高中《化学反应原理》知识点_苏教版_寜
《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。
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。
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【最新整理，下载后即可编辑】第一章 化学反应与能量第一单元 化学反应中的热效应 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)2·8H 2O 与NH 4Cl ② 大多数的分解反应③ 以H 2、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57.3 kJ/mol。
《化学反应原理》知识点总结
《化学反应原理》知识点总结1.化学反应的定义和特征：化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
化学反应一般可以分为有机反应和无机反应两大类。
有机反应是指有机物之间或有机物和无机物之间发生的化学反应，而无机反应则是指无机物之间发生的化学反应。
化学反应具有可逆性、有条件性、速率性和物质守恒性的特征。
2.化学反应的方程式：化学反应可以用化学方程式来表示。
化学方程式通常由反应物、产物和反应条件三部分组成。
反应物在反应前存在，而产物在反应后生成。
反应条件包括温度、压力、催化剂等。
化学方程式中的物质之间的摩尔比称为化学反应的反应物质的化学计量比。
3.化学反应速率：化学反应速率是化学反应进展的快慢程度。
反应速率可以通过反应物浓度的变化率来衡量。
一般来说，反应速率随着反应物浓度的增加而增加。
反应速率受到温度、压力、催化剂等因素的影响。
4.化学反应的速率方程：化学反应的速率可以用速率方程来描述。
速率方程是表示反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式。
速率方程通常具有一定的指数关系。
例如，对于一级反应来说，速率方程可以写成r=k[A]，其中r为反应速率，k为速率常数，[A]为反应物A的浓度。
5.化学平衡：化学反应在一定条件下会达到化学平衡。
化学平衡是指反应物浓度和产物浓度不再发生明显变化的状态。
在化学平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
化学平衡可以用平衡常数来描述，平衡常数是反应物浓度和产物浓度的比值的乘积，不同反应具有不同的平衡常数。
6.动力学和热力学：化学反应的研究可以从动力学和热力学两个方面进行。
动力学研究反应速率及其影响因素，而热力学研究反应的放热、熵变等热学性质。
动力学和热力学的研究对于理解和控制化学反应过程至关重要。
7.催化剂：催化剂是能够加速反应速率的物质，它不直接参与反应，但可以通过改变反应物的活化能来提高反应速率。
催化剂可以降低反应的活化能，从而加快反应速率。
催化剂在工业生产中起到重要的作用，能够节省能源、改善产物质量等。
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寜第一章化学反应与能量第一单元化学反应中的热效应一、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/mol①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57.3 kJ/mol。
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第一章化学反应与能量第一单元化学反应中的热效应一、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/mol①研究条件：101 kPa；②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 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57.3 kJ/mol。
苏教版高中化学反应原理总复习
7.问题讨论：
1.本实验中若把50 mL 0.50 mol/L的盐酸改为50 mL 0.50 mol/L醋酸，所测结果是否会有所变化？ 为什么？ 2.若改用100 mL 0.50 mol/L的盐酸和100 mL 0.55 mol/L的NaOH溶液，所测中和热的数值是否约为本 实验结果的二倍（假定各步操作没有失误）？
可能的原因有： 1.量取溶液的体积有误差（测量结果是按50 mL的 酸、碱进行计算，若实际量取时，多于50 mL或 小于50 mL都会造成误差） 2.温度计的读数有误。 3.实验过程中有液体洒在外面。 4.混合酸、碱溶液时，动作缓慢，导致实验误差。 5.隔热操作不到位，致使实验过程中热量损失而 导致误差。 6.测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱 的温度，致使热量损失而引起误差。
溶液进行上述实验，测得的中）和偏热小 的数值会
。
（均填“偏大”“偏小”“无影响”）
答案：1.会有所变化。因为醋酸为弱电解质，其电 离时要吸热，故将使测得结果偏小。 2.否。因中和热是指酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O时放出的热量，其数值与反应物的量的 多少无关，故所测结果应基本和本次实验结果相 同（若所有操作都准确无误，且无热量损失，则 二者结果相同）。
［8.练习］50 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.50 mol/L －
复习
四、中和热
• 定义：中和热是指在稀溶液中，酸跟 碱发生中和反应生成1molH2O所放 出的热量。
• H+ (aq)+OH-(aq)=H2O(l);△H=-57.3 kJ/mol
复习
五、能源
• 能源就是能提供能量的自然资源， 它包括化石燃料、阳光、风力、流 水、潮汐及柴草等等。我国目前使 用的主要能源是化石燃料（煤、石 油、天然气等）。
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化学反应原理专题1 化学反应与能量变化第一单元化学反应中的热效应化学反应中，在物质变化的同时，还伴随着能量的变化，这种能量的变化可以以多种形式存在。
例如：热能、光能、电能，但常以热量的形式表现出来。
一、焓变反应热1．反应热：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。
2．焓变(ΔH)的意义：在恒温恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。
（1）符号：△H （2）单位：kJ/mol3. 放热反应：有热量放出的化学反应。
