【高中化学】带你搞定选修一化学反应原理

【化学反应原理复习】超详细笔记（更新ing） 笔记区up主Xavze奉上，更多优质笔记详见个人空间～ 觉得有所帮助的希望可以关注一下谢谢|ω・） 笔记有什么问题还请私我，凭借个人所学进行扩充，难免有谬误之处。。 (悄悄说一嘴，目前高中学业未就，录课设备不够，不然就自己出视频了😅) 排版有点问题，暂请忽略哈。 【热力学】 1.常见吸放热反应 吸热反应：分解反应，与碳元素相关的还原反应，Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应(常考) 放热反应：铝热反应，燃烧反应，化合反应，金属与水或酸的反应，中和反应。 注意区分放热过程与放热反应。 比如浓硫酸的稀释，氢氧化钠的溶解是放热过程，但它们是物理变化，而不是化学反应！ 注意反应的吸放热与反应条件无关！放热反应不一定需要加热！ 2.焓变 焓变，符号△H，表示1mol该热化学方程式完全反应的能量。 也就是说，不管这个化学反应是否能完全进行，是否可逆，焓变表示的就是这个化学反应，100%转化下的热量。 注意与反应热区分。 焓变大于零，吸热反应，温度升高，反应正向移动。 焓变小于零，放热反应，温度升高，反应逆向运动。 3.焓变的相关计算 △H=反应物总键能-生成物总键能(考察化学键与键能，一般题目会给出成断键所需要的键能) 注意很多物质的化学键个数与化学式表述不一致。比如白磷(P4)实则有六根P-P键。 断键吸热，成键放热。 △H=生成物总能量-反应物总能量(考察能量过程图，一般是看反应物生成物始末位置的能量进行计算，或者是通过盖斯定律进行运算) △H=正反应活化能-逆反应活化能 催化剂不可以改变焓变大小！但可以改变活化能，加快反应速率 (但注意不是所有的催化剂都是加快反应速率的，也有减慢反应速率的催化剂，高中不考察。) 4.物质的稳定性 物质能量越低越稳定，键能越大越稳定。 5.能量变化相关内容(过程图) 活化能：上升的部分称为活化能，从正向上升称为正反应活化能，从逆向上升称为逆反应活化能。 (催化剂相关影响见上面焓变的计算) 反应热：符号Q，表示热化学方程式中实际的热量，注意有正负有单位。 注意辨析反应热与焓变的相关概念。 反应热与焓变在可逆反应中有所区别，如果要计算可逆反应的反应热，那么就需要算出焓变并乘以转化率α，才可得到反应实际的热量，也就是反应热。 燃烧热:在标准状态下（0摄氏度，100kpa），1mol单质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。 书写燃烧热化学方程式时，要注意单质前的系数，必须为一。 热化学反应方程式： 热化学反应方程式中反应物或生成物需要加物质状态，且反应物或生产物需要写出各自的系数。系数可以为分数，也可以为整数。 【举例】 H2(g)+½O2(g)=H2O(g) △H=-241.8KJ/mol 注意所写出的物质需要在该物质后面的括号内写明该物质的状态，气体为g，(纯)液体为l，溶液为aq(一般不用)，固体为s 注意，即使是同种物质，在各种状态的转化下，也会放出或吸收能量 【举例】一摩尔水从液态变为气态 H2O(g)=H2O(l) △H=-44.0KJ/mol 6.盖斯定律： 反应热只与始末状态有关，与变化过程无关，所以反应方程式之间的叠加或消减以来得到所需的热化学反应方程式。 H为状态函数，所以状态不一样，得到的△H也不一样。这也是为什么要标注反应物和生成物状态的原因。 复杂的盖斯定律计算可能会涉及到多个方程式，突破口可以从目标方程式中的单独的反应物和生成物入手，然后再根据多个反应方程式进行凑配。 【举例】盖斯定律的相关运算 由上面的两个热化学方程式叠加可得: H2(g)+½O2(g)=H2O(l) △H=-285.8KJ/mol 7.实验:中和热测定 具体的测定流程请自行找视频，在此不赘述。仅补充中和热测定中的误差分析。 主要记忆中和热偏大的情况： 使用浓硫酸 使用固体的氢氧化钠 使用稀硫酸和氢氧化钡反应 量取溶液时仰视刻度线 剩下的情况基本都是中和热偏小的情况。比如使用铜制搅拌棒导致散热，量取溶液时俯视刻度线度数之类。 8.多过程热化学反应能量图： 决速步，最大能垒，最大活化能：都与正反应上坡最高的那个反应的活化能有关。 (一般也只考察正反应的决速步，没见过哪个奇葩考了逆反应的决速步。。) 决速步，就是在反应当中决定总体化学反应速率的那一个反应步骤。 在多过程热化学反应中，每个单独的热化学反应的正反应活化能越大，则这一个反应的反应速率越慢，反之则越快。 