高二化学选修4专题2知识总结
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4第二章知识点总结
化学选修4第二章知识点总结第二章主要化合物的制备与性质1、三氯甲烷的制备三氯甲烷是一种常见的有机物，也称为氯仿。
它可以通过氯化甲烷和氯气在阳光下反应制得。
氯化甲烷和氯气的反应可以用以下方程式表示：CHCl3 + Cl2 ——> CCl4 + HCl这个反应是一个典型的卤代烃的卤素取代反应，其中氯气作为卤素取代试剂。
三氯甲烷是一种无色、带有甜味的液体，在制备过程中须避免与阳光曝晒，以防其分解。
2、氯乙烷的制备氯乙烷是一种重要的有机溶剂，可以通过乙烷和氯气在UV光下反应制备。
氯乙烷的合成反应可用以下方程式表示：C2H5Cl + Cl2 ——> C2H4Cl2 + HCl氯乙烷的合成反应是一种卤素取代反应，其中氯气起着卤素取代试剂的作用。
3、二氯一氟甲烷的制备二氯一氟甲烷是一种用作制冷剂的有机化合物，可以通过氯仿和氟气的反应制备。
二氯一氟甲烷的合成反应可用以下方程式表示：CHCl3 + F2 ——> CCl2F2 + HF二氯一氟甲烷的制备是通过氟气和氯甲烷进行卤素取代反应而实现的。
4、酚酞的制备酚酞是一种重要的多元酚型指示剂，可以通过邻苯二酚和邻苯二酚白（氯化钠）在碱性条件下反应制备。
酚酞的合成反应可用以下方程式表示：C6H4(OH)2 + C6H4(OH)2·2NaCl ——> C19H12O6 + 2NaCl + 2H2O酚酞的合成反应是通过邻苯二酚和邻苯二酚白之间的缩合反应而完成的。
5、对苯二酚的制备对苯二酚是一种重要的二元酚化合物，可以通过邻苯二酚和氢氧化钠在碱性条件下反应制备。
对苯二酚的合成反应可用以下方程式表示：C6H4(OH)2 + NaOH ——> C6H4O2 + H2O对苯二酚的制备是通过邻苯二酚和氢氧化钠之间的酚酞缩合反应而实现的。
6、酚酞的性质酚酞是一种酚性指示剂，它的酚性表现在它的酚环上。
酚酞在酸性条件下呈现红色，而在碱性条件下则呈现蓝色。
高中化学选修4知识点总结
高中化学选修4知识点总结高中化学选修4知识点总结高中化学选修4知识1、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质,可以用称为“焓”的物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1.反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示.(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系.对于等压条件下进行的化学反应,若反应中物质的能量变化全部转化为热能,则该反应的反应热等于反应焓变,其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物).(3)反应焓变与吸热反应,放热反应的关系：ΔH>0,反应吸收能量,为吸热反应.ΔH(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式,如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq).②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1,且ΔH后注明反应温度.③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍.2、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律.(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算.常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的`代数和.(3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHmθ计算反应焓变ΔH.对任意反应：aA+bB=cC+dDΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]高中化学选修必背知识元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
高二化学选修4知识点归纳总结大全
高二化学选修4知识点归纳总结大全高二化学选修4知识点归纳总结大全对于高二部分理科生来说，研究化学知识点的归纳总结非常重要。
在考试时，这些知识点的掌握会帮助他们更好地复和应对考试。
为了方便大家的研究和复，本文将对高二化学选修4的知识点进行归纳总结。
第一章：化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成。
在化学反应过程中，会伴随着能量的释放或吸收。
1、化学反应的热效应1) 反应热的概念当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q 表示。
2) 反应热与吸热反应、放热反应的关系当Q为正数时，反应为吸热反应；当Q为负数时，反应为放热反应。
3) 反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可以测出反应前后溶液温度的变化。
根据体系的热容可计算出反应热，计算公式为：Q=-C(T2-T1)。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变1) 反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为焓的物理量来描述，符号为H，单位为kJmol-1.反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H表示。
2) 反应焓变H与反应热Q的关系对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=H=H(反应产物)-H(反应物)。
3) 反应焓变与吸热反应、放热反应的关系当H为正数时，反应吸收能量，为吸热反应；当H为负数时，反应释放能量，为放热反应。
4) 反应焓变与热化学方程式把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);H(298K)=-285.8kJmol-1.书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变H，H的单位是Jmol-1或kJmol-1，且H后注明反应温度。
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的知识1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：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(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。
高二化学选修4知识点总结
