《化学第四单元思维导图》

中心主题：化学反应与能量

一级分支：化学反应速率

• 定义： 单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
  • 计算方法：
    • 平均速率：Δc/Δt
    • 瞬时速率：极短时间间隔内的平均速率的极限
  • 单位： mol/(L·s) 或 mol/(L·min)
• 影响因素：
  • 内部因素：
    • 反应物本身的性质（结构、键能等）
  • 外部因素：
    • 温度： 通常，温度升高，反应速率加快。
      • 原因：活化分子百分数增加，有效碰撞增加。
      • 范特霍夫规则：温度每升高10℃，反应速率约增加2-4倍。
    • 浓度： 通常，反应物浓度增大，反应速率加快。
      • 原因：单位体积内活化分子数增多，有效碰撞增加。
      • 例外：零级反应速率与反应物浓度无关。
    • 压强： 对于气体反应，压强增大（通常意味着浓度增大），反应速率加快。
    • 催化剂： 催化剂可以改变反应速率，通常是加快反应速率。
      • 原理：降低活化能，改变反应途径。
      • 特点：催化剂本身在反应前后质量和化学性质不变。
    • 表面积： 对于涉及固体反应物的反应，固体表面积增大，反应速率加快。
    • 其他因素： 光照、电磁辐射等可能影响反应速率。
• 表示方法：
  • 浓度-时间图像 (c-t 图)
  • 速率-时间图像 (v-t 图)
• 速率理论：
  • 碰撞理论：反应物分子必须发生碰撞才有可能发生反应。
    • 有效碰撞：能够发生反应的碰撞。
    • 影响有效碰撞的因素：活化能、取向。
  • 活化能：活化分子所具有的最低能量与反应物分子平均能量之差。
  • 活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

一级分支：化学平衡

• 定义： 在一定条件下，可逆反应达到正逆反应速率相等，反应物和生成物浓度不再随时间变化的状态。
  • 本质特征： V正 = V逆 ≠ 0，反应物和生成物的浓度保持不变。
  • 动态平衡： 宏观静止，微观动态。
• 平衡常数 (K)：
  • 定义： 在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值。
    • 表达式：K = ([C]^c [D]^d) / ([A]^a [B]^b) (对于反应 aA + bB ⇌ cC + dD)
  • 影响因素：
    • 温度：温度变化会影响K值。（吸热反应：温度升高，K增大；放热反应：温度升高，K减小）
    • 催化剂：催化剂不影响K值。
  • 意义： 判断反应进行的程度，预测反应的方向。
    • K 值越大，正反应进行的程度越大。
    • K > 1：正反应方向进行； K < 1：逆反应方向进行； K = 1：反应处于平衡状态。
• 影响因素 (勒夏特列原理)：
  • 勒夏特列原理： 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
  • 浓度： 增大反应物浓度，平衡向生成物方向移动；增大生成物浓度，平衡向反应物方向移动。
  • 压强： 对于有气体参与的反应，增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动；减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动。 如果气体体积不变，压强变化对平衡无影响。
  • 温度： 升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。
  • 催化剂： 催化剂不影响平衡移动，只影响反应速率。
• 平衡移动的判断：
  • 利用速率：V正 > V逆，平衡向正反应方向移动；V正 < V逆，平衡向逆反应方向移动；V正 = V逆，平衡未移动。
  • 利用浓度、压强等的变化判断。
• 平衡计算：
  • 三段式法：列出起始量、变化量、平衡量。

一级分支：反应热与焓变

• 反应热： 在恒压条件下，反应所吸收或放出的热量。
• 焓变 (ΔH)： 在恒压条件下，反应的焓的变化。
  • 定义： ΔH = H(生成物) - H(反应物)
  • 单位： kJ/mol 或 kJ·mol⁻¹
  • 符号：
    • ΔH < 0：放热反应
    • ΔH > 0：吸热反应
• 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。
  • 书写注意事项：
    • 必须注明反应的温度和压强（通常为298K，101kPa）。
    • 必须注明反应物和生成物的聚集状态 (g, l, s, aq)。
    • ΔH 标注在化学方程式的右侧，包括“+”或“-”号，数值和单位。
    • 化学计量数表示反应物和生成物的物质的量，可以是整数或分数。
• 反应热的计算：
  • 根据键能计算：ΔH = ΣE(反应物键能) - ΣE(生成物键能)
  • 根据盖斯定律计算：反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。
    • 应用：利用已知的反应热计算未知反应的热化学方程式。
• 常见放热反应：
  • 燃烧反应
  • 中和反应
  • 金属与酸的反应
  • 大多数化合反应
• 常见吸热反应：
  • 大多数分解反应
  • 铵盐溶解
  • Ba(OH)₂·8H₂O 与 NH₄Cl 的反应
  • C(s) + H₂O(g) → CO(g) + H₂(g)

总结：

本单元主要学习了化学反应速率、化学平衡和反应热与焓变这三个重要的概念。理解这些概念，掌握影响因素，并能够进行相关的计算，是解决化学反应相关问题的关键。理解勒夏特列原理并运用是学习的难点。 熟练书写热化学方程式及利用盖斯定律进行计算是重要的考察点。