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化学反应原理思维导图。囊括高中化学反应原理所有内容，考前看一遍会有奇效，精华推荐的思维导图，高中生必备！
化学反应原理的所有知识，包括化学能量变化、化学反应速率、化学平衡、离子平衡、电化学五大部分。
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化学反应原理
化学反应中的能量变化
化学键与化学反应中的能量变化
断开键吸收能量，生成键放出能量
反应物总能量<生成物总能量，反应吸热；反应物总能量>生成物总能量，反应放热
反应热
当反应物与生成物具有相同的温度时，体系放出或吸收的热量叫做反应热，用符号 表示
放热反应（如物质冷凝）的 为“-”或<0
吸热反应（如物质熔化）的为“+”或 >0
吸热反应和放热反应
反应物中键能总和大于生成物中键能总和为吸热反应，反应中的能量转化成物质的内能贮存起来
生成物中键能总和大于反应物中键能总和为放热反应，反应中的能量转化成物质的热能释放出来
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叫作热化学方程式
意义
表明了化学反应中的物质变化和能量变化
书写要求
反应热的符号（+或-），数值及单位（kJ/mol)
反应热的测定条件，高中大部分反应条件实在25、101kPa下测定的，这时可不注明反应温度
化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是分数也可以是整数
反应物和生成物各物质的聚集状态（s,l,g）
化学计量数需要与反应热相匹配
燃烧热
在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，一般用kJ/mol表示
中和热
在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol水的反应热，表示为
盖斯定律及反应热的比较和简单运算
化学反应不管分几步完成，其反应热相同
化学反应速率
衡量化学反应进行快慢程度的物理量，通常用单位反应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

单位
化学反应速率注意事项
可通过直观现象定性说明反应的快慢，也可通过公式计算定量说明反应快慢
一段时间内的平均速率，v>0
固体和纯液体化学反应速率为一常数
同一化学反应，同一段时间内，不同物质表示反应速率时数值可能不同，但意义相同
同一反应不同物质表示反应速率，数值之比等于化学计量数之比
化学反应级数
,k称为反应速率系数
零级反应
反应速率与反应物浓度无关
一级反应
反应速率与反应浓度一次方成正比
二级反应
反应速率与两种反应物浓度的乘积成正比
有效碰撞模型
有效碰撞与化学反应
能发生化学反应的分子碰撞叫作有效碰撞，能发生有效碰撞的分子叫作活化分子
活化分子的碰撞取向与化学反应
只有活化分子具有合适的碰撞取向发生碰撞以后才有可能使分子内的化学键断裂
活化能
活化分子所多出的那部分能量叫作活化能
影响化学反应速率的因素
主要因素
参加化学反应的物质的结构和反应历程
外界条件
浓度：增大反应物浓度，反应速率加快，对于纯液体和固体则是接触面积的变化引起反应速率的变化
温度：升高温度，反应速率加快，每升高10°C，可增大到原来的2-4倍
压强：对气体反应，增大压强可加快反应速率
恒温下：P增大V缩小c增大速率加快
恒容时：P增大c增大速率加快
充入惰性气体
恒容：充入惰性气体总压增大分压不变c不变速率不变
恒压：充入惰性气体体积增大c减小速率减慢
光照，增大表面积，形成原电池也可加快反应速率
外界条件的变化对、的影响
升温：加快速率，吸热反应增加的倍数大于放热反应增加的倍数
加压对有气体参与的可逆反应，正逆反应速率均增大，气体分数大的一侧增加倍数大于气体分子小的一侧增加倍数
增加反应物浓度：正反应速率急剧增加，逆反应速率逐渐增大
化学反应速率图像题的解题方法
明确坐标含义
看起点
分清反应物和生成物
看变化趋势
升温或降温、加压或减压等
看终点
看时间
拐点，突变点等
化学平衡
化学平衡的建立、特征和标志
可逆反应
相同条件下既能向正反应进行又能向逆反应进行的反应是可逆反应
可逆反应是不能进行到底的
化学平衡的建立
无论从正反应开始还是从逆反应开始都可达到化学平衡
化学平衡的特征
逆
等
动
定
变
同
化学平衡条件至于反应条件有关而与反应途径无关
化学平衡建立的标志——判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
混合物体系中各成分的含量
物质的量或物质的量分数一定 平衡
各物质的质量或质量分数一定 平衡
