化学反应原理指的是哪些

‘壹’ 化学反应原理

化学反应

（化学名词）
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分子破裂成原子，原子重新排列组合生成新物质的过程，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物质。[1-2] 但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
提出者
布特列诺夫
提出时间
1861
应用学科
化学
适用领域范围
化学研究
适用领域范围
化学研究
目录
1 实质
2 主要形式
3 反应能量
4 反应判断
5 反应中间物
6 反应条件
7 反应速率
8 化学平衡
9 化学研究
10 反应现象

实质
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是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。

各种化学反应(12张)

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] 主要形式
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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。）
化学反应公式
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：
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……）[3]
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。氟(F2)无歧化作用，因为氟元素电负性最大，无正化合价，只有负化合价。
归中反应与歧化反应均属同种物质间发生的氧化还原反应，歧化反应是自身氧化还原反应的一种，但自身氧化还原反应却不一定都是歧化反应。
归中反应（反歧化反应）:
指的是物质中不同价态的同种元素之间发生的氧化还原反应。即同一元素的价态由反应前的高价和低价都转化成反应以后的中间价态，在化学反应中元素的价态变化有个规律：只靠拢，不交叉。因此元素的高价和低价都只能向中间靠拢。归中反应和歧化反应是两个‘相反’的过程，这两种反应都一定是氧化还原反应。
有机反应：指以碳原子化合物为主的各种反应。
氧化还原反应：指两化合物间的电子转移（如：单取代反应和燃烧反应）
燃烧反应(初中化学书上也叫氧化反应)：指受质和氧气的反应。
氯化反应；指氯与有机物反应；
更多的例子参见化学反应列表（list of reactions）。
电池、选项 A B C D

电极材料
Zn Fe Cu Al

电极材料 Cu Zn Ag Sn
电解质溶液 CuCl2溶液 H2SO4溶液 CuSO4溶液 NaOH溶液
核反应不是化学反应，核反应属于核物理变化。原子是化学变化中最小化的粒子，化学反应我们也可以看作是原子的重新组合，根据质量守恒定律，在反应前后元素种类和原子个数是保持不变的。而核反应中的原子变成了其他的原子了，故不是化学变化。

反应能量
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能量净改变
根据热力学第二定律，任何等温等压封闭系统倾向降低吉布斯自由能。在没有外力的影响下，任何反应混合物也是如此。比方，对系统中焓的分析可以得到合乎反应混合物的热力学计算。反应中焓的计算方式采用标准反应焓以及反应热加成性定律（赫士定律）。
以一个甲烷在氧中的燃烧反应为例：
CH4 + 2O2 →CO2 + 2 H2O
能量计算须打断反应左侧和右侧的所有键结取得能量数据，才能计算反应物和生成物的能量差。以 ΔH 表示能量差。Δ(Delta) 表示差异，H 则为焓等于固定压力下的热传导能量。ΔH 的单位为千焦耳或千卡。

反应判断
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假设，存在一个系统。通过计算得出反应前后系统的焓变为ΔH。
化学反应
如果ΔH 计算为负值，则反应必为放热反应。比如：燃烧就是燃料与空气中氧气剧烈反应放出热量。
如果ΔH 计算是正值，则反应必为吸热反应。比如：石灰石在高温下反应分解出氧化钙（生石灰）和二氧化碳。
如果ΔH计算等于零，则反应不吸热也不放热；外界不对体系做功，体系也不对外界做功。
反应到底是吸热还是放热完全由体系的 ΔH决定。但是，反应是否进行则完全由体系的由吉布斯自由能ΔG来表示。具体计算公式如下：
ΔG = ΔH - TΔS[1]
ΔG 是自由能改变，ΔH 是焓改变，而ΔS 则为熵改变，T是开尔文温度。

