化学选修四 化学反应原理2020年第二版整理 第一章、第二章知识点
新课改化学选修四化学反应原理2020年第二版整理
（第一章第二章知识点）
第一章化学反应与能量知识点
一：焓变反应热
1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。
注意：（燃烧热、中和热、溶解热，活化能单位都是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
也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。
△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量
△H=反应物的总键能-生成物的总键能
☆常见的放热反应：
①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等
☆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条件一般是加热或高温的反应④以C或CO为还原剂的氧化还原反应
☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。
5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态
6.常温是指25，101KPa.标况是指0,101KPa.
7.比较△H时必须连同符号一起比较。
二、热化学方程式
8.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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成比例；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
9.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出的热量。
三、燃烧热
10．概念： 101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液态水H2O）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
11．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。
12．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
13．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。
14．中和热的测定实验四种数据比较：看课本装置图
①中和热测定物质选择对中和热数值影响
（1）一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和热数值为57.3kJ/mol。
（2）若用弱酸或弱碱做实验，因为弱酸弱碱电离吸热放出的热量会偏小，中和热数值会偏小。
（3）若用浓硫酸或者氢氧化钠固体溶液做实验，浓溶液溶于水放热，放出的热量会偏大，中和热数值会偏大。
(4)在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热数值保持不变。
（5）在试验中，有沉淀生成时，生成物成键放热，放出的热量会增多，故中和热数值会偏大。
②中和热测定公式
③ 中和热的测定实验所用实验仪器：
④中和热的测定实验注意事项：
五、盖斯定律
15．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。
六、能源
注：水煤气是二次能源。
七、热学易错点（易失分）
第二章化学反应速率和化学平衡知识点
一、化学反应速率
16. 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
17. 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
18. 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）
19. 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）：浓度（固体和纯液体除外），压强（方程式中必须要有气体），温度（提高了反应物分子的能量），催化剂（降低了活化能），浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数
增大来增大反应速率，温度和催化剂主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。
※注意：
20（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：充入本体系气体，反应速率增大；充入惰性气体→反应速率不变
②恒温恒压时：充入惰性气体→反应速率减小
二、化学平衡
21.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，各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。
22、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）
23、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
24.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
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
25.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。
26.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
27.（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
28.（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平衡时的浓度。
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。
29.（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
30.、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。
31 、分类
（1）恒温，恒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）恒温，恒压的等效平衡，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
32、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)
（4）方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向。
