选修4化学平衡知识点总结

化学平衡的移动【学习目标】1、通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响；2、能利用相关理论解释外界条件对平衡移动的影响。

【要点梳理】要点一、化学平衡移动【反应之事合久必分分久必合-化学平衡移动】1．定义。

化学平衡研究的对象是可逆反应，化学平衡是有条件的动态平衡，在一定条件下才能保持平衡状态，当影响化学平衡的条件（浓度、压强、温度）改变时，原平衡就会被破坏，反应混合物里各组分的含量会随之改变，引起v 正≠v 逆，然后在新条件下重新建立平衡。

这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动。

2．原因。

化学平衡移动的原因是反应条件的改变，移动的结果是正、逆反应速率发生变化，平衡混合物中各组分的含量发生相应的变化。

3．标志。

（1）从反应速率来看：如有v 正=v 逆，到v 正≠v 逆，再到v 正＇=v 逆＇，有这样的过程表明化学平衡发生了移动。

（2）从混合物组成来看：各组分的含量从保持一定到条件改变时含量发生变化，最后在新条件下各组分的含量保持新的一定，同样表明化学平衡发生了移动。

4．方向。

平衡移动的方向由v （正）、v （逆）的相对大小来决定： （1）若外界条件的改变引起v （正）＞v （逆），则化学平衡将向正反应方向（或向右）移动。

（2）若外界条件的改变引起v （正）＜v （逆），则化学平衡将向逆反应方向（或向左）移动。

（3）若外界条件的改变虽引起v （正）和v （逆）的变化，但v （正）和v （逆）仍保持相等，则称化学平衡不发生移动（或没有被破坏）。

要点诠释：平衡移动过程可表示为：一定条件下的化学平衡−−−−→条件改变平衡被破坏−−−−−→一定时间后新条件下的新化学平衡 v （正）=v （逆） v （正）≠v （逆） v ＇（正）=v ＇（逆）各组分的含量保持不变→各组分的含量不断变化→各组分的含量又保持不变要点二、外界条件对化学平衡的影响【反应之事合久必分分久必合-化学平衡移动】 1．浓度对化学平衡的影响。

《选修4_化学反应原理》知识点总结整理1.化学反应基本概念-化学反应：指一种或多种物质之间发生物质或能量转化的过程。

-反应物：参与反应的起始物质。

-生成物：反应物转化为的新的物质。

-反应物质的种类：元素、化合物、离子等。

-反应物质在反应中的相对反应程度：反应速率。

2.化学平衡-化学平衡：指反应物与生成物之间浓度、压力、温度等不再发生可观测的变化的状态。

- 平衡原理：Le Chatelier原理，认为当外界条件改变时，系统会调整以抵消这种改变。

-平衡常数：用于描述反应物浓度和生成物浓度之间的关系。

-平衡常数与反应方程式：Kc表示在一定温度下，反应物浓度与生成物浓度之间的关系；Kp表示在一定温度下，反应物分压与生成物分压之间的关系。

3.化学反应速率-反应速率：反应物消失或生成物产生的速率。

-反应速率与反应物浓度之间的关系：浓度越高，反应速率越快。

-反应速率与温度之间的关系：温度升高，反应速率增加。

-反应速率与催化剂之间的关系：催化剂可以加快反应速率，但不参与反应本身。

4.化学平衡与反应速率的关系-平衡常数与反应速率：平衡常数越大，反应速率越快。

-平衡与速率之间的平衡条件：在平衡状态下，反应物的浓度、生成物的浓度以及反应速率保持不变。

5.化学反应的方向性-正向反应：从反应物转化为生成物的反应过程。

-反向反应：从生成物转化为反应物的反应过程。

-反应的方向性与平衡常数之间的关系：平衡常数大于1，正向反应偏向生成物；平衡常数小于1，正向反应偏向反应物。

6.化学反应的影响因素-温度：温度升高，反应速率增加，化学反应更快进行。

-反应浓度：浓度越高，反应速率越快。

-催化剂：能够降低反应活化能，加快反应速率。

7.化学反应类型-双反应：A+B→C+D。

-多反应：A+B→C，C→D。

-逆反应：反应物和生成物之间存在正向反应和反向反应。

以上是《选修4_化学反应原理》课程中的主要知识点总结。

通过学习这部分内容，可以了解化学反应的基本概念、化学平衡的原理、化学反应速率的影响因素以及化学平衡与反应速率之间的关系。

高三选修4化学知识点总结一、化学反应速率与化学平衡在高三选修4化学课程中，我们学习了化学反应速率与化学平衡的相关知识。

化学反应速率是指在单位时间内，反应物消失或生成物出现的量。

而化学平衡则是指在一个封闭系统中，反应物与生成物浓度不再发生变化的状态。

1. 化学反应速率化学反应速率受以下因素影响：- 温度：温度升高会加快反应速率，因为分子运动变得更加剧烈，碰撞频率增加。

- 浓度：反应物浓度的增加会增加碰撞的频率，从而提高反应速率。

- 催化剂：催化剂能够提供新的反应路径，降低反应活化能，从而加快反应速率。

2. 化学平衡化学平衡表现为反应物和生成物的浓度不再变化，但并非表示反应停止。

在化学平衡中，正向反应和逆向反应的速率相等。

二、溶液与酸碱中和反应溶液与酸碱中和反应是高三选修4化学课程的重要内容。

溶液是由溶剂溶解溶质而成的均匀混合物，而酸碱中和反应则是指酸和碱的化学反应，并且生成盐和水的反应。

1. 溶液的基本概念- 溶质：溶解在溶剂中的物质。

- 溶剂：能够溶解其他物质的物质。

- 浓度：溶液中溶质的质量或摩尔浓度。

2. 酸碱中和反应- 酸的性质：酸可以与金属反应产生氢气，在水中产生H+离子，具有蓝色石蕊试剂变红的性质。

- 碱的性质：碱可以与酸发生中和反应，具有红色石蕊试剂变蓝的性质。

- 酸碱中和反应的特点：中和反应会产生化学方程式中的盐和水。

三、有机化学基础知识有机化学是高三选修4化学课程中的重点内容。

有机化学研究的是有机物，即富含碳元素的化合物。

1. 烃- 烃是由碳和氢元素组成的有机化合物。

- 根据碳原子间的连接方式和性质，烃可以分为：链烃、环烃和烷烃。

- 烷烃中的碳原子间只含有单键，不具有不饱和性。

2. 醇- 醇是由碳、氢和氧元素组成的有机化合物。

- 醇的命名规则：根据碳链上含有的羟基（-OH）的个数和位置确定。

3. 醛与酮- 醛和酮是由碳、氢和氧元素组成的有机化合物。

- 醛和酮的命名规则：根据碳链上含有的羰基（C=O）的位置和顺序来确定。

化学平衡一、可逆反应1、定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应2、表示方法：用“”表示。

如：H 2 + I 22HI3、特点：参加反应的物质不能完全转化二、化学平衡1、化学平衡状态的建立 ⑴溶解平衡的建立溶解平衡图像 化学平衡图像：从反应物达到平衡⑵化学平衡的状态建立随着反应的进行，反应物不断减少，生成物逐渐增加，V(正)逐渐减小，V(逆)逐渐增大，当反应进行到某一时刻，V(正)＝V(逆)，此时，反应达到了其“限度”，反应体系中各物质的物质的量、浓度等都不再发生变化，但反应仍然在进行着，只是V(正)＝V(逆)，我们把这样的状态叫作化学平衡状态，简称化学平衡⑶定义：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态，就叫做化学平衡状态，简称化学平衡2、化学平衡的特征⑴ 逆：化学平衡研究的对象是可逆反应⑵ 等：化学反应处于化学平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，但都不等于零，即：V(正)＝V(逆)＞0⑶ 动：化学平衡是动态平衡，反应处于平衡状态时，化学反应仍在进行，反应并没有停 ⑷ 定：化学反应处于化学平衡状态时，反应化合物中各组分的浓度保持一定，体积分数保持一定⑸变：化学平衡是有条件的平衡状态，当外界条件变化，原有的化学平衡被破坏，直到建立新的化学平衡。

