高三新课程一轮复习----化学反应原理全册知识归纳
化学选修化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学课程的核心内容之一，涵盖了化学反应的基本原理、化学平衡及其影响因素、速率论、化学动力学以及电化学等方面的知识。
下面将对这些知识点进行详细总结。
1.化学反应的基本原理化学反应指的是物质之间发生化学变化的过程。
化学反应的基本原理包括：（1）反应物与生成物的质量守恒定律：在封闭系统中，反应物质的质量与生成物质的质量之和保持不变；（2）能量守恒定律：化学反应过程中，能量的总量保持不变；（3）化学键的断裂和形成：化学反应过程中，化学键断裂和形成是不可避免的。
2.化学平衡及影响因素化学平衡是指化学反应在一定条件下，反应物和生成物之间的浓度或者物质量保持不变的状态。
在平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
影响化学平衡的因素包括温度、压力及浓度。
（1）Le Chatelier原理：当系统在平衡状态下受到外界条件改变时，系统会通过一系列的调整来抵抗这种变化，以维持原有的平衡状态。
例如，如果在平衡状态下增加了反应物的浓度，系统会相应地减少生成物的浓度，从而保持平衡。
（2）平衡常数（K）：平衡常数是一个用于表示平衡体系中反应物与生成物之间浓度比例关系的定量指标。
对于一般的化学平衡反应，平衡常数表达式可以用麦克斯韦方程或者根据反应的化学方程式和平衡式推导出。
3.速率论速率论是研究化学反应速率的理论体系。
化学反应的速率可以由生成物浓度的变化速率来表示。
速率实验与速率方程是速率论的两个重要内容。
（1）速率实验：通过控制其中一反应物的初始浓度，观察在不同时间点上反应物的浓度变化情况，从而确定反应速率。
速率实验还可以由反应物的消失速率或者生成物的生成速率来表示。
（2）速率方程：速率方程用于描述反应速率与反应物浓度之间的关系。
速率方程可以由反应的反应机理、实验数据和反应物浓度之间的对应关系来确定。
4.化学动力学化学动力学是研究化学反应速率与反应条件（如温度、浓度、催化剂等）之间的关系的一个学科。
化学选修化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理知识点总结化学反应原理是指化学反应发生的原理和规律。
化学反应是化学物质之间发生的变化过程，它是由分子、离子或原子之间的键的断裂和形成所引起的。
了解化学反应原理可以帮助我们理解和解释化学现象、推断和预测反应产物、优化化学过程、设计新的化学反应等。
下面是化学反应原理的一些重要知识点总结。
1.反应速率和反应的速率方程：反应速率是指单位时间内反应物浓度的变化量。
反应的速率方程描述了反应速率与反应物浓度的关系。
一般情况下，反应速率与浓度成正比，可以用速率常数k来表示。
反应速率还可以由反应物的摩尔反应系数与常数k相结合表示。
2. 反应平衡：当一个反应达到一定的条件下，反应速率的前后变化趋势相同，称为反应达到平衡。
在平衡时，反应物和产物的摩尔浓度不再改变，但是反应仍然在进行。
平衡常数Keq描述了反应物和产物摩尔浓度的关系，它是反应物和产物浓度比的乘积的比值。
3.平衡常数与反应热力学：平衡常数与反应热力学分析有关。
在常温常压下，反应物和产物之间的能量变化可以通过反应焓变ΔH来描述。
根据反应焓变ΔH的正负，可以判断反应是放热反应还是吸热反应。
平衡常数与ΔH之间有关系，当ΔH为正时，平衡常数较小时反应向产物方向偏移，反之，当ΔH为负时，平衡常数较大，反应向反应物方向偏移。
4.化学平衡与莱沃留斯定律：莱沃留斯定律描述了化学反应中浓度变化对平衡常数的影响。
它指出，在一定温度和压强下，当反应达到平衡后，反应物和产物浓度的比值的乘积的倒数等于平衡常数。
当改变反应物浓度或产物浓度时，反应会重新达到平衡，而平衡常数不变。
5.反应速率与反应机理：反应速率与反应机理密切相关。
反应机理是指反应中发生的一系列微观步骤，每个步骤都有一个速率常数。
反应机理包括起始物质的反应、中间物的生成和中间物的反应等步骤。
反应速率决定于速率控制步骤的速率常数。
通常情况下，反应速率与活化能有关，活化能越低，反应速率越快。
温度的升高可以提高反应速率，因为它提供了更多的能量以克服反应的活化能。
高中化学反应原理知识点总结
高中化学反应原理知识点总结化学反应是化学变化的过程，是物质发生变化的过程。
在化学反应中，原子的组合方式发生了改变，原子之间的结合方式也发生了改变，从而形成了新的物质。
化学反应的原理知识是化学学习的基础，下面就对高中化学反应原理知识点进行总结。
1. 反应的定义。
化学反应是指两种或两种以上的物质，通过化学变化，生成新的物质的过程。
在化学反应中，原有的物质称为反应物，生成的新物质称为生成物。
2. 反应物和生成物的关系。
反应物和生成物之间的关系是通过化学方程式来表示的。
化学方程式中，反应物位于箭头的左边，生成物位于箭头的右边。
化学方程式还可以表示反应物和生成物的摩尔比关系，以及反应物和生成物的物质量关系。
3. 反应类型。
化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应和双替换反应四种类型。
合成反应是指两种或两种以上的物质生成一种新的物质；分解反应是指一种物质分解成两种或两种以上的物质；置换反应是指一种物质中的原子或原子团被另一种物质中的原子或原子团替换；双替换反应是指两种物质中的原子或原子团互相交换。
4. 反应速率。
反应速率是指化学反应中反应物消耗或生成物产生的速率。
反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂等。
在化学反应中，反应速率可以通过反应物的浓度变化来表示，也可以通过生成物的浓度变化来表示。
5. 反应热效应。
反应热效应是指化学反应中放热或吸热的现象。
在化学反应中，放热反应是指反应过程中释放热量，温度升高；吸热反应是指反应过程中吸收热量，温度降低。
