化学选修四知识点
选修四第一章化学反应与能量知识清单
选4 第一章 《化学反应与能量》期末知识梳理一、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 恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH 表示，单位都是kJ/mol 。
3．产生原因：化学键断裂——吸收能量 化学键形成——释放能量4.键能：拆开1 mol 某化学键所需的能量或形成1 mol 该化学键所释放的能量叫键能5．可以利用计算ΔH 来判断是吸热还是放热。
ΔH =生成物所具有的总能量—反应物所具有的总能量=反应物的总键能—生成物的总键能ΔH 为“-”或△H <0时，为放热反应； ΔH 为“+”或△H >0时，为吸热反应。
对于放热反应,反应物具有的总能量高于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“-”。
对吸热反应, 反应物具有的总能量低于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“+”。
6．能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定（能量越低越稳定），能量和键能成反比。
7．同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态【特别提醒】（1）常见的放热反应△所有的燃烧反应△酸碱中和反应HCl + NaOH = NaCl +H 2O△大多数的化合反应△常见金属（Al 、Fe 、Zn 等）与酸（HCl 、H 2SO 4等）的反应△生石灰（氧化钙）和水反应△铝热反应△缓慢氧化：食物的腐败等（2）常见的吸热反应△大多数分解反应：CaCO 3CaO +CO 2↑ △Ba(OH)2·8H 2O 晶体与NH 4Cl 晶体的反应：Ba(OH)2·8H 2O+2NH 4Cl ＝BaCl 2+2NH 3↑+10H 2O △碳与CO 2气体的反应：C + CO 22CO △碳与水蒸气的反应：C + H 2O CO + H 2 △氢气还原氧化铜：H 2+CuO H 2O+Cu（3）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。
化学选修四重要知识点记忆口诀!
化学选修四重要知识点记忆口诀！1.化学反应热概念化学反应伴能变，成键放出断需要。
左能高常是放热，置氢中和和燃烧。
炭水铵碱分解类，吸热自然右能高。
2.燃料燃烧知识理解能源紧张，不久用光。
接触充分，空气足量。
节能减排，新能跟上。
高效清洁，来日方长。
3.化学反应速率概念理解化学反应有快慢，摩尔每升比时间。
平均速率标物质，比例与系数有关。
浓度增大我加快，温度升高我翻番。
若能出现催化剂，改变大小更不难。
4.化学平衡概念理解可逆反应有限度，所有转化不完全。
正逆速率若相等，化学平衡状态现。
此时反应并未停，特征就是动定变。
（或：相反相成，可逆平衡；强弱互争，“逃逸”完成；外表内因，宏微相应；量变质变，运动永恒。
）5.化学平衡逆等动定变平衡，一等二最六一定,正逆反应速相等，转产二率最值衡,质量体积n分数,浓度温度色一定，参数可变变不变（变量不变），定达平衡要记清，参数一直不变化，不可用与断平衡。
解释：“逆等动定变平衡”,是指平衡状态有逆、等、动、定、变五个特征。
“一等”是指反应体系中同一反应物（或生成物）的正、逆反应速率相等即达平衡状态。
“二最”是指转化率、产率达最大值即达平衡状态。
“六一定”是指体系中各组分的质量分数、体积分数、物质的量分数、浓度不再变化，或体系的温度及颜色不再变化即达平衡状态。
“参数可变到不变，定达平衡要记清”是指参数（浓度、温度、质量、压强、体积、密度等）原为变量，后变为恒量，此时可逆反应达平衡状态。
“参数一直不变化，不可用与断平衡”是指若反应过程中参数始终没有变化，此参数不可用于判断可逆反应是否达平衡状态6.化学平衡图像题先拐先折，温度高，压强大！7.等效平衡“等效平衡”是指在相同条件下的同一可逆反应里，建立的两个或多个化学平衡中，各同种物质的百分数相同，这些化学平衡均属等效平衡，其核心是“各同种物质的百分数相同”。
“等效平衡”常见的有恒温恒压和恒温恒容两种情形，其口诀可概括为：等压比相等；等容量相等，但若系（气体系数）不变，可为比相等【三种情况前提：等T】。
高二化学知识点总结选修四