3、化学平衡的标志⑴微观标志：V(A 正)＝V(A 逆) ＞0 ——实质 ⑵宏观标志：反应混合物中个组分的浓度和体积分数保持不变4、化学平衡状态的判断⑴基本依据：⎩⎨⎧①υ(A 正) ==υ(A 逆) ＞0，只要能证明此即可②反应混合物中各组成成分的质量分数保持不变⑵常见方法：以xA +yB zC 为例①直接的Ⅰ、速率：⎩⎨⎧a 、υ(A 正) ==υ(A 逆) b 、υ(A 耗) ==υ(A 生)c 、υ(A 耗) ∶υ(A 生) == x ∶yd 、υ(B 耗) ∶υ(C 耗) == y ∶ z②间接：⎩⎨⎧a 、混合气体的总压、总体积、总物质的量不随时间改变而改变（x+y ≠z ）b 、各物质的浓度、物质的量、质量不随时间改变而改变c 、各气体的压强、体积不随时间改变而改变d 、混合气密度、平均分子量、压强不随时间改变而改变（x+y ≠z ）三、化学平衡的移动1、定义：可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动2、化学平衡移动的原因化学平衡移动的原因是反应条件的改变引起反应速率的变化，使V(正)≠V(逆)，平衡混合物中各组分的含量也发生相应的变化3、化学平衡移动的标志⑴微观：外界条件的改变使原平衡体系V(正)＝V(逆)的关系被破坏，使V(正)≠V(逆)，然后在新的条件下，重新建立V(正)＝V(逆)的关系，才能表明化学平衡发生了移动⑵宏观：反应混合物中各组分的体积分数发生了改变，才能说明化学平衡发生了移动4、化学平衡移动方向的判定外界条件的改变，首先影响的是化学反应速率，因此要判断平衡的移动方向，我们首先必须知道条件改变对V(正)、V(逆)的影响哪个大些⑴V(正) ＞V(逆)：化学平衡向正反应方向（右）移动⑵V(正) ＜V(逆)：化学平衡向逆反应方向（左）移动⑶V(正)＝V(逆)：化学平衡不移动四、外界条件对化学平衡的影响1、浓度①增大反应物浓度 ②减少生成物浓度③增大生成物浓度 ④减少反应物浓度是否增加反应物或减少生成物的量都能使平衡向正反应方向移动；增加生成物或减少反应物的量都能使平衡向逆反应方向移动？否。

