《化学反应原理复习总结》课件

化学反应原理复习总结应内应质将们化学反原理是化学学科中的核心容，理解化学反的本帮助我掌质规课将应握物变化的律本程系统地梳理化学反的速率、平衡、能量三大线们识主，帮助同学构建完整的知体系们将过论结观观应现我通理与实例相合的方式，从微到宏解析各类化学反质过杂问题象，使学生能够从本上理解化学变化程，提升解决复的能力本习结仅还题习导复总不覆盖了高考考点，提供了解技巧与学方法指目录与结构说明六大知识模块课将为应础热应本程分反基、化学、反速率、化学平衡、电化热详细讲学以及力学六个主要模块，每个模块都有的概念解和应用实例高考考点分布将题绍题根据近五年高考真分析，重点介各模块在高考中的出规让们习律和分值分布，同学有的放矢地复学习建议针对习础不同能力水平的学生，提供个性化的学策略，包括基题议夯实、能力提升和解技巧等方面的建绪论化学反应原理框架化学平衡讨应状态探可逆反达到平衡的条件以及影响应反应速率因素，理解平衡移动的原理和用应进规研究化学反行快慢的律，包括影响因测应内能量变化素、定方法和反机理等容应转规应分析化学反中的能量化律，包括反热热、焓变、熵变和自由能等力学概念应这线应时应热化学反原理是一个有机整体，三条主相互联系、相互影响例如，温度既影响反速率，也影响化学平衡，同与反的效应关过图们内密切相通建立概念地，我可以清晰地看到各概念之间的在联系化学反应基本类型分解反应质较简单质一种物分解成两种或多种的物钙热钙这应应例如碳酸受分解生成氧化和二氧化碳，一反在工业制灰中有重要用化合反应质结较杂质两种或多种物合生成一种复的新物氢应这热过例如气和氧气在点燃条件下发生爆炸反生成水，是一个强烈放的程置换反应泼换泼活的元素置出化合物中不活的元素锌应锌氢现顺例如与稀硫酸反生成硫酸和气，体了金属活动性序复分解反应换组两种化合物互分形成两种新的化合物钠钙应钙钠质测应例如碳酸与氯化反生成碳酸沉淀和氯化，是水硬度定中的典型反物质结构基础原子结构与能级元素周期律化学键特点质质数现键阴静原子由核外电子、原子核（子和中元素性随原子序的增加而呈周期离子阳离子间的电引力，形成组围绕数导键子）成电子原子核运动，且只性变化同一周期的元素随着原子序的化合物电性好，熔点高；共价级时对键结能在特定的能上存在电子跃迁会增加，金属性减弱，非金属性增强；同原子间共享电子形成的化学，合释这谱数键吸收或放能量，也是光分析的基一主族元素随着原子序增加，金属性牢固；金属金属阳离子与自由电子础导导增强，非金属性减弱间的作用力，致金属具有电性、延展性等特点动能与势能粒子动能关分子运动的能量，与温度直接相粒子势能结关粒子间相互作用的能量，与构和位置有能量转化应势转化学反中动能和能的相互化层终断状态当时在分子面上，粒子始处于不运动的，具有动能温度升高，分子运动速度加快，动能增加而粒子之间的吸引力和排斥力则现为势应过质结键断释势体能化学反程中，物构发生改变，化学的裂和形成伴随着能量的吸收和放，即能的变化烧应键组质时释热势转为现为例如，在燃反中，燃料分子与氧气分子之间的化学重，形成新的物，同放大量能，部分能化动能，表温度升这转过对释应热应关高理解一能量化程解反效至重要化学键与能量变化化学键断裂断键过这应程需要吸收能量，是化学反的第一步过渡状态应键断过态结反物分子裂后，原子重新排列形成渡构化学键形成键过释稳新化学的形成程放能量，定性增加键应键断较键化学的强弱直接影响反的能量变化强裂需要多能量，如C-C键键断较键348kJ/mol、O=O496kJ/mol而弱裂所需能量少，如H-I键键对预测应热应299kJ/mol理解常见化学的能于反效和活化能大小具有重要意义烃烧应键断键释在烷燃反中，C-H和C-C裂吸收能量，而C=O和O-H形成放能量由于键断键现为热这释为氢形成的能大于裂的能，总体表强烈放也解了什么碳化合物是良好的燃料反应热定义燃烧热生成热溶解热质标状态烧时组单质标质压1摩尔物在准下完全燃1摩尔化合物由成元素的在1摩尔溶在特定温度和强下溶解热烧热为状态时热剂热放出的量如甲烷的燃准下直接生成吸收或放出的于大量溶中所吸收或放出的量标状态铵热890kJ/mol，表示1摩尔甲烷完全燃量例如，1摩尔水在准下由如硝酸溶解吸，而硫酸溶解放烧时氢时热这热生成二氧化碳和水放出890kJ的气和氧气直接生成放出