高二化学知识点总结选修四高二化学知识点总结选修四目录第一章、化学反应与能量第一节、化学反应与能量的变化第二节、燃烧热、能源第三节、化学反应热的计算第二章、化学反应速率和化学平衡第一节、化学反应速率第二节、影响化学反应速率的因素第三节、化学平衡第四节、化学反应进行的方向第三章、水溶液中的离子平衡第一节、弱电解质的电离第二节、水的电离和溶液的酸碱性第三节、盐类的水解第四节、难溶电解质的溶解平衡第四章、电化学基础第一节、原电池第二节、化学电源第三节、电解池第四节、金属的电化学腐蚀与防护第一章化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO 等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学选修四知识点
化学选修四知识点化学选修四是高中化学课程中涉及到的一门重要课程，它主要讲授的内容包括化学反应动力学、电化学、化学平衡以及有机化学。
下面，我们将深入探讨这些知识点的重要性和应用。
化学反应动力学是研究化学反应速率和影响反应速率的因素的科学。
它不仅有助于我们理解化学反应的速率规律，还具有实际应用价值。
通过对反应速率的研究，可以优化工业生产中的反应条件，提高反应速率，降低生产成本。
此外，化学反应动力学还对生命科学、环境科学等领域有着重要的意义，它可以帮助我们研究生物体内的化学反应和环境中的化学反应过程。
电化学是研究电荷传递和化学反应之间关系的学科。
它主要包括电解和电池两个方面的内容。
电解是指通过电解质溶液或熔融的电解质，在电场作用下实现化学物质的电解过程。
这种过程可以应用于电镀、制取金属和电解法处理废水等方面。
而电池则是将化学能转化为电能的装置，它广泛应用于我们的日常生活中，例如手机电池、电动车电池等。
通过学习电化学，我们可以深入了解电解和电池的工作原理，从而更好地使用和改进电池的性能。
化学平衡则是研究化学反应中反应物和生成物之间数量关系的学科。
它可以帮助我们理解化学反应达到动态平衡的条件和过程，并通过平衡常数的计算，确定反应的平衡位置。
这对于在工业生产中合理控制反应条件、提高反应产率具有重要意义。
化学平衡也是生活中一些重要现象的解释基础，例如酸碱中和、气体溶解等。
有机化学是研究有机化合物的组成、结构、性质、变化规律以及有机反应的学科。
有机化学在医药、农药、染料、合成材料等方面有着举足轻重的地位。
通过学习有机化学，我们可以了解有机化合物的合成方法、反应机理等，进而开发新的化学品、研究新药等。
综上所述，化学选修四的内容涵盖了化学领域的多个重要方面，它们的学习不仅有助于我们理解化学世界的奥秘，还能为我们打开科学研究和技术创新的大门。
无论是在工业生产中还是在日常生活中，这些知识点都具有实际应用价值。
因此，我们应该认真学习化学选修四的知识，提高自己对化学的认识和理解，为未来的科学探索和创新打下坚实基础。
人教版高中化学选修四第一章重要知识点总结
第一章重要知识点总结一、放热与吸热反应的几种类型：下列反应中生成物总能量高于反应物总能量的是（）A．碳酸钙受热分解B．乙醇燃烧C．铝粉与氧化铁粉末反应D．氧化钙溶于水二、△ H 的计算方法 =反应物的总键能-生成物的总键能=生成物的总能量-反应物的总能量（15 分）化学键的键能是指气态原子间形成 1mol 化学键时释放的能量。
如：H(g)＋I(g)→H－I(g)＋297KJ即 H－I 键的键能为 297kJ/mol，也可以理解为破坏 1mol H－I 键需要吸收 297KJ的热量。
化学反应的发生可以看成旧化学键的破坏和新化学键的形成。
下表是一些键能数据。
（单位：kJ/mol）键能键能键能H－H 436 Cl－Cl 243 H－Cl 432S＝S 255 H－S 339 C－F 427C-Cl 330 C－I 218 H－F 565C-O 347 H－O 464 Si—Si 176Si—O 460 O=O 497（1）根据表中数据判断 CCl4的稳定性（填“大于”或“小于”）CF4的稳定性。
（2）结合表中数据和热化学方程式 H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g) H=-QKJ/ mol；通过计算确定热化学方程式中 Q 的值为②请写出晶体硅与氧气反应生成二氧化硅的热化学方程式：三、物质稳定性的比较：能量越低越稳定键能越高越稳定已知 25℃、101KPa下，4Al（s）+3O2（g）=2Al2O3（s）H＝-2834.9KJ/mol4Al（s）+2O3（g）=2Al2O3（s） H＝-3119.1KJ/mol，由此得出的结论正确的是（）A．O2比 O3能量低，由 O2转变为 O3为放热反 B．