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安徽省安庆市第九中学高二化学《化学反应的热效应》知识点总结 新人教版选修4
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）.符号： △H （2）.单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。 (放热>吸热) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应： ① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应： ① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态 （g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3 kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
1
第1节 化学反应的热效应
知识与技能：通过反应热定义的学习，了解反应热效应的定量描述与反应条件有关；通过中和热的实验，了解反应热效应的定量测定原理和方法；通过反应焓变定义的学习，了解反应热和反应焓变的关系；通过热化学方程式的学习，了解热化学方程式的意义，了解燃烧热的概念，体会热力学的严谨性；通过盖斯定律求算反应焓变，了解反应焓变与变化途径无关，仅仅与状态有关；通过键能的变化求算反应焓变，了解物质的结构与其能量变化的关系。 过程与方法：通过反应热定义的学习，理解实验研究和理论研究在科学探究方面的意义；在学习过程中，学会运用观察、对比、分析、思考等方法对所获得的信息进行处理；通过反应焓变概念的学习，了解实验研究和理论研究在科学探究方面的意义；在学习过程中，学会运用观察、分析、迁移等思维方法来建构新的概念；通过盖斯定律求算反应焓变的过程，体会数学、物理在学习化学中的重要性，注意理科之间的相互渗透和影响。
情感态度与价值观：体会实验成功的喜悦，感悟科学探究的乐趣；养成良好的实事求是的科学态度；体会思考带给人的愉快情感体验，感悟化学学科学习的乐趣；养成良好的实事求是的科学态度。
教学重点：反应热概念的含义；热化学方程式的正确书写；热化学方程式的正确书写以及反应焓变的计算。 教学难点：反应焓变的计算
课时安排：共五课时(新课3课时 复习练习2课时) 教学过程：
第一课时
【引入新课】从物质结构的角度看，化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的
生成，因此几乎所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收。通过过去对化学的学习，我们知道在化学反应中，化学能可以与多种形式的能量发生转化，其中最普遍的能量转化是化学能与热能之间的转化。因此可以将化学反应分为放热反应和吸热反应。
【板书】第1章 化学反应与能量转化 第1节 化学反应的热效应 【投影】
【提问】常见的放热反应和吸热反应有哪些类型？ 【学生】常见的放热反应：
①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数化合反应 常见的吸热反应：
①多数分解反应，如CaCO3
高温
CaO+CO2↑
②2NH4Cl（s）+Ba(OH)2·8H2O（s）＝BaCl2+2NH3 ↑+10H2O ③C(s)+H2O(g)
高温
CO+H2 ④CO2+C
高温
2CO
【讲解】注意：化学反应是放热还是吸热，与反应条件（加热或不加热）没有关系。放热反应和吸热反应我们还可以借助下面的图像来理解。 【投影】
吸热反应
放热反应
【练习】下列对化学反应热现象的说法不正确的是（ AC ） A.放热反应时不必加热 B.化学反应一定有能量变化 C.一般地说，吸热反应加热后才能发生
D.化学反应的热效应的数值与参加反应的物质的多少有关
【讲解】为了定量描述化学反应中释放或吸收的热能，化学上把化学反应在一定温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称之为该温度下的热效应，简称反应热。 【板书】一、化学反应的反应热 （一）反应热
1、定义：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
2、反应热的意义：描述化学反应释放或吸收热量的物理量. 3、符号：Q Q>0 反应放热 Q<0 反应吸热 4、获得Q值的方法：（1）实验测量法 （2）理论计算法
【讲解】反应热可以根据反应的类型分为多种，比如中和反应放出的热量叫中和热，燃烧反应放出的热量为燃烧
热等等。
【板书】 ①中和热【高中化学选修4化学反应的热效应】
5、反应热的分类：②燃烧热 ③生成热……
【讲解】下面我们来看看什么是中和热和如何进行中和热的测定。 【板书】（二）中和热
1、定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应，生成1mol水时的反应热叫做中和热。 【投影】理解要点：
①条件：稀溶液。稀溶液是指溶于大量水的离子。
②反应物：（强）酸与（强）碱。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。 ③生成1mol水，中和反应的实质是H+和OH—化合生成 H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
