《化学反应原理》知识点大全
《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 2 8H 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 、aq3 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。
2023年高中化学反应原理知识点
高中化学反应原理知识点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|。
二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。
化学反应原理知识点总结
化学选修化学反应原理复习指南第一章一、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》全册知识点归纳
《化学反应原理》知识点归纳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(△H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
⑴符号——△H；⑵单位——kJ/mol。
3．产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热。
键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。
放热反应——反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量＞吸收的热量)；△H为“－”或△H＜0。
吸热反应——反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量＞放出的热量)△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钠与水的反应常见的吸热反应：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盐的水解二、热化学方程式1．能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。
2．书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。
⑵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)。
⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于25℃、101 kPa时进行的反应可以不注明)。
⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑸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。
2．注意点：⑴研究条件：25 ℃，101 kPa。
⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。
⑶燃烧物的物质的量：1 mol。
⑷研究内容：放出的热量。
（△H＜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。
(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大全
化学反应原理知识点总结大全
一热力学原理
1、热力学第一定律（熵定律）：所有的自然过程都是朝着极大熵（ΔS≥0）的方向
发展的，也就是比较随机化的方向发展的。
2、热力学第二定律（能量守恒定律）：处理系统所有形式的能量（包括热能、机械
能等）总量不变，只会以另一种形式释放和转化。
3、热力学第三定律（温度量定律）：温度是一个绝对量，温度越高，绝对熵就越大。
二化学动力学原理
1、催化原理：催化剂可以加快反应速率，但不会改变反应的方向，也不会影响反应
的热化学原理。
2、平衡原理：动力学过程的反应速率有限，最终会趋向平衡，此时反应的反应路线（反应物与生成物之间的比例关系）就确定了，此时反应的速率为零。
3、反应速率定律：反应物的浓度大小和反应速率大小成正比；反应物的浓度变化会
影响反应速率；反应物的浓度式不同，反应速率也不同。
4、分子模型定律：反应物间共存时，分子之间相互作用的可能性越大，反应速率也
越大；分子间相互作用受到外界环境影响，反应速率也会受影响；某些环境条件有利于某
种特定反应的发生，某些环境条件则会使反应速率受到影响。
三吸收原理
吸收反应是指物质在一定气体压力或溶液浓度等环境条件下，吸取某种溶液中的特定
物质，而发生反应的一种过程，其中吸收剂在改变其构成或结构的情况下，吸收这些特定
物质而形成特定化合物。
吸收反应可以分为物质间吸收（离子质吸收或不离子质吸收）和
物质离子吸收两种。
四酸/碱的电离原理
酸的电离：当酸分子在水溶液中中断，极离子会脱水而成原子或离子，称为酸的电离，结果导致pH值降低。
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。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)
高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
化学反应原理知识点
化学反应原理知识点
1. 化学反应速率的影响因素，这可太重要啦！就好比跑步比赛，你穿的鞋子合不合适、心情好不好都会影响你的速度呀。
比如加热能加快化学反应速率，就像给化学反应这辆“车”踩了一脚油门。
2. 化学平衡，哎呀呀，这就像是一场拔河比赛呢！两边力量相当的时候就处于平衡状态。
比如合成氨反应达到平衡时，反应物和生成物的量就相对稳定啦。
3. 酸碱中和反应，哇哦，这就像是两个对手在打架，最后达到和平状态呀。
像用氢氧化钠去中和盐酸，那过程不就是一场激烈的“战斗”嘛。
4. 氧化还原反应很神奇呢！它可以类比成一场财富的转移，有得有失。
比如铁生锈，铁失去电子被氧化，氧气得到电子被还原。
5. 催化剂在化学反应中那可是相当关键呀！就像游戏里的超强辅助。
比如在一些反应中使用催化剂，能大大提高反应速率，让反应“飞起来”。
6. 水溶液中的离子平衡也很有意思呀！可以想象成不同势力在争夺地盘呢。
像醋酸在水溶液中的电离平衡，就是各种离子在“争地盘”啦。
7. 沉淀溶解平衡，这不就像是搭积木嘛，搭得稳不稳很重要呢。
比如一些难溶物质在水中也会有溶解和沉淀的动态平衡呢。
8. 化学反应的能量变化，这不就是在感受“冰火两重天”嘛。
像燃烧反应会释放大量的热，而有些反应却要吸收热量。
9. 化学反应的方向，这就好像我们选择走哪条路一样呀！有些反应很自然地就发生了，有些却很难进行。
比如碳酸钙分解成氧化钙和二氧化碳，在一定条件下才会发生呢。
我的观点就是：化学反应原理真的超级有趣，充满了奥秘等待我们去探索和发现呀！。
化学反应原理知识点归纳
