高中化学反应原理
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。
《高中化学教案》：理解化学反应原理及其应用
高中化学教案: 理解化学反应原理及其应用化学反应是化学学科的重要组成部分，理解化学反应原理及其应用对于学好化学非常重要。
在高中化学教学中，化学反应也是一个重点。
本教案将系统地阐述化学反应原理，并介绍化学反应的应用。
一、化学反应的基本概念1.化学反应的定义化学反应是指化学物质发生变化的过程。
化学反应可以通过化合反应和分解反应来体现。
2.化学反应的特征化学反应具有多种特征：（1）化学反应过程中原子数和质量数守恒；（2）化学反应过程中，反应物和生成物的物质发生变化；（3）化学反应过程中能量的转化和吸放热。
3.化学反应速率化学反应发生的速率是化学反应的关键之一，它是指单位时间内反应物被转化的量。
通常情况下，化学反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素有关。
二、化学反应的类型化学反应按照反应类型的不同可以分为以下几类：1.氧化还原反应氧化还原反应是一种电子转移的化学反应。
它涉及到氧化剂和还原剂的作用，通常情况下，还原剂失去电子，氧化剂得到电子。
2.酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱反应时发生的化学反应。
在这种反应中，产生的物质通常是盐和水。
3.配位反应配位反应是一种涉及到配位化学的反应类型。
在这种反应中，配体会与中心离子或原子形成复合物。
三、化学反应的应用化学反应在日常生活中有着广泛的应用，下面将介绍一些化学反应的应用：1.硝化甘油硝化甘油是一种爆炸品，因为它具有很高的爆炸性，在军事上和民用上都有着广泛的应用。
2.饮食加工在饮食加工中，化学反应也有着广泛的应用。
例如，面包加工过程中的发酵反应就是一种化学反应。
3.环境治理在环境治理中，化学反应也有着广泛的应用。
例如，通过吸附和化学反应处理废气和废水可达到污染治理的效果。
4.医学领域化学反应在医学领域中也有着广泛的应用。
例如药物的合成和分解过程都与化学反应有关。
化学反应是化学学科的基础知识，化学反应的原理及其应用对于学好化学非常重要。
对于高中化学教学而言，理解化学反应原理和应用则尤为重要，故而要求学生在学习中认真学习化学反应，并在实践中加以应用。
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。
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。
高中化学教案：化学反应原理解析
高中化学教案：化学反应原理解析1. 引言在高中化学学习中，掌握化学反应的原理对于学生深入理解化学知识具有重要意义。
本教案旨在通过深入剖析化学反应的基本原理，帮助学生建立起全面的化学反应知识体系，并能够灵活运用于实际问题的解决中。
2. 化学反应概述•定义：化学反应是指物质之间发生变化，生成新的物质。
•反应类型：包括氧化还原反应、酸碱中和反应、置换反应等。
•反应方程式：用符号表示参与反应的物质和生成物之间的关系。
3. 化学反应速率与平衡•反应速率：描述了反应物消失或生成物产生的快慢程度。
•影响因素：温度、浓度、催化剂等。
•平衡态：当正向和逆向反应速率相等时，达到动态平衡。
4. 氧化还原反应•理论基础：涉及电子转移的过程，氧化剂得电子被还原剂给出，形成氧化和还原的反应。
•氧化数与氧化还原反应方程式：根据每个元素在化合物或离子中的氧化数变化进行平衡。
5. 酸碱中和反应•酸碱概念：酸是能够释放H+离子的物质，碱是能够释放OH-离子的物质。
•中和反应：酸与碱混合产生盐和水的反应。
6. 置换反应•理论基础：较活泼金属将取代较不活泼金属结合在非金属基团上。
•活度序列表：用于预测置换反应是否会发生以及生成物的可能性。
7. 实例分析与解决问题通过实际案例，引导学生运用所学知识解决相关问题，并加强对于理论知识的理解和运用能力。
8. 总结通过本教案的学习，使学生了解到化学反应原理对于解决实际问题具有重要意义。
同时，也为进一步深入学习高中化学奠定了坚实基础。
以上是关于《高中化学教案：化学反应原理解析》内容的详细介绍。
希望通过这份教案，学生能够更好地理解化学反应的基本原理，并能运用于实际问题中。
高中化学反应原理
高中化学反应原理
化学反应原理是描述化学反应过程中物质转化的规律和机理的一组基本原理。
在化学反应中，原子、分子或离子之间发生相互作用、结合或断裂，从而产生新的物质。
化学反应原理主要包括以下几个方面：
1. 化学反应的能量变化原理：化学反应过程中，能量可能被吸收或释放。
吸热反应是指反应中吸收了外界热量，使反应物的能量增加；放热反应是指反应中释放了热量，使反应物的能量减少。
根据能量变化，可以预测反应的方向和速率。
2. 化学平衡原理：在一定条件下，反应物和生成物的浓度达到一定的比例关系，并形成动态平衡。
化学平衡的原理可以用化学平衡常数来表示。
根据这个原理，可以确定平衡常数与反应物浓度之间的关系，从而预测反应的平衡位置和移动方向。
3. 反应速率原理：化学反应的速率与反应物浓度之间存在一定的关系。
通常情况下，反应速率与反应物的浓度成正比，速率常数越大，反应速率就越快。
根据反应速率原理，可以控制化学反应的速率，如通过催化剂加速反应速率。
4. 化学反应的反应机理原理：化学反应过程中存在一系列复杂的中间生成物和反应路径。
了解化学反应的反应机理，可以揭示反应过程中的分子间相互作用、键的断裂与生成等基本过程，为合理设计反应条件和改进反应方法提供依据。
总之，化学反应原理是描述化学反应规律和机理的基础知识，对于理解和掌握化学反应过程至关重要。
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。
高中化学反应原理
高中化学反应原理化学反应原理。
化学反应是化学变化的过程，是物质之间相互作用所产生的变化。
它是化学研究的基础，也是化学实验的核心内容之一。