④放出的热量：57.3kJ/mol
【板书】2、中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (l)；Q=-57.3kJ
【练习】1、已知H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；△ H=-57.3kJ/mol ，求下列中和反应中放出的热量。 （1）用20gNaOH配稀溶液跟足量稀盐酸反应放出____________kJ的热量。 （2）用2molH2SO4配稀溶液跟足量稀NaOH反应，放出____________kJ的热量。
【练习】2、为了减小误差，某同学在实验中两次测定中和热。第一次用50mL0.5mol•L—1的盐酸和50mL0.5mol•L—1NaOH溶液，第二次是用100mL0.5mol•L—1的盐酸和100mL0.5mol•L—1的NaOH溶液。请你预测该同学两次测得的中和热结果 （相等或者不相等）。 【讲解】我们来看看中和热的测量及有关问题。 【阅读】指导学生阅读课本P3页，完成： 1、测定中和热的仪器； 2、测定中和热的原理； 3、测定中和热中应该要注意哪些问题？ 【视频】中和热的测定。 【板书】3、中和热的测量
（1）仪器：量热计（环形玻璃搅拌棒、温度计、烧杯） 【投影】
【板书】（2）原理：Q= —C(T2—T1) (C为热容) 或Q= —C m (T2—T1)（C为比热容） 中和热：Q=
Q—mC(T—T)
= 与酸、碱的用量无关。 n(H2O)n(H2O)
【讲解】根据单位判断到底是热容还是比热容。 【板书】（3）步骤： 【投影】步骤： 1）组装量热器
在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平(防止热量扩散到周围的空气中，造成误差)。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如上图所示。 2）药品取用
用一个量筒最取50 mL 1.0 mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。用另一个量筒量取50 mL 1.0mol/LNaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。 3）酸碱混合
把量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计（注意不要洒到外面）。立即盖上盖板,用环形玻璃搅拌棒上下轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。 4）数据处理
5）重复以上实验两次
【提问】我们测得中和热为52.5kJ，小于57.3kJ，你们认为造成误差的原因可能有哪些？ 【交流与讨论】学生汇报讨论的结果。 【投影】产生误差的原因有：【高中化学选修4化学反应的热效应】
（1）量取溶液的体积有误差 （2）药品的选用不当引起的误差
（3）实验过程中有液体洒在外面 （4）混合酸、碱溶液时，动作缓慢
（5）隔热操作不到位，致使实验过程中热量损失而导致误差
（6）测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度，致使热量损失而引起误差。 【提问】 （1）大、小烧杯放置时，为何要使两杯口相平？填碎纸条的作用是什么？ （2） 酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？ （3） 实验中能否用环形铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒？为什么？
（4） 有人建议用50mL1.1mol/LNaOH进行上述实验，测得的中和热数值会更加准确。为什么？ 【答案】（1）减少热量损失 （2）减少热量损失
（3）不能。因为铜丝易导热，使热量损失较大 （4）可以保证盐酸完全反应。使测得的热量更加准确。
【练习】3、50ml0.50mol·L-1盐酸与50mL0.55mol·L-1NaOH溶液在如下图所 示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中放出的热量可 计算中和热。回答下列问题：
（1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃仪器是 。 （2）烧杯间填满碎纸条的作用是 。
（3）若大烧杯上不盖硬纸板，求得的反应热数值 （填“偏大”“偏小”或“无影响”）。
（4）实验中该用60mL0.50mol·L-1盐酸跟50mL0.55mol·L-1NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量 （填“相等”或“不相等”），简述理由： 。
（5）用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热数值会 ；用50mL0.50mol/LNaOH溶液进行上述验，测得的放出的热量数值可能会“偏小”或“无影响”）。
【小结】小结本节课的内容。 【作业】完成练习册中的有关练习 【板书设计】第1章 化学反应与能量转化 第1节 化学反应的热效应 一、化学反应的反应热 （一）反应热
1、定义：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
2、反应热的意义：描述化学反应释放或吸收热量的物理量.
