化學反應原理指的是哪些

『壹』 化學反應原理

化學反應

（化學名詞）
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分子破裂成原子，原子重新排列組合生成新物質的過程，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物質。[1-2] 但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
提出者
布特列諾夫
提出時間
1861
應用學科
化學
適用領域范圍
化學研究
適用領域范圍
化學研究
目錄
1 實質
2 主要形式
3 反應能量
4 反應判斷
5 反應中間物
6 反應條件
7 反應速率
8 化學平衡
9 化學研究
10 反應現象

實質
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是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。

各種化學反應(12張)

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] 主要形式
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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。）
化學反應公式
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：
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……）[3]
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。氟(F2)無歧化作用，因為氟元素電負性最大，無正化合價，只有負化合價。
歸中反應與歧化反應均屬同種物質間發生的氧化還原反應，歧化反應是自身氧化還原反應的一種，但自身氧化還原反應卻不一定都是歧化反應。
歸中反應（反歧化反應）:
指的是物質中不同價態的同種元素之間發生的氧化還原反應。即同一元素的價態由反應前的高價和低價都轉化成反應以後的中間價態，在化學反應中元素的價態變化有個規律：只靠攏，不交叉。因此元素的高價和低價都只能向中間靠攏。歸中反應和歧化反應是兩個『相反』的過程，這兩種反應都一定是氧化還原反應。
有機反應：指以碳原子化合物為主的各種反應。
氧化還原反應：指兩化合物間的電子轉移（如：單取代反應和燃燒反應）
燃燒反應(初中化學書上也叫氧化反應)：指受質和氧氣的反應。
氯化反應；指氯與有機物反應；
更多的例子參見化學反應列表（list of reactions）。
電池、選項 A B C D

電極材料
Zn Fe Cu Al

電極材料 Cu Zn Ag Sn
電解質溶液 CuCl2溶液 H2SO4溶液 CuSO4溶液 NaOH溶液
核反應不是化學反應，核反應屬於核物理變化。原子是化學變化中最小化的粒子，化學反應我們也可以看作是原子的重新組合，根據質量守恆定律，在反應前後元素種類和原子個數是保持不變的。而核反應中的原子變成了其他的原子了，故不是化學變化。

反應能量
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能量凈改變
根據熱力學第二定律，任何等溫等壓封閉系統傾向降低吉布斯自由能。在沒有外力的影響下，任何反應混合物也是如此。比方，對系統中焓的分析可以得到合乎反應混合物的熱力學計算。反應中焓的計算方式採用標准反應焓以及反應熱加成性定律（赫士定律）。
以一個甲烷在氧中的燃燒反應為例：
CH4 + 2O2 →CO2 + 2 H2O
能量計算須打斷反應左側和右側的所有鍵結取得能量數據，才能計算反應物和生成物的能量差。以 ΔH 表示能量差。Δ(Delta) 表示差異，H 則為焓等於固定壓力下的熱傳導能量。ΔH 的單位為千焦耳或千卡。

反應判斷
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假設，存在一個系統。通過計算得出反應前後系統的焓變為ΔH。
化學反應
如果ΔH 計算為負值，則反應必為放熱反應。比如：燃燒就是燃料與空氣中氧氣劇烈反應放出熱量。
如果ΔH 計算是正值，則反應必為吸熱反應。比如：石灰石在高溫下反應分解出氧化鈣（生石灰）和二氧化碳。
如果ΔH計算等於零，則反應不吸熱也不放熱；外界不對體系做功，體系也不對外界做功。
反應到底是吸熱還是放熱完全由體系的 ΔH決定。但是，反應是否進行則完全由體系的由吉布斯自由能ΔG來表示。具體計算公式如下：
ΔG = ΔH - TΔS[1]
ΔG 是自由能改變，ΔH 是焓改變，而ΔS 則為熵改變，T是開爾文溫度。