在高中化学学习中，我们需要了解化学反应的原理，掌握化学反应的规律，以便更好地理解化学知识，提高化学实验的操作技能。
首先，化学反应的原理是指化学反应发生的基本原因和规律。
化学反应的原理主要包括反应物的相互作用、化学键的断裂和形成、原子的重新排列等。
在化学反应中，反应物之间发生化学键的断裂和形成，原子的重新排列，从而形成新的物质。
这一过程是在一定的条件下进行的，包括温度、压力、浓度等因素的影响。
其次，化学反应的原理还涉及化学反应速率和化学平衡。
化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的数量，它受到温度、浓度、催化剂等因素的影响。
化学平衡是指在一定条件下，反应物和生成物浓度达到一定比例的状态，它受到Le Chatelier定律的影响。
另外，化学反应的原理还包括氧化还原反应、酸碱中和反应、沉淀反应等。
氧化还原反应是指物质失去电子的过程和得到电子的过程，它是化学反应中最基本的类型之一。
酸碱中和反应是指酸和碱在一定条件下相互中和的反应，它是生活中常见的化学反应。
沉淀反应是指在两种溶液混合后，生成的产物不溶于溶液而析出的反应，它是化学实验中常见的类型之一。
总之，高中化学反应原理是化学学习的重要内容，它涉及到化学反应的基本原因和规律，包括反应物的相互作用、化学键的断裂和形成、原子的重新排列，以及化学反应速率、化学平衡、氧化还原反应、酸碱中和反应、沉淀反应等内容。
了解和掌握化学反应的原理，有助于我们更好地理解化学知识，提高化学实验的操作技能，为今后的学习和科研打下坚实的基础。
高中化学化学反应原理
高中化学化学反应原理
化学反应原理是指描述化学反应发生的基本规律和原理的理论体系。
在化学反应中，物质之间发生相互作用，并且原有的化学键被打断，新的化学键形成。
化学反应有多种类型，包括氧化还原反应、置换反应、加成反应等。
氧化还原反应是指在化学反应中，参与反应的物质发生电子的转移。
在这种反应中，一个物质被氧化，失去电子；而另一个物质被还原，获得电子。
氧化还原反应中，氧化剂是指能够接受电子的物质，而还原剂是指能够提供电子的物质。
氧化还原反应的进行是通过电子转移实现的。
置换反应是指在化学反应中，一个离子或原子从一个化合物中置换出来并代替另一个离子或原子进入另一个化合物中。
在置换反应中，置换反应的进行与离子或原子的活动性有关。
活动性较高的离子或原子可以在化学反应中置换活动性较低的离子或原子。
加成反应是指在化学反应中，两个或多个物质之间的共有键（σ键）断裂，然后新的原子或原子团连接到断裂的原子上形
成新的化学键。
加成反应在有机化学中尤为常见，是有机合成中的重要反应类型。
除了上述几种反应类型，化学反应还有其他类型，如水解反应、分解反应、络合反应等。
每种类型的化学反应都有其特定的化学反应原理，这些原理是描述化学反应中物质变化过程的基本
规律。
通过了解化学反应原理，我们可以更好地理解和预测化学反应的发生过程。
高中化学反应原理
高中化学反应原理引言化学反应是物质之间发生变化的过程，涉及能量的转化、物质的转化以及化学键的形成和断裂。
在高中化学课程中，我们学习了许多不同的反应类型，包括酸碱中和、氧化还原、共沉淀等。
本文将介绍高中化学中一些常见的反应原理，包括反应类型、反应机理以及反应条件等。
反应类型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，酸会失去H+离子，而碱会失去OH-离子。
例如，氢氧化钠和盐酸的反应可以表示为：NaOH + HCl → NaCl + H2O在这个反应中，氢氧化钠是碱，盐酸是酸。
反应中，氢氧化钠中的OH-离子和盐酸中的H+离子结合形成水，并生成盐。
氧化还原反应氧化还原反应是指物质的氧化态和还原态发生改变的反应。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。
例如，铁和硫的反应可以表示为：2Fe + 3S → Fe2S3在这个反应中，铁的原子失去电子，被氧化为+2价的离子，硫原子接受电子，被还原为-2价的离子。
共沉淀反应共沉淀反应是指两种溶液混合后，生成的沉淀物。
在共沉淀反应中，通常会形成配位化合物。
一个常见的例子是铁离子和氢氧根离子的共沉淀反应：Fe^3+ + 3OH- → Fe(OH)3在这个反应中，铁离子和氢氧根离子结合形成铁(III)氢氧化物的沉淀。
酸碱中和反应机理酸碱中和反应中，酸和碱的化学性质决定了它们如何反应。
酸具有质子(H+)供体的性质，而碱具有质子(H+)受体的性质。
当酸和碱混合时，酸中的H+离子和碱中的OH-离子相互结合形成水，并生成盐。
氧化还原反应机理氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。
这是因为氧化剂具有较高的电子亲和力，能够轻易地接受电子；而还原剂具有较低的电子亲和力，易于失去电子。
这种电子的转移导致了化学物质的氧化和还原。
共沉淀反应机理共沉淀反应中，通常是因为产生的沉淀物比较不溶于溶液而发生的。
这是因为沉淀物的生成降低了该物质在溶液中的浓度，使其达到溶解平衡的条件，从而形成沉淀。
高中化学化学反应原理
高中化学化学反应原理【内容】反应速率、反应方向、反应限度；酸、碱、盐的性质及其在溶液中的反应；化学反应与能量(反应热)的关系；化学反应与电能的关系(电化学)。
一．化学反应与能量变化1.能量变化的原因：反应物分子吸能断键，生成物分子放能成键2.放热反应：生成物释放的能量＞反应物吸收的能量（ΔH＜0）主要有燃料的燃烧反应，酸碱中和反应和大多数化合反应CaO+H₂O＝Ca(OH)₂①燃烧热：101KPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所释放出的能量C→CO₂，H₂→H₂O，S→SO₂，②中和热：酸和碱的稀溶液发生中和反应生成1molH₂O（l）时所释放出的能量③溶解热：25℃，101KPa下，1mol溶质完全溶解所产生的能量变化，ΔH有正负【实验】操作注意小烧杯与大烧杯杯口平齐；反应前后温度测定用同一根温度计，测定完成用滤纸擦干；操作速度要快，以防热量流失。