3、符号： Q>0 反应放热
Q
Q<0 反应吸热
4、获得Q值的方法：（1）实验测量法 （2）理论计算法 ①中和热 5、反应热的分类：②燃烧热
③生成热……
（二）中和热
1、定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应，生成1mol水时的反应热叫做中和热。 2、中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (l)；Q=-57.3kJ 3、中和热的测量
（1）仪器：量热计（环形玻璃搅拌棒、温度计、烧杯）
（2）原理：Q= —C(T2—T1) (C为热容) 或Q= —C m (T2—T1)（C为比热容） 中和热：Q= （3）步骤
第二课时
【复习提问】1、什么是反应热？ 2、什么是中和热？如何测定中和热？
【引入新课】化学反应的反应热是由于反应前后物质所具有的能量不同而产生的。能量正如质量一样，也是物质固有的性质。物质具有的这个能量可以用一个物理量来描述，为此，科学家们定义了一个称之为“焓”的物理量，下面我们来看看这个物理量。 【板书】二、化学反应的焓变 （一）焓与焓变
【阅读预习】1、焓和焓变分别是用来描述什么的物理量？ 2、反应焓变与反应热有什么关系？在什么条件下，该关系成立？ 【板书】1、焓（H）：用来描述物质所具有的能量的物理量。 【注意】① 焓是一个物理量；②焓是物质固有的性质，与密度相似
【板书】2、焓变（△H）：反应产物的总焓与反应物的总焓之差，称为反应焓变。是用来描述反应热的物理量。 （1）单位：J•mol—1或kJ•mol—1 （2）表达式： △H=H（反应产物) — H（反应物） 【学生分析】从能量角度分析焓变与吸热反应、放热反应的关系：
吸热反应：△H>0，即产物的焓（产物具有的总能量）大于反应物的焓(反应物具有的总能量 )，当由反应物生成产物时，需吸收能量。
放热反应：△H<0，即产物的焓（产物具有的总能量）小于反应物的焓(反应物具有的总能量 )，当由反应物生成产物时，需释放能量。 【板书】
△H>0 或“+”反应放热
（3）△H
Q—mC(T2—T1)
= 与酸、碱的用量无关。 n(H2O)n(H2O)
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
（第一课时）
教学目标:
1.知识与技能
①了解反应热和焓变的含义
②理解吸热反应和放热反应的实质
2．过程与方法
从化学反应的本质即旧键断裂与新键形成的角度研究反应热产生的原因
3．情感态度与价值观
通过了解简单过程中的能量变化中的热效应
教学重点
理解吸热反应和放热反应的实质
教学难点
能量变化中的热效应
教学用具：
投影仪
学习过程
引 言:我们知道：一个化学反应过程中，除了生成了新物质外，还有
思考
（1）你所知道的化学反应中有哪些是放热反应？能作一个简单的总结吗？
活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应 反应物具有的总能量 > 生成物具有的总能量
（2）你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总结吗？
多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧碳生成一氧化碳
反应物具有的总能量 < 生成物具有的总能量
1：当能量变化以热能的形式表现时：
我们知道：一个化学反应同时遵守质量守恒定律和能量守恒，那么一个反应中的质量与能量有没有关系呢？
有能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础，二者密不可分，但以物质为主。
能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。那么化学反应中能量到底怎样变化
2:反应热,焓变
化学反应过程中为什么会有能量的变化？（用学过的知识回答）
化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，从新组合成生成物的分子的过程。旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量。而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化。所以化学反应过程中会有能量的变化。
反应热 焓变
化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”。符号： ΔH ，单位：kJ/mol 或 kJ•mol-1
∆H为“－” 为放热反应,∆H为“＋” 为吸热反应
思考:能量如何转换的？能量从哪里转移到哪里？体系的能量如何变化？升高是降低？环境的能量如何变
化？升高还是降低？规定放热反应的
ΔH 为“－”，是站在谁的角度？体系还
是环境?
