反应热、反应速率与化学平衡

本节导读

这一节回答化学反应的三个问题：反应放出还是吸收热量，反应进行得多快，反应能进行到什么程度。它们对应反应热、化学反应速率和化学平衡，是化学基本理论的核心。

在试卷上，选择题常考吸热放热的判断、速率的比较、平衡状态的标志、平衡移动的方向；填空题常考热化学方程式的书写与盖斯定律的计算、速率的计算、条件改变后平衡移动的方向。学完这一节，你应该会写热化学方程式并用盖斯定律算 $\Delta H$ΔH，会用 $v=\dfrac{\Delta c}{\Delta t}$v=ΔtΔc​ 算速率，会判断平衡状态，并会用勒夏特列原理判断平衡的移动方向。

化学反应中的能量变化

化学反应的实质是旧化学键断裂、新化学键形成。断键要吸收能量，成键要放出能量，反应的总能量变化取决于二者之差。反应放出热量的叫放热反应，$\Delta H<0$ΔH<0；吸收热量的叫吸热反应，$\Delta H>0$ΔH>0。

类型	常见反应
放热反应	燃烧，酸碱中和，活泼金属与酸（或水）的反应，大多数化合反应，生石灰与水的反应
吸热反应	大多数分解反应，碳与二氧化碳在高温下的反应，碳与水蒸气在高温下的反应，氢氧化钡晶体与氯化铵晶体的反应

能表示反应热的化学方程式叫热化学方程式，书写时要注意：注明物质的状态（g、l、s），$\Delta H$ΔH 的单位是 $\mathrm{kJ/mol}$kJ/mol，$\Delta H$ΔH 的数值与化学计量数成正比。例如氢气燃烧生成液态水：

$$\mathrm{H_2(g)}+\dfrac12\mathrm{O_2(g)}=\mathrm{H_2O(l)},\qquad \Delta H=-285.8\,\mathrm{kJ/mol}$$H2​(g)+21​O2​(g)=H2​O(l),ΔH=−285.8kJ/mol

反应热只与反应的始态和终态有关，与反应经过的途径无关，这就是盖斯定律。一个反应如果可以分几步进行，各步反应热的代数和等于总反应的反应热：$\Delta H=\Delta H_1+\Delta H_2$ΔH=ΔH1​+ΔH2​。把热化学方程式相加减时，$\Delta H$ΔH 也跟着相加减；方程式反过来写，$\Delta H$ΔH 的符号相反。

化学反应速率

速率的表示和计算

化学反应速率用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示：

$$v=\dfrac{\Delta c}{\Delta t}$$v=ΔtΔc​

单位 $\mathrm{mol/(L\cdot s)}$mol/(L⋅s) 或 $\mathrm{mol/(L\cdot min)}$mol/(L⋅min)。固体和纯液体的浓度视为常数，不用来表示速率。同一反应用不同物质表示的速率，数值之比等于化学方程式中化学计量数之比。比较快慢时，要先换算成同一物质、同一单位，或者各自除以化学计量数后再比较。

影响速率的因素

条件	对速率的影响
浓度	增大反应物浓度，速率加快
温度	升高温度，速率加快
压强	对有气体参加的反应，增大压强（缩小体积），速率加快
催化剂	使用正催化剂，速率加快
接触面积	固体颗粒磨得越细，接触面积越大，速率越快；增加固体的量不影响速率

化学平衡

可逆反应与平衡状态

在同一条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应叫可逆反应，用 $\rightleftharpoons$⇌ 表示，反应物不可能全部转化为生成物。可逆反应进行到正反应速率等于逆反应速率，各组分的浓度不再变化的状态，叫化学平衡状态。它的特点是：动态平衡（反应没有停止）；$v_{\text{正}}=v_{\text{逆}}\neq0$v正​=v逆​=0；各组分的浓度、质量分数保持不变。

判断是否达到平衡，常看两条：一是 $v_{\text{正}}=v_{\text{逆}}$v正​=v逆​（要求一正一逆，且速率之比等于化学计量数之比）；二是某个“原来会变的量”现在不变了，如各物质浓度、气体颜色、对气体分子数改变的反应的总压强。

平衡的移动

平衡状态是在一定条件下的相对稳定。条件改变时，平衡会发生移动，勒夏特列原理指出：改变影响平衡的一个条件，平衡就向着减弱这种改变的方向移动：

改变的条件	平衡移动的方向
增大反应物浓度	向正反应方向移动
增大压强	向气体分子数减少的方向移动
升高温度	向吸热反应的方向移动
使用催化剂	不移动（只缩短到达平衡的时间）

反应前后气体分子数相等的反应，改变压强，平衡不移动。工业上合成氨、制硫酸都要综合考虑速率和平衡两方面的因素，选择压强、温度和催化剂。

易错提醒

• ❌ 升高温度，平衡向放热反应的方向移动。
  ✅ 升高温度，平衡向吸热反应的方向移动，以减弱温度升高。
  降低温度则向放热方向移动。