反应热效应可以通过热量变化来表示，也可以通过焓变化来表示。
6. 化学平衡。
化学平衡是指在一定条件下，反应物和生成物浓度保持不变的状态。
在化学平衡状态下，反应物和生成物之间的摩尔比保持不变，但是反应物和生成物之间的转化仍在进行。
化学平衡可以通过平衡常数来表示，也可以通过平衡位置来表示。
7. 反应速率与化学平衡。
反应速率和化学平衡是化学反应过程中的两个重要概念。
高中化学反应原理知识点总结
高中化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学学科中的重要内容，它涉及到化学反应的基本规律和原理，对于学习化学的学生来说，掌握化学反应原理是非常重要的。
下面我们将对高中化学反应原理的知识点进行总结，希望能够帮助大家更好地理解和掌握这一部分内容。
一、化学反应的定义和特点。
化学反应是指物质之间发生变化，生成新的物质的过程。
化学反应具有以下特点：1. 反应前后物质的种类和数量发生变化；2. 反应前后化学键的断裂和形成；3. 反应前后化学性质的变化。
二、化学反应的能量变化。
化学反应过程中，会伴随着能量的变化，主要包括吸热反应和放热反应两种情况。
吸热反应是指在反应过程中吸收了热量，使周围的温度下降；放热反应是指在反应过程中释放了热量，使周围的温度升高。
三、化学反应速率和影响因素。
化学反应速率是指单位时间内反应物消耗的量或生成物的量。
影响化学反应速率的因素主要包括温度、浓度、压力和催化剂等。
温度升高、浓度增大、压力增大和催化剂的加入都会加快化学反应的速率。
四、化学平衡和平衡常数。
化学平衡是指在封闭容器中，反应物和生成物浓度达到一定比例的状态。
平衡常数是指在一定温度下，反应物浓度和生成物浓度的乘积的比值，它是描述化学平衡状态的重要参数。
五、化学反应的类型。
化学反应根据反应物和生成物的物质状态和化学性质，可以分为氧化还原反应、酸碱中和反应、沉淀反应、置换反应等多种类型。
不同类型的化学反应具有不同的特点和应用。
六、化学反应的应用。
化学反应在生产和生活中有着广泛的应用，比如工业生产中的合成反应、生活中的发酵反应、农业中的化肥利用等。
了解化学反应的原理和规律，有助于我们更好地理解和应用化学知识。
总结，高中化学反应原理是化学学科中的重要内容，它涉及到化学反应的基本规律和原理。
通过对化学反应的定义和特点、能量变化、速率和影响因素、平衡常数、反应类型以及应用等知识点的总结，我们可以更好地理解和掌握化学反应原理，为进一步学习和应用化学知识打下坚实的基础。
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化学反应及能量变化高考化学第一轮复习实质：有电子转移（得失与偏移）特征：反应前后元素的化合价有变化反应物→还原性化合价升高弱氧化性↑还原剂氧化反应氧化产物氧化剂还原反应还原产物↓氧化性化合价降低弱还原性→产物氧化还原反应：有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。
有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。
概念： 氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向）的物质（反应中所含元素化合价降低物） 还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所含元素化合价升高物） 氧化产物：还原剂被氧化所得生成物；还原产物：氧化剂被还原所得生成物。
双线桥：失电子，化合价升高，被氧化氧化剂+还原剂 = 还原产物+氧化产物得电子，化合价降低，被还原电子转移表示方法 单线桥：电子还原剂+氧化剂 = 还原产物+氧化产物二者的主表示意义、箭号起止要区别：电子数目等依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数；方法步骤：求最小公倍数，得出两剂系数，观察配平其它。
有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相等，列出守恒关系式求解。
配平概念及转化关系氧化还原反应①、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律）②、由反应条件的难易比较；③、由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物）④、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态与氧化还原性关系比较。
元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。
①、活泼的非金属，如 Cl 2、Br 2、O 2 等；②、元素（如 Mn 等）处于高化合价的氧化物，如 MnO 2、KMnO 4 等氧化剂： ③、元素（如 S 、N 等）处于高化合价时的含氧酸，如浓 H 2SO 4、HNO 3 等④、元素（如 Mn 、Cl 、Fe 等）处于高化合价时的盐，如KMnO 4、KClO 3、FeCl 3、K 2Cr 2O 7⑤、过氧化物，如 Na 2O 2、H 2O 2 等。
化学选修《化学反应原理》知识点总结[参考]
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化学选修《化学反应原理》知识点总结[参考]《化学反应原理》是一门化学课程，旨在让学生掌握化学反应发生的基本原理和机制，以及这些原理在化学反应中所起的作用。
本文将简要总结这门课程的主要知识点。
一、基础知识1、原子、分子和离子。
原子是构成物质的最小单元，它们有不同的号数，构成物质的基本单元，分子是由原子组成的分子，分子有不同的构型，形状和功能，离子是由保持电荷的原子或分子构成的，可与其他物质发生反应，形成反应产物。
2、物质组成。