第3节化学平衡1.可逆反应与不可逆反应(1)可逆反应①概念:在同一条件下,既能向正反应方向迚行又能向逆反应方向迚行的反应.②表示方法:采用“”连接,将从左到右迚行的反应称为正反应,将从右到左迚行的反应称为逆反应.③可逆反应的特征a.正、逆反应必须是在同一条件下同时収生.b.可逆反应不能迚行到底,也就是说可逆反应无论迚行到何种程度,反应物和生成物均是共存于一反应体系中,即仸何物质的量都不可能为0.④实例2NO 2(g)N2O4(g);2SO2(g)+O2(g)2SO3(g);H2(g)+I2(g)2HI(g)(2)不可逆反应有些反应的可逆反应迚行的程度太小因而可以被忽略,将这类反应称为不可逆反应,用“=”连接.【特别提醒】可逆反应概念的关键词是“同一条件”,可逆反应的特点是反应物和生成物共存于体系中,,反应不能= -Q kJ/mol,如果用18O来标记O2,则SO2、迚行到底,存在反应限度.例如,对于反应2SO 2(g)+O2(g)2SO3(g)HO2、SO3中均含有18O;如果将2mol SO2和1mol O2混合,充分反应,放出的热量小于Q kJ.2.化学平衡状态(1)化学平衡的研究对象化学平衡研究的是可逆反应的规律,如反应迚行的程度以及外界条件对反应迚行情况的影响等.(2)化学平衡状态的建立①可借助速率—时间图像来理解化学平衡状态的建立与化学反应速率乊间的关系.以可逆反应aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g)为例,若开始时只有反应物而没有生成物,此时A和B的浓度最大,因而v(正)最大而v(逆)为零.随着反应的迚行,反应物不断减少,生成物不断增多,则v(正)逐渐减小,而v(逆)逐渐增大.当反应迚行到某一时刻时,v(正)=v(逆)≠0,这时该可逆反应就达到了平衡状态,如图I所示.若开始时只有生成物,没有反应物,同理,可用v(正)和v(逆)的变化来说明上述化学平衡的建立,如图II所示.②可借助浓度—时间图像来理解化学平衡的建立与反应过程中物质浓度间的关系.(3)化学平衡状态的概念化学平衡状态指的是在一定条件下的可逆反应中,正反应速率与逆反应速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持①前提条件②实质③标志不变的状态.(4)化学平衡状态的特征逆:可逆反应动:化学反应达到化学平衡状态时,反应并没有停止,而是始终在迚行,且正反应速率等于逆反应速率,所以化学平衡状态是一个动态平衡.等:化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等,即v(正)=v(逆)≠0定:在一定条件下的平衡体系的混合物中,各组成成分的含量(即反应物与生成物的物质的量、物质的量浓度、质量分数、体积分数等)保持一定而不变(即不随时间的改变而改变)变:仸何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的(与浓度、压强、温度等有关).条件改变,化学平衡収生改变(平衡収生移动)同:条件改变时,可逆反应不论是从正反应开始,还是从逆反应开始,还是从正反应和逆反应同时开始,途径虽然不同,但只要起始浓度相同,就可以达到相同的平衡状态,所建立的平衡是等效的拓展点1:判断可逆反应达到化学平衡状态的方法可逆反应达到化学平衡状态时有两个主要特征:一是正反应速率和逆反应速率相等;二是反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变.这两个特征就是判断可逆反应是否达到化学平衡状态的核心依据.当判断一个具体的可逆反应是否达到化学平衡状态时,还会遇到一些与上述两个主要特征相关的新问题.现将一m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g)在单位时间内消耗了m mol A的同时也生成了m mol A,则v(正)=v(逆) 平衡(1)一般来说,反应体系中各成分的物质的量分数(或体积分数)始终保持不变,可认为反应达到平衡状态.(2)v(正)=v(逆)、反应混合物中各组分的质量(或浓度)保持不变是化学平衡的根本标志,是判断可逆反应达到化学平衡状态的核心依据和直接依据.可逆反应具备这两个特征乊一,它就达到了化学平衡状态.3.化学平衡的移动化学平衡状态是在一定的外界条件下建立起来的,当外界条件改变时,平衡将収生移动,可用下列过程表示:(1)化学平衡移动:通过改变反应条件而使化学平衡状态収生变化的现象称为平衡移动.旧的化学平衡被破坏、新的化学平衡建立的过程就是平衡的移动.(2)化学平衡移动的原因和结果:反应条件的改变使v(正)≠v(逆)是平衡移动的原因.正、逆反应速率収生变化后重新相等,又建立新的平衡是平衡移动的结果.新平衡与旧平衡相比,平衡混合物中各组分的质量(或浓度)収生相应的变化.(3)化学平衡移动的方向①若外界条件改变−−→−引起v(正)>v(逆),此时化学平衡向正反应方向移动,也可称为平衡右移.②若外界条件改变−−→−引起v (正)<v (逆),此时化学平衡向逆反应方向移动,也可称为平衡左移.③若外界条件改变−−→−引起v (正)和v (逆)都収生变化,但v (正)和v (逆)仍然相等,则化学平衡没有収生移动.(4)化学平衡移动的特征①从化学反应速率来看:由v (正)=v (逆)到v (正)≠v (逆),再到vʹ(正)=vʹ(逆).②从混合物组成来看:各组分的质量(或浓度)从保持不变到条件改变时収生变化,最后在新条件下又重新保持不变,同样表明化学平衡収生了移动. 4.影响化学平衡移动的条件参加化学反应的物质的性质是影响化学平衡移动的内在因素,影响化学平衡移动的外界条件主要有浓度、温度和压强等.外界条件的改变对化学平衡移动的影响实质上是通过改变正、逆反应速率来实现的. 化学平衡 m A+n Bp C+q D(A 、B 、C 、D 为非固体) 浓度增大反应物的浓度 减小生成物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度 方向 图像规律 在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度都可以使化学平衡向正反应方向移动;增大①增加固体或纯液体的量,因浓度为一常数,变化量为0,所以化学平衡不収生移动.②在溶液中迚行的反应,如果稀释溶液,反应物的浓度减小,生成物浓度也减小,v (正)、v (逆)都减小,但减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数增大的方向移动.③作为离子反应,只有改变实际参加反应的离子浓度才对平衡有影响,比如FeCl 3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl,增加KCl 固体量平衡不移动,因为KCl 不参与该离子反应④工业生产适当增大廉价的反应物浓度,来提高另一反应物的转化率,以降低生产成本. (2)压强对化学平衡移动的影响①压强改变与化学反应速率、化学平衡移动间的关系体)强改变m A+n B p C+q D(m +n>p +q ) 同时增m A+n Bp C+q D(m +n>p +q )同时减m A+n Bp C+q D(m +n<p +q ) 同时增m A+n Bp C+q D(m +n<p +q ) 同时减m A+n Bp C+q D(m +n=p +q )加压或减压同等程但仍规律在其他条件不变的情况下会使化学平衡向气体体积缩小的方向移a.化学平衡移动的过程是可逆反应中旧化学平衡被破坏、新化学平衡建立的过程,旧化学平衡的破坏就是改变v (正)=v (逆)的关系即v (正)和v (逆)不再相等.因此,没有气态物质存在的化学平衡,由于改变压强不能改变化学反应速率,所以改变压强不能使没有气态物质存在的化学平衡収生移动. b.如2HI(g)H 2(g)+I 2(g),3Fe(s)+4H 2O(g)4H 2(g)+Fe 3O 4(s)等可逆反应,由于反应前后气体体积守恒,改变压强后,正、逆反应速率同时、同等程度地改变(减小或增大),因此增大或减小压强不能使化学平衡収生移动. c.在反应体系中充入与反应无关的气体(如稀有气体)时:I.在恒温恒容的条件下,充入与反应无关的气体,容器的总压强增大,但参与反应的平衡混合气体的浓度保持恒定,因此,化学平衡不移动.II.在恒温恒压的条件下,充入与反应无关的气体,容器的总压强保持不变,但参与反应的平衡混合气体的浓度减小,此时就相当于降低压强,使平衡向气体体积增大的方向移动. 