各气体的体积及体积分数一定 平衡
总体积，总压强，总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反应速率的关系
单位时间内消耗了m mol A ，又生成了m mol A 平衡
单位时间内消耗的反应物物质的量与消耗的生成物物质的量相等 平衡
各物质反应速率之比等于化学计量数之比 不一定平衡
生成了n mol B ,消耗了q mol D 不一定平衡
单位时间内同一物质断裂的化学键与生成的化学键物质的量相等 平衡
压强
m+np+q时，总压强一定 平衡
m+n=p+q时，总压强一定 不一定平衡
混合气体的平均相对分子质量
与压强条件相同
温度
温度一定 平衡
体系的密度
密度一定 不一定平衡
颜色
颜色不再变化 平衡
化学平衡的移动
旧的化学平衡被破坏，新的化学平衡建立的过程就是化学平衡的移动
条件变化、速率变化与移动方向
勒夏特列原理
加催化剂平衡不移动
平衡移动原理
如果改变影响平衡的一个条件，平衡会向减弱这种改变的方向移动
分析化学平衡移动的一般思路
速率不变
速率改变
程度相同平衡不移动
使用催化剂
气体体积无变化的反应
程度不同向减弱外界变化的方向移动
应用
化学平衡，溶解平衡，电离平衡，水解平衡等
应用平衡移动原理分析问题时的注意事项
只减弱，不抵消
只有正反应速率大于逆反应速率时平衡向正反应方向进行，增大正反应速率不代表平衡一定向正反应方向移动
平衡向正反应方向移动时，反应物转化率不一定提高，增大一种反应物浓度会提高另一种反应物转化率
温度一定平衡常数一定
存在平衡才发生平衡的移动
化学平衡常数
使用化学平衡常数应注意的问题
纯液体或固体浓度为"1"
平衡常数是一具体反应的参数，若反应方向改变或者化学计量数改变，平衡常数改变
化学平衡常数的应用
K值越大，平衡体系中生成物的比例越大，正向进行程度越大
任意状态的浓度幂之积的比值（浓度商）与K比较，可判断是否达到平衡
用K可判断反应热效应，若升高温度，K增大，则为吸热反应
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可发生的反应
判断反应方向的依据
焓判据
绝大多数放热反应都是自发进行，如盐类的水解，硫酸钙的分解
熵判据
大多数自发反应趋向混乱程度增大，即熵变>0
反应自发性的判断依据
吉布斯自由能<0，自发
吉布斯自由能=0，平衡
吉布斯自由能<0,不自发
吉布斯自由能
利用三段式解答化学平衡类问题的策略
化学平衡状态的判断
化学反应速率的计算与分析
化学反应移动的分析
电化学
原电池
原电池的定义和原理
把化学能转变为电能的装置叫原电池
必要条件
自发地发生氧化还原反应
正极还原
负极氧化
原电池符号
（—）电极|电解质溶液|电极（+）
原电池的电势
能斯特方程
原电池正负极的判断方法
活泼为负极
电流由正极流向负极
阳离子移向正极，阴离子移向负极
负极氧化，正极还原
化学电源
化学电源的概念与分类
一次电池——碱性锌锰干电池
电压一般为1.5伏
二次电池——可充电电池
铅蓄电池
燃料电池
氢氧燃料电池，分酸性和碱性两种
原电池原理的应用
加快氧化还原反应的速率
比较金属活动性强弱
用于金属的防护
电解原理
电解原理及其应用
使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程
装置特点：有外接电源，电能转变为化学能
形成条件
两个电极与电源相连
电解质溶液
形成闭合回路
氯碱工业：电解饱和食盐水制取烧碱、氢气、氯气
电镀
用电解原理在某金属表面上镀上一层其他金属或合金的方法
镀件作阴极
镀层金属作阳极
电镀液中含有镀层金属离子
冶金工业
金属的腐蚀与防护
化学腐蚀：直接与氧化剂反应产生的腐蚀
电化学腐蚀
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
金属防护
改变金属的内部结构
在金属表面覆盖保护层
电化学保护法
牺牲阳极的阴极保护法
原电池原理
正极：被保护的金属设备
负极：比被保护的金属离子活泼的金属
外加电流的阴极保护法
阴极：被保护的金属设备
阳极：惰性电极
原电池和电解池的比较
化学腐蚀和电化学腐蚀的区别
化学腐蚀一般条件：金属直接和强氧化剂接触，电化腐蚀一般条件：金属不纯，表面湿润
化学腐蚀反应过程：氧化还原反应，不形成原电池，电化腐蚀反应过程：发生原电池反应而腐蚀
化学腐蚀无电流，电化腐蚀有电流
反应速率：电化腐蚀>化学腐蚀
化学腐蚀结果：使金属腐蚀，电化腐蚀结果：使较活泼的金属腐蚀
水溶液中的离子平衡
电解质和电离平衡
强电解质和弱电解质
在水里或熔融状态下能导电的物质为电解质
全部电离为强电解质
部分电离为弱电解质
弱电解质键型为离子键，强电解质键型为离子键或极性键
溶液的导电性和导电能力
与离子所带电荷有关
