高二化学反应原理知识点
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理1.化学反应基本概念-化学反应：指一种或多种物质之间发生物质或能量转化的过程。
-反应物：参与反应的起始物质。
-生成物：反应物转化为的新的物质。
-反应物质的种类：元素、化合物、离子等。
-反应物质在反应中的相对反应程度：反应速率。
2.化学平衡-化学平衡：指反应物与生成物之间浓度、压力、温度等不再发生可观测的变化的状态。
- 平衡原理：Le Chatelier原理，认为当外界条件改变时，系统会调整以抵消这种改变。
-平衡常数：用于描述反应物浓度和生成物浓度之间的关系。
-平衡常数与反应方程式：Kc表示在一定温度下，反应物浓度与生成物浓度之间的关系；Kp表示在一定温度下，反应物分压与生成物分压之间的关系。
3.化学反应速率-反应速率：反应物消失或生成物产生的速率。
-反应速率与反应物浓度之间的关系：浓度越高，反应速率越快。
-反应速率与温度之间的关系：温度升高，反应速率增加。
-反应速率与催化剂之间的关系：催化剂可以加快反应速率，但不参与反应本身。
4.化学平衡与反应速率的关系-平衡常数与反应速率：平衡常数越大，反应速率越快。
-平衡与速率之间的平衡条件：在平衡状态下，反应物的浓度、生成物的浓度以及反应速率保持不变。
5.化学反应的方向性-正向反应：从反应物转化为生成物的反应过程。
-反向反应：从生成物转化为反应物的反应过程。
-反应的方向性与平衡常数之间的关系：平衡常数大于1，正向反应偏向生成物；平衡常数小于1，正向反应偏向反应物。
6.化学反应的影响因素-温度：温度升高，反应速率增加，化学反应更快进行。
-反应浓度：浓度越高，反应速率越快。
-催化剂：能够降低反应活化能，加快反应速率。
7.化学反应类型-双反应：A+B→C+D。
-多反应：A+B→C，C→D。
-逆反应：反应物和生成物之间存在正向反应和反向反应。
以上是《选修4_化学反应原理》课程中的主要知识点总结。
通过学习这部分内容，可以了解化学反应的基本概念、化学平衡的原理、化学反应速率的影响因素以及化学平衡与反应速率之间的关系。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
高中化学选修化学反应原理知识点总结
高中化学选修化学反应原理知识点总结指单位时间内反应物浓度的变化量。
2.速率常数（k）：反应速率和反应物浓度的关系式为v=k[A]^m[B]^n，其中m和n为反应物的反应级数，k为速率常数。
3.影响反应速率的因素：温度、浓度、催化剂、表面积等。
二、反应机理1.反应机理：反应过程中分子之间的相互作用和反应的具体过程。
2.反应中间体：反应过程中生成的短暂存在的中间物质。
3.反应活化能：反应物转化为反应产物所需要的最小能量。
三、反应平衡常数1.反应平衡常数（K）：反应物和产物在反应平衡时的浓度比。
2.平衡常数与反应物浓度的关系式：K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中a、b、c、d为反应物和产物的化学计量数。
3.影响平衡常数的因素：温度、压力、浓度等。
四、化学平衡1.化学平衡：反应物和产物浓度不再发生变化的状态。
2.平衡常数与化学平衡的关系式：K=产品浓度之积/反应物浓度之积。
3.化学平衡的移动：通过改变反应物浓度、温度、压力等条件可以使化学平衡向产物或反应物方向移动。
化学反应速率是用来衡量反应快慢的指标，它表示单位时间内反应物或生成物的物质量变化。
速率可以通过单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，计算公式为v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间），单位为XXX）。
影响速率的因素包括决定因素（反应物的性质）和条件因素（反应所处的条件）。
对于固体和液体参与的反应，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
惰性气体对速率的影响取决于反应体系的恒温恒容或恒温恒体状态。
在恒温恒容状态下，充入惰性气体会使总压增大，但各分压不变，各物质浓度不变，因此反应速率不变。
在恒温恒体状态下，充入惰性气体会使体积增大，各反应物浓度减小，反应速率减慢。
化学平衡是指一定条件下，可逆反应进行到正逆反应速率相等时，组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”状态。
化学平衡的特征包括逆、等、动、定、变。
(完整版)化学选修《化学反应原理》知识点总结
《化学反应原理》知识点总结第一章：化学反应与能量变化1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)2、反应热与物质能量的关系3、反应热与键能的关系△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和4、常见的吸热、放热反应⑴常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数的化合反应 ⑤铝热反应⑵常见的吸热反应①多数的分解反应 ② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O③ C(s)+ H 2O(g) 高温 CO+H 2 ④CO 2+ C 高温2 CO5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的总能量（或焓）的相对大小。
6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点：①放热反应△H 为“-”，吸热反应△H 为“+”，△H 的单位为kJ/mol②反应热△H 与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H 的测定条件；绝大多数化学反应的△H 是在298K 、101Pa 下测定的，可不注明温度和压强。
③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。
必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H 相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。
