化學有哪些原理

Ⅰ 化學反應的原理

1、化學反應的反應熱

(1)反應熱的概念：

當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。

(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。

Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。

(3)反應熱的測定

測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前後溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：

Q=-C(T2-T1)

式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應後體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。

2、化學反應的焓變

(1)反應焓變

物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為「焓」的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。

反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。

(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。

對於等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等於反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。

(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：

ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。

ΔH<0，反應釋放能量，為放熱反應。

(4)反應焓變與熱化學方程式：

把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為

Ⅱ 高中化學有哪些原理

氧化還原原理，離子反應原理，化學平衡原理，元素（質量）守恆原理，雙水解原理，電化學原子等等

Ⅲ 化學反應原理知識點總結有哪些

化學反應原理知識點總結有：

1、反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量。

2．焓變（ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應。

3、焓變單位：kJ/mol。

4、焓變產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱 放出熱量的化學反應。

5、常見的放熱反應：所有的燃燒反應、酸鹼中和反應、大多數的化合反應、金屬與酸的反應、生石灰和水反應、濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等。

6、常見的吸熱反應：晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl、大多數的分解反應、以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應。

7、書寫化學方程式注意要點：熱化學方程式必須標出能量變化。熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態。熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數。各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變。

8、燃燒熱概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。

9、燃燒熱研究條件：101 kPa反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。

10、中和熱概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。

Ⅳ 化學反應的基本原理

化學反應是指分子破裂成原子，原子重新排列組合生成新分子的過程，稱為化學反應。在反應中常伴有發光發熱變色生成沉澱物等，判斷一個反應是否為化學反應的依據是反應是否生成新的分子。[1]

核反應不屬於化學反應。

中文名
化學反應
外文名
Chemical reaction
別稱
化學變化
表達式
A+B→C+D
提出者
布特列諾夫
快速
導航
化學反應類型

反應能量

反應判斷

反應中間物

反應條件

反應速率

化學平衡

化學變化的研究

反應現象

可逆與自發反應

有機化學反應種類
實質
化學反應的本質是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
共12張
各種化學反應
在反應中常伴有發光、發熱、變色、生成沉澱物等。判斷一個反應是否為化學反應的依據是反應是否生成新的物質。根據化學鍵理論，又可根據一個變化過程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來判斷其是否為化學反應。[1]
化學反應類型
按反應物與生成物的類型分四類：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應
按電子得失可分為：氧化還原反應、非氧化還原反應；氧化還原反應包括：自身氧化還原，還原劑與氧化劑反應
異構化：(A →B) ：化合物是形成結構重組而不改變化學組成物。[1]
化學合成：化合反應
簡記為：A + B = C：二種以上元素或化合物合成一個復雜產物。（即由兩種或兩種以上的物質生成一種新物質的反應。）
化學分解：分解反應
簡記為：A = B + C ：化合物分解為構成元素或小分子。（即化合反應的逆反應。它是指一種化合物在特定條件下分解成兩種或兩種以上較簡單的單質或化合物的反應。）[1]
置換反應（單取代反應)
簡記為：A+BC=B+AC ：表示額外的反應元素取代化合物中的一個元素。（即指一種單質和一種化合物生成另一種單質和另一種化合物的反應。）[1]
（置換關系是指組成化合物的某種元素被組成單質的元素所替代。置換反應必為氧化還原反應，但氧化還原反應不一定為置換反應。）根據反應物和生成物中單質的類別，置換反應有以下4種情況：

化學反應公式
①較活潑的金屬置換出較不活潑的金屬或氫氣
②較活潑的非金屬置換出較不活潑的非金屬
③非金屬置換出金屬
④金屬置換出非金屬
（詳細請見置換反應詞條……）
復分解反應（雙取代反應）
簡記為：AB+CD=AD+CB ：在水溶液中（又稱離子化的）兩個化合物交換元素或離子形成不同的化合物。（即由兩種化合物互相交換成分，生成另外兩種化合物的反應。）
復分解反應的本質是溶液中的離子結合成難電離的物質（如水）、難溶的物質或揮發性氣體，而使復分解反應趨於完成。酸、鹼、鹽溶液間發生的反應一般是兩種化合物相互交換成分而形成的，即參加反應的化合物在水溶液中發生電離離解成自由移動的離子，離子間重新組合成新的化合物，因此酸、鹼、鹽溶液間的反應一般是復分解反應。復分解反應是離子或者離子團的重新組合，因為此類反應前後各元素的化合價都沒有變化，所以復分解反應都不是氧化還原反應。
當然還有更多復雜的情形，但仍可逐步簡單化而視為上述反應類別的連續反應。化學反應的變化多端難以建立簡單的分類標准。 但是一些類似的化學反應仍然可以歸類，譬如：
歧化反應:
指的是同一物質的分子中同一價態的同一元素間發生的氧化還原反應。同一價態的元素在發生氧化還原反應過程中發生了「化合價變化上的分歧」，有些升高，有些降低。發生歧化反應的元素必須具有相應的高價態和低價態化合物，歧化反應只發生在中間價態的元素上。

Ⅳ 化學中有哪些主要原理

1.能量守衡原理. 如:物體的吸放熱方程的書寫等.
2.電荷守衡原理. 如:離子方程式的書寫等.