放热反应往往可表现为反应体系温度的升高，例如燃料的燃烧、食物的腐败等。
4. 吸热反应：吸收热量的化学反应。
吸热反应常表现为反应体系温度的降低，或者必须持续供给必要的热量，反应才能持续进行。
例如：高温此反应需在高温持续加热的条件下进行，是吸热反应。
C + CO2 ==== 2CO5. 反应过程产生能量变化的本质原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热△H =Σ断键 -Σ成键（即反应物键能总和减去生成物键能总和）6. 吸热反应与吸热反应的判断：（1）△H< 0 为放热反应；△H > 0为吸热反应（2）若反应物的总能量大于生成物的总能量则为放热反应；若反应物的总能量小于生成物的总能量则为吸热反应；☆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金属与水或酸的反应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反应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⑤水解反应⑥弱电解质的电离△【注意】：需要加热的反应都属于吸热反应，而放热反应就不需要加热，这种说法是错误的。
如Fe+ S=== FeS该反应为放热反应，但需要加热。
原因：破坏反应物的结构需要吸收能量，加热就是供给能量，若一个反应破坏旧物质吸收的能量大于形成生成物放出的能量，则该反应为吸热反应，反之为放热反应。
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。
高中化学选修4：《化学反应原理》知识点总结
化学选修4：《化学反应与原理》知识点总结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NH4Cl②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。
《选修4化学反应原理》知识点总结
《选修4化学反应原理》知识点总结选修4《化学反应原理》是高中化学选修课程中的一门重要课程，主要介绍了化学反应的基本概念、化学反应速率、化学平衡以及溶解度等相关知识。
以下是对该课程的详细知识点总结：一、化学反应基本概念1.化学反应的定义：化学反应是指原有物质（反应物）发生化学变化而生成新物质（生成物）的过程。
2.化学反应的要素：反应物、生成物、化学方程式。
3.类型：合成反应、分解反应、置换反应、双替代反应、氧化还原反应等。
二、化学反应速率1.定义：化学反应速率是单位时间内反应物浓度变化量与该时间的比值。
2.影响因素：-反应物浓度：浓度越高，反应速率越快；-温度：温度越高，分子运动越剧烈，反应速率越快；-催化剂：催化剂可以降低反应的活化能，提高反应速率；-表面积：固体反应中颗粒越细，表面积越大，反应速率越快。
三、化学平衡1.动态平衡：化学反应在特定条件下，反应物的浓度与生成物的浓度保持一定比例，且正反应和反向反应同时进行。
2.平衡常数：平衡时，反应物浓度和生成物浓度之间的比值为一个常数，称为平衡常数（K）。
3.影响平衡位置的因素：-反应物浓度：增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动，反之向反应物方向移动；-温度：增加温度，平衡向吸热方向移动，反之向放热方向移动；-压力（对气体反应）：增加压力，平衡向分子数较少的一侧移动，反之向分子数较多的一侧移动；-催化剂：催化剂不影响平衡位置，只能加快平衡达到的速度。
四、溶解度与溶解平衡1.溶解度：在一定温度下，溶液中能溶解的最大物质的量叫做溶解度。
2.影响溶解度的因素：-温度：一般来说，固体在液体中的溶解度随着温度的升高而增大，气体在液体中的溶解度随温度升高而减小。
-压力（对气体溶解）：气体在液体中的溶解度与气压成正比关系。
-催化剂：溶解中使用的催化剂通常不会对溶解度有影响。
五、离子平衡与pH值1.酸碱定义：根据离子理论，酸是指能够生成氢离子（H+）的物质，碱是指能够生成氢氧离子（OH-）的物质。
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第一章化学反应与能量第一单元化学反应中的热效应一、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①研究条件：101 kPa；②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 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57.3 kJ/mol。
《化学反应原理》主要知识点归纳(共8页)
苏教版《化学反应原理》主要知识点归纳(1)专题1 化学反应与能量变化【第一单元化学反应中的热效应】1.反应热(P2):指当反应物与生成物具有相同温度时,所吸收或放出的热量.在恒温、恒压下的反应热，称为反应的焓变△H。
△H＞0 ：吸热；△H＜0 ：放热2．燃烧热：在101kPa时，1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。
提示: (1)规定要在25°C,101kPa下测出热量,因为温度、压强不定反应热的数值也不相同.(2)规定可燃物的物质的量为1mol.(3)规定可燃物完全燃烧生成稳定的化合物所放出的热量为标准.所谓完全燃烧,是指物质中下列元素完全转化成对应的物质:C→CO2(g) H→H2O(l) ,S→SO2 (g),等3．中和热：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1molH2O时所放出的热量即H+(aq)＋OH－(aq)＝H2O (l)；△H＝－57.3kJ/mol。
中和热指1mol H+和1mol OH－生成1molH2O时所放出的热量，若在反应过程中还伴有其它热效应（如生成沉淀、固体溶解或浓溶液稀释、弱电解质的电离等）则放出的热量不再等于中和热，如稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1mol 水，因醋酸的电离要吸热，放出的热量小于57.3KJ。