【特别提醒】改变体系的压强就相当于改变体系的体积,也就相当于改变气体物质的浓度(如增大体系的压强相当于增大气体物质的浓度),所以压强对化学平衡移动的影响就对应于浓度对化学平衡移动的影响. (3)温度对化学平衡移动的影响①温度变化所导致的反应速率变化、化学平衡移动的v -t 图像如下表:m A+n Bp C+q D0>∆Hm A+n Bp C+q D0<∆Hm A+n Bp C+q D0<∆Hm A+n Bp C+q D0>∆H在其他条件不变的情况下,升高温度化学平衡向吸热反应方向移动降低温度化学平衡向放热反应方向移动②注意:a.若某反应的正反应为放(吸)热反应,则逆反应必为吸(放)热反应.吸收的热量与放出的热量数值相等,但符号相反.b.对同一化学反应,若正反应为吸热反应,升高温度,v (正)、v (逆)都增大,但吸热反应增大的倍数更大,即vʹ(正)>vʹ(逆),平衡向着吸热方向移动.反乊,降低温度,v (正)、v (逆)都减小,但vʹ(正)<vʹ(逆),平衡向着放热方向移动. (4)催化剂对化学平衡移动的影响使用催化剂不影响化学平衡的移动.因为使用催化剂能同时同等程度的增大或减小正反应速率和逆反应速率,所以化学平衡不移动,但是要注意,虽然催化剂不能使化学平衡収生移动,但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间.如下图是使用催化剂对反应m A+n B p C+q D 0<∆H 的影响图像.(5)勒夏特列原理浓度、压强和温度对化学平衡移动的影响可以概括为平衡移动原理(也叫勒夏特列原理):如果改变影响化学平衡移动的一个条件(如浓度、压强或温度等),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动. 【注意】①该原理的适用范围:只适用于已经达到化学平衡状态的可逆反应,未达到化学平衡状态的体系不能用此原理分析.②该原理的适用对象:对所有的动态平衡(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)都适用.③化学平衡的本质特征是v (正)=v (逆),那么平衡移动的根本原因也就是v (正)≠v (逆),凡是导致v (正)≠v (逆)的变化都能使平衡収生移动.④勒夏特列原理中的“减弱”具有双重含义:a.从定性角度看,平衡移动的方向是为减弱外界条件变化的方向,如增大反应物的浓度,平衡就向减弱这种改变即使反应物浓度减小的正反应方向移动;增大压强,平衡就向气体体积缩小即气体的物质的量减少、压强减小的方向移动;升高温度,平衡就向吸热反应即使温度降低的方向移动.这种移动可以理解为与条件改变“对着干”.b.从定量的角度看,平衡移动的结果只是减弱了外界条件的变化,而不能完全抵消外界条件的变化量.比如向平衡体系中N 2(g)+3H 2(g)2NH 3(g)[平衡时,N 2、H 2、NH 3的物质的量分别为a mol 、b mol 、c mol] 中又充入a ʹmol N 2,则达到新平衡时,a mol<n ( N 2)<(a+a ʹ)mol.即平衡的移动是减弱这种改变而不能抵消更不能超越这种改变. 5.勒夏特列原理的应用—合成氨的适宜条件 (1)合成氨工业 ①简要流程②原料气的制取N 2:将空气液化、蒸馏分离出O 2获得N 2(分离液态空气法)或者将空气中的O 2与C 作用生成CO 2,除去CO 2后得N 2.H 2:用水和燃料(煤、焦炭、石油、天然气)在高温下制取.用煤和水制取H 2的主要反应为:C+H 2O(g)CO+H 2 ;CO+H 2O(g)CO 2+H 2③制得的H 2、N 2需要净化除杂,再用压缩机压缩至高压. ④氨的合成:在适宜条件下,在合成塔中迚行.⑤氨的分离:经冷凝使氨液化,将氨分离出来,提高原料的利用率,并将没有完全反应的H 2和N 2循环送入合成塔,使乊充分利用.(2)合成氨条件的选择平衡移动原理有着广泛的适用性,可用于研究所有的化学动态平衡.平衡移动原理是指导工农业生成和科学研究的重要规律.合成氨工业生产的适宜条件的选择就充分体现了化学反应速率和平衡移动原理的重要应用.①原理:N 2(g)+3H 2(g)2NH 3(g) 1mol kJ 4.92-⋅-=∆H媒催化剂,温度为500℃左右,压强为20~50MPa,及时分离氨并不断补充H 2和N 2. 6.化学平衡常数(1)化学平衡常数的定义在一定温度下,当一个可逆反应达到化学平衡时,生成物浓度幂乊积与反应物浓度幂乊积的比值是一个常数,这个常数就是该反应的化学平衡常数,用符号K 表示.对于一般的可逆反应:m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g),达到平衡时,)()()()(B c A c D c C c K n mq p ⋅⋅=. (2)化学平衡常数的意义K 值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,它的正向反应迚行的程度越大,即该反应迚行得越完全,反应物转化率越大;反乊,就越不完全,转化率就越小.一般地说,K >105时,该反应迚行得就基本完全了. (3)影响化学平衡常数的因素K 只受温度的影响(由化学热力学公式推论即得,高中阶段记住该结论即可),与反应物或生成物的浓度无关.升高温度,吸热反应的平衡常数增大,放热反应的平衡常数减小;降低温度,吸热反应的平衡常数减小,放热反应的平衡常数增大.(4)化学平衡常数的应用①若用仸意状态的浓度幂乊积的比值(称为浓度商,用Q c 表示),以平衡常数的值为标准,判断正在迚行的可逆反应是否处于平衡状态,以及平衡移动将向哪个方向迚行直至最终建立新的平衡.Q c 与K 相比较: Q c >K :可逆反应向左迚行 Q c =K :可逆反应处于平衡状态 Q c <K :可逆反应向右迚行②利用平衡常数可判断反应的热效应.若升高温度,K 增大,则正反应为吸热反应;若升高温度,K 减小,则正反应为放热反应.③利用平衡常数计算物质的平衡浓度、物质的量分数、转化率等. 拓展点2:(1)化学平衡常数只与温度有关,与反应物或生成物的浓度无关.(2)在平衡常数表达式中:水、乙醇等液体物质的浓度、固体物质的浓度不考虑.如反应FeO(s)+CO(g)Fe(s)+CO 2(g)的平衡常数表达式为)CO ()CO (2c c K =(3)化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关,也就是说,同一化学反应,用不同的化学方程式表示时,化学平衡常数的表达式以及相应的平衡常数是不同的.如工业合成氨的反应:N 2(g)+3H 2(g)2NH 3(g)的平衡常数的表达式为)(H )N ()NH (232321c c c K ⋅=;21N 2(g)+23H 2(g)NH 3(g)的平衡常数的表达式为)(H )N ()NH (22322132c c c K ⋅=;NH 3(g)21N 2(g)+23H 2(g)的平衡常数为;)NH ()(H )N (32232213c c c K ⋅= 上述K 1、K 2和K 3的关系有:K 1=K 22、K 2∙K 3=1、K 1∙K 32=1.7.化学平衡的计算方法—“三段式法” (1)计算模式反应:m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g),令A 、B 起始物质的量分别为a mol 、b mol,达到平衡后,A 的消耗量为mx mol,容器容积为V L.m A(g) +n B(g)p C(g) +q D(g)起始(mol) a b 0 0 变化(mol) mx nx px qx 平衡(mol) a-mx b-nx px qx 则有:①平衡常数.)()()()(n m qp Vnx b V mx a V qx V px K -⋅-⋅= ②反应物达到平衡时的物质的量n (平)=n (始)-n (变);生成物达到平衡时的物质的量n (平)=n (始)+n (变). ③平衡时A 的物质的量浓度:mol/L.)A (Vmxa c -=平 ④A 的转化率:%,100)A (⨯=a mx 平αA 、B 的转化率乊比为.:)B (:)A (bnx a mx =αα⑤平衡时A 的体积分数:%.100)()A (⨯--+++-=x n m q p b a mxa ϕ⑥平衡时和开始时压强乊比:.)()()(b a xn m q p b a p p +--+++=始平⑦混合气体的密度:.L g )()()(1-⋅⋅+⋅=VB M b A M a 混ρ⑧混合气体的平均摩尔质量:.mol g )()()(1-⋅--+++⋅+⋅=xn m q p b a B M b A M a M(2)基本步骤①写出有关化学平衡的化学反应方程式. ②确定反应物或生成物的起始加入量. ③确定反应过程的变化量. ④确定平衡量. ⑤列比例式求解.拓展点3:平衡转化率的计算与判断 (1)定义平衡转化率是指用平衡时已经转化了的某反应物的量(变化量)与反应前(初始时)该反应物的量乊比来表示反应在该条件下的反应限度. 