原理 电化学 平衡 知识点
化学反应中的电化学平衡和电极电势
化学反应中的电化学平衡和电极电势电化学是研究电现象与化学变化之间相互关系的学科。
在化学反应中，电化学平衡和电极电势是两个重要的概念。
本文将详细介绍电化学平衡和电极电势，并探讨它们在化学反应中的作用。
一、电化学平衡电化学平衡是指在电化学反应中，电子传递和离子迁移速率达到平衡状态的情况。
在化学平衡条件下，氧化和还原反应同时进行，电荷转移速率相等。
电化学平衡与能量平衡紧密相关，通过控制电极上的电势差，可以调节反应速率和化学平衡。
1.1 氧化反应氧化反应是指物质失去电子的过程，通常与还原反应同时进行。
在电化学反应中，氧化和还原反应共现，氧化半反应是指失去电子的反应。
氧化反应的通常特征是物质电离能随反应进行而增加。
1.2 还原反应还原反应是指物质获得电子的过程，通常与氧化反应同时进行。
在电化学反应中，还原半反应是指获得电子的反应。
还原半反应中，物质的电离能随反应进行而降低。
1.3 Nernst方程Nernst方程是描述非标准电极电势的数学关系式。
Nernst方程可用于计算电极的标准还原电势与非标准电势之间的关系。
在电化学反应中，Nernst方程用于计算电极的电势差，从而得出反应进行的方向和速率。
Nernst方程的数学表达式如下：E = E0 - (0.059/n) * log(Q)其中，E为电极电势，E0为标准还原电势，n为电子转移的数量，Q为反应物和生成物浓度的比值。
二、电极电势电极电势是指相对于参比电极的电势差，用来描述电极上的电化学反应。
电极电势是评价电化学反应以及化学物质氧化还原能力的重要指标。
2.1 参比电极参比电极是一个标准电极，其电势被定义为零。
常见的参比电极有标准氢电极和齐次参比电极。
标准氢电极的电势被定义为0V，齐次参比电极的电势在不同的溶液中具有固定值。
2.2 电极电势的测定测定电极电势的方法主要有电动势测量和电位差测量两种。
电动势测量是通过建立一个与待测电极电势相等但方向相反的电势的系统来测定电极电势。
高中化学知识点总结3：电化学
高中化学知识点总结-----电化学一、原电池1．概念和反应本质：原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。
2．原电池的构成条件（1）一看反应：能自发进行的氧化还原反应(且为放热反应)。
（2）二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。
（但在燃料电池中两电极都为Pt 铂电极，不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用）（3）三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需要两电极直接或用导线相连插入电解质溶液中。
（4）四看电解质溶液或熔融电解质；3．原电池的工作原理：以锌铜原电池为例（Cu-Zn-CuSO 4） 单液原电池、 双液原电池负极（锌片）：Zn －2e －===Zn 2＋（氧化反应）（1） 正极（铜片）：Cu 2＋＋2e －===Cu （还原反应）电池反应：Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4（2）电子流向：由负极（Zn 片）沿导线流向正极（Cu 片）（3）离子移向：正正负负（4）盐桥 ①盐桥中通常装有琼胶的KCl （KNO 3）饱和溶液。
②盐桥的作用：平衡电荷，形成闭合回路③盐桥中离子移向：正正负负。
可逆反应达到平衡时，v （正）=v （逆），电流表指针归0.（5）单液原电池的缺点：负极与电解液不可避免会接触反应，在负极析出Cu ，形成无数微小的Cu-Zn 原电池，造成原电池效率不高，电流在较短时间内就会衰减。
（6）双液原电池优点：把氧化反应和还原反应彻底分开，形成两个半电池，避免负极与电解液直接反应。
一般电极材料与相应容器中电解液的阳离子相同。
4、原电池正负极的判断方法强调：负极首先是能与电解液直接反应，其次为较活泼的一极。