4．反应热△H的计算①利用盖斯定律定律：化学反应不管是一步完成还是几步完成，其反应热是相同的，②利用键能：△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和5．热方程式的意义：（略）6．反应热的测量：P6【第二单元化学能与电能的转化】1.原电池﹑电解池工作原理原电池电解池实例电极反应负极:Zn-2e‾==Zn2+阳极:2Cl‾-2e‾==Cl2↑正极:Cu2++2e‾=Cu 阴极:Cu2++2e‾==Cu总反应Zn+Cu2+==Zn2++Cu CuCl2Cu+Cl2↑能量转换化学能→电能电能→化学能构成条件1.有两个电极还原剂——在负极被氧化氧化剂——在正极被还原2.两电极与电解溶液接触3. 闭合回路1．有两个电极(与“+”相边的为阳极)2．两电极与电解质接触3．闭合回路4．有外电源2．化学电源电池名称负极正极电解质溶液电极反应干电池Zn 碳(NH4+)NH4Cl和淀粉糊负极：Zn== Zn2++2e-正极：2NH4++2e== 2NH3+H2↑银锌电池Zn Ag2O KOH 负极：Zn-2OH-== ZnO+H2O+2e-正极：Ag2O+H2O+2e-== 2Ag+OH-铅蓄电池（放电）Pb PbO2H2SO4负极：Pb+SO42-== PbSO4+2e-正极PbO2+4H++SO42-+2e-= PbSO4+2H2O氢氧燃料电池Pt (H2) Pt (O2) KOH负极：2H2-4e-+4OH-== 4H2O正极：O2+ 2H2O+4e- == 4OH-3．钢铁的腐蚀：分为化学腐蚀及电化学腐蚀电化学腐蚀析氢腐蚀吸氧腐蚀形成条件水膜酸性较强水膜酸性很弱或呈中性电解质溶液溶有CO2等气体的水溶液溶有O2的水溶液负极Fe Fe负极反应Fe－2e-＝Fe2+Fe－2e-＝Fe2+正极 C C正极反应2H+＋2e-＝H2↑2H2O+O2+4e-=4OH-电子如何流动形成电通路Fe失e-成为Fe2+进入溶液Fe失去的e-流入C极，H+趋向于C极与C极上的e-结合成H2析出溶液Fe失e-成为Fe2+进入溶液Fe失去的e-流入C极，在C极O2获得e-成为OH-进入溶液最终腐蚀产物铁锈（Fe2O3的复杂水合物）普遍性吸氧腐蚀比析氢腐蚀更普遍3．电解时放电次序1．阳极: 活性电极＞S2‾＞I‾＞Br‾＞Cl‾＞OH‾＞F‾、SO42- 2．阴极︰Ag+ ＞Cu2+＞H+＞Fe2+＞Zn2+电解质与“+”连与“—”连阳极电极反应式阴极电极反应式电解方程式熔态NaCl C 2Cl‾-2e‾==Cl2↑2Na++2e‾=2Na2NaCl‾ 2Na+Cl2↑NaCl溶液C Fe 2Cl‾-2e‾==Cl2↑2HOH+2e‾=H2↑+2OH‾ 2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑熔态MgCl2Pt Pt 2Cl‾-2e‾==Cl2↑Mg2++2e‾=MgMgCl2Mg+Cl2↑MgCl2溶液C Fe Cl‾-2e‾==Cl2↑2HOH+2e‾+Mg2+=H2↑+Mg(OH)2↓MgCl2+2H2O Mg(OH)2↓+H2↑+Cl2↑熔态Al2O3C C 6O2‾-12e‾=3O2↑4Al3++12e=4Al2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑ZnSO4Zn Fe Zn-2e‾=Zn2+Zn2+ +2e‾=Zn ——-CuCl2粗铜纯铜Cu-2e‾=Cu2+Zn-2e‾=Zn2+Fe-2e‾=Fe2+Cu-2e‾=Cu2+——CuSO4溶液Pt Pt 4HOH-4e‾=O2↑+2H2O+4H+2Cu2++2e‾==2Cu2CuSO4+2H2O2Cu+2O2↑+2H2SO4AgNO3溶液Pt Pt 4HOH-4e‾=O2↑+2H2O+4H+4Ag++4e‾==2Cu4AgNO3+2H2O4Ag+2O2↑+4HNO3专题2 化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，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。
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第一章化学反应与能量第一单元化学反应中的热效应一、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/mol①研究条件：101 kPa；②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 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57.3 kJ/mol。
4．中和热的测定实验五、盖斯定律1．内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二单元化学能与电能的转化原电池：1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路3、电子流向：外电路：负极——导线——正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。
4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）总反应式： Zn+2H +=Zn 2++H 2↑ 5、正、负极的判断：（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
（2）从电子的流动方向 负极流入正极 （3）从电流方向 正极流入负极（4）根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极 （5）根据实验现象①__溶解的一极为负极__② 增重或有气泡一极为正极第二节 化学电池1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置3、化学电池的分类： 一次电池 、 二次电池 、 燃料电池 一、一次电池1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二、二次电池1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。
2、电极反应：铅蓄电池 放电：负极（铅）： Pb ＋SO 42-－2e - ＝PbSO 4↓正极（氧化铅）： PbO 2＋4H +＋SO 42-＋2e - ＝PbSO 4↓＋2H 2O充电：阴极： PbSO 4＋2H 2O －2e - ＝PbO 2＋4H +＋SO 42-阳极： PbSO 4＋2e -＝Pb ＋SO 42-两式可以写成一个可逆反应： PbO 2＋Pb ＋2H 2SO 42PbSO 4↓＋2H 2O3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池 三、燃料电池1、燃料电池： 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。
，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。
以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。
当电解质溶液呈酸性时：负极：2H 2－4e -=4H + 正极：Ｏ2＋4 e - 4H + =2H 2O 当电解质溶液呈碱性时：负极： 2H 2＋4OH -－4e -＝4H 2O 正极：Ｏ2＋2H 2O ＋4 e -＝4OH -另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH 溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。
