2025年下學(xué)期高一化學(xué)專題突破（化學(xué)反應(yīng)原理）一、化學(xué)反應(yīng)與能量化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)是舊化學(xué)鍵斷裂與新化學(xué)鍵形成的過程，這一過程必然伴隨著能量變化。從宏觀角度看，化學(xué)反應(yīng)可分為放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)。放熱反應(yīng)是指反應(yīng)物總能量高于生成物總能量的反應(yīng)，如燃料燃燒、酸堿中和等，反應(yīng)過程中會(huì)向環(huán)境釋放熱量；吸熱反應(yīng)則相反，反應(yīng)物總能量低于生成物總能量，需要從環(huán)境吸收熱量，例如碳酸鈣分解、水的電解等。從微觀角度分析，化學(xué)鍵的斷裂需要吸收能量，而化學(xué)鍵的形成會(huì)釋放能量，化學(xué)反應(yīng)的能量變化取決于這兩者的相對大小。若斷裂化學(xué)鍵吸收的能量小于形成化學(xué)鍵釋放的能量，反應(yīng)放熱；反之則吸熱。焓變（ΔH）是描述化學(xué)反應(yīng)能量變化的重要物理量，其數(shù)值等于生成物總焓與反應(yīng)物總焓之差。在恒壓條件下，焓變的數(shù)值等于反應(yīng)熱。對于放熱反應(yīng)，ΔH為負(fù)值；吸熱反應(yīng)，ΔH為正值。例如，氫氣和氧氣反應(yīng)生成水的焓變?chǔ)=-285.8kJ/mol，表明該反應(yīng)為放熱反應(yīng)，每摩爾氫氣與氧氣完全反應(yīng)會(huì)釋放285.8kJ的熱量。活化能是影響化學(xué)反應(yīng)能否發(fā)生的關(guān)鍵因素。即使是放熱反應(yīng)，反應(yīng)物分子也需要達(dá)到一定的能量才能轉(zhuǎn)化為生成物，這個(gè)能量門檻就是活化能?；罨茉降?，反應(yīng)越容易進(jìn)行。催化劑的作用就是降低反應(yīng)的活化能，從而加快反應(yīng)速率，但它不會(huì)改變反應(yīng)的焓變和平衡狀態(tài)。例如，在合成氨反應(yīng)中，鐵催化劑的使用顯著降低了反應(yīng)的活化能，使原本需要高溫高壓的反應(yīng)在較溫和的條件下就能高效進(jìn)行。熱化學(xué)方程式是表示化學(xué)反應(yīng)與能量關(guān)系的化學(xué)方程式，它不僅能表明反應(yīng)物和生成物的種類，還能體現(xiàn)反應(yīng)的焓變。書寫熱化學(xué)方程式時(shí)，需要注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)（固態(tài)s、液態(tài)l、氣態(tài)g、水溶液aq），因?yàn)槲镔|(zhì)的狀態(tài)不同，焓變數(shù)值也不同。同時(shí)，焓變的數(shù)值與化學(xué)計(jì)量數(shù)相對應(yīng)，化學(xué)計(jì)量數(shù)加倍，焓變數(shù)值也加倍。例如，2H?(g)+O?(g)=2H?O(l)ΔH=-571.6kJ/mol，表示2摩爾氫氣與1摩爾氧氣反應(yīng)生成2摩爾液態(tài)水時(shí)釋放571.6kJ的熱量。蓋斯定律是進(jìn)行反應(yīng)熱計(jì)算的重要依據(jù)，其內(nèi)容是：化學(xué)反應(yīng)的焓變只與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)途徑無關(guān)。利用蓋斯定律，可以通過已知反應(yīng)的焓變來計(jì)算未知反應(yīng)的焓變。例如，已知C(s)+O?(g)=CO?(g)ΔH?=-393.5kJ/mol，CO(g)+1/2O?(g)=CO?(g)ΔH?=-283.0kJ/mol，要求C(s)+1/2O?(g)=CO(g)的焓變?chǔ)?。根據(jù)蓋斯定律，ΔH?=ΔH?-ΔH?=-393.5kJ/mol-(-283.0kJ/mol)=-110.5kJ/mol。二、反應(yīng)速率與化學(xué)平衡化學(xué)反應(yīng)速率是衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢的物理量，通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，單位為mol/(L·s)或mol/(L·min)。影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素主要包括內(nèi)因和外因。