285.8kJ，也是化学冷袋的原理热热量量应热测热进压热验测热为验计虑绝热测反的量通常使用量器行恒下的化学实得的量变化即焓变在实设中，需考条件、温度量精度以及热传测结量递完全性，以确保量果的准确性焓变与热化学方程式焓的物理意义内系统的能与外界做功能的总和热化学方程式应热包含反的化学方程式标准状态压温度298K，强

101.3kPa的条件压环换热应热热应应热应焓变（ΔH）是恒条件下系统与境交的量，是反的重要表达方式放反ΔH0，反后的焓值降低；吸反ΔH0，反应后的焓值升高热书写规须标质状态标应热数化学方程式的范包括

①方程式必配平；

②明物符号（s固、l液、g气、aq水溶液）；

③明反值和符号例₄₂₂₂⁻该烧热如CH g+2O g=CO g+2H OlΔH=-890kJ·mol¹方程式表明1摩尔甲烷完全燃放出890千焦量盖斯定律定律表述应热应应态终态关应径关这为测化学反的效只与反物的初和有，而与反的途无间接难测应热论础定以直接量的反提供了理基数学表达式应为骤进则若A→B的反可以分解A→C→D→B几个步行，ΔHA→B=ΔHA→C+这数关题关键ΔHC→D+ΔHD→B一学系是解的所在应用价值们过热应应计应热运用盖斯定律，我可以通一系列已知效的反间接算出未知反的效应验难测，避免了某些实上以直接量的情况测单质应热过测烧热应例如，要定碳生成一氧化碳的反，可以通定碳和一氧化碳完全燃的效计₂₂₁₂₂₂则间接算Cs+O g→CO gΔH，COg+1/2O g→CO gΔH，Cs₂应热₁₂+1/2O g→COg的反ΔH=ΔH-ΔH应标应关热应数过转盖斯定律的用技巧包括

