化学反应与能量思维导图

# 《化学反应与能量思维导图》

## 一、化学反应与能量概述

### 1.1 能量守恒定律

*   内容：能量既不会凭空产生，也不会凭空消失，它只能从一种形式转化为另一种形式，或者从一个物体转移到另一个物体，在转化或转移的过程中，能量的总量保持不变。
*   意义：化学反应中能量转化的依据。

### 1.2 化学反应中的能量变化

*   表现形式：
    *   放热反应：释放热量，体系能量降低。
    *   吸热反应：吸收热量，体系能量升高。
*   本质：化学键的断裂和形成过程中能量的变化。
    *   断键：吸收能量。
    *   成键：释放能量。

### 1.3 反应热与焓变

*   定义：在恒压条件下，反应过程中放出或吸收的热量，称为反应热，用符号ΔH表示，单位通常为kJ/mol。
*   焓变(ΔH)：
    *   定义：与反应热相等，表示反应过程中体系能量的变化。
    *   正负号：
        *   ΔH < 0：放热反应。
        *   ΔH > 0：吸热反应。
*   影响因素：
    *   反应物和生成物的状态
    *   反应温度、压强（通常指标准状况）

## 二、反应热的测量与计算

### 2.1 实验测量：中和热的测定

*   原理：酸碱中和反应是放热反应，通过测定酸碱溶液混合前后的温度变化，计算出中和反应放出的热量。
*   关键：
    *   绝热条件：减少热量散失。
    *   准确测量：温度、体积、浓度。
    *   搅拌均匀：确保充分反应。
*   误差分析：
    *   保温效果差：偏小
    *   酸碱浓度不准确：偏大或偏小

### 2.2 理论计算

*   盖斯定律：
    *   内容：化学反应的反应热只与反应的始态（反应物）和终态（生成物）有关，而与反应的途径无关。
    *   应用：
        *   计算难以直接测量的反应热。
        *   判断反应进行的程度。
        *   设计反应路线。
*   键能计算：
    *   原理：反应热等于反应物键能之和减去生成物键能之和。
    *   公式：ΔH = ΣE(反应物) - ΣE(生成物)
*   燃烧热计算：
    *   定义：在25℃，101kPa下，1mol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1mol可燃物为标准，燃烧产物必须是稳定的。例如，C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)。
    *   应用：计算物质燃烧时放出的热量。

## 三、热化学方程式

### 3.1 定义与书写

*   定义：表示反应热的化学方程式。
*   组成：
    *   配平的化学方程式。
    *   反应物和生成物的状态 (g, l, s, aq)。
    *   反应热（ΔH）及其单位(kJ/mol)， ΔH写在方程式的右边。
*   注意：
    *   ΔH的正负号必须注明，且与反应的吸放热相符。
    *   相同化学方程式，系数不同，ΔH不同。
    *   可逆反应的ΔH表示反应完全进行时的焓变。

### 3.2 应用

*   表示反应的能量变化情况。
*   进行有关反应热的计算。
*   比较不同反应的反应热大小。
*   判断反应进行的方向（与熵变结合）。

## 四、化学反应速率与化学平衡

### 4.1 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。
*   表示方法：v = Δc/Δt  (mol/(L·s) 或 mol/(L·min))
*   影响因素：
    *   浓度：增大浓度，速率加快（一般规律）。
    *   温度：升高温度，速率加快。
    *   压强：增大压强，速率加快（对于有气体参与的反应）。
    *   催化剂：加入催化剂，速率加快（正催化剂）。
    *   表面积：增大固体表面积，速率加快。

### 4.2 化学平衡

*   定义：在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再随时间变化的状态。
*   特征：
    *   逆：可逆反应。
    *   动：动态平衡，v正=v逆≠0。
    *   等：v正=v逆 （同种物质，正逆速率之比等于系数之比；不同物质，速率之比等于系数之比）。
    *   定：反应物和生成物的浓度、百分含量保持不变。
    *   变：改变外界条件，平衡会发生移动。
*   平衡常数（K）：
    *   定义：一定温度下，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。
    *   意义：表示反应进行的程度。
    *   影响因素：温度（K只随温度变化）
    *   应用：判断反应进行的方向。

### 4.3 平衡移动

*   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），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
*   影响因素：
    *   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：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（气体总物质的量不变，压强变化无影响）。
    *   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：不影响平衡移动，只改变达到平衡所需的时间。

## 五、化学反应方向的判断

### 5.1 焓判据

*   内容：体系总是趋向于向能量降低的方向变化。ΔH < 0，反应自发进行。
*   局限性：只适用于多数反应，并非所有ΔH < 0的反应都能自发进行。

### 5.2 熵判据

*   定义：用来描述体系混乱程度的物理量，符号为S。
*   内容：体系总是趋向于向混乱度增加的方向变化。ΔS > 0，反应自发进行。
*   局限性：只适用于少数反应，并非所有ΔS > 0的反应都能自发进行。