反應中間物
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當熱力學企圖回答這個問題：「反應會發生嗎？」，另一個重要問題「反應多快？」卻完全沒有回答。這是因為熱力學或者熱力學平衡試著要了解的是反應混合物初始和結束狀態。因此無法指出反應發生時的過程。這個領域屬於反應動力學的范疇。
基元反應是如何發生的？傳統觀點認為，反應物碰撞形成所謂活化復合物。碰撞的動能使活化復合物獲得更高的能量，導致構成反應的鍵結重組。但是，這種觀點導致了一個困境：活化復合物的結構和能量不能同時確定，否則有悖於測不準原理。所以，一些物理學家認為，實際上這些復合物未必真的存在，而是能量空間的一些隔離面。相對的活化絡合物的觀點更多的是為實驗化學家所接受，因為在描述反應機理時比較方便。現代理論化學已經可以精確的計算速率常數。對於一些比較簡單的反應，整個過程的態分辨信息也可以獲得。

反應條件
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指化學反應所必須或可提高反應速率的方法，如：加熱（△）、點燃、高溫、電解、通電（電解）、紫外線或催化劑等。

反應速率
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化學反應的反應速率是相關受質濃度隨時間改變的的測量。反應速率的分析有許多重要應用，像是化學工程學或化學平衡研究。反應速率受到下列因素的影響：
反應物濃度：如果增加通常將使反應加速。
活化能：定義為反應啟始或自然發生所需的最低能量。
愈高的活化能表示反應愈難以啟始，反應速率也因此愈慢。
反應溫度：溫度提升將加速反應，因為愈高的溫度表示有愈多的能量，使反應容易發生。
催化劑：催化劑是一種通過改變活化能來改變反應速率的物質。而且催化劑在反應過程中不會破壞或改變，所以可以重復作用。
反應速率與參與反應的物質濃度有關。物質濃度則可透過質量作用定律定量。

化學平衡
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根據吉布斯自由能判據，當ΔrGm=0時，反應達最大限度，處於平衡狀態。化學平衡的建立是以可逆反應為前提的。可逆反應是指在同一條件下既能正向進行又能逆向進行的反應。絕大多數化學反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。
從動力學角度看，反應開始時，反應物濃度較大，產物濃度較小，所以正反應速率大於逆反應速率。隨著反應的進行，反應物濃度不斷減小，產物濃度不斷增大，所以正反應速率不斷減小，逆反應速率不斷增大。當正、逆反應速率相等時，系統中各物質的濃度不再發生變化，反應達到了平衡。
19世紀50-60年代，熱力學的基本規律已明確起來，但是一些熱力學概念還比較模糊，數字處理很煩瑣，不能用來解決稍微復雜一點的問題，例如化學反應的方向問題。當時，大多數化學家正致力於有機化學的研究，也有一些人試圖解決化學反應的方向問題。這種努力除了質量作用定律之外，還有其他一些人試圖從別的角度進行反應方向的探索，其中已有人提出了一些經驗性的規律。

