化学反应原理-专题三知识要点

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。

《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。

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。

《化学反应原理》知识点归纳（三）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的化合物,。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能的化合物。

强电解质：在水溶液里电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有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）④电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：。

4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大电离程度溶液稀释时，电离平衡向着的方向移动。

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。

5、电离方程式的书写：强电解质的电离用符号；弱电解质的电离用符号；弱酸的电离要写（第一步为主），弱碱的电离则一步到位。

6、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-]/[AB]7、影响电离常数的因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受变化影响，不受变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越，其电离程度越，酸性越。

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 =25℃时,[H+]=[OH-] =mol/L ; K W=[H+]•[OH-] =注意：K W只与有关，温度，则K W值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）（2）热（3）极3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：水的电离K W〈1*10-14②温度：水的电离（水的电离是热的）③易水解的盐：水的电离K W〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=（2）pH的测定方法A.酸碱指示剂法：、、。

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。

化学反应原理知识点总结引言化学反应是化学学科中最重要的基础知识之一，它揭示了物质的性质变化和能量转化的过程。

本文将对化学反应原理的一些关键知识点进行总结和探讨，帮助读者更好地理解化学反应的本质和基本原理。

一、化学反应的定义和基本概念化学反应是指原子、分子或离子之间发生碰撞、组合和重组，导致化学键的断裂和形成的过程。

在化学反应中，反应物转变为产物，伴随着能量的吸收或释放。

反应物与产物之间的化学键的破裂和形成是化学反应的关键。

二、反应物和产物反应物是指参与反应的化学物质，产物则是反应后形成的新物质。

化学反应中，反应物和产物的物质组成和化学性质发生了变化。

反应物和产物之间的摩尔比例称为化学计量比。

根据化学计量比，可以计算反应所需的物质的量。

三、守恒定律和能量转化化学反应中，守恒定律是一个基本原则。

根据守恒定律，质量、能量和电荷在反应中都是守恒的。

质量守恒指反应物的质量之和等于产物的质量之和；能量守恒指反应中的能量总量保持不变。

能量转化是化学反应的重要特征之一，反应过程中能量的转移和转化决定了反应的速率和放热、吸热性质。

四、化学平衡和反应速率化学平衡是化学反应达到稳定状态时的一种特性。

化学平衡的式子用化学方程式表示，可以用摩尔浓度或者压力来描述化学平衡。

平衡常数是一个定值，表征了反应物浓度与产物浓度之间的比率。

反应速率则指单位时间内反应物消耗或产物生成的速度。

反应速率受影响的因素包括浓度、温度、催化剂等。