O2比 O3能量高，由 O2转变为 O3为吸热反应C．O3比 O2稳定，由 O2转变为 O3为放热反 D．O2比 O3稳定，由 O2转变为 O3为吸热反应四、热化学方程式的书写判断：下列热化学方程式书写正确的是A、C(s)+O2(g)==CO2(g)；△H=+393.5kJ/molB、2SO+O2==2SO3；△ H= —196.6kJ/molC、H2（g）+1/2O2(g)==H2O(l)；△H=—285.8kJ/molD、2H2（g）+O2(g)==2HO(l)；△H= —571.6KJ五、反应热△H 大小的比较：根据以下 3 个热化学方程式：2H 2S(g)+3O2(g)＝2SO2(g)+2H2O(l) △H＝Q1 kJ/mol 2H2S(g)+O2(g)＝2S (s)+2HO(l) △H＝Q2 kJ/mol2H 2S(g)+O2(g)＝2S (s)+2HO(g) △H＝Q3 kJ/mol 判断 Q1、Q2、Q3三者关系正确的是（）A ． Q1>Q2>Q3 B． Q1>Q3>Q2C． Q3>Q2>Q1 D． Q2>Q1>Q3同温同压下，已知下列各反应为放热反应，下列各热化学方程式中热量数值最小的是（）A.2A ( l ) + B ( l ) = 2C (g △)H1 C.2A ( g ) + B ( g ) = 2C (△l )H3B. 2A ( g ) + B ( g ) = 2C (g△H)2 D. 2A ( l ) + B ( l ) = 2C ( l△)H4六、中和热与燃烧热的定义：由：①2C(s)+O2(g)＝2CO(g) ΔH＝－221 kJ/mol＋－②H (aq)+OH(aq)＝H2O(l) ΔH＝－ 57.3 kJ/mol可知：（）A．①的反应热为 221 kJ/mol B．稀硫酸与 Ba(OH)2稀溶液反应的中和热为 57.3 kJ/molC．碳的燃烧热大于 110.5 kJ/mol D．稀醋酸与稀 NaOH溶液反应生成 1 mol 水，放出 57.3 kJ热量七、 n mol 可燃物放出的热量 =n 乘以它的燃烧热已知 H2(g)、C2H4(g)和 C2H5OH(1)的燃烧热分别是 -285.8 kJ·mol-1、-1411.0 kJ·mol-1和-1366.8 kJ mol-1，则由等质量的各物质放出的热量比（）A ．4.8:1.5:1B． 1:3.2:1.5 C． 3.2:5:1D．1.5:1:2八、能源探究问题：未来新能源的特点是资源丰富，在使用时对环境无污染或污染很小，且可以再生。
化学选修四总结知识点
化学选修四总结知识点化学选修四是高中阶段的一门化学选修课程，主要涉及化学反应动力学、化学平衡与电解质溶液、氧化还原反应、电化学等内容。
该课程在学生学习和掌握化学知识的同时，也培养了学生的实验操作能力和科学思维能力。
以下是对化学选修四的知识点进行总结。
1. 化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率、反应速率常数、反应活化能、反应速率与浓度关系、反应机理等内容的一个分支学科。
在化学反应动力学中，我们需要了解化学反应速率的定义、反应速率与反应物浓度的关系、速率定律、速率常数和反应级数等内容。
1.1 化学反应速率的定义化学反应速率是指单位时间内反应物的消失量或生成物的生成量。
化学反应速率可以用反应物的消耗量或生成物的生成量来表示，一般用浓度的变化来表示。
1.2 反应速率与反应物浓度的关系在化学反应中，反应速率与反应物浓度之间存在一定的关系。
一般来说，反应物浓度越高，反应速率越快；反应物浓度越低，反应速率越慢。
这种关系可以用速率定律来描述。
1.3 速率定律速率定律是描述反应速率与反应物浓度之间关系的定律。
对于一般的反应aA+bB→cC+dD，速率定律可以表示为：r=k[A]ᵃ[B]ᵇ其中，r表示反应速率，k表示速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的浓度，a和b分别表示反应物A和B的反应级数。
1.4 速率常数和反应级数速率常数是描述化学反应速率的常数。
反应级数是指某种反应物在反应速率中的指数，它决定了反应速率与反应物浓度的关系。
2. 化学平衡与电解质溶液化学平衡是指在封闭容器中，反应物与生成物之间的浓度达到一定比例时所达到的状态。
在化学平衡中，反应的速率相等，但反应物和生成物的浓度并不相等。
电解质溶液则是指含有大量电解质的溶液，电解质在其中可以电离成离子。
在化学平衡与电解质溶液中，我们需要了解反应的平衡常数、离子生成的平衡常数、溶解度积等内容。
2.1 反应的平衡常数反应的平衡常数是指在一定温度下反应的平衡浓度之积与反应物浓度之积的比值。
