化学选修一(基础概念速览)

第一章 化学反应与能量

1.1 化学反应的热效应

• 焓变（ΔH） ：恒压条件下的热效应，ΔH = H(产物) - H(反应物)
  • 放热反应：ΔH < 0（如燃烧反应）
  • 吸热反应：ΔH > 0（如Ba(OH)₂·8H₂O与NH₄Cl反应）
• 热化学方程式：需注明物质状态和ΔH值（如：C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -393.5 kJ/mol）
• 中和热测定：强酸与强碱反应生成1 mol H₂O的ΔH≈-57.3 kJ/mol，需用隔热装置减少热量散失。

1.2 反应热的计算

• 盖斯定律：反应热只与始态和终态有关，与途径无关。
  • 应用：通过已知反应方程式叠加计算目标反应的ΔH。

第二章 化学反应速率与化学平衡

2.1 化学反应速率

• 计算式：v = Δc / Δt（单位：mol/(L·s)）
• 影响因素：
  • 浓度↑ → 速率↑（气体压强增大同理）；
  • 温度↑ → 速率↑（活化分子比例增加）；
  • 催化剂 → 降低活化能，加快速率。

2.2 化学平衡

• 化学平衡状态特征：v(正) = v(逆)，各组分浓度不再变化。
• 平衡常数（K） ：仅与温度有关，表达式由反应式书写形式决定。
  • 如：aA + bB ⇌ cC + dD，K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b。
• 勒沙特列原理：改变条件（浓度、压强、温度），平衡向减弱改变的方向移动。
  • 催化剂对平衡无影响，仅缩短达到平衡的时间。

第三章 水溶液中的离子平衡

3.1 弱电解质的电离

• 电离平衡：弱酸/弱碱只会<u>部分电离</u>（如CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻）。
• **<u>同浓度时</u>**导电性：强电解质 > 弱电解质。

3.2 水的电离和溶液pH

• 水的离子积：Kw = [H⁺][OH⁻] = 1×10⁻¹⁴（25℃），温度升高Kw增大。
• pH计算：pH = -lg[H⁺]，中性溶液pH=7（25℃）。

3.3 盐类的水解

• 规律：强酸弱碱盐显酸性（如NH₄Cl）；强碱弱酸盐显碱性（如Na₂CO₃）。
• 应用：泡沫灭火器（Al³⁺与HCO₃⁻双水解）。

3.4 沉淀溶解平衡

• 溶度积（Ksp） ：表征的是特定温度下，一个特定无机盐在水中的最大溶度。
  • 如AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻，Ksp = [Ag⁺][Cl⁻]。
• 沉淀转化：Ksp小的沉淀易转化为Ksp更小的沉淀。

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第四章 电化学基础

4.1 原电池

• 构成条件：自发的氧化还原反应、两个电极、电解质溶液、闭合回路。
• 负极反应：失电子（如Zn → Zn²⁺ + 2e⁻）；
  正极反应：得电子（如Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu）。

4.2 电解池

• 阳极：发生氧化反应（若为活泼金属则金属优先失电子）；
  阴极：发生还原反应（溶液中的阳离子得电子）。
• 应用：电镀（镀件作阴极）、氯碱工业（电解饱和食盐水）。

4.3 金属的腐蚀与防护

• 析氢腐蚀（酸性环境）与 吸氧腐蚀（中性/弱碱性环境，主要形式）。
• 防护方法：牺牲阳极法（如船体嵌锌块）、外加电流法、涂层保护。

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易错点提醒

1. ΔH单位为kJ/mol，需注意正负号。
2. 化学平衡移动方向≠反应方向（如加压后反应速率均增大）。
3. 稀释弱酸时，电离度增大但[H⁺]减小。
4. 原电池中电解质溶液需与电极自发反应。