计算注意单位；换算成生成1molH₂O。
1.计算反应热——盖斯定律//高考通常在选四大题考察①原理：化学反应的能量变化只与物质的始末态有关、②运用：给定多个热化学方程式来计算反应热。
③热化学方程式注意点：C（s）+O₂（g）=CO₂（g）ΔH=-870.3kJ/mol标状态；等号上标测定条件（25℃，101KPa可不标）；ΔH与反应计量数对应且有正负。
2.能源1.化学反应速率与化学平衡2.反应速率：反应体系中某个物质浓度变化（取绝对值）与时间变化的比值公式：v=Δc/Δt3.影响化学反应速率的因素1.温度:温度越高，反应速度越快。
温度影响活化分子的百分比。
2.浓度:浓度越高，反应速度越快。
浓度影响每单位体积的活化分子数量。
3.压力:压力的本质是专注。
在涉及气体的反应中，压力越大，单位体积内活化的分子越多，反应速率越快。
4.催化剂:催化剂降低反应活化能，加快反应速度。
4.其他:如充电能量、光辐射、超声波、电弧、高速研磨等。
进入反应系统。
二.反应方向与化学平衡1.化学平衡1.平衡过程包括沉淀溶解平衡、电离平衡、水解平衡、(化学平衡)。
人教课标版高中化学必修一《化学反应原理全套精品课件》教学PPT
H2 (g)+ I2 (g)
热化学方程式书写要点
①需注明反应的温度和压强 如在25℃、101KPa下进行的反应，可不注 明温度和压强 ②应注明反应物和生成物的状态 气体用g；液体用l；固体用s；溶液用aq
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H1=-Q1kJ/mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H2=-Q2kJ/mol
3、反应热产生的原因
①从物质所具有的能量角度
放热反应： 反应物的总能量＞生成物的总能量 △H<0
吸热反应： 生成物的总能量＞反应物的总能量
△H>0
ΔH= -183 kJ/mol（理论值） ΔH= -184.6 kJ/mol（实验值）√
②从化学键的角度 化学键断裂——吸热
化学键形成——放热
4、常见吸热反应与放热反应
认为甲烷的燃烧热是445.15kJ/mol？ 2、已知： 2H2( g ) + O2 ( g) = 2H2O ( l ) ΔH= - 571.6 kJ/mol
H2( g ) +1/2 O2 ( g) = H2O ( g ) ΔH= - 241.8 kJ/mol
求氢气的燃烧热。
答:ΔH=-285.8 kJ/mol
1 、已知在 25℃， 101kpa 下， 1gC8H18( 辛烷 ) 燃 烧生成二氧化碳和液态水时放出 48.40kJ 热 量，表示上述反应的热化学方程式正确的是
A．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(g) Δ H=-48.40 kJ·mol-1 B．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) Δ H=-5518 kJ·mol-1 C．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) Δ H=+5518 kJ·mol-1 D．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) Δ H=-48.40 kJ·mol-1
高中化学选修一电子版教材化学反应原理
高中化学选修一电子版教材化学反应原理
高中化学选修一电子版教材化学反应原理内容主要包括：
一、反应物的性质
1、反应物的性质
反应物是反应过程中参与反应的物质，其特性决定了反应的过程和结果。
反应物的性质可以分为两类：
（1）物理性质：指反应物的形状、质量、体积、温度、溶度、活度等。
（2）化学性质：指反应物的化学结构、组成、分子量、化学
稳定性、活性等。
二、反应条件
1、反应条件
反应条件是指反应过程发生所必需的物理和化学条件，它们包括：
（1）温度：反应温度是指反应物在反应过程中所需要的温度，不同反应对温度的要求也不同，一般来说，反应速率随温度的升高而增加，但有些反应温度升高到一定程度后，反应速率反而减小。
（2）催化剂：催化剂是指能够加速反应的物质，它可以改变反应的速率，但不会改变反应的最终产物。
（3）压力：反应的压力也会影响反应的速率，一般来说，压力越大，反应速率越快。
（4）pH：反应过程中的pH值也会影响反应的速率，一般来说，pH值越接近中性，反应速率越快。
三、反应动力学
1、反应动力学
反应动力学是研究反应过程的速率和机理的学科，它可以帮助我们了解反应过程的过程和结果，从而更好地控制反应。
反应。
高中化学化学反应原理重要知识总结
化学反应原理知识点整理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：△H2.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热吃化学键形成——放热放吃和放的问题放出热量的化学反应; 放热>吸热△H 为“-”或△H <0 放出的比吃的多,人就瘦了吸收热量的化学反应;吸热>放热△H 为“+”或△H >0 吃的比放出的多,人就胖了☆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BaOH2·8H2O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 =H2Ol ΔH=－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 