### 5.3 自由能判据

*   定义：综合考虑焓变和熵变的物理量，用符号G表示。
*   公式：ΔG = ΔH - TΔS
*   判断依据：
    *   ΔG < 0：反应自发进行。
    *   ΔG > 0：反应非自发进行。
    *   ΔG = 0：反应处于平衡状态。
*   应用：判断反应能否自发进行，以及反应进行的限度。

《化学反应与能量思维导图》

一、化学反应与能量概述

1.1 能量守恒定律

内容：能量既不会凭空产生，也不会凭空消失，它只能从一种形式转化为另一种形式，或者从一个物体转移到另一个物体，在转化或转移的过程中，能量的总量保持不变。
意义：化学反应中能量转化的依据。

1.2 化学反应中的能量变化

表现形式：
- 放热反应：释放热量，体系能量降低。
- 吸热反应：吸收热量，体系能量升高。
本质：化学键的断裂和形成过程中能量的变化。
- 断键：吸收能量。
- 成键：释放能量。

1.3 反应热与焓变

定义：在恒压条件下，反应过程中放出或吸收的热量，称为反应热，用符号ΔH表示，单位通常为kJ/mol。
焓变(ΔH)：
- 定义：与反应热相等，表示反应过程中体系能量的变化。
- 正负号：
  - ΔH < 0：放热反应。
  - ΔH > 0：吸热反应。
影响因素：
- 反应物和生成物的状态
- 反应温度、压强（通常指标准状况）

二、反应热的测量与计算

2.1 实验测量：中和热的测定

原理：酸碱中和反应是放热反应，通过测定酸碱溶液混合前后的温度变化，计算出中和反应放出的热量。
关键：
- 绝热条件：减少热量散失。
- 准确测量：温度、体积、浓度。
- 搅拌均匀：确保充分反应。
误差分析：
- 保温效果差：偏小
- 酸碱浓度不准确：偏大或偏小

2.2 理论计算

盖斯定律：
- 内容：化学反应的反应热只与反应的始态（反应物）和终态（生成物）有关，而与反应的途径无关。
- 应用：
  - 计算难以直接测量的反应热。
  - 判断反应进行的程度。
  - 设计反应路线。
键能计算：
- 原理：反应热等于反应物键能之和减去生成物键能之和。
- 公式：ΔH = ΣE(反应物) - ΣE(生成物)
燃烧热计算：
- 定义：在25℃，101kPa下，1mol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1mol可燃物为标准，燃烧产物必须是稳定的。例如，C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)。
- 应用：计算物质燃烧时放出的热量。

三、热化学方程式

3.1 定义与书写

定义：表示反应热的化学方程式。
组成：
- 配平的化学方程式。
- 反应物和生成物的状态 (g, l, s, aq)。
- 反应热（ΔH）及其单位(kJ/mol)， ΔH写在方程式的右边。
注意：
- ΔH的正负号必须注明，且与反应的吸放热相符。
- 相同化学方程式，系数不同，ΔH不同。
- 可逆反应的ΔH表示反应完全进行时的焓变。

3.2 应用

表示反应的能量变化情况。
进行有关反应热的计算。
比较不同反应的反应热大小。
判断反应进行的方向（与熵变结合）。

四、化学反应速率与化学平衡

4.1 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。
表示方法：v = Δc/Δt (mol/(L·s) 或 mol/(L·min))
影响因素：
- 浓度：增大浓度，速率加快（一般规律）。
- 温度：升高温度，速率加快。
- 压强：增大压强，速率加快（对于有气体参与的反应）。
- 催化剂：加入催化剂，速率加快（正催化剂）。
- 表面积：增大固体表面积，速率加快。

4.2 化学平衡

定义：在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再随时间变化的状态。
特征：
- 逆：可逆反应。
- 动：动态平衡，v正=v逆≠0。
- 等：v正=v逆（同种物质，正逆速率之比等于系数之比；不同物质，速率之比等于系数之比）。
- 定：反应物和生成物的浓度、百分含量保持不变。
- 变：改变外界条件，平衡会发生移动。
平衡常数（K）：
- 定义：一定温度下，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。
- 意义：表示反应进行的程度。
- 影响因素：温度（K只随温度变化）
- 应用：判断反应进行的方向。

4.3 平衡移动

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），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
影响因素：
- 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：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（气体总物质的量不变，压强变化无影响）。
- 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：不影响平衡移动，只改变达到平衡所需的时间。

五、化学反应方向的判断

5.1 焓判据

内容：体系总是趋向于向能量降低的方向变化。ΔH < 0，反应自发进行。
局限性：只适用于多数反应，并非所有ΔH < 0的反应都能自发进行。

5.2 熵判据

定义：用来描述体系混乱程度的物理量，符号为S。
内容：体系总是趋向于向混乱度增加的方向变化。ΔS > 0，反应自发进行。
局限性：只适用于少数反应，并非所有ΔS > 0的反应都能自发进行。

5.3 自由能判据

定义：综合考虑焓变和熵变的物理量，用符号G表示。
公式：ΔG = ΔH - TΔS
判断依据：
- ΔG < 0：反应自发进行。
- ΔG > 0：反应非自发进行。
- ΔG = 0：反应处于平衡状态。
应用：判断反应能否自发进行，以及反应进行的限度。

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