化學選修化學反應原理期末複習知識點整理
第二章一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=δc/δt（υ：平均速率，δc：濃度變化，δt：時間）單位：mol/（l·s）
⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應所處的條件
2.※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由於壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對於速率的影響
恆溫恆容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恆溫恆體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢
二、化學平衡
（一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當乙個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特徵
逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恆定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應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，由於濃度不變，所以平衡_不移動_
（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__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，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和__大___的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度公升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：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物質存在的化學平衡發生移動
（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
4.催化劑對化學平衡的影響：由於使用催化劑對正反應速率和逆反應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變的方向移動。
三、化學平衡常數
（一）定義：在一定溫度下，當乙個反應達到化學平衡時，___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是乙個常數____比值。 符號：__k__
（二）使用化學平衡常數k應注意的問題：
1、表示式中各物質的濃度是__變化的濃度______，不是起始濃度也不是物質的量。
2、k只與__溫度（t）___有關，與反應物或生成物的濃度無關。
3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於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，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關係式中。
（三）化學平衡常數k的應用:
1、化學平衡常數值的大小是可逆反應__進行程度_____的標誌。k值越大，說明平衡時_生成物___的濃度越大，它的___正向反應___進行的程度越大，即該反應進行得越__完全___，反應物轉化率越_高___。反之，則相反。
一般地，k>_105__時，該反應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:反應向正反應方向進行;
q__=_k:反應處於平衡狀態 ;
q_〉__k:反應向逆反應方向進行
3、利用k值可判斷反應的熱效應
若溫度公升高，k值增大，則正反應為__吸熱___反應
若溫度公升高，k值減小，則正反應為__放熱___反應
五、化學反應進行的方向
1、反應熵變與反應方向：
（1）熵:物質的乙個狀態函式，用來描述體系的混亂度，符號為s. 單位：jmol-1k-1
(2)體系趨向於有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.
（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即s(g)〉s(l)〉s(s)
2、反應方向判斷依據
在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：
δh-tδs〈0 反應能自發進行
δh-tδs=0 反應達到平衡狀態
δh-tδs〉0 反應不能自發進行
注意：（1）δh為負，δs為正時，任何溫度反應都能自發進行
（2）δh為正，δs為負時，任何溫度反應都不能自發進行
第三章一、弱電解質的電離
1、定義：電解質： 在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質 。
非電解質在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物 。
強電解質在水溶液裡全部電離成離子的電解質
弱電解質在水溶液裡只有一部分分子電離成離子的電解質
2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物so2、nh3、co2等屬於非電解質
強電解質不等於易溶於水的化合物（如baso4不溶於水，但溶於水的baso4全部電離，故baso4為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態 ，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，公升溫有利於電離。
b、濃度：濃度越大，電離程度越小 ；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。c、同離子效應：
在弱電解質溶液裡加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會減弱電離。d、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利於電離。
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：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，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乙個常數。叫做電離平衡常數，（一般用ka表示酸，kb表示鹼。
）表示方法：aba++b- ki=[ a+][ b-]/[ab]
11、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，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，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：h2so3>h3po4>hf>ch3cooh>h2co3>h2s>hclo
二、水的電離和溶液的酸鹼性
1、水電離平衡：:
水的離子積：kw = c[h+]·c[oh-]
25℃時, [h+]=[oh-] =10-7 mol/l ; kw = [h+]·[oh1*10-14
注意：kw只與溫度有關，溫度一定，則kw值一定
kw不僅適用於純水，適用於任何溶液（酸、鹼、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：
①酸、鹼 ：抑制水的電離 kw〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）
③易水解的鹽：促進水的電離 kw 〉 1*10-14
4、溶液的酸鹼性和ph：
（1）ph=-lgc[h+]
（2）ph的測定方法：
酸鹼指示劑—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
變色範圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
ph試紙 —操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然後與標準比色卡對比即可
注意：①事先不能用水濕潤ph試紙；②廣泛ph試紙只能讀取整數值或範圍
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+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [h+]混 =（[h+]1v1+[h+]2v2）/（v1+v2）
2、強鹼與強鹼的混合：（先求[oh-]混：將兩種酸中的oh離子物質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、強酸與強鹼的混合：（先據h+ + oh- ==h2o計算餘下的h+或oh-，①h+有餘，則用餘下的h+數除以溶液總體積求[h+]混；oh-有餘，則用餘下的oh-數除以溶液總體積求[oh-]混，再求其它）
四、稀釋過程溶液ph值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，ph稀 = ph原+ n （但始終不能大於或等於7）
《選修4化學反應原理》知識點總結
一 焓變 反應熱 要點一 反應熱 焓變 的概念及表示方法 化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為 h，單位為kj mol，規定放熱反應的 h為 吸熱反應的 h為 特別提醒 1 描述此概念時，無論是用 反應熱 焓變 或 h 表示，其後所用的數值必須帶 或 2...
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