五、反应类型和反应机理化学反应可以分为许多类型，例如酸碱中和反应、氧化还原反应、置换反应等。

每种反应类型都有其特定的反应机理，即反应过程中的中间态和步骤。

了解反应类型和反应机理可以帮助我们理解反应过程的具体细节和机制。

六、化学反应的应用化学反应的理论和实践应用非常广泛。

它们在日常生活中的应用包括化妆品、洗涤剂、药品等的合成和制备。

在工业生产中，化学反应用于制备合成材料、燃料、肥料等。

此外，化学反应还在环境保护和能源开发等领域发挥着重要作用。

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。

化学反应原理知识点化学反应是我们生活中不可或缺的一部分，它是物质变化的基础。

经过反应，原有物质的性质和组成都会发生改变，产生新的物质。

本文将介绍几个常见的化学反应原理知识点。

一、氧化还原反应（Redox Reaction）氧化还原反应是化学反应中最重要的类型之一。

在这类反应中，原子或离子通过脱氧或加氧的方式发生电荷转移，从而改变其氧化态。

氧化态是描述原子或离子带正电或带负电的程度。

典型的氧化还原反应就是金属与非金属的反应，如铁与氧气发生反应会生成铁的氧化物，同时释放出大量的能量。

并且，氧化剂在反应中接受电子，被还原，而还原剂则失去电子，被氧化。

二、酸碱中和反应（Acid-Base Neutralization）酸碱中和反应是酸和碱反应的一种重要类型。

在这类反应中，酸和碱互相作用，生成盐和水。

酸和碱的中和反应是通过酸中的氢离子（H+）与碱中的氢氧根离子（OH-）结合来实现的。

这类反应通常具有酸性和碱性物质各自特有的性质。

例如，酸具有酸味，能腐蚀金属；而碱则具有苦味和腐蚀性。

当它们中和时，会产生中性的物质。

三、沉淀反应（Precipitation Reaction）沉淀反应是指在溶液中发生的反应，产生沉淀物的现象。

这类反应是通过两种溶液中的阳、阴离子彼此结合而生成固体的沉淀。

沉淀是指在溶液中产生的难溶于水的物质。

沉淀反应是由于两种溶液中离子的互相交换，使得部分离子结合形成了难溶物质。

这种反应经常出现在分析化学的实验中，通过观察沉淀的形成可以推测出存在的物质。

四、水解反应（Hydrolysis Reaction）水解反应是指某种物质通过与水反应，发生分解的化学反应。

在这类反应中，水起到了离解和催化的作用，将物质分解为原来的组成部分。

许多有机化合物，如脂肪、蛋白质和碳水化合物，都可以在水中发生水解反应。

这类反应不仅在生物体内发生，也在许多工业和环境过程中起到重要作用。

五、配位反应（Coordination Reaction）配位反应是指发生于金属离子与配体之间的化学反应。

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。

第一节水溶液知识点1 水的电离平衡1、水是一种弱电解质，存在着电离平衡，可表示如下：H2O H++OH-或H2O+H2O H3O+ + OH-2、影响水电离平衡的因素温度、酸、碱、能水解的盐等都能影响水的电离平衡，使水的电离平衡发生移动。

（1）升温平衡右移；（2）加酸或碱平衡左移；（3）加入能水解的盐平衡右移。

3、水的离子积水的离子积K w =[H+][OH-]K w的大小只与温度有关。

所以在应用水的离子积时，必须指明温度。

如不指明，则认为25℃。

室温下，纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol•L-1K w=1×10-14mol2•L-2知识点2 溶液的酸碱性和pH1、溶液酸碱性的判断（1）溶液呈酸性、碱性还是中性，应看[H+]和[OH-]的相对大小：[H+]=[OH-]溶液呈中性；[H+]>[OH-]溶液呈酸性；[H+]<[OH-]溶液呈碱性。

（2）利用pH：常温下，pH=7 中性；pH<7 酸性；pH>7 碱性。

（3）利用pH试纸(1—14的整数)：pH试纸测定的为溶液中的[H+]，使用时不能润湿。

正确的操作方法为：用干燥洁净玻璃棒蘸取试液滴在试纸上，迅速和标准比色卡对比。

（4）利用pH计（精确到0.01）知识点3 pH的计算关键先求出溶液的[H+]，再通过pH = -lg[H+]求溶液的pH。

知识点4 强电解质与弱电解质1、电解质与非电解质2、强电解质与弱电解质知识点5 电解质溶液的导电1、电解质的导电电解质导电能力取决于溶液中离子的浓度以及离子所带电荷数，而与电解质的强弱没有必然联系。