化学选修化学反应原理复习专题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 >04.计算：△H=生成物的总能量-反应物总能量△H=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水煤气反应二、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。
（热化学方程式中的化学计量数只代表物质的量，不代表分子数）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。
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 化学反应原理各章知识点归纳整理
高二化学选修4化学反应原理知识点整理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（25 ℃，101 kPa时可以不注明）。
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。
只能表示物质的量，不能表示分子个数。
⑤各物质化学计量数加倍，△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》知识点总结整理(超全)
高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳
新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热：1．反应热：2．焓变(ΔH)的意义：（1）.符号：（2）.单位：3.产生原因：化学键断裂——化学键形成——放出热量的化学反应。
(热>热) △H 为“”或△H 0吸收热量的化学反应。
（热>热）△H 为“”或△H 0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应，例如②酸碱中和反应③大多数的化合反应例如④金属与酸的反应例如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大多数的分解反应例如③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应例如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表示态，,l表示态，s表示态，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和。
④热化学方程式中的化学计量数可以是数，也可以是数⑤各物质系数加倍，△H；反应逆向进行，△H改变，数值变三、燃烧热1．概念：燃烧热的单位用表示。
※注意以下几点：①研究条件：kPa②反应程度：完全燃烧，产物是的氧化物。
③燃烧物的物质的量：mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：2．强酸与强碱的中和反应其实质是反应，其热化学方程式为：3．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于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验五、盖斯定律1．内容：第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率（v）⑴定义：⑵表示方法：单位时间内来表示⑶计算公式：v=（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：⑷影响因素：①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）②条件因素（外因）：反应所处的条件2.※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，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。
《化学反应原理》知识点总结
《化学反应原理》知识点整理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57.3 kJ/mol。
高中化学选修4-化学反应原理知识点总结
。如 HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
化合物
弱电解质：
弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如 HClO、NH3·H2O、
非电解质C：u(OH)2、非H2金O…属…氧化物，大部分有机物 。如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2 等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如 BaSO4 不溶于水，但溶于水的 BaSO4 全部电
离，故 BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成
1
第二章
一、化学反应速率 1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s） ⑷ 影响因素： ① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的条件 2.
衡
①m+n≠p+q 时，总压力一定（其他条件一定）
平衡
压强
②m+n=p+q 时，总压力一定（其他条件一定）
不一定平
衡
混 合 气 体 平 均 ①Mr 一定时，只有当 m+n≠p+q 时 相 对 分 子 质 量 ②Mr 一定时，但 m+n=p+q 时
平衡 不一定平
Mr
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《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。
(注：E2为逆反应的活化能)③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系考点2：化学平衡1、化学平衡状态：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。
2、化学平衡状态的特征3、判断化学平衡状态的依据考点3：化学平衡的移动1、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<v逆：平衡向逆反应方向移动。
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。
考点4：化学平衡常数1、在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数，这个常数叫做化学平衡常数，简称平衡常数;用符号K表示。