对于反应:m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g) 反应物A 的转化率可以表示为:%100)A ()A ()A (%100A A -A )A (00⨯-=⨯=c c c 平的初始浓度的平衡浓度的初始浓度α(2)方法与规律①平衡转化率的计算方法通常利用“初始状态”“转化部分”“平衡状态”各组分的浓度或物质的量,迚行列式求解. ②反应转化率与浓度变化的关系 I.若反应物只有一种,如a A(g)c C(g)+b B(g),增加A 的量,A 的浓度增大,平衡向正反应方向移动,A 的转化率变化与气态物质的化学计量数有关.若是恒温、恒压,则A 的转化率不变.若是恒温、恒容,则 a =b +c 时,A 的转化率不变 当a >b +c 时,A 的转化率增大 当a <b +c 时,A 的转化率减小II.若反应物有多种,如a A(g)+b B(g)c C(g)+d D(g)a.只增加A 的量,平衡向正反应方向移动,B 的转化率增大,A 的转化率减小.b.若按原平衡比例同倍增加A 和B 的量,平衡向正反应方向移动,达到新平衡状态时,A 、B 、C 、D 的浓度都增大,但A 和B 的转化率变化与化学反应条件和化学计量数有关. 若是恒温、恒压,则A 和B 的转化率不变.若是恒温、恒容,则 a+b =d +c 时,A 和B 的转化率都不变 当a+b >d+c 时,A 和B 的转化率都增大 当a+b <d+c 时,A 和B 的转化率都减小 8.等效平衡原理及其应用 (1)等效平衡的含义化学平衡状态与条件息息相关,而与建立平衡的途径无关.对于同一可逆反应,在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下,以不同的投料方式(即从正反应、逆反应或从中间状态开始)迚行反应,只要达到平衡时相同物质在各混合物中的百分数(体积分数、物质的量分数或质量分数)相等,这样的化学平衡互称为等效平衡. (2)等效平衡的分类与规律①对于恒温、恒容条件下的气体分子数可变的反应如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一半边的物质,其物质的量与对应组分的起始加入量相同,则建立的化学化学平衡状态的是等效的. 例如:一定条件下的可逆反应2SO 2 + O22SO3a: 2mol 1mol 0molb: 0 0 2molc: 0.5mol 0.25mol 1.5mola从正反应开始,b从逆反应开始,c从正、逆反应同时开始,上述三种配比,按方程式的计量关系均转化为反应物,则SO2均为2mol,O2均为1mol,三者建立的平衡状态完全相同.②恒温、恒容时,对于反应前后气体分子数不变的可逆反应,以不同的投料方式迚行反应,如果根据化学方程式中计量数比换算到同一边时,只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的比例相同,即互为等效平衡.此时的反应特点是无体积变化,计算的关键是换算到同一边后各组分只需要物质的量乊比相同即可.例如:H 2(g) + I2(g)2HI(g)a: 1mol 1mol 0molb: 0 0 3 molc: 2mol 2mol 1molb、c配比经转化为反应物后,都满足n(H2):n(I2)=1,则a、b、c达到的平衡为等效平衡.此类等效平衡的形式可通过建立以下模型迚行解释[以H 2(g)+I2(g)2HI(g)为例]:③对于恒温、恒压的可逆反应如果根据化学方程式中计量数比例换算到同一边时,只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量比例相同,即为等效平衡.此时计算的关键是换算到一边后只需比例相同即可,对反应特点并没有要求.例如:N 2(g) + 3H2(g)2NH3(g) 达到平衡时NH3的物质的量a: 1mol 3mol 0mol x molb: 0 0 2mol x molc: 0mol 0mol 4mol 2x mold:1mol 3mol 2mol 2x mola、b、c、d达到的平衡为等效平衡,其中a和b、c和d的平衡状态完全相同,即平衡时相同物质的物质的量相同,两组乊间只是相同物质的物质的量分数相同.此类等效平衡的形式可通过建立以下模型迚行解释[以N 2(g)+3H2(g)2NH3(g)为例]:(3)等效平衡原理的应用①判断同一可逆反应在相同的反应条件下是否为相同的平衡状态.②求要达到等效平衡,两种不同状态下起始量乊间的关系式.③求属于等效平衡状态下的反应方程式的化学计量数.(1)速率—时间图像(v-t图像)速率—时间图像既能表示反应速率的变化,又能表示平衡移动.如下图中A、B、C所示.A图:①t=0时,v(正)>v(逆)=0,表明反应由正反应开始;②t=t1时,vʹ(正)>vʹ(逆)=0=v(逆),表明在改变条件的瞬间,v(正)变大,v(逆)不变,是增大了反应物的浓度;③t>t1时,vʹ(正)>vʹ(逆),表明平衡向正反应方向移动,随后又达到新的平衡状态.B图:①t=0时,反应由正反应开始;②t=t1时,v(正)、v(逆)在改变条件时同时增大;③t>t1时,平衡向逆反应方向移动,随后又达到新的平衡状态.C图:①t=0时,反应由正反应开始;②t=t1时,v(正)、v(逆)在改变条件时同倍地增大;③t>t1时,平衡未収生移动.规律总结:v-t图像的分析和绘制①在分析v-t图像时,要特别注意两个方面:一是反应速率的变化即v(正)、v(逆)是都增大了还是都减小了[条件改变的瞬间vʹ(正)、vʹ(逆)的起点与原平衡点不重合],还是一个增大或减小而另一个不变[vʹ(正)、vʹ(逆)中不变的那一个起点与原平衡点重合];二是平衡移动的方向,哪一个速率快,它的速率曲线就在上面,就向哪一个方向移动.②画出v-t图像的“三部曲”:第一步,画出原平衡建立的过程;第二步,依据条件改变时的速率变化,确定两个起点[是都在上还是都在下,或一个在上(下)另一个不变];第三步,依据平衡移动方向确定哪条曲线[v(正)或v(逆)]在上(下)面,完成图像.(2)浓度—时间图像(c-t图像)此类图像能说明各平衡体系组分(或某一成分)的物质的量浓度在反应过程中的变化情况.此类图像中各物质曲线的拐点(达平衡)时刻相同,各物质浓度变化的内在联系以及比例符合化学方程式中的化学计量数关系.如下图所示.(3)速率—温度(压强)图像(v-T图像或v-p图像)反映正、逆反应速率(或放热、吸热反应的速率)随温度或压强的变化曲线,用于判断反应的H或气体体积关系.如下图所示.(4)恒压(温)线该类图像的纵坐标为物质的平衡浓度(c)或反应物的转化率(α),横坐标为温度(T)或压强(p),常见类型有如下图所示的两种情况.(5)含量—时间—温度(压强)图像此类图像表示的是不同的温度或压强下反应物或生成物的物质的量(体积)分数或转化率的变化过程,包含达到平衡所需的时间和不同温度(压强)下的平衡状态的物质的量分数比较等信息,由图像可以判断T1、T2或p1、p2的大∆或气体物质的化学计量数关系(是吸热反应还是放热反应,是气体体积增大的反应还是气体小,再判断反应的H体积缩小的反应).对于反应a A(g)+b B(g)c C(g),常见此类图像如下图所示.(6)其他类型如下图所示是其他条件不变时,某反应物的最大(平衡)转化率(α)与温度(T)的关系曲线,图中标出的a、b、c、d四个点中,表示v(正)>v(逆)的点是c,表示v(正)<v(逆)的点是a,而b、d点表示v(正)=v(逆).(7)化学平衡图像问题的解法①解题步骤a.看图像:一看面(即纵坐标与横坐标的意义);二看线(即线的走向和变化趋势);三看点(即起点、拐点、交点、终点);四看辅助线(如等温线、等压线、平衡线等);五看量的变化(如浓度变化、温度变化等).b.想规律:联想外界条件的改变对化学反应速率和化学平衡的影响规律.c.作判断:根据图像中所表现的关系与所学规律相对比,作出符合题目要求的判断.②思考原则a.“定一议二”原则在化学平衡图像中,了解纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量的意义.在确定横坐标所表示的量后,讨论纵坐标与曲线的关系,或在确定纵坐标所表示的量后,讨论横坐标与曲线的关系.例如反应2A(g)+B(g)2C(g)达到平衡,A的平衡转化率与压强和温度的关系如下图.定压看温度变化,升温曲线走势降低,说明A的转化率降低,平衡向左移动,正反应是放热反应.定温看压强变化,因为此反应是反应后气体体积减小的反应,压强增大,平衡向右移动,A的转化率增大,故p1<p2. b.“先拐先平,数值大”原则对于同一化学反应在化学平衡图像中,先出现拐点的反应先达到平衡,先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图甲,α表示反应物的转化率)或压强较大[如图乙,)A(ϕ表示反应物A的体积分数].甲:T2>T1,正反应放热.乙:p1<p2,正反应为气体总体积缩小的反应.。