化學研究
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在這一時期，丹麥人湯姆生和貝特羅試圖從化學反應的熱效應來解釋化學反應的方向性。他們認為，反應熱是反應物化學親合力的量度，每個簡單或復雜的純化學性的作用，都伴隨著熱量的產生。貝特羅更為明確地闡述了與這相同的觀點，並稱之為「最大功原理」，他認為任何一種無外部能量影響的純化學變化，向著產生釋放出最大能量的物質的方向進行。雖然這時他發現了一些吸熱反應也可以自發地進行，但他卻主觀地假定其中伴有放熱的物理過程。這一錯誤的論斷在30年代終於被他承認了，這時他才將「最大功原理」的應用范圍限制在固體間的反應上，並提出了實際上是「自由焓」的化學熱的概念。
化學反應
19世紀60-80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在這一方面也做了一定的貢獻。首先，霍斯特曼在研究氯化銨的升華過程中發現，在熱分解反應中，其分解壓力和溫度有一定的關系，符合克勞胥斯·克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V'-V)其中Q代表分解熱，V、V'代表分解前後的總體積。范霍夫依據一述方程式導出的下式：
lnK=-(Q/RT) c
此式可應用於任何反應過程，其中Q代表體系的吸收的熱（即升華熱）。范霍夫稱上式為動態平衡原理，並對它加以解釋，他說，在物質的兩種不同狀態之間的任何平衡，因溫度下降，向著產生熱量的兩個體系的平衡方向移動。1874年和1879年，穆迪埃和羅賓也分別提出了這樣的原理。穆迪埃提出，壓力的增加，有利於體積相應減少的反應發生。在這之後，勒夏特列又進一步普遍地闡釋了這一原理。他說，處於化學平衡中的任何體系，由於平衡中的多個因素中的一個因素的變動，在一個方向上會導致一種轉化，如果這種轉化是惟一的，那麼將會引起一種和該因素變動符號相反的變化。
然而，在這一方面做出突出貢獻的是吉布斯，他在熱力化學發展史上的地位極其重要。吉布斯在勢力化學上的貢獻可以歸納4個方面。第一，在克勞胥斯等人建立的第二定律的基礎上，吉布斯引出了平衡的判斷依據，並將熵的判斷依據正確地限制在孤立體系的范圍內。使一般實際問題有了進行普遍處理的可能。第二，用內能、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變數對體系狀態進行描述。並指出湯姆生用溫度、壓力和體積對體系體狀態進行描述是不完全的。他倡導了當時的科學家們不熟悉的狀態方程，並且在內能、熵和體積的三維坐標圖中，給出了完全描述體系全部熱力學性質的曲面。第三，吉布斯在熱力學中引入了「濃度」這一變數，並將明確了成分的濃度對內能的導數定義為「熱力學勢」。
這樣，就使熱力學可用於處理多組分的多相體系，化學平衡的問題也就有了處理的條件。第四，他進一步討論了體系在電、磁和表面的影響下的平衡問題。並且，他導出了被認是熱力學中最簡單、最本質也是最抽象的熱力學關系，即相律，在，而平衡狀態就是相律所表明的自由度為零的那種狀態。
吉布斯對平衡的研究成果主要發表在他的三篇文章之中。1873年，他先後將前兩篇發表在康涅狄格州學院的學報上，立即引起了麥克斯韋的注意。吉布斯前兩篇文可以說只是一個准備，1876年和1878年分兩部分發表了第三篇文章《關於復相物質的平衡》，文章長達300多頁，包括700多個公式。兩篇文章是討論單一的化學物質體系，這篇文章則對多組分復相體系進行了討論。由於熱力學勢的引入，只要將單組分體系狀態方程稍加變化，便可以對多組分體系的問題進行處理了。
對於吉布斯的工作，勒夏特列認為這是一個新領域的開辟，其重要性可以與質量不滅定律相提並論。然而，吉布斯的三篇文章發表之後，其重大意義並未被多數科學家們所認識到，直到1891年才被奧斯特瓦德譯成德文，1899年勒夏特列譯成法文出版之後，情況頓然改變。在吉布斯之後，熱力學仍然只能處理理想狀態的體系。這時，美國人洛易斯分別於1901年和1907年發表文章，提出了「逸度」與「活度」的概念。路易斯談到「逃逸趨勢」這一概念，指出一些熱力學量，如溫度、壓力、濃度、熱力學勢等都是逃逸趨勢量度的標度。
路易斯所提出的逸度與活度的概念，使吉布斯的理論得到了有益的補充和發展，從而使人們有可能將理想體系的偏差進行統一，使實際體系在形式上具有了與理想體系完全相同的熱力學關系式。綜上所述，化學平衡狀態是指在一定條件下的可逆反應，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。
化學平衡狀態具有逆，等，動，定，變等特徵。
逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
等：平衡時，正逆反應速率相等，即v正=v逆。
動：平衡時，反應仍在進行，是動態平衡，反應進行到了最大程度。
定：達平衡狀態時，反應混合物中各組分的濃度保持不變，反應速率保持不變，反應物的轉化率保持不變，各組分的含量保持不變。
變：化學平衡跟所有的動態平衡一樣，是有條件的，暫時的，相對的，當條件發生變化時，平衡狀態就會被破壞，由平衡變為不平衡，再在新的條件下建立新平衡。
氧化反應
影響化學平衡的因素有很多：如壓強\溫度\濃度\等。
注意：催化劑不影響化學平衡，僅影響反應速率。在其他條件不變的情況下，增大反應物濃度或減小生成物濃度，可使平衡向正反應方向移動。
勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

