①+②-③计算得到反应计算过程：①+②：CO 2（g）+H 2（g）+CH 4（g）═C（s）+2H 2（g）+CO（g）+H 2O（g）△H=(75.0+41.0)KJ•mol -1左右各消去一个H 2得到：CO 2（g）+CH 4（g）═C（s）+H 2（g）+CO（g）+H 2O（g）△H=(75.0+41.0)KJ•mol -1上式-③得到：CO 2（g）-CO（g）+CH 4（g）-H 2（g）═H 2（g）+CO（g）△H=(75.0+41.0-131.0)KJ•mol -1整理得到：CO 2（g）+CH 4（g）═2CO（g）+2H 2（g）△H=+247KJ/mol.化学平衡一、活化分子、活化能、单位体积内的活化分子数、活化分子百分数活化分子：普通分子吸收能量后的分子活化能：普通分子变成活化分子需要的能量活化分子百分数：例：容器中含有活化分子数为1O，普通分子数为30，则活化分子百分数为：10/（10+30）×100%=25%单位体积内的活化分子数：例：2L 容器中含有活化分子数为1O，则单位体积内的活化分子数为：10/2=5增大反应速率的本质是：提高活化分子百分数或单位体积内的活化分子数。
高中化学最基础考点系列考点吸热反应与放热反应新人教选修
考点2 吸热反应与放热反应【考点定位】本考点考查常见的放热反应与吸热反应的判断，了解化学变化过程中能量变化的原因，属最基础考点，特别注意能量变化与反应条件无关。
【精确解读】1．吸热反应的概念：化学键角度：新化学键的形成所释放的能量小于破坏旧化学键所吸收的能量；能量守恒角度：反应物的总能量小于生成物的总能量的化学反应；2．常见的吸热反应或部分物质的溶解过程：大部分分解反应，NH4Cl固体与Ba(OH)2•8H2O固体的反应，炭与二氧化碳反应生成一氧化碳，炭与水蒸气的反应，一些物质的溶解(如硝酸铵的溶解)，弱电解质的电离，水解反应等。
3．放热反应的概念：化学键角度：新化学键的形成所释放的能量大于破坏旧化学键所吸收的能量；能量守恒角度：反应物的总能量大于生成物的总能量的化学反应；4．常见的放热反应：①燃烧反应；②中和反应；③物质的缓慢氧化；④金属与水或酸反应；⑤部分化合反应；5．吸热反应和放热反应的能量变化图如图所示：注意：①反应放热还是吸热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小；②不是需要加热的反应都是吸热反应，燃烧大多数要点燃，都是放热反应．吸热反应就是在化学变化中，需要不断吸收大量热量的反应．不是需要使用催化剂的反应都是吸热反应。
【精细剖析】1．根据反应物的总能量和生成物的总能量的相对大小来判断：若反应物的总能量＞生成物的总能量，则反应为放热反应，若反应物的总能量＜生成物的总能量，则反应为吸热反应；2．化学反应的实质是旧键的断裂和新键的形成过程，而断键过程需要吸收能量，键形成过程需要放出热量，放热反应有些也需要一定条件，如2SO2+O2⇌2SO3为放热反应，需要在高温下才能发生；特别注意:放热反应或吸热反应与反应条件无直接关系；不是需要加热的反应都是吸热反应，燃烧大多数要点燃，都是放热反应．吸热反应就是在化学变化中，需要不断吸收大量热量的反应．不是需要使用催化剂的反应都是吸热反应。
【典例剖析】由N2O和NO反应生成N2和NO2的能量变化如图所示．下列说法错误的是( )A．使用催化剂可以降低过渡态的能量B．反应物能量之和大于生成物能量之和C．N2O(g)+NO(g)→N2(g)+NO2(g)+139kJD．反应物的键能总和大于生成物的键能总和【答案】D【变式训练】在常温常压下，烯烃与氢气混合并不起反应，甚至在高温时反应也很慢．但在适当的催化剂存在下与氢气反应生成烷，一般认为加氢反应是在催化剂表面进行．反应过程的示意图如下：下列说法中正确的是( )A．乙烯和H2生成乙烷的反应是吸热反应B．加入催化剂，可减小反应的热效应C．催化剂能改变平衡转化率，不能改变化学反应的平衡常数D．