如：Mg-Al-NaOH 原电池中,Al 作负极。
Al-Cu-浓HNO 3原电池中，Cu 作负极。
另外还可以根据：(1) 原电池的工作原理： 负失氧化阴移向，正得还原阳移向。
(2)根据现象判断。
金属溶解质量减轻的一极为负极，有金属析出质量增加或有气体产生的一极为正极。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、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___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
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。
物理化学知识点归纳
物理化学知识点归纳物理化学是化学学科的一个重要分支，它综合运用物理学的原理和方法来研究化学现象和过程。
以下是对物理化学一些重要知识点的归纳：一、热力学第一定律热力学第一定律，也就是能量守恒定律，表明能量可以在不同形式之间转换，但总量保持不变。
在热力学中，通常用公式△U ＝ Q ＋ W来表示，其中△U 是系统内能的变化，Q 是系统吸收或放出的热量，W 是系统对外做功或外界对系统做功。
例如，在一个绝热容器中进行的化学反应，如果体系对外做功，那么内能就会减少；反之，如果外界对体系做功，内能就会增加。
二、热力学第二定律热力学第二定律有多种表述方式，其中克劳修斯表述为：热量不能自发地从低温物体传到高温物体。
开尔文表述为：不可能从单一热源取热使之完全变为有用功而不产生其他影响。
熵（S）的概念在热力学第二定律中至关重要。
对于一个孤立系统，熵总是增加的，这意味着系统总是朝着更加混乱和无序的方向发展。
比如，混合气体自发扩散后，不会自动分离回到初始状态，因为这个过程熵增加了。
三、热力学第三定律热力学第三定律指出，绝对零度（0K）时，纯物质完美晶体的熵值为零。
这一定律为计算物质在不同温度下的熵值提供了基准。
四、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再随时间改变的状态。
平衡常数（K）是衡量化学平衡的重要参数。
对于一个一般的化学反应 aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，平衡常数 K 的表达式为：K ＝ C^cD^d ／ A^aB^b （其中方括号表示物质的浓度）。
影响化学平衡的因素包括温度、浓度、压强等。
例如，对于吸热反应，升高温度会使平衡向正反应方向移动；增加反应物浓度，平衡也会向正反应方向移动。
五、相平衡相平衡研究的是多相体系中各相的组成、性质以及它们之间的相互转化规律。
相律是描述相平衡体系中自由度、组分数和相数之间关系的定律，其表达式为 F ＝ C P ＋ 2，其中 F 是自由度，C 是组分数，P 是相数。
物理化学知识点总结大一
物理化学知识点总结大一一、导言大一的物理化学是一门基础性科学课程，为了让大家更好地掌握相关知识点，下面将对大一物理化学的重要知识点进行总结与归纳，希望对大家的学习有所帮助。
二、热力学1. 热力学基本概念：系统、界面、状态函数、过程函数等。
2. 热力学第一定律：能量守恒定律，内能变化等于对外界做功与传热的代数和。
3. 热力学第二定律：热力学不可逆性、熵增原理、卡诺循环等。
4. 热力学第三定律：绝对零度的存在性及应用。
三、化学平衡1. 平衡常量与平衡常数：反应物与产物的浓度及其对平衡常数的影响。
利用平衡常数判断反应方向。
2. 离子的溶解度与溶度积：离子在溶液中的溶解度及其对溶度积的影响。
3. 化学反应速率与速率方程：反应速率、速率常数、速率方程、反应级数等相关概念。
4. 反应动力学：表达反应速率的等式推导与实验确定方法。
四、电化学1. 电池与电解池：电化学反应的基本概念、标准电极电势、电池电动势等。
2. 电解质溶液与电解质离子浓度：电解质溶液中离子的浓度计算及其对电解过程的影响。
