【化學(xué)反應(yīng)原理復(fù)習(xí)】超詳細(xì)筆記（更新ing） 筆記區(qū)up主Xavze奉上，更多優(yōu)質(zhì)筆記詳見個人空間～ 覺得有所幫助的希望可以關(guān)注一下謝謝|ω?） 筆記有什么問題還請私我，憑借個人所學(xué)進(jìn)行擴(kuò)充，難免有謬誤之處。。 (悄悄說一嘴，目前高中學(xué)業(yè)未就，錄課設(shè)備不夠，不然就自己出視頻了??) 排版有點(diǎn)問題，暫請忽略哈。 【熱力學(xué)】 1.常見吸放熱反應(yīng) 吸熱反應(yīng)：分解反應(yīng)，與碳元素相關(guān)的還原反應(yīng)，Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng)(?？? 放熱反應(yīng)：鋁熱反應(yīng)，燃燒反應(yīng)，化合反應(yīng)，金屬與水或酸的反應(yīng)，中和反應(yīng)。 注意區(qū)分放熱過程與放熱反應(yīng)。 比如濃硫酸的稀釋，氫氧化鈉的溶解是放熱過程，但它們是物理變化，而不是化學(xué)反應(yīng)！ 注意反應(yīng)的吸放熱與反應(yīng)條件無關(guān)！放熱反應(yīng)不一定需要加熱！ 2.焓變 焓變，符號△H，表示1mol該熱化學(xué)方程式完全反應(yīng)的能量。 也就是說，不管這個化學(xué)反應(yīng)是否能完全進(jìn)行，是否可逆，焓變表示的就是這個化學(xué)反應(yīng)，100%轉(zhuǎn)化下的熱量。 注意與反應(yīng)熱區(qū)分。 焓變大于零，吸熱反應(yīng)，溫度升高，反應(yīng)正向移動。 焓變小于零，放熱反應(yīng)，溫度升高，反應(yīng)逆向運(yùn)動。 3.焓變的相關(guān)計算 △H=反應(yīng)物總鍵能-生成物總鍵能(考察化學(xué)鍵與鍵能，一般題目會給出成斷鍵所需要的鍵能) 注意很多物質(zhì)的化學(xué)鍵個數(shù)與化學(xué)式表述不一致。比如白磷(P4)實(shí)則有六根P-P鍵。 斷鍵吸熱，成鍵放熱。 △H=生成物總能量-反應(yīng)物總能量(考察能量過程圖，一般是看反應(yīng)物生成物始末位置的能量進(jìn)行計算，或者是通過蓋斯定律進(jìn)行運(yùn)算) △H=正反應(yīng)活化能-逆反應(yīng)活化能 催化劑不可以改變焓變大小！但可以改變活化能，加快反應(yīng)速率 (但注意不是所有的催化劑都是加快反應(yīng)速率的，也有減慢反應(yīng)速率的催化劑，高中不考察。) 4.物質(zhì)的穩(wěn)定性 物質(zhì)能量越低越穩(wěn)定，鍵能越大越穩(wěn)定。 5.能量變化相關(guān)內(nèi)容(過程圖) 活化能：上升的部分稱為活化能，從正向上升稱為正反應(yīng)活化能，從逆向上升稱為逆反應(yīng)活化能。 (催化劑相關(guān)影響見上面焓變的計算) 反應(yīng)熱：符號Q，表示熱化學(xué)方程式中實(shí)際的熱量，注意有正負(fù)有單位。 注意辨析反應(yīng)熱與焓變的相關(guān)概念。 反應(yīng)熱與焓變在可逆反應(yīng)中有所區(qū)別，如果要計算可逆反應(yīng)的反應(yīng)熱，那么就需要算出焓變并乘以轉(zhuǎn)化率α，才可得到反應(yīng)實(shí)際的熱量，也就是反應(yīng)熱。 燃燒熱:在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下（0攝氏度，100kpa），1mol單質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。 書寫燃燒熱化學(xué)方程式時，要注意單質(zhì)前的系數(shù)，必須為一。 熱化學(xué)反應(yīng)方程式： 熱化學(xué)反應(yīng)方程式中反應(yīng)物或生成物需要加物質(zhì)狀態(tài)，且反應(yīng)物或生產(chǎn)物需要寫出各自的系數(shù)。