物质是由原子、分子、离子等组成的，为了方便研究，可将物质分为有机物、无机物以及金属、非金属四大类，有机物中包含有对气体、液体等，无机物中有酸、碱、盐等，金属有铝、铁、铜等，非金属有硫、氯、氟等物质。
3、物质的性质。
物质的性质取决于它的物质组成以及它们之间的关系，一般情况下物质可以分为空间性状和能量性状，空间性状包括体积、表面积、相对密度等，能量性状包括熔点、沸点、折射率等。
二、反应基础1、化学反应型式化学反应一般分为氧化还原反应、酸碱反应、分解反应、缩合反应、氧化还原反应等，其中氧化还原反应是一种重要的反应，通常指物质同时进行氧化和还原反应，例如溴水通过电极反应氧化生成氯气，电极反应还原生成溴水。
2、反应历程一个反应可以由反应动力学和反应化学两个部分组成，反应动力学指的是反应的总体过程，包括反应物的反应速率、反应的热量、非同步反应等，反应化学指的是反应的具体过程，包括反应的前驱物形成的中间体、位点活性中间态、过渡态等。
3、反应含义一个反应是一个特定的过程，一般指物质之间发生化学反应而产生新物质，一般来说，反应不仅可以准确地定义，而且反应的反应机制也可以通过电化学、量子化学等方法解释，而反应的反映可以通过工业生产等应用到实际生活中，这也是反应的根本含义。
高三化学《化学反应原理》全册知识点归纳教案新人教版
《化学反应原理》全册知识点归纳新人教版第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（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☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应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应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热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
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；反应逆向进行，△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反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol④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，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(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应时的中和热小于57.3kJ/mol。
化学反应原理知识点总结
化学反应原理知识点总结
- 化学反应是指两种或更多的物质之间发生物质的转化以及化
学性质的变化的过程。
- 化学反应的基本原理是原子间的化学键的形成和断裂。
当化
学键断裂时，原子重新组合以形成新的化学键，从而产生新的物质。
- 化学反应的速率受多种因素影响，其中包括反应物浓度、温度、催化剂存在以及表面积等。
- 反应物是参与反应的起始物质，而生成物是反应结束时产生
的新物质。
- 化学反应通常遵循一定的反应机制，例如酸碱中和反应、氧
化还原反应、共价求电子对反应和单分子反应等。
- 化学反应可以通过化学式和化学方程式来表示。
化学式用于
表示化合物的组成，化学方程式则描述反应物和生成物之间的摩尔比例关系。
- 化学反应的平衡是指反应物和生成物之间的摩尔比例保持不变，反应处于动态平衡的状态。
平衡常数用于描述反应的平衡程度。
- 有些化学反应是放热反应，释放能量，如燃烧反应，而另一
些是吸热反应，吸收能量，如溶解反应。
- 化学反应可以是可逆或不可逆的。
可逆反应可以沿着两个方
向进行，而不可逆反应只能在一个方向上进行。
- 化学反应可以发生在不同的相态中，包括气体、液体和固体。
反应速率通常在气体和液体相中更快，而在固体相中较慢。
- 化学反应可以通过实验和理论计算来研究和了解。
实验方法
包括测量反应速率、收集生成物和分析反应物的消耗等。
理论计算则利用化学原理和方程式来预测反应的发生和结果。
高三化学反应原理知识点汇总
三、燃烧热、热值与中和热： 1．燃烧热：在1atm下， 1mol物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准 燃烧热。（物质完全燃烧是指含有的氮元素转化为N2（g），氢元素转 化为H2O(l) ，碳元素转化为CO2(g) 2、热值：在1atm下， 1g物质完全燃烧的反应热叫做该物质的热值。 （糖类、脂肪、蛋白质中热值最高的是脂肪） 3、中和热：是指在稀溶液中的强酸和强碱反应生成1mol水时（无沉淀 或气体生成）的反应热。 H+（aq） + OH - (aq) == H 2O(l) ; △H= —57.3kJ/mol 注意：（1）稀硫酸和稀Ba(OH)2 反应生成1molH2O时： （2）浓硫酸的稀NaOH反应生成1molH2O时： （3）有稀的弱酸或弱碱发生中和反应生成1molH2O时：
四、反应热的测定： 1、用量热计进行测定 2、盖斯定律及其应用：一个化学反应，不论是一步完成还是分几步完成， 其总的热效应是完全相同的。 例题： 科学家盖斯曾提出： “不管化学过程是一步完成或分几步完成， 这个总过程的热效应是相同的。” 利用盖斯定律可测某些特别反应的热效应。 3、利用键能进行计算：
吸热反应的发生
不一定需要加热 才能进行。
燃烧反应
{ 常见的
放热反 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、Na2O2 ) 与水的反应
浓酸与强碱溶于水
注意： 放热反应不一定常温下 就自发进行，可能需要 加热或点燃条件。