反應現象
編輯
放熱，吸熱，發光，變色，產生沉澱，生成氣體
可逆反應與自發反應
每個化學反應理論上均是可逆反應。正反應中定義物質從反應物轉換成產物。逆反應則相反，產物轉換成反應物。
化學平衡指正反應速率和逆反應速率達到相等的狀態，因此反應物和產物均會存在。然而，平衡態的反應方向可透過改變反應狀態改變，譬如溫度或壓力。勒夏特列原理在此用來預測是產物或反應物形成。
雖然所有的反應在一些范圍內均是可逆的，部份反應仍可歸類為不可逆反應。「不可逆反應」指得是「完全反應」。意思是幾乎所有的反應物均形成產物，甚至在極端狀況下均難以逆轉反應。
另一種反應機制稱為自發反應，是一種熱力學傾向，表示此反應引起總體熵的凈增加。自發反應（相對於非自發反應）不須外在協助（如能量供給）就會產生。在化學平衡的系統中，反應過程中自發反應的方向可預期形成較多的物質。[1]
有機化學中類別較多，有自由基反應，離子型反應；親電反應，親核反應；硝化反應，鹵化反應，磺化反應，氨化反應，醯化反應，氰化反應，加成反應,消去反應，取代反應，加聚反應，縮聚反應等。酸、鹼

『貳』 高二化學反應原理有哪些

想提高化學成績的小夥伴，對化學感興趣的同學，趕緊過來瞧一瞧吧。下面由我為你凳山精心准備了「高二化學反應原理」，本文僅供參考，持續關注本站將可以持續獲取更多的知識點！

高二化學反應原理有哪些

1、化學反應是怎樣進行的。

（1）基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。

（2）反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。

（3）正納不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。

2、化學反應速率。

（1）概念：單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。

（2）特點：對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的系數之比。

3、濃度對反應速率的影響。

（1）反應速率常數（K）。

反應速率常數（K）表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。

（2）濃度對反應速率的影響。

增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。

增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。

（3）壓強對反應速率的影響。

壓強隻影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。

壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。

4、溫度對化學反應速率的影響。

（1）經驗公式。

阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。

由公式知，當Ea>0時，棗清中升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。

（2）活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。

5、催化劑對化學反應速率的影響。

催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。

6、合成氨反應的限度。

合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利於化學平衡向生成氨的方向移動。

拓展閱讀：高中化學學習方法

1.認真聽課。

注意力集中，積極主動地學習。當老師引入新課的時候，同學們應該注意聽聽老師是怎樣提出新問題的？當老師在講授新課時候，同學們應該跟著想想老師是怎樣分析問題的？當老師在演示實驗的時候，同學們應該認真看看老師是怎樣進行操作的？當老師在對本節課進行小結的時候，同學們應該有意學學老師是怎樣提煉教材要點的？

2.記好筆記。

對於新課，主要記下老師講課提綱、要點以及老師深入淺出，富有啟發性的分析。對於復習課，主要記下老師引導提煉的知識主線。對於習題講評課，主要記下老師指出的屬於自己的錯誤，或對自己有啟迪的內容。或在書的空白處或者直接在書里劃出重點、做上標記等，有利於騰出時間聽老師講課。此外，對於課堂所學知識有疑問、或有獨到的見解要做上標記，便於課後繼續研究學習。