系數(shù)可以為分?jǐn)?shù)，也可以為整數(shù)。 【舉例】 H2(g)+?O2(g)=H2O(g) △H=-241.8KJ/mol 注意所寫出的物質(zhì)需要在該物質(zhì)后面的括號內(nèi)寫明該物質(zhì)的狀態(tài)，氣體為g，(純)液體為l，溶液為aq(一般不用)，固體為s 注意，即使是同種物質(zhì)，在各種狀態(tài)的轉(zhuǎn)化下，也會放出或吸收能量 【舉例】一摩爾水從液態(tài)變?yōu)闅鈶B(tài) H2O(g)=H2O(l) △H=-44.0KJ/mol 6.蓋斯定律： 反應(yīng)熱只與始末狀態(tài)有關(guān)，與變化過程無關(guān)，所以反應(yīng)方程式之間的疊加或消減以來得到所需的熱化學(xué)反應(yīng)方程式。 H為狀態(tài)函數(shù)，所以狀態(tài)不一樣，得到的△H也不一樣。這也是為什么要標(biāo)注反應(yīng)物和生成物狀態(tài)的原因。 復(fù)雜的蓋斯定律計算可能會涉及到多個方程式，突破口可以從目標(biāo)方程式中的單獨(dú)的反應(yīng)物和生成物入手，然后再根據(jù)多個反應(yīng)方程式進(jìn)行湊配。 【舉例】蓋斯定律的相關(guān)運(yùn)算 由上面的兩個熱化學(xué)方程式疊加可得: H2(g)+?O2(g)=H2O(l) △H=-285.8KJ/mol 7.實(shí)驗(yàn):中和熱測定 具體的測定流程請自行找視頻，在此不贅述。僅補(bǔ)充中和熱測定中的誤差分析。 主要記憶中和熱偏大的情況： 使用濃硫酸 使用固體的氫氧化鈉 使用稀硫酸和氫氧化鋇反應(yīng) 量取溶液時仰視刻度線 剩下的情況基本都是中和熱偏小的情況。比如使用銅制攪拌棒導(dǎo)致散熱，量取溶液時俯視刻度線度數(shù)之類。 8.多過程熱化學(xué)反應(yīng)能量圖： 決速步，最大能壘，最大活化能：都與正反應(yīng)上坡最高的那個反應(yīng)的活化能有關(guān)。 (一般也只考察正反應(yīng)的決速步，沒見過哪個奇葩考了逆反應(yīng)的決速步。。) 決速步，就是在反應(yīng)當(dāng)中決定總體化學(xué)反應(yīng)速率的那一個反應(yīng)步驟。 在多過程熱化學(xué)反應(yīng)中，每個單獨(dú)的熱化學(xué)反應(yīng)的正反應(yīng)活化能越大，則這一個反應(yīng)的反應(yīng)速率越慢，反之則越快。 吸放熱與化學(xué)平衡之類的相關(guān)關(guān)系，在化學(xué)反應(yīng)速率中進(jìn)行補(bǔ)充。 【化學(xué)反應(yīng)速率】 1.化學(xué)反應(yīng)速率 一般用符號v表示，單位是mol/L·min，或mol/L·s，或mol/L·h (在進(jìn)行化學(xué)反應(yīng)速率大小比較時，注意單位換算即可) 基本公式：v=△c/△v 注意化學(xué)反應(yīng)速率是分對象的，也就是說，這個反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率，可以通過這個化學(xué)反應(yīng)中的任何一個參與物質(zhì)進(jìn)行衡量。 【舉例】 N2+3H2?2NH3 表示該反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率： v(N2)=0.4mol/L·min v(H2)=1.2mol/L·min v(NH3)=0.8mol/L·min 2.化學(xué)反應(yīng)速率的相關(guān)計算 最基本的是單位換算，太簡單了，略過。 然后就是根據(jù)化學(xué)反應(yīng)的系數(shù)去進(jìn)行化學(xué)反應(yīng)速率計算。 由上面的例題可知，各反應(yīng)的速率比等于它們之間的系數(shù)比。 