化学反应原理方程式及重点

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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。

化学反应知识点

化学反应知识点化学反应是指物质发生变化并产生新的物质的过程。

在化学反应中，原有的化学键被破坏，新的化学键形成，原子重新排列组合，从而形成新的物质。

化学反应是化学变化的基本形式，对于理解和应用化学知识具有重要意义。

本文将介绍一些化学反应的基本概念和常见类型。

一、基本概念1. 反应物和生成物在化学反应中，参与反应的原始物质称为反应物，反应过程中合成的新物质称为生成物。

反应物和生成物在反应前后物质组成和性质发生变化，是化学反应的核心内容。

2. 反应方程式反应方程式是用化学式表示化学反应过程的公式。

其中，反应物写在反应箭头的左侧，生成物写在反应箭头的右侧，反应箭头表示反应的方向。

例如，氢气和氧气反应生成水的反应方程式可以表示为：2H2 + O2 → 2H2O。

反应方程式还可以用化学式的系数表示反应物和生成物的摩尔比例关系。

上述反应方程式中，系数2表示2个氢气分子与1个氧气分子反应生成2个水分子。

3. 反应热反应热是化学反应过程中释放或吸收的热量。

根据反应热的大小，化学反应可以分为放热反应和吸热反应。

放热反应指在反应过程中释放热量，反应热为负值；吸热反应指在反应过程中吸收热量，反应热为正值。

二、常见类型1. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质中的原子失去或获得电子的过程。

其中，失去电子的物质称为氧化剂，获得电子的物质称为还原剂。

在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂之间发生电子转移，导致原子的氧化态和还原态发生变化。

例如，将铜与硫反应：2Cu + S → Cu2S在此反应中，铜的氧化态由0增加到+2，硫的氧化态由0减少到-2。

铜被氧化为Cu2+离子，硫被还原为S2-离子。

2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程。

在酸碱中和反应中，酸和碱分别失去和获得质子（氢离子），生成中间产物（盐）和水。

例如，盐酸与氢氧化钠发生中和反应：HCl + NaOH → NaCl + H2O在此反应中，盐酸失去一个质子（H+），氢氧化钠获得一个质子（H+）。

高考化学化学反应原理的综合热点考点难点附答案

高考化学化学反应原理的综合热点考点难点附答案一、化学反应原理1．三草酸合铁酸钾K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 是一种绿色晶体，易溶于水，难溶于乙醇等有机溶剂，光照或受热易分解。

实验室要制备K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 并测定2-24C O 的含量。

请回答下列相关问题。

I ．FeC 2O 4·2H 2O 的制备向烧杯中加入5.0g(NH 4)2Fe(SO 4)2·6H 2O 、15mL 蒸馏水、1mL3moL/L 的硫酸，加热溶解后加入25mL 饱和H 2C 2O 4溶液，继续加热并搅拌一段时间后冷却，将所得FeC 2O 4·2H 2O 晶体过滤、洗涤。

（1）制备FeC 2O 4·2H 2O 时，加入3mol ／L 硫酸的作用是________________________。

II ．K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 的制备向I 中制得的FeC 2O 4·2H 2O 晶体中加入10mL 饱和K 2C 2O 4溶液，水浴加热至40℃，缓慢加入过量3％的H 2O 2溶液并不断搅拌，溶液中产生红褐色沉淀，H 2O 2溶液完全加入后将混合物加热煮沸一段时间，然后滴加饱和H 2C 2O 4溶液使红褐色沉淀溶解。

向溶液中再加入10mL 无水乙醇，过滤、洗涤、干燥。

（2）制备过程中有两个反应会生成K 3[Fe(C 2O 4)3]，两个化学方程式依次是：______________________、2Fe(OH)3+3K 2C 2O 4+3H 2C 2O 4=2K 3[Fe(C 2O 4)3]+6H 2O 。

（3）H 2O 2溶液完全加入后将混合物加热煮沸一段时间的目的是______________________。

III ．2-24C O 含量的测定称取0.22g Ⅱ中制得的K 3[Fe(C 2O 4)3]·3H 2O 晶体于锥形瓶中，加入50mL 蒸馏水和15mL3mol ／L 的硫酸，用0.02000mol ／L 的标准KMnO 4溶液滴定，重复3次实验平均消耗的KMnO 4溶液体积为25.00mL 。