高二化学选修4知识点总结一、化学基本概念和原理1. 物质的组成与结构- 原子和分子的基本性质- 元素周期表的结构与应用- 化学键的形成：离子键、共价键、金属键2. 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- 酸碱反应、沉淀反应3. 化学平衡- 反应速率的影响因素- 化学平衡的移动原理- Le Chatelier原理的应用4. 溶液与溶度- 溶液的分类与性质- 溶度积与溶解度的关系- 常见溶剂的性质和应用二、无机化学1. 非金属元素及其化合物- 非金属元素的特性- 氧化物、酸、碱的分类与性质- 非金属元素的重要化合物2. 金属元素及其化合物- 金属元素的特性- 金属的电化学行为- 常见金属及其重要化合物3. 配位化学- 配位键的形成- 配位化合物的命名与结构- 配位平衡与配位滴定三、有机化学1. 有机化合物的基础知识- 有机化合物的分类- 碳的杂化与分子几何- 有机反应的类型：取代反应、加成反应、消除反应2. 烃类化合物- 烷烃、烯烃、炔烃的结构与性质- 环烷烃与芳香烃的特点- 烃的来源与应用3. 官能团化学- 醇、酚、醚的化学性质- 醛、酮、羧酸及其衍生物的反应- 胺与酰胺的特性4. 有机合成- 有机合成的策略与方法- 保护基团的使用- 有机合成实例分析四、化学实验技能1. 常见化学实验操作- 溶液的配制与稀释- 常见仪器的使用与维护- 基本实验操作技能：加热、冷却、萃取、蒸馏2. 化学实验安全- 实验室安全规则- 化学品的储存与处理- 常见事故的预防与应急处理3. 化学实验设计与分析- 实验目的的明确与实验方案的设计- 数据的收集、处理与分析- 实验报告的撰写以上是高二化学选修4的知识点总结，涵盖了化学的基本概念、无机化学、有机化学以及实验技能等多个方面。
这些知识点是学生在高中阶段需要掌握的化学基础知识，对于理解化学现象、进行化学实验以及未来深入学习化学都具有重要意义。
【人教版】高中化学选修4知识点总结：第二章化学反应速率和化学平衡
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。
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1、水电离平衡：:
+
-
水的离子积：KW= c[H ]·c[OH ]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L
; KW
= [H+]·[OH-] = 1*10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则
KW值一定
KW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
减小
反应物的
使用
百分数剧增，单位体积里的总数目剧增
剧增
催化剂
撤去
百分数剧减，单位体积里的总数目剧减
剧减
其他
光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，
有影响
溶剂等
※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
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。
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
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考前归纳专题2第一单元 化学反应速率二，影响化学反应速率的因素 ㈠、内因：物质本身的结构和性质是化学反应速率大小的决定因素，反应类型不同有不同的化学反应速率，反应类型相同但反应物不同，化学反应速率也不同。
㈡、外界条件对化学反应速率的影响1、浓度对化学反应速率的影响。
结论：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。
注意：a 、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。
原因：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，所以当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，活化分子数也相应的增多，反应速率也2、压强对反应速率的影响。
结论：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
原因：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，因而可以增大化学反应的速率。
3、温度对化学反应速率的影响。
结论：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。
原因：(1)浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分子的数量，反应速率增大。
(2)温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应的加快。
前者是主要原因。
4、催化剂对化学反应速率的影响。
结论：催化剂可以改变化学反应的速率。
正催化剂：能够加快反应速率的催化剂。
负催化剂：能够减慢反应速率的催化剂。
如不特意说明，指正催化剂。
原因：在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。
5、其他因素：如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也不同化学反应 反应物性质 决定于 决定于 ④、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率都为正数（没有负数）。
气体的物质的量容器的体积1.概念及计算公式2.计算公式单位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浓度的减少或生成物浓度的增大来表示化学反应速率②对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。
用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比①概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。
时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率） ③、气体的浓度用 来表示mol·L -1·s -1⑤、在反应中对于固体或纯液体而言，其物质的量浓度无意义，所以不用它们来表示化学反应速率 一、化学反应速率会对化学反应的速率产生影响6、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。
活化分子：能量较高、有可能发生有效碰撞的分子。
活化能：活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。
活化分子百分数：(活化分子数/反应物分子数)×100%第二单元化学反应的方向和限度一、自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应。
能量判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（△H ＜0）。
对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反应越完全焓变（△H）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素熵：衡量一个体系混乱度的物理量叫做熵，用符号S表示。
对于同一物质：S（g）﹥S（l）﹥S（s）熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变.用△S表示。