而根據(jù)化學(xué)反應(yīng)速率衍生出來的相關(guān)平衡判斷與速度判斷將放到后面補(bǔ)充。 3.化學(xué)反應(yīng)速率的影響因素 這里涉及到一個基礎(chǔ)概念和三個易混概念： 活化分子：反應(yīng)中能量較高的，能發(fā)生有效碰撞的分子。 活化分子數(shù)：指的是反應(yīng)中的活化分子的數(shù)量。 活化分子百分?jǐn)?shù)：指的是反應(yīng)中活化分子占所有分子的比重。 單位體積內(nèi)活化分子數(shù)：指的是反應(yīng)中活化分子數(shù)量除以總體積，所得到的單位體積內(nèi)活化分子的數(shù)量，類比于濃度理解。 而化學(xué)反應(yīng)本質(zhì)與活化分子有關(guān)，所以化學(xué)反應(yīng)速率也就與活化分子相關(guān)內(nèi)容有關(guān)。 以下情況為單一變量變化，其他情況另行分析。 1.提高濃度，活化分子數(shù)增多，活化分子百分?jǐn)?shù)不變，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)不變，化學(xué)反應(yīng)速率加快。 2.提高溫度，活化分子數(shù)增多，活化分子百分?jǐn)?shù)增多，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多，化學(xué)反應(yīng)速度加快。 3.升高壓強(qiáng)(類比于濃度上升)，活化分子數(shù)增多，活化分子百分?jǐn)?shù)不變，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)不變，化學(xué)反應(yīng)速率加快。 4.使用正催化劑，活化能降低，活化分子數(shù)增多，活化分子百分?jǐn)?shù)增多，單位體積的活化分子數(shù)增多，化學(xué)反應(yīng)速率加快。(極少數(shù)使用負(fù)催化劑，減慢化學(xué)反應(yīng)速率，常在有機(jī)中出現(xiàn)。) 【化學(xué)平衡】 1.化學(xué)平衡：正反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)速率的可逆反應(yīng)。 關(guān)于概念的考察點(diǎn)主要有： 1.是否是正反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)速率。 也就是說，反應(yīng)速率必須要加下角標(biāo)，而且必須是同一物質(zhì)的正反應(yīng)速率等于同一物質(zhì)的逆反應(yīng)速率。 題目中經(jīng)常會給出不同物質(zhì)的反應(yīng)速率，要通過上面筆記所說的反應(yīng)速率計算轉(zhuǎn)化，將其轉(zhuǎn)換為同一物質(zhì)的反應(yīng)速率。 反應(yīng)速率沒有下角標(biāo)的直接錯。 2.是否是可逆反應(yīng)。不是可逆反應(yīng)的直接錯。 不可逆反應(yīng)根據(jù)之后的平衡常數(shù)進(jìn)行判斷，一般來說，平衡常數(shù)大于10的五次方，都視作不可逆反應(yīng)。 注意在辨別是否達(dá)到化學(xué)平衡時，不是很清楚的一定要將不同種物質(zhì)換算成同種物質(zhì)，這樣更加穩(wěn)妥。 但如果對此處基本概念掌握比較牢靠，可以直接通過不同種物質(zhì)的系數(shù)與其化學(xué)反應(yīng)速率的比例關(guān)系進(jìn)行快速判斷，就不用再去轉(zhuǎn)換了。 2.吉布斯自由能(判斷一個反應(yīng)是否能自發(fā)反應(yīng)) 公式為: ΔG=ΔH－TΔS ΔG＞0反應(yīng)可以自發(fā)進(jìn)行，ΔG＜0反應(yīng)不可以自發(fā)進(jìn)行。 ΔH為焓變，ΔS為熵變。 焓變根據(jù)吸放熱判斷。 熵變根據(jù)物質(zhì)混亂程度的趨勢進(jìn)行判斷。 (熵，指的是一個系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)的混亂程度，混亂程度越大，熵越大；混亂程度越小，熵越小。一般情況下，系統(tǒng)是趨于熵增的，也就是說，在正常情況下，系統(tǒng)趨于更加混亂。) 可以根據(jù)此圖像直接判斷，也可以根據(jù)計算把吉布斯自由能算出來判斷。 2.化學(xué)平衡常數(shù)與濃度商 1.化學(xué)平衡常數(shù) 定義：在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)時，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做化學(xué)平衡常數(shù)，用符號K表示。 (簡記為：冪之積) 平衡常數(shù)表達(dá)式： mA+nB?pC+qD 系數(shù)是幾，就在該物質(zhì)上加上幾次方。 化學(xué)平衡常數(shù)只受溫度影響！與其他的濃度壓強(qiáng)體積等變化毫不相關(guān)(前提是單一自變量，或者是在絕熱條件下改變其他自變量) 對于吸熱反應(yīng)來說，溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)增大，溫度降低，化學(xué)平衡常數(shù)減小。 對于放熱反應(yīng)來說，溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)減小，溫度降低，化學(xué)平衡常數(shù)增大 2.濃度商（反應(yīng)商） 表達(dá)式與化學(xué)平衡常數(shù)的表達(dá)式完全一致。唯一的不同點(diǎn)在于，濃度商表示的是某一時刻時計算出的值而不一定是平衡式計算出的。所以可以通過濃度商與化學(xué)平衡常數(shù)的大小來判斷反應(yīng)進(jìn)行的情況。 當(dāng)濃度商小于化學(xué)平衡常數(shù)時，反應(yīng)趨向于正向進(jìn)行。 當(dāng)濃度商大于化學(xué)平衡常數(shù)時，反應(yīng)趨向于逆向進(jìn)行。 4.化學(xué)平衡相關(guān)圖像與影響 單變量類： 1.溫度影響(圖像之后手動添加，沒加記得提醒我一下。。) 溫度升高時，正逆反應(yīng)速率都增大。 而對于吸熱反應(yīng)來說，反應(yīng)正向進(jìn)行，所以正反應(yīng)速率大于逆反應(yīng)速率。 對于放熱反應(yīng)來說，反應(yīng)逆向進(jìn)行，所以正反應(yīng)速率小于逆反應(yīng)速率。 (這里的圖像可能會用到一個結(jié)論：操作為主。意思是反應(yīng)內(nèi)部相互影響發(fā)生的變化并不會大于反應(yīng)外部對反應(yīng)做出的改變。放在這里理解就是，雖然溫度升高，吸熱反應(yīng)正向進(jìn)行，逆反應(yīng)速率小于正反應(yīng)速率，但因?yàn)闇囟壬吡耍娣磻?yīng)速率再小，也不會比原來的平衡時反應(yīng)速率小。) 2.其他影響 勒夏特列原理：如果改變可逆反應(yīng)的條件（如濃度、壓強(qiáng)、溫度等），化學(xué)平衡就被破壞，并向減弱這種改變的方向移動。(妥妥的杠精) 簡單來說，就是人為的改變一個條件，然后化學(xué)反應(yīng)就趨向于原來的狀態(tài)。 需要注意的是，雖然是減弱這種改變的影響，但他不能回到原來的狀態(tài)，更不能改變到反方向！同樣的也是操作為主的結(jié)論。 壓強(qiáng)影響：本質(zhì)是氣體分子數(shù)變化。 加強(qiáng)增大也就是氣體分子數(shù)增大時，反應(yīng)朝著氣體分子數(shù)減小的方向進(jìn)行，判斷氣體分子數(shù)變化的方向，需要看反應(yīng)物和生成物前的氣體總系數(shù)(也就是說狀態(tài)為液體固體的物質(zhì)除去不看) mA+nB?pC+qD 圖像中特別注意的點(diǎn)： 改變濃度的圖像中，速率是有連接點(diǎn)的。 