《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。

高中化学反应方程式总结

高中化学反应方程式总结化学反应方程式是描述化学反应中反应物转化为产品的化学方程式。

它由反应物和生成物之间的化学式组成，同时还包括反应条件和反应物的状态。

在高中化学中，学生们通常会接触到多种类型的反应方程式，包括酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应、合成反应、分解反应等等。

以下是对这些常见的反应方程式进行总结和解释。

1.酸碱中和反应酸碱中和反应是酸和碱反应，生成盐和水。

它的一般方程式可以表示为：酸+碱→盐+水例如：HCl+NaOH→NaCl+H₂O其中，HCl是酸，NaOH是碱，NaCl是盐，H₂O是水。

2.氧化还原反应氧化还原反应是指反应物中的原子氧化态发生改变的化学反应。

氧化态的改变是通过电子的转移实现的。

其中，被氧化的物质被称为还原剂，用来氧化其他物质；而用来被氧化的物质被称为氧化剂，用来还原其他物质。

一般的氧化还原反应可以表示为：氧化剂+还原剂→氧化产物+还原产物例如：2Na+Cl₂→2NaCl其中，Cl₂是氧化剂，Na是还原剂，NaCl是氧化产物。

3.置换反应置换反应是指一个原子或原子团在反应中取代了另一个原子或原子团的反应。

一般的置换反应可以表示为：A+BC→AC+B例如：Zn+2HCl→ZnCl₂+H₂其中，Zn是A，HCl是BC，ZnCl₂是AC，H₂是B。

4.合成反应合成反应是指两个或多个反应物结合形成单一化合物的反应。

一般的合成反应可以表示为：A+B→AB例如：2Na+Cl₂→2NaCl其中，Na是A，Cl₂是B，NaCl是AB。

5.分解反应分解反应是指一个化合物分解成两个或更多物质的反应。

AB→A+B例如：2H₂O→2H₂+O₂其中，H₂O是AB，H₂和O₂是A和B。

以上总结的只是常见的几个高中化学反应方程式，实际上在化学中还有许多其他类型的反应，如酯化反应、脱水反应、加成反应、消除反应等等。

不同类型的反应方程式可以帮助我们理解和解释化学反应的过程和结果。

通过学习化学反应方程式，我们可以了解反应物和生成物之间的化学变化，掌握化学反应的平衡和速率。

四大基本反应类型及化学方程式

四大基本反应类型知识详解一、化合反应1.概念化合反应是由两种或两种以上物质生成另一种物质的反应。

2.特点（多变一）A+B+...=C（化合价可变可不变）（1）生成物是一种物质。

（2）反应物不止一种物质。

（3）生成物一定要有固定组成，是纯净物。

3.判断判断一个反应是不是化合反应要基于化合反应的概念及反应特点，以此反应能够发生为前提，然后与化合反应的所有特点相对照，只有同时具有三个反应特点，才能确定为化合反应。

否则，不能列入化合反应。

二、分解反应1.概念分解反应是由一种物质生成两种或两种以上其他物质的反应。

2.特点（一变多）A=B+C+...（化合价可变可不变）（1）反应物是一种物质。

（2）生成物不止一种物质。

（3）反应物有固定组成，是纯净物。

3.判断反应能发生的前提下，看此反应是否具有分解反应的三个特点。

三、置换反应1.概念置换反应是由一种单质跟一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。

2.特点A+BC=AC+B简记为“一换一”。

（1）反应物和生成物都是两种物质。

（2）反应物是一种单质和一种化合物，生成物是另一种单质和另一种化合物。

3.判断注意：（1）反应物一定是单质与化合物；但有单质和化合物参加的反应不一定是置换反应。

如CH4+2O2CO2+2H2O。

（2）生成物一定是单质与化合物。

但有单质和化合物生成的反应不一定是置换反应。

如CO+CuO Cu+CO2。

4.典型反应置换反应根据反应发生的环境可分为在溶液中和干态下的置换反应。

（1）溶液中的置换反应：金属+酸=盐+H2↑，（2）溶液中的置换反应：金属+盐溶液=盐+金属，（3）干态下的置换反应：初中所学的有还原氧化铜的反应。

注：置换反应的美丽动图四、复分解反应1.概念复分解反应是由两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应。