放热反应 ΔH为“—”或ΔH〈 0
吸热反应 ΔH为“+”或ΔH 〉0
∆H＝E（生成物的总能量）－ E（反应物的总能量）
∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）
3:练习
1)1molC与1molH2O(g)反应失成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，
该反应的反应热为△H= kJ/mol。
2)拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，则1mol N2生成NH3的反应热为 H2生成NH3的反应热为 。 ，1mol
3）H2 + F2 = 2HF H2 + Cl2 = 2HCl 预测当生成2 mol HF和2 mol HCl时，哪个反应放出的热量多？
若干化学键的键能（ kJ/mol，25 ℃ ）
1、下列说法正确的是
A、需要加热方能发生的反应一定是吸热反应
B、放热的反应在常温下一定很易发生
C、反应是放热的还是吸热的必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小
D、吸热反应在一定的条件下也能发生
2、反应C(石墨) → C(金刚石)是吸热反应,由此可知
A、石墨比金刚石更稳定 B、金刚石和石墨可以相互转化
C、金刚石比石墨稳定 D、金刚石和石墨不能相互转化
教学反思：
第一节 化学反应与能量的变化
（第二课时）
教学目标：
1． 知识与技能
①书写表示化学反应热的化学方程式
②有关热化学方程式的计算
2．过程与方法
通过实例理解化学方程式的局限性，介绍热化学方程式的必在性
3．情感态度与价值观
通过热化学方程式的教学，培养学生勇于探索的科学态度
教学重点
书写表示化学反应热的化学方程式
教学难点
有关热化学方程式的计算
学习过程
1．复习回忆
1）、催化剂为什么能够加快反应速度？
2）、什么是有效碰撞、活化分子、活化能？
3）、化学反应中能量变化的主要原因？
4）、你了解“即热饭盒吗？知道是什么原理吗？
5）、什么是反应热（焓变）
2．引入
阅读课本：例1与例2
与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪几点？
3、热化学方程式的书写
1）热化学方程式定义：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2）正确书写热化学方程式应注意：（1）书写热化学方程式要注明反应的温度和压强，（为什么？）而常温、常压可以不注明，即不注明则是常温、常压。（2）标出了反应物与生成物的状态，（为什么要标出？）（3）
写出了反应热，还注明了“＋”，“－”（4）方程式中的计量系数可以是整数也可以是分数。
4．注意点：
反应物和生成物前的系数它代表了什么？在方程式中∆H它表示了什么意义？ ∆H的值与什么有关系？
热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示对应物质的物质的量。∆H(KJ/mol)它表示每摩尔反应所放出的热量，∆H的值与方程式中的计量系数有关，即对于相同的反应，当化学计量数不同时，其∆H不同。
例题
1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应生成2mol气态HCl，放出184.6KJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
2．写出下列反应的热化学方程式
1）1molN2(g)与适量O2(g)反应生成NO (g)，需吸收68kJ的热量； 2）2molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放出314kJ热量；
3） 1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出 9.36kJ热量，写出硫燃烧的热化学方程式。
4）4g CO在氧气中燃烧生成CO2，放出 9. 6kJ热量，写出CO燃烧的热化学方程式。
5）在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); H= – 572 kJ /mol
CH4(g) +2O2 (g) = CO2(g)+2H2O (l);
r H= – 890 kJ/mol由1mol 氢气和2mol甲烷组成的混合气体在上述条件下完全燃烧时放出的热量为多少。
6）在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); ∆H= – 572 kJ/mol
C3H8(g) +5O2(g)= 3CO2 (g) +4H2O (l);∆H = – 2220 kJ/mol
高中化学选修4知识点总结
第1章、化学反应与能量转化
化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念：
当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定
测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q＝－C(T2－T1)
式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变 (1)反应焓变
物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式：
把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1
书写热化学方程式应注意以下几点：
①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律【高中化学选修4化学反应的热效应】
对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。 对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD
ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 二、电能转化为化学能——电解
1、电解的原理 (1)电解的概念：
在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。
(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：
阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。 阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。 总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑
2、电解原理的应用
(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。 阳极：2Cl－→Cl2＋2e－
阴极：2H＋＋e－→H2↑
总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ (2)铜的电解精炼。
粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。 阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应 Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－
Fe→Fe2＋＋2e－
Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。 阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu (3)电镀：以铁表面镀铜为例
待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。 阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－
阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu 三、化学能转化为电能——电池
1、原电池的工作原理 (1)原电池的概念：
把化学能转变为电能的装置称为原电池。 (2)Cu－Zn原电池的工作原理：
如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子，正极反应为：2H＋＋2e－→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。 (3)原电池的电能
若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。
2、化学电源 (1)锌锰干电池
负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；