与浓度有关
电解质不一定导电
弱电解质的电离平衡
电离平衡的建立
在一定条件下，电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时
电离平衡的特征
电离平衡的移动
温度，浓度，同离子，与电解质反应的物质使平衡移动
电离常数
概念
弱电解质达到平衡时，生成离子浓度幂之积与未电离的分子浓度之比
酸为Ka,碱为Kb
表示方法
影响因素
反映弱酸，弱碱的酸碱性的相对强弱
电离方程式的书写
强电解质用==
弱电解质用可逆符号
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和水的离子积
水的电离
25°C时，1L纯水中有水分子发生电离
水的离子积
25°C时，水的离子积常数为一定值，
随温度增大而增大
任何水溶液中均有水的电离
水的电离平衡的移动
溶液的酸碱性与c()、c()的关系
酸性<
中性=
碱性>
溶液的酸碱性和pH
pH
水溶液中氢离子浓度的负对数
pH的测定方法
pH试纸
酸碱指示剂
石蕊
<5.0红色，5.0~8.0紫色，>8.0蓝色
甲基橙
<3.1红色，3.1~4.4橙色，>4.4黄色
酚酞
<8.0无色，8.0~10.0浅红，>10.0红色
混合溶液酸碱性的判断
酸碱pH之和为14，常温时等体积混合
谁弱谁过量，谁弱显谁性
常温时等体积的强酸与强碱混合
子主题
强酸与强碱混合
缓冲溶液
能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持其pH基本不变的溶液
原理是同离子效应
一般由弱酸和弱酸盐或弱碱和弱碱盐组成
酸碱中和滴定
用已知浓度的酸或碱测定未知浓度的酸或碱的浓度的实验方法
原理
中和反应，用酸碱指示剂颜色突变的一点判断终点，测出体积，求出未知量
计算公式
中和滴定的误差分析
酸式滴定管未用标准溶液润洗
锥形瓶用待测溶液润洗
酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点气泡消失
部分酸液滴出锥形瓶外
溶液颜色较浅时滴入酸液过快，停止滴定后加一滴氢氧化钠溶液无变化
滴定前读数正确，滴定后仰视读数
碱式滴定管未用待测液润洗
放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失
振荡锥形瓶时部分液体溅出
滴定前读数正确，滴定后俯视读数
误差的分类
系统误差
原则上可知，测定过程中总是恒定的，可以掌握并想办法消除
随机误差
不可预测，或大或小，多次测量取平均值可减小随机误差
盐类的水解
盐类水解的概念及实质
在溶液中由盐电离出来的离子跟水电离出来的离子结合生成弱电解质的反应
实质
弱酸根阴离子结合或弱碱根阳离子结合，破坏水的电离平衡，促进水的电离
条件
盐中必须有弱酸根阴离子或弱碱根阳离子
特征
酸碱中和反应的逆反应
盐类水解的规律
有弱才水解
盐类水解反应的表示方法
一般模式
水解类型
一元弱酸强碱盐和一元弱碱强酸盐
多元弱酸强碱盐（正盐）
多元弱碱强酸盐
弱酸的铵盐
完全双水解
影响水解平衡的因素
内因
盐本身的性质，越弱越水解
外因
升温水解程度增大
浓度
越稀越水解
溶液的酸碱性
可抑制阳离子水解，可抑制阴离子水解
盐类水解的应用
泡沫灭火剂原理
实验室配制和储存易水解的盐溶液
制备氢氧化铁胶体
判断溶液酸碱性
明矾、三氯化铁等用于净水
苏打洗涤去油污
溶液中的三个守恒关系
电荷守恒
溶液总是电中性的，阴离子所带的负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数
物料守恒
原子总是守恒的，
质子守恒
氢离子总量不变
难溶电解质的溶液平衡
固体物质的溶解度
绝大多数固体物质溶解度随温度升高而增大，少数物质则相反
溶解平衡
溶解平衡的建立
溶解和结晶两个过程的速率达到相等，形成饱和溶液
沉淀溶解平衡
任何难溶物质溶解度都不为0
溶解平衡的特征
沉淀溶解平衡常数——溶度积
在一定条件下，难溶物质的饱和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常数叫作溶度积常数
表达式
反映了难溶电解质在水中的溶解能力，数值越大，溶解能力越强
影响Ksp的因素
只与难溶电解质的性质和温度有关
影响沉淀溶解平衡的因素
本身性质
加水冲稀，沉淀溶解平衡的方向向溶解方向移动，但溶度积不变
升温增大，平衡向溶解方向移动
同离子效应
加入相同离子，平衡向沉淀方向移动
其他
沉淀的溶解
酸碱溶解法
难溶酸用强碱溶等
配位溶解法
加入配位剂，形成配合物降低离子浓度
氧化还原溶解法
通过氧化还原反应使离子浓度降低
沉淀转化溶解法
沉淀的转化
由一种难溶物质转化成另一种更难溶物质
离子反应和沉淀溶解平衡的移动
用做沉淀剂除去废水中的重金属离子