2.特点AB+CD=AD+CB（化合价不变）（1）生成物、反应物都是两种物质。

（2）所有的生成物和反应物都是化合物。

化学反应的知识点

化学反应的知识点化学反应是化学领域中最基本的概念之一。

它描述了物质之间的转化过程，涉及原子和分子之间的重排和结合。

本文将介绍一些化学反应的基本知识点，包括反应类型、反应速率、反应平衡和化学方程式等。

一、反应类型化学反应可以分为不同的类型，包括合成反应、分解反应、置换反应和氧化还原反应等。

1. 合成反应：合成反应是指两个或多个物质结合形成一个新物质的反应。

例如，2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) 描述了氢气和氧气反应生成水的过程。

2. 分解反应：分解反应是指一个物质分解成两个或多个较简单的物质的反应。

例如，2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) 描述了水分解成氢气和氧气的过程。

3. 置换反应：置换反应是指一个元素被另一个元素取代的反应。

例如，2Na(s)+ Cl2(g) → 2NaCl(s) 描述了钠和氯气反应生成氯化钠的过程。

4. 氧化还原反应：氧化还原反应是指电子的转移过程。

氧化是指物质失去电子，还原是指物质获得电子。

例如，2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s) 描述了氯气从0价被氧化为-1价，钠从0价被还原为+1价的过程。