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。
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。 （2）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ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱH的数值要小。
高考化学一轮知识点清单
高考化学一轮知识点清单一、化学的基本概念1. 化学的定义：研究物质的组成、性质、结构、变化规律以及变化过程中所涉及的能量变化的科学。
2. 物质的分类：元素和化合物。
3. 物质的性质：物理性质和化学性质。
4. 基本粒子：原子、离子和分子。
5. 元素周期表：包括周期表的排列原则、周期趋势和族的性质。
二、化学反应1. 化学反应的定义：物质发生变化，生成新的物质的过程。
2. 化学方程式：包括化学反应的符号表示和方程式的平衡。
3. 反应类型：包括合成反应、分解反应、置换反应和氧化还原反应。
4. 反应速率与化学平衡：包括速率与反应物浓度的关系、平衡常数和平衡条件。
三、化学键和物质的构成1. 化学键的种类：离子键、共价键和金属键。
2. 共价键的种类：包括单键、双键和三键。
3. 分子的构成：原子之间通过化学键连接形成的电中性粒子。
4. 离子晶体的构成：正负离子通过离子键连接形成的晶体。
四、溶液和溶解度1. 溶液的定义和组成：溶质和溶剂。
2. 溶解度的影响因素：温度、压力和溶剂种类。
3. 饱和溶液和不饱和溶液：溶解度与溶质溶剂间的相互作用力有关。
4. 浓度的表示方法：质量分数、体积分数和摩尔浓度。
五、化学平衡1. 平衡的定义和特征：动态平衡和平衡常数。
2. 平衡的移动：包括平衡的移动原理和Le Chatelier原理。
3. 平衡常数与化学反应速率：反应物浓度与反应速率的关系。
六、酸碱中和反应1. 酸碱的定义：布朗酸碱和阿伦尼乌斯酸碱。
2. 酸碱指示剂和pH值：指示剂的酸碱变色范围和pH值的计算。
3. 酸碱滴定和计算：滴定反应的方程式和计算方法。
七、氧化还原反应1. 氧化还原反应的定义：电子的转移和氧化还原态的变化。
2. 氧化还原反应的判断：氧化态的变化和电子的转移。
3. 氧化还原反应的应用：包括电化学电池、电解和腐蚀。
八、化学能和化学动力学1. 化学反应的能量变化：包括反应焓和反应热。
2. 化学反应速率：包括速率的定义和速率与浓度的关系。
高中化学反应原理知识点总结
高中化学反应原理知识点总结
化学平衡：当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，组成成分的浓度不再改变，此时达到一种“平衡”，即化学平衡状态。
这种平衡是动态的、可逆的，并且当条件改变时，平衡可能会发生变化。
电离平衡：弱电解质在水中电离时，电离的速率等于离子结合成分子的速率，形成动态平衡。
电离过程吸热，且电离程度较小。
增大弱电解质的浓度或降低温度，都会使电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
盐类水解：盐电离出的弱离子（弱酸根离子或弱碱阳离子）和水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，从而使溶液呈现出酸性或碱性。
氧化还原反应：包括氧化反应和还原反应。
氧化反应是有机物分子“加氧”或“去氢”的反应，而还原反应则是相反的过程。
有机反应类型：包括取代反应、加成反应、消去反应、聚合反应等。
取代反应是指一个原子或原子团被另一个原子或原子团所取代的反应；加成反应是指不饱和键断裂，然后不饱和原子与其他原子或原子团以共价键结合的反应；消去反应是指有机化合物在适当的条件下，从一个分子中脱去一个小分子（如水、卤化氢等），而使其不饱和程度增加的反应；聚合反应则是指小分子互相作用生成高分子的反应。
以上知识点是高中化学反应原理的重要内容，掌握这些知识点对于理解化学反应的本质和规律具有重要意义。
化学选修《化学反应原理》知识点总结
化学选修《化学反应原理》知识点总结一、化学反应的基本原理1.化学反应速率：反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的物质的量。
影响反应速率的因素包括浓度、温度、压力和催化剂的作用等。
2.反应机理：反应机理是指化学反应中的中间体和过渡态的产生、消失和转化的过程。
理解反应机理有助于揭示反应的本质和规律。
3.化学平衡：化学平衡是指反应物和生成物之间的浓度、压力和温度达到一定比例，并且它们的物质量不再发生变化。
平衡常数反映了在平衡条件下反应物和生成物的浓度之间的关系。
二、反应动力学1.反应速率方程：反应速率方程描述了反应速率和反应物浓度之间的关系。
根据实验数据，可以确定反应速率方程的指数、速率常数和速率常数方程等。
2.反应速率常数：反应速率常数是指反应速率与反应物浓度之间的比例系数。
它受到温度、催化剂和反应条件的影响。
3.反应级数：反应级数是指反应速率方程中各个反应物的指数。
通过实验数据可以确定反应级数，从而了解反应的复杂程度。
4.速率常数方程：速率常数方程是描述反应速率常数和温度之间的关系。
它常用于计算反应速率常数在不同温度下的数值。
5.反应活化能：反应活化能是指反应物转化为产物所需的最小能量。
它可以通过速率常数和速率常数方程计算出来。
6.反应速率控制步骤：反应速率控制步骤是指在复杂的反应中，最慢的步骤决定整个反应的速率。
理解反应速率控制步骤有助于解释反应的速率规律和优化反应条件。
三、化学平衡1.化学平衡常数：化学平衡常数是指在特定温度下，反应物和生成物的浓度之间的比例。
它可以通过反应物和生成物的摩尔比来计算。
2.平衡常数和温度的关系：平衡常数与温度之间存在一定的关系，可以用于预测在不同温度下反应物和生成物浓度的变化。
3. 影响化学平衡的因素：温度、压力、浓度和物质的添加等因素都会影响化学平衡。