催化加氢过程中金属氢化物的一个氢原子和双键碳原子先结合，得到中间体【答案】D【实战演练】1．参照反应Br+H2→HBr+H的能量对反应历程的示意图，下列叙述中正确的是( )A．该反应为可逆反应B．加入催化剂，可提高HBr的产率C．反应物总能量低于生成物总能量D．反应物总键能低于生成物总键能【答案】C【解析】A．根据图象分析反应物的总能量小于生成物的总能量，可知为吸热反应，无法判断是否为可逆反应，故A错误；B．催化剂只改变反应速率，不改变平衡移动，所以加入催化剂，不可提高HBr的产率，故B错误；C．根据图象可知反应物的总能量小于生成物的总能量，故C正确；D．根据图象分析反应物的总能量小于生成物的总能量，可知为吸热反应，所以反应物总键能大于生成物总键能，故D错误；故答案为C。
《化学反应原理》第二章 第二节 第2课时 化学平衡常数
第2课时 化学平衡常数[核心素养发展目标] 1.通过化学平衡状态时的浓度数据分析，认识化学平衡常数的概念，并能分析推测其相关应用。
2.构建化学平衡常数相关计算的思维模型(三段式法)，理清计算的思路，灵活解答各类问题。
一、化学平衡常数及表达式1．化学平衡常数的概念及表达式 (1)分析教材表中数据，发现以下规律：在一定温度下，一个可逆反应达到化学平衡时，体系内生成物浓度幂(以其化学计量数为幂)之积与反应物浓度幂之积的比值就是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K 表示。
K 的数值与各反应体系中各物质的初始浓度和反应路径________。
(2)对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)表达式⎩⎪⎨⎪⎧任意时刻，浓度商Q ＝c p(C )·c q(D )c m(A )·c n (B )平衡状态时，K ＝Q ＝2．影响化学平衡常数的因素 (1)内因：反应物本身的性质。
(2)外因：同一化学反应，平衡常数与浓度、压强________，与温度有关，升高温度，吸热反应的平衡常数________，反之减小。
如不同温度时，H 2(g)＋I 2(g)2HI(g) ΔH ＝－14.9 kJ·mol －1的平衡常数K ：温度 425.6 ℃ 457.6 ℃ K54.548.73.K 与可逆反应进行程度的关系反应进行得越完全，K 越大，反应进行得越不完全，K 越小。
一般来说，当K >105时，该反应就进行得________了。
如化学反应平衡常数 ①N 2(g)＋3H 2(g)2NH 3(g) K (298 K)＝5.6×105 ②N 2(g)＋O 2(g)2NO(g)K (298 K)＝1.9×10－31两个反应中进行彻底的是__________(填序号，下同)，在常温下很难进行的是____________。
《无机化学》课件——第4章第2节化学平衡
1.NH4Cl(s)
NH3(g)+HCl(g)
2.3H2(g)+N2(g)
2NH3(g)
3.N2H4(l) 4.H2O
N2(g)+2H2(g) H++O15H-
5.Ag2S(s)+H2(g)
2Ag(s)+H2S(g)
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二、化学平衡常数
❖ 化学平衡常数是可逆反应的特征常数，它表示在 一定条件下，可逆反应进行的程度。K值越大，表 明在一定条件下反应物转化为生成物的程度越大 ； K值越小，表明在一定条件下反应物转化为生 成物的程度越小。所以，从K值的大小，可以推断
❖ 由于催化剂能同等程度地改变正反应和逆反应的 速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。但因
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为它能大大缩短反应达到平衡的时间，所以在工 业生产中广泛使用催化剂来提高生产效率。