改變壓強(qiáng)或溫度的圖像中，速率是斷開的。 【離子平衡】 1.電解質(zhì)和非電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，絕大多數(shù)鹽，活潑金屬氧化物 弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，水，極少數(shù)鹽(單獨(dú)記憶) 非電解質(zhì)：前兩者記住，這個就不用記了。 常見的弱電解質(zhì)鹽有:氯化汞(HgCl2)、碘化鎘(CdI2)、碘化亞汞(Hg?I?)、溴化汞(HgBr)、氯化亞汞(Hg2Cl2)、醋酸鉛(Pb(AC)2) 2.電解質(zhì)的電離 強(qiáng)電解質(zhì)電離反應(yīng)用等號表示，弱電解質(zhì)電離反應(yīng)用可逆符號表示。 ①強(qiáng)電解質(zhì)一步電離 ②弱電解質(zhì)部分電離 ③多元弱堿一步電離(實(shí)質(zhì)上是分步電離，但書寫是一步電離) ④多元弱酸分布電離 ⑤強(qiáng)酸的酸式鹽完全電離，弱酸的酸式鹽中酸式酸根不完全電離。 ⑥復(fù)鹽能完全電離 ⑦兩性氫氧化物同時存在堿式電離與酸式電離 判斷是否完全電離或者是分步電離，則需要看它的電離平衡常數(shù)，酸的電離平衡常數(shù)寫作ka，堿的電離平衡常數(shù)寫作Kb. 通過比較ka或者Kb與10的5次方的大小來判斷是否完全進(jìn)行。 注意水的電離的寫法可能有所區(qū)別。 可能會寫作兩個水發(fā)生電離生成水合氫離子H3O+和氫氧根 而一般形式都是寫作一個水發(fā)生電離產(chǎn)生氫離子和氫氧根 3.水的離子積常數(shù)以及PH值 水的離子積Kw=c(H﹢)c(OH﹣) 室溫情況下（25℃）水的離子積常數(shù)為1*10的-14次方 如果是在純水中，可以得出此時氫離子濃度為1*10的-7次方，寫作PH=7 P的含義是負(fù)對數(shù)，所以PH表示的含義是對氫離子濃度取負(fù)對數(shù)。 同理可得POH的含義是對氫氧根離子濃度取負(fù)對數(shù)。 在室溫情況下，PH小于七或POH大于七可以表示為溶液呈酸性，反之溶液呈堿性。 注意一個常見坑點(diǎn)： PH=6時溶液呈酸性。（╳） 當(dāng)溫度為100℃時，純水的離子積常數(shù)為1×10的負(fù)12次方，也就是說此時氫離子的濃度為1×10的負(fù)六次方，則PH=6 沒有談溫度情況而說酸堿性的都是slm. 一定要看清題目，提及酸堿性時，是否提及了溫度情況。 4.水解反應(yīng) 水解反應(yīng)是弱酸根或弱堿離子與水反應(yīng)，生成弱酸和氫氧根離子（OH-）（或者弱堿和氫離子（H+）） 這只是水解反應(yīng)的狹義理解，考試中也可能會考到廣義水解反應(yīng)。 水解反應(yīng)涉及到了強(qiáng)弱電解質(zhì)，如果這種離子結(jié)合氫離子或氫氧根可以生成強(qiáng)酸或強(qiáng)堿，那么這種離子基本上是不會參與水解反應(yīng)的。 在高中化學(xué)反應(yīng)中，水解反應(yīng)一般考察的是弱堿性離子或弱酸性離子與氫離子或氫氧根結(jié)合，生成弱酸或弱堿。 5.鹽類水解的規(guī)律 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，不水解，PH=7 強(qiáng)酸弱堿鹽，水解，PH＜7 強(qiáng)堿弱酸鹽，水解，PH＞7 弱酸弱堿鹽，水解，酸堿性根據(jù)水解的程度而定 判斷鹽的類型需要根據(jù)離子來判斷，可以將已有的離子與氫離子和氫氧根進(jìn)行結(jié)合，看分別生成的酸或堿的酸性或堿性的強(qiáng)弱，進(jìn)而進(jìn)行比較。 規(guī)律口訣：誰弱誰水解，無弱不水解，誰強(qiáng)誰顯性。 水解得到的溶液堿性越強(qiáng)，那么產(chǎn)生的弱酸越弱。酸性越強(qiáng)，那么產(chǎn)生的弱堿越弱。 6.互促雙水解