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+=Zn2++H2↑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＋SO42-－2e＝PbSO4↓正极氧化铅：PbO2＋4H+＋SO42-＋2e＝PbSO4↓＋2H2O充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋SO42-阳极：PbSO4＋2e＝Pb＋SO42-2PbSO4↓＋2H2O两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO43、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：2H2－4e=4H+ 正极：Ｏ2＋4 e4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2＋4OH－4e＝4H2O正极：Ｏ2＋2H2O＋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－－8e ＝＋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上述四种类型电解质分类：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条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接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 FeOH2离子方程式：Fe2+ + 2OH- = FeOH2生成的FeOH2被空气中的O2氧化,生成FeOH3 , FeOH2 + O2 + 2H2O == 4FeOH3FeOH3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;通电后电子大量在钢铁设备上积累,抑制了钢铁失去电子的反应;2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、等;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v⑴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/Δtv：平均速率,Δc：浓度变化,Δt：时间单位：mol/L·s⑷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;2、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡一1.定义：化学平衡状态：一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态;2、化学平衡的特征逆研究前提是可逆反应等同一物质的正逆反应速率相等动动态平衡定各物质的浓度与质量分数恒定变条件改变,平衡发生变化3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mAg+nBg pCg+qDg混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,即V正=V逆平衡②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,则V正=V逆平衡③VA:VB:VC:VD=m:n:p:q,V正不一定等于V逆不一定平衡二影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响1影响规律：在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动2增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡_不移动_3在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度__减小__,生成物浓度也_减小_, V正_减小__,V逆也_减小__,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动;2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着__吸热反应__方向移动,温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动;3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强,会使平衡向着___体积增大__方向移动;注意：1改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动2气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡__不移动___;但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_;5.勒夏特列原理平衡移动原理：如果改变影响平衡的条件之一如温度,压强,浓度,平衡向着能够减弱这种改变的方向移动;三、化学平衡常数一定义：在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值; 符号：__K__二使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___,不是起始浓度也不是物质的量;2、K只与__温度T___有关,与反应物或生成物的浓度无关;3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是“1”而不代入公式;4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中;三化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志;K值越大,说明平衡时_生成物___的浓度越大,它的___正向反应__进行的程度越大,即该反应进行得越__完全___,反应物转化率越_高___;反之,则相反; 