內(nèi)因是反應(yīng)物本身的性質(zhì)，如金屬鈉與水的反應(yīng)速率遠(yuǎn)快于金屬鐵與水的反應(yīng)速率，這是由鈉和鐵的化學(xué)性質(zhì)決定的。外因則包括濃度、溫度、壓強(qiáng)、催化劑等。濃度對反應(yīng)速率的影響：在其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物濃度，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多，有效碰撞頻率增加，反應(yīng)速率加快；反之，減小反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率減慢。例如，實(shí)驗(yàn)室用大理石與稀鹽酸反應(yīng)制取二氧化碳時(shí)，增大鹽酸的濃度，產(chǎn)生氣泡的速率會(huì)明顯加快。溫度對反應(yīng)速率的影響：升高溫度，分子運(yùn)動(dòng)速率加快，活化分子百分?jǐn)?shù)增大，有效碰撞次數(shù)增多，反應(yīng)速率顯著加快。一般來說，溫度每升高10℃，反應(yīng)速率大約增大2～4倍。例如，食物在夏天比在冬天更容易變質(zhì)，就是因?yàn)闇囟壬呒涌炝耸澄锔瘮〉幕瘜W(xué)反應(yīng)速率。壓強(qiáng)對反應(yīng)速率的影響：對于有氣體參加的反應(yīng)，增大壓強(qiáng)（減小容器體積），氣體濃度增大，反應(yīng)速率加快；減小壓強(qiáng)，反應(yīng)速率減慢。如果反應(yīng)中沒有氣體參與，壓強(qiáng)的改變對反應(yīng)速率幾乎沒有影響。例如，合成氨反應(yīng)N?(g)+3H?(g)?2NH?(g)，增大體系壓強(qiáng)，反應(yīng)速率加快。催化劑對反應(yīng)速率的影響：催化劑能夠降低反應(yīng)的活化能，使更多的反應(yīng)物分子成為活化分子，從而大大提高反應(yīng)速率。催化劑在反應(yīng)前后的質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)不變，但物理性質(zhì)可能會(huì)發(fā)生改變。例如，在過氧化氫分解反應(yīng)中，二氧化錳作為催化劑，能迅速加快反應(yīng)速率，使氧氣快速釋放?；瘜W(xué)平衡是指在一定條件下的可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物和生成物的濃度不再發(fā)生變化的狀態(tài)?；瘜W(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，正、逆反應(yīng)仍在進(jìn)行，只是速率相等?；瘜W(xué)平衡狀態(tài)的特征可以概括為“逆、等、動(dòng)、定、變”：“逆”指研究的對象是可逆反應(yīng)；“等”指正逆反應(yīng)速率相等；“動(dòng)”指動(dòng)態(tài)平衡；“定”指各物質(zhì)的濃度保持不變；“變”指條件改變時(shí)，平衡可能發(fā)生移動(dòng)。影響化學(xué)平衡的因素主要有濃度、溫度、壓強(qiáng)（針對有氣體參加的反應(yīng)）。這些因素對平衡的影響可以用勒夏特列原理來概括：如果改變影響平衡的一個(gè)條件（如濃度、溫度、壓強(qiáng)等），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。濃度對化學(xué)平衡的影響：在平衡體系中，增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)；減小反應(yīng)物濃度或增大生成物濃度，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。例如，在FeCl?+3KSCN?Fe(SCN)?+3KCl的平衡體系中，加入FeCl?固體，溶液紅色加深，說明平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。溫度對化學(xué)平衡的影響：升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)；降低溫度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。例如，對于可逆反應(yīng)2NO?(g)?N?O?(g)ΔH=-56.9kJ/mol，正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。