根据Le Chatelier原理，平衡系统会通过调整反应条件来保持平衡。
4.平衡转移：平衡转移是指通过改变反应条件，使得化学平衡向预期方向转移的过程。
化学选修《化学反应原理》知识点总结
化学选修《化学反应原理》知识点总结《化学反应原理》是化学选修课中的重要内容，它主要介绍了化学反应的基本原理和机理。
下面是该课程的核心知识点总结。
第一部分：化学反应的基本概念1.反应物和生成物：化学反应的起始物质称为反应物，经过反应转化而形成的物质称为生成物。
2.化学方程式：用化学式表示化学反应过程的方程式。
3.反应的宏观现象：气体的生成、溶液的颜色变化或是溶解度的改变等，可以作为宏观反应的观察指标。
4.反应的微观机理：化学键的形成和断裂，原子磁性的变化，以及电荷迁移等可以揭示反应的微观机理。
第二部分：化学反应的速率和能量变化1.反应的速率：反应速率衡量了反应物消耗或生成的速度，它与反应物浓度的变化率相关。
2.反应速率的影响因素：反应活性、温度、浓度、催化剂等都可以影响反应的速率。
3.反应动力学：研究反应速率与反应条件之间的关系。
4.反应的能量变化：反应过程中涉及能量的吸收和释放，反应物的能量差可以通过焓变来衡量。
第三部分：化学平衡和平衡常数1.化学平衡：当反应物和生成物的浓度达到一定比例，反应达到动态平衡状态。
2.平衡常数：反应物浓度与生成物浓度的比值关系称为平衡常数，根据平衡常数可以预测反应的进行方向。
3.平衡常数的影响因素：温度和压力可以影响平衡常数的数值。
4.平衡常数的计算：根据平衡常数的表达式可以计算出平衡常数的数值。
第四部分：酸碱中和反应1.酸碱概念：酸是能够释放H+离子的物质，碱能够释放OH-离子的物质。
2.中和反应：酸和碱之间有化学反应，生成盐和水的反应称为中和反应。
3.酸碱指示剂：能够通过颜色变化指示溶液中酸碱性质的物质。
4.酸碱滴定：通过滴定溶液中的酸碱物质，确定它们的摩尔比例。
第五部分：氧化还原反应1.氧化还原反应：涉及电子转移的化学反应称为氧化还原反应，其中氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
2.氧化还原反应的表示方式：半反应方程式将氧化和还原过程分别表示，化简后通过平衡反应物的酸碱性质来平衡整个反应方程式。
人教版高三一轮原创化学学案-化学反应原理知识点
《化學反應原理》知識點總結第一章：化學反應與能量變化1、反應熱與焓變：△H=H(產物)-H(反應物)2、反應熱與物質能量的關係3、反應熱與鍵能的關係△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和4、常見的吸熱、放熱反應⑴常見的放熱反應：①活潑金屬與水或酸的反應 ②酸堿中和反應 ③燃燒反應 ④多數的化合反應 ⑤鋁熱反應⑵常見的吸熱反應①多數的分解反應 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、反應條件與吸熱、放熱的關係： 反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯繫，而取決與反應物和產物具有的總能量（或焓）的相對大小。
能量反應過程 反應物的總能量 生成物的總能量反應過程總能量 總能量6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點：①放熱反應△H 為“-”，吸熱反應△H 為“+”，△H 的單位為kJ/mol②反應熱△H 與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H 的測定條件；絕大多數化學反應的△H 是在298K 、101Pa 下測定的，可不注明溫度和壓強。
③熱化學方程式中各物質化學式前面的係數僅表示該物質的物質的量，並不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。
必須注明物質的聚集狀態，熱化學方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學式前面的計量數必須與△H 相對應；當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符號相反。
7、利用蓋斯定律進行簡單的計算8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應 惰性電極：溶液中陰離子失電子（放電順序：I ->Br ->Cl ->OH -）陰極:（與電源的負極相連）發生還原反應，溶液中的陽離子得電子（放電順序：Ag +>Cu 2+>H +）注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子‧‧‧‧‧‧‧來表示②電解反應的總方程式要注明“通電”③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示⑵原電池：負極：負極本身失電子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ-① 溶液中陽離子得電子 Ｎm++m ｅ-→Ｎ正極： 2H ++2e -→H 2↑②負極與電解質溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH-（即發生吸氧腐蝕）書寫電極反應時要注意電極產物與電解質溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產物。
化学反应原理知识点总结
化学反应原理知识点总结化学反应是物质转化的过程，通过各种化学反应，我们可以制备新的物质，了解物质的性质并应用在各个领域。
本文将总结化学反应的一些重要原理知识点，希望能给读者提供一些有益的参考。
一、化学反应的基本概念1. 受体和给体：在化学反应中，某些物质接收其他物质的电子或氢离子，被称为受体；而另一些物质给予电子或氢离子，被称为给体。