一般地,K>_105__时,该反应就进行得基本完全了;2、可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡;Q：浓度积Q_〈__K:反应向正反应方向进行;Q__=_K:反应处于平衡状态;Q_〉__K:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高,K值增大,则正反应为__吸热___反应若温度升高,K 值减小,则正反应为__放热___反应 四、等效平衡1、概念：在一定条件下定温、定容或定温、定压,只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡;2、分类1定温,定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同;第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效; 2定温,定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡; 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向：1熵:物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S. 单位：Jmol -1K -12体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据;. 3同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小;即Sg 〉Sl 〉Ss 2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为： ΔH-T ΔS 〈0 反应能自发进行 ΔH-T ΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-T ΔS 〉0 反应不能自发进行注意：1ΔH 为负,ΔS 为正时,任何温度反应都能自发进行 2ΔH 为正,ΔS 为负时,任何温度反应都不能自发进行第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 ; 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 ; 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 ;弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 ; 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 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物如BaSO 4不溶于水,但溶于水的BaSO 4全部电离,故BaSO 4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 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡;4、影响电离平衡的因素：A 、温度：电离一般吸热,升温有利于电离;B 、浓度：浓度越大,电离程度 越小 ；溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动;C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离;D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离;9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写第一步为主 10、电离常数：在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数;叫做电离平衡常数,一般用Ka 表示酸,Kb 表示碱;表示方法：AB A ++B - Ki= A + B -/AB11、影响因素：a 、电离常数的大小主要由物质的本性决定;b 、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大;物质 单质 化合物电解质非电解质： 非金属氧化物,大部分有机物 ;如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质： 强酸,强碱,大多数盐 ;如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸,弱碱,极少数盐,水 ;如HClO 、NH 3·H 2O 、CuOH 2、H 2O ……混和物纯净物C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强;如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = cH+·cOH-25℃时, H+=OH- =10-7 mol/L ; K W = H+·OH- = 110-14注意：K W只与温度有关,温度一定,则K W值一定K W不仅适用于纯水,适用于任何溶液酸、碱、盐2、水电离特点：1可逆2吸热3极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离K W〈110-14②温度：促进水的电离水的电离是吸热的③易水解的盐：促进水的电离K