高中化学知识框架·选择性必修 1 化学反应原理（人教版 2019 版）

第一章 化学反应的热效应　必修阶段只说反应「放热」或「吸热」，本章给它一个可以计算的数：焓变。符号、单位、状态与系数，一处都不能省。

第一节 反应热　反应热：化学反应在一定条件下吸收或放出的热量。在恒压条件下等于反应的焓变，符号 ΔH。　焓变的符号：放热反应 ΔH < 0，吸热反应 ΔH > 0。符号是规定，站在体系的角度看能量的增减。　焓变的来源：ΔH 等于断开旧键吸收的总能量减去形成新键放出的总能量，也等于生成物与反应物的总能量之差。　热化学方程式：标明反应热的化学方程式。必须注明各物质的聚集状态，ΔH 写在式子右边并带符号和单位。　系数与焓变：热化学方程式的系数表示物质的量，可以是分数；系数加倍时 ΔH 的数值也要加倍。　燃烧热：101 kPa 下 1 mol 纯物质完全燃烧生成指定产物时放出的热量。碳要生成二氧化碳、氢要生成液态水。　中和热：稀溶液中强酸与强碱反应生成 1 mol 液态水时放出的热量，约 57.3 kJ/mol。　中和热的测定：用简易量热计，读取混合前后的最高温度差。装置的保温性能与温度计的读数是主要误差来源。　ΔH = E(生成物) - E(反应物)（焓变的定义）　适用：恒压条件下。生成物能量低于反应物时 ΔH 为负，表示放热　ΔH = E(断键吸收) - E(成键放出)（由键能求焓变）　适用：适用于气态物质之间的反应，且需要各键的键能数据　Q = cmΔt（量热计中的热量）　适用：c 取 4.18 J/(g·℃)，m 是混合液的总质量，Δt 是最高温度与起始温度之差

第二节 反应热的计算　盖斯定律：化学反应的焓变只与始态和终态有关，与途径无关。这是能量守恒在化学反应中的表现。　定律的用途：把无法直接测定的反应，拆成几个可以测定的反应之和，再把它们的焓变相加。　运算规则：方程式相加减时焓变同样相加减；方程式乘以某个系数时焓变也乘以同一系数；方向颠倒时焓变变号。　解题步骤：先确定目标方程式，再看每个已知式中目标物质的位置与系数，最后决定各式乘几倍、是否反写。　由燃烧热计算：反应的焓变等于反应物燃烧热之和减去生成物燃烧热之和。这是盖斯定律的一个常用推论。　ΔH = ΔH₁ + ΔH₂（盖斯定律）　适用：两步反应的和等于总反应时成立。相加减的是整个热化学方程式，不只是数值　ΔH = ΣΔH(反应物燃烧热) - ΣΔH(生成物燃烧热)（由燃烧热求焓变）　适用：所有物质都要能完全燃烧，且燃烧产物一致

第二章 化学反应速率与化学平衡　必修阶段说到「反应有限度」为止，本章把限度变成可以计算的常数，把移动的方向变成可以判断的规则。

第一节 化学反应速率　有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。要求碰撞时能量足够大、取向合适，两个条件缺一不可。　活化分子：能量高于一定值、能发生有效碰撞的分子。活化分子的百分数越大，反应越快。　活化能：活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。它决定反应的快慢，与反应的焓变无关。　浓度与压强的影响：增大浓度使单位体积内活化分子数增多，但活化分子百分数不变；对气体增大压强等效于增大浓度。　温度的影响：升高温度使更多分子获得能量成为活化分子，活化分子百分数增大，所以速率增幅显著。　催化剂的作用：降低反应的活化能，使活化分子百分数大幅增加。它同等程度加快正逆反应速率。　v = Δc/Δt（平均速率）　适用：算的是一段时间的平均值。同一反应用不同物质表示时，比值等于化学计量数之比

