化學(xué)必修四知識點總結(jié)

1、化學(xué)必修四知識點總結(jié) ：知識點 必修 化學(xué) 化學(xué)必修三知識點總結(jié) 高中化學(xué)知識點總結(jié) 數(shù)學(xué)必修五知識點總結(jié) 篇一：2013新課標高中化學(xué)選修4知識點總結(jié) 化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理 章節(jié)知識點梳理 第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量 一、焓變 反應(yīng)熱 1反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量 2焓變(h)的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號： h（2）. 單位：kj/mol 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱吸熱) h 為“-”或h 0 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱放熱）h 為“+”或h 0 常見的放熱反應(yīng)： 所有的燃燒反應(yīng)

2、 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與 酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應(yīng)： 晶體ba(oh)28h2o與nh4cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以h2、co、 c為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等 二、熱化學(xué)方程式 書寫化學(xué)方程式注意要點: 熱化學(xué)方程式必須標出能量變化。 熱化學(xué)方程式中必須標明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)， 氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示） 熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍，h加倍；反應(yīng)逆向進行，h改變符號，數(shù)值不變 三、燃燒熱 1概念：25

3、，101 kpa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱 量。燃燒熱的單位用kj/mol表示。 注意以下幾點： 研究條件：101 kpa 反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。 燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol 研究內(nèi)容：放出的熱量。（h0，單位kj/mol） 四、中和熱 1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol h2o，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。 2強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是h+和oh-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為： h+(aq) +oh-(aq) =h2o(l) h=57.3kj/mol 3弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kj/mol。

4、 4中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律 1內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)， 而與具體反應(yīng)進行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和 與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。 第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡 一、化學(xué)反應(yīng)速率 1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時間）單位：mol/（ls） 影響因素： 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：反應(yīng)所

5、處的條件 2. 注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認 為反應(yīng)速率不變。 （2）、惰性氣體對于速率的影響 恒溫恒容時：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變 反應(yīng)速率不變 恒溫恒體時：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢 二、化學(xué)平衡 （一）1.定義： 化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度 不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。 2、化學(xué)平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應(yīng)） 等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等） 動（動態(tài)平衡） 定（各物質(zhì)的濃

6、度與質(zhì)量分數(shù)恒定） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化） 3、判斷平衡的依據(jù)1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃 度，都可以使平衡向逆方向移動 （2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動 （3）在溶液中進行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小， v正減 小，v逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計量數(shù)之 和大的方向移動。 2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響 影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著_吸熱反

7、應(yīng)_方向 移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)_方向移動。 3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響 影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著_體積縮小_方向移動；減小壓強，會使平衡向著_體積增大_方向移動。 注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動 （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似 4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡_不移動_。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達到平衡所需的_時間_。 5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度）， 平衡向著能夠減弱這種改

8、變的方向移動。 三、化學(xué)平衡常數(shù) （一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，_生成物濃度冪之積與反應(yīng)物 濃度冪之積的比值是一個常數(shù)_比值。符號：_k_ （二）使用化學(xué)平衡常數(shù)k應(yīng)注意的問題： 1、表達式中各物質(zhì)的濃度是，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。 2、k只與_有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。 3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1” 而不代入公式。 4、稀溶液中進行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。 （三）化學(xué)平衡常數(shù)k的應(yīng)用: 1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)的標志。k值越大，說明平衡時的濃度越大，它的進行的程度越大，

9、即該反應(yīng)進行得越，反應(yīng) 物轉(zhuǎn)化率越_高_。反之，則相反。 一般地，k_105時，該反應(yīng)就進行得基本完全了。 2、可以利用k值做標準，判斷正在進行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時向何方進行建立平 衡。（q：濃度積） q_k:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行; q_=_k:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ; q_k:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行 3、利用k值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng) 若溫度升高，k值增大，則正反應(yīng)為_吸熱_反應(yīng) 若溫度升高，k值減小，則正反應(yīng)為_放熱_反應(yīng) 四、等效平衡 1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反 應(yīng)達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡

10、。 2、分類 （1）定溫，定容條件下的等效平衡 第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。 第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相 同即可視為二者等效。 （2）定溫，定壓的等效平衡 只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。 五、化學(xué)反應(yīng)進行的方向 1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向： （1）熵:物質(zhì)的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為s. 單位：j?mol-1?k-1 (2)體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判

11、斷的依據(jù)。. （3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即s(g)s(l)s(s) 2、反應(yīng)方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為： h-ts0 反應(yīng)能自發(fā)進行 h-ts=0 反應(yīng)達到平衡狀態(tài) h-ts0 反應(yīng)不能自發(fā)進行 注意：（1）h為負，s為正時，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進行 （2）h為正，s為負時，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進行 第三章 水溶液中的離子平衡 一、弱電解質(zhì)的電離 1、定義：電解質(zhì)：,叫電解質(zhì) 非電解質(zhì) ：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物 。 強電解質(zhì) ：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) 。 弱電解質(zhì)： 在水溶液里只有一部分分子電離成離

12、子的電解質(zhì) 。 混和物 強電解質(zhì)： 強酸，強堿，大多數(shù)鹽 。如hcl、naoh、nacl、baso4弱電解質(zhì)： 弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如hclo、nh3h2o、cu(oh)2、 h2o? 非金屬氧化物，大部分有機物。如so3、co2、c6h12o6、ccl4、ch2=ch2? 2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別： 電解質(zhì)離子化合物或共價化合物非電解質(zhì)共價化合物 注意：電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物so2、nh3、co2等屬于非電解質(zhì) 強電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如baso4不溶于水，但溶于水的baso4全 部電離，故baso4為強電解質(zhì)）電解質(zhì)的強弱與導(dǎo)電性、溶解性無關(guān)。 3、電離平衡：在一定

13、的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成 時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。 4、影響電離平衡的因素： a、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。 b、濃度：濃度越大，電離程度；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。 c、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會電離。 d、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時，有利于電離。 9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主） 10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子 濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一

14、般用ka 表示酸，kb表示堿。 ） +-+-表示方法：aba+bki= a b/ab 11、影響因素： a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。 b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。 c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強。如：h2so3h3po4hfch3coohh2co3h2shclo 二、水的電離和溶液的酸堿性 1、水電離平衡：:水的離子積：kw+coh- 25時, h+=oh- =10-7 mol/l ; kw = h+oh- = -14 注意：kw只與溫度有關(guān)，溫度一定，則kw值一定 kw不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿

15、、鹽） 2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱 3、影響水電離平衡的外界因素： 酸、堿 ：抑制水的電離 溫度：促進水的電離（水的電離是 吸熱的） 易水解的鹽：促進水的電離 4、溶液的酸堿性和ph： （1）（2）ph的測定方法： 酸堿指示劑 甲基橙、 石蕊、 酚酞。 變色范圍：甲基橙 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色） ph試紙 操作。 注意：事先不能用水濕潤ph試紙；廣泛ph試紙只能讀取整數(shù)值或范圍 三 、混合液的ph值計算方法公式 1、強酸與強酸的混合：（先求h+混：將兩種酸中的h+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）h+混 =（h+1

16、v1+h+2v2）/（v1+v2） 2、強堿與強堿的混合：（先求oh-混：將兩種酸中的oh-離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它） oh-混（oh-1v1+oh-2v2）/（v1+v2） (注意 :不能直接計算h+混) 3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)h+ + oh- =h2o計算余下的h+或oh-，h+有余，則用余下的h+數(shù)除以溶液總體積求h+混；oh-有余，則用余下的oh-數(shù)除以溶液總體積求oh-混，再求其它） 四、稀釋過程溶液ph值的變化規(guī)律： 1、強酸溶液：稀釋10n倍時，ph稀 =ph原+ n （但始終不能大于或等于7） 2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，ph稀 ph原+n （但始終不能大于