3. 法拉第定律与电解定律：法拉第电解定律的推导与应用，电解产物的选择性。
4. 化学电源与蓄电池：干电池、燃料电池、锂离子电池等。
五、化学热力学1. 火焰温度与燃烧热：火焰温度的计算，燃烧反应的焓变及其应用。
2. 燃烧热与键能：键能的概念，燃烧反应中键能的变化。
3. 化学反应焓变：化学反应焓变的定义、测定及其应用。
4. 化学反应熵变：化学反应熵变的定义、计算及其与焓变的关系。
六、物理化学实验1. 基本实验器材：量筒、分液漏斗、溶液容器等基本器材的使用与注意事项。
2. 量的测量及误差分析：物质的质量、体积、浓度等量的测量以及误差的计算和分析。
3. 溶解度测定与曲线拟合：溶解度的测定方法及曲线拟合分析。
4. 酸碱中和反应的滴定：滴定的原理、影响滴定结果的因素以及滴定曲线的解析。
七、总结与展望大一的物理化学涉及的知识点较多，以上只是其中一部分。
电化学总结知识点
电化学总结知识点电化学动力学研究了电化学反应的动力学过程，包括反应速率、电流-电压关系等内容。
其中，电极上的电化学反应速率由扩散和传质等方面的效应决定，电化学动力学理论可以帮助我们理解电极上反应速率与电压、电流等参数之间的关系，并且为电化学反应的动力学行为提供了理论基础。
另一方面，电化学平衡是指在电化学反应中，电极和电解质溶液之间的平衡状态，包括电极电位、电解质浓度等。
电化学平衡理论可以帮助我们理解电极上反应的机理及其与溶液中离子浓度的关系，进而帮助我们控制电化学反应的过程。
电化学热力学则是研究了电化学反应的热力学过程，包括电解物质的电位、电化学反应的热效应等。
电化学热力学理论可以帮助我们理解电化学反应的热力学行为，为电化学反应的热效应提供理论基础。
电化学的研究对于理解和应用化学反应具有重要的意义。
例如，在电池领域，电化学理论可以帮助我们优化电池结构和电极材料，提高电池的能量密度和循环寿命；在电解领域，电化学理论可以帮助我们设计高效的电解工艺，提高生产效率和降低能耗。
因此，深入研究电化学理论对于提高化学反应的效率和控制化学反应的过程具有重要的意义。
在电化学研究中，有一些重要的概念和原理是我们需要了解的。
以下是电化学的一些重要知识点及其理论基础：1. 电位和电势电位是指电化学反应发生时，在电极表面形成的电势差，它是电极反应进行的驱动力。
在电化学研究中，电位是一个重要的参量，它可以帮助我们理解电化学反应进行的动力学过程。
而电势则是指电位在空间中的分布，它是电场强度的一个重要指标。
2. 极化和去极化极化是指在电化学反应进行过程中，电极表面因反应物质的吸附、氧化还原等原因而发生的电位变化。
而去极化则是指通过外部电源或其他手段使电极恢复到原来的状态。
极化和去极化是电化学实验中的重要现象，它们可以影响电极反应的速率和稳定性。
3. 扩散和传质扩散是指在电解液中，离子或分子的运动过程，它是影响电极反应速率的一个重要因素。
第四章电化学基础知识点归纳
第四章电化学基础知识点归纳第四章电化学基础知识点归纳电化学是研究电和化学之间关系的分支学科，主要研究电能和化学变化之间的相互转化规律。
本章主要介绍了电化学基础知识点，包括电化学的基本概念、电池反应、电解反应以及其相关的电解池和电极。
一、电化学的基本概念1. 电化学：研究电和化学之间相互关系的学科。
2. 电解：用电能使电解质溶液或熔融物发生化学变化的过程。
3. 电解质：能在溶液中产生离子的化合物。
4. 电解池：由电解质、电极和电解物质组成的装置。
5. 电极：用来与溶液接触，传递电荷的导体。
二、电池反应1. 电池：将化学能转化为电能的装置。
由正极、负极、电解质和导电体组成。
2. 电池反应：电池工作时在正负极上发生的化学反应。
3. 氧化还原反应：电池反应中常见的反应类型，在正极发生氧化反应，负极发生还原反应。
4. 电池电势：电池正极和负极之间的电位差。
5. 电动势：电池正极和负极之间的最大电势差。
三、电解反应1. 电解：用电流使电解质发生化学变化的过程。
2. 导电质：在电解质中起导电作用的物质。
3. 离子：在溶液中能自由移动的带电粒子。
4. 阳离子：带正电荷的离子。
5. 阴离子：带负电荷的离子。