反应中间物
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当热力学企图回答这个问题：“反应会发生吗？”，另一个重要问题“反应多快？”却完全没有回答。这是因为热力学或者热力学平衡试着要了解的是反应混合物初始和结束状态。因此无法指出反应发生时的过程。这个领域属于反应动力学的范畴。
基元反应是如何发生的？传统观点认为，反应物碰撞形成所谓活化复合物。碰撞的动能使活化复合物获得更高的能量，导致构成反应的键结重组。但是，这种观点导致了一个困境：活化复合物的结构和能量不能同时确定，否则有悖于测不准原理。所以，一些物理学家认为，实际上这些复合物未必真的存在，而是能量空间的一些隔离面。相对的活化络合物的观点更多的是为实验化学家所接受，因为在描述反应机理时比较方便。现代理论化学已经可以精确的计算速率常数。对于一些比较简单的反应，整个过程的态分辨信息也可以获得。

反应条件
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指化学反应所必须或可提高反应速率的方法，如：加热（△）、点燃、高温、电解、通电（电解）、紫外线或催化剂等。

反应速率
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化学反应的反应速率是相关受质浓度随时间改变的的测量。反应速率的分析有许多重要应用，像是化学工程学或化学平衡研究。反应速率受到下列因素的影响：
反应物浓度：如果增加通常将使反应加速。
活化能：定义为反应启始或自然发生所需的最低能量。
愈高的活化能表示反应愈难以启始，反应速率也因此愈慢。
反应温度：温度提升将加速反应，因为愈高的温度表示有愈多的能量，使反应容易发生。
催化剂：催化剂是一种通过改变活化能来改变反应速率的物质。而且催化剂在反应过程中不会破坏或改变，所以可以重复作用。
反应速率与参与反应的物质浓度有关。物质浓度则可透过质量作用定律定量。

化学平衡
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根据吉布斯自由能判据，当ΔrGm=0时，反应达最大限度，处于平衡状态。化学平衡的建立是以可逆反应为前提的。可逆反应是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应。绝大多数化学反应都具有可逆性，都可在不同程度上达到平衡。
从动力学角度看，反应开始时，反应物浓度较大，产物浓度较小，所以正反应速率大于逆反应速率。随着反应的进行，反应物浓度不断减小，产物浓度不断增大，所以正反应速率不断减小，逆反应速率不断增大。当正、逆反应速率相等时，系统中各物质的浓度不再发生变化，反应达到了平衡。
19世纪50-60年代，热力学的基本规律已明确起来，但是一些热力学概念还比较模糊，数字处理很烦琐，不能用来解决稍微复杂一点的问题，例如化学反应的方向问题。当时，大多数化学家正致力于有机化学的研究，也有一些人试图解决化学反应的方向问题。这种努力除了质量作用定律之外，还有其他一些人试图从别的角度进行反应方向的探索，其中已有人提出了一些经验性的规律。