第二节 化学平衡　化学平衡状态：正逆反应速率相等、各组分浓度保持不变的状态。它是动态平衡，反应仍在进行。　平衡常数 K：一定温度下，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值。固体与纯液体不写入表达式。　K 的意义：K 越大说明反应进行得越完全。K 只随温度改变，浓度与压强的改变不影响它。　浓度商 Q：任意时刻的同一比值。Q < K 时反应正向进行，Q = K 时平衡，Q > K 时逆向进行。　转化率：已转化的反应物占初始量的百分比。它随条件改变，与平衡常数不是一回事。　三段式：列出起始量、转化量与平衡量三行。转化量之比等于化学计量数之比，这是全部计算的入口。　勒夏特列原理：改变影响平衡的一个条件，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。关键是「减弱」而不是「抵消」。　催化剂与平衡：催化剂同等程度加快正逆速率，只缩短到达平衡的时间，不改变平衡的位置与转化率。　K = c(C)^p · c(D)^q/c(A)^m · c(B)^n（平衡常数表达式）　适用：固体与纯液体不写入。K 只与温度有关，写的时候要对应具体的方程式　α = 已转化的量/起始的量 × 100%（转化率）　适用：对指定的某一种反应物而言。同一反应中不同反应物的转化率可以不同

第三节 化学反应的方向　自发过程：在一定条件下不需要外界持续做功就能自动进行的过程。自发不等于快，也不等于一定能进行到底。　焓判据：放热反应有自发进行的倾向。但它不是唯一因素，有些吸热反应同样能自发。　熵与熵变：熵是体系混乱程度的量度，符号 S。同一物质的熵：气态大于液态大于固态。　熵判据：体系混乱度增大即 ΔS > 0 的过程有自发进行的倾向。产生气体或气体分子数增多的反应熵增。　复合判据：ΔG = ΔH - TΔS，小于零时反应能自发进行。焓与熵两个因素在这里合成一个判据。　温度的作用：当焓变与熵变的倾向相反时，温度决定谁占上风：高温有利于熵增，低温有利于放热。　ΔG = ΔH - TΔS（复合判据）　适用：ΔG < 0 时反应能自发进行。T 是热力学温度，单位为 K

第四节 化学反应的调控　调控的目标：在速率与转化率之间取得平衡，同时考虑设备、成本与安全。工业条件不是理论上的最优解。　合成氨的反应特点：正反应放热、气体分子数减少，因此低温高压有利于提高转化率，但低温使速率过慢。　实际条件：适宜温度约 400～500 ℃、压强 10～30 MPa，使用铁触媒，并及时把氨液化分离出来。　温度的取舍：取 400～500 ℃ 是因为这个温度下催化剂活性最高，且速率与转化率的综合效益最好。　压强的取舍：压强越大转化率越高，但对设备材质与能耗的要求急剧上升，所以取中等压强。　循环利用：把未反应的氮气与氢气分离后送回反应器，使原料的总利用率大幅提高。　N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃（合成氨）　适用：高温、高压、催化剂。正反应放热且气体分子数减少

实验 探究影响化学平衡移动的因素　常用的两个体系：重铬酸钾与铬酸钾的转化看酸碱的影响，二氧化氮与四氧化二氮的转化看温度与压强的影响。　浓度的影响：向重铬酸钾溶液中加酸颜色变深，加碱颜色变浅，说明平衡随浓度改变而移动。　温度的影响：把充有二氧化氮的球分别浸入热水与冰水，热的一侧颜色变深，说明正反应放热。　变量的控制：两支试管取等量同浓度的溶液，只改一处；颜色的深浅比较必须在同一背景下进行。

