高中化学反应原理，高中化学原电池化学反应原理

1，高中化学原电池化学反应原理

设计成原电池后Fe2+为负极（阳极），Fe3+为正极（阴极）；没有电流说明两个电极的电极电位相同，这正好两个电极都处于平衡状态时的结果。反映为整个反应则正好是正逆反应速率相同。

阳离子移向正极，阴离子移向负极氢离子在正极大量聚集，带正电，吸引电子所以电子通过导线被吸引到正极在正极被还原，生成氢气

化学平衡状态,在一定条件下,当一个可逆反应的正反应速率与逆反应速率相等时,反应物的浓度与生成物的浓度不再改变,达到一种表面静止的状态.电流计读数为零说明没有电子的转移了，所以反应达到化学平衡状态。

高中化学原电池化学反应原理

2，高二化学化学反应原理内容

化学最重要的就是反应了，那么你知道化学反应原理的内容吗，下面给大家分享一些关于高二化学化学反应原理内容，希望对大家有所帮助。高二化学化学反应原理1 第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。一、化学反应的热效应 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热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。对任意反应：aA+bB=cC+dD ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)] 高二化学化学反应原理2 二、电能转化为化学能——电解 1、电解的原理 (1)电解的概念：在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。 (2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl-→Cl2↑+2e-。阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na++e-→Na。总方程式：2NaCl(熔)2Na+Cl2↑ 2、电解原理的应用 (1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。阳极：2Cl-→Cl2+2e- 阴极：2H++e-→H2↑ 总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑ (2)铜的电解精炼。粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。阳极反应：Cu→Cu2++2e-，还发生几个副反应 Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e- Fe→Fe2++2e- Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。阴极反应：Cu2++2e-→Cu (3)电镀：以铁表面镀铜为例待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。阳极反应：Cu→Cu2++2e- 阴极反应： Cu2++2e-→Cu 高二化学化学反应原理3 三、化学能转化为电能——电池 1、原电池的工作原理 (1)原电池的概念：把化学能转变为电能的装置称为原电池。 (2)Cu-Zn原电池的工作原理：如图为Cu-Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2++2e-;Cu得电子，正极反应为：2H++2e-→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。 (3)原电池的电能若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。 2、化学电源 (1)锌锰干电池负极反应：Zn→Zn2++2e-; 正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2; (2)铅蓄电池负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e- 正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O 放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。 (3)氢氧燃料电池负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e- 正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH- 电池总反应：2H2+O2=2H2O 高二化学化学反应原理内容相关文章： ★ 高二化学知识点:化学反应原理复习 ★ 高二化学学什么?怎么学? ★ 2020高二化学教师新学期工作计划5篇 ★ 2109高二化学教学的工作计划5篇

高二化学化学反应原理内容

3，高中化学反应原理的几个问题谢

这道题我们把选项一一分析好了首先，升温增大了活化分子的百分数，会使正、逆反应速率都提高，而此时要看化学反应的方向，若正方向为吸热，则升温正反应速率会比逆反应速率提高得更快，反之则是逆反应速率提高更快。通过图像我们也可以发现，正、逆反应速率都比之前斜率上升，而哪个上升幅度更大，就要看反应的方向。其次，增大压强基本等同于增大浓度，但增大压强能发挥作用的前提是此化学反应为气体间的，或者是单个反应物的。特别注意的是，当反应物仅为一个时，此时增大反应物浓度应当做增大压强来做！再次，使用催化剂只能使反应速率改变，而与化学平衡移动无关。（不满足勒夏特列原理）一般都是指正催化剂。最后，若反应物为固体，则通入再多的反应物都是徒劳无功。

高中化学反应原理的几个问题谢

4，谁能给我一下高中化学选修4化学反应原理人教版的重要知识点总结百

《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+H2 ④CO2+ 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

5，化学反应原理是什么

在化学反应中，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。实质是　是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。原理就是熵增焓减，反应自发；　　熵减焓增，反应逆向自发；熵增焓增，高温反应自发；熵减焓减，低温反应自发。如果对熵变焓变不理解的话，可以理解为水往低处走，物质有趋于稳定的性质，旧化学键不稳定就会形成新化学键。

分子分开原子再结合成新分子

分子拆分成原子，原子再重新进行排列组合，组成新的分子。这个过程称为化学反应。

化学反应原理，在中学阶段，通常指反应的化学方程式，实际是指反应所经历的具体途径，也叫反应机理。主要是分解和重组形成新物质。

6，高中化学所有的基本原理

洛夏特列（化学平衡）原理，盖斯原理，电荷守恒，化合价守恒，质子守恒，氧化还原，

氧化还原反应：电子守恒离子反应：离子方程式书写

氧化反应

<p><a href="http://wenwen.soso.com/z/urlalertpage.e?sp=shttp%3a%2f%2fwww.zxxk.com%2fhuodong%2f2009jsj%2finfo.aspx%3finfoid%3d63209" target="_blank">http://www.zxxk.com/huodong/2009jsj/info.aspx?infoid=63209</a></p> <p>自己看吧~</p>

