高中化学思维导图
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2023年3月17日发(作者：密宗最厉害的法门)化学反应的热效应
反应热的计算
反应热焓变
焓变
反应热
中和热
定义：在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成
1mol液态水时放出的热量叫做中和热。
导致中和反应反应热测定存在误差的原因
①量取溶液的体积不准确。
②温度计读数有误(如未读取到混合溶液的最高温
度，就记为终止温度)。
③实验过程中有液体溅出。
④混合酸、碱溶液时，动作缓慢。
⑤隔热层隔热效果不好,实验过程中有热量损失。
⑥测过酸溶液的温度计未用水清洗便立即去测碱溶液
的温度。
⑦溶液浓度不准确。
⑧没有进行重复实验。
燃烧热
限制条件
◐反应条件：101kPa
◐可燃物必须是1mol纯物质
◐生成指定产物
表示方法
根据燃烧热的定义和热化学方程式的知识设计的表示
方法,如
计算方法
燃料燃烧的放热量=可燃物的物质的量×燃烧热的绝
对值
热化学方程式
★定义：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的
化学方程式
★注意：标物态；配平（包括∆H）；∆H的单位和“+
”“－”；∆H的值与n（反应物）同倍数变化
盖斯定律
不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是
相同的，即：化学反应的反应热只与反应体系的始态
和终态有关，而与反应的途径无关
反应热计算的依据
热化学方程式与数学上的代数方程式相似，可以移项
同时改变正、负号，各项的化学计量数包括∆H的数
值可以同时扩大或缩小相同的倍数
根据盖斯定律，将几个热化学方程式包括其∆H相加
或相减，得到一个新的热化学方程式
任意反应∆H=反应物中化学键断裂所吸收的能量和－
生成物中化学键形成所放出的能量和
任意反应生成物反应物
应用盖斯定律计算反应热时的注意事项
热化学方程式同乘以或除以某一个数时，应热数值也
必须乘以或除以该数
热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加、减，
反应热也随之相加、减
热化学方程式中反应热指反应按所给形式完全进行时
的反应热
正、逆反应的反应热绝对值相等，符号相反
关键与方法
关键
方法
目标方程式“四则运算式”的导出
写出目标方程式确定“过渡物质”（要消去的物质），
然后用消元法逐一消去“过渡物质”导出“四则运算式”
化学反应速率与化学平衡
化学反应速率
化学反应的调控
化学反应进行的方向
化学平衡
化学反应速率
影响化学反应速率的因素
①表示方法
通常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
③重要比值
同一反应在同一时间段内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但反应速率的数值之比
等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比
注意：
化学反应速率一般指平均速率，不能用固体或纯液体的单位时间内的浓度变化表示化学反应
速率，因为固体和纯液体的浓度在化学反应中视为定值
④大小比较方法
由于同一化学反应的反应速率用不同物质表示时数值可能不同，所以比较反应的快慢不能只看数
值的大小，而要进行一定的转化
◎看单位是否统一，若不统一，换算成相同的单位
◎先换算成用同一物质表示的速率，再比较数值的大小
◎比较化学反应速率与化学计量数的比值，即对于一般反应aA+bB=cC+dD,比较
与
②教学表达式及单位
单位为或
内因
外因
反应物本身的性质
温度
浓度
催化剂
压强
充入惰性气体
◈原因
浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分
子的百分数，反应速率增大
温度升高，使分子运动的速率加快，使一部分原来能量较低的
分子变成活化分子，从而增加了活化分子的百分数，单位时间内
反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应加快
◈规律
其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可
以减慢反应速率
◈原因
在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，
会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加了反应物单位体积
内活化分子的数目，因而使反应速率加快
◈规律
正催化剂能够加快反应速率的催化剂
负催化剂能够减慢反应速率的催化剂
◈原因
在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，