第三章 水溶液中的离子反应与平衡　第二章的平衡观念在本章全部搬进水溶液：弱电解质电离是平衡，水的电离是平衡，盐的水解是平衡，沉淀的溶解也是平衡。

第一节 电离平衡　强弱电解质：在水中完全电离的是强电解质，部分电离的是弱电解质。强弱与溶解度无关，硫酸钡难溶却是强电解质。　电离平衡：弱电解质在水中电离与结合的速率相等时的状态。它符合平衡的一切规律。　电离常数：一定温度下弱电解质电离平衡的常数，符号 Ka 或 Kb。数值越大，酸性或碱性越强。　多元弱酸：分步电离，且第一步远大于第二步。所以碳酸的酸性主要由第一步决定。　稀释的影响：加水稀释促进电离，电离度增大，但各离子浓度都减小。这两句不矛盾，分子分母都在变。　同离子效应：加入含相同离子的强电解质会抑制弱电解质的电离，使电离平衡逆向移动。　强弱酸的对比实验：同浓度时比 pH 与导电性，同 pH 时比稀释后的变化与中和碱的能力。两组实验的设计思路相反。　K_a = c(H⁺) · c(A⁻)/c(HA)（弱酸的电离常数）　适用：只与温度有关。同温下 Ka 越大酸性越强　CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺（弱酸的电离）　适用：可逆过程，用可逆号。强酸的电离用等号，两者不能混写

第二节 水的电离和溶液的 pH　水的电离：水是极弱的电解质，能微弱电离出氢离子与氢氧根离子。常温下两者浓度都是 10⁻⁷ mol/L。　水的离子积 Kw：氢离子浓度与氢氧根浓度之积，常温下为 10⁻¹⁴。它只随温度改变，任何稀溶液中都成立。　酸碱对水电离的影响：加入酸或碱都抑制水的电离；加入能水解的盐则促进水的电离。　pH 的定义：氢离子浓度的负对数。常温下 pH 小于 7 呈酸性，等于 7 呈中性，大于 7 呈碱性。　中性的判据：严格的判据是氢离子浓度等于氢氧根浓度，而不是 pH 等于 7 —— 后者只在常温下成立。　pH 的计算：强酸强碱混合先判过量：酸过量算氢离子，碱过量先算氢氧根再用 Kw 换算。　酸碱中和滴定：用已知浓度的酸或碱测定未知浓度。关键是准确读取体积与判断终点。　K_w = c(H⁺) · c(OH⁻)（水的离子积）　适用：常温下等于 10⁻¹⁴。升高温度 Kw 增大，此时中性溶液的 pH 小于 7　pH = -lg c(H⁺)（pH 的定义）　适用：适用于稀溶液。浓度过大时 pH 失去意义　c(待测) = c(标准) · V(标准)/V(待测)（滴定的计算式）　适用：一元强酸与一元强碱之间。多元酸碱要按化学计量数换算

第三节 盐类的水解　盐类的水解：盐电离出的离子与水电离出的氢离子或氢氧根结合成弱电解质，从而促进水的电离。　水解规律：有弱才水解、无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性；越弱越水解。　水解的特点：水解是可逆的、微弱的、吸热的。除非生成沉淀或气体，一般不写沉淀号与气体号。　影响因素：升高温度促进水解，加水稀释促进水解，加酸或碱可以抑制或促进对应离子的水解。　双水解：两种离子的水解互相促进并进行到底，如铝离子与碳酸氢根。这类反应要写等号并标沉淀与气体。　水解的应用：配制易水解的盐溶液时加对应的酸抑制水解，泡沫灭火器利用双水解，明矾净水利用铝离子水解生成的胶体。　三个守恒：电荷守恒、物料守恒与质子守恒。比较离子浓度大小时，这三条是最可靠的依据。　CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻（强碱弱酸盐的水解）　适用：可逆且微弱，用可逆号，不标沉淀与气体符号　Al³⁺ + 3HCO₃⁻ = Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑（双水解）　适用：互相促进并进行到底，因此用等号并标出沉淀与气体