①找准目反；

②收集相的已知效据；

③通翻方调数质标应热应程式、整系等操作，使中间物消去，得到目反的效化学反应速率基础νmol/L·s平均反应速率常用单位单时内应浓浓浓时单时单位间反物度的减少量或生成物度度变化量除以间，表示位间、位体积内质的增加量的物量变化v=k·c^n速率表达式应浓关数描述反速率与度系的学公式应应进应产来化学反速率是衡量化学反行快慢的物理量，通常使用反物消耗速率或物生成速率表对应应为示于反方程式aA+bB→cC+dD，其反速率可表示v=-1/a·Δ[A]/Δt=-1/b·Δ[B]/Δt=1/c·Δ[C]/Δt=1/d·Δ[D]/Δt应时态应进来说应进反速率是瞬的、动的物理量，会随着反的行而变化一般，随着反的行，反应浓应渐测应对应应物度减小，反速率逐降低准确定反速率于研究反机理和优化反条件具有重要意义影响化学反应速率的因素浓度温度应浓频反物度增大，有效碰撞率增加，温度升高，分子平均动能增大，活化分应应显反速率加快子比例增加，反速率著提高催化剂压强应径对应压当浓提供新反途，降低活化能，加快反气体反，增大强相于增大应进应进而不改变化学平衡度，促反行这应综过应时压些因素在实际用中往往合作用例如，在工业合成氨程中，需要高温提高反速率，同采用高增大气体分子碰撞几率，剂这产并使用铁催化降低活化能，种多因素优化是化工生的典型策略浓度对反应速率的影响温度对反应速率的影响倍2-3Ea e^-Ea/RT温度系数活化能阿伦尼乌斯方程对数应应应单为应数关大多反，温度升高10℃，反速率增加2-分子发生反所需的最低能量，位kJ/mol描述反速率常k与温度T的系3倍对应剧频温度升高反速率的影响是多方面的一方面，分子平均动能增加，运动加，碰撞率增大；另一方面，更重要的是具有足够能量（大于活化能）的显数分子比例著增加，有效碰撞量成倍增长应应应进对应显这释为活化能是反发生的能量障碍，不同反的活化能差异很大活化能越低，反越容易行；活化能越高，温度反速率的影响越著也解了应进应热过伦乌计应什么有些反在室温下迅速行，而有些反需要加才能发生通阿尼斯方程lnk=-Ea/RT+lnA，可以算反的活化能催化剂的作用催化剂原理催化剂分类剂过应径应剂应应催化通提供新的反途，降低反的活化能，从而加快反均相催化与反物处于同一相，如硫酸催化酯化反、二氧应剂应质质应速率催化本身在反前后化学性和量不变，不会被消化氮催化二氧化硫氧化反耗剂应剂多相催化与反物处于不同相，如固体催化催化气相或液剂应应应应剂应应催化只改变反速率，不改变化学平衡位置，不影响反的相反，工业用广泛，例如铁催化在合成氨反中的用铂氢应过氢ΔH典型案例如催化气和氧气反，氧化铁催化氧化分解等剂内剂选择生物催化酶是生物体的特殊催化，具有高效、高性应关键的特点，在生物化学反中起作用表面积与反应速率金属粉末燃烧药片溶解速率催化转化器剧烧缓净窝状结载铁粉可在空气中烈燃，而铁块却几乎完整的药片溶解慢，而碾碎的药片溶解汽车尾气化装置采用蜂构的体应这为积这积积负载剂积不发生反是因铁粉的比表面大迅速是固体表面增大，接触面增催化，极大地增加了接触面，提应为转大增加，与氧气接触的机会更多，反速加，溶解速率加快的典型例子，也是什高了催化效率，充分化有害气体显议率著提高么某些药物建咀嚼后服用化学反应速率的测定方法体积法质量法应过测应适用于生成气体的反，通量适用于放出或吸收气体的反，通积时来应过测应质时气体体随间的变化确定反量反体系量随间的变化测应应测钙速率例如，定金属与酸反放确定反速率例如，定碳酸氢盐产盐应出气的速率，或碳酸分解生与酸反的速率简二氧化碳的速率·操作便，精度高虑压质挥·需要考气体的温度、强修正·需防止其他物发干扰·受气体溶解度影响比色法质应过测应颜浅时适用于有色物参与的反，通量反液色深（吸光度）随间的变应测锰钾化确定反速率例如，定高酸褪色速率检测·灵敏度高，可微量变化浓颜标线·需要建立度-色准曲反应级数与速率方程零级反应一级反应二级反应应应浓关应应浓应应浓积反速率与反物度无，速率方反速率与反物度成正比，速率方反速率与两种反物度的乘成正应浓程v=k程v=k[A]比，或与某一反物度的平方成正浓时线浓时浓数规时比速率方程v=k[A][B]或v=特点度随间性下降，度-间特点度按指律减少，ln[A]与图为线线关k[A]²时线关像直间呈性系特点1/[A]与间呈性系应当应浓浓关许应₂例如某些表面催化反，反物半衰期与初始度无例如放射性例如多双分子反，如2NO→时剂许应级₂₄级应度很高，催化表面已被完全覆盖，元素衰变、多分解反都是一反N