导图社区 化学反应原理
高中化学选择性必修一之化学反应原理全部知识点总结，包括化学反应的热反应、化学反应速率与化学平衡、化学反应与电能、水溶液中的离子反应与平衡等内容。
选修一化学反应原理全部知识点，包括化学反应的热反应、化学反应速率与化学平衡、水溶液中的离子反应与平衡、化学反应与电能。
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化学反应原理
化学反应的热反应
反应热
在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热
中和反应热的测定
大量实验测得，在25 ℃，101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1molH2O时，放出57.3kJ的热量。
焓变
含义
为了描述等压条件下的反应热，科学上引入了一个与内能有关的物理量——焓
符号
单位
KJ/moL
反应类型
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
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
热化学方程式
定义
表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式
特点
只表明了化学反应中的物质变化，没有表明其中的能量变化
注意
1. 要标明反映的温度和压强（20℃101kPa可以不标）
2. 标明物质的状态
l
液态
g
气态
s
固态
aq
溶液
3. 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△H与方程式要一一对应
燃烧热
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
生成指定产物
1mol纯物质
燃烧热的热化学方程式可燃物必须是1mol
反应热的计算
盖斯定律
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。
化学反应速率与化学平衡
化学反应速率
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。
影响因素
内因
反应物的组成、结构、性质
外因
温度
其他条件一定时，温度升高，速率增大；温度降低，速率减小
浓度
增大反应物浓度，速率增大；降低反应物浓度，速率减小
压强
有气体的反应
改变压强，容积改变，气体浓度增加，速率增大
改变压强，容积不变，浓度不变，速率不变
催化剂
加入（正）催化剂，速率增大
活化能
活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差
基元反应
有效碰撞
发生化学反应的碰撞
活化分子
其他条件相同时，浓度增大，单位体积内活化分子数增多，单位时间内有效碰撞次数增加，速率增大
其他条件相同时，温度升高，增加了活化分子百分数，单位时间有效碰撞增加，速率增大
单位体积内活化分子数增多，单位时间内有效碰撞次数增加，速率增大
化学平衡
在一定条件下，像合成氨这样的可逆反应体系中，正、逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度保持不变
特征
逆（研究前提是可逆反应） 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）
影响化学平衡移动的因素
（1）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。
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。
其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
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
化学平衡常数
注意事项
（1）K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。 （2）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。 （3）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。
应用
（1）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进行建立平衡。（Q：浓度积） Q〈K:反应向正反应方向进行; Q=K:反应处于平衡状态 ; Q〉K:反应向逆反应方向进行 （2）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
化学反应的方向
熵
物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.
体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据
同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
反应方向判断依据
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
水溶液中的离子反应与平衡
电解质
分类
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质 弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质
电解质与非电解质本质区别
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
电离平衡
在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态
影响电离平衡的因素
电离一般吸热，升温有利于电离
浓度越大，电离程度越小，溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动
同离子效应
在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离
其他外加试剂
加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离
电离平衡常数
溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度比
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
水的电离
电离方程式
水的离子积常数
Kw = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; Kw = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：Kw只与温度有关，温度一定，则Kw值一定
溶液的pH
pH=-lgc[H+] 在常温溶液中,酸性溶液pH<7 中性溶液pH=7 碱性溶液pH>7
酸碱中和滴定
原理
H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
操作
检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V
盐类的水解
实质与规律
盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应 盐类水解规律： ①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
影响水解的因素
①温度：温度越高，水解程度越大（水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解） ③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
沉淀溶解平衡
方程式书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用可逆号表示，例如
溶度积Ksp
可以判断该温度下的溶液中难溶电解质的沉淀或溶解状况 Qc（离子积)>Ksp 有沉淀析出 Qc=Ksp 平衡状态 Qc<Ksp 未饱和，继续溶解
化学反应与电能
原电池
概念
化学能转化为电能的装置叫做原电池
电极反应
以锌铜原电池为例： 负极；氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋ （较活泼金属） 正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑ （较不活泼金属） 总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑
化学电池
化学电池的分类：一次电池 、二次电池 、燃料电池 1、一次电池 常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 2、二次电池 铅蓄电池 放电：负极（铅）：Pb＋－2e ＝PbSO4↓ 正极（氧化铅）：PbO2＋4H+＋＋2e ＝PbSO4↓＋2H2O 充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e ＝PbO2＋4H+＋ 阳极： PbSO4＋2e ＝Pb＋ 3、燃料电池 当电解质溶液呈酸性时： 负极：2H2－4e =4H+ 正极：Ｏ2＋4 e 4H+ =2H2O 当电解质溶液呈碱性时： 负极： 2H2＋4OH－4e＝4H2O 正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH-
电解池
把电能转化为化学能的装置也叫电解池
阳极：与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应 阴极：与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应 电解CuCl2溶液的电极反应： 阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化) 阴极：Cu2++2e-=Cu(还原) 总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2 ↑
规律总结
放电顺序： 阳离子放电顺序 Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 阴离子的放电顺序 是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-) 是活性电极时：电极本身溶解放电 注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式
电解原理的应用
电解饱和食盐水
电镀
镀铜反应原理 阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2++2e-=Cu
电冶金
（1）电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝 （2）电解氯化钠： 通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl— 通直流电后：阳极：2Na+ + 2e— == 2Na 阴极：2Cl— — 2e— == Cl2↑
金属的腐蚀与防护
金属的腐蚀
化学腐蚀
金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀
不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀
析氢腐蚀
析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出 ①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体） ②电极反应：负极: Fe – 2e- = Fe2+ 正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑ 总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
吸氧腐蚀
吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气 ①条件：中性或弱酸性溶液 ②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+ 正极: O2+4e- +2H2O = 4OH- 总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）
金属的电化学防护
牺牲阳极的阴极保护法
原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化 应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备 负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护
原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀 应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应
