导图社区 专题三：化学反应原理
专题三：化学反应原理的思维导图，汇总了反应热力学、反应动力学、化学平衡、原电池与电解池的知识，快来一起学习吧。
专题五：电离与水解平衡的思维导图，整理了弱电解质电离平衡、水解与溶解平衡的知识，有兴趣的可以看看哟。
专题四：有机化学基础的思维导图，内容涵盖 基础概念、烃与卤代烃、生物大分子及有机合成、烃的含氧衍生物的知识，喜欢的可以点个赞收藏一下哟~
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化学反应原理
反应热力学
判断反应能否发生
化学反应热效应
反应热
等温条件下，反应体系向环境中释放或吸收的热量
比较时带上正负号直接比大小
焓变
等压条件下，化学反应的反应热即为焓变，△H，单位KJ/mol
熵变
衡量体系无序程度的量
对热效应的理解
能量角度
吸热反应
生成物能量大于反应物能量，△H＞0
放热反应
反应物能量大于反应物能量，△H＜0
活化能
物质达到反应状态时所需要的能量
化学键角度
旧键断裂吸热
新键形成放热
断键加，成键减，自左向右代数加和
常见的吸放热反应
吸热
大多数的分解反应
盐类水解
八水合氢氧化钡与氯化铵的反应
碳与水蒸气反应
碳与二氧化碳的反应
放热
剧烈的和缓慢的氧化反应
中和反应
大多数的化合反应
金属与酸的反应
燃烧热与中和热
燃烧热
1mol纯物质，完全燃烧生成制定产物（常温下的稳定物质）所放出的热量
中和热
稀溶液中，酸与碱反应，生成1mol水所放出的热量。25℃ 101KPa时，强酸强碱反应放热为57.3KJ
热化学方程式
表明化学反应中的物质变化和能量变化
要求
正确写出方程式，注明反应温度和压强（常温常压不用）
注明物质聚集状态（s l g aq）
热化学方程式化学计量数可以是整数也可以是分数
△H的值表示每mol反应，必须与方程式一一对应
盖斯定律
无论化学反应是一步完成还是分步完成，其反应热只与始态和终态有关，与途径无关
用于推算难以直接测量的化学反应的反应热
反应历程与基元反应
形式
线图
循环图
能垒图
基元反应
多数化学反应都是分步完成的，每一步化学反应都可以叫做一个基元反应
反应速率v=k c^a（A）·c^b（B），其中k是反应速率常数，k=Ae^-Ea/RT（阿伦尼乌斯公式），Ea为活化能，T为反应温度；速率常数k不因反应物浓度的改变而变化，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响
决定化学反应速率的快慢的时其最慢的基元反应
反应级数
速率方程中指数之和或称该反应为a+b级反应
与平衡常数的关系
平衡时，k正/k逆=K
反应动力学
判断反应发生快慢
化学反应速率
通常用单位时间内反应物浓度减少或生成物浓度增加来表示，v=△c/△t；单位mol/(L·s)或mol/（L·min）；不能用于固体和纯液体的速率表示
与化学计量数的关系
不同物质表示反应速率的数值不同，但意义相同。单位相同时，各物质速率之比等于化学计量数之比
影响因素
内因（主要原因）
反应物本身的性质
有效碰撞理论解释
有效碰撞理论
化学反应的发生是因为粒子发生了有效的碰撞，有效碰撞的发生需要粒子具有足够的能量，并且发生碰撞的角度恰好正确
外因
浓度c
正比
压强p
有气体的反应正比
温度T
升高加速，与吸放热无关
催化剂
加快速率
其他因素
接触面积s增大、构成原电池都加速反应
化学平衡
可逆反应
在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应
特点
相同条件下，正、逆反应同时进行
反应物和生成物同时存在，任一反应物转化率小于100%
方程式需使用“可逆”符号表示
平衡状态
特征
逆
研究对象是可逆反应
等
正逆反应速率相等
动
平衡是动态平衡
定
反应物和生成物的质量（浓度、物质的量、体积分数）保持不变
变
条件改变，平衡状态可逆也发生改变，重新建立新的平衡
判断
同一物质消耗多少又生成多少便是平衡状态，不同物质看具体关系