化学研究
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在这一时期，丹麦人汤姆生和贝特罗试图从化学反应的热效应来解释化学反应的方向性。他们认为，反应热是反应物化学亲合力的量度，每个简单或复杂的纯化学性的作用，都伴随着热量的产生。贝特罗更为明确地阐述了与这相同的观点，并称之为“最大功原理”，他认为任何一种无外部能量影响的纯化学变化，向着产生释放出最大能量的物质的方向进行。虽然这时他发现了一些吸热反应也可以自发地进行，但他却主观地假定其中伴有放热的物理过程。这一错误的论断在30年代终于被他承认了，这时他才将“最大功原理”的应用范围限制在固体间的反应上，并提出了实际上是“自由焓”的化学热的概念。
化学反应
19世纪60-80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在这一方面也做了一定的贡献。首先，霍斯特曼在研究氯化铵的升华过程中发现，在热分解反应中，其分解压力和温度有一定的关系，符合克劳胥斯·克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V'-V)其中Q代表分解热，V、V'代表分解前后的总体积。范霍夫依据一述方程式导出的下式：
lnK=-(Q/RT) c
此式可应用于任何反应过程，其中Q代表体系的吸收的热（即升华热）。范霍夫称上式为动态平衡原理，并对它加以解释，他说，在物质的两种不同状态之间的任何平衡，因温度下降，向着产生热量的两个体系的平衡方向移动。1874年和1879年，穆迪埃和罗宾也分别提出了这样的原理。穆迪埃提出，压力的增加，有利于体积相应减少的反应发生。在这之后，勒夏特列又进一步普遍地阐释了这一原理。他说，处于化学平衡中的任何体系，由于平衡中的多个因素中的一个因素的变动，在一个方向上会导致一种转化，如果这种转化是惟一的，那么将会引起一种和该因素变动符号相反的变化。
然而，在这一方面做出突出贡献的是吉布斯，他在热力化学发展史上的地位极其重要。吉布斯在势力化学上的贡献可以归纳4个方面。第一，在克劳胥斯等人建立的第二定律的基础上，吉布斯引出了平衡的判断依据，并将熵的判断依据正确地限制在孤立体系的范围内。使一般实际问题有了进行普遍处理的可能。第二，用内能、熵、体积代替温度、压力、体积作为变量对体系状态进行描述。并指出汤姆生用温度、压力和体积对体系体状态进行描述是不完全的。他倡导了当时的科学家们不熟悉的状态方程，并且在内能、熵和体积的三维坐标图中，给出了完全描述体系全部热力学性质的曲面。第三，吉布斯在热力学中引入了“浓度”这一变量，并将明确了成分的浓度对内能的导数定义为“热力学势”。
这样，就使热力学可用于处理多组分的多相体系，化学平衡的问题也就有了处理的条件。第四，他进一步讨论了体系在电、磁和表面的影响下的平衡问题。并且，他导出了被认是热力学中最简单、最本质也是最抽象的热力学关系，即相律，在，而平衡状态就是相律所表明的自由度为零的那种状态。
吉布斯对平衡的研究成果主要发表在他的三篇文章之中。1873年，他先后将前两篇发表在康涅狄格州学院的学报上，立即引起了麦克斯韦的注意。吉布斯前两篇文可以说只是一个准备，1876年和1878年分两部分发表了第三篇文章《关于复相物质的平衡》，文章长达300多页，包括700多个公式。两篇文章是讨论单一的化学物质体系，这篇文章则对多组分复相体系进行了讨论。由于热力学势的引入，只要将单组分体系状态方程稍加变化，便可以对多组分体系的问题进行处理了。
对于吉布斯的工作，勒夏特列认为这是一个新领域的开辟，其重要性可以与质量不灭定律相提并论。然而，吉布斯的三篇文章发表之后，其重大意义并未被多数科学家们所认识到，直到1891年才被奥斯特瓦德译成德文，1899年勒夏特列译成法文出版之后，情况顿然改变。在吉布斯之后，热力学仍然只能处理理想状态的体系。这时，美国人洛易斯分别于1901年和1907年发表文章，提出了“逸度”与“活度”的概念。路易斯谈到“逃逸趋势”这一概念，指出一些热力学量，如温度、压力、浓度、热力学势等都是逃逸趋势量度的标度。
路易斯所提出的逸度与活度的概念，使吉布斯的理论得到了有益的补充和发展，从而使人们有可能将理想体系的偏差进行统一，使实际体系在形式上具有了与理想体系完全相同的热力学关系式。综上所述，化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
化学平衡状态具有逆，等，动，定，变等特征。
逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
等：平衡时，正逆反应速率相等，即v正=v逆。
动：平衡时，反应仍在进行，是动态平衡，反应进行到了最大程度。
定：达平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度保持不变，反应速率保持不变，反应物的转化率保持不变，各组分的含量保持不变。
变：化学平衡跟所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件发生变化时，平衡状态就会被破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新平衡。
氧化反应
影响化学平衡的因素有很多：如压强\温度\浓度\等。
注意：催化剂不影响化学平衡，仅影响反应速率。在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，可使平衡向正反应方向移动。
勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

