化学选修一知识点总结 化学选修4教学总结

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篇一：2013新课标高中化学选修4知识点总结

化学选修4化学反应与原理

章节知识点梳理

第一章 化学反应与能量

一、焓变 反应热

1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.

单位：kJ/mol

3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热

放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0

吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0

☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与

酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、

C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等

二、热化学方程式

书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，

气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

三、燃烧热

1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热

量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。

思想汇报专题※注意以下几点：

①研究条件：101 kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1 mol

④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）

四、中和热

1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol

3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

4．中和热的测定实验

五、盖斯定律

1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，

而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和

与该反应一步完成的反应热是相同的。

第二章 化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反应速率（v）

范文TOP100⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）

⑷ 影响因素：

① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

② 条件因素（外因）：反应所处的条件

2.

※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认

为反应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变

→反应速率不变

②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

二、化学平衡

（一）1.定义：

化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度

不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应）

等（同一物质的正逆反应速率相等）

动（动态平衡）

定（各物质的浓度与质量分数恒定）

变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据

1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓

度，都可以使平衡向逆方向移动

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减

小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之

和大的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向

移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，最全面的范文参考写作网站压强，浓度），

平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

三、化学平衡常数

（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物

浓度幂之积的比值是一个常数____比值。符号：__K__

（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与__有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”

而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。（三）化学平衡常数K的应用:

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应的标志。K值越大，说明平衡时的浓度越大，它的进行的程度越大，即该反应进行得越，反应

物转化率越_高___。反之，则相反。一般地，K>_105时，该反应就进行得基本完全了。

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平

衡。（Q：浓度积）

Q_〈__K:反应向正反应方向进行;

Q__=_K:反应处于平衡状态;

Q_〉__K:反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应

若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应

范文写作＊四、等效平衡

1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反

应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

2、分类

（1）定温，定容条件下的等效平衡

第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相

同即可视为二者等效。

（2）定温，定压的等效平衡

只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

五、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：J?mol-1?K-1

(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判

断的依据。.

（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行

ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态

ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行

注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：,叫电解质

非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

混和物

强电解质： 强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全

部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）

10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子

浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka

表示酸，Kb表示碱。）

+-+-表示方法：ABA+BKi=[ A][ B]/[AB]

11、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：:

水的离子积：KW+]·c[OH-

25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L;KW = [H+]·[OH-] = -14

注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱 ：抑制水的电离

②温度：促进水的电离（水的电离是 吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）

pH试纸 —操作。注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 =pH原+ n （但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈 pH原+n （但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 = pH原－n（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 〉 pH原－n （但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律1、若等体积混合

pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7

pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3

pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后显中性

pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1

〔14-（pH1+pH2）〕pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

—实质：H++OH=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

篇二：高中化学选修4知识点分类总结

化学选修4化学反应与原理

章节知识点梳理

第一章 化学反应与能量

一、焓变 反应热

1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol

3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放

热

放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0

吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0

☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等

二、热化学方程式

书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

三、燃烧热

1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：

①研究条件：101 kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1 mol

④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）

四、中和热

1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，

这时的反应热叫中和热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol

3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

4．中和热的测定实验

五、盖斯定律

1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

第二章 化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反

应速率（v）

⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）

⑷ 影响因素：

① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

② 条件因素（外因）：反应所处的条件

2.

※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变

②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓

度减小→反应速率减慢

二、化学平衡

（一）1.定义：

化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应）

等（同一物质的正逆反应速率相等）

动（动态平衡）

定（各物质的浓度与质量分数恒定）

变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

篇三：高中化学选修4知识点分类总结

化学选修4化学反应与原理

章节知识点梳理

第一章 化学反应与能量

一、焓变 反应热

1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应

（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol

3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热

放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0

吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0

☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等

二、热化学方程式

书写化学方程式注意要点:

①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）

③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

三、燃烧热

1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：

①研究条件：101 kPa

②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1 mol

④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）

四、中和热

1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和

热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：

H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol

3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

4．中和热的测定实验

五、盖斯定律

1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

第二章 化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反应速率（v）

⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s） ⑷ 影响因素：

① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

② 条件因素（外因）：反应所处的条件

2.

※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

二、化学平衡

（一）1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征

逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）

动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

（二）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_，V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

篇四：高中化学选修4知识点总结

一、化学反应速率

1.化学反应速率（v）

⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/

（L·s）

⑷ 影响因素：

① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）

② 条件因素（外因）：反应所处的条件

2.

※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，

可以认为反应速率不变。

（2）、惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，

但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变

②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率

减慢

二、化学平衡

（一）1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成

分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所

能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征 逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

1、浓度对化学平衡移动的影响

（1）影响规律：Δ在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，

都可以使平衡向正方向移动；

Δ增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆

方向移动.

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减

小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平

衡向反应方程式中化学计量数之和 大 的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应

方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响

影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；

减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。

※注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响

的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化

剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。

5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一

（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

三、化学平衡常数

（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积

与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号： K

（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是 变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与 温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以

看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)==pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式

中个反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常

数公式可以表示

（三）化学平衡常数K的应用:

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。

K值越大，说明平衡时 生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，

即该反应进行得越 完全，反应物转化率越 高。

反之，则相反。一般地，K>105 时，该反应就进行得基本完全了。

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方

进行建立平衡。（Q：浓度积）

Q 〈 K:反应向正反应方向进行;

Q = K:反应处于平衡状态;

Q 〉 K:反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为 吸热反应

若温度升高，K值减小，则正反应为 放热反应

＊四、等效平衡

1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同

的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称

为等效平衡。

2、分类

（1）定温，定容条件下的等效平衡

第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之

比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。

第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的

比例与原来相同即可视为二者等效。

（2）定温，定压的等效平衡

只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

五、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：J?

mol-1?K-1

(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也

是反应方向判断的依据。.

（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉

S(s)

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行；

ΔH-TΔS =0 反应达到平衡状态；

ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行；

注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行；

（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合

物。

强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解

质。

混合物

电解强电解质： 强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O??物 非金属氧化物，大部分有机物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解

质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4

全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成和离子结合成

时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度的方向移动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，

会 减弱 电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，

有利于电离。

9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）

10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各

种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）

表示方法：ABA++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]

11、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变

化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性

越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：:

-14 水的离子积：K+- 25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L;KW = [H+]·[OH-] = 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14

②温度：促进水的电离（水的电离是 吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉-144、溶液的酸碱性和pH：

（1）（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色） pH试纸 —操作

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 口诀：3144580

三、混合液的pH值计算方法公式

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