变量不变
如有颜色的反应颜色不发生改变了，气体体积变化的反应体积不变了
平衡移动
过程
原化学平衡状态因条件改变被打破，一段时间后建立新的平衡
移动方向与反应速率的关系
v正＞v逆：平衡正向移动
v正＜v逆：平衡逆向移动
勒夏特列原理
如果改变影响平衡的一个因素，平衡会朝着削弱这种改变的方向移动
影响
浓度
增大反应物，减少生成物
正移
减少反应物，增大生成物
逆移
压强（有气体）
前后分子数不同
增压向气体分子减少方向移动
减压向气体分子增加方向移动
前后分子数不变
平衡不移动
温度
升高
吸热反应正移
降低
放热反应正移
同等程度地改变正逆反应速率，平衡不移动
与平衡反应图像结合
平衡移动特殊情况
体系中无气态物质时，改变压强对平衡无影响
对前后分子数不变的气体反应，改变压强对平衡无影响，但影响气体物质浓度
对于有气体参加的恒容反应，同等程度地改变反应体系中各物质的浓度时，应视为压强的影响，同等程度地增大浓度相当于增大压强
恒容容器中，若用α表示物质转化率，φ表示气体的体积分数
有多种气体参加反应的反应物的反应，反应平衡后，加入一定量A物质，平衡正向移动，αB增大而αA减少，φB减小而φA增大
仅有一种气体反应物的反应，充入反应物
气体分子数增多
α减小，φ增大
气体分子数不变
α和φ都不变
气体分子数减小
α增大，φ减小
化学反应方向的热力学判据
焓判据
放热过程中体系能量降低，△H＜0，具有自发反应的倾向，但有些吸热反应也可以自发进行，故焓变只是影响反应方向的一种因素
熵判据
体系混乱度增加的（熵增）反应，△S＞0，反应有自发进行的倾向，但有些熵减反应也能自发进行，故熵变只是影响反应方向的一个因素
符合判据（吉布斯自由能判据）
△G=△H-T△S
＞0 反应不能自发
=0 反应达到平衡
＜0 反应自发进行
平衡常数
基本形式
生成物与反应物浓度幂之积的比值，固体和纯液体不计入表达式
基本关系
同温下，正逆反应速率平衡常数互为倒数
化学反应系数乘n，平衡常数变为原来的n次方
反应相加常数相乘，反应相减常数相除
意义及影响因素
K越大，反应转化率越大，正反应进行的程度越大
K只受温度的影响
应用
判断反应进行程度
判断化学反应进行的方向
浓度商Q（算法与平衡常数相同）
Q＜K 平衡正移 v正＞v逆
Q=K 平衡状态 v正=v逆
Q＞K 平衡逆向 v正＜v逆
判断反应热效应
升高温度
K增大正反应吸热
K减小正反应放热
降低温度
K增大正反应放热
K减小正反应吸热
三段式计算法
起 转 平
分压常数Kp
定义
用分压代替浓度进行平衡常数的计算；分压=总压×气体物质的量分数（或气体体积分数）
只受温度影响
计算流程同三段式，但注意反应体系是恒压还是恒容
化学反应的调控实例（合成氨）
氮氢比略大于1:3
压强
10MPa-30MPa
400-500℃
铁触媒
原电池与电解池
原电池
构成
两个活泼性不同的电极（相同也行）
电解质溶液
闭合回路
自发进行的氧化还原反应
原理
负极氧化，正极还原
电子不下水，离子不上岸
化学电源
一次电池
碱性锌锰干电池
二次电池
铅酸蓄电池
锂离子电池
燃料电池
氢氧燃料电池
甲烷酸性燃料电池
甲醇碱性燃料电池
电解池
本质
直流电流通过电解质溶液（或熔融电解质）在阳极、阴极引起氧化还原反应的过程
条件
与直流电源相连的两个电极
电解质溶液或熔融电解质
阳极氧化，阴极还原
氯碱工业
电镀
精炼铜
电冶金
综合应用
金属的腐蚀
化学腐蚀
金属与其表面接触的一些物质直接发生化学反应
电化学腐蚀
发生原电池反应，活泼金属失电子被氧化
钢铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀
腐蚀快慢影响因素及判断原则
因素
构成原电池的电极材料活泼性差异、金属所接触的介质
快慢原则
电解池＞原电池＞化学腐蚀＞有保护措施的腐蚀
金属的防护
改变金属材料的组成
在金属表面覆盖保护层
电化学保护法
牺牲阳极（原电池）
外加电流（电解池）
电极反应式的书写