2. 化学键的形成和断裂：化学反应中，分子中的化学键可以被形成或者断裂。
新的化学键形成会释放能量，而断裂化学键则需要吸收能量。
3. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中的电子转移。
氧化是指物质失去电子，还原则是指物质获得电子。
4. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱反应产生盐和水的过程。
酸会释放出H+离子，碱会释放出OH-离子，当两者相遇时，会在产生水和盐的同时中和。
二、化学反应速率1. 反应速率的定义：反应速率是指在单位时间内化学反应物质的消耗或生成量。
2. 影响反应速率的因素：影响反应速率的因素有反应物浓度、温度、催化剂等。
反应物浓度越大，反应速率也越快；温度越高，反应速率也越快；催化剂能够加速反应速率，降低反应的活化能。
3. 反应机理和反应速率方程：反应机理是指反应的详细步骤和中间体的生成和消失，在一些复杂反应中，可以通过研究反应机理来确定反应速率方程。
4. 反应速率与反应物浓度的关系：在反应速率方程中，反应速率正比于各个反应物的浓度。
当反应物浓度增加时，反应速率也会增加。
三、化学平衡和热力学1. 化学平衡的定义：化学平衡是指反应物和生成物之间浓度保持不变的状态。
化学平衡的关键在于反应物与生成物之间的反应速率相等。
2. 平衡常数和反应方向：平衡常数是反应物和生成物浓度的比值，在一定温度下保持不变。
反应的方向取决于反应物和生成物的浓度和平衡常数之间的关系。
3. Le Chatelier原理：Le Chatelier原理描述了当一个系统处于平衡状态时，当外界对其施加某种影响时，系统会产生反应以抵消这种影响。
化学反应高三知识点总结
化学反应高三知识点总结化学反应是高中化学学科的重要内容之一。
在高三化学学习过程中，学生需要掌握多种化学反应类型、反应方程的书写及平衡、化学反应速率和化学平衡等相关知识。
下面将对这些知识点进行总结。
一、化学反应的类型1. 合成反应合成反应是指两个或两个以上物质结合成为一个新物质的反应。
例如：2H₂ + O₂ → 2H₂O2. 分解反应分解反应是指一个化合物在适当条件下分解成两个或两个以上物质的反应。
例如：2H₂O → 2H₂ + O₂3. 单替反应单替反应是指一个元素和一个化合物反应，元素取代化合物中的另一个元素形成新物质的反应。
例如：Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂4. 双替反应双替反应是指两个化合物中的阳离子和阴离子互相交换位置形成新物质的反应。
例如：AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃5. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质之间电子的转移反应。
其中，氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。
例如：2Mg + O₂ → 2MgO二、反应方程的书写及平衡反应方程是描述化学反应发生过程的化学方程式。
在书写反应方程时，需要符合质量守恒和电荷守恒的原则。
平衡反应方程时，正确配平反应物和生成物的摩尔系数，使得反应物物质的摩尔数与生成物物质的摩尔数之间满足化学方程式的电子数目相等。
例如，平衡以下反应方程：N₂ + 3H₂ → 2NH₃三、化学反应速率化学反应速率指化学反应物质浓度的变化速率。
影响化学反应速率的因素主要有以下几个：1. 温度温度越高，反应速率越快。
因为高温使得反应物分子动能增加，碰撞频率和碰撞能量增加。
2. 浓度浓度越高，反应速率越快。
因为高浓度使得反应物分子碰撞频率增加，增加了反应的可能性。
3. 催化剂催化剂能够降低反应的反应活化能，提高反应速率。
4. 反应物的状态固体反应速率较慢，溶液反应速率较快，气体反应速率较快。
四、化学平衡化学平衡是指化学反应达到一种动态平衡的状态，反应物与生成物的物质摩尔浓度稳定。
化学反应高三知识点归纳
化学反应高三知识点归纳化学反应是化学学科中的重要内容，它涉及物质的转化、能量的释放与吸收以及反应速率等方面的知识。
在高中化学的学习中，深入了解和掌握化学反应的相关知识是至关重要的。
本文将从化学反应的基本概念、配平方程、反应类型以及反应速率等方面进行归纳总结。
一、化学反应的基本概念化学反应是物质在一定条件下发生的物质之间的相互作用过程。
它包括反应物、生成物、化学方程式和反应热等基本概念。
1. 反应物和生成物：反应物是参与化学反应的物质，反应过程中发生变化的物质，而生成物则是由反应物转化而来的物质。
2. 化学方程式：化学方程式是化学反应过程的描述，它表达了反应物与生成物的种类、摩尔比例及反应物和生成物之间的化学键的破裂和形成。
3. 反应热：反应热是指化学反应过程中释放或吸收的热量，它与反应物和生成物之间的键能有关。
二、化学反应方程的配平化学反应方程式需要进行配平，以保持质量守恒和电荷守恒。
配平方程的目的是使反应物与生成物的原子种类和数目保持一致。
常用的配平方法有试错法和代数法。
1. 试错法：通过尝试不同摩尔比例的反应物和生成物来平衡方程式。
需要注意的是，只能改变系数，不能改变化学式的元素。
2. 代数法：根据化学方程式中元素的个数，通过代数方程式求解得出平衡方程。
代数法需要列立方程组、解方程组、代入方程解并检验，是一种数学方法。
三、化学反应的类型化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应、化合反应、还原反应和氧化反应等多种类型。
1. 合成反应：两个或多个物质结合生成一个新的物质的反应。
例如：2H2 + O2 → 2H2O。
2. 分解反应：一个物质在一定条件下分解成两个或更多的物质。
例如：2KClO3 → 2KCl + 3O2。