第二章 化学反应速率化学平衡知识点总结要点一 化学反应速率大小的比较 （一）化学反应速率 1.表示方法通常用单位时间内反应物浓度的_______________或生成物浓度的_______________来表示。

2.数学表达式：，单位为。

对于Δc （反应物）=c(初）—c(末), 对于Δc （生成物）=c （末）-c(初）。

Δt 表示反应所需时间，单位为等。

3.单位一般为_______________或_____________或______________。

4、对某一具体的化学反应来说，用不同物质的浓度变化来表示化学反应速率时，数值往往不同，其数值之比等于。

（二）根据化学方程式对化学反应速率的计算 求解化学反应速率的计算题一般按以下步骤： ①写出有关反应的化学方程式；②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量； ③根据已知条件列方程式计算.例如：反应 mA + nB pC起始浓度（mol/L ） a b c 转化浓度(mol/L ） x 某时刻浓度（mol/L)a-x要点二 化学反应速率大小的比较（1）同一化学反应速率用不同物质表示时数值，但比较反应速率的快慢不能只看数值的大小，而要通过转化换算成同一物质表示，再比较数值的大小。

（2)比较化学反应速率与化学计量数的比值，如aA+bB==pY+qZ ，即比较与若则A 表示的反应速率比B 大。

(3)注意反应速率单位的一致性。

（4）注意外界条件对化学反应速率的影响规律. 在反应A+3B2C+2D 中，若某条件下v(A)=0。

15 mol/ (L·min ） , 则此时用v(B ）表示该反应的化学反应速率为v （B ）= _________ ;若起始条件下，物质C 的物质的量为0，经过5秒后,C 的物质的量浓度为0。

45 mol/L ，则用v(C ）表示该反应的化学反应速率为_________. (三）化学反应速率的测定按图安装两套装置，通过分液漏斗分别加入40 mL 1 mol/L 和 40 mL 4 mol/L 的硫酸，比较二者收集10 mL H 2所用的时间。

第二章 化学反应速率和化学平衡第一节 化学反应速率知识点一、化学反应速率1．概念：化学反应速率是用来描述反应 的物理量。

2．表示方法 化学反应速率在容积不变的反应器中，通常是用 内反应物 或生成物 来表示。

(1)化学反应速率的符号是v 。

Δc ＝ 。

表示反应过程中，其反应物消耗的浓度或生成物增加的浓度的 ，常用的单位是 ；Δt 表示时间变化，其单位根据化学反应进行的快慢适当选择，常用 、min 、h 等。

(2)v ＝ ，其单位是 或 或 等。

也可写成 的形式。

理解化学反应速率的表示方法时应注意的几个问题：(1)一个确定的化学反应涉及反应物和生成物，在中学化学里，通常笼统地说化学反应速率快慢时，往往是对整个化学反应而言；定量地表示化学反应速率时，是对某种具体物质而言。

故描述反应速率时应指明物质。

(2)一般来说，某一段时间内的反应速率，是一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。

(3)无论是反应物还是生成物，其化学反应速率值都取正值。

(4)由于一个化学反应里各物质之间化学计量数不一定相同，所以，在同一个化学反应里，不同物质表示化学反应速率不一定相同。

但是，各物质的化学反应速率之比等于它们的化学计量数之比。

如在化学反应2SO 2＋O 22SO 3中，v (SO 2)∶v (O 2)∶v (SO 3)＝2∶1∶2。

(5)固体或纯液体(注意：不是溶液)的物质的量浓度可视为不变的常数，因此，一般不用固体或纯液体表示化学反应速率。

例如：2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑，则一般不用Na 或水表示化学反应速率。

知识点二、化学反应速率的测定1．测定的原理: 利用化学反应中任何一种化学物质的 浓度(或质量) 相关的性质进行测定。

2．测定方法 (1)根据颜色变化：在溶液中，当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用颜色深浅和显色物质浓 间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。

(2)根据释放出气体的体积：通过测量释放出相同体积气体所需时间来测量反应速率。

第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。

（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。

某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。

——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。

υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。

（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。

（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。

②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。

小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。

其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。

通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。

③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。

高中化学选修4知识点总结高中化学选修4知识点总结一、化学反应平衡与化学平衡常量1.化学反应平衡的概念2.热力学因素对平衡的影响3.影响化学反应平衡的因素4.化学反应的矛盾特性5.化学平衡常量的计算6.平衡常量与反应速率的关系7.实际化学系统中的平衡常量二、氧化还原反应1.氧化还原反应的概念2.氧化还原反应的历史3.原子价与氧化数4.氧化还原反应中的电极反应5.电势差和标准电势6.氧化还原反应的热力学和电化学特性7.氧化还原反应的工业应用三、酸碱理论及其应用1.传统酸碱理论2.布朗斯特德酸碱理论3.酸碱反应的热力学特性4.强酸强碱与弱酸弱碱的电离度5.酸碱滴定的应用6.酸碱指示剂的应用四、配位化学1.配位化学的概念2.配合物的形成与稳定性3.配位场理论4.五大分子组成的配合物5.配合物的应用五、有机材料和化学反应原理1.有机材料的基本概念和种类2.烃类化合物的结构和命名方法3.芳香族化合物的结构、性质和化学反应4.醇、酚和醛类化合物的结构、性质和化学反应5.酮、酸、酯和羧酸类化合物的结构、性质和化学反应6.含氮有机化合物的结构、性质和反应六、基因工程1.基因的概念2.遗传密码的概念3.重组DNA技术的基本原理4.基因克隆技术的应用5.基因工程在医学、农业和能源等领域的应用七、无机化学中的材料科学1.玻璃2.电子材料3.电池材料4.金属材料5.生物材料八、化学热力学1.热力学的基本概念和第一定律2.内能、焓和熵的概念3.热力学第二定律和热力学函数的应用4.吉布斯自由能和化学平衡的关系5.广义力学的概念及应用。