3.落實課後復習鞏固課堂所學。

課後復習是鞏固知識的需要。常有同學這樣說：課內基本上聽懂了，可是做起作業時總不能得心應手。原因在於對知識的內涵和外延還沒有真正或全部理解。

（1）再閱讀：上完新課再次閱讀教材，能夠「學新悟舊」，自我提高。

（2）「後」作業：閱讀教材之後才做作業事半功倍。有些同學做作業之前沒有閱讀教材，於是生搬硬套公式或例題來做作業，事倍功半。

（3）常回憶：常用回憶方式，讓頭腦再現教材的知識主線，發現遺忘的知識點，及時翻閱教材相關內容，針對性強，效果很好。

（4）多質疑：對知識的重點和難點多問些為什麼？能夠引起再學習、再思考，不斷提高對知識的認識水平。

（5）有計劃：把每天的課外時間加以安排；把前一段學習的內容加以復習；能夠提高學習的效率。

4.有心有意識記系統掌握知識。

有意識記的方法：深刻理解，自然識記；歸納口訣，有利識記；比較異同，簡化識記；讀寫結合，加深識記。

有意識記是系統掌握科學知識的途徑。有意識記的方法因人而異、不拘一格。形成適合自己的有意識記方法，從而系統掌握科學知識。

5.增加課外閱讀適應信息時代。

課外閱讀是了解外面世界的窗口！外面的世界真精彩，同學們應該增加課外閱讀，不斷拓寬知識領域，以適應當今的信息時代。課外閱讀的方法：選擇閱讀；上網查找；注意摘錄。

『叄』 化學反應原理，詳細解說，求解

2012屆高考化學反應原理知識點總結
化學反應速率、化學平衡
一．化學反應速率
1．定義：化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t
2．規律：同一反應里用不同物質來表示的反應速率數值可以是不同的，但這些數值，都表示同一反應速率。且不同物質的速率比值等於其化學方程式中的化學計量數之比。如反應mA+nB=pC+qD 的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q
3．影響反應速率的因素
內因：參加反應的物質的結構和性質是影響化學反應速率的決定性因素。例如H2、F2混合後，黑暗處都發生爆炸反應，化學反應速率極快，是不可逆反應。而H2、N2在高溫、高壓和催化劑存在下才能發生反應，化學反應速率較慢，由於是可逆反應，反應不能進行到底。
外因：
①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，單位體積發生反應的分子數增加，反應速率加快。
②壓強：對於有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增加壓強，氣體體積縮小，濃度增大，反應速率加快。
③溫度：升高溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數增加，反應速率加快，一般來說，溫度每升高10℃反應速率增大到原來的2～4倍。
④催化劑：可以同等程度增大逆反應速率。
⑤其他因素：增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應速率有影響。
【注意】：①改變外界條件時，若正反應速率增大，逆反應速率也一定增大，增大的倍數可能不同，但不可能正反應速率增大，逆反應速率減小。
②固體、純液體濃度視為常數，不能用其表示反應速率，它們的量的變化不會引起反應速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應速率。
③增大壓強或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學反應速率；升高溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分數，增大了有效碰撞次數，使反應速率增大。
（二）化學平衡
1．化學平衡狀態：指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度不變的狀態。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
2．化學平衡狀態的特徵
（1）「等」即 V正=V逆>0。
（2）「動」即是動態平衡，平衡時反應仍在進行。
（3）「定」即反應混合物中各組分百分含量不變。
（4）「變」即條件改變，平衡被打破，並在新的條件下建立新的化學平衡。