W〉110-144、溶液的酸碱性和pH：1pH=-lgcH+2pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞;变色范围：甲基橙~橙色石蕊~紫色酚酞~浅红色pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可;注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它H+混=H+1V1+H+2V2/V1+V22、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它OH-混＝OH-1V1+OH-2V2/V1+V2注意:不能直接计算H+混3、强酸与强碱的混合：先据H++ OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混,再求其它四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时,pH稀= pH原+ n 但始终不能大于或等于72、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀〈pH原+n 但始终不能大于或等于73、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀= pH原－n 但始终不能小于或等于74、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀〉pH原－n 但始终不能小于或等于75、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近即向中性靠近；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快;五、强酸pH1强碱pH2混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：114-pH1+pH2〕pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等;2、中和滴定的操作过程：1仪②滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度;滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸或碱,也不得中途向滴定管中添加;②滴定管可以读到小数点后一位;2药品：标准液；待测液；指示剂;3准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面;洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗或待测液洗→装溶液→排气泡→调液面→记数据V始4试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积;当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则：c碱=Vn Vc n⋅⋅⋅上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此;综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V 酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低;同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然;七、盐类的水解只有可溶于水的盐才水解1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应;2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离;3、盐类水解规律：①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性;②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强; 如:Na2CO3＞NaHCO34、盐类水解的特点：1可逆与中和反应互逆2程度小3吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大水解吸热,越热越水解②浓度：浓度越小,水解程度越大越稀越水解③酸碱：促进或抑制盐的水解H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-显酸性②电离程度＞水解程度,显酸性如: HSO3-、H2PO4-③水解程度＞电离程度,显碱性如：HCO3-、HS-、HPO42-7、双水解反应：1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应;双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全;使得平衡向右移;2常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-HCO3-、S2-HS-、SO32-HSO3-；S2-与NH4+；CO32-HCO3-与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体;双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2AlOH3↓+ 3H2S↑。
鲁科版高中化学选择性必修1化学反应原理精品课件 第1章 章末整合
(2)由盖斯定律可知,将题给催化过程的三个反应直接相加可得:2HCl(g)+
1
O2(g) ==Cl2(g)+H2O(g)
2
ΔH'=(83-20-121)kJ·mol-1=-58 kJ·mol-1,则ΔH=2ΔH'=-116 kJ·mol-1。
反应Ⅰ:2H2SO4(l) ==2SO2(g)+2H2O(g)+O2(g)
ΔH1=+551 kJ·mol-1
反应Ⅲ:S(s)+O2(g) ==SO2(g)
反应Ⅱ的热化学方程式:
ΔH3=-297 kJ·mol-1
。
答案(1)+53.1 (2)+247