选修四知识点(反应热、化学平衡、电化学)
反应热一、吸热或放热反应吸热反应：生成物的能量>反应物的能量，放热反应：生成物的能量<反应物的能量，如下图。
二、反应热概念：某一化学反应放出或吸收的热量。
符号：△H 单位：kJ/mol -1吸热反应：△H>0，放热反应：△H<0。
三、键能概念：断开1mol 化学键需要的能量。
例：H﹣H 化学键的键能为436kJ/mol -1单位：kJ/mol -1四、能量、键能与稳定性的关系能量越低，键能越高，稳定性越好。
五、催化剂与△H 的关系催化剂的加入不改变△H 的数值，降低的是活化能。
六、键能与△H 的关系△H=反应物键能之和-生成物键能之和例：CO（g）+2H 2（g）=CH 3OH（g）△H 注意：CH 3OH 的结构：H-C-O-H已知相关的化学键键能数据如上：化学键H﹣H C﹣O C≡O H﹣O C﹣H E/（kJ/mol -1）4363431076465413由此计算△H=-99kJ/mol。
解：△H=E C≡O +2E H﹣H -（3E C﹣H +E C﹣O +E H﹣O )△H=1076kJ．mol -1+2×436kJ．mol -1-（3×413+343+465）kJ．mol -1=-99kJ．mol -1七、热反应方程式概念：在化学方程式的物质后面加上状态符号，在方程式的后面加上△H 的方程式。
例：CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O(g)△H=-890.3kJ/mol气态（g）液态（l）固态（s）溶液（aq）放热反应吸热反应加入催化剂后的曲线HH注意：热反应方程式中可以出现分数的。
例：C 6H 5COOH(s)+15/2O 2(g)=7CO 2(g)+3H 2O(l)△H=-3226KJ/mol八、燃烧热概念：指1mol 物质与氧气进行完全燃烧反应生成稳定氧化物时放出的热量。
例：H 2(g)+1/2O 2(g)=H 2O(l)；ΔH=-285.8kJ·mol -1注意：稳定氧化物有：H 2O(l)CO 2(g)SO 2(g)不稳定氧化物有：H 2O(g)CO(g)CO 2(l)SO 2(l)九、盖斯定律计算△H例：利用CO 2和CH 4重整可制合成气（主要成分为CO、H 2），已知重整过程中部分反应的热化学方程式为：①CH 4（g）═C（s）+2H 2（g）△H=+75.0KJ•mol -1②CO 2（g）+H 2（g）═CO（g）+H 2O（g）△H=+41.0KJ•mol -1③CO（g）+H 2（g）═C（s）+H 2O（g）△H=-131.0KJ•mol -1反应CO 2（g）+CH 4（g）═2CO（g）+2H 2（g）的△H=+247KJ/mol．解：盖斯定律利用①+②-③计算得到反应计算过程：①+②：CO 2（g）+H 2（g）+CH 4（g）═C（s）+2H 2（g）+CO（g）+H 2O（g）△H=(75.0+41.0)KJ•mol -1左右各消去一个H 2得到：CO 2（g）+CH 4（g）═C（s）+H 2（g）+CO（g）+H 2O（g）△H=(75.0+41.0)KJ•mol -1上式-③得到：CO 2（g）-CO（g）+CH 4（g）-H 2（g）═H 2（g）+CO（g）△H=(75.0+41.0-131.0)KJ•mol -1整理得到：CO 2（g）+CH 4（g）═2CO（g）+2H 2（g）△H=+247KJ/mol.化学平衡一、活化分子、活化能、单位体积内的活化分子数、活化分子百分数活化分子：普通分子吸收能量后的分子活化能：普通分子变成活化分子需要的能量活化分子百分数：例：容器中含有活化分子数为1O，普通分子数为30，则活化分子百分数为：10/（10+30）×100%=25%单位体积内的活化分子数：例：2L 容器中含有活化分子数为1O，则单位体积内的活化分子数为：10/2=5增大反应速率的本质是：提高活化分子百分数或单位体积内的活化分子数。
高中化学选修四的知识点总结
高中化学选修四的知识点总结高中化学选修四是由具备基础化学知识的高中生选修的一门科目。
该科目主要是以化学与材料科学和化学工程为主要研究对象和研究内容。
其主要切入点涉及到了物理化学、有机化学、无机化学和基础的化学实验技能。
在这篇文章中，我们将向您总结选修四的各个知识点，帮助您更好地了解和学习高中化学选修四。
一、物理化学物理化学主要研究物质的物理特性以及化学过程中的物理现象和变化规律。
因此，在选修四中的物理化学的内容涉及了以下几个方面：1.化学平衡性化学平衡是化学中基础的物理化学概念。