升高溫度，混合氣體顏色加深（NO?濃度增大），說明平衡向逆反應(yīng)方向（吸熱方向）移動(dòng)；降低溫度，混合氣體顏色變淺，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。壓強(qiáng)對化學(xué)平衡的影響：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)發(fā)生變化的可逆反應(yīng)，增大壓強(qiáng)，平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動(dòng)。對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的反應(yīng)，壓強(qiáng)改變對平衡無影響。例如，N?(g)+3H?(g)?2NH?(g)，正反應(yīng)氣體分子數(shù)減少，增大壓強(qiáng)，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，有利于氨的合成。而H?(g)+I?(g)?2HI(g)，反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變，壓強(qiáng)改變不會(huì)使平衡發(fā)生移動(dòng)?；瘜W(xué)平衡常數(shù)（K）是衡量化學(xué)平衡狀態(tài)的重要參數(shù)，它是指在一定溫度下，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值。對于一般的可逆反應(yīng)aA+bB?cC+dD，平衡常數(shù)表達(dá)式為K=[C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b)（固體和純液體的濃度視為常數(shù)，不列入表達(dá)式）。平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度一定，平衡常數(shù)為定值。K值越大，說明反應(yīng)進(jìn)行得越完全，生成物的濃度越大；K值越小，反應(yīng)進(jìn)行的程度越小。通過比較濃度商（Q）與平衡常數(shù)（K）的大小，可以判斷反應(yīng)是否達(dá)到平衡以及平衡移動(dòng)的方向：Q=K時(shí)，反應(yīng)達(dá)到平衡；Q<K時(shí)，反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行；Q>K時(shí)，反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。三、水溶液中的離子平衡水溶液中的離子平衡包括弱電解質(zhì)的電離平衡、水的電離平衡、鹽類的水解平衡和難溶電解質(zhì)的溶解平衡等，這些平衡在化學(xué)和生命活動(dòng)中都具有重要意義。弱電解質(zhì)的電離平衡是指在水溶液中，弱電解質(zhì)分子部分電離成離子的過程與離子重新結(jié)合成分子的過程達(dá)到平衡狀態(tài)。弱電解質(zhì)包括弱酸（如CH?COOH、H?CO?、H?SO?等）、弱堿（如NH?·H?O、Cu(OH)?等）和水。電離平衡具有動(dòng)態(tài)平衡的特征，其平衡常數(shù)稱為電離常數(shù)（Kafor弱酸，Kbfor弱堿）。電離常數(shù)越大，弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸性或堿性越強(qiáng)。例如，醋酸的Ka=1.75×10??，碳酸的Ka?=4.3×10??，說明醋酸的酸性強(qiáng)于碳酸。影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素主要有溫度和濃度。升高溫度，電離平衡向電離方向移動(dòng)，因?yàn)殡婋x過程是吸熱的；稀釋溶液，電離平衡也向電離方向移動(dòng)，即“越稀越電離”。例如，將0.1mol/L的醋酸溶液加水稀釋，溶液中H?濃度減小，但醋酸的電離程度增大。此外，同離子效應(yīng)也會(huì)影響電離平衡，在弱電解質(zhì)溶液中加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，會(huì)抑制弱電解質(zhì)的電離。例如，在醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，由于醋酸鈉完全電離產(chǎn)生CH?COO?