二、反应速率反应速率是指单位时间内反应物消失或生成物产生的数量。

反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。

1. 温度：温度的升高会增加反应物分子的平均动能，促进碰撞频率和能量，从而加快反应速率。

2. 浓度：反应物浓度的增加会增加碰撞频率，从而加快反应速率。

3. 催化剂：催化剂是一种能够改变反应速率但本身不参与反应的物质。

催化剂通过提供新的反应路径或降低反应活化能来加速反应速率。

4. 表面积：反应物的表面积越大，反应物分子之间的碰撞频率越高，从而加快反应速率。

三、反应平衡在化学反应中，反应物和生成物之间会达到一种动态平衡状态。

反应平衡的特点是反应物和生成物的浓度保持不变，但反应仍在进行。

1. 平衡常数：平衡常数描述了反应物和生成物浓度之间的比例关系。

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。

高中化学各反应公式

高中化学各反应公式1.氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中的电子转移过程。

反应中氧化剂得到电子，另一物质则失去电子，称为还原剂。

常见的氧化还原反应包括：-燃烧反应：燃料与氧气反应生成二氧化碳和水。

例如：C3H8+5O2→3CO2+4H2O-金属与非金属氧化物反应：金属与非金属氧化物反应生成金属氧化物。

例如：2Mg+O2→2MgO-金属与酸反应：金属与酸反应生成盐和氢气。

例如：Zn+2HCl→ZnCl2+H22.酸碱反应：酸碱反应是指酸与碱反应生成盐和水的化学反应。

常见的酸碱反应包括：-酸与碱反应：酸和碱的中和反应。

例如：HCl+NaOH→NaCl+H2O-酸与金属碱反应：酸与金属碱反应生成盐和水。

例如：2HCl+Mg(OH)2→MgCl2+2H2O-酸与碳酸盐反应：酸与碳酸盐反应生成盐、水和二氧化碳。

例如：H2SO4+CaCO3→CaSO4+H2O+CO23.氧化反应：氧化反应是指物质中的氧原子数增加的反应。

常见的氧化反应包括：-金属与氧气反应：金属与氧气反应生成金属氧化物。

例如：2Mg+O2→2MgO-非金属与氧气反应：非金属与氧气反应生成氧化物。

例如：C+O2→CO2-有机物的燃烧反应：有机物与氧气反应生成二氧化碳和水。

例如：C3H8+5O2→3CO2+4H2O4.还原反应：还原反应是指物质中的氧原子数减少的反应。

常见的还原反应包括：-金属与非金属氧化物反应：金属与非金属氧化物反应生成金属。

例如：2Fe2O3+3C→4Fe+3CO2-金属与酸反应：金属与酸反应生成氢气。

例如：Zn+2HCl→ZnCl2+H2-还原剂还原反应：还原剂失去电子，被氧化剂得到电子。

例如：2Na+Cl2→2NaCl5.沉淀反应：沉淀反应是指反应物中溶解度较低的产物在溶液中析出而生成的反应。

常见的沉淀反应包括：-阴离子交换反应：两种溶液中有交换离子的反应。

例如：AgNO3+NaCl→AgCl↓+NaNO3-阳离子交换反应：两种溶液中有交换离子的反应。

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。

化学反应的知识点总结

化学反应的知识点总结化学反应是化学领域中的重要概念，它描述了物质之间发生的变化过程。

本文将对化学反应的一些基本知识点进行总结和讨论，包括反应类型、化学方程式的表示、反应速率和平衡等内容。

一、反应类型化学反应可以分为不同的类型，包括合成反应、分解反应、置换反应和双替反应。

合成反应指的是两个或多个物质结合形成一个新的物质。

例如，2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) 表示了氢气和氧气反应生成水的合成反应。

分解反应则是相反的过程，一个物质分解成两个或多个不同的物质。

例如，2H2O(g) → 2H2(g) + O2(g) 表示了水分解成氢气和氧气的分解反应。

置换反应是指一个元素或基团被另一个元素或基团替换的反应。

例如，Cu(s) + 2AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s) 表示了铜和银离子发生置换反应。

双替反应则是两个化合物中的阳离子和阴离子相互交换的反应。

例如，NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s) 表示了氯化钠和硝酸银发生双替反应。

二、化学方程式的表示化学方程式是用化学式和符号表示化学反应的方式。

化学式表示了反应物和生成物的组成，符号则表示了反应的条件和状态。

例如，H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) 表示了氢气和氯气反应生成盐酸气体的化学方程式。