O是二反应浓应反速率达到最大值，不再随度变化正反应与逆反应速率动态平衡的基本特征微观可逆性应应时进态状态静状正反和逆反同以相等的速率行，体系处于动平衡而非止态这态过种平衡是分子水平上的动程浓度恒定状态组浓这应应平衡下，各分的度保持不变不意味着反停止，而是正逆反观现为浓速率相等，宏表度不变封闭体系闭质换则化学平衡只在封体系中才能达到如果体系与外界有物交，无法达状态到真正的平衡双向可达性状态应应应平衡可以从正反方向或逆反方向达到，只要初始条件包含反物和终状态生成物，最都会达到相同的平衡可逆反应与动态平衡实例三氯化铁氯化亚铁体系溶解结晶平衡二氧化氮四氧化二氮平衡---₃₂质剂₂₂₄FeCl+Fe⇌3FeCl溶+溶⇌溶液2NO⇌N O应渐饱质结橙色的三氯化铁溶液与铁粉反，逐变在和溶液中，溶的溶解速率等于晶深褐色的二氧化氮气体与无色的四氧化二为浅绿颜观质浓色的氯化亚铁若滴加氯水，色速率，表上溶度不变若升高温氮气体之间存在平衡升高温度，平衡向应进热颜又变回橙色，表明反可以向两个方向度，平衡向溶解方向移动；降低温度，平吸方向移动，色加深；降低温度，平终态结热颜浅行，最达到动平衡衡向晶方向移动衡向放方向移动，色变影响化学平衡的因素浓度应浓增加反物度，平衡向生成物方向移动温度热应升高温度，平衡向吸反方向移动压强压增大强，平衡向气体分子减少方向移动催化剂不影响平衡位置，只加快平衡的建立过释当时将这影响化学平衡的因素可通勒夏特列原理统一解平衡体系受到外界条件改变的干扰，体系向能够减弱种干扰的方向移动，建立新的平衡应₂₂₃热为产压应时以合成氨反N+3H⇌2NH+例，工业生中采用高（增大反物分子碰撞几率，同使平衡向气体分子减少的方向移动）、低温（有利热应进产剂应进现对综虑于放反行，增加氨的量）、催化（加快反速率，促平衡的建立）的条件，体了多种因素的合考勒夏特列原理精要温度干扰与响应浓度干扰与响应热原理表述升高温度，平衡向吸方向移动；降低温度，平组浓该组热₂₄₂增加某分度，平衡向消耗分的方向移衡向放方向移动例如，在N O⇌2NO当时组浓该组热应化学平衡受到外界条件改变的干扰，平衡会动；减少某分度，平衡向生成分的方向-的反中，升高温度，平衡向右移动，溶液这₂₂₃应颜向能够减弱种干扰的方向移动，建立新的平移动例如，在N+3H⇌2NH反中，色加深这预测关氢浓浓衡一原理是理解和平衡移动方向的增加气度，平衡向右移动，氨的度增加键产应₂₂₃热为₃产应压勒夏特列原理在工业生中有广泛用例如，接触法制硫酸的第二步2SO+O⇌2SO+，提高SO的率，采用低温、高、高氧气浓产虑应协进应转度的条件但实际生中考到反速率等因素，常采用温度妥策略，即先高温促反速率，后低温提高化率浓度变化对平衡的影响组浓将这现为应浓根据勒夏特列原理，改变平衡体系中某分的度，平衡向减弱种改变的方向移动具体表增加反物度，平衡向生成物方浓应应浓应浓向移动；增加生成物度，平衡向反物方向移动；减少反物度，平衡向反物方向移动；减少生成物度，平衡向生成物方向移动对₅₃₂将₅浓₃例如，于PCl⇌PCl+Cl的平衡，若向体系中加入氯气，平衡向左移动，PCl度增加；若移去部分PCl，平衡向右移动，₃₂应过断显应产过断生成更多PCl和Cl实际用中，通不移去生成物可以著提高反的率，如氨的合成程中不冷却使氨液化并移出体系，促应续产进使反持向物方向行压强变化对平衡的影响增大压强数平衡向气体分子总减少的方向移动减小压强数平衡向气体分子总增加的方向移动气体分子数不变压强变化不影响平衡位置压对应状态强化学平衡的影响主要适用于有气体参与的反根据理想气体方程PV=nRT，压当积浓将在恒温条件下增大强相于减小体，气体度增大根据勒夏特列原理，平衡向减数压小气体分子总的方向移动以减弱强增大的影响₂₂₃应应侧侧例如，在N+3H⇌2NH反中，反物4个气体分子，生成物2个气体分子，压将对₂₂应应增大强使平衡向右移动，有利于氨的生成而于H+I⇌2HI反，反前后气数压₂₂₂应应体分子不变，强变化不影响平衡位置在CO+H O⇌CO+H反中，反前数压后气体分子不变，强变化同样不影响平衡位置温度变化对平衡的影响放热反应应₂₂₃热升高温度，平衡向反物方向移动；降低温度，平衡向生成物方向移动例如N+3H⇌2NH+，低温有利于氨的生成吸热反应应₂₄₂热颜升高温度，平衡向生成物方向移动；降低温度，平衡向反物方向移动例如N O⇌2NO-，高温使平衡向右移动，溶液色加深工业应用产综虑对数应时协则应转在工业生中，需要合考温度平衡常K和反速率的影响有采用温度妥原，先高温增大反速率，后低温提高化率对过应热应预测时热热时热产热温度化学平衡的影响可通反的效根据勒夏特列原理，升高温度，平衡向吸方向移动以消耗多余的量；降低温度，平衡向放方向移动以生量抵消温度下降关键骤₂₂₃热热₃应产阶在接触法制硫酸的步2SO+O⇌2SO+中，从力学角度看，低温有利于SO的生成；但从动力学角度看，低温反速率太慢实际生中采用梯降温的方法第一阶应₂转约进阶应转约级终转段在440-450℃下反，SO化率70%；冷却后的气体入第二段，在430-440℃下反，化率提高到80%；如此逐降温，最化率可达98%以上催化剂对平衡的影响化学平衡常数K平衡常数定义平衡常数特点对应数为关给数于一般反aA+bB⇌cC+dD，其平衡常表达式:

1.温度相性K值随温度变化，但在定温度下是一个常ᶜᵈᵃᵇK=[C][D]/[A][B]纲纲应质计时组浓

2.量性K值通常有量，取决于反方程式中各物的量数其中，[A]、[B]、[C]、[D]表示平衡各分的度（mol/L）应进时应应则数K值大小反映了反的行程度K1表示平衡生成物占优势应趋时应势应

3.反方向性若反方程式方向相反，平衡常K=1/K，反向完全；K1表示平衡反物占优，反程度较应对应应数应小

4.多步反于多步反，总反的平衡常等于各步反数积平衡常的乘平衡常数的应用计算平衡组成浓浓已知初始度和K值，求平衡度判断反应方向较应应进比反商Q与K值确定反行方向Kc与Kp的转换应浓数压数关气体反中度平衡常与分平衡常系对应浓数压数关为为应于气体反，可以用度表示的平衡常Kc，也可以用分表示的平衡常Kp两者系Kp=KcRTΔn，其中Δn反后气体摩尔数应数对₂₂₃应⁻减反前气体摩尔例如，于N+3H⇌2NH反，Δn=2-4=-2，所以Kp=KcRT²应应时组浓数将较断应应进ᶜᵈᵃᵇ反商Q=[C][D]/[A][B]表示反任意刻各分度代入平衡常表达式的值Q与K比可判反方向若QK，反向正方向应进应状态对应当则应将进行；若QK，反向逆方向行；若Q=K，反处于平衡例如，于一个K=25的反，如果前Q=10，反向正方向行直到Q=K=25溶液中的化学平衡酸碱电离平衡沉淀溶解平衡难质弱酸弱碱在水溶液中的不完全电离溶电解在溶液中的溶解与析出盐类水解平衡水的电离平衡盐阴应产⁺⁻类阳离子与水的反水分子的自动电离生H和OH状态们质₃₃⁻⁺数数溶液中存在多种平衡，它都遵循化学平衡的基本原理例如，弱电解CH COOH⇌CH COO+H的平衡常是电离常Ka，表示电离程难质⁺⁻数积数度的大小溶电解的沉淀溶解平衡如AgCls⇌Ag aq+Cl aq，其平衡常是溶度常Ksp这过浓₃₃应些平衡都受勒夏特列原理的支配，可通改变度、温度等条件移动平衡例如，向CH COOH溶液中加入CH COONa，由于共同离子效，电离₃⁺浓平衡向左移动，醋酸的电离程度减小；向AgCl沉淀中加入AgNO溶液，由于增加了Ag度，沉淀溶解平衡向左移动，AgCl的溶解度减小弱电解质的电离平衡弱酸电离弱碱电离⁺⁻⁺⁻HA⇌H+A BOH⇌B+OH数⁺⁻数⁺⁻电离常Ka=[H][A]/[HA]电离常Kb=[B][OH]/[BOH]数数电离常越大，酸性越强例电离常越大，碱性越强例₃₃如KaHFKaCH COOH如KbNH₂₅₂KaHCN，因此HF的酸性比醋KbC HNH，因此氨水的酸强碱性比乙胺强共轭酸碱对⁻为轭对⁺为轭对HA和A互共酸碱；B和BOH互共酸碱对轭对⁻于共酸碱，Ka×Kb=Kw=10¹⁴25℃轭轭酸越强，其共碱越弱；碱越强，其共酸越弱溶度积常数KspKsp sQ溶度积定义溶解度离子积难质饱阴浓积数单积剂质浓积断溶电解在和溶液中阳离子度乘的常值位体溶中溶解的溶量，通常用mol/L表示溶液中实际离子度的乘，用于判沉淀形成对难质ₐₑ积数为⁺ᵃ⁻ᵉ积数关为对对₂于溶电解M X，其溶度常表达式Ksp=[M][X]溶度常与溶解度的系于MX型化合物，Ksp=s²；于MX型化合物，Ksp=4s³；对₂于M X型化合物，Ksp=4s³断较积积数则过饱产则饱则饱判沉淀生成的方法是比离子Q与溶度常Ksp的大小若QKsp，溶液和，生沉淀；若Q=Ksp，溶液恰好和；若QKsp，溶液不和，对⁻⁰⁺⁻⁵⁻⁻则⁻⁹无沉淀生成例如，于AgCl，Ksp=

1.8×10¹若某溶液中[Ag]=

1.0×10mol/L，[Cl]=

1.0×10⁴mol/L，Q=

1.0×10Ksp，会形成AgCl沉淀缓冲溶液与缓冲能力缓冲溶液组成缓冲原理缓轭盐当缓时轭冲溶液通常由弱酸和其共碱的（如HAc/NaAc）或弱碱和向冲溶液中加入少量强酸，共碱（如醋酸根离子）会与轭盐₃₂₄组这组⁺结其共酸的（如NH·H O/NH Cl）成种特殊合H合使得溶液能够抵抗pH值的变化₃⁻⁺₃CH COO+H→CH COOH缓典型的冲体系包括当时释⁺⁻加入少量强碱，弱酸分子会放H与OH中和钠缓·醋酸-醋酸冲体系₃⁻₃⁻₂铵缓CH COOH+OH→CH COO+H O·氨水-氯化冲体系这尽⁺浓盐缓样，管加入了酸或碱，溶液中的H度（即pH值）变化·磷酸冲体系很小缓盐浓过计盐缓缓冲溶液的pH值主要由弱酸和其的度比决定，可通亨德森-哈塞尔巴赫方程算pH=pKa+lg[]/[酸]冲溶液的冲盐浓浓时缓能力与弱酸（或弱碱）及其的总度成正比，与两者度比接近1冲能力最强水的离子积与pH质₂⁺⁻时纯⁺⁻⁻积⁷水是极弱的电解，会发生自动电离H O⇌H+OH在25℃，水中[H]=[OH]=