，使醋酸的電離平衡逆向移動(dòng)，電離程度減小，H?濃度降低，溶液pH增大。水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱地電離出H?和OH?，其電離方程式為H?O?H?+OH?（或H?O+H?O?H?O?+OH?）。水的離子積常數(shù)Kw=[H?][OH?]，它只與溫度有關(guān)，在25℃時(shí)，Kw=1.0×10?1?。無論溶液是酸性、堿性還是中性，在一定溫度下，Kw都是一個(gè)常數(shù)。酸性溶液中[H?]>[OH?]，但[H?][OH?]=Kw；堿性溶液中[OH?]>[H?]，同樣[H?][OH?]=Kw；中性溶液中[H?]=[OH?]=1.0×10??mol/L（25℃時(shí)）。溶液的酸堿性可以用pH來表示，pH=-lg[H?]。25℃時(shí)，中性溶液pH=7，酸性溶液pH<7，堿性溶液pH>7。pH的測定方法有多種，常用的有pH試紙、pH計(jì)等。pH試紙使用時(shí)，將待測溶液滴在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比，讀出pH的整數(shù)值；pH計(jì)則可以精確測量溶液的pH，讀數(shù)可精確到小數(shù)點(diǎn)后一位或兩位。鹽類的水解是指在水溶液中，鹽電離出的離子與水電離出的H?或OH?結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。鹽類水解的實(shí)質(zhì)是破壞了水的電離平衡，使溶液呈現(xiàn)出酸性或堿性。鹽類水解的規(guī)律可以概括為“有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解，誰強(qiáng)顯誰性，越弱越水解，都弱雙水解”。強(qiáng)酸弱堿鹽（如NH?Cl、CuSO?等）水解顯酸性，因?yàn)槿鯄A陽離子（NH??、Cu2?等）與水電離出的OH?結(jié)合生成弱堿，使溶液中H?濃度大于OH?濃度。例如，NH?Cl的水解離子方程式為NH??+H?O?NH?·H?O+H?。強(qiáng)堿弱酸鹽（如CH?COONa、Na?CO?等）水解顯堿性，因?yàn)槿跛岣x子（CH?COO?、CO?2?等）與水電離出的H?結(jié)合生成弱酸，使溶液中OH?濃度大于H?濃度。例如，CH?COONa的水解離子方程式為CH?COO?+H?O?CH?COOH+OH?。強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽（如NaCl、KNO?等）不水解，溶液顯中性。弱酸弱堿鹽（如CH?COONH?、(NH?)?CO?等）的水解情況比較復(fù)雜，溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強(qiáng)弱。如果弱酸和弱堿的電離常數(shù)相等（如CH?COOH和NH?·H?O的Ka和Kb相近），則溶液顯中性；如果弱酸的電離常數(shù)大于弱堿的電離常數(shù)，溶液顯酸性；反之則顯堿性。影響鹽類水解的因素主要有溫度、濃度、溶液的酸堿性等。升高溫度，水解程度增大，因?yàn)樗夥磻?yīng)是吸熱反應(yīng)；稀釋溶液，水解程度也增大，即“越稀越水解”；加入酸或堿可以抑制或促進(jìn)水解，例如，在FeCl?溶液中加入鹽酸，H?濃度增大，抑制Fe3?的水解；加入氫氧化鈉溶液，OH?與H?結(jié)合，促進(jìn)Fe3?的水解。難溶電解質(zhì)的溶解平衡是指在一定溫度下，難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶解速率和結(jié)晶速率相等的狀態(tài)。難溶電解質(zhì)并不是絕對不溶，只是溶解度很小，通常把溶解度小于0.01g/100g水的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)。溶度積常數(shù)Ksp是衡量難溶電解質(zhì)溶解能力的物理量，對于難溶電解質(zhì)AmBn，其溶解平衡表達(dá)式為AmBn(s)?mAn?(aq)+nBm?(aq)，溶度積常數(shù)Ksp=[An?]^m[Bm?]^n。Ksp只與溫度有關(guān)，溫度一定，Ksp為定值。Ksp越大，說明難溶電解質(zhì)的溶解能力越強(qiáng)。利用Ksp可以判斷沉淀的生成、溶解和轉(zhuǎn)化。當(dāng)溶液中離子濃度冪之積Qc>Ksp時(shí)，會(huì)有沉淀生成；Qc=Ksp時(shí)，溶液達(dá)到飽和；Qc<Ksp時(shí)，溶液未飽和，無沉淀生成或沉淀溶解。