高二化学选修4《化学反应原理》总览

选修4的核心是研究“为什么”和“怎么样”发生化学反应,它从三个基本视角揭示了化学反应的本质：

1. 能量变化：反应为什么会发生？（热力学初步）
2. 反应快慢：反应需要多长时间？（动力学）
3. 反应限度：反应能进行到什么程度？（化学平衡）

这三大主题贯穿了整本书,我们将围绕这个核心来构建思维导图。

《化学反应原理》核心思维导图

中心主题：化学反应原理

• 第一单元：化学反应与能量

  • 1 化学反应与能量的变化
    • 焓变 与反应热
      • 定义：在恒压条件下，反应生成物与反应物所含能量（或焓）的差值，称为反应的焓变，用 ΔH 表示。
      • 符号规则：
        • ΔH < 0：放热反应（反应释放能量，如燃烧、中和、活泼金属与酸反应）。
        • ΔH > 0：吸热反应（反应吸收能量，如大多数分解反应、Ba(OH)₂·8H₂O与NH₄Cl反应）。
      • 热化学方程式
        • 定义：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式。
        • 书写要点：
          1. 标明物质聚集状态 (s, l, g, aq)。
          2. 标明 ΔH 的正负和数值及单位 (kJ/mol)。
          3. 方程式系数可以不是整数，但 ΔH 必须与方程式系数成比例。
          4. 正逆反应的 ΔH 数值相等,符号相反。
    • 燃烧热
      • 定义：在101 kPa和25℃下，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
      • 注意：燃烧热是以1 mol 可燃物为标准的，生成物必须是稳定氧化物（如 C→CO₂, H→H₂O(l)）。
    • 中和热
      • 定义：在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成**1 mol H₂O(l)` 时所放出的热量。
      • 注意：中和热是固定的，约为 3 kJ/mol，弱酸或弱碱的中和热会小于此值,因为它们电离要吸热。
  • 2 能源的充分利用
    • 化学反应的应用：释放能量的反应（放热反应）为人类提供能源。
    • 化石燃料的利弊：不可再生、污染环境。
    • 新能源开发：太阳能、氢能、生物质能、风能等。
    • 提高能源效率：如燃料电池。

• 第二单元：化学反应速率和化学平衡

  • 1 化学反应速率
    • 定义：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
    • 表达式：v = Δc / Δt (单位：mol·L⁻¹·s⁻¹ 或 mol·L⁻¹·min⁻¹)
    • 特点：
      • 平均值：用 Δt 内浓度变化量计算。
      • 瞬时值：用极短时间 Δt 内浓度变化量计算,或通过图像切线斜率计算。
      • 各物质速率之比 = 化学计量数之比：如 aA + bB = cC + dD，则 v(A):v(B):v(C):v(D) = a:b:c:d。
    • 影响化学反应速率的因素
      • 内因（决定性因素）：反应物本身的性质。
      • 外因：
        • 浓度：增大反应物浓度，加快反应速率（单位体积内活化分子数增多）。
        • 压强：增大压强，加快反应速率（仅适用于有气体参与的反应，本质是增大了浓度）。
        • 温度：升高温度，加快反应速率（显著提高，分子能量增加，活化分子百分数增大）。
        • 催化剂：改变化学反应速率（同等程度地改变正逆反应速率），不能改变化学平衡，不能改变 ΔH。
        • 表面积：增大固体反应物的表面积,加快反应速率。
        • 其他：光、电磁波、溶剂等。
  • 2 化学平衡
    • 可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向进行,又能向逆反应方向进行的反应。
    • 化学平衡状态
      • 定义：在一定条件下，可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
      • 特征（“逆、等、动、定、变”）
        • 逆：研究的对象是可逆反应。
        • 等：v(正) = v(逆) ≠ 0。
        • 动：动态平衡,正逆反应仍在进行。
        • 定：各组分浓度、质量分数、体积分数保持不变。
        • 变：外界条件改变，平衡可能被破坏,并在新条件下建立新的平衡。
    • 化学平衡常数
      • 表达式：对于 aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g)，K = ( [C]^c · [D]^d ) / ( [A]^a · [B]^b )
      • 意义：
        • 衡量反应进行的程度，K 值越大，反应进行得越完全,转化率越高。
        • 只与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关。
      • 应用：
        • 判断反应方向：Qc < K，正向进行；Qc = K，平衡状态；Qc > K,逆向进行。
        • 进行相关计算（转化率、浓度等）。
    • 影响化学平衡的因素（勒夏特列原理）
      • 原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
      • 具体影响： | 条件改变 | 平衡移动方向 | 速率变化 | K值变化 | | :--- | :--- | :--- | :--- | | 增大反应物浓度 | 向正反应方向移动 | v(正) 先增大后减小 | 不变 | | 增大生成物浓度 | 向逆反应方向移动 | v(逆) 先增大后减小 | 不变 | | 增大压强 (气体) | 向气体分子数减少的方向移动 | v(正) 和 v(逆) 都增大 | 不变 | | 减小压强 (气体) | 向气体分子数增多的方向移动 | v(正) 和 v(逆) 都减小 | 不变 | | 升高温度 | 向吸热反应方向移动 | v(正) 和 v(逆) 都增大 | 增大 | | 降低温度 | 向放热反应方向移动 | v(正) 和 v(逆) 都减小 | 减小 | | 加入催化剂 | 不移动 | 同等程度改变 v(正) 和 v(逆) | 不变 |
    • 工业合成氨条件的选择
      • 目标：提高氨的产率（平衡正向移动）和反应速率。
      • 措施：
        • 温度：适当高温（加快速率），但温度过高平衡逆向移动且催化剂活性降低，实际约 500℃。
        • 压强：高压（有利于平衡正向移动），实际约 20-50 MPa。
        • 催化剂：使用铁触媒，在较高温度下仍能保持较高活性,大大加快反应速率。
        • 浓度：及时分离出氨气,并不断补充氮气和氢气。