1.0×10mol/L水的离子常数⁺⁻⁻这数仅关质关Kw=[H][OH]=

1.0×10¹⁴25℃个常与温度有，与溶液中其他物无温度升高，Kw值增大为氢浓负对数⁺应⁻时对pH定义溶液中离子度的pH=-lg[H]相地，pOH=-lg[OH]在25℃，任何水溶液，都有pH+pOH=断为为为14根据pH值判溶液的酸碱性pH7酸性溶液；pH=7中性溶液；pH7碱性溶液pH越小，酸性越强；pH越大，碱性标越强pH值是反映溶液酸碱性的重要指盐类水解强酸弱碱盐₄₂₃₂酸性水解NH Cl+H O⇌NH·H O+HCl₄⁺₂₃₂⁺NH+H O⇌NH·H O+HpH7，溶液呈酸性弱酸强碱盐₃₂₃碱性水解CH COONa+H O⇌CH COOH+NaOH₃⁻₂₃⁻CH COO+H O⇌CH COOH+OHpH7，溶液呈碱性弱酸弱碱盐水解方向由酸碱强弱决定则如果KaKb，pH7，呈酸性则如果KaKb，pH7，呈碱性则如果Ka=Kb，pH=7，呈中性盐质盐阴应产⁺⁻类水解的本是的离子或阳离子（或两者）与水反，生H或OH，从而改变溶液的pH值强酸盐₃盐₄₃产⁺强碱（如NaCl,KNO）不水解，溶液呈中性；强酸弱碱（如NH Cl,FeCl）水解生H，溶液呈酸盐₂₃₃产⁻性；弱酸强碱（如Na CO,CH COONa）水解生OH，溶液呈碱性热力学概念引入热力学第一定律热力学第二定律过能量守恒定律能量既不会凭空熵增原理自然程总是朝着体产进生，也不会凭空消失，只能从系总熵增加的方向自发行例转为压区压区一种形式化另一种形式，或如，气体从高域向低域转扩现从一个物体移到另一个物体散，冰块在室温下融化等应换在化学反中，体系与外界交象，都伴随着熵的增加热内的量等于体系能变化与体系对外做功之差热力学第三定律当绝对时趋这为计标温度接近零度，完善晶体的熵于零算准熵提供了基准点热为闭换换质开力学系统分三类封系统（只能与外界交能量，不能交物）、放系换换质换统（既能与外界交能量，也能交物）和孤立系统（既不与外界交能量，也换质应热应闭则开不交物）化学反效通常在封系统中研究，而生物体是典型的放系统自然界自发过程特征能量释放倾向无序度增加秩序建立的例外倾释倾违则过结自然系统向于放能量，如水从高处流自然系统向于增加无序度（熵增），如某些看似反熵增原的程（如晶、热应进这扩环向低处，放反自发行反映了系气体自发散，液体蒸发，固体溶解熵凝固等）实际上是由于体系与境的总熵状态趋势应计趋势过结时虽统追求最低能量的在化学反增反映了分子运动的统，是自发增加例如，水冰然水分子排列更热应进驱释热环中，放反（ΔH0）通常更容易自发程的重要动力有序，但放的量使境熵增加更多行熵与熵变熵的物理意义影响熵大小的因素状态数单为质状态熵S是表征系统无序程度的函，位J/mol·K熵物一般情况下，S气S液S固例如，同一物乱质态态态态越大，系统越混，无序程度越高气的熵大于液，液大于固观状态数关杂结杂₄₁₀从微角度看，熵与分子排列的可能相S=分子复度分子构越复，熵越大例如，SC H为数为观状态数状态数₃₈₂₆₄k·lnW，其中k玻尔兹曼常，W微越SC HSC HSCH多，熵越大剧温度温度升高，分子运动加，熵增大压压强强增大，气体分子运动受限，熵减小应应应数应化学反的熵变ΔS等于生成物的熵减去反物的熵ΔS=Σn·S生成物-Σm·S反物通常，气体分子增加的反，如分应数应应解反，熵增大ΔS0；气体分子减少的反，如合成反，熵减小ΔS0吉布斯自由能与自发性自发反应判据1应进ΔG0，反自发行平衡状态应ΔG=0，反处于平衡非自发反应应进ΔG0，反不能自发行断应关键热数为为为绝对为应吉布斯自由能G是判化学反自发性的力学函，定义G=H-TS，其中H焓，T温度，S熵反的吉布斯自由能变化综虑ΔG=ΔH-TΔS，合考了能量变化ΔH和无序度变化ΔS两个因素组将应为应进根据ΔH和ΔS的不同合，可反分四种情况