△S=S生成物总熵－S反应物总熵反应的△S越大,越有利于反应自发进行熵判据：体系趋向于由有序状态转变为无序状态，即混乱度增加（△S＞0）。
且△S越大，越有利于反应自发进行。
正确判断一个化学反应是否能够自发进行：必须综合考虑反应的焓变和熵变焓变和熵变对反应方向的共同影响判断依据：△G= △H－T △S ＜0 反应能自发进行1. △H<0，△S>0 该反应一定能自发进行；2. △H >0，△S<0 该反应一定不能自发进行；3. △H<0，△S<0 该反应在较低温度下能自发进行4. △H>0，△S>0 该反应在较高温度下能自发进行注意：1．反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定会发生和过程发生的速率。
例如金刚石有向石墨转化的倾向，但是能否发生，什么时候发生，多快才能完成，就不是能量判据和熵判据能解决的问题了。
2．在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰时体系的性质。
如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。
例如石墨经高温高压还是可以变为金刚石的。
二．可逆反应(1)可逆反应：在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。
不可逆反应：在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。
(2)可逆反应的普遍性：大部分化学反应都是可逆反应。
(3)可逆反应的特点：①相同条件下，正反应和逆反应同时发生②反应物、生成物共同存在③可逆反应有一定的限度(反应不能进行到底)三、化学平衡1.化学平衡状态的定义指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓(1)υ正= υ逆（本质特征）①同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。
② 不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。
(2)反应混合物中各组成成分的含量保持不变（外部表现）：① 各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不变。
② 各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。
③ 若反应前后的物质都是气体，且总体积不等，则气体的总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）均保持不变。
④ 反应物的转化率、产物的产率保持不变。
四.化学平衡常数(1)定义:在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度系数之幂的积与反应物浓度系数之幂的积比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数。
用 K 表示。
(2) 表达式： aA(g)+bB(g)cC(g)+ dD(g)反应达平衡状态后，将各物质的物质量浓度代入下式，得到的结果是一个定值。
简称平衡常数(1)K 的意义： K 值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正反应进行的程度大,反应物的转化率也越大。
因此，平衡常数的大小能够衡量一个化学反应进行的程度，又叫反应的限度。
(2)一定温度时，同一个反应,其化学方程式书写方式、配平计量数不同，平衡常数表达式不同。
(3)在平衡常数的表达式中，物质的浓度必须是平衡浓度（固体、纯液体不表达）。
在稀溶液中进行的反应，水的浓度可以看成常数，不表达在平衡常数表达式中，但非水溶液中的反应，如果反应物或生成物中有水，此时水的浓度不能看成常数。
(4)K>105 时,可认为反应进行基本完全。
(5)K 只与温度有关，与反应物或生成物浓度变化无关，与平衡建立的途径也无关，在使用时应标明温度。
温度一定时， K 值为定值。
2 、平衡转化率(1)定义:(2)表达式:小结：反应的平衡转化率能表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。
利用化学平衡常数可预测一定温度和各种起始浓度下反应进行的限度。
(3)产品的产率:转化率的研究对象是反应物，而产率的研究对象是生成物。
第三单元 化学平衡的移动 一、化学平衡的移动（1）定义：可逆反应中旧的化学平衡的破坏，新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。
（2）移动的原因：外界条件发生变化。
移动的方向：由v 正和v 逆的相对大小决定。
（3）平衡移动的标志：各组分浓度与原平衡比较发生改变。
（4）影响化学平衡的条件(1)增大反应物或减小生成物的浓度化学平衡向正反应方向移动①若V 正＞V 逆 ， 平衡不移动。
②若V 正＝V 逆 ， ③若V 正＜V 逆 ，平衡向逆反应方向移旧平衡新平衡平衡向正反应方向移动。
条件改变一段时间v 正≠v 逆减小反应物或增大生成物的浓度化学平衡向逆反应方向移动(2) A ：温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动； B ：温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。
(3) (对于反应前后气体体积改变的反应)A ：增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；B ：减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。
[注意]①对于反应前后气体总体积相等的反应，改变压强不能使化学平衡移动；②对于只有固体或液体参加的反应， 改变压强不能使化学平衡移动； (4)催化剂只能使正逆反应速率等倍增大，不能使化学平衡移动。
二、勒夏特列原理∶如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、等效平衡化学平衡的建立与途径无关，即可逆反应无论从反应物方向开始，还是从生成物方向开始，只要条件不变（定温定容、定温定压），都可以达到同一平衡状态，此为等效平衡。
（1）定义：在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相等，这样的化学平衡互称为等效平衡。
在等效平衡中，若不仅任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相同，而且相同组分的物质的量均相同，这类等效平衡又互称为同一平衡。
同一平衡是等效平衡的特例。
(2) 等效平衡的规律： ①在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数可变的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量与原平衡的相同，则两平衡等效。
②在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。
③在定温定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，如通过反应的计量数换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡的相同，则两平衡等效。
V (逆)V (正)VV (正)V (逆) ① 升高温度度 ② 降低温度VV (正)V (逆)V (逆)V (正)。