2、平衡常数K的表达式：对于一般的可逆反应：，当在一定温度下达到化学平衡时，该反应的平衡常数为：注意事项：a.在平衡常数表达式中，反应物A、B和生成物C、D的状态全是气态，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均为平衡时的浓度。
b.当反应混合物中有固体或纯液体时，他们的浓度看做是一个常数，不写入平衡常数的表达式中。
c.平衡常数K的表达式与化学方程式的书写方式有关。
3、平衡常数K值的特征：K值的大小与浓度、压强和是否使用催化剂无关。
即对于一个给定的反应，在一定温度下，不论起始浓度(或压强)和平衡浓度(或压强)如何，也不论是否使用催化剂，达平衡时，平衡常数均相同。
4、平衡表达式K值的意义K值表示可逆反应进行的程度K值越大，正反应进行的程度越大(平衡时生成物的浓度大，反应物的浓度小)，反应物的转化率越高;K值越小，正反应进行的程度越小，逆反应进行的程度越大，反应物的转化率越低。
考点5：反应物平衡转化率的计算公式1.某一反应物的平衡转化率2.反应物用量对平衡转化率的影响(1)若反应物只有一种，如，则增加A的量，平衡向正反应方向移动，但A的平衡转化率究竟如何变化，要具体分析反应前后气体体积的相对大小。
如：①若a=b+c，则A的转化率不变;②若a>b+c，则A的转化率增大;③若a<b+c，则A的转化率增大。
(2)若反应物不只一种，如。
则：若只增加反应物A的量，平衡向正反应方向移动，则反应物B 的转化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的转化率减小。
考点6：等效平衡在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量(体积分数、物质的量分数等)均相同，这样的化学平衡互称等效平衡(包括“相同的平衡状态”)。
Ⅰ：恒温恒容条件下①恒温恒容时，对一般的可逆反应，不同的投料方式如果根据化学方程式中计量系数比换算到同一边时，反应物(或生成物)中同一组分的物质的量完全相同，则互为等效平衡。
此时一般不考虑反应本身的特点，计算的关键是换算到同一边后各组分要完全相同。
②恒温恒容时，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，不同的投料方式如果根据化学方程式中计量系数比换算到同一边时，只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的成比例，即互为等效平衡。
此时的反应特点是无体积变化，计算的关键是换算到同一边后各组分只需要物质的量之比相同即可。
Ⅱ：恒温恒压条件下在恒温恒压时，可逆反应以不同的投料方式进行反应，如果根据化学方程式中计量系数比换算，到同一边时，只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的成比例，即互为等效平衡。
第三章、溶液中的离子平衡考点1：弱电解质的电离1.弱电解质是指只部分电离的化合物，一般包括________、________ 和________ 三类物质。
2.弱电解质电离程度一般都很小，故弱电解质溶液中溶质的主要存在形式是________ ，弱电解质的电离程度决定对应弱酸(或弱碱)的强弱。
3.弱酸的电离分步书写，且电离程度一步比一步弱，弱碱的电离书写一步到位。
4.能够促进弱电解质电离的外界因素有________________________ 。
5.如果比较不同的酸与锌反应的速率，应该比较________浓度的大小;如果比较与锌反应产生氢气的多少，应该比较________浓度的大小;如果比较消耗氢氧化钠的多少，应该比较________ 浓度的大小。
6.水是极弱的电解质，能发生自身电离且简写为：。
任何温度下的水溶液中一定满足：。
7.水的离子积，为一定值，只与________有关。
在常温下的任何水溶液中一定满足=________。
8.若升高温度，将________水的电离，pH________，但与始终相等，故仍呈性。
100℃时中性溶液的pH等于________。
9.向水中加入任何酸或碱都会________水的电离。
考点2：溶液的酸碱性1.计算pH的公式：，或。
2.pH=7的溶液不一定呈中性，除非是常温下，只有当时，才能肯定溶液呈中性。
3.计算pH值首先必须判断混合后的酸碱性，若呈酸性，则求混合后的;若呈碱性，则求混合后的;若溶液呈中性，则说明。
4.强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=________;弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则________<pH<________;强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=________ ;弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则________<pH<________;任何溶液无限稀释，pH只能无限接近于7。
考点3：酸碱中和滴定1.原理：酸碱恰好完全反应时称为中和，此时原来酸中的等于原来n(H+）碱中的n(oH-），即，但此时溶液不一定呈中性。
2.仪器：_________________________________________3.步骤⑴查漏：检查滴定管是否漏水，检查旋塞是否灵活⑵洗涤：锥形瓶______干燥，______润洗;滴定管______干燥，______润洗⑶装液：滴定前后必须排除气泡⑷滴定：右手控制锥形瓶，左手控制活塞，眼睛注视锥形瓶中溶液颜色变化，滴加速度先快后慢;滴定终点达到后，半分钟颜色不变，再读数;复滴2~3次，取平均值4.指示剂的选取⑴一般情况下，酸碱中和体系滴定终点为酸性的选用______作体系指示剂，为碱性的选用作体系指示剂，为中性的都可⑵有酸性高锰酸钾溶液参加反应或生成的体系，一般不使用指示剂，终点现象为______⑶有碘单质参加反应或生成的体系，一般选用______作体系指示剂，终点现象为______考点4：盐类的水解1.有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，等强显中性。
2.正盐只考虑水解，酸和碱只有电离，弱酸酸式盐既有电离也有水解;混合溶液也可能既有电离又有水解。
3.能促进盐类电离的外因有___________________________________________。
4.微粒浓度排序的方法是：依次写出主要过程、次要过程、第三步过程……5.电荷守恒的写法：阴阳离子分列等号两侧，系数为带电量6.物料守恒的写法：阴阳离子各找一中心原子，由组成确定系数，依次展开7.质子守恒的写法：三大守恒关系任意两者相减即为第三个守恒关系8.FeCl3、AlCl3、CuCl2溶液的蒸干产物分别是_______、_______、_______。
Al2(SO4)3、Na2CO3、NaAlO2溶液的蒸干产物分别________、________、_______。
9.保存FeCl3溶液应在其中加入少量的________。
考点5：沉淀溶解平衡1.物质的溶解性可通过KSP(即溶度积)来表达，KSP越大表示物质的溶解性越________。