化学方程式中的系数表示了反应物和生成物的摩尔比例关系，可以用来平衡化学方程式。

平衡化学方程式是指反应物和生成物之间的摩尔比例关系保持不变的化学方程式。

三、反应速率反应速率是指化学反应中物质转化的速度。

它可以通过反应物消耗的速度或生成物产生的速度来表示。

反应速率受到多种因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂和表面积等。

反应物浓度越高、温度越高、催化剂越多、表面积越大，反应速率就越快。

反应速率可以通过实验测定得到，通常用反应物浓度随时间的变化来表示。

四、平衡化学反应中的平衡是指反应物和生成物之间的摩尔比例关系保持不变的状态。

化学反应原理方程式及重点

化学反应原理方程式及重点一、电解1.电解池两极放电顺序：阳极：活性电极>S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根阴极：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+(水)Al3+>Mg2+>Na+>Ca2 +>K+2.用惰性电极电解硫酸、NaOH溶液、KNO3溶液阳极：4OH-→O2↑+2H2O+4e-阴极：2H++2e-→H2↑总反应：2H2O通电2H2↑+O2↑3.用惰性电极电解盐酸阳极：2Cl-→Cl2↑+2e-阴极：2H++2e-→H2↑总反应：2HCl通电H2↑+Cl2↑4.用惰性电极电解饱和食盐水阳极：2Cl-→Cl2↑+2e-阴极：2H++2e-→H2↑总反应：2NaCl+2H2O通电2NaOH+H2↑+Cl2↑5.用惰性电极电解CuSO4溶液阳极：4OH-→O2↑+2H2O+4e-阴极：Cu2++2e-→Cu总反应：2CuSO4+2H2O通电2Cu+O2↑+2H2SO46.用惰性电极电解熔融Al2O3阳极：2O2-→O2↑+4e-阴极：Al3++3e-→Al总反应：2Al2O3通电4Al+3O2↑7.给铜钉镀铁，设计电池，指明电极材料，写出电极反应式阳极（铁）Fe→Fe2++2e-阴极（铜钉）Fe2++2e-→Fe8.设计电池Cu+2H2O=Cu(OH)2↓+H2↑（用铜作阳极电解硫酸）阳极（铜）Cu→Cu2++2e-阴极（石墨）2H++2e-→H2↑总反应：Cu+2H2O通电Cu(OH)2↓+H2↑9、用铁作阳极电解NaCl溶液阳极：Fe→Fe2++2e-阴极：2H++2e-→H2↑总反应：Fe+2H2O通电Fe(OH)2↓+H2↑10、用银作阳极电解盐酸阳极：2Ag→2Ag++2e-阴极：2H++2e-→H2↑总反应：Mg+2H+=Mg2++H2↑6.Mg—Al—NaOH溶液负极(Al)：2Al→2Al3++6e-正极(Mg)：6H2O+6e-→3H2↑+6OH-总反应：2Al+2OH-+6H2O=2[Al(OH)4]-+3H2↑7、CH4—O2—硫酸负极：CH4+2H2O→CO2+8H++8e-正极：2O2+8H++8e-→4H2O总反应：CH4+2O2=CO2+2H2O8、CH4—O2—NaOH溶液负极：CH4+10OH-→CO32-+7H2O+8e-正极：2O2+4H2O+8e-→8OH-总反应：CH4+2O2+2OH-=CO32-+3H2O9、CH3OH—O2—硫酸负极：2CH3OH+2H2O→2CO2+12H++12e-正极：3O2+12H++12e-→6H2O总反应：2CH3OH+3O2=2CO2+4H2O10、CH3OH—O2—NaOH溶液负极：2CH3OH+16OH-→2CO32-+12H2O+12e-正极：3O2+6H2O+12e-→12OH-总反应：2CH3OH+3O2+4OH-=2CO32-+6H2O11、Al—O2—海水负极：4Al→4Al3++12e-正极：3O2+6H2O+12e-→12OH-总反应：4Al+3O2+6H2O=Al(OH)3↓三、电解质溶液1.H2SO3的电离方程式：H2SO3H++HSO3-HSO3-H++SO32-2.泡沫灭火器用于灭火的离子方程式Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑4.碳酸钠溶液中离子浓度顺序：[Na+]>[CO32-]>[OH-]>[HCO3-]>[H+]电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[OH-]+[HCO3-]+2[CO32-]物料守恒式：[Na+]=2([CO32-]+[HCO3-]+[H2CO3])质子守恒式：[H+]+[HCO3-]+[H2CO3]=[OH-]5.碳酸氢钠溶液中离子浓度顺序：[Na+]>[HCO3-]>[OH-]>[H+]>[CO32-]电荷守恒式：[Na+]+[H+]=[OH-]+[HCO3-]+2[CO32-]物料守恒式：[Na+]=[CO32-]+[HCO3-]+[H2CO3]质子守恒式：[H+]+[H2CO3]=[OH-]+[CO32-]6.写出下列常见反应的离子方程式①碳酸钙溶于醋酸CaCO3+2CH3COOH=Ca2++2CH3COO-+CO2↑+H2O②澄清石灰水与少量苏打溶液反应Ca2++CO32-=CaCO3↓③钠与水的反应：2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑④过氧化钠与水的反应2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑⑤氯气与水的反应：Cl2+H2O=H++Cl-+HClO⑥用烧碱溶液吸收多余的氯气2OH-+Cl2=Cl-+ClO-+H2O⑦漂白粉溶液在空气中久置变质Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO2HClO=2HCl+O2↑⑧实验室用浓盐酸与MnO2反应制氯气MnO2+2Cl-+4H+Mn2++Cl2↑+2H2O⑨Na2CO3溶液中通入少量CO2CO32-+CO2+H2O=2HCO3-⑩氢氧化钙溶液和碳酸氢镁反应2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+氯化铝溶液中加入过量氨水Al3++3NH3H2O=Al(OH)3↓+3NH4+把硫酸铝溶液逐滴滴入NaOH溶液中直至过量Al3++4OH-=[Al(OH)4]-3[Al(OH)4]-+Al3+=4Al(OH)3↓把NaOH溶液逐滴滴入硫酸铝溶液中直至过量Al3++3OH-=Al(OH)3↓Al(OH)3+OH-=[Al(OH)4]-NO2气体溶于水：3NO2+H2O=2HNO3+NO铜与稀硝酸反应3Cu+2NO3-+8H+=3Cu2++2NO↑+4H2O 铜与浓硝酸反应Cu+2NO3-+4H+=Cu2++2NO2↑+2H2O向稀NaOH溶液中加入氨水OH-+NH4+=NH3H2O向NaOH溶液中加入氨水并加热OH-+NH4+NH3↑+H2O碳酸氢钙溶液中滴入少量NaOH溶液OH-+HCO3-+Ca2+=CaCO3↓+H2O碳酸氢钙溶液中滴入过量NaOH溶液Ca2++2HCO3-+2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O氢氧化钡溶液与足量碳酸氢钠溶液反应Ba2++2OH-+2HCO3-=BaCO3↓+CO32-+2H2O氢氧化钡溶液与少量碳酸氢钠溶液反应HCO3-+OH-+Ba2+=BaCO3↓+H2O7、明矾的净水原理Al(OH)3+3H+，Al(OH)3胶体可以吸附水中8、溶液蒸干灼烧的问题蒸干AlCl3Al(OH)3Al2O3蒸干FeCl3Fe(OH)3Fe2O3灼烧灼烧Al2(SO4)Al蒸干2(SO4)【H2SO4不挥发】Na2CO3Na2CO蒸干3NaHCO3Na蒸干2CO3Na2SO3Na2蒸干SO4(+4价的S具有还原性，被空气中的氧气氧化)9、配制溶液①配置AlCl3溶液：将AlCl3固体溶于较浓盐酸再加水稀释至所需的浓度（防止Al3+水解）②配置FeSO4溶液：A.加铁粉（防止Fe2+被氧化）B.加稀硫酸（抑制Fe2+水解）10、①AlCl3溶液与Na2CO3溶液混合2Al3++CO32-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2O+3CO2↑②AlCl3溶液与Na2S溶液混合2Al3++S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑③FeCl3溶液与Na2S溶液混合2Fe3++S2-=2Fe2++S（氧化还原）11、晶体的制备（AlCl3·6H2O晶体）AlCl3溶液AlCl3·6H2O晶体在HCl气氛中，将溶液蒸发加热，冷却结晶。