电极反应式为：负极：CH4＋10OH －－＝ ＋7H2O ； 正极：4H2O ＋2O2＋8e ＝8OH 。
电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH ＝K2CO3＋3H2O3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 四、废弃电池的处理：回收利用第三节 电解池一、电解原理1、电解池： 把电能转化为化学能的装置 也叫电解槽2、电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程4、电子流向：（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极5、电极名称及反应：阳极：与直流电源的阴极：与直流电源的6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2↑7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程☆规律总结：电解反应离子方程式书写：放电顺序：阳离子放电顺序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+阴离子的放电顺序是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性电极时：电极本身溶解放电注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应（1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐（2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐二、电解原理的应用1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气（1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法（2）、电极、电解质溶液的选择：阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液M— ne — == M n+阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面M n+ + ne — == M电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液镀铜反应原理阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2++2e-=Cu，电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液（3）、电镀应用之一：铜的精炼阳极：粗铜；阴极：纯铜;电解质溶液：硫酸铜3、电冶金（1）、电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝（2）、电解氯化钠：通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl—通直流电后：阳极：2Na+ + 2e— == 2Na阴极：2Cl—— 2e—== Cl2↑☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。
①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。
（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。
（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。
若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。
☆原电池，电解池，电镀池的比较☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：阳极(失) e- 正极（得）e-负极（失）e-阴极（得）第四节金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀（1）金属腐蚀内容：（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程（3）金属腐蚀的分类：化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀电化学腐蚀—不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。
比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
化学腐蚀与电化腐蚀的比较电化腐蚀化学腐蚀金属与非电解质直接接触条件不纯金属或合金与电解质溶液接触现象有微弱的电流产生无电流产生本质较活泼的金属被氧化的过程金属被氧化的过程关系化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重（4）、电化学腐蚀的分类：析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）②电极反应：负极: Fe – 2e- = Fe2+正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气①条件：中性或弱酸性溶液②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2生成的Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成Fe(OH)3，Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）规律总结：金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀防腐措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀二、金属的电化学防护1、利用原电池原理进行金属的电化学防护（1）、牺牲阳极的阴极保护法原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护（2）、外加电流的阴极保护法原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。