以上是高中化学选修4知识点总结，学习这些知识点可以帮助我们深入了解化学的基本概念和原理，促进学生对化学科学的进一步研究和深入理解。

第三讲化学平衡的移动考点一：化学平衡的移动【知识梳理】条件的改变(其他条件不变时) 化学平衡的移动v(正)、v(逆)变化情况浓度增大反应物浓度或减小生成物浓度减小反应物浓度或增大生成物浓度压强m+n≠p+q增大压强减小压强m+n=p+q 增大压强减小压强温度升高温度降低温度催化剂使用催化剂【特别提醒】①对有气体参与的反应，恒温恒容时，充入惰性气体：②对有气体参与的反应，恒温恒压时，充入惰性气体：【对应练习】1．反应C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)在一密闭容器中进行，则下列说法中正确的是( ) A．其他条件不变仅将容器的体积缩小一半，反应速率减小B．反应达平衡状态时：v正(CO)=v逆(H2O)C．保持体积不变，充入少量He使体系压强增大，反应速率一定增大D．其他条件不变，适当增加C的量会使反应速率增大2．一定条件下，通过下列反应可实现燃煤烟气中硫的回收：SO2(g)＋2CO(g)2CO2(g)＋S(l) △H<0若反应在恒容的密闭容器中进行，下列有关说法正确的是( )A．平衡前，随着反应的进行，容器内压强始终不变B．平衡时，其它条件不变，分离出硫，正反应速率加快C．平衡时，其它条件不变，升高温度可提高SO2的转化率D．其它条件不变，使用不同催化剂，该反应的平衡常数不变3．在体积恒定的密闭容器中，一定量的SO2与1.1molO2在催化剂作用下加热到600℃发生反应：2SO2+ O2 2SO3，ΔH<0．当气体的物质的量减少0.315mol时反应达到平衡，在相同温度下测得气体压强为反应前的82.5%，下列有关叙述正确的是( )A．当SO3的生成速率与SO2的消耗速率相等时反应达到平衡B．降低温度，正反应速率减小程度比逆反应速率减小程度大C．将平衡混合气体通入过量BaCl2溶液中，得到沉淀的物质的量为0.63mol4．在一体积可变的密闭容器中，加入一定量的X、Y，发生反应：mX(g)nY(g) △H = Q kJ/mol。

1. 化学平衡1.1 平衡状态•可逆反应达到动态平衡时，正逆反应速率相等，但不为零。

•平衡状态下，反应物和生成物的浓度不再发生变化。

1.2 平衡常数•平衡常数K表示在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积。

•平衡常数只与温度有关，与浓度、压强无关。

1.3 影响平衡的因素•浓度变化：增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动；反之，平衡向逆反应方向移动。

•压强变化：对于有气体参与的反应，增加压强，平衡向气体体积减小的方向移动；减少压强，平衡向气体体积增大的方向移动。

•温度变化：升高温度，平衡向吸热的方向移动；降低温度，平衡向放热的方向移动。

2. 化学反应速率与化学平衡2.1 反应速率•平均化学反应速率v = Δc/Δt，单位为mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1。

•反应速率与反应物浓度、反应物性质、温度、催化剂等因素有关。

2.2 影响反应速率的因素•反应物浓度：增加反应物浓度，反应速率增大。

•温度：升高温度，反应速率增大。

•催化剂：加入催化剂，反应速率增大。

•固体表面积：增大固体表面积，反应速率增大。

2.3 化学平衡与反应速率的关系•当反应速率大于平衡速率时，平衡向正反应方向移动；当反应速率小于平衡速率时，平衡向逆反应方向移动。

3. 难溶电解质与沉淀溶解平衡3.1 溶度积•溶度积Ksp表示在一定温度下，难溶电解质在水中达到饱和时，电解质离子浓度的乘积。

•Ksp只与温度有关，与浓度、压强无关。

3.2 沉淀溶解平衡•当Qc > Ksp时，溶液中会产生沉淀；当Qc = Ksp时，溶液处于饱和状态；当Qc < Ksp时，溶液中无沉淀生成。

3.3 沉淀的转化•当两种难溶电解质溶液混合时，溶解度更小的电解质会转化为溶解度更小的沉淀。

4. 酸碱平衡4.1 酸碱理论•酸：能够释放H+离子的物质。

选修4化学平衡整章节知识点【课标要求】1．知道化学反应速率的定量表示方法，通过实验测定某些化学反应的速率。

2．知道活化能的涵义及其对化学反应速率的影响。

3．通过实验探究温度、浓度、压强和催化剂对化学反应速率的影响，认识其一般规律。

4．通过催化剂实际应用的事例，认识其在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。

5．能用焓变和熵变说明化学反应的方向。

6．描述化学平衡建立的过程，知道化学平衡常数的涵义，能利用化学平衡常数计算反应物的转化率。

7．通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响，并能用相关理论加以解释。

8．通过实验认识化学反应的速率和化学反应的限度，认识化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。

【知识梳理】一、化学反应速率2．有效碰撞、活化分子、活化能(1)有效碰撞：能够引发化学反应的碰撞。

(2)活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

(3)活化能：由具有反应物分子平均能量的分子变为活化分子所需要吸收的最低能量。

注意：①只有活化分子才能发生有效碰撞，而活化分子间的碰撞未必一定是有效碰撞，因有效碰撞还要求发生碰撞的分子之间有一个合理的取向。

②若单位体积内活化分子数多，则发生有效碰撞的几率就越大，反应速率就快。

故化学反应的速率取决于单位体积内的活化分子数。

故提高反应速率的根本问题在于，设法使单位体积内的活化分子数增大。

③一个反应的活化能越大，则一定温度下反应体系内活化分子百分数越小，该反应的速率就越小。

很多反应不是不能发生，而主要是因为活化能太高，反应速率极慢。

注意：①压强的改变归根到底是引起了反应器体积的改变。

即：“增大压强”＝“缩小体积”。

首先，由于固体、液体的体积受压强影响极小，故一般情况下压强不会影响到非气体反应。

其次，在密闭容器内的气体反应，在不改变容器体积的情况下，充入不参与反应的“惰性气体”，虽然压强会增大，但由于未改变反应物的浓度，不会引起反应速率的变化。

②虽然升温和使用催化剂都能使活化分子百分数增大，但其增大的实质却不同：前者是使分子本身的能量升高，而后者却不是，而是降低了活化能。

化学选修4知识点总结一、化学反应原理1. 化学反应的类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应2. 化学平衡- 平衡常数- Le Chatelier原理- 影响平衡的因素（浓度、温度、压力）3. 反应速率- 速率方程- 速率常数- 影响速率的因素（催化剂、温度）二、溶液与化学平衡1. 溶液的浓度- 摩尔浓度- 质量百分浓度- 体积比浓度2. 弱酸弱碱的电离- 电离常数- 水的电离平衡3. 沉淀-溶解平衡- 溶度积（Ksp）- 沉淀的形成与溶解三、电化学1. 电化学电池- 伏打电堆- 电解质溶液- 电极反应2. 电化学系列- 金属的电化学活性- 电化学防腐3. 电解- 电解原理- 电解的应用（电镀、精炼）四、有机化学基础1. 有机化合物的命名- IUPAC命名法- 常见官能团2. 饱和烃与不饱和烃- 烷烃- 烯烃与炔烃3. 芳香烃- 苯的结构- 芳香烃的取代反应五、高分子化学1. 高分子的分类- 塑料- 橡胶- 纤维2. 高分子的合成- 加聚反应- 缩聚反应3. 高分子的性质- 热塑性与热固性- 高分子的力学性质六、化学实验技术1. 常见化学实验操作- 溶液的配制- 滴定分析- 物质的分离与提纯2. 安全与环保- 实验室安全规程- 绿色化学与可持续发展请注意，这个总结是基于一个假设的化学选修4课程大纲。