高二化学化学反应原理内容

高二化学化学反应原理内容化学最重要的就是反应了，那么你知道化学反应原理的内容吗，下面给大家分享一些关于高二化学化学反应原理内容，希望对大家有所帮助。

高二化学化学反应原理1第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。

一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。

用符号Q 表示。

(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。

Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。

(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。

实验室经常测定中和反应的反应热。

2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。

(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。

(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。

初中化学必背反应方程式汇总(按反应类型)

初中化学必背反应方程式汇总（按反应类型）一、置换反应：（1）定义：一换一（２）基本形式：Ａ＋ＢＣ＝ＡＣ＋Ｂ酸与金属反应：Zn+H2SO4==ZnSO4+H2↑Fe+H2SO4 ==FeSO4+H2↑Mg+2HCl==MgCl2+H2↑盐与金属反应：2Al+3CuSO4==Al2(SO4)3+3Cu CuSO4+Zn==ZnSO4+Cu1、锌和稀硫酸反应：Zn + H2SO4 === ZnSO4 + H2↑2、镁和稀硫酸反应：Mg + H2SO4 === MgSO4 + H2↑3、铝和稀硫酸反应：2Al + 3H2SO4 === Al2(SO4)3 + 3H2↑4、锌和稀盐酸反应：Zn + 2HCl === ZnCl2 + H2↑5、镁和稀盐酸反应：Mg+ 2HCl === MgCl2 + H2↑6、铝和稀盐酸反应：2Al + 6HCl === 2AlCl3 + 3H2↑1－6的现象：有气泡产生。

