高中化學反應原理？解題過程：假設C(碳酸鈉)=C(碳酸氫鈉)=X 在反應“CO32- + H+ =（可逆）HCO3-”中消耗掉的CO32-濃度為a 在反應“HCO3- + H+ =（可逆）H2CO3 ”中消耗的HCO3-濃度為b。那么，高中化學反應原理？一起來了解一下吧。
是：反應熱==反應物 總 鍵能---生成物 總鍵能
怎么來的？
如果“反應物 總吵陵 鍵能”較大，說明反應物總能量較低，對應生成物的“生成物鍵能”較小，物質具有總能量就較大，顯然，該反應是一個吸熱反應，則反應熱按規定為正值，此時“反應物鍵能-生成物鍵能”的結果也是正值，是相對應的！
同理：
如果“反應物 總 鍵能”較小，說明反應物總能量較高，對應生成物的“生成物鍵能”較大，物質具有總能量就較小，顯然，該反應是一個 放 熱反應，則反塌碰蘆應熱按規定為 負 值，此時“反應物鍵能-生成物鍵能”的結果也是負值，也是相對應的！
===也團帶可以按課本例子家里理解
==至于，反應熱==生成物能量-反應物能量，也是受到反應熱+、-規定的限制的結果。
----余下的工作就是需要集中精力記住其中一個即可。建議記：反應熱==反應物 總 鍵能---生成物 總鍵能
設N2轉化的物質的量是x。
N2 +3H2<=======>2NH3
起始 0.6mol1.6mol 0
變化 x 3x 2x
2min (0.6-x)mol(1.6-3x)mol2xmol
2min后氣體總的物質的量是(0.6-x)+(1.6-3x)+2x=(2.2-2x)mol
體積分數等于物質的量分數，因為體積與物質的量成正比。
2x/(2.2-2x)=0.57
解出x=0.4mol
N2的變化的物質的量濃度是野數△c=△n/V=0.4/2=0.2mol/L，反應速率是v=△c/t=0.2/2=0.1mol/L·min
H2反應掉拿脊侍的物質的量是3x=3*0.4=1.2mol，轉化率是1.2/1.6*100%=75%
2min時，消吵N2、H2、NH3的濃度分別是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
無論通多少CO2都只會生成苯酚和碳酸氫鈉，說生成水楊酸的更是離譜。化學方程式：C6H5ONa+CO2+H2O==C6H5OH+NaHCO3，離子方程式：C6H5O- + CO2 + H2O == C6H5OH + HCO3-。原因有二：1 二氧化碳與水易結合生成碳酸，且碳酸酸性比苯酚酸性強，根據強酸與弱陸歲梁酸鹽反應生成弱酸與強酸鹽（即“強酸制弱酸”）的原理，故生成苯酚。2 為什么只生成碳酸氫根呢？這就要聯系到電離平衡上了。碳酸的電離分兩步：H2CO3<==>H++HCO3-,HCO3-<==>H++CO3 2-。但是第二步的電離常數比第一步的小很多很多，所以第二步可以視為基本不發生。或者說苯酚的酸性還沒有弱到足以打破第二步的電離平衡，所以碳酸氫根中的氫不會被“搶走”。綜上所述，生成物就只雀如有苯酚和碳酸氫鈉早運。
要清楚 酸性順扒巧唯序酸性H2CO3 >C6H5OH > HCO3 - 堿性 NaHCO3< C6H5ONa < Na2CO3 因此 CO2通入 苯酚鈉溶液中，春培根據較寬兄強酸制較弱酸的規律，只能得到 苯酚和 碳酸氫鈉
《化學反應原理》知識點總結
第一章：化學反應與能量變化
1、反應熱與焓變：△H=H(產物)-H(反應物)
2、反應熱與物質能量的關系
3、反應熱與鍵能的關系
△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和
4、常見的吸熱、放熱反應
⑴常見的放熱反應：
①活潑金屬與水或酸的反應②酸堿中和反應③燃燒反應④多數的化合反應⑤鋁熱反應
⑵常見的吸熱反應
①多數的分解反應 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2④CO2+ C2 CO
5、反應條件與吸熱、放熱的關系：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系,而取決與反應物和產物具有的總能量（或焓）的相對大小.
6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外,還應注意以下幾點：
①放熱反應△H為“-”,吸熱反應△H為“+”,△H的單位為kJ/mol
②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關,因此應注意△H的測定條件；絕大多數化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的,可不注明溫度和壓強.
③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量,并不表示物質的分子或原子數,因此化學計量數可以是分數或小數.必須注明物質的聚集狀態,熱化學方程式是表示反應已完成的數量,所以方程式中化學式前面的計量數必須與△H相對應；當反應逆向進行時,反應熱數值相等,符號相反.
7、利用蓋斯定律進行簡單的計算
8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子
⑴電陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應 惰性電極：溶液悄搜辯中陰離子失電子
（放電順序：I->Br->Cl->OH-）
陰極:（與電源的負極相連）發生還原反應,溶液中的陽離子得電子
（放電順序：Ag+>Cu2+>H+）
注意問題：①書寫電極反應式時,要用實際放電的離子來表示
②電解反應的總方程式要注明“通電”
③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離,則總反應離子方程式中要用化學式表示
⑵原電池：負極：負極本身失電子,M→Mn+ +ne-
① 溶液中陽離子得電子Nm++me-→N
正極：2H++2e-→H2↑
②負極與電解質溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH-（即發生吸氧腐蝕）
書寫電極反應時要注意電極產物與電解質漏蘆溶液中的離子是否反應,若反應,則在電極反應中應寫最終產物.