吸放热与化学平衡之类的相关关系，在化学反应速率中进行补充。 【化学反应速率】 1.化学反应速率 一般用符号v表示，单位是mol/L·min，或mol/L·s，或mol/L·h (在进行化学反应速率大小比较时，注意单位换算即可) 基本公式：v=△c/△v 注意化学反应速率是分对象的，也就是说，这个反应的化学反应速率，可以通过这个化学反应中的任何一个参与物质进行衡量。 【举例】 N2+3H2⇌2NH3 表示该反应的化学反应速率： v(N2)=0.4mol/L·min v(H2)=1.2mol/L·min v(NH3)=0.8mol/L·min 2.化学反应速率的相关计算 最基本的是单位换算，太简单了，略过。 然后就是根据化学反应的系数去进行化学反应速率计算。 由上面的例题可知，各反应的速率比等于它们之间的系数比。 而根据化学反应速率衍生出来的相关平衡判断与速度判断将放到后面补充。 3.化学反应速率的影响因素 这里涉及到一个基础概念和三个易混概念： 活化分子：反应中能量较高的，能发生有效碰撞的分子。 活化分子数：指的是反应中的活化分子的数量。 活化分子百分数：指的是反应中活化分子占所有分子的比重。 单位体积内活化分子数：指的是反应中活化分子数量除以总体积，所得到的单位体积内活化分子的数量，类比于浓度理解。 而化学反应本质与活化分子有关，所以化学反应速率也就与活化分子相关内容有关。 以下情况为单一变量变化，其他情况另行分析。 1.提高浓度，活化分子数增多，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数不变，化学反应速率加快。 2.提高温度，活化分子数增多，活化分子百分数增多，单位体积内活化分子数增多，化学反应速度加快。 3.升高压强(类比于浓度上升)，活化分子数增多，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数不变，化学反应速率加快。 4.使用正催化剂，活化能降低，活化分子数增多，活化分子百分数增多，单位体积的活化分子数增多，化学反应速率加快。(极少数使用负催化剂，减慢化学反应速率，常在有机中出现。) 【化学平衡】 1.化学平衡：正反应速率等于逆反应速率的可逆反应。 关于概念的考察点主要有： 1.是否是正反应速率等于逆反应速率。 也就是说，反应速率必须要加下角标，而且必须是同一物质的正反应速率等于同一物质的逆反应速率。 题目中经常会给出不同物质的反应速率，要通过上面笔记所说的反应速率计算转化，将其转换为同一物质的反应速率。 反应速率没有下角标的直接错。 2.是否是可逆反应。不是可逆反应的直接错。 不可逆反应根据之后的平衡常数进行判断，一般来说，平衡常数大于10的五次方，都视作不可逆反应。 注意在辨别是否达到化学平衡时，不是很清楚的一定要将不同种物质换算成同种物质，这样更加稳妥。 但如果对此处基本概念掌握比较牢靠，可以直接通过不同种物质的系数与其化学反应速率的比例关系进行快速判断，就不用再去转换了。 2.吉布斯自由能(判断一个反应是否能自发反应) 公式为: ΔG=ΔH－TΔS ΔG＞0反应可以自发进行，ΔG＜0反应不可以自发进行。 ΔH为焓变，ΔS为熵变。 焓变根据吸放热判断。 熵变根据物质混乱程度的趋势进行判断。 (熵，指的是一个系统内物质的混乱程度，混乱程度越大，熵越大；混乱程度越小，熵越小。一般情况下，系统是趋于熵增的，也就是说，在正常情况下，系统趋于更加混乱。) 可以根据此图像直接判断，也可以根据计算把吉布斯自由能算出来判断。 2.化学平衡常数与浓度商 1.化学平衡常数 定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡状态时，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，这个常数叫做化学平衡常数，用符号K表示。 (简记为：幂之积) 平衡常数表达式： mA+nB⇌pC+qD 系数是几，就在该物质上加上几次方。 化学平衡常数只受温度影响！与其他的浓度压强体积等变化毫不相关(前提是单一自变量，或者是在绝热条件下改变其他自变量) 对于吸热反应来说，温度升高，化学平衡常数增大，温度降低，化学平衡常数减小。 对于放热反应来说，温度升高，化学平衡常数减小，温度降低，化学平衡常数增大 2.浓度商（反应商） 表达式与化学平衡常数的表达式完全一致。唯一的不同点在于，浓度商表示的是某一时刻时计算出的值而不一定是平衡式计算出的。