（5）與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態（等效）。
3．化學平衡狀態的標志
化學平衡狀態的判斷（以mA+nBxC+yD為例），可從以下幾方面分析：
①v(B耗)=v(B生)
②v(C耗):v(D生)=x : y
③c(C)、C%、n(C)%等不變
④若A、B、C、D為氣體，且m+n≠x+y，壓強恆定
⑤體系顏色不變
⑥單位時間內某物質內化學鍵的斷裂量等於形成量
⑦體系平均式量恆定（m+n ≠ x+y）等
4．影響化學平衡的條件
（1）可逆反應中舊化學鍵的破壞，新化學鍵的建立過程叫作化學平衡移動。
（2）化學平衡移動規律——勒沙特列原理
如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
①濃度：增大反應物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應方向移動。
②壓強：增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。
③溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。
④催化劑：不能影響平衡移動。
5．等效平衡
在條件不變時，可逆反應不論採取何種途徑，即由正反應開始或由逆反應開始，最後所處的平衡狀態是相同；一次投料或分步投料，最後所處平衡狀態是相同的。某一可逆反應的平衡狀態只與反應條件（物質的量濃度、溫度、壓強或體積）有關，而與反應途徑（正向或逆向）無關。
（1）等溫等容條件下等效平衡。對於某一可逆反應，在一定T、V條件下，只要反應物和生成物的量相當（即根據系數比換算成生成物或換算成反應物時與原起始量相同），則無論從反應物開始，還是從生成物開始，二者平衡等效。
（2）等溫、等壓條件下的等效平衡。反應前後分子數不變或有改變同一可逆反應，由極端假設法確定出兩初始狀態的物質的量比相同，則達到平衡後兩平衡等效。
（3）在定溫、定容情況下，對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比值與原平衡相同，兩平衡等效。
6．化學平衡計算時常用的2個率
（1）反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%。
（2）產品的產率=實際生成產物的物質的量÷理論上可得到產物的物質的量×100%。
7．催化劑
能改變其他物質的化學反應速率，本身在反應前後質量和性質都不變的物質。通常說的催化劑是指能加快化學反應速率的正催化劑，也有減慢化學反應速率的負催化劑或阻催化劑。在反應中加負催化劑能大大延緩反應速率，使人們不需要的化學反應如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發生。
催化劑的催化作用具有很強的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應或某一類反應。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
常用的催化劑及催化反應
二氧化錳 氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。
五氧化二釩 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。
鐵觸媒 合成氨。
鉑或鉑銠合金 氨的催化氧化。
硫酸汞 乙炔水化制乙醛。
醋酸錳 乙醛氧化制乙酸。
鎳 不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反應。
三溴化鐵 笨的溴化制溴苯。
使用催化劑進行催化反應時，要注意對反應物的凈化，避免帶入的某些雜質使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中毒。
8．可以利用平衡常數的值作標准判斷反應是否達到平衡及不 平衡時向哪個方向進行．如對於可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定溫度的任意時刻，反應物與生成物的濃度有如下關系
Qc＝ ，Qc叫該反應的濃度商．