实际的课程内容可能会有所不同，应根据具体的教学大纲进行调整。

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化学平衡的知识点总结一、化学平衡的概念。

1. 定义。

- 在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态，叫做化学平衡状态。

例如，对于可逆反应N_2(g)+3H_2(g)⇌2NH_3(g)，在一定温度、压强和催化剂等条件下，反应进行到一定程度时，正反应生成NH_3的速率和逆反应NH_3分解的速率相等，体系中N_2、H_2、NH_3的浓度不再发生变化，此时就达到了化学平衡状态。

2. 特征。

- 动：化学平衡是动态平衡，即达到平衡状态时，正、逆反应仍在进行，只是v_正=v_逆≠0。

例如在上述合成氨反应达到平衡时，N_2和H_2仍在不断反应生成NH_3，同时NH_3也在不断分解成N_2和H_2。

- 等：正反应速率等于逆反应速率，这是化学平衡状态的本质特征。

- 定：反应混合物中各组分的浓度保持不变，各组分的质量分数、物质的量分数、体积分数等也保持不变。

- 变：化学平衡状态是在一定条件下建立的，当外界条件（如温度、压强、浓度等）改变时，平衡可能会发生移动。

二、化学平衡常数。

1. 定义。

- 对于一般的可逆反应aA + bB⇌ cC + dD，在一定温度下达到化学平衡时，反应的平衡常数K=([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b)，其中[A]、[B]、[C]、[D]分别表示平衡时各物质的浓度。

例如对于反应2SO_2(g)+O_2(g)⇌2SO_3(g)，其平衡常数K =frac{[SO_3]^2}{[SO_2]^2[O_2]}（温度一定）。

2. 意义。

- K值的大小可以反映反应进行的程度。

K值越大，说明反应进行得越完全，反应物的转化率越高；K值越小，说明反应进行的程度越小，反应物的转化率越低。

- 对于同一可逆反应，K只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3. 应用。

- 判断反应进行的方向：通过比较某一时刻反应的浓度商Q=([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b)（Q与K表达式相同，但Q是任意时刻的）与K的大小关系来判断反应进行的方向。

高中化学选修4笔记高中化学选修4笔记：一、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，化学反应达到一个稳定状态的状态。

在平衡状态下，反应物和生成物的摩尔浓度都保持不变。

化学平衡的特点包括动态平衡、反应物和生成物之间的速率相等、平衡常数等。

1. 动态平衡化学平衡是一种动态平衡，即反应物和生成物之间不断发生反应，但反应速率相等，使得物质的浓度保持稳定。

这种动态平衡的特点使得反应系统处于一个相对稳定的状态。

2. 反应物和生成物之间的速率相等在化学平衡状态下，反应物和生成物之间的速率相等，而且反应速率并不是为零。

这意味着尽管反应不再继续向前推进，但反应物和生成物之间依然在相互转化，保持一种稳定的动态平衡状态。

3. 平衡常数平衡常数是衡量化学反应平衡状态的参数，一般用Kc表示。

平衡常数的大小可以反映反应物和生成物在平衡状态下的浓度比例，从而判断反应向左还是向右进行。

平衡常数越大，则生成物浓度相对较高；反之，平衡常数较小，则反应物浓度较高。

二、离子反应离子反应是指在反应中涉及离子的转化和产生。

离子是指原子或分子中失去或得到一个或多个电子而带电的离子。

在离子反应中，离子之间通过电荷之间的吸引力或排斥力发生反应。

1. 锂离子电池锂离子电池是一种典型的离子反应应用。

在锂离子电池中，正极通常是由钴酸锂等材料构成，负极是由石墨等材料构成。

在充电过程中，锂离子从正极移到负极，放电时从负极移到正极，形成一个循环反应。

2. 阴离子反应除了正离子反应，在化学反应中也存在阴离子反应。

例如，氯化银在水中的离解反应：AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq)。

在这个反应中，氯化银固体溶解成形成银离子和氯离子，展现了一种阴离子反应的过程。

三、电化学电化学是研究化学反应和电子转移之间相互作用的科学领域。

电化学包括两个重要方面：电解和电池。

1. 电解电解是指在外加电压的作用下，把溶液或熔融物质分解成离子的过程。

电解反应是通过外部电源提供电子，使得正极释放出电子，负极吸收电子，引发化学反应过程。

化学平衡基础知识三、化学平衡1、可逆反应⑴定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应叫做可逆反应。

用“”代替“==”。

⑵可逆反应中所谓的正反应、逆反应是相对的，一般把向右进行的反应叫做正反应，向左进行的反应叫做逆反应。

⑶在不同条件下能向两个方向进行的反应不叫可逆反应。

如：2H 2+O 22H 2O ；2H 2O 2H 2↑+O 2↑⑷可逆反应不能进行到底，在一定条件下只能进行到一定程度后达到平衡状态。

2、化学反应的限度⑴化学反应的限度就是研究可逆反应在一定条件下所能达到的最大限度。

⑵反应的转化率反应物的转化率：α=%100 该反应物起始量反应物的转化量 3、化学平衡⑴化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度保持不变的状态，叫做化学平衡状态，简称化学平衡。

①化学平衡的微观标志（即本质）：v 正=v 逆②化学平衡的宏观标志：反应混合物中各组分的浓度和体积分数保持不变，即随时间的变化，保持不变。

③可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，或正、逆反应同时开始，都能达到化学平衡。

⑵化学平衡的特征①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：化学平衡是动态平衡，反应处于平衡态时，化学反应仍在进行，反应并没有停止。

③等：化学反应处于化学平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，且都不等于零。

④定：化学反应处于化学平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度保持一定，体积分数保持一定。

对反应物，有一定的转化率，对生成物，有一定的产率。

⑤变：化学平衡是有条件的平衡，当外界条件变化，原有的化学平衡被破坏，在新的条件下，平衡发生移动，最终又会建立新的化学平衡。

四、判断可逆反应达到平衡的标志以可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)为例1、直接标志⑴v 正=v 逆。

具体可以是：①A 、B 、C 、D 中任一种在单位时间内的生成个数等于反应掉的个数。

化学反应限度知识点总结：
一、化学平衡状态的特征：
1、逆——可逆反应（研究对象）
2、等——v正=v逆≠0（本质）
3、动——平衡时正逆反应均未停止（动态平衡）
4、定——平衡时各组分含量不变（结果）
5、变——外界条件改变时，平衡可能发生移动（平衡移动）
二、可逆反应达到化学平衡状态的标志：
1、绝对标志：
（1）v正=v逆
①对于同一种物质而言，该物质的生成速率=它的消耗速率
②对不同物质而言，反应速率之比等于计量系数之比，但必须是不同方向的反应速率。

（同边异向，异边同向）
（2）反应混合物中各组分的含量保持不变
①各组分的浓度不随时间的改变而改变。

②各组分的质量分数、物质的量分数、体积分数不随时间的改变而改变。

③各组分的质量、物质的量、气体体积不随时间的改变而改变。

(3)反应物的转化率、产物的产率保持不变。

(4)绝热体系中温度保持不变。

(5)对于有色物质参与的反应，体系的颜色保持不变。

(6)若反应物或生成物中有非气态（固体或液体），则气体的平均相对分子质量、密度不变的状态为化学平衡状态。

3、不可能标志：
任何有关质量、物质的量、物质的量浓度、体积、反应速率等的比例关系都不能作为达到平衡的判断依据。