(3)+114
(4)3SO2(g)+2H2O(g) ==2H2SO4(l)+S(s)
A.电子从b极经导线流向a极
B.正极的电极反应为O2+4e-+2H2O==4OH-
C.还可以选用NaOH固体作固态电解质
D.若反应中转移1 mol电子,则生成22.4 L
(标准状况)CO2
)
答案A
解析燃料电池通入氧气的电极为正极,则a为正极,电子从b极经导线流向a
极,故A正确;介质为固态熔融介质,不存在水溶液,则正极的电极反应为
(3)首先书写反应的化学方程式:Si+3HCl
SiHCl3+H2,然后写出物
质的状态和焓变可得热化学方程式:Si(s)+3HCl(g)
ΔH=-225 kJ·mol-1。
高中化学回归课本 化学反应原理
回归课本（化学反应原理）第一章．化学反应的热效应1．我们将反应容器中的溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称“”或“” 。
反应容器之外的空气看作“”。
〖XB1-04〗2．焓(H)是与有关的物理量，在化学实验和生产中，通常遇到的反应是在中进行的，反应条件是恒压，此时反应的热效应等于。
〖XB1-06〗3．ΔH的单位采用kJ/mol时，表示的焓变，这就是ΔH必须与化学方程式一一对应的原因。
〖XB1-06〗4．书写热化学方程式必须注明温度和压强，如果没有注明，默认的温度和压强是：。
〖XB1-08〗5．在中和反应反应热的测定实验中，盐酸的浓度是0.50mol/L，为什么NaOH溶液的浓度是0.55 mol/L？。
测盐酸温度的温度计要用水冲洗干净，冲洗液是否也要倒入内筒中？。
〖XB1-05〗6．在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成“指定产物”时所放的热量，叫该物质的，“指定产物”指的是碳元素变为，氢元素变为，硫元素变为，氮元素变为。
〖XB1-09〗7．甲烷的燃烧热为890.31 kJ/mol，而氢气的燃烧热只有285.8kJ/mol，为什么说氢能的燃烧热值高？。
〖XB1-10〗8．氢能是一种理想的绿色能源。
有科学家预言，氢能有可能成为人类未来的主要能源。
氢能的优点是、、，氢能在利用过程中需解决的技术难题是：。
〖XB1-12〗9．化学反应的反应热只与反应的有关，而与反应的无关，这就是盖斯定律。
盖斯是哪个国家的化学家？。
〖XB1-13〗10．家用液化气的成分之一是丁烷，10 kg丁烷完全燃烧放出5×105的热量，写出表示丁烷燃烧热的热化学方程式为。
〖XB1-17〗11．火箭发射时可用肼(N2H4)作燃料，NO2作氧化剂，该反应的化学方程式为：。
〖XB1-17〗二．第二章化学反应速率与化学平衡12．研究浓度对反应速率的影响，在锥形瓶内各盛有2g锌粒然后分别加入等体积不同浓度的稀硫酸，可以比较，也可以比较，而得出实验结论。
人教版高中化学选修四《化学反应原理》课本习题及答案
第一单元第一节化学反应与能量的变化1. 化学反应过程中所释放或吸收的能量，叫做反应热，在恒压条件下，它等于反应前后物质的焓变，符号是ΔH，单位是kJ/mol。
例如1 mol H2(g)燃烧，生成1 mol H2O(g)，其反应热ΔH=-241.8 kJ/mol。
2. 化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，重新组合成生成物的分子。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量。
当反应完成时，若生成物释放的能量比反应物吸收的能量大，则此反应为放热反应；若生成物释放的能量比反应物吸收的能量小，反应物需要吸收能量才能转化为生成物，则此反应为吸热反应。
第二节第三节燃烧热能源1. 在生产和生活中，可以根据燃烧热的数据选择燃料。
如甲烷、乙烷、丙烷、甲醇、乙醇、氢气的燃烧热值均很高，它们都是良好的燃料。
2. 化石燃料蕴藏量有限，不能再生，最终将会枯竭，因此现在就应该寻求应对措施。
措施之一就是用甲醇、乙醇代替汽油，农牧业废料、高产作物（如甘蔗、高粱、甘薯、玉米等）、速生树木（如赤杨、刺槐、桉树等），经过发酵或高温热分解就可以制造甲醇或乙醇。
由于上述制造甲醇、乙醇的原料是生物质，可以再生，因此用甲醇、乙醇代替汽油是应对能源危机的一种有效措施。
3. 氢气是最轻的燃料，而且单位质量的燃烧热值最高，因此它是优异的火箭燃料，再加上无污染，氢气自然也是别的运输工具的优秀燃料。
在当前，用氢气作燃料尚有困难，一是氢气易燃、易爆，极易泄漏，不便于贮存、运输；二是制造氢气尚需电力或别的化石燃料，成本高。
如果用太阳能和水廉价地制取氢气的技术能够突破，则氢气能源将具有广阔的发展前景。
4. 甲烷是一种优质的燃料，它存在于天然气之中。
但探明的天然气矿藏有限，这是人们所担心的。
现已发现海底存在大量水合甲烷，其储量约是已探明的化石燃料的2倍。
如果找到了适用的开采技术，将大大缓解能源危机。
5. 柱状图略。
关于如何合理利用资源、能源，学生可以自由设想。
高中化学-化学反应原理
㈠极简版文档（仅一章）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②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2•8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O③ C(s)+ H2O(g) CO+H2 ④CO2+ C 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。
高中化学课件：化学反应原理及常见化学反应方程式
本课件介绍化学反应的基本原理和常见的化学反应方程式。内容包括化学反 应的定义、反应物和生成物的概念，以及白磷与氧气、硫磺与氧气等不同反 应的方程式。
化学反应的定义
化学反应是物质之间发生的一种转化过程，原有物质被破坏，新的物质被生 成。
反应物和生成物的概念
反应物
参与化学反应的起始物质，可以是元素、 化合物或离子。
ห้องสมุดไป่ตู้