第四节 沉淀溶解平衡　沉淀溶解平衡：难溶电解质溶解与沉淀的速率相等时的状态。溶液是该温度下的饱和溶液。　溶度积 Ksp：沉淀溶解平衡的常数，等于各离子浓度幂之积。只与温度有关，与沉淀的量无关。　Q 与 Ksp 的比较：Q > Ksp 生成沉淀，Q = Ksp 处于平衡，Q < Ksp 沉淀溶解。这是判断的唯一依据。　沉淀的生成：加入沉淀剂使离子浓度乘积超过 Ksp。工业上常用调 pH 的方法分步除去金属离子。　沉淀的溶解：设法减小某种离子的浓度，如加酸、加络合剂或发生氧化还原反应。　沉淀的转化：溶解度小的沉淀可以由溶解度大的转化而来。Ksp 相差越大，转化越彻底。　同离子效应：加入含相同离子的物质会使沉淀溶解平衡逆移，溶解度减小。洗涤沉淀常用饱和溶液而不是纯水。　K_sp = c(Aⁿ⁺)^m · c(Bᵐ⁻)^n（溶度积）　适用：只与温度有关。不同类型的沉淀不能直接用 Ksp 比较溶解度大小　AgCl + I⁻ = AgI + Cl⁻（沉淀的转化）　适用：碘化银的溶度积远小于氯化银，所以转化能进行

实验 强酸与强碱的中和滴定　仪器：酸式与碱式滴定管、锥形瓶、铁架台与滴定管夹。酸式滴定管不能盛碱液，碱液会腐蚀活塞处的玻璃。　润洗：滴定管必须用待装液润洗二至三次，锥形瓶只能用蒸馏水洗涤、不能润洗。　读数：滴定管的刻度上小下大，读到小数点后两位。初读与终读都要平视凹液面最低处。　终点的判断：滴入最后半滴时溶液变色且半分钟内不褪色。指示剂用酚酞或甲基橙，不用石蕊。　误差分析的方法：一切回到计算式：看这一步使标准液的体积读数偏大还是偏小，结果就随之偏高或偏低。

实验 盐类水解的应用　配制易水解的盐溶液：配氯化铁溶液时先溶于较浓的盐酸再稀释，用同离子效应抑制水解。　泡沫灭火器：硫酸铝溶液与碳酸氢钠溶液混合发生双水解，生成氢氧化铝与二氧化碳，泡沫覆盖火焰。　明矾净水：铝离子水解生成氢氧化铝胶体，吸附水中的悬浮杂质使其沉降。　判断的依据：水解是吸热的可逆过程，升温、稀释都促进水解，加入对应的酸或碱可以抑制。

第四章 化学反应与电能　必修阶段的原电池只有一个烧杯，本章把它拆成两半、加上盐桥，再把电流反过来通进去 —— 于是有了电解、电镀与金属防护。

第一节 原电池　双液原电池：把氧化与还原分别放在两个半电池中，用盐桥连接。避免了氧化剂与还原剂直接接触。　盐桥的作用：让离子定向移动构成闭合回路，同时保持两个半电池的电中性，使电流更稳定持久。　电极反应式：负极失电子写成氧化反应，正极得电子写成还原反应，两式相加得到总反应。　介质的影响：同一个总反应，在酸性与碱性介质中电极反应式不同。写之前必须先看溶液是什么。　常见化学电源：一次电池不可充电，二次电池充放电时电极反应互为逆过程，燃料电池连续供入燃料与氧化剂。　铅蓄电池：放电时是原电池、充电时是电解池；充电的阳极接放电时的正极，这一条最容易接反。　燃料电池的电极式：负极通燃料、正极通氧气。碱性介质中正极生成氢氧根，酸性介质中生成水。　Zn - 2e⁻ = Zn²⁺（锌铜双液电池负极）　适用：氧化反应。锌片逐渐溶解，质量减小　Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu（锌铜双液电池正极）　适用：还原反应。铜片上析出铜，质量增大　O₂ + 2H₂O + 4e⁻ = 4OH⁻（碱性或中性介质中的正极）　适用：吸氧腐蚀与多数燃料电池的正极都是这一条　O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ = 2H₂O（酸性介质中的正极）　适用：与上一条只差介质。写错介质，整道题的电极式全错