3. 置换反应：一种或多种元素被另一种元素所取代的反应。
例如：2Al + 3CuCl2 → 3Cu + 2AlCl3。
4. 化合反应：两种或两种以上物质结合生成新的化合物的反应。
高三化学反应原理知识点
高三化学反应原理知识点化学反应是化学学科的核心内容之一，也是高三化学考试的重点。
了解和掌握化学反应的原理和相关知识点对于学生来说至关重要。
下面将介绍高三化学反应原理的几个主要知识点。
1. 反应速率反应速率指单位时间内反应物浓度的变化率。
主要影响反应速率的因素有浓度、温度、催化剂和表面积等。
浓度越高，反应速率越快；温度升高，反应速率也相应增加；催化剂能提高反应速率，而表面积的增加则使反应更容易进行。
2. 化学平衡化学平衡是指反应物与生成物浓度之间达到一定比例时，反应速率前后保持不变的状态。
平衡常数用于描述反应物浓度的相对大小。
平衡常数大于1表示生成物浓度较高，反应趋向于产生更多生成物；小于1表示反应物浓度较高，反应趋向于保持反应物的相对稳定。
3. 化学反应的能量变化化学反应过程中会伴随能量的转化。
吸热反应是指吸收了周围环境的热量，使得反应物的能量增加；放热反应则是指释放出热量，使得反应物的能量减少。
化学反应的能量变化可以通过焓变和反应焓变来描述。
4. 速率常数和反应动力学速率常数表示单位时间内反应物浓度减少的比例。
反应动力学研究了反应速率与反应物浓度的关系。
一般来说，反应速率与反应物浓度成正比，可以用速率方程来描述。
5. 化学平衡和化学反应条件化学平衡受到反应条件的影响。
改变温度、浓度和压力等条件可以使反应物和生成物浓度发生变化，进而改变化学平衡的位置。
Le Chatelier原理可以帮助我们理解和预测这种变化。
温度增加时，平衡常数的大小将随之变化，从而影响反应的方向。
6. 酸碱中和反应和氧化还原反应酸碱中和反应是指酸和碱发生反应形成盐和水。
氧化还原反应是指电子的转移过程，包括氧化剂和还原剂的参与。
这两种类型的反应在化学实验中非常常见，对于了解化学反应的原理非常重要。
以上介绍了高三化学反应原理的几个主要知识点。
通过深入理解和掌握这些知识点，学生们能够更好地应对化学考试，提高学习成绩。
希望本文对你有所帮助。
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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NH4Cl与Ba(OH)2•8H2O 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)与注意： 放热反应不一定常温下就自发进行，可能需要加热或点燃条件。
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>03、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。
三、燃烧热、热值与中和热：1．燃烧热：在1atm下，1mol物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准燃烧热。
（物质完全燃烧是指含有的氮元素转化为N2（g），氢元素转化为H2O(l)，碳元素转化为CO2(g)2、热值：在1atm下，1g物质完全燃烧的反应热叫做该物质的热值。
（糖类、脂肪、蛋白质中热值最高的是脂肪）3、中和热：是指在稀溶液中的强酸和强碱反应生成1mol水时（无沉淀或气体生成）的反应热。
H+（aq）+ OH-(aq) == H2O(l) ; △H= —57.3kJ/mol注意：（1）稀硫酸和稀Ba(OH)2反应生成1molH2O 时：（2）浓硫酸的稀NaOH反应生成1molH2O时：（3）有稀的弱酸或弱碱发生中和反应生成1molH2O时：四、反应热的测定：1、用量热计进行测定（具体见课本P6）2、盖斯定律及其应用：一个化学反应，不论是一步完成还是分几步完成，其总的热效应是完全相同的。
例题：科学家盖斯曾提出：“不管化学过程是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的。
”利用盖斯定律可测某些特别反应的热效应。
① P4(s,白磷)+5O2(g)=P4O10 (s)△H1=-2983.2kJ/mol② P (s,红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10 (s)；△H2=-738.5kJ/mol则白磷转化为红磷的热化学方程式。
相同的状况下，能量较低的是；白磷的稳定性比红磷（添“高”或“低”）。
例题：已知在298K时，C（石墨）、CO(g)燃烧的热化学方程式如下：C（石墨）+O2(g) == CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol CO（g）+1/2O2(g) == CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol试求反应C（石墨）+1/2O2(g)== CO（g）的焓变△H33、利用键能进行计算：例题：.CH3-CH3→CH2=CH2+H2，有关化学键的键能如下：试计算该反应的反应热。
五、能源：1、化石能源：煤、石油、天然气；缺点：蕴藏量有限，不能再生，利用率低，污染环境。
2、新能源：太阳能、氢能、地热能、风能、生物质能等，特点：资源丰富、可再生，无污染或少污染。
六、化学能与电能的转化：1、原电池与电解池的反应原理比较：原电池：将自发进行的氧化还原反应分开在两极上进行，使电子的转移通过导线定向移动形成电流，从而实现化学能向电能的转变。
电解池：利用外电源使氧化还原反应（一般不能自发进行）分开在两极上进行，从而将电能转化为化学能。