①ΔH0，ΔS0在任何温度下反都自发行ΔG0；

②ΔH0，ΔS0低温有利，存临当时应当时应在界温度T=ΔH/ΔS，TΔH/ΔS，反自发；

③ΔH0，ΔS0高温有利，TΔH/ΔS，反自发；

④ΔH0，ΔS0在任何温度下应进还数关⁰反都不能自发行ΔG0吉布斯自由能变化与平衡常K有ΔG=-RTlnK电化学基础氧化还原反应原电池转过过转为电子移程氧化是失电子程，利用化学能自发化电能的装置还过阴质原是得电子程例如2Na+由阳极-、极+、电解溶液和₂应组Cl→2NaCl反中，Na失电子被外电路成₂还应阴还氧化，Cl得电子被原阳极发生氧化反，极发生原反数过数应阴氧化变化氧化程中元素氧化，电子从阳极经外电路流向极还过数增大，原程中元素氧化减小电极电势趋势电极与溶液间电位差，反映电极得失电子的标势⁰标状态测势标氢为⁰准电极电E准下得的电极电，以准电极参比E=0V⁰该还⁰该E越大，表示电极越容易得电子被原；E越小，表示电极越容易失电子被氧化原电池反应与应用锌铜原电池1⁺⁻应阳极Zn→Zn²+2e氧化反阴⁺⁻还应极Cu²+2e→Cu原反常见电池类型应⁺⁺总反Zn+Cu²→Zn²+Cu锌₂剂还剂势⁰⁰⁺⁰⁺干电池碳-电池，MnO作氧化，Zn作原电动E=E Cu²/Cu-E Zn²/Zn=