平衡的移动能量的吸收与释放氧化还原

7，高中化学所有的可逆反应

1、非金属IVA：二氧化碳溶于水生成碳酸是可逆反应：CO2+H2O——2CO3可溶性碳酸盐水解的第一步最强烈(不能一步写成)：Na2CO3 + H2O——NaHCO3+NaOH可溶性碳酸的酸式盐水解呈碱性，比较微弱：NaHCO3+ H2O——H2CO3 +NaOH;2、非金属VA：合成氨反应是体积缩小的放热的可逆反应：N2+3H2——2NH3氨气溶于水生成一水合氨是可逆反应：NH3+H2O——NH3.H2O在二氧化氮气体中存在与四氧化二氮的互变平衡体系：2NO2——N2O4铵盐的水解是可逆的：NH4Cl + H2O——NH3.H2O+HCl可溶性磷酸盐的水解是可逆的，第一步水解最强烈：Na3PO4 +H2O——Na2HPO4 +NaOH可溶性磷酸一氢盐的水解是可逆的,水解后溶液呈碱性：Na2HPO4 + H2O——NaH2PO4+NaOH3、非金VIA：硫蒸气与氢气的反应是可逆的：S+H2——H2S二氧化硫氧化生成三氧化硫的反应是可逆反应：2SO2+O2——2SO3二氧化硫溶于水生成亚硫酸是可逆反应：SO2+H2O——H2SO3可溶性硫化物水解是可逆反应：Na2S +H2O——NaHS +NaOH可溶性硫氢化物水解是可逆反应：NaHS+H2O——H2S+ NaOH可溶性亚硫酸盐的水解是可逆反应：Na2SO3+H2O——NaHSO3 +NaOH ;4、非金属VIIA：碘蒸气与氢气的反应是可逆的：I2+H2——2HI氯气溶于水生成盐酸和次氯酸是可逆反应：Cl2+H2O——HCl+HClO单质溴溶于水生成氢溴酸和次溴酸是可逆反应：Br2+H2O——HBr+HBrO单质碘溶于水生成氢碘酸和次碘酸是可逆反应：I2+H2O——HI+HIO可溶性次氯酸盐水解是可逆反应：NaClO +H2O——HClO+NaOH可溶性氟化物水解是可逆反应：NaF+H2O——HF+NaOH 。注意：多元弱酸根分步水解，NaH2PO4和NaHSO3电离趋势比水解趋势大。注意：多元弱酸分步电离，弱酸部分电离，HClO——H++ClO-5、金属部分IIA：可溶性镁盐水解是可逆反应：MgCl2+2 H2O——Mg(OH)2+2HCl6、金属部分IIIA：可溶性铝盐水解是可逆反应：AlCl3 +3H2O——Al(OH)3+3HCl可溶性偏铝酸盐水解是可逆反应：NaAlO2 +2H2O——Al(OH)3+NaOH;7、金属部分VIII：可溶性铁盐的水解是可逆反应：FeCl3+3H2O——Fe(OH)3+3HC可溶性亚铁盐的水解是可逆反应：FeCl2 +2H2O——Fe(OH)2+2HCl可溶性铁盐与硫氰化钾溶液反应是可逆反应：FeCl3 +KSCN——[Fe(SCN)]Cl2+KCl8、金属部分IB：可溶性铜盐的水解是可逆反应：CuCl2 +2H2O——Cu(OH)2+2HCl9、苯的磺化反应是可逆反应：C6H6(苯)+HO-SO3H——C6H5SO3H+H2O10、卤代烃的水解是可逆反应：C2H5Br+H2O——C2H5OH+HBr11、乙醇与氢卤酸的取代是可逆反应：C2H5OH+HBr——C2H5Br+H2O12、酚钠的水解是可逆反应：C6H5ONa+H2O——C6H5OH+NaOH13、羧酸的酯化是可逆反应：CH3COOH+C2H5OH——CH3COOC2H5+H2O14、羧酸钠的水解是可逆反应：CH3COONa+H2O——CH3COOH+NaOH15、酯的水解是可逆反应：CH3COOC2H5+H2O——CH3COOH+C2H5OH扩展资料：可逆反应特点：1、反应不能进行到底.可逆反应无论进行多长时间，反应物都不可能100%地全部转化为生成物。2、可逆反应一定是同一条件下能互相转换的反应，如二氧化硫、氧气在催化剂、加热的条件下，生成三氧化硫；而三氧化硫在同样的条件下可分解为二氧化硫和氧气。3、在理想的可逆过程中，无摩擦、电阻、磁滞等阻力存在，因此不会有功的损失。4、在同一时间发生的反应5、同增同减6、书写可逆反应的化学方程式时，应用双箭头表示，箭头两边的物质互为反应物、生成物。通常将从左向右的反应称为正反应，从右向左的反应称为逆反应。7、可逆反应中的两个化学反应，在相同条件下同时向相反方向进行，两个化学反应构成一个对立的统一体。在不同条件下能向相反方向进行的两个化学反应不能称为可逆反应。参考资料来源：搜狗百科-可逆反应

可逆反应？与其知道可逆反应，不如先学习化学反应原理。你需要了解反应方程式，说明你的化学意识还停留在宏观水平上，想要进一步提高需要进入原子水平上。化学反应是否可行使有条件的，分子结合的同时也存在分子的分离，原子不停地运动所导致。

(1) CI2 + H2O <==> HCI + HCIO(2)CO2 + H2O <==> H2CO3 <==>H+ + HCO3-(3)SO2 + H2O <==> H2SO3 <==>H+ + HSO3-(4)NH3 + H2O <==> NH3.H2O <==> NH4+ + OH-(5)N2 + 3H2 <==> 2NH3(6)2SO2 + O2 <==>2SO3(7)CO32- + H2O <==>HCO3- + OH-(8)NH4+ + H2O <==> NH3.H2O + H+(9)AI3+ + 3H2O <==>AI(OH)3 + 3H+...

是的合成氨的工业流程比较繁琐它的条件不止和温度有关而且和压强催化剂活性有关理论上升高温度可以使正反应速率都增大因为放热反应所以v逆＞v正平衡逆向移动但是随着温度升高催化剂活性降低因此温度因保持在500° 才能使催化剂活性达到最高效率速率快产量多理解了吗？