7、利用盖斯定律进行简单的计算8、电极反应的书写：活性电极：电极本身失电子能量 反应物的总能量 生成物的总能量 反应过程 总能量 总能量⑴电解：阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应惰性电极：溶液中阴离子失电子（放电顺序：I->Br->Cl->OH-）阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子（放电顺序：Ag+>Cu2+>H+）注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子．．．．．．．来表示②电解反应的总方程式要注明“通电”③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ-① 溶液中阳离子得电子Ｎm++mｅ-→Ｎ正极:2H++2e-→H2↑②负极与电解质溶液不能直接反应：O2+4e-+2H2O→4OH-（即发生吸氧腐蚀）书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。
化学反应原理知识点总结
高二化学教学资料〔第一章化学反响与能量〕一、焓变反响热1．反响热：一定条件下，一定物质的量的反响物之间完全反响所放出或吸收的热量2．焓变( ΔH)的意义：在恒压条件下进展的化学反响的热效应〔1〕符号：△H〔2〕单位：kJ/mol3. 产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热4.放出热量的化学反响。
( 放热>吸热) △H 为“- 〞或△H <0吸收热量的化学反响。
〔吸热>放热〕△H 为“+〞或△H >0☆常见的放热反响：①所有的燃烧反响②酸碱中和反响③大多数的化合反响④金属与酸的反响⑤生石灰和水反响⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反响：①晶体Ba(OH)2·8H2O 与NH4Cl ②大多数的分解反响③以H2、CO、C为复原剂的氧化复原反响④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反响物和生成物的聚集状态〔g,l,s 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示〕③热化学反响方程式要指明反响时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反响逆向进展，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol 表示。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反响程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量： 1 mol ④研究内容：放出的热量。
〔ΔH<0，单位kJ/mol 〕四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反响而生成1mol H2O，这时的反响热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反响其实质是H+和OH-反响，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H 2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反响时的中和热小于57.3kJ/mol 。
化学反应原理知识点归纳
专题一：化学反响与能量变化一、反响热、焓变1．反响热：化学反响过程中放出或吸收的热量，叫反响热。
包括燃烧热和中和热。
电离 ： 注意：水解 ： 吸热反响的发生不一定需要 常见的吸热反响： 铵盐与碱的反响：如NH 4Cl 与Ba(OH)2•8H 2O 加热才能进展。
大多数的分解反响：CaCO 3== CaO + CO 2 生产水煤气：C + H 2O == CO+H 2 碳和二氧化碳的反响：C+CO 2=2CO燃烧反响金属与酸〔或水〕的反响常见的放热反响： 酸碱中和反响 自发的氧化复原反响 CaO(Na 2O 、Na 2O 2)与水的反响 浓酸与强碱溶于水2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反响过程中吸收或放出的热量称为反响的焓变。
符号：用ΔH 表示 单位：kJ/mol放热反响：ΔH= —QkJ/mol ；或ΔH<0 吸热反响：ΔH= +QkJ/mol ；或ΔH>0 3、反响热产生的原因：宏观：反响物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________微观：化学反响过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、热化学方程式1.热化学方程式的概念：能表示反响热的化学方程式，叫做热化学方程式。
热化学方程式不仅表示了化学反响中的物质变化，也说明了化学反响中的能量变化。
2.书写热化学方程式时的注意点〔1〕需注明ΔH 的“+〞与“—〞，“+〞表示，“—〞表示；比较ΔH 的大小时，要考虑ΔH 的正负。
〔3〕要注明反响物和生成物的状态：g 、l 、s 、aq〔3〕各物质前的化学计量数表示物质的量，不表示分子个数，因此，可以是整数也可以是分数，但系数与ΔH 的值一定要相对应。
〔4〕要注明反响温度和压强，但中学化学中所用ΔH 的数据一般都是在101kPa 和25℃时的数据，因此可不特别注明；〔5〕对于可逆反响，其ΔH 同样要与系数相对应，但假设按系数投料反响，则由于可逆反响不能进展完全，其反响热的数值会比ΔH 的数值要小。
高中化学反应原理知识点
第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热)△H为“-”或△H<0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H为“+”或△H>0也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。