Qc＜K，反應向正反應方向進行
Qc＝K，反應處於平衡狀態
Qc＞K，反應向逆反應方向進行

電解質溶液
一．電解質和非電解質、強電解質和弱電解質
1．電解質
凡是水溶液里或熔融狀態時能電離進而能導電的化合物叫做電解質。電解質溶於水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動，並在兩極發生氧化還原反應。所以說，電解質溶液或熔融狀態時導電是化學變化。
2．分類
（1）強電解質：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質。
（2）弱電解質：是指在水溶液中只能部分電離的電解質。
3．強電解質和弱電解質的比較
強電解質 弱電解質
定義 水溶液里完全電離的電解質 水溶液里部分電離的電解質
化學鍵種類 離子鍵、強極性鍵 極性鍵
電離過程 完全電離 部分電離
表示方法 用等號「=」 用可逆號「」
代表物 強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI
強鹼：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2
絕大多數鹽：NaCl、BaSO4 弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH
弱鹼：NH3·H2O
個別鹽：HgCl2、
Pb(CH3COO)2
4．非電解質
凡是在水溶液里或熔融狀態都不能電離也不能導電的化合物。
常見的非電解質
非金屬氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5
某些非金屬氫化物：CH4、NH3
大多數有機物：苯、甘油、葡萄糖
二．弱電解質的電離平衡
1．弱電解質的電離特點
（1）微弱：弱電解質在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。
（2）可逆：弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。
（3）能量變化：弱電解質的電離過程是吸熱的。
（4）平衡：在一定條件下最終達到電離平衡。
2．電離平衡：當弱電解質分子離解成離子的速率等於結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處於電離平衡狀態。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特徵。條件改變時平衡移動的規律符合勒沙特列原理。
三．水的電離和溶液的pH值
1．水的電離和水的離子積常數
H2O是一種極弱電解質，能夠發生微弱電離H2OH+ + OH–
25℃時 c(H+)=c(OH–)=10–7 mol·L–1
水的離子積Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）
①Kw只與溫度有關，溫度升高，Kw增大。如：100℃ Kw=10–12
②Kw適用於純水或稀酸、稀鹼、稀鹽水溶液中。
2．溶液的pH
（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小時，用pH來表示溶液的酸鹼度。
（2）含義：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，鹼性越強。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越強，鹼性越弱。
（3）范圍：0～14
四．鹽類水解
1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH–結合生成弱電解質的反應叫作鹽類的水解。
2．鹽類水解規律
（1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。
（2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。
（3）水解是吸熱反應，升溫水解程度增大。
（4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用「」，不能用「↑」或「↓」符號。
3．鹽類水解的類型
（1）單向水解：強酸和弱鹼生成的鹽，溶液呈酸性；強鹼和弱酸生成的鹽，溶液顯鹼性。如NH4Cl溶於水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
CH3COONa溶於水：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
（2）互相促進水解：弱酸和弱鹼生成的鹽溶於水，電離產生弱酸的陰離子和弱鹼的陽離子，二者分別結合水電離產生的H+和OH-發生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進水的電離使反應進行的程度較大。溶液的酸鹼性取決於生成的弱電解質的相對強弱。如CH3COONH4溶於水：
CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O
（3）互相抑制水解：能電離產生兩種以上的弱酸陰離子或弱鹼陽離子的鹽溶於水，弱酸的陰離子或弱鹼的陽離子均發生水解，但是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶於水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+
NH4+水解產生的H+對Fe2+的水解起到抑製作用，反之也成立。
五．電離平衡和水解平衡的比較
電 離 平 衡 水 解 平 衡
實 例 H2S水溶液（0.1mol/L） Na2S水溶液（0.1mol/L）
研究對象 弱電解質（弱酸、弱鹼、水） 強電解質（弱酸鹽、弱鹼鹽）

實 質
弱酸 H+ + 弱酸根離子
弱鹼 OH— + 弱鹼陽子
H2O + H2O H3O+ + OH—
離子化速率 = 分子化速率 弱酸根陰離子+H2O 弱酸 + OH—
弱鹼陽離子+H2O 弱鹼 + H+
水解速率 = 中和速率