6. 电解池：由电解质溶液、电解质和电极组成的装置。
7. 电解程度：电解质中离子的溶解程度。
8. 法拉第定律：描述了电解过程中，电流量与电化学当量的关系。
四、电解池和电极1. 电解槽：承载电解液和电极的容器。
2. 阳极：电解池中的电流从电解液流入的电极，发生氧化反应。
3. 阴极：电解池中的电流从电解液流出的电极，发生还原反应。
4. 阳极反应：电解池中阳极上发生的氧化反应。
5. 阴极反应：电解池中阴极上发生的还原反应。
6. 电极反应速度：电极上反应的速度。
7. 电极反应中间体：反应过程中形成的中间物质。
电化学是现代科学和工程领域中的重要分支，广泛应用于电池、电解、蓄电池、电解涂层、电化学合成等领域。
了解电化学的基础知识，有助于我们更好地理解和应用电化学原理。
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《化学反应原理》知识点总结
第一章：化学反应与能量变化
1、反应热与焓变：△H=H(产物)-H(反应物)
2
3、反应热与键能的关系 △H=反应物的键能总和-生成物的键能总和
4、常见的吸热、放热反应 ⑴常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应②酸碱中和反应③燃烧反应④多数的化合反应
⑤铝热反应
⑵常见的吸热反应①多数的分解反应② 2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)=BaCl 2+2NH 3+10H 2O
③ C(s)+ H 2O(g)
高温 CO+H 2 ④CO 2+ C 高温 2 CO 5、反应条件与吸热、放热的关系： 反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而取决与反应物和产物具有的
总能量（或焓）的相对大小。
6、书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外，还应注意以下几点：
①放热反应△H 为“-”，吸热反应△H 为“+”，△H 的单位为kJ/mol
②反应热△H 与测定条件（温度、压强等）有关，因此应注意△H 的测定条件；绝大多数化学反应的△H 是在298K 、101Pa 下测定的，可不注明温度和压强。
③热化学方程式中各物质化学式前面的系数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是分数或小数。
必须注明物质的聚集状态，热化学方程式是表示反应已完成的数量，所以方程式中化学式前面的计量数必须与△H 相对应；当反应逆向进行时，反应热数值相等，符号相反。
7、利用盖斯定律进行简单的计算
8、电极反应的书写： 活性电极：电极本身失电子
⑴电解： 阳极：（与电源的正极相连）发生氧化反应 惰性电极：溶液中阴离子失电子
（放电顺序：I ->Br ->Cl ->OH -）
阴极:（与电源的负极相连）发生还原反应，溶液中的阳离子得电子 （放电顺序：Ag +>Cu 2+>H +）
注意问题：①书写电极反应式时，要用实际放电的离子．．．．．．．
来表示 ②电解反应的总方程式要注明“通电”
③若电极反应中的离子来自与水或其他弱电解质的电离，则总反应离子方程式中要用化学式表示
⑵原电池：负极：负极本身失电子，Ｍ→Ｍn+ +ｎｅ-
① 溶液中阳离子得电子 Ｎm++m ｅ-→Ｎ
正极： 2H ++2e -→H 2↑
②负极与电解质溶液不能直接反应：O 2+4e -+2H 2O→4OH -（即发生吸氧腐蚀）
书写电极反应时要注意电极产物与电解质溶液中的离子是否反应，若反应，则在电极反应中应写最终产物。
9、电解原理的应用：
⑴氯碱工业：阳极(石墨):2Cl -→Cl 2+2e -( Cl 2的检验：将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近出气口，试纸变蓝，证明生成了Cl 2)。
阴极：2H ++2e -→H 2↑（阴极产物为H 2、NaOH 。
现象（滴入酚酞）：有气泡逸出，溶液变红）。