所以可以通过浓度商与化学平衡常数的大小来判断反应进行的情况。 当浓度商小于化学平衡常数时，反应趋向于正向进行。 当浓度商大于化学平衡常数时，反应趋向于逆向进行。 4.化学平衡相关图像与影响 单变量类： 1.温度影响(图像之后手动添加，没加记得提醒我一下。。) 温度升高时，正逆反应速率都增大。 而对于吸热反应来说，反应正向进行，所以正反应速率大于逆反应速率。 对于放热反应来说，反应逆向进行，所以正反应速率小于逆反应速率。 (这里的图像可能会用到一个结论：操作为主。意思是反应内部相互影响发生的变化并不会大于反应外部对反应做出的改变。放在这里理解就是，虽然温度升高，吸热反应正向进行，逆反应速率小于正反应速率，但因为温度升高了，逆反应速率再小，也不会比原来的平衡时反应速率小。) 2.其他影响 勒夏特列原理：如果改变可逆反应的条件（如浓度、压强、温度等），化学平衡就被破坏，并向减弱这种改变的方向移动。(妥妥的杠精) 简单来说，就是人为的改变一个条件，然后化学反应就趋向于原来的状态。 需要注意的是，虽然是减弱这种改变的影响，但他不能回到原来的状态，更不能改变到反方向！同样的也是操作为主的结论。 压强影响：本质是气体分子数变化。 加强增大也就是气体分子数增大时，反应朝着气体分子数减小的方向进行，判断气体分子数变化的方向，需要看反应物和生成物前的气体总系数(也就是说状态为液体固体的物质除去不看) mA+nB⇌pC+qD 图像中特别注意的点： 改变浓度的图像中，速率是有连接点的。 改变压强或温度的图像中，速率是断开的。 【离子平衡】 1.电解质和非电解质 强电解质：强酸，强碱，绝大多数盐，活泼金属氧化物 弱电解质：弱酸，弱碱，水，极少数盐(单独记忆) 非电解质：前两者记住，这个就不用记了。 常见的弱电解质盐有:氯化汞(HgCl2)、碘化镉(CdI2)、碘化亚汞(Hg₂I₂)、溴化汞(HgBr)、氯化亚汞(Hg2Cl2)、醋酸铅(Pb(AC)2) 2.电解质的电离 强电解质电离反应用等号表示，弱电解质电离反应用可逆符号表示。 ①强电解质一步电离 ②弱电解质部分电离 ③多元弱碱一步电离(实质上是分步电离，但书写是一步电离) ④多元弱酸分布电离 ⑤强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根不完全电离。 ⑥复盐能完全电离 ⑦两性氢氧化物同时存在碱式电离与酸式电离 判断是否完全电离或者是分步电离，则需要看它的电离平衡常数，酸的电离平衡常数写作ka，碱的电离平衡常数写作Kb. 通过比较ka或者Kb与10的5次方的大小来判断是否完全进行。 注意水的电离的写法可能有所区别。 可能会写作两个水发生电离生成水合氢离子H3O+和氢氧根 而一般形式都是写作一个水发生电离产生氢离子和氢氧根 3.水的离子积常数以及PH值 水的离子积Kw=c(H﹢)c(OH﹣) 室温情况下（25℃）水的离子积常数为1*10的-14次方 如果是在纯水中，可以得出此时氢离子浓度为1*10的-7次方，写作PH=7 P的含义是负对数，所以PH表示的含义是对氢离子浓度取负对数。 同理可得POH的含义是对氢氧根离子浓度取负对数。 在室温情况下，PH小于七或POH大于七可以表示为溶液呈酸性，反之溶液呈碱性。 注意一个常见坑点： PH=6时溶液呈酸性。（╳） 当温度为100℃时，纯水的离子积常数为1×10的负12次方，也就是说此时氢离子的浓度为1×10的负六次方，则PH=6 没有谈温度情况而说酸碱性的都是slm. 一定要看清题目，提及酸碱性时，是否提及了温度情况。 4.水解反应 水解反应是弱酸根或弱碱离子与水反应，生成弱酸和氢氧根离子（OH-）（或者弱碱和氢离子（H+）） 这只是水解反应的狭义理解，考试中也可能会考到广义水解反应。 水解反应涉及到了强弱电解质，如果这种离子结合氢离子或氢氧根可以生成强酸或强碱，那么这种离子基本上是不会参与水解反应的。 在高中化学反应中，水解反应一般考察的是弱碱性离子或弱酸性离子与氢离子或氢氧根结合，生成弱酸或弱碱。 5.盐类水解的规律 强酸强碱盐，不水解，PH=7 强酸弱碱盐，水解，PH＜7 强碱弱酸盐，水解，PH＞7 弱酸弱碱盐，水解，酸碱性根据水解的程度而定 判断盐的类型需要根据离子来判断，可以将已有的离子与氢离子和氢氧根进行结合，看分别生成的酸或碱的酸性或碱性的强弱，进而进行比较。 规律口诀：谁弱谁水解，无弱不水解，谁强谁显性。 水解得到的溶液碱性越强，那么产生的弱酸越弱。酸性越强，那么产生的弱碱越弱。 6.互促双水解