高中化学反应原理？解题过程：假设C(碳酸钠)=C(碳酸氢钠)=X 在反应“CO32- + H+ =（可逆）HCO3-”中消耗掉的CO32-浓度为a 在反应“HCO3- + H+ =（可逆）H2CO3 ”中消耗的HCO3-浓度为b。那么，高中化学反应原理？一起来了解一下吧。
是：反应热==反应物 总 键能---生成物 总键能
怎么来的？
如果“反应物 总吵陵 键能”较大，说明反应物总能量较低，对应生成物的“生成物键能”较小，物质具有总能量就较大，显然，该反应是一个吸热反应，则反应热按规定为正值，此时“反应物键能-生成物键能”的结果也是正值，是相对应的！
同理：
如果“反应物 总 键能”较小，说明反应物总能量较高，对应生成物的“生成物键能”较大，物质具有总能量就较小，显然，该反应是一个 放 热反应，则反塌碰芦应热按规定为 负 值，此时“反应物键能-生成物键能”的结果也是负值，也是相对应的！
===也团带可以按课本例子家里理解
==至于，反应热==生成物能量-反应物能量，也是受到反应热+、-规定的限制的结果。
----余下的工作就是需要集中精力记住其中一个即可。建议记：反应热==反应物 总 键能---生成物 总键能
设N2转化的物质的量是x。
N2 +3H2<=======>2NH3
起始 0.6mol1.6mol 0
变化 x 3x 2x
2min (0.6-x)mol(1.6-3x)mol2xmol
2min后气体总的物质的量是(0.6-x)+(1.6-3x)+2x=(2.2-2x)mol
体积分数等于物质的量分数，因为体积与物质的量成正比。
2x/(2.2-2x)=0.57
解出x=0.4mol
N2的变化的物质的量浓度是野数△c=△n/V=0.4/2=0.2mol/L，反应速率是v=△c/t=0.2/2=0.1mol/L·min
H2反应掉拿脊侍的物质的量是3x=3*0.4=1.2mol，转化率是1.2/1.6*100%=75%
2min时，消吵N2、H2、NH3的浓度分别是0.2/2=0.1mol/L、0.4/2=0.2mol/L、0.8/2=0.4mol/L
K=c^2(NH3)/c(N2)*c^3(H2)=(0.4)^2/(0.1)*(0.2)^3=200
无论通多少CO2都只会生成苯酚和碳酸氢钠，说生成水杨酸的更是离谱。化学方程式：C6H5ONa+CO2+H2O==C6H5OH+NaHCO3，离子方程式：C6H5O- + CO2 + H2O == C6H5OH + HCO3-。原因有二：1 二氧化碳与水易结合生成碳酸，且碳酸酸性比苯酚酸性强，根据强酸与弱陆岁梁酸盐反应生成弱酸与强酸盐（即“强酸制弱酸”）的原理，故生成苯酚。2 为什么只生成碳酸氢根呢？这就要联系到电离平衡上了。碳酸的电离分两步：H2CO3<==>H++HCO3-,HCO3-<==>H++CO3 2-。但是第二步的电离常数比第一步的小很多很多，所以第二步可以视为基本不发生。或者说苯酚的酸性还没有弱到足以打破第二步的电离平衡，所以碳酸氢根中的氢不会被“抢走”。综上所述，生成物就只雀如有苯酚和碳酸氢钠早运。
要清楚 酸性顺扒巧唯序酸性H2CO3 >C6H5OH > HCO3 - 碱性 NaHCO3< C6H5ONa < Na2CO3 因此 CO2通入 苯酚钠溶液中，春培根据较宽兄强酸制较弱酸的规律，只能得到 苯酚和 碳酸氢钠
《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 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2④CO2+ C2 CO
5、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/mol
②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
⑴电阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液悄搜辩中阴离子失电子
（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漏芦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.
9、电解原理的应用：
⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口,试纸变蓝,证明生成了Cl2).
阴极：2H++2e-→H2↑（阴极产物为H2、NaOH.现象（滴入酚酞）：有气泡逸出,溶液变红）.
⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极,纯铜做阴极.电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液
⑶电镀：电启缺极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极）,镀件做阴极.电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的盐溶液.
10、化学电源
⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；
再写正极反应（氧化剂得电子,一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、碱性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液).负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）
⑵充放电电池：放电时相当于原电池,充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连,做阴极,原电池的正极与电源的正极相连,做阳极）,
11、计算时遵循电子守恒,常用关系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极
钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀.负极：2Fe→2Fe 2++4e-正极：O2+4e-+2H2O→4OH-
总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化学反应的方向、限度和速度
1、反应方向的判断依据：△H-T△S0反应不能自发.该判据指出的是一定条件下,自发反应发生的可能性,不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）课本P40T3
2、化学平衡常数：
①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度,平衡常数越大,说明反应进行的越完全.②纯固体或纯溶剂参加的反应,它们不列入平衡常数的表达式
③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关,单位与方程式的书写形式一一对应.对于给定的化学反应,正逆反应的平衡常数互为倒数
④化学平衡常数受温度影响,与浓度无关.温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的.温度升高,化学平衡常数增大还是减小与反应吸放热有关.