在选修四中，将有详细的讲解各种类型的化学平衡条件、浓度计算和化学反应机制等。
这将涉及到化学性质的浓度、摩尔分数、温度和反应速率等。
2.元素与化合物的热力学热力学是物理化学中另一个基础概念，包括了各种环境变化、系统的热力学属性和物质的热转换等。
在选修四中，将会详细讲解各种化学物质之间的热力学条件，包括热力学平衡、热力学势、焓，以及各种物质之间的热化学计算方法和应用。
3.电解质和非电解质电解质和非电解质是物理化学中另一个常见的概念，其包含了有电离及无电离的物质和化学反应。
在选修四中，将详细讲解电解质或非电解质反应的基本原理和机制，以及其与各种化合物之间的化学反应之间的关系。
4.交换反应动力学动力学是物理化学中研究反应和变化规律的学科。
在选修四中，动力学也是重点研究的内容之一。
主要涉及了各种反应的动力学比较和研究方法，包括交换反应和局部转化等。
二、有机化学有机化学一般指研究有机化合物中的运动和反应规律。
在选修四中，可以学到有机化合物的构造和反应特性，化合物的分类和各种反应机制。
1.碳的结构与键类型碳是有机化合物最重要的元素。
在选修四中，主要学习碳的结构、碳原子的电子结构和其化合物之间的极性。
此外，还将学习单键、双键、三键的差异，以及有机化合物的分子构成。
2.有机合成反应有机合成反应是另一个有机化学学科的重点。
在选修四中，就将向大家详细讲解各种有机合成反应，包括取代基反应和加成反应等。
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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/mol3.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/mol3．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。
（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 -1K -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-T ΔS 〈0，反应能自发进行;ΔH-T ΔS=0,反应达到平衡状态;ΔH-T ΔS 〉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。
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 ②SO 2、NH3、CO 2等属于非电解质物质 单质化合物电解质 非电解质：非金属氧化物，大部分有机物 。
如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2……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 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2O …… 混和物纯净物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离子的速率和离子结合成时，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，电离程度越小；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。
5、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）6、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：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]7、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：K W =c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定K W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K W〈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K W〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。