9、電解原理的應用：
⑴氯堿工業：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口,試紙變藍,證明生成了Cl2).
陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產物為H2、NaOH.現象（滴入酚酞）：有氣泡逸出,溶液變紅）.
⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極,純銅做陰極.電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液
⑶電鍍：電啟缺極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極）,鍍件做陰極.電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液.
10、化學電源
⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似于可燃物的燃燒）；
再寫正極反應（氧化劑得電子,一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液).負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉移相等）
⑵充放電電池：放電時相當于原電池,充電時相當于電解池（原電池的負極與電源的負極相連,做陰極,原電池的正極與電源的正極相連,做陽極）,
11、計算時遵循電子守恒,常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極
鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕.負極：2Fe→2Fe 2++4e-正極：O2+4e-+2H2O→4OH-
總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化學反應的方向、限度和速度
1、反應方向的判斷依據：△H-T△S0反應不能自發.該判據指出的是一定條件下,自發反應發生的可能性,不能說明實際能否發生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3
2、化學平衡常數：
①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度,平衡常數越大,說明反應進行的越完全.②純固體或純溶劑參加的反應,它們不列入平衡常數的表達式
③平衡常數的表達式與化學方程式的書寫方式有關,單位與方程式的書寫形式一一對應.對于給定的化學反應,正逆反應的平衡常數互為倒數
④化學平衡常數受溫度影響,與濃度無關.溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的.溫度升高,化學平衡常數增大還是減小與反應吸放熱有關.
3、平衡狀態的標志：①同一物質的v正=v逆②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變 ③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器
4、惰性氣體對化學平衡的影響
⑴恒壓時充入惰性氣體,體積必增大,引起反應體系濃度的減小,相當于減壓對平衡的影響
⑵恒容時充入惰性氣體,各組分的濃度不變,速率不變,平衡不移動
⑶對于△vg=0的可逆反應,平衡體系中加入惰性氣體,恒容、恒壓下平衡都不會移動
5、⑴等效平衡：①恒溫恒壓,適用于所有有氣體參加的可逆反應,只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同,均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同,濃度相同,轉化率相同.
②恒溫恒容,△vg=0的反應,只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同,均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同,轉化率相同.
⑵等同平衡：恒溫恒容,適用于所有有氣體參加的可逆反應,只要使轉化后物質的量與最初加入的物質的量相同,均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同,百分含量相同,濃度相同.
6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一種反應物,平衡右移,增大另一種反應物的轉化率,但它本身的轉化率降低
⑵兩種反應物按原比例充,恒容時相當于加壓,恒壓時等效平衡
⑶初始按系數比充入的反應物或只充入產物,平衡時再充入產物,恒容時相當于加壓,恒壓時等效平衡
化學反應速率:速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析
第三章物質在水溶液中的行為
1、強弱電解質：
⑴強電解質：完全電離,其溶液中無溶質分子,電離方程式用“＝”,且一步電離；強酸、強堿、大多數鹽都屬于強電解質.
⑵弱電解質：部分電離,其溶液中存在溶質分子,電離方程式用“”,多元弱酸的電離方程式分步寫,其余的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質.
⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿,其余為弱堿；
常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸,其余為弱酸；
注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成,如：NaHSO4=Na++H++SO42-,而弱酸的酸式鹽要分步寫,如：NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3- CO32- +H+
2、電離平衡
⑴ 電離平衡是平衡的一種,遵循平衡的一般規律.溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質,都會引起平衡的移動
⑵ 電離平衡常數（Ka或Kb）表征了弱電解質的電離能力,一定溫度下,電離常數越大,弱電解質的電離程度越大.Ka或Kb是平衡常數的一種,與化學平衡常數一樣,只受溫度影響.溫度升高,電離常數增大.
3、水的電離：
⑴ H2OH++OH-,△H>0.升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動.
⑵ 任何稀的水溶液中,都存在,且[H+]·[OH-]是一常數,稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數,只受溫度影響,而與H+或OH-濃度無關.
⑶ 溶液的酸堿性是H+與OH- 濃度的相對大小,與某一數值無直接關系.
⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時,用pH表示.
無論是單一溶液還是溶液混合后求pH,都遵循同一原則：若溶液呈酸性,先求c(H+);若溶液呈堿性,先求c(OH-),由Kw求出c(H+),再求pH.
⑸向水中加入酸或堿,均抑制水的電離,使水電離的c(H+)或c(OH-)10-7mol/L,如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L,此時溶液為酸性,即室溫下,pH=5,可能為強酸弱堿鹽溶液.
4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解.本質是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結合生成弱電解質,使H+或OH-的濃度減小,從而促進水的電離.
⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應
⑷水解方程式的書寫：
①單個離子的水一般很微弱,用,產物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫
②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底,生成氣體、沉淀,用＝,標出“↑”“↓”.
Ⅱ部分水解,無沉淀、氣體,用,產物不標“↑”“↓”；
⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸堿性②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小③判斷離子共存④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產物的判斷,如AlCl3溶液⑤某些鹽溶液的保存與配制,如FeCl3溶液⑥某些膠體的制備,如Fe(OH)3膠體⑦解釋生產、生活中的一些化學現象,如明礬凈水、化肥的施用等.（解釋時規范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果）
5、沉淀溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n.
①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動,不改變Ksp.②對于陰陽離子個數比相同的電解質,Ksp越大,電解質在水中的溶解能力越強.
⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp,沉淀與溶解處于平衡狀態；Q
以上就是高中化學反應原理的全部內容，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。