0.34--

0.76=

1.10V结质碱性电池构类似干电池，但使用碱性电解，寿命更长燃料电池锂锂离子电池采用化合物作电极材料，能量密度高，可充电将转为燃料的化学能直接化电能的装置氢₂⁺⁻氧燃料电池阳极2H→4H+4e阴₂⁺⁻₂极O+4H+4e→2H O应₂₂₂总反2H+O→2H O转环特点能量化效率高，保无污染电解池与电化学反应电解池构造阴质组应阴还由阳极+、极-、电解和外加电源成与原电池相反，电解池中阳极发生氧化反，极发生应阴应进原反，但电子从阳极经外电路流向极电解池是利用电能促使非自发反行的装置电解水₂⁻₂⁺阳极2H O-4e→O↑+4H阴₂⁻₂⁻极2H O+2e→H↑+2OH应₂₂₂总反2H O→2H↑+O↑产积₂₂物体比H:O=2:1电解熔融氯化钠⁻⁻₂阳极2Cl-2e→Cl↑阴⁺⁻极2Na+2e→2Na应₂总反2NaCl→2Na+Cl↑应产钠工业用生金属和氯气应应纯镀氢钠过电解反的用非常广泛，包括金属精炼提、金属电、氧化和氯气的制备等电解程遵循法拉第定应质过质计为为质律在电极上发生反的物的量与通电解溶液的电量成正比算公式n=Q/z·F，其中n物为为应转数为数的量，Q电量，z反中移的电子，F法拉第常96500C/mol化学反应原理与环境保护碳循环与温室效应酸雨形成与治理催化转化器作用₂₂转CO是主要温室气体，通燃煤和汽车尾气中的SO汽车尾气催化化器利用过对红辐ₓ应铂钯铑贵增强大气外射的和NO与水反生成硫酸、、等金属催化导剂将吸收致地球温度升高和硝酸，形成酸雨理解，有害气体CO、HC₂盐这应过ₓ转为₂了解CO与碳酸的平衡些氧化反和平衡程和NO化CO、₂₂₂₃开₂₂这剂CO+H O⇌H CO有助于发脱硫脱氮技H O和N是催化⁺₃⁻术⇌H+HCO有助于，如石灰石-石膏法脱降低活化能、加速特定反₂₃₂应应理解海洋吸收CO的机制硫CaCO+SO+的典型用₂₄及其限制1/2O→CaSO+₂CO应环挥过调节化学反原理在境保护中发着重要作用例如，通pH值控制重金属离子形难氢废渗换成溶氧化物或硫化物沉淀，从而处理工业水；利用逆透、离子交等基于平术净饮应衡原理的技化用水；采用生物降解、光催化等方法处理有机污染物理解反热开环术速率、化学平衡和力学原理，有助于发更高效、更保的污染治理技化学原理在工业中的应用哈柏合成氨接触法制硫酸应₂₂₃热应₂₂₃热反N+3H⇌2NH+主要反2SO+O⇌2SO+条件优化条件优化协虑应转级阶·温度400-450℃（温度妥，考反速率和平衡化·温度初始440-450℃，后逐降低至380℃（梯降温）压压压率）·强常或稍高压压剂₂₅应·强15-30MPa（高有利于氨的生成）·催化V O（加速反达到平衡）剂₃₄为应级转过转·催化Fe O主（加速反达到平衡）·多化（通中间冷却，提高总化率）时产·及分离物（移出氨，使平衡向右移动）现协应过接触法制硫酸体了化学平衡原理和温度妥策略的用，通过应综应热将₂转哈柏合成氨程是化学反原理合用的典范，平衡了力工艺优化SO的总化率提高到98%以上学、动力学和工程经济因素化学反应原理经典模型实验碘钟反应铁离子平衡移动实验验现为蓝验现实象无色溶液突然变实象根据条件变化，溶液摆颜⁺色，模拟钟变化涉及碘酸色在黄色Fe³和几乎无色钾钠应⁺转过、亚硫酸、淀粉等反物Fe²之间变通加入该验应浓试剂观实可用于研究反速率与KSCN、HCl等，察关过测₃度的系，通量溶液变色所FeCl与KSCN之间平衡移动的时计应验证需间，算反速率方向，勒夏特列原理镁条在盐酸中溶解速率测定验计测氢积浓实设利用排水集气法定气体，研究不同条件酸度、温度、镁积对应过绘应浓时线应条表面反速率的影响通制反物度-间曲，分析反级数机理和这验仅应还养验计些经典模型实不展示了化学反原理的基本概念，培了学生的实设数过测计能力和据分析能力通控制变量、精确量和定量算，学生能够更深入地理应规为问题坚础解化学反速率、平衡和能量变化的律，解决实际打下实基化学反应原理重难点梳理反应速率与机理级数掌握速率方程式的确定方法和概念多重平衡系统2时规理解多个平衡共存的移动律热力学计算练应断应熟用吉布斯自由能判反自发性习应误区应应应应误剂剂学化学反原理的常见包括混淆反速率与反限度（反快不等于反程度大）；解催化作用（催化不能改变平衡位置，只对数数应纯质能加快平衡的建立）；忽视温度平衡常的影响（平衡常随温度变化而变化）；不正确用勒夏特列原理（如添加固体物不影响平衡位置）议关内应热垒关关势还趋势对应这建注概念间的在联系，如反与能的系、熵变与分子运动的联、电极电与氧化原的等理解些联系有助于构建识综问题时验论结过计验验证论对应完整的知体系，提高解决合的能力同，注重实与理相合，通设实理，加深化学反原理的理解近五年高考真题分析（反应原理篇）典型题型归纳与答题技巧针对断题关键应热应数应对热应平衡移动判，是确定反的效和气体分子变化，然后用勒夏特列原理分析例如，于放反，升高温度使平衡压数题写标热应质向左移；增大强使平衡向气体分子减少的方向移动解技巧是先出化学方程式，明效，确定气体物，再分析外界条件变化的影响针对热计题应关键题骤写标应热应关应过调化学算，掌握盖斯定律的用是解步出目反方程式；找出已知效的相反；通整方程式（如翻转质计标应热应错误质状态应数当议数、倍乘）使中间物消去；算目反的效常见包括忽略物、反系处理不等建建立化学方程式与学等对应关计式的系，提高算准确性全模块易混知识汇总区别概念A概念B点应应应时关应反速率反限度速率描述反快慢，与间有；限度描述反程度，与平衡状态关有剂应剂应应质质应催化反物/生成物催化参与反但不消耗，反前后性和量不变；反物被消耗，生成物被生成仅虑时虑焓变ΔH吉布斯自由能ΔGΔH考能量因素；ΔG同考能量ΔH和熵变ΔS，是判断应标反自发性的准确指热状态数过关热过径关熵熵是函，与程无；是程量，与路有浓数压数浓压关度平衡常Kc分平衡常Kp Kc用度表示；Kp用分表示；二者系Kp=KcRTΔn还质过难质过将转为除上表列出的易混概念外，有一些常见的混淆点电离平衡与溶解平衡（前者是电解在水溶液中的电离程，后者是溶物在溶液中的溶解程）；电解池与原电池（前者电能化化学能，将转为数数还状态带后者化学能化电能）；氧化与实际电荷（氧化是假设的电荷，用于表示元素的氧化原，而实际电荷是离子真实携的电荷）总结与答疑反应速率化学平衡1测规应掌握影响因素及定方法理解平衡移动律和用电化学4热力学3应应应断理解电极反及用掌握反自发性判方法应内习应记忆关观观现验化学反原理是一个有机整体，各部分容相互联系、相互支撑学本模块注重概念理解，避免机械；注微机制，理解宏象；加强实与理论结问题议识记忆将对习题巩合，提高分析解决的能力建采用知点串联法，相似概念比学，突出核心原理掌握，多做典型例固习议阶识阶训练难阶综测试记应仅复策略建第一段，系统梳理知点，形成框架；第二段，强化，突破重点；第三段，合提升，做好模拟住，化学反原理不内质础将对习习顺绩是高考的重要容，也是理解化学变化本的基，今后的学和科学研究有重要帮助祝各位同学学利，取得理想成！。