高中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。

化学书选修一化学反应原理化学反应原理是化学学科的重要内容之一，它研究了化学反应的基本规律和机制。

化学反应是物质发生变化的过程，其背后隐藏着丰富的化学知识和原理。

本文将从反应速率、反应热力学和化学平衡三个方面介绍化学反应原理的相关内容。

一、反应速率反应速率是化学反应中最基本的指标之一，用来描述反应物消失和生成物出现的速度。

反应速率受多种因素影响，如温度、浓度、催化剂等。

其中温度是影响反应速率最重要的因素之一。

根据化学动力学理论，随着温度的升高，反应速率将会增加。

这是因为温度的升高会增加反应物的分子动能，使得反应物分子更容易发生碰撞并产生化学反应。

浓度和催化剂也能够影响反应速率，浓度的增加会增加反应物分子的碰撞频率，而催化剂则能够提高反应物分子的活化能，使反应速率加快。

二、反应热力学反应热力学研究了反应的热效应，即反应过程中释放或吸收的热量。

根据热力学第一定律，能量守恒，反应物和生成物之间的能量差即为反应释放或吸收的热量。

反应热力学可以帮助我们了解反应的放热或吸热性质，并进一步推导出反应的热力学方程。

热力学方程是描述反应物和生成物之间能量变化关系的数学表达式，它可以帮助我们预测反应的热效应，并进一步研究反应的热力学性质。

三、化学平衡化学平衡是化学反应达到稳定状态的情况。

在化学平衡状态下，反应物和生成物的浓度保持不变。

化学平衡受到反应物浓度、压力和温度的影响。

根据Le Chatelier原理，当系统受到外界干扰时，系统会偏离平衡状态，但会通过反应的方式重新达到平衡。

例如，当反应物浓度增加时，平衡反应会向生成物的方向移动，以减少反应物的浓度差异。

同样地，当温度升高时，平衡反应会向吸热方向移动，以吸收多余的热量。

化学反应原理涉及反应速率、反应热力学和化学平衡三个方面。

通过研究这些原理，我们可以深入了解化学反应的基本规律和机制。

化学反应原理的研究对于新材料的开发、新药物的研制以及环境保护等领域具有重要意义。

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。

《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。

化学选修化学反应原理知识点化学反应原理是化学一个重要的考点，关于它的原理你都掌握了多少?接下来店铺为你整理了化学选修化学反应原理知识点，一起来看看吧。

化学选修化学反应原理知识点化学反应与能量一、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)。

②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。

《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。

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。

化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学学科的重要组成部分，它涵盖了许多关键的概念和理论，对于理解化学反应的发生、方向、速率以及能量变化等方面具有重要意义。

以下是对化学反应原理相关知识点的详细总结。

一、化学反应速率化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。

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。

影响化学反应速率的因素主要包括以下几个方面：1、浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快；减小反应物的浓度，反应速率减慢。

这是因为浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增加，从而加快了反应速率。

2、压强对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，增大压强（减小容器体积），反应速率加快；减小压强（增大容器体积），反应速率减慢。

需要注意的是，压强对反应速率的影响实际上是通过改变气体的浓度来实现的。

3、温度升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。

一般来说，温度每升高 10℃，反应速率通常增大到原来的 2 4 倍。

这是因为温度升高，分子的运动速率加快，更多的分子成为活化分子，有效碰撞的几率增加。

4、催化剂使用催化剂能显著改变化学反应速率。

正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。

催化剂通过改变反应的路径，降低反应的活化能，从而使更多的分子能够在较低的能量条件下发生反应。

5、其他因素固体表面积、光照、超声波、电磁波等也会对反应速率产生影响。

例如，增大固体反应物的表面积，能够增加反应物之间的接触面积，从而加快反应速率。

二、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。

1、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

（2）等：正反应速率和逆反应速率相等。

（3）动：化学平衡是一种动态平衡，反应仍在进行，只是正、逆反应速率相等。

（4）定：平衡时反应物和生成物的浓度保持恒定。

（5）变：当外界条件改变时，原平衡会被破坏，在新的条件下建立新的平衡。

选修4知识点汇总一、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/mol 3.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，数值不变例：CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH=-890.3 kJ/mol三、燃烧热1．概念：25℃，101kPa时，1mol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：25℃，101kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

（C→CO2，S→SO2，H→H2O，只能在氧气中燃烧。

）③燃烧物的物质的量：1mol④研究内容：放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热（常考选择：判断热化学方程式是否正确）1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，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。

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。

《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。

化学选修化学反应原理复习第一章一、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。

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。

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。