反应现象
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放热，吸热，发光，变色，产生沉淀，生成气体
可逆反应与自发反应
每个化学反应理论上均是可逆反应。正反应中定义物质从反应物转换成产物。逆反应则相反，产物转换成反应物。
化学平衡指正反应速率和逆反应速率达到相等的状态，因此反应物和产物均会存在。然而，平衡态的反应方向可透过改变反应状态改变，譬如温度或压力。勒夏特列原理在此用来预测是产物或反应物形成。
虽然所有的反应在一些范围内均是可逆的，部份反应仍可归类为不可逆反应。“不可逆反应”指得是“完全反应”。意思是几乎所有的反应物均形成产物，甚至在极端状况下均难以逆转反应。
另一种反应机制称为自发反应，是一种热力学倾向，表示此反应引起总体熵的净增加。自发反应（相对于非自发反应）不须外在协助（如能量供给）就会产生。在化学平衡的系统中，反应过程中自发反应的方向可预期形成较多的物质。[1]
有机化学中类别较多，有自由基反应，离子型反应；亲电反应，亲核反应；硝化反应，卤化反应，磺化反应，氨化反应，酰化反应，氰化反应，加成反应,消去反应，取代反应，加聚反应，缩聚反应等。酸、碱

‘贰’ 高二化学反应原理有哪些

想提高化学成绩的小伙伴，对化学感兴趣的同学，赶紧过来瞧一瞧吧。下面由我为你凳山精心准备了“高二化学反应原理”，本文仅供参考，持续关注本站将可以持续获取更多的知识点！

高二化学反应原理有哪些

1、化学反应是怎样进行的。

（1）基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。

（2）反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。

（3）正纳不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。

2、化学反应速率。

（1）概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。

（2）特点：对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。

3、浓度对反应速率的影响。

（1）反应速率常数（K）。

反应速率常数（K）表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。

（2）浓度对反应速率的影响。

增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。

增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。

（3）压强对反应速率的影响。

压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。

压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。

4、温度对化学反应速率的影响。

（1）经验公式。

阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：

式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。

由公式知，当Ea>0时，枣清中升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。

（2）活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。

5、催化剂对化学反应速率的影响。

催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。

6、合成氨反应的限度。

合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。

拓展阅读：高中化学学习方法

1.认真听课。

注意力集中，积极主动地学习。当老师引入新课的时候，同学们应该注意听听老师是怎样提出新问题的？当老师在讲授新课时候，同学们应该跟着想想老师是怎样分析问题的？当老师在演示实验的时候，同学们应该认真看看老师是怎样进行操作的？当老师在对本节课进行小结的时候，同学们应该有意学学老师是怎样提炼教材要点的？

2.记好笔记。

对于新课，主要记下老师讲课提纲、要点以及老师深入浅出，富有启发性的分析。对于复习课，主要记下老师引导提炼的知识主线。对于习题讲评课，主要记下老师指出的属于自己的错误，或对自己有启迪的内容。或在书的空白处或者直接在书里划出重点、做上标记等，有利于腾出时间听老师讲课。此外，对于课堂所学知识有疑问、或有独到的见解要做上标记，便于课后继续研究学习。