33、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：ΔH〈0，ΔS〉0时，任何温度反应都能自发进行
ΔH〉0，ΔS〈0，任何温度反应都不能自发进行
ΔH〈0，ΔS〈0时，低温，反应能自发进行
ΔH〉0，ΔS〉0时，高温，反应能自发进行
＊四、等效平衡
30.、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，任何相同组分的均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
31 、分类
（1）同T，V条件下的等效平衡
第一类：同T，V条件下对于反应气体前面系数改变的可逆反应：投料（投料一边倒），为等效平衡。
此等效平衡中各物质的体积分数，质量分数不变始终相等，各物质的物质的量，物质的量浓度，及质量也相等。
第二类：同T，V条件下，对于反应气体前面系数相同的可逆反应：：投料（投料一边倒），为等效平衡。
此等效平衡中各物质的体积分数，质量分数不变始终相等，各物质的物质的量、质量、物质的量浓度成比例的扩大。
（2）恒T，P条件下，无论反应气体前面系数相同还是不相同的可逆反应，投料（投料一边倒），为等效平衡。此等效平衡体系中各物质的体积分数，质量分数不变始终相等，各物质的物质的量、质量成比例扩大、但是物质的量浓度不变。
（3）五、化学反应进行的方向
32、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。熵增有利于自发.（ΔS〉0 ）
（5）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)
（6）方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向。
33、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：ΔH〈0，ΔS〉0时，温度，反应都能自发进行
ΔH〉0，ΔS〈0，温度，反应都不能自发进行
ΔH〈0，ΔS〈0时，温度，反应能自发进行
ΔH〉0，ΔS〉0时，温度，反应能自发进行
六：化学反应速率和化学平衡图像题型与分析方法
34：①含量—时间—温度图（先拐先平，速率快，先到平衡，有的时间少）
②含量—时间—压强图（先拐先平，速率快，先到平衡，有的时间少）
③ 含量—时间—催化剂图（谈论图，定一议二，）
④恒压(或恒温)线图（看辅助线(如等温线、等压线、平衡线等)；
2.分析方法
分析解答化学反应速率和化学平衡图像题目的方法技巧可概括为
9字步骤：看图像，想规律，作判断；
8字技巧：定一议二，先拐先平。
(1)看图像：一看“面”(即看清横坐标和纵坐标)；二看“线”(即看线的走向、变化的趋势)；三看“点”(即起点、终点、转折点、拐点、交叉点)；四看辅助线(如等温线、等压线、平衡线等)；五看定量图像中有关量的多少。
(2)想规律：即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。
(3)作判断
依题意仔细分析，作出正确判断。特别值得注意的是：
①图像中有三个量时，应确定一个量不变，再讨论另两个量的关系，即“定一议二”。
②曲线中先出现拐点的，该曲线在所示条件下先出现平衡，该曲线所示的温度较高或压强较大或使用了催化剂，即“先拐先平”。
③如果曲线反映为达到平衡的时间不同但平衡状态相同，则可能是加入催化剂或对气体体积不变的反应改变压强使其速率发生变化但平衡不移动，或是几种等效平衡的曲线。
④化学反应速率在平衡图像中往往隐含出现，曲线斜率大的表示速率快，相应的条件可能是温度较高或压强较大或使用了催化剂。
七：反应物转化率变化判断。
平衡移动与转化率的关系
判断转化率的变化时，不要把平衡正向移动与反应物转化率提高等同起来，要视具体情况而定。若有多种反应物，增大某一反应物的浓度，则另外的反应物的转化率增大而自身的减小。
若只有一种反应物时(恒温恒容)
2SO3(g) 2SO2(g)＋O2(g)
2NO2(g) N2O4(g)
2HI(g) I2(g)＋H2(g)
N2O4(g) 2NO2(g)
35：对于mA(g)+nB(g) ? pC(g)+qD(g)
一、温度的影响：
若正反应是吸热反应，升高温度，转化率升高，降低温度，转化率降低；
若正反应为放热反应，升高温度，转化率降低，降低温度，转化率升高。
二：压强影响
1、若m+n>p+q时，压强增大，A、B的转化率升高；压强减小，A、B的转化率降低
2、 m+n 3、 m+n=p+q时，压强变化，A、B的转化率不变。 4．加入惰性气体 如果容器的体积不变（总压强增大）A、B的转化率不变。如果容器的压强不变（容器的体积增大）： ①m+n>p+q时，A、B的转化率降低。 ②m+n 三、浓度的影响 （1）对于mA(g)+nB(g) ? pC(g)+qD(g) 加A ,A的转化率降低,B的转化率升高按比例增加A、B： ①m+n>p+q时，A、B的转化率升高。②m+n 转化率不变。 （2）对于mA(g)?nB(g) 在恒容容器中， m ①m>p+q时，加A、压强增大，平衡向气体系数减小方向移动。故向正向移动，A的转化率增大。 ②m 第一章化学反应与能量知识点（填空） 一：焓变反应热 1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（热、热、热）2．焓变(ΔH)的意义：在条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。 注意：（燃烧热、中和热、溶解热，活化能单位都是） 3.产生原因：化学键断裂——热化学键形成—热 反应物的总能量＞生成物的总能量(放热反应) △H 为“”或△H 0 反应物的总能量＜生成物的总能量(吸热反应）△H 为“”或△H 0 也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。 公式用自身焓表示△H= 总能量- 具有的总能量 公式键能表示△H= 总键能- 的总键能 ☆常见的放热反应： ①所有的。②所有的③大多数的反应 ②④与水或酸的反应。⑤反应⑥等 ☆常见的吸热反应： ①与②大多数的③以为还原剂的氧化还原反应 ☆区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。 4.能量与键能的关系：物质具有的能量，放出的热量，物质越，能量和键能成反比。 5.同种物质不同状态时所具有的能量： > > 6.常温是指℃ KPa.标况是指℃ KPa.. 7.比较△H时必须连同符号一起比较。 用活化能判断反应进行的难易程度：E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能（活化能数值越小，反应越容易发生。活化能越大，反应越难发生）。 二、热化学方程式 8.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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示态，态，气态，水溶液中溶质用表示） ③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数表示，不表示，可以是数，也可以是数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍，即：△H和计量数成；反应逆向进行，△H改变，数值。 