即单位体积内的活化分子数与反应物的浓度成正比。所以当反应物的
浓度增大时，单位体积内的分子数增多，活化分子数也相应增多，反
应速率也必然增大
◈规律
其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大化学反应速率；减小
反应物的浓度，可以减小化学反应速率
◈原因
对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积内反应
物的物质的量，即增加反应物的浓度，因而可以增大化学反应的速率
◈规律
对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；
减小压强，反应速率减慢
恒容：充入“惰性气体”→总压增大→物质浓度不变（活化分子
浓度不变）→反应速率不变
恒压：充入“惰性气体”→体积增大→物质浓减小（活化分子浓
度减小）→反应速率减小
化学平衡状态及其性质
化学平衡状态
化学平衡常数表达式
平衡常数的影响因素与应用
化学平衡移动与勒夏特列原理
◈平衡常数的影响因素
K与温度有关，与浓度无关，由K随温度的变化可推断正反应是吸热反应还是放热
反应。若正反应是吸热反应，升高温度，K增大；若正反应是放热反应，升高温
度，K减小
◈由K值的大小可推断反应进行的程度。K值越大，表示反应进行的程度越大，反
应物的转化率越大；K值越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率越小
◈进行平衡常数、物质的平衡浓度、反应物的转化率等的计算
在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，
反应混合物中各组成成分含量保持不变的状态叫做化学平衡状态
化学平衡状态的特征逆、等、动、定、变
化学平衡移动
勒夏特列原理
当改变已经达到平衡的可逆反应的条件时，平衡状态被
破坏，随反应的进行重新达到新平衡的过程叫做化学平
衡移动
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强和温度
等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动
自发反应
化学反应进行方向的判据
放热的自发反应
吸热的自发反应
焓判据
熵判据
复合判据
甲烷燃烧、铁生锈、氢气燃烧
碳酸铵的分解
自发过程的体系倾向于从高能状态转变为低能状态（这
时体系会对外部做功或释放热量），这一经验规律就是
焓判据
自发过程的本质倾向于由有序转变为无序，导致体系的
熵增大，这一经验规律叫做熵增原理是反应方向判断的
熵判据
理论依据
◈浓度、温度、压强、催化剂等外界条件对化学反应速率的影响
◈判断平衡移动方向的理论依据勒夏特列原理：在密闭体系中，如果改变影响化学平衡的一个条件（如温
度、压强或浓度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动
合成氨的适宜条件的选择
水溶液中的离子反应与
平衡
水的电离和溶液的pH
难溶电解质的溶解平衡
盐类水解
弱电解质的电离
弱电解质电离平衡的建立
电解质的分类（是否完全电离）
电离方程式的书写
影响电离平衡的外界因素
电离平衡常数
在一定条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等
时，电离过程就达到了平衡状态。
强电解质
温度
表示方法
弱电解质
活泼金属的氧化物、绝大多数的盐（包括难溶性盐）以及强酸、强碱等
弱电解质主要包括弱酸、弱碱、水等
弱电解质
酸式盐
强电解质
浓度
同离子效应
加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质
一元弱酸
多元弱酸
温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大
稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大
加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小
电离平衡向右移动，电离程度增大
特点
意义
①K只与温度有关，升高温度，K增大
②多元弱酸分步电离逐级减弱，各级K的大小关系为
K越大，越容易电离，酸（碱）性越强
水的离子积常数
影响水电离平衡的因素
酸碱中和滴定
溶液中的pH
任何水溶液中
任何水溶液中由水电离出来的
纯水中
加入酸或碱，抑制水的电离，K不变
升高温度，电离是一个吸热过程，促进水的电
离，水的离子积增大
常温时，
指示剂的选择
误差分析
pH计算原理
溶液的酸碱性与pH的关系
强酸溶液中，
强碱溶液中，
盐类水解的基本原理
盐类水解方程式的书写
影响盐类水解的因素
判断溶液中离子浓度大小思路
实质
条件
规律
