化学有哪些原理

Ⅰ 化学反应的原理

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

Ⅱ 高中化学有哪些原理

氧化还原原理，离子反应原理，化学平衡原理，元素（质量）守恒原理，双水解原理，电化学原子等等

Ⅲ 化学反应原理知识点总结有哪些

化学反应原理知识点总结有：

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。

3、焓变单位：kJ/mol。

4、焓变产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热 放出热量的化学反应。

5、常见的放热反应：所有的燃烧反应、酸碱中和反应、大多数的化合反应、金属与酸的反应、生石灰和水反应、浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等。

6、常见的吸热反应：晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl、大多数的分解反应、以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应。

7、书写化学方程式注意要点：热化学方程式必须标出能量变化。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态。热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。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。

8、燃烧热概念：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。

9、燃烧热研究条件：101 kPa反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

10、中和热概念：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。

Ⅳ 化学反应的基本原理

化学反应是指分子破裂成原子，原子重新排列组合生成新分子的过程，称为化学反应。在反应中常伴有发光发热变色生成沉淀物等，判断一个反应是否为化学反应的依据是反应是否生成新的分子。[1]

核反应不属于化学反应。

中文名
化学反应
外文名
Chemical reaction
别称
化学变化
表达式
A+B→C+D
提出者
布特列诺夫
快速
导航
化学反应类型

反应能量

反应判断

反应中间物

反应条件

反应速率

化学平衡

化学变化的研究

反应现象

可逆与自发反应

有机化学反应种类
实质
化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
共12张
各种化学反应
在反应中常伴有发光、发热、变色、生成沉淀物等。判断一个反应是否为化学反应的依据是反应是否生成新的物质。根据化学键理论，又可根据一个变化过程中是否有旧键的断裂和新键的生成来判断其是否为化学反应。[1]
化学反应类型
按反应物与生成物的类型分四类：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应
按电子得失可分为：氧化还原反应、非氧化还原反应；氧化还原反应包括：自身氧化还原，还原剂与氧化剂反应
异构化：(A →B) ：化合物是形成结构重组而不改变化学组成物。[1]
化学合成：化合反应
简记为：A + B = C：二种以上元素或化合物合成一个复杂产物。（即由两种或两种以上的物质生成一种新物质的反应。）
化学分解：分解反应
简记为：A = B + C ：化合物分解为构成元素或小分子。（即化合反应的逆反应。它是指一种化合物在特定条件下分解成两种或两种以上较简单的单质或化合物的反应。）[1]
置换反应（单取代反应)
简记为：A+BC=B+AC ：表示额外的反应元素取代化合物中的一个元素。（即指一种单质和一种化合物生成另一种单质和另一种化合物的反应。）[1]
（置换关系是指组成化合物的某种元素被组成单质的元素所替代。置换反应必为氧化还原反应，但氧化还原反应不一定为置换反应。）根据反应物和生成物中单质的类别，置换反应有以下4种情况：

化学反应公式
①较活泼的金属置换出较不活泼的金属或氢气
②较活泼的非金属置换出较不活泼的非金属
③非金属置换出金属
④金属置换出非金属
（详细请见置换反应词条……）
复分解反应（双取代反应）
简记为：AB+CD=AD+CB ：在水溶液中（又称离子化的）两个化合物交换元素或离子形成不同的化合物。（即由两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应。）
复分解反应的本质是溶液中的离子结合成难电离的物质（如水）、难溶的物质或挥发性气体，而使复分解反应趋于完成。酸、碱、盐溶液间发生的反应一般是两种化合物相互交换成分而形成的，即参加反应的化合物在水溶液中发生电离离解成自由移动的离子，离子间重新组合成新的化合物，因此酸、碱、盐溶液间的反应一般是复分解反应。复分解反应是离子或者离子团的重新组合，因为此类反应前后各元素的化合价都没有变化，所以复分解反应都不是氧化还原反应。
当然还有更多复杂的情形，但仍可逐步简单化而视为上述反应类别的连续反应。化学反应的变化多端难以建立简单的分类标准。 但是一些类似的化学反应仍然可以归类，譬如：
歧化反应:
指的是同一物质的分子中同一价态的同一元素间发生的氧化还原反应。同一价态的元素在发生氧化还原反应过程中发生了“化合价变化上的分歧”，有些升高，有些降低。发生歧化反应的元素必须具有相应的高价态和低价态化合物，歧化反应只发生在中间价态的元素上。

Ⅳ 化学中有哪些主要原理

1.能量守衡原理. 如:物体的吸放热方程的书写等.
2.电荷守衡原理. 如:离子方程式的书写等.