7、铁和稀盐酸反应：Fe + 2HCl === FeCl2 + H2↑8、铁和稀硫酸反应：Fe + H2SO4 === FeSO4 + H2↑7－8的现象：有气泡产生，溶液由无色变成浅绿色。

9、铁与硫酸铜反应：Fe+CuSO4==Cu+FeSO4现象：铁条表面覆盖一层红色的物质，溶液由蓝色变成浅绿色。

(古代湿法制铜及“曾青得铁则化铜”指的是此反应)10、锌片放入硫酸铜溶液中：CuSO4+Zn==ZnSO4+Cu现象：锌片表面覆盖一层红色的物质，溶液由蓝色变成无色。

11、铜片放入硝酸银溶液中：2AgNO3+Cu==Cu(NO3)2+2Ag现象：铜片表面覆盖一层银白色的物质，溶液由无色变成蓝色。

（3）金属氧化物＋木炭或氢气→金属＋二氧化碳或水12、焦炭还原氧化铁：3C+ 2Fe2O3 == 4Fe + 3CO2↑13、木炭还原氧化铜：C+ 2CuO == 2Cu + CO2↑现象：黑色粉未变成红色，澄清石灰水变浑浊。

选修4 化学反应原理1--4各章知识点详细总结

选修4 化学反应原理1—4章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。

2、符号：△H3、单位：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧C+CO2, H2+CuO酸碱中和反应C+H2O金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.[总结]书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。

（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。

（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。

（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。

三、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。

化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。

初中化学反应方程式总结

初中化学反应方程式总结化学是一门研究物质变化和转化的科学，而反应方程式是化学反应中用化学式和符号表示的化学变化过程。

掌握反应方程式对于化学学习的进展非常重要。

本文将总结初中化学中常见的反应方程式，帮助读者更好地掌握这一知识点。

一、酸碱反应方程式酸碱反应是指酸和碱之间的化学反应。

常见的酸碱反应方程式有以下几种形式：1. 酸与碱中和反应：酸 + 碱→ 盐 + 水例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O2. 碱金属与酸反应：硷金属 + 酸→ 盐 + 氢气例如：2Na + 2HCl → 2NaCl + H23. 碳酸盐与酸反应：碳酸盐 + 酸→ 盐 + 二氧化碳 + 水例如：CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O二、氧化还原反应方程式氧化还原反应是指电子在反应中的转移过程，包括氧化和还原两个方面。

常见的氧化还原反应方程式有以下几种形式：1. 金属与非金属氧化物反应：金属 + 氧化物→ 金属氧化物例如：2Mg + O2 → 2MgO2. 非金属与金属氧化物反应：非金属 + 金属氧化物→ 相应的酸例如：C + CuO → CO2 + Cu3. 金属与酸反应：金属 + 酸→ 相应的盐 + 氢气例如：Zn + 2HCl → ZnCl2 + H24. 过氧化物分解反应：过氧化物→ 氧气 + 相应的氧化物例如：2H2O2 → O2 + 2H2O三、沉淀反应方程式沉淀反应是指在反应中形成不溶于溶液中的沉淀。

常见的沉淀反应方程式有以下几种形式：1. 阳离子与阴离子交换反应：阳离子1 + 阴离子1 + 阳离子2 + 阴离子2 → 沉淀 + 相应的盐例如：Ba2+ + SO42- + Na+ + Cl- → BaSO4↓ + NaCl2. 阳离子与阴离子反应：阳离子1 + 阴离子→ 沉淀例如：Ag+ + Cl- → AgCl↓四、放热反应方程式放热反应是指在反应过程中放出热能。

常见的放热反应方程式有以下几种形式：1. 燃烧反应：燃料 + 氧气→ 二氧化碳 + 水 + 热能例如：C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O + 热能2. 酸与碱中和反应（放热性）：酸 + 碱→ 盐 + 水 + 热能例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O + 热能3. 溶解反应（放热性）：固体 + 溶剂→ 溶液 + 热能例如：NaOH(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + 热能五、光合作用反应方程式光合作用是指光能转化为化学能的反应过程。