正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2； (2)铅蓄电池
负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－
正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O
放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。 充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。 (3)氢氧燃料电池
负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－
正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－
电池总反应：2H2＋O2＝2H2O
3、金属的腐蚀与防护 (1)金属腐蚀
金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。 (2)金属腐蚀的电化学原理。
生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
(3)金属的防护
金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)
原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？ 一、化学反应的方向
1、反应焓变与反应方向
放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。
2、反应熵变与反应方向
熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。
3、焓变与熵变对反应方向的共同影响 ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。 ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。 ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。
二、化学反应的限度
1、化学平衡常数
(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。
(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。
(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。
(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。
2、反应的平衡转化率
(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为： α（A）＝
(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。
(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。
3、反应条件对化学平衡的影响 (1)温度的影响
升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。 (2)浓度的影响
增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。 (3)压强的影响
ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。
ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。 (4)勒夏特列原理
由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。
【例题分析】
例1、已知下列热化学方程式：
(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol
(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol (3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol 写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式。
解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。 将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)
得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)
整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol
将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)
整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol
例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式： 阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－
阴极反应式： ；
总电池反应式： 。
解析： 作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中CO为还原剂，空气中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2。用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 。 答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2
例3、下列有关反应的方向说法中正确的是( ) A、放热的自发过程都是熵值减小的过程。 B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程。
C、水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向。 D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的。
解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化，故A错误。只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的，要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断，D错误。水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向是正确的。有些吸热反应也可以自发进行。如在25℃和1.01×105Pa时，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol，上述两个反应都是吸热反应，又都是熵增的反应，所以B也正确。 答案：BC。
化学反应原理复习（二） 【知识讲解】 第2章、第3、4节
一、化学反应的速率
高中化学选修4课堂笔记
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
(1)符号： △H （2）单位：kJ/mol
(3)计算：ΔH=E(生成物总能量)﹣E(反应物总能量)=E′(反应物总键能)－E′(生成物总键能量)
3. 产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放出热量>吸收热量) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。(吸收热量>放出热量）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
小结：
1、化学键断裂，吸收能量；
化学键生成，放出能量
2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“-”或小于0
反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于0;
即反应是吸热反应还是放热反应取决于反应物与生成物总能量的相对大小。
3、反应热（ΔH）
数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差。
4、物质的稳定性
能量越低，键能越大，物质越稳定。
二、热化学方程式
1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.