离子浓度越大，离子所带电荷越多，则导电能力越强；离子浓度越小，离子所带电荷越少，导电能力越弱。

知识点6 电离方程式的书写1、强电解质完全电离，在写电离方程式时，用“=”2、弱电解质部分电离，在写电离方程式时用“”（1）一元弱酸、弱碱一步电离CH3COOH CH3COO- + H+NH3•H2O NH4+ + OH-（2）多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）H2CO3H+ + HCO3-（主）HCO3-H+ + CO32-（次）（3）多元弱碱分步电离（较复杂），在中学阶段要求一步写出Fe(OH)3Fe3+ + 3OH-[习题训练]1、将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是（）A、水的离子积变大，pH变小，呈酸性B、水的离子积不变，pH不变，呈中性C、水的离子积变小，pH变大，呈碱性D、水的离子积变大，pH变小，呈中性2、25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0，下列叙述正确的是()A、向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，[OH－]降低B、向水中加入少量固体硫酸氢钠，[H＋]增大，K W不变C、向水中加入少量固体钠，平衡逆向移动，[H＋]降低D、将水加热，K W增大，[H＋]不变3、下列物质中，属于强电解质的是（）A 、CO B、KOH C、Fe(OH)3 D 、HF4、下列电离方程式中，不正确的是（ ）A 、 Ba(OH)2 Ba 2+ + 2OH -B 、 NH 3•H 2O NH 4+ + OH -C 、 CH 3COOH CH 3COO - + H +D 、 AgCl=Ag + + Cl -5、能证明某物质是弱电解质的是（ ）A 、难溶于水B 、溶液中存在已电离的离子和未电离的分子C 、水溶液的导电性差D 、熔融状态时不导电6、在25 ℃时，某溶液中由水电离出的[H ＋]＝1×10－12 mol·L －1，则该溶液的pH 可能是(双选)( )A 、12B 、7C 、6D 、27、t ℃时，水的离子积为K w ，该温度下将a mol•L -1一元酸HA 与b mol•L -1一元碱BOH 等体积混合，要使混合液呈中性，必要的条件是（ ）A 、混合液的pH=7B 、混合液中c(H +)=C 、a=bD 、混合液中c(B +)=c(A -)+c(OH -)8、下列说法中，正确的是（ ）A 、导电能力强的电解质溶液一定是强电解质溶液B 、 强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强C 、强电解质的水溶液中不存在溶质分子D 、 0.1 mol·L －1NaOH 溶液比0.01mol·L －1NaOH 溶液导电性强，因此前者是强电解质，后者是弱电解质。

化学反应原理知识点总结化学反应是物质转化的过程，通过各种化学反应，我们可以制备新的物质，了解物质的性质并应用在各个领域。

本文将总结化学反应的一些重要原理知识点，希望能给读者提供一些有益的参考。

一、化学反应的基本概念1. 受体和给体：在化学反应中，某些物质接收其他物质的电子或氢离子，被称为受体；而另一些物质给予电子或氢离子，被称为给体。

2. 化学键的形成和断裂：化学反应中，分子中的化学键可以被形成或者断裂。

新的化学键形成会释放能量，而断裂化学键则需要吸收能量。

3. 氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中的电子转移。

氧化是指物质失去电子，还原则是指物质获得电子。

4. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱反应产生盐和水的过程。

酸会释放出H+离子，碱会释放出OH-离子，当两者相遇时，会在产生水和盐的同时中和。

二、化学反应速率1. 反应速率的定义：反应速率是指在单位时间内化学反应物质的消耗或生成量。

2. 影响反应速率的因素：影响反应速率的因素有反应物浓度、温度、催化剂等。

反应物浓度越大，反应速率也越快；温度越高，反应速率也越快；催化剂能够加速反应速率，降低反应的活化能。

3. 反应机理和反应速率方程：反应机理是指反应的详细步骤和中间体的生成和消失，在一些复杂反应中，可以通过研究反应机理来确定反应速率方程。

4. 反应速率与反应物浓度的关系：在反应速率方程中，反应速率正比于各个反应物的浓度。

当反应物浓度增加时，反应速率也会增加。

三、化学平衡和热力学1. 化学平衡的定义：化学平衡是指反应物和生成物之间浓度保持不变的状态。

化学平衡的关键在于反应物与生成物之间的反应速率相等。

2. 平衡常数和反应方向：平衡常数是反应物和生成物浓度的比值，在一定温度下保持不变。

反应的方向取决于反应物和生成物的浓度和平衡常数之间的关系。

3. Le Chatelier原理：Le Chatelier原理描述了当一个系统处于平衡状态时，当外界对其施加某种影响时，系统会产生反应以抵消这种影响。