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【课堂互动】
1.N2与H2反应合成NH3是一个可逆反应，其热化学方 程式为：
N2(g)＋3H2(g)
2NH3(g) △H＝－92.4kJ·mol－1
A. 升高温度 B. 增大体系压强
C. 增大c(N2) D. 容器体3积6 增大
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【课堂互动】
1. 压强变化不会使下列化学反应的平衡发生移动的 是( A )
A. H2(g)+I2(g) 2HI(g)
B. 3H2(g)+N2(g) 2NH3(g)
C. 2SO2(g)+O2(g) D. C(s)+CO2(g)
❖1． 可逆反应 ❖ 只能向一个方向进行到底的反应叫做不可逆反应. ❖ 如：
2KClO3 MnO2 2KCl + 3O2↑
❖像这种实际上只能向一个6 方向进行到底的反应叫 做不可逆反应。
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放热反应；若反应物的总能量 低于 生成物的总能量，表
现为吸热反应． 3．放热反应和吸热反应
(1)当ΔH为“ － ”或ΔH < 0时，为放热反应； (2)当ΔH为“ ＋ ”或ΔH > 0时，为吸热反应。
注：单位中的每mol是与整个反应对应的， 即反应热表示每mol反应放出或吸收的热量。
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从物质能量角度分析
反应物的总能量高 生成物的总能量高
放 出 放 能 热 量
生成物的总能量低
吸 收吸 能热 量
反应物的总能量低
一个化学反应吸 收能量还是放出 能量
从反应物和生成物的总能量角度看：
能 量 能 量
ΔH＜0 或 ΔH为
2、可燃物的燃烧 3、酸碱中和反应 4、金属与酸或水反应 5、缓慢氧化
吸热反应
1、大部分的分解反应
（如CaCO3高温分解） 2、需要持续加热的反应， 如NH4Cl与Ca(OH)2制NH3、 H2还原CuO 、二氧化锰与
6、铝热反应
浓盐酸反应制Cl2等
3、Ba(OH)2· 8H2O + 2 NH4Cl == BaCl2 + 2 NH3 ↑ + 10 H2O
旧知识巩固
化学反应的本质
从物质的角度： 有新物质生成
从微粒的角度： 原子重新组合的过程 从化学键的角度：旧键的断裂和新键的形成
从能量的角度:
释放或贮存能量的过程
化学反应过程中为什么会 有能量的变化？即：为什么有
的反应会放出热量，有的反应 要吸收能量？
一、焓与焓变
返回
化学反应中的能量变化的原因：
活化分子Biblioteka Ｅ1Ｅ2E0
反应物
反应热
又称作为“焓变”
生成物 E
反应热 = 生成物的总能量 - 反应物的总能量 即：△H = H生成物 - H反应物
二、反应热
1、定义：在化学反应过程中放出或吸收的热
量，通常称为该反应的反应热，又称焓变。
2、反应热和焓变的关系：
焓变 = 反应热
符号：△H 单位: 常用kJ/mol或kJ· mol-1
反应物
生成物
ΔH＞0 或ΔH为
“－”
“＋”
生成物 反应过程 (放热)
反应物
反应过程 （吸热）
∆H＝ H生成物－H反应物 （宏观）
化学反应中能量变化的原因
1．化学反应的本质是 旧键的断裂 和 新键的形成 ，旧 键断裂时需要 吸收 能量，新键形成时需要 放出 能量， 化学反应过程的反应热即是这两个过程共同作用的结果． 2．若反应物的总能量 高于 生成物的总能量，表现为
第二节 化学平衡
第1课时 吸热反应与放热反应
势能转变为动能
电能转为机械能
化学能转变 为热能
能 量 变 化
热能 光能 电能
化 学 反 应
放热反应
吸热反应
放热反应与吸热反应
放热反应： 放出热量的化学反应。 吸热反应： 吸收热量的化学反应。
探索与总结
常见的放热反应和吸热反应
放热反应
1、大部分化合反应