化学反应原理主要考查热化学、电化学、化学反应速率和化学平衡、电解质溶液等主干理论知识，主要命题点有盖斯定律的应用，反应速率和化学平衡的分析，化学平衡常数的表达式书写与计算，反应条件的分析选择、生产生活中的实际应用等，试题常以填空、读图、作图、计算等形式呈现。高考一般以与生产、生活紧密联系的物质为背景材料命制组合题，各小题之间又有一定的独立性。主要考查学生的信息处理能力、学科内综合分析能力，应用反应原理解决生产实际中的具体问题，体现了“变化观念与平衡思想”的核心素养。
易错01反应热的计算
1．反应热计算的方法：
(1)根据“两个”公式计算反应热：ΔH=E(生成物的总能量)－E(反应物的总能量)；ΔH=E(反应物的键能之和)－E(生成物的键能之和), 利用键能计算反应热，需算清物质中化学键的数目。常见物质中所含共价键的数目：1 mol金刚石中含有2 mol C—C键，1 mol硅中含有2 mol Si—Si键，1 mol SiO2晶体中含有4 mol Si—O键； 1 mol P4中含有6 mol P—P键，1 mol P4O10(即五氧化二磷)中含有12 mol P—O键、4 mol P===O键，1 mol CH3CH3中含有6 mol C—H键和 1 mol C—C键。
(2)根据热化学方程式计算反应热：焓变与反应物的物质的量成正比。
(3)根据盖斯定律计算反应热：若一个热化学方程式可由另外几个热化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变可通过这几个化学反应焓变的加减而得到。表示方法：，ΔH=ΔH1＋ΔH2。
2.热化学方程式的书写：
(1)热化学方程式中化学计量数可以是整数，也可以是分数。
(2)物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。热化学方程式中不用“↑”和“↓”。
(3)注意ΔH的单位、数值与符号。ΔH的单位为kJ·mol－1，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍，逆反应的反应热与正反应的反应热数值相等，但符号相反。
(4)对于具有同素异形体的物质，除了要注明聚集状态之外，还要注明物质的名称。如①S(s，单斜)＋O2(g)===SO2(g)ΔH1＝－297.16 kJ·mol－1；②S(s，正交)＋O2(g)===SO2(g)ΔH2＝－296.83 kJ·mol－1；③S(s，单斜)===S(s，正交) ΔH3＝－0.33 kJ·mol－1。
3. 根据盖斯定律计算反应热的方法：
(1)观察已知的热化学方程式与目标热化学方程式的差异，若目标热化学方程式中的某种反应物在某个已知热化学方程式中作生成物，可把该热化学方程式的反应物和生成物颠倒，相应的ΔH改变符号。
(2)将每个已知热化学方程式两边同乘以某个合适的数，使已知热化学方程式中的化学计量数与目标热化学方程式中的化学计量数一致，ΔH也同倍数变化。
(3)将已知热化学方程式相加或相减，热化学方程式中的ΔH同时相加或相减，得到目标方程式及反应热。
易错02化学反应速率和化学平衡
1. 化学反应速率的计算：v(B)＝Δt(Δc（B）)＝V·Δt(Δn（B）)
(1)浓度变化只适用于气体和溶液中的溶质，不适用于固体和纯液体。
(2)化学反应速率是某段时间内的平均反应速率，而不是即时速率，且计算时取正值。
(3)同一反应用不同的物质表示反应速率时，数值可能不同，但意义相同。不同物质表示的反应速率之比等于其化学计量数之比。
(4)计算反应速率时，若给出的是物质的量的变化值，要转化为物质的量浓度的变化值(计算时一定要除以体积)，再进行计算。
2. 外界条件对可逆反应的反应速率的影响：外界条件对可逆反应的正、逆反应速率的影响方向是一致的，但影响程度不一定相同。
(1)当增大反应物浓度时，v正增大，v逆瞬间不变，随后也增大；
(2)增大压强，气体分子数减小方向的反应速率变化程度大；
(3)对于反应前后气体分子数不变的反应，改变压强可以同等程度地改变正、逆反应速率；
(4)升高温度，v正和v逆都增大，但吸热反应方向的反应速率增大的程度大；
(5)使用催化剂，能同等程度地改变正、逆反应速率。
3.平衡移动方向的判断：
(1)依勒夏特列原理判断。
(2)根据图像中正逆反应速率相对大小判断：若v正>v逆，则平衡向正反应方向移动；反之向逆反应方向移动。
(3)依变化过程中速率变化的性质判断：若平衡移动过程中，正反应速率增大(减小)，则平衡向逆(正)反应方向移动。
(4)依浓度熵(Qc)规则判断：若某温度下Qc＜K，反应向正反应方向进行；Qc＞K，反应向逆反应方向进行。