例如，已知AgCl的Ksp=1.8×10?1?，在0.01mol/L的NaCl溶液中加入0.01mol/L的AgNO?溶液，Qc=[Ag?][Cl?]=0.01×0.01=1.0×10??>Ksp，因此會(huì)有AgCl沉淀生成。沉淀的轉(zhuǎn)化是指一種難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化為另一種更難溶電解質(zhì)的過程。一般來說，Ksp大的難溶電解質(zhì)容易轉(zhuǎn)化為Ksp小的難溶電解質(zhì)。例如，在AgCl沉淀中加入KI溶液，由于AgI的Ksp（8.3×10?1?）遠(yuǎn)小于AgCl的Ksp，AgCl沉淀會(huì)逐漸轉(zhuǎn)化為黃色的AgI沉淀。但如果兩種難溶電解質(zhì)的Ksp相差不大，通過改變離子濃度，也可以實(shí)現(xiàn)由Ksp小的向Ksp大的沉淀轉(zhuǎn)化。四、電化學(xué)基礎(chǔ)電化學(xué)是研究化學(xué)能與電能相互轉(zhuǎn)化的科學(xué)，主要包括原電池和電解池兩部分。原電池是將化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其工作原理是利用自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，使電子在導(dǎo)體中定向移動(dòng)形成電流。原電池的構(gòu)成條件包括：兩個(gè)活潑性不同的電極（正極和負(fù)極）；電解質(zhì)溶液（或熔融電解質(zhì)）；形成閉合回路；能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)。在原電池中，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，失去電子；正極發(fā)生還原反應(yīng)，得到電子。電子從負(fù)極流出，經(jīng)外電路流向正極，電流方向則相反。電解質(zhì)溶液中，陽離子向正極移動(dòng)，陰離子向負(fù)極移動(dòng)。例如，銅鋅原電池（以稀硫酸為電解質(zhì)溶液）中，鋅為負(fù)極，電極反應(yīng)式為Zn-2e?=Zn2?；銅為正極，電極反應(yīng)式為2H?+2e?=H?↑；總反應(yīng)式為Zn+2H?=Zn2?+H?↑。常見的化學(xué)電源包括一次電池、二次電池和燃料電池等。一次電池如干電池（鋅錳電池），放電后不能充電再生；二次電池如鉛蓄電池、鋰離子電池等，放電后可以通過充電使活性物質(zhì)再生，能重復(fù)使用；燃料電池如氫氧燃料電池、甲烷燃料電池等，其能量轉(zhuǎn)化率高，對環(huán)境污染小，是一種高效、清潔的能源。以氫氧燃料電池為例（酸性電解質(zhì)），負(fù)極反應(yīng)式為H?-2e?=2H?，正極反應(yīng)式為O?+4H?+4e?=2H?O，總反應(yīng)式為2H?+O?=2H?O。電解池是將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置，其工作原理是在電流的作用下，使非自發(fā)的氧化還原反應(yīng)得以進(jìn)行。電解池的構(gòu)成條件包括：兩個(gè)電極（陽極和陰極）；電解質(zhì)溶液（或熔融電解質(zhì)）；直流電源；形成閉合回路。在電解池中，與電源正極相連的電極稱為陽極，發(fā)生氧化反應(yīng)；與電源負(fù)極相連的電極稱為陰極，發(fā)生還原反應(yīng)。電子從電源負(fù)極流出，進(jìn)入陰極，再從陽極流出回到電源正極。電解質(zhì)溶液中，陽離子向陰極移動(dòng)，陰離子向陽極移動(dòng)。電解時(shí)，電極產(chǎn)物的判斷是重點(diǎn)內(nèi)容。對于陽極，如果是活性電極（除金、鉑外的金屬電極），則電極本身失去電子被氧化；如果是惰性電極（如石墨、鉑、金），則溶液中的陰離子失去電子被氧化，陰離子的放電順序?yàn)镾2?>I?>Br?>Cl?>OH?>含氧酸根離子（如SO?2?、NO??等）。對于陰極，無論電極材料是活性還是惰性，都是溶液中的陽離子得到電子被還原，陽離子的放電順序一般為Ag?>Hg2?>Fe3?>Cu2?>H?（酸）>Pb2?>Sn2?>Fe2?>Zn2?>H?（水）>Al3?>Mg2?>Na?>Ca2?>K?。電解原理在工業(yè)上有廣泛的應(yīng)用，如電解飽和食鹽水制燒堿、氫氣和氯氣（氯堿工業(yè)），電解熔融氯化鈉制鈉，電解熔融氧化鋁制鋁，電鍍，電解精煉銅等。以電解飽和食鹽水為例，陽極（石墨）反應(yīng)式為2Cl?-