17、或等于7） 3、強堿溶液：稀釋10n倍時，ph稀 = ph原n（但始終不能小于或等于7） 4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，ph稀 ph原n （但始終不能小于或等于7） 5、不論任何溶液，稀釋時ph均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后ph均接近7 6、稀釋時，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的ph變化得慢，強酸、強堿變化得快。 五、強酸（ph1）強堿（ph2）混和計算規(guī)律1、若等體積混合 ph1+ph2=14 則溶液顯中性ph=7 ph1+ph215 則溶液顯堿性ph=ph2-0.3 ph1+ph213 則溶液顯酸性ph=ph1+0.3 2、若混合后顯中性 ph1+ph2=14 v酸：v堿=1

18、：1 14-（ph1+ph2）ph1+ph214 v酸：v堿=1：10 六、酸堿中和滴定： 1、中和滴定的原理 實質(zhì)：h+oh=h2o 即酸能提供的h+和堿能提供的oh-物質(zhì)的量相等。篇二：高中化學(xué)必修四知識點大全 化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理 章節(jié)知識點梳理 第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量 一、焓變 反應(yīng)熱 1反應(yīng)熱：一定條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量 2焓變(h)的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（1）.符號： h（2）.單位：kj/mol 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱吸熱) h 為“-”或h 0 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱

19、放熱）h 為“+”或h 0 常見的放熱反應(yīng)： 所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應(yīng)： 晶體ba(oh)28h2o與nh4cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以h2、co、c為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等 二、熱化學(xué)方程式 書寫化學(xué)方程式注意要點: 熱化學(xué)方程式必須標出能量變化。 熱化學(xué)方程式中必須標明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示） 熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍，h加倍；反應(yīng)逆向

20、進行，h改變符號，數(shù)值不變 三、燃燒熱 1概念：25 ，101 kpa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kj/mol表示。 注意以下幾點： 研究條件：101 kpa 反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。 燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol 研究內(nèi)容：放出的熱量。（h0，單位kj/mol） 四、中和熱1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol h2o，這時的反應(yīng)熱叫中和熱。 2強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是h+和oh-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為： h+(aq) +oh-(aq) =h2o(l) h=57.3kj/mol 3弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它

21、們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kj/mol。 4中和熱的測定實驗 五、蓋斯定律 1內(nèi)容：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)（各反應(yīng)物）和終態(tài)（各生成物）有關(guān)，而與具體反應(yīng)進行的途徑無關(guān)，如果一個反應(yīng)可以分幾步進行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成的反應(yīng)熱是相同的。 第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡 一、化學(xué)反應(yīng)速率 1. 化學(xué)反應(yīng)速率（v） 定義：用來衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化 表示方法：單位時間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時間）單位：mol/（ls） 影響因素： 決定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)

22、物的性質(zhì)（決定因素） 條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件2. 注意：（1）、參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應(yīng)速率不變。（2）、惰性氣體對于速率的影響 恒溫恒容時：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變反應(yīng)速率不變 恒溫恒體時：充入惰性氣體體積增大各反應(yīng)物濃度減小反應(yīng)速率減慢 二、化學(xué)平衡 （一）1.定義： 化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)進行到正逆反應(yīng)速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應(yīng)所能達到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。 2、化學(xué)平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應(yīng)） 等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相

23、等） 動（動態(tài)平衡） 定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分數(shù)恒定） 變（條件改變，平衡發(fā)生變化） 3、判斷平衡的依據(jù) 判斷可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù) （二）影響化學(xué)平衡移動的因素 1、濃度對化學(xué)平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動 （2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_ （3）在溶液中進行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度_減小_，生成物濃度也_減小_， v正_減小_，v逆也_減小_，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計

24、量數(shù)之和_大_的方向移動。 2、溫度對化學(xué)平衡移動的影響 影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學(xué)平衡向著_吸熱反應(yīng)_方向移動，溫度降低會使化學(xué)平衡向著_放熱反應(yīng)_方向移動。 3、壓強對化學(xué)平衡移動的影響 影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著_體積縮小_方向移動；減小壓強，會使平衡向著_體積增大_方向移動。 注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動 （2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動規(guī)律相似 4.催化劑對化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡_不移動_。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達到平衡所需