3.落实课后复习巩固课堂所学。

课后复习是巩固知识的需要。常有同学这样说：课内基本上听懂了，可是做起作业时总不能得心应手。原因在于对知识的内涵和外延还没有真正或全部理解。

（1）再阅读：上完新课再次阅读教材，能够“学新悟旧”，自我提高。

（2）“后”作业：阅读教材之后才做作业事半功倍。有些同学做作业之前没有阅读教材，于是生搬硬套公式或例题来做作业，事倍功半。

（3）常回忆：常用回忆方式，让头脑再现教材的知识主线，发现遗忘的知识点，及时翻阅教材相关内容，针对性强，效果很好。

（4）多质疑：对知识的重点和难点多问些为什么？能够引起再学习、再思考，不断提高对知识的认识水平。

（5）有计划：把每天的课外时间加以安排；把前一段学习的内容加以复习；能够提高学习的效率。

4.有心有意识记系统掌握知识。

有意识记的方法：深刻理解，自然识记；归纳口诀，有利识记；比较异同，简化识记；读写结合，加深识记。

有意识记是系统掌握科学知识的途径。有意识记的方法因人而异、不拘一格。形成适合自己的有意识记方法，从而系统掌握科学知识。

5.增加课外阅读适应信息时代。

课外阅读是了解外面世界的窗口！外面的世界真精彩，同学们应该增加课外阅读，不断拓宽知识领域，以适应当今的信息时代。课外阅读的方法：选择阅读；上网查找；注意摘录。

‘叁’ 化学反应原理，详细解说，求解

2012届高考化学反应原理知识点总结
化学反应速率、化学平衡
一．化学反应速率
1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，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。单位：mol/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t
2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD 的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q
3．影响反应速率的因素
内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。
外因：
①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。
②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。
③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。
④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。
⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。
【注意】：①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。
②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。
③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。
（二）化学平衡
1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
2．化学平衡状态的特征
（1）“等”即 V正=V逆>0。
（2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。
（3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。
（4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。
（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。
3．化学平衡状态的标志
化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析：
①v(B耗)=v(B生)
②v(C耗):v(D生)=x : y
③c(C)、C%、n(C)%等不变
④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定
⑤体系颜色不变
⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量
⑦体系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等
4．影响化学平衡的条件
（1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。
（2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。
②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。
③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。
④催化剂：不能影响平衡移动。
5．等效平衡
在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。
（1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。
（2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。
（3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。
6．化学平衡计算时常用的2个率
（1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。
（2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。
7．催化剂
能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。
催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
常用的催化剂及催化反应
二氧化锰 氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气。
五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。
铁触媒 合成氨。
铂或铂铑合金 氨的催化氧化。
硫酸汞 乙炔水化制乙醛。
醋酸锰 乙醛氧化制乙酸。
镍 不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。
三溴化铁 笨的溴化制溴苯。
使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。
8．可以利用平衡常数的值作标准判断反应是否达到平衡及不 平衡时向哪个方向进行．如对于可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度有如下关系
Qc＝ ，Qc叫该反应的浓度商．

Qc＜K，反应向正反应方向进行
Qc＝K，反应处于平衡状态
Qc＞K，反应向逆反应方向进行

电解质溶液
一．电解质和非电解质、强电解质和弱电解质
1．电解质
凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。
2．分类
（1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。
（2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。
3．强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
定义 水溶液里完全电离的电解质 水溶液里部分电离的电解质
化学键种类 离子键、强极性键 极性键
电离过程 完全电离 部分电离
表示方法 用等号“=” 用可逆号“”
代表物 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI
强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2
绝大多数盐：NaCl、BaSO4 弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH
弱碱：NH3·H2O
个别盐：HgCl2、
Pb(CH3COO)2
4．非电解质
凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。
常见的非电解质
非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5
某些非金属氢化物：CH4、NH3
大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖
二．弱电解质的电离平衡
1．弱电解质的电离特点
（1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。
（2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。
（3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。
（4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。
2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。
三．水的电离和溶液的pH值
1．水的电离和水的离子积常数
H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH+ + OH–
25℃时 c(H+)=c(OH–)=10–7 mol·L–1
水的离子积Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）
①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：100℃ Kw=10–12
②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。
2．溶液的pH
（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。
（2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。
（3）范围：0～14
四．盐类水解
1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。
2．盐类水解规律
（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。
（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。
（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。
（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。
3．盐类水解的类型
（1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
CH3COONa溶于水：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
（2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水：
CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O
（3）互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+
NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。
五．电离平衡和水解平衡的比较
电 离 平 衡 水 解 平 衡
实 例 H2S水溶液（0.1mol/L） Na2S水溶液（0.1mol/L）
研究对象 弱电解质（弱酸、弱碱、水） 强电解质（弱酸盐、弱碱盐）

实 质
弱酸 H+ + 弱酸根离子
弱碱 OH— + 弱碱阳子
H2O + H2O H3O+ + OH—
离子化速率 = 分子化速率 弱酸根阴离子+H2O 弱酸 + OH—
弱碱阳离子+H2O 弱碱 + H+
水解速率 = 中和速率