第二节 电解池　电解：使电流通过电解质溶液或熔融电解质而在两极引起氧化还原反应的过程。电能转化为化学能。　阴阳极的判断：与电源正极相连的是阳极，发生氧化反应；与电源负极相连的是阴极，发生还原反应。　阳离子的放电顺序：银离子、铁三价、铜离子、氢离子在前，活泼金属离子在后。水溶液中钾钙钠镁铝的离子不放电。　阴离子的放电顺序：活性电极本身优先，其次是硫离子、碘离子、溴离子、氯离子、氢氧根，含氧酸根一般不放电。　惰性电极与活性电极：铂与石墨是惰性电极只导电；用铜、银等活性电极作阳极时，是电极自身被氧化。　电解的四种类型：电解水型、电解电解质型、放氧生酸型、放氢生碱型。判断依据是两极究竟是谁放了电。　电解的应用：氯碱工业、电镀、电解精炼铜与电冶金。电镀时镀件作阴极，镀层金属作阳极。　2H₂O = 2H₂↑ + O₂↑（电解水型）　适用：电解含氧酸、强碱或活泼金属的含氧酸盐溶液时，实际被电解的是水　2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑（氯碱工业）　适用：阳极产生氯气、阴极产生氢气，阴极区得到氢氧化钠　Cu - 2e⁻ = Cu²⁺（活性电极作阳极）　适用：电解精炼与电镀时的阳极反应，被氧化的是电极本身而不是溶液中的离子

第三节 金属的腐蚀与防护　化学腐蚀与电化学腐蚀：前者是金属与氧化剂直接反应，后者形成了原电池。电化学腐蚀更普遍、速率更快。　析氢腐蚀：在酸性较强的介质中，正极放出氢气。钢铁在酸雨或酸性废液中主要发生这一类。　吸氧腐蚀：在中性或弱酸性介质中，正极是氧气得电子。日常生活中钢铁的锈蚀绝大多数属于吸氧腐蚀。　牺牲阳极法：把比被保护金属更活泼的金属与之相连，让它作负极优先被腐蚀。属于原电池原理。　外加电流法：把被保护金属接到电源负极作阴极，另接惰性辅助电极作阳极。属于电解池原理。　其他防护：涂油漆、镀金属、加缓蚀剂、制成合金，都指向同一件事：隔绝介质或改变电极行为。　Fe - 2e⁻ = Fe²⁺（两类腐蚀共同的负极）　适用：无论析氢还是吸氧，负极都是铁被氧化为二价铁　2H⁺ + 2e⁻ = H₂↑（析氢腐蚀的正极）　适用：介质酸性较强时。判断的入口是溶液的 pH　O₂ + 2H₂O + 4e⁻ = 4OH⁻（吸氧腐蚀的正极）　适用：中性或弱酸性介质中。日常见到的铁锈几乎都由这一条造成

实验 简单的电镀实验　电镀的接法：镀件作阴极接电源负极，镀层金属作阳极接电源正极，电镀液含镀层金属的离子。　两极的反应：阳极是镀层金属溶解成离子，阴极是这些离子得电子沉积在镀件上。溶液浓度基本不变。　镀层质量的要求：电流不能过大、镀件表面要除油除锈，否则镀层疏松或附着不牢。　电解精炼：与电镀接法相同，粗铜作阳极、纯铜作阴极。比铜活泼的杂质留在溶液里，不活泼的沉入阳极泥。

实验 制作简单的燃料电池　实验思路：先电解水在两极附近富集氢气与氧气，再断开电源接上电流计，装置立即变成燃料电池。　两极的判断：聚集氢气的一极是负极，聚集氧气的一极是正极。指针的偏转方向与电解时相反。　电极反应式：碱性介质中负极是氢气与氢氧根反应生成水，正极是氧气得电子生成氢氧根。　能量转化：燃料电池不经过燃烧，直接把化学能转化为电能，理论效率远高于热机。