基本特征
盐中弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离出的氢离子或氢氧根结合生成难电离的分子或离子，破坏
了水的电离平衡
盐必须溶于水；盐中必须有弱酸阴离子或弱碱阳离子
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。
盐类水解程度一般微弱；盐类水解是中和反应的逆反应，是吸热反应。
盐类水解一般是微弱的，通常用”可逆号“表示，同时无沉淀和气体产生。
多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，第一步水解程度比第二步水解程度大。
多元弱碱的阳离子水解过程较为复杂，通常写成一步。
对于某些相互促进水解的盐类，因水解彻底，故用”=“表示。
多元弱酸的酸根离子，水解和电离同步进行。
内因
外因
盐本身的性质
温度
浓度
溶液的酸、碱、性
盐的水解及反是吸热反应，升高温度，水解程度增大。
盐的浓度越小，一般水解程度越大。加水稀释盐的溶液，可以促进水解
盐类水解后，溶液会呈酸性或碱性，因此控制溶液的酸、碱性，可以促进或抑制盐的水解。
电解质溶液中的“三个守恒”
电荷守恒、物料守恒、质子守恒
定义
沉淀溶解平衡的建立
溶解度与溶解性的关系：20℃
影响难溶电解质溶解平衡的因素
沉淀反应的应用
在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的
速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态，叫沉淀溶解平衡。特点为
逆、等、动、定、变。
溶解沉淀
溶度积
在一定温度下，K是一个常数
内因
外因
绝对不溶的电解质是没有的。
同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
易溶电解质作溶质时，只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
同离子效应
沉淀生成
沉淀溶解
沉淀转化
调pH
加沉淀剂
根据勒夏特列原理，使沉淀溶解平衡向溶解方向移动
沉淀从溶解度小的向溶解度更小的方向转化
化学反应与电能
原电池
化学电源
金属的腐蚀和防护
原电池的原理与特殊情况
原电池原理
金属腐蚀
电解池
组成原电池的条件
原电池的设计
复杂原电池反应式的书写
特殊情况
在强碱溶液中Al比Mg更易失电子，Al作负极，Mg作正极。
Fe、Al在浓硝酸中钝化后，比Cu更难失电子，Cu作负极，Fe、Al作正极。
●由两种活动性不同的金属（或一种是非金属单质或金属氧化物）作电极
●电极材料均插入电解质溶液中
●两极相连形成闭合电路
●内部条件：能自发进行氧化还原反应
原电池原理的应用
电解质溶液一般要能够与负极发生反应。但若是两个半反应分别在两个烧杯中进行（盐桥电池），则
左右两个烧杯中的电解质溶液应与电极材料具有相同的阳离子。
电极类型：
●活泼性不同的两种金属。如锌铜原电池，锌作负极，铜作正极。
●金属和非金属。如锌锰干电池，锌作负极，石墨棒作正极。
●金属和化合物。如铅酸蓄电池，铅作负极，二氧化铅作正极。
●惰性电极。如氢氧燃料电池，两电极均可用Pt。
●写电极反应式的时候，要根据“得电子显负电，失电子显正电”的原则，利用“电荷守恒”，通过巧用氢离子、氢氧
根和水写出电极反应式
●一般先写出简单一极的反应式，再用总反应式减去简单一极的反应式得出另一极的反应式
●两极同时书写时注意使两极得失电子相等
利用原电池原理设计新型化学电池
改变化学反应速率
进行全属活动性强弱比较
电化学保护法
实验室用粗锌和硫酸反应制取氢气
（牺牲阳极的阴极保护法）
一次电池
二次电池
燃料电池
普通锌锰干电池
碱性锌锰电池
铅蓄电池
乙醇燃料电池
氢氧燃料电池
纽扣式锌银电池
电解本质
电解原理
书写电极反应式的步骤
电解原理的应用
▶阳极（和电源正极相连），发生氧化反应
▶阴极（和电源负极相连），发生还原反应
电解池：将电能转化为化学能的装置
构成电解池的条件：直流电源；阴、阳两极；电解质溶液或熔融电解质
氯碱工业
铜的电解精练
电镀
电冶金
镀件作阴极
镀层金属作阳极
含镀层金属阳离子的盐溶液作电解液
冶炼活泼金属钠、镁、铝等
金属腐蚀快慢的规律
金属防护的几种重要方法
金属的电化学腐蚀
在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律
●电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀>化学腐蚀>有防护措施的腐蚀
●浓度越大，腐蚀越快
●活动性不同的两种金属，活动性差别越大，活泼金属的腐蚀速率越快
不同电解质溶液中金属腐蚀的快慢规律
●强电解质>弱电解质>非电解质
改变金属材料的组成
表面保护：涂油、电镀
电化学保护法
牺牲阳极法（原电池原理）
外加电流法（电解原理）