• 第三单元：水溶液中的离子平衡

  • 1 弱电解质的电离
    • 强电解质 vs 弱电解质
      • 强电解质：在水溶液中完全电离（强酸、强碱、大多数盐）,导电能力强。
      • 弱电解质：在水溶液中部分电离（弱酸、弱碱、水）,导电能力弱。
    • 电离平衡
      • 定义：在一定条件下,弱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的状态。
      • 特征：动态平衡、各微粒浓度保持不变。
      • 影响因素：
        • 温度：升高温度，电离程度增大（电离吸热）。
        • 浓度：稀释溶液，电离程度增大（但离子浓度不一定增大）。
        • 同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，会抑制其电离。
    • 电离常数
      • 定义：对于 CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻，Ka = [H⁺][CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]
      • 意义：衡量弱电解质的电离程度，K 值越大，酸性/碱性越强。
      • 只与温度有关。
  • 2 水的电离和溶液的酸碱性
    • 水的电离：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻，是吸热过程。
    • 水的离子积常数
      • 表达式：Kw = [H⁺][OH⁻]
      • 意义：在一定温度下，水中 c(H⁺) 和 c(OH⁻) 的乘积是一个常数。
      • 影响因素：只与温度有关，25℃ 时，Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴。
    • 溶液的酸碱性与 pH
      • pH 定义：pH = -lg c(H⁺)
      • 酸碱性判断：
        • c(H⁺) > c(OH⁻) 或 pH < 7：酸性溶液
        • c(H⁺) = c(OH⁻) 或 pH = 7：中性溶液
        • c(H⁺) < c(OH⁻) 或 pH > 7：碱性溶液
      • 注意：溶液的酸碱性最终由温度决定，但常温下我们习惯用 pH=7 作为中性标准。
    • pH 的测定方法：pH 试纸、pH 计。
    • 酸碱中和滴定
      • 原理：c(酸)·V(酸) = c(碱)·V(碱)（一元酸碱）
      • 关键：准确测量参加反应的酸、碱溶液的体积,并准确判断滴定终点。
      • 指示剂选择：变色范围要全部或大部分落在滴定突跃范围内。
        • 甲基橙 (pH 3.1-4.4)：酸色-红，碱色-黄。
        • 酚酞 (pH 8.2-10.0)：酸色-无，碱色-粉红。
  • 3 盐类的水解
    • 定义：在溶液中，盐的离子与水电离出的 H⁺ 或 OH⁻ 结合，破坏了水的电离平衡，从而促进水的电离，使溶液呈现酸性或碱性。
    • 规律：“有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；都弱都水解，谁强显谁性；都弱相对强，双水解彻底”。
      • 强酸弱碱盐：水解显酸性（如 NH₄Cl）。
      • 弱酸强碱盐：水解显碱性（如 CH₃COONa）。
      • 强酸强碱盐：不水解，溶液呈中性（如 NaCl）。
      • 弱酸弱碱盐：水解，溶液酸碱性取决于酸碱的相对强弱（如 (NH₄)₂CO₃，CO₃²⁻水解程度 > NH₄⁺，溶液显碱性）。
    • 影响因素：
      • 内因：盐本身的性质（生成弱电解质的倾向）。
      • 外因：
        • 温度：升温促进水解（水解吸热）。
        • 浓度：稀释促进水解。
        • 溶液酸碱性：加酸可抑制弱碱阳离子水解；加碱可抑制弱酸根阴离子水解。
    • 应用：判断溶液酸碱性、离子浓度大小比较、泡沫灭火器、明矾净水、化肥施用等。
  • 4 难溶电解质的溶解平衡
    • 溶解平衡：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，达到一种动态平衡，如 AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq)。
    • 溶度积常数
      • 表达式：AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq)，Ksp = [Ag⁺][Cl⁻]
      • 意义：衡量难溶电解质的溶解能力，Ksp 越小,溶解能力越弱。
      • 只与温度有关。
    • 沉淀溶解的应用
      • 沉淀的生成：加入沉淀剂、调节 pH 等。
      • 沉淀的溶解：加入可与沉淀离子反应的物质（如酸、络合剂、氧化剂等）。
      • 沉淀的转化：由一种难溶物转化为更难溶的物，如 AgCl(s) + I⁻(aq) ⇌ AgI(s) + Cl⁻(aq)。（因为 Ksp(AgI) << Ksp(AgCl)）
      • 分步沉淀：当溶液中存在多种离子时，加入沉淀剂，按Ksp 的大小顺序先后生成沉淀。

学习建议

1. 抓主线：始终围绕“能量、速率、限度”这三大核心概念,将各个章节的知识点串联起来。
2. 重对比：多运用对比法，如强/弱电解质、吸/放热反应、电离/水解、不同平衡影响因素等,可以让你理解得更深刻。
3. 勤归纳：化学原理概念多、规律性强，要多总结，比如影响速率和平衡的因素表格、盐类水解规律口诀等。
4. 多练习：特别是化学平衡常数计算、离子浓度大小比较、溶液pH计算等,一定要通过做题来巩固。

希望这份思维导图能帮助你更好地学习《化学反应原理》！祝你学习进步！