9.表示意义：物质的量—物质—状态—吸收或放出的热量。 三、燃烧热 10．概念： 101 kPa时， mol纯物质完全燃烧生成的化合物（C→C02，H→H20（L），S→S02等）时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热 11．概念：在中，发生中和反应而生成 H2O，这时的反应热叫中和热。 12．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 13．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。 14．中和热的测定实验四种数据比较：看课本装置图 ①中和热测定物质选择对中和热数值影响 （1）一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量目的（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和热数值为57.3kJ/mol。 （2）若用弱酸或弱碱做实验，因为热量会偏小，中和热数值会偏。 （3）若用浓硫酸或者氢氧化钠固体溶液做实验，溶于水热，放出的热量会，中和热数值会。 (4)在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会但中和热数值。 （5）在试验中，有沉淀生成时，生成物成键放热，放出的热量会，原因故中和热数值会。 ②中和热测定公式 ③ 中和热的测定实验所用实验仪器： ④中和热的测定实验注意事项：温度计放位置，数据处理时注意各个量单位 五、盖斯定律 15．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知识点 一、化学反应速率 16. 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的变化 17. 表示方法：单位时间内减少或的增加来表示 18. 计算公式：v= （v：是速率，不是某一时刻速率。 Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：或者 19. 影响因素： （1）决定因素（内因）：（决定因素） （2）条件因素（外因）：①浓度（固体和纯液体除外），增大反应物或者生成物的浓度，正反应速率，逆反应速率（填增大，减小，不变，下同）。 ②增大压强（方程式中必须要有气体）正反应速率，逆反应速率 减小压强（方程式中必须要有气体）正反应速率，逆反应速率 ③升温（提高了反应物分子的能量）：正反应速率，逆反应速率 ④加入催化剂（降低了活化能），正反应速率，逆反应速率，同等程度的改变正逆反应速率，故化学平衡不移动。 和主要是通过使单位体积内分子总数目增大来增大反应速率， 和主要是单位体积内分子总数目增大，使活化分子百分数增大，有效碰撞几率增大反应速率。 ※注意： 20（1）、参加反应的物质为和，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率。 （2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入本体系气体，物质浓度，反应速率； 充入惰性气体→物质浓度，反应速率 ②恒温恒压时：充入惰性气体→物质浓度，反应速率 控制变量法。 在分析多个因素(如浓度、温度、反应物颗粒大小、催化剂、压强等)对反应速率的影响规律时，逐一改变一个因素而保证其他因素相同，通过实验分析得出该因素影响反应速率的结论，这种方法叫控制变量法。 二、化学平衡 21.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，各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。 22、化学平衡的特征 逆：（研究前提是） 等：（同一物质的相等） 动：（态平衡） 定：（各物质的与分数恒定） 变：（条件，平衡发生变化，在新条件下达到新） 23、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（填平衡，不一定平衡，下同） 1、浓度对化学平衡移动的影响 （1）影响规律：在其他的情况下，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，都可以使平衡向方向移动。（2）增加固体或纯液体的量，由于不变，所以平衡移动 2、温度对化学平衡移动的影响 影响规律：在其他的情况下，温度升高会使化学平衡向着热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着热反应方向移动。 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，会使平衡向着体积方向移动；减小压强，会使平衡向着体积方向移动。 气体总体积不变化，改变压强，化学平衡移动！ 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 25.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，所以平衡移动。但是使用催化剂可以达到平衡所需的时间。 26.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），平衡向着这种改变的方向移动。 (1)对原理中“减弱这种改变”的正确理解应当是升高温度时，平衡向吸热反应方向移动；增加反应物，平衡向反应物减少的方向移动；增大压强，平衡向压强减小的方向移动。 (2)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，达到新平衡时此物理量更靠近改变的方向。如增大反应物A的浓度，平衡正移，但达到新平衡时，A的浓度仍比原平衡时大；同理，若改变温度、压强等，其变化也相似。 三、化学平衡常数 27.（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，幂之积与浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K 28.（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平衡时的。 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，如有水是液体时参加，水的浓度在平衡关系式中。但水是气体时 在平衡关系式中。如果水在有机反应中，水在平衡关系式中。（填“写”，或“不写”。） 29.（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，它的正向反应进行的程度，即该反应进行得越，反应物转化率。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:反应向反应方向进行; V正 V逆 Q = K:反应处于状态 ; V正 V逆 Q 〉 K:反应向反应方向进行 V正 V逆 3、利用K值可判断反应的热效应 若温度升高，K值增大，则正反应为热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为热反应