能量 反应物的总能量 生成物的总能量 反应过程
总能量 总能量
⑵铜的电解精炼：电极材料：粗铜做阳极，纯铜做阴极。
电解质溶液：硫酸酸化的硫酸铜溶液
⑶电镀：电极材料：镀层金属做阳极（也可用惰性电极做阳极），镀件做阴极。
电解质溶液是用含有镀层金属阳离子的
盐溶液。
10、化学电源
⑴燃料电池：先写出电池总反应（类似于可燃物的燃烧）；再写正极反应（氧化剂得电子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中
性、碱性溶液）O2+4e-+4H+→2H2O (酸性水溶液)。
负极反应=电池反应-正极反应（必须电子转移相等）
⑵充放电电池：放电时相当于原电池，充电时相当于电解池（原电池的负极与电源的负极相连，做阴极，原电池的正极
与电源的正极相连，做阳极），
11、计算时遵循电子守恒，常用关系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4 H+~4e-
12、金属腐蚀：电解阳极引起的腐蚀>原电池负极引起的腐蚀>化学腐蚀>原电池正极>电解阴极
钢铁在空气中主要发生吸氧腐蚀。
负极：2Fe→ 2Fe 2++4e-正极：O2+4e-+2H2O→4OH-
总反应：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化学反应的方向、限度和速度
1、反应方向的判断依据：△H-T△S<0,反应能自发进行；△H-T△S=0，反应达到平衡状态△H-T△S>0反应不能自发。
该
判据指出的是一定条件下，自发反应发生的可能性，不能说明实际能否发生反应（计算时注意单位的换算）
2、化学平衡常数：
①平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度，平衡常数越大，说明反应进行的越完全。
②纯固体或纯溶剂参加的反
应，它们不列入平衡常数的表达式
③平衡常数的表达式与化学方程式的书写方式有关，单位与方程式的书写形式一一对应。
对于给定的化学反应，正逆反应
的平衡常数互为倒数
④化学平衡常数受温度影响，与浓度无关。
温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数实现的。
温度升高，化学平衡常数
增大还是减小与反应吸放热有关。
3、平衡状态的标志：①同一物质的v正=v逆②各组分的物质的量、质量、含量、浓度（颜色）保持不变③气体的总物质
的量、总压强、气体的平均分子量保持不变只适用于△vg≠0的反应④密度适用于非纯气体反应或体积可变的容器
4、惰性气体对化学平衡的影响
⑴恒压时充入惰性气体，体积必增大，引起反应体系浓度的减小，相当于减压对平衡的影响
⑵恒容时充入惰性气体，各组分的浓度不变，速率不变，平衡不移动
⑶对于△vg=0的可逆反应，平衡体系中加入惰性气体，恒容、恒压下平衡都不会移动
5、⑴等效平衡：①恒温恒压，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之
比相同，均可达到等效平衡；平衡时各组分的百分含量相同，浓度相同，转化率相同。
②恒温恒容，△vg=0的反应，只要使转化后物质的量之比与最初加入的物质的量之比相同，均可达到等效平衡；平
衡时各组分的百分含量相同，转化率相同。
⑵等同平衡：恒温恒容，适用于所有有气体参加的可逆反应，只要使转化后物质的量与最初加入的物质的量相同，均
可达到等同平衡；平衡时各组分的物质的量相同，百分含量相同，浓度相同。
6、充气问题：以aA(g)+bB(g)cC(g)
⑴只充入一种反应物，平衡右移，增大另一种反应物的转化率，但它本身的转化率降低
⑵两种反应物按原比例充，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡
⑶初始按系数比充入的反应物或只充入产物，平衡时再充入产物，恒容时相当于加压，恒压时等效平衡
化学反应速率: 速率的计算和比较；浓度对化学速率的影响（温度、浓度、压强、催化剂）；V-t图的分析。