程 度
酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离…… “越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……
一般中和程度远远大于水解程度
双水解程度较大，甚至很彻底。
能量变化 吸热（极少数例外） 吸热
表达式 电离方程式：①用“ ”
②多元弱酸分步电离
H2S H+ + HS—
HS— H+ + S2— 水解反应离子方程式①用“ ”
②多元弱酸根分步水解 ③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓
S2—+H2O HS—+OH—（主要）
HS—+H2O H2S+OH—（次要）
微 粒 浓 度 大小比较 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+)
电荷守恒式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
物料守恒式 c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2
影 响 因 素 温 度 升温促进电离（极少数例外） 升温促进水解
浓 度 稀 释 促进电离，但浓度减小，酸性减弱 促进水解，但浓度减小，碱性减弱
通H2S 电离平衡向右移动，酸性增强，但
电离程度减小，电离常数不变。 S2—+H2O HS—+ OH—
H2S + OH— HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS—
加Na2S H2S H+ + HS—
S2—+ H+ HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS— 水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。
七．何时考虑盐的水解
1．判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。
2．配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。
3.比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+) > 3 c(PO43
4.说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其浓度关系为：
八．溶液中微粒间的关系
（1）电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。
如在Na2S溶液中：
实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2—、HS—、OH—带的负电荷总物质的量。
表达形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — )
（2）物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。
如在Na2S溶液中：
实质：n(Na) : n (S的各种存在形式总和) == 2 : 1
表达形式：c(Na+) = 2 c(S2—) + c(HS— ) + c(H2S)
（3）水电离的离子数守恒关系——指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH—的数目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：
实质：n(OH—) == 溶液中自由H+物质的量与S2—结合水电离的H+物质的量之和
表达形式：c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S)
★该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。

‘肆’ 什么叫化学反应原理

化学反应原理，在中学阶段，通常指反应的化学方程式；这是很粗糙的说法，实际是指反应所经历的具体途径，也叫反应机理。（大学，无机化学中有）

‘伍’ 化学反应原理是什么

原理？噢，这么说吧，原来的一种物质或者几种物质，发生了变化，产生了新的物质，就是化学反应的原理。
元素衰减就是最经典的一种物质变化，其他学习的内容大多都是几种物质变化，刚开始学的高锰酸钾制造氧气，也是一种物质变化，加入催化剂，提供一定条件。
区别于物理反应的是，化学发应产生新的物质，物理反应是产生形态变化，没有新的物质产生。

‘陆’ 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。

‘柒’ 化学反应原理

化学反应原理是分子分解成原子，原子重新排列组合生成新分子的规律和原因。是指反应经历的具体方式，也称反应机理，用来判断反应能否进行或改变反应速率，主要是分解重组形成新的物质。

化学反应的本质是打破旧化学键，形成新化学键的过程。该反应常伴有发光、发热、变色、沉淀形成等。判断一个反应是否是化学反应的依据是这个反应是否产生新的物质。根据化学键理论也可以根据一个变化过程中是否有旧键断裂和新键形成来判断是否是化学反应。

化学反应原理的理论

1、过渡态理论

认为分子和分子反应，分子之间先会发生非完全弹性碰撞，损失能量，引起断键。进而形成了自由基，而带电的自由基进行相互结合，（当然也包括自己和同类进行结合）所以就宏观上产生了链引发，链增长，链衰减的几个阶段。

2、碰撞理论

碰撞理论，简单形象，也是中学基础教育中常给学生介绍的主流反应理论。其实质为反应物A和反应物B，进行证明硬刚，直接进行碰撞，从而电子发生转移，或是从A到B，或是从B到A。

总是为了达到稳定的状态，A和B必须进行成化学键。而这种理论不适合进行计算，定量或者说量化能力差，但是前沿的材料，物质，药物的电荷转移，能级的跃迁往往默认使用碰撞理论，进行反应机理或者物质状态的说明。