△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③条件一般是加热或高温的反应☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。
5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态6.常温是指25，101.标况是指0,101.7.比较△H时必须连同符号一起比较。
二、热化学方程式定义：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l,g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
化学反应原理》知识点归纳
专题一：化学反应与能量变化一、反应热、焓变1．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量，叫反应热。
包括燃烧热和中和热。
电离 ： 注意：水解 ： 吸热反应的发生不一定需要 常见的吸热反应： 铵盐与碱的反应：如NH 4Cl 与Ba(OH)28H 2O 加热才能进行。
大多数的分解反应：CaCO 3== CaO + CO 2 生产水煤气：C + H 2O == CO+H 2 碳和二氧化碳的反应：C+CO 2=2CO燃烧反应金属与酸（或水）的反应常见的放热反应： 酸碱中和反应 自发的氧化还原反应 CaO(Na 2O 、Na 2O 2)与水的反应 浓酸与强碱溶于水2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应的焓变。
符号：用ΔH 表示 单位：kJ/mol放热反应：ΔH= —QkJ/mol ；或ΔH<0 吸热反应：ΔH= +QkJ/mol ；或ΔH>0 3、反应热产生的原因：宏观：反应物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________微观：化学反应过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、热化学方程式1.热化学方程式的概念：能表示反应热的化学方程式，叫做热化学方程式。
热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
2.书写热化学方程式时的注意点（1）需注明ΔH 的“+”与“—”，“+”表示 ，“—”表示 ；比较ΔH 的大小时，要考虑ΔH 的正负。
（3）要注明反应物和生成物的状态：g 、 l 、s 、aq（3）各物质前的化学计量数表示物质的量，不表示分子个数，因此，可以是整数也可以是分数，但系数与ΔH 的值一定要相对应。
（4）要注明反应温度和压强，但中学化学中所用ΔH 的数据一般都是在101kPa 和25℃时的数据，因此可不特别注明；（5）对于可逆反应，其ΔH 同样要与系数相对应，但若按系数投料反应，则由于可逆反应不能进行完全，其反应热的数值会比ΔH 的数值要小。
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高二化学反应原理知识点
导读：我根据大家的需要整理了一份关于《高二化学反应原理知识点》的内容，具体内容：进行化学复习时应该注意归纳整理、建立自己的认知结构。
下面是我为大家整理的，希望对大家有所帮助。
(一)反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应...
进行化学复习时应该注意归纳整理、建立自己的认知结构。
下面是我为大家整理的，希望对大家有所帮助。
(一)
反应热计算的依据
1.根据热化学方程式计算
反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算
H=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算
H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算
化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：
①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应
热。
②热化学方程式之间的"+""-"等数学运算，对应H也进行"+""-"等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|H|。
(二)
1、吸热反应与放热反应的区别
特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应
①一切燃烧反应;
②活泼金属与酸或水的反应;
③酸碱中和反应;
④铝热反应;
⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，
CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
化学反应原理知识点3、常见的吸热反应
①Ba(OH)28H2O与NH4Cl反应;
②大多数分解反应是吸热反应
③等也是吸热反应;
④水解反应
(三)
1、化学平衡的移动概念
可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。
2、化学平衡移动与化学反应速率的关系
(1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。
(2)v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。
(3)v正
3、影响化学平衡的因素
4、"惰性气体"对化学平衡的影响
①恒温、恒容条件
原平衡体系体系总压强增大―体系中各组分的浓度不变―平衡不移动。
②恒温、恒压条件
原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小―体系中各组分的浓度同倍数减小
5、勒夏特列原理
定义：如果改变影响平衡的一个条件(如C、P或T等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)和只限于改变影响平衡的一个条件。
勒夏特列原理中"减弱这种改变"的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。