2、原电池与电解池的构造比较：3、常见的原电池4、电解规律：（1）阴阳两极的放电顺序：阴极：阳极：（2）常见的电解类型（阴阳极均采用惰性电极）：5、原电池原理和电解原理的应用：（1）原电池原理的应用：金属的腐蚀：化学腐蚀：电化学腐蚀：钢铁的吸氧腐蚀：钢铁的析氢腐蚀：金属的防护：覆盖保护层、改变内部结构、利用原电池原理、利用电解原理加快反应速率：（2）电解原理的应用：I:氯碱工业：实验原理：化学反应_________________________离子反应_________________________实验装置：实验现象及产物的检验：阴极区：阳极区：饱和食盐水的精制：泥沙、SO42-、Ca2+、Mg2+的去除：II：铜的电解精炼（或其它金属的电解精炼）：粗铜中含Zn、Fe、Ag、Au等杂质原理：阳极：粗铜，电极反应：Cu-2e- = Cu2+(主要)，Zn-2e-=Zn2+Fe-2e-=Fe2+( 次要)阴极：Cu2++2e-=Cu 电解质溶液：CuSO4溶液阳极泥：III：电镀：阴极：镀件阳极：镀层金属电镀液：含镀层金属阳离子的盐溶液作电镀液特点：理论上电镀液的组成及酸碱性保持不变IV：电解熔融盐制活泼金属：见化学与技术P37页钠：镁：铝：V：电解法测阿伏加德罗常数：见实验化学P70页VI：法拉第定律和法拉第常数的测定：见化学与技术P31页VII：海水的淡化：膜法淡化海水：见化学与技术P13页膜法电解Na2SO4溶液制硫酸和NaOH：见化学与技术P32页第7题专题二：化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率1．表示方法：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示公式：v＝△c/△t 单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)注意：①由于反应过程中，随着反应的进行，物质的浓度不断地发生变化（有时温度等也可能变化），因此在不同时间内的反应速率是不同的。
通常我们所指的反应速率是指平均速率。
②同一化学反应的速率可以用不同物质浓度的变化来表示，其数值不一定相同，但都表示该反应的反应速率。
其数值之比等于化学计量数之比：对于反应：mA＋nB pC＋qD则有：V A∶V B∶V C∶V D＝m∶n∶p∶q③固体或纯液体（或溶剂）的浓度为常数，一般不用来表示反应速率④同一个反应的速率在一段时间内：一般靠前时间段内的反应速率比靠后时间段内的反应速率快，因为浓度随反应进行而减小。
（但有些放热反应一开始由于温度升高，反应速率可能先加快后再减慢。
）2．有效碰撞（1）有效碰撞是指能发生化学反应的碰撞，发生有效碰撞的分子具有足够的能量，且具有合适的取向。
（2）活化分子是指有可能发生有效碰撞的分子。
活化分子的能量比反应物分子的平均能量高。
（3）活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差称为活化能3．影响化学反应速率的因素影响速率的因素有内部与外部因素，内因由参加反应的物质的性质决定，是主要因素。
外部因素：当反应一定时，外部因素对反应的影响。
（1）浓度：其它条件不变时，增大反应物（或生成物）浓度，可以增大反应速率。
（从微观上看是单位体积内活化分子个数增多）注意：①对固体，反应速率与其表面积大小有关，一般认为其浓度为一常数，它的量的多少对速率无影响，但固体颗粒大小对反应速率有影响。
纯液体浓度也可看成是一常数。
②对可逆反应而言，在增大反应物浓度的瞬间，v 正突然增大后减小，v逆不变后增大（2）温度：其它条件不变时，升高温度可以加快反应速率；降低温度可以减小反应速率。
（从微观上看是增大了活化分子百分数）注意：①一般温度每升高10℃，反应速率增大为原来的2～4倍。
②对可逆反应而言，升高温度可使正逆反应速率同时增大，但吸热方向速率增大的倍数更大。
（3）压强：对于有气体参加的反应，其它条件不变时，增大压强可以增大反应速率；减小压强，可以减小化学反应速率。
（从微观上看是增大了单位体积内的活化分子个数）注意：①对可逆反应而言，增大压强可同时增大正逆反应速率，但气体体积缩小方向的速率增大的倍数更大。
（4）催化剂：使用合适催化剂能同等程度地影响正逆反应速率。
（不会导致化学平衡的移动。
）（从微观上看是增大了活化分子百分数）注意：①催化剂增大化学反应速率的原因是催化剂通过参与化学反应，改变了化学反应途径，（降低了反应的活化能）使化学反应速率加快。
催化剂本身在反应前后质量保持不变。
②酶的催化作用：（5）其他：如：颗粒纯度：与稀酸反应，粗锌比纯锌快（形成原电池）；激光、射线、超声波、紫外线等。
二：化学反应的方向：1、反应方向的判据：能量判据：能量从高到低，焓变ΔH<0熵变判据：混乱度：从有序到无序，熵变ΔS>0（熵变从小到大的过程：S→l→g；固体溶解；气体分子数增多）2、反应方向的判断：ΔH<0、ΔS>0：反应自发进行ΔH>0、ΔS<0：反应不自发ΔH>0、ΔS>0：高温为自发ΔH<0、ΔS<0：低温下自发注意：①自发反应不一定在任何条件下都能发生，有些自发反应需要在一定条件下才能发生。
非自发反应并不是一定不能反应，在一定条件下，非自发反应也可能发生（如电解）②反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定发生或发生的速率的大小。
三、化学平衡：一定条件下可逆反应达到最大反应限度时即达到了化学平衡。
1．化学平衡状态（1）概念：化学平衡状态是指一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
（2）特征：逆、等、动、定、变2．平衡状态的判断①同种物质的V正=V逆②各组分的浓度（或百分含量或体积分数）保持不变（注意非相等或与系数成比例③压强：等体反应_________ 非等体反应_________恒容时气体密度：全部为气体物质_________ 部分为气体物质_________气体的平均分子量：体系的颜色：(体系的颜色变化是否一定有平衡的移动？)3．化学平衡常数：生成物系数次方的乘积比上反应物系数次方的乘积注意：①一个反应的化学平衡常数只与温度有关，与浓度、压强等无关。