化學反應原理是化學壹個重要的考點，關於它的原理妳都掌握了多少?接下來我為妳整理了化學選修化學反應原理知識點，壹起來看看吧。
化學選修化學反應原理知識點化學反應與能量
壹、化學反應的熱效應
1、化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在壹定的溫度下進行時，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?H表示。
(2)反應焓變?H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=?H=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：
?H>0，反應吸收能量，為吸熱反應。
?H<0，反應釋放能量，為放熱反應。
(4)反應焓變與熱化學方程式：
把壹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熱化學方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);?H(298K)=-285.8kJ?mol-1
書寫熱化學方程式應註意以下幾點：
①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。
②化學方程式後面寫上反應焓變?H，?H的單位是J?mol-1或 kJ?mol-1，且?H後註明反應溫度。
③熱化學方程式中物質的系數加倍，?H的數值也相應加倍。
3、反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對於壹個化學反應，無論是壹步完成，還是分幾步完成，其反應焓變壹樣，這壹規律稱為蓋斯定律。
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。
常見題型是給出幾個熱化學方程式，合並出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的?H為上述各熱化學方程式的?H的代數和。
(3)根據標準摩爾生成焓，?fHm?計算反應焓變?H。
對任意反應：aA+bB=cC+dD
?H=[c?fHm?(C)+d?fHm?(D)]-[a?fHm?(A)+b?fHm?(B)]
二、電能轉化為化學能?電解
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl-?Cl2?+2e-。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na++e-?Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2?
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl-?Cl2+2e-
陰極：2H++e-?H2?
總反應：2NaCl+2H2O2NaOH+H2?+Cl2?
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu?Cu2++2e-，還發生幾個副反應
Zn?Zn2++2e-;Ni?Ni2++2e-
Fe?Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應，沈積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：Cu2++2e-?Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu?Cu2++2e-
陰極反應： Cu2++2e-?Cu
三、化學能轉化為電能?電池
1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。
(2)Cu-Zn原電池的工作原理：
如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路後的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn?Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-?H2。電子定向移動形成電流。總反應為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若壹種金屬和壹種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。
2、化學電源
(1)鋅錳幹電池
負極反應：Zn?Zn2++2e-;
正極反應：2NH4++2e-?2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb+SO42-PbSO4+2e-
正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2+4OH-?4H2O+4e-
正極反應：O2+2H2O+4e-?4OH-
電池總反應：2H2+O2=2H2O
3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。
(2)金屬腐蝕的電化學原理。
生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe?Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-?4OH-，該腐蝕為?吸氧腐蝕?，總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H++2e-?H2?，該腐蝕稱為?析氫腐蝕?。
(3)金屬的防護
金屬處於幹燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍壹層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。
化學選修化學反應原理知識點化學反應速率和化學平衡
壹、化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數能自發進行，即?H<0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變?S為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利於反應的自發進行。
3、焓變與熵變對反應方向的***同影響
?H-T?S<0反應能自發進行。
?H-T?S=0反應達到平衡狀態。
?H-T?S>0反應不能自發進行。
在溫度、壓強壹定的條件下，自發反應總是向?H-T?S<0的方向進行，直至平衡狀態。
二、化學反應的限度
1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為壹常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示 。
(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。
2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：
?(A)=
(2)平衡正向移動不壹定使反應物的平衡轉化率提高。提高壹種反應物的濃度，可使另壹反應物的平衡轉化率提高。
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。
3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度壹定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某壹價廉易得的反應物濃度，來提高另壹昂貴的反應物的轉化率。
(3)壓強的影響
?Vg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。
?Vg?0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的壹個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。