生成物
在化学反应中新生成的物质，它们是反应 物经过反应转化得到的。
化学式
用符号和编号表示化学反应中各种物质的方式。
白磷和氧气的化学反应
白磷
白磷是一种有毒的、可燃的化合 物，能与氧气发生剧烈反应。
氧气
五氧化二磷
氧气是一种无色、无味、无臭的 气体，能够支持燃烧和呼吸过程。
铁锈
铁在氧气和水的作用下生成的红褐色氧化 产物。
金属间置换反应的原理
1 活泼金属
活泼金属可以取代溶液中 的不活泼金属。
2 金属间置换
活泼金属和不活泼金属发 生反应，活泼金属取代不 活泼金属的位置。
3 化学反应
金属间置换反应是一种化 学反应，产生新的金属化 合物。
白磷和氧气反应生成的产物，具 有强腐蚀性。
硫磺和氧气的化学反应
1
硫磺
硫磺是一种黄色的固体物质，能与氧气发生化学反应。
2
二氧化硫
硫磺和氧气反应生成的产物，是一种无色、刺激性气体。
3
三氧化二硫
二氧化硫在氧气存在下继续氧化生成的物质，为液体，具有强氧化性。
氢气和氧气的化学反应
氢气
氢气是一种无色、无味的气体，能与氧气发生燃烧 反应。
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2018年全国Ⅲ
2017年全国Ⅲ
2016年全国Ⅲ
砷及化合物
三氯氢硅的平衡
涉及 知识 点
盖斯定律；增压NO转 画砷原子结构图; 三氯氢硅水解的
化率(增大),吸收剂pH 写氧化还原方程, 方程式，
变化,脱硫与脱硝速率 加压原因;盖斯定 计算∆H、转化率、
比较,初始浓度不同的 律算反应热;反应 平衡常数，提高
气体;由曲线推K变化和 是否平衡的判断；转化率和加快反
考纲开篇提到“全面检测考生的化学科学素养”，指 的应是化学的核心方法、原理和思想，比如化学中分类的 方法、反应的观念。备考时，老师们应该帮助考生把这些 主干知识理解透彻，夯实基础。
一.考纲研究
考纲中的第一项目标是考查学生接受、吸收、整合化 学信息的能力，这提示考生们要更重视情境式设问的题目。 这类题目把化学与生活、生产联系得更紧密，要求学生更 注意观察生活，学以致用。考生们应将课本中带有情境材 料的习题“消化”好，如带插图、带介绍材料的内容要多 加留意。考生们还应该多关注社会热点，了解最新科技动 态，如手机电池问题、新材料等话题
四.后期备考工作
回归课本
记忆当天的成长日记
课下
每周进行优生、临界生辅导
学生答题卡分析
五.案列分析：电解质溶液
考纲要求
五.案列分析：电解质溶液
知识梳理：
（1）建立微弱意识：弱电解质的电离、弱离子的水解、 难溶电解质的溶解、水的电离是微弱的 （2）成长日记： 向CH3COOH溶液中加水，除OH-外各粒子浓度均减小； 向氨水中滴加盐酸的滴定终点指两种物质恰好完全反 应，溶质为NH4Cl Kh=Kw/Ka , 酸根 Kh1=Kw/Ka2, 酸式根 Kh2=Kw/Ka1 等浓度CH3COOH、CH3COONa混合液为酸性；等浓度 NH4Cl、NH3.H2O混合液为碱性；NaHSO3溶液为酸性； NaH2PO4溶液为酸性
写K表达式
由时间-浓度曲线 应速度的方法，
推速率大小；算 新的计算：V正/V
平衡常数
逆
这三套题的共同点：
（1）都是通过某一种物质（气体、溶液）相关性 质进行挖掘，上下左右延伸提问； （2）都有盖斯定律计算反应热； （3）速率、转化率的计算（列表达式）； （4）速率变化原因及采取措施，平衡移动分析 （5）分析曲线图 （6）压力分数和体积分数，浓度平衡常数和压力 平衡常数，溶度积常数。
四.后期备考工作
进行知识梳理，夯实基础，记录总成长结日!记
课上 做题技巧
限时训练，滚动提高 难度略比高考大
习题处理：注重答题规范，审题仔细 加强信息处理能力、 迁移能力
2017年全国I卷
2017-11．支撑海港码头基础的钢管桩，常用外加电流的 阴极保护法进行防腐，工作原理如图所示，其中高硅铸 铁为惰性辅助阳极。下列有关表述不正确的是 A．通入保护电流使钢管桩表面腐蚀电流接近于零 B．通电后外电路电子被强制从高硅铸铁流向钢管桩 C．高硅铸铁的作用是作为损耗阳极材料和传递电流 D．通入的保护电流应该根据环境条件变化进行调整
二.全国Ⅲ卷分析
题目
7 9 10
11
12 13
2016年
2017年
2018年
化学与生活 泡沫灭火原理
酸式滴定三 解管套 质的使题 溶用都 液、泡牺有 ，末牲电 考灭阳化察火极器的学电等阴、解用极电质途保护法
pH试纸的溶使液用 时都没有电解质溶
1 mol PCl3与液1 离子原浓电池度加关快系反应速率
化学反应原理二轮复习策略
兴义市第八中学·王永凤
冲刺阶段，科学备考，我们 必须进一步明确的问题 高考二轮复习，绝不是第二遍复习！
高考考什么?
高考怎么考?
我们如何有效应对?
一.考纲研究
从2019年高考考纲来看，考查的知识点和往年相比没 有大的变化，但考纲更重视对化学科学素养、整合化学信 息能力的要求。
四.案列分析：电解质溶液
做题技巧： 先确定滴定终点，并分析该点溶质，及溶液酸碱性 图中的取点：起点、交点、终点 若出现多种粒子浓度相乘或相除通常从K入手 粒子浓度判断入手方向：若式子中只有阴阳离子没有 分子先考虑电荷守恒；若式子中有某种元素的各种微粒 先考虑物料守恒；若式子中有弱电解质分子和H+、OH-先 考虑质子守恒。
化学反应原理常见考点
金属防护、新型原电池、沉淀溶解平衡（除 杂、Ksp的计算等）、双水解、盖斯定律、转化率 （计算、提高转化率的措施）、平衡常数（应用、 表达式的书写）、影响化学平衡的因素、影响反 应速率的因素、反应达到平衡的判断依据
三.一轮复习暴露出来的问题
（1）双基不够扎实 （2）目标不够明确，知识不够系统 （3）答题不够规范
mol Cl2反应制备 指示剂的选择 PCl5（g）
锌–空气燃料 16Li+xS8=8Li2Sx
电池
（2≤x≤8）
可充电锂-空气电池
二次电池：考察离子定向移动、电极反应、电子数目
电解质溶液
电解质溶液 电解质溶液
二.全Байду номын сангаасⅢ卷分析
2016年Ⅲ卷27题
2017年Ⅲ卷28题 2018年Ⅲ卷28题
载体 用NaClO2溶液吸收烟 气中的SO2和NOx脱硫 脱硝