3、平衡状态的标志：①同一物质的v正=v逆②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变 ③气体的总物质的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器
4、惰性气体对化学平衡的影响
⑴恒压时充入惰性气体,体积必增大,引起反应体系浓度的减小,相当于减压对平衡的影响
⑵恒容时充入惰性气体,各组分的浓度不变,速率不变,平衡不移动
⑶对于△vg=0的可逆反应,平衡体系中加入惰性气体,恒容、恒压下平衡都不会移动
5、⑴等效平衡：①恒温恒压,适用于所有有气体参加的可逆反应,只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同,均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同,浓度相同,转化率相同.
②恒温恒容,△vg=0的反应,只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同,均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同,转化率相同.
⑵等同平衡：恒温恒容,适用于所有有气体参加的可逆反应,只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同,均可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同,百分含量相同,浓度相同.
6、充气问题：以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一种反应物,平衡右移,增大另一种反应物的转化率,但它本身的转化率降低
⑵两种反应物按原比例充,恒容时相当于加压,恒压时等效平衡
⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物,平衡时再充入产物,恒容时相当于加压,恒压时等效平衡
化学反应速率:速率的计算和比较；浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）； V-t图的分析
第三章物质在水溶液中的行为
1、强弱电解质：
⑴强电解质：完全电离,其溶液中无溶质分子,电离方程式用“＝”,且一步电离；强酸、强碱、大多数盐都属于强电解质.
⑵弱电解质：部分电离,其溶液中存在溶质分子,电离方程式用“”,多元弱酸的电离方程式分步写,其余的弱电解质的电离一步完成；弱酸、弱碱、水都是弱电解质.
⑶常见的碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是强碱,其余为弱碱；
常见的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是强酸,其余为弱酸；
注意：强酸的酸式盐的电离一步完成,如：NaHSO4=Na++H++SO42-,而弱酸的酸式盐要分步写,如：NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3- CO32- +H+
2、电离平衡
⑴ 电离平衡是平衡的一种,遵循平衡的一般规律.温度、浓度、加入与弱电解质相同的离子或与弱电解质反应的物质,都会引起平衡的移动
⑵ 电离平衡常数（Ka或Kb）表征了弱电解质的电离能力,一定温度下,电离常数越大,弱电解质的电离程度越大.Ka或Kb是平衡常数的一种,与化学平衡常数一样,只受温度影响.温度升高,电离常数增大.
3、水的电离：
⑴ H2OH++OH-,△H>0.升高温度、向水中加入酸、碱或能水解的盐均可引起水的电离平衡的移动.
⑵ 任何稀的水溶液中,都存在,且[H+]·[OH-]是一常数,称为水的离子积（Kw）；Kw是温度常数,只受温度影响,而与H+或OH-浓度无关.
⑶ 溶液的酸碱性是H+与OH- 浓度的相对大小,与某一数值无直接关系.
⑷ 当溶液中的H+ 浓度≤1mol/L时,用pH表示.
无论是单一溶液还是溶液混合后求pH,都遵循同一原则：若溶液呈酸性,先求c(H+);若溶液呈碱性,先求c(OH-),由Kw求出c(H+),再求pH.
⑸向水中加入酸或碱,均抑制水的电离,使水电离的c(H+)或c(OH-)10-7mol/L,如某溶液中水电离的c(H+)=10-5mol/L,此时溶液为酸性,即室温下,pH=5,可能为强酸弱碱盐溶液.
4、盐的水解
⑴在溶液中只有盐电离出的离子才水解.本质是盐电离出的离子与水电离出H+或OH-结合生成弱电解质,使H+或OH-的浓度减小,从而促进水的电离.
⑵影响因素：①温度：升温促进水解②浓度：稀释促进水解 ③溶液的酸碱性④ 同离子效应
⑷水解方程式的书写：
①单个离子的水一般很微弱,用,产物不标“↑”“↓”；多元弱酸盐的水解方程式要分步写
②双水解有两种情况：Ⅰ水解到底,生成气体、沉淀,用＝,标出“↑”“↓”.
Ⅱ部分水解,无沉淀、气体,用,产物不标“↑”“↓”；
⑸ 盐类水解的应用：①判断溶液的酸碱性②判断盐溶液中的离子种类及其浓度大小③判断离子共存④加热浓缩或蒸干某些盐溶液时产物的判断,如AlCl3溶液⑤某些盐溶液的保存与配制,如FeCl3溶液⑥某些胶体的制备,如Fe(OH)3胶体⑦解释生产、生活中的一些化学现象,如明矾净水、化肥的施用等.（解释时规范格式：写上对应的平衡-----条件改变平衡移动-----结果）
5、沉淀溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n.
①Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,溶液中离子浓度的变化只能使平衡移动,不改变Ksp.②对于阴阳离子个数比相同的电解质,Ksp越大,电解质在水中的溶解能力越强.
⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp,沉淀与溶解处于平衡状态；Q
以上就是高中化学反应原理的全部内容，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。