2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化，△H一定带符号。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g)；N元素转化为N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l) △H =－285.8 kJ/mol
③燃烧物的物质的量：燃料是以1mol作为标准，书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示； ④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H和OH反应，其热化学方程式为：
第 1 页 共 16 页 +-
H(aq) + OH(aq) == H2O(l) ΔH =－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
a： 若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为△H，而从终态（L）到始态（S）的反应热为△H ’，这两者和为零。
即△H＋ △H ’ = ０
b：若某一化学反应可分为多步进行，则其总反应热为各步反应的反应热之和。
即△H= △H1+ △H2+ △H3+……
c：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。 +-
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化。
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件（温度、浓度、压强、催化剂等）
应用中应注意的问题
①、概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率）。
②、对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比。 气体的物质的量
③、气体的浓度用容器的体积来表示。
④、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率都为正数（没有负数）。 ⑤、在反应中对于固体或纯液体而言，其物质的量浓度无意义，所以不用它们来表示化学反应速率。
2. 外界条件对化学反应速率的影响
(1)、浓度对化学反应速率的影响。
结论：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。 注意：a、此规律只适用于气体或溶液的反应。
b、对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。 原因：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，所以当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，活化分子数也相应的增多，反应速率也必然增大。
。
有效碰撞次 数增多
(2)、压强对反应速率的影响。（压强对可逆反应气体系数减小方向的速率影响更大）
第 2 页 共 16 页 反应速 率加快
结论：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
原因：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，因而可以增大化学反应的速率。
(3)、温度对化学反应速率的影响。（温度对可逆反应吸热方向的速率影响更大）
结论：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。
原因：①浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分子的数量，反应速率增大。(主因) ②温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应的加快。
(4)、催化剂对化学反应速率的影响。
结论：催化剂可以改变化学反应的速率。正催化剂：能够加快反应速率的催化剂。负催化剂：能够减慢反应速率的催化剂。如不特意说明，指正催化剂。
原因：在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。
(5)、其他因素：如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响。
(6)、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。
活化分子：能量较高、有可能发生有效碰撞的分子。
活化能：活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。
活化分子百分数：(活化分子数/反应物分子数)×100%
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变； ②恒温恒压时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢。
二、化学平衡
可逆反应与不可逆反应
(1)可逆反应：在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。
不可逆反应：在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。
(2)可逆反应的普遍性：大部分化学反应都是可逆反应。
(3)可逆反应的特点：
①相同条件下，正反应和逆反应同时发生
②反应物、生成物共同存在
③可逆反应有一定的限度(反应不能进行到底)
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正、逆反应速率相等时，各组成成分的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应在该条件下所能达到的最大限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征 逆（研究对象为可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化）
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（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动。
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动。
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V(正)减小，V(逆)也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小(气体分子数减小)方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大(气体分子数增大)方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动；
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似；
（3）同等程度地改变浓度可视为改变压强。
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强、浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K
表达式： aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g)
在一定温度下无论反应物的起始浓度如何，反应达平衡状态后，将各物质的物质量浓度代入下式，得到的结
简称平衡常数。
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方反应进行建立平衡。（Q：浓度积）
（1）Q﹤K: 反应向正反应方向进行;
（2）Q = K: 反应处于平衡状态 ;
（3）Q﹥K: 反应向逆反应方向进行。
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3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应;
若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应
＊四、等效平衡（等量等效与等比等效）
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温、定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。（一边倒，量相等，才等效。）（等量等效）
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（一边倒，成比例，就等效。）（等比等效）
（2）定温、定压条件下的等效平衡（一边倒，成比例，就等效。）（等比等效）
只要保证可逆反应的起始量之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应速率和化学平衡的有关图象
化学反应速率和化学平衡的有关图象是中学化学中基础图象知识的一个重要方面，它能把抽象的化学反应速率和化学平衡理论形象、直观地表达出来。学生能熟练地解答化学图象问题，是现行考纲的要求。分析解答化学平衡图象问题要注意如下几点：
1．解题步骤
(1)看图象
一看面：即纵坐标与横坐标的意义；二看线：即线的走向和变化趋势；三看点：即起点、折点、交点、终点；四看辅助线：如等温线、等压线、平衡线等；五看量的变化：如浓度变化等。
(2)想规律
联想外界条件的改变对化学反应速率和化学平衡的影响规律。
(3)作判断
将图象中表现的关系与所学规律相对比，作出符合题目要求的判断。
2．解题方法
(1)“定一议二”
在化学平衡图象中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量的意义。在讨论过程中常确定横坐标所表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系或确定纵坐标所表示的量后，讨论横坐标与曲线的关系。
(2)“先拐先平，数值大”
对于同一化学反应在化学平衡图象中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图甲)或表示的压强较大(如图乙)。如：
甲表示：①T2＞T1，②正反应放热。
乙表示：①p1＜p2，②正反应为气体总体积缩小的反应。
六、化学反应进行的方向
自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应。
1、反应焓变（△H）与反应方向：
能量判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（△H ＜ 0）。
对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反应越完全。 焓变（△H）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素。
2、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•mol-1•K-1 熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变.用△S表示.
△S=S(生成物总熵)－S(反应物总熵) 反应的△S越大,越有利于反应自发进行。
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