25、的_時間_。 5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。 三、化學(xué)平衡常數(shù) （一）定義：在一定溫度下，當(dāng)一個反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，_生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)_比值。符號：_k_ （二）使用化學(xué)平衡常數(shù)k應(yīng)注意的問題： 1、表達式中各物質(zhì)的濃度是_變化的濃度_，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。 2、k只與_溫度（t）_有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。 3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。 4、稀溶液中進行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫

26、在平衡關(guān)系式中。 （三）化學(xué)平衡常數(shù)k的應(yīng)用: 1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)_進行程度_的標志。k值越大，說明平衡時_生成物_的濃度越大，它的_正向反應(yīng)_進行的程度越大，即該反應(yīng)進行得越_完全_，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越_高_。反之，則相反。 一般地，k_105_時，該反應(yīng)就進行得基本完全了。 2、可以利用k值做標準，判斷正在進行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（q：濃度積） q_k:反應(yīng)向正反應(yīng)方向進行; q_=_k:反應(yīng)處于平衡狀態(tài) ; q_k:反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進行 3、利用k值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng) 若溫度升高，k值增大，則正反應(yīng)為_吸熱_反應(yīng) 若溫度升高，k值減小，則正反應(yīng)為_

27、放熱_反應(yīng) 四、等效平衡 1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。 2、分類 （1）定溫，定容條件下的等效平衡 第一類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來相同。 第二類：對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來相同即可視為二者等效。篇三：高中化學(xué)選修4知識點分類總結(jié) 化學(xué)選修4化學(xué)反應(yīng)與原理 章節(jié)知識點梳理 第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量 一、焓變 反應(yīng)熱 1反應(yīng)熱：一定

28、條件下，一定物質(zhì)的量的反應(yīng)物之間完全反應(yīng)所放出或吸收的熱量 2焓變(h)的意義：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng) （1）.符號： h（2）.單位：kj/mol 3.產(chǎn)生原因：化學(xué)鍵斷裂吸熱化學(xué)鍵形成放熱 放出熱量的化學(xué)反應(yīng)。(放熱吸熱) h 為“-”或h 0 吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)。（吸熱放熱）h 為“+”或h 0 常見的放熱反應(yīng)： 所有的燃燒反應(yīng) 酸堿中和反應(yīng) 大多數(shù)的化合反應(yīng) 金屬與酸的反應(yīng) 生石灰和水反應(yīng) 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應(yīng)： 晶體ba(oh)28h2o與nh4cl 大多數(shù)的分解反應(yīng) 以h2、co、c為還原劑的氧化還原反應(yīng) 銨鹽溶解等 二、熱化學(xué)方程式 書寫化學(xué)

29、方程式注意要點: 熱化學(xué)方程式必須標出能量變化。 熱化學(xué)方程式中必須標明反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質(zhì)用aq表示） 熱化學(xué)反應(yīng)方程式要指明反應(yīng)時的溫度和壓強。 熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) 各物質(zhì)系數(shù)加倍，h加倍；反應(yīng)逆向進行，h改變符號，數(shù)值不變 三、燃燒熱1概念：25 ，101 kpa時，1 mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kj/mol表示。 注意以下幾點： 研究條件：101 kpa 反應(yīng)程度：完全燃燒，產(chǎn)物是穩(wěn)定的氧化物。 燃燒物的物質(zhì)的量：1 mol 研究內(nèi)容：放出的熱量。（h0，單位kj/mol） 四、中和熱 1概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1mol h2o，這時的反應(yīng)熱叫中和 熱。 2強酸與強堿的中和反應(yīng)其實質(zhì)是h+和oh-反應(yīng)，其熱化學(xué)方程式為： h+(aq) +oh-(aq) =h2o(l) h=57.3kj/mol 3弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應(yīng)時的中和熱小于57.3kj