程 度
酸或鹼越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠遠大於二級電離，大於三級電離…… 「越弱越水解」，多元弱酸根一級水解遠遠大於二級水解，大於三級水解……
一般中和程度遠遠大於水解程度
雙水解程度較大，甚至很徹底。
能量變化 吸熱（極少數例外） 吸熱
表達式 電離方程式：①用「 」
②多元弱酸分步電離
H2S H+ + HS—
HS— H+ + S2— 水解反應離子方程式①用「 」
②多元弱酸根分步水解 ③除了雙水解反應，產物不寫分解產物，不標↑或↓
S2—+H2O HS—+OH—（主要）
HS—+H2O H2S+OH—（次要）
微 粒 濃 度 大小比較 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+)
電荷守恆式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
物料守恆式 c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2
影 響 因 素 溫 度 升溫促進電離（極少數例外） 升溫促進水解
濃 度 稀 釋 促進電離，但濃度減小，酸性減弱 促進水解，但濃度減小，鹼性減弱
通H2S 電離平衡向右移動，酸性增強，但
電離程度減小，電離常數不變。 S2—+H2O HS—+ OH—
H2S + OH— HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合並為：H2S + S2— 2HS—
加Na2S H2S H+ + HS—
S2—+ H+ HS—促使上述平衡右移，合並為：H2S + S2— 2HS— 水解平衡向右移動，鹼性增強，但水解程度減小。
七．何時考慮鹽的水解
1．判斷鹽溶液酸鹼性及能否使酸鹼指示劑變色時，要考慮到鹽的水解。
2．配製某些鹽的溶液時，為了防止溶液變渾濁（水解），需加入對應的酸抑制其水解。如配製FeCl3溶液時，一般先將FeCl3溶解在鹽酸中，然後再加水稀釋。
3.比較鹽溶液中離子濃度大小時，要考慮到鹽的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+) > 3 c(PO43
4.說明鹽溶液中微粒種類及多少時，要考慮到鹽的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其濃度關系為：
八．溶液中微粒間的關系
（1）電荷守恆關系——指任何電解質溶液在整體上不顯電性，即溶液中所有陽離子帶的正電總量與所有陰離子帶的負電總量相等。
如在Na2S溶液中：
實質：所有Na+、H+帶的正電荷總物質的量==所有S2—、HS—、OH—帶的負電荷總物質的量。
表達形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — )
（2）物料守恆關系——指不論鹽中的哪種離子水解成多少種形式，它所含的一些元素原子的總物質的量之比一定符合它的化學式中的計量數比。
如在Na2S溶液中：
實質：n(Na) : n (S的各種存在形式總和) == 2 : 1
表達形式：c(Na+) = 2 c(S2—) + c(HS— ) + c(H2S)
（3）水電離的離子數守恆關系——指在任何電解質溶液中，由水電離產生的H+和OH—的數目一定相等的關系。如在Na2S溶液中：
實質：n(OH—) == 溶液中自由H+物質的量與S2—結合水電離的H+物質的量之和
表達形式：c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S)
★該關系式可由電荷守恆式和物料守恆式代數變換得到。如將上述電荷守恆式與物料守恆式相減並移項即可得到上式。

『肆』 什麼叫化學反應原理

化學反應原理，在中學階段，通常指反應的化學方程式；這是很粗糙的說法，實際是指反應所經歷的具體途徑，也叫反應機理。（大學，無機化學中有）

『伍』 化學反應原理是什麼

原理？噢，這么說吧，原來的一種物質或者幾種物質，發生了變化，產生了新的物質，就是化學反應的原理。
元素衰減就是最經典的一種物質變化，其他學習的內容大多都是幾種物質變化，剛開始學的高錳酸鉀製造氧氣，也是一種物質變化，加入催化劑，提供一定條件。
區別於物理反應的是，化學發應產生新的物質，物理反應是產生形態變化，沒有新的物質產生。

『陸』 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。

『柒』 化學反應原理

化學反應原理是分子分解成原子，原子重新排列組合生成新分子的規律和原因。是指反應經歷的具體方式，也稱反應機理，用來判斷反應能否進行或改變反應速率，主要是分解重組形成新的物質。

化學反應的本質是打破舊化學鍵，形成新化學鍵的過程。該反應常伴有發光、發熱、變色、沉澱形成等。判斷一個反應是否是化學反應的依據是這個反應是否產生新的物質。根據化學鍵理論也可以根據一個變化過程中是否有舊鍵斷裂和新鍵形成來判斷是否是化學反應。

化學反應原理的理論

1、過渡態理論

認為分子和分子反應，分子之間先會發生非完全彈性碰撞，損失能量，引起斷鍵。進而形成了自由基，而帶電的自由基進行相互結合，（當然也包括自己和同類進行結合）所以就宏觀上產生了鏈引發，鏈增長，鏈衰減的幾個階段。

2、碰撞理論

碰撞理論，簡單形象，也是中學基礎教育中常給學生介紹的主流反應理論。其實質為反應物A和反應物B，進行證明硬剛，直接進行碰撞，從而電子發生轉移，或是從A到B，或是從B到A。

總是為了達到穩定的狀態，A和B必須進行成化學鍵。而這種理論不適合進行計算，定量或者說量化能力差，但是前沿的材料，物質，葯物的電荷轉移，能級的躍遷往往默認使用碰撞理論，進行反應機理或者物質狀態的說明。