化学选修四知识点 总结
高中选修四化学知识重点总结
高中选修四化学知识重点总结高中选修四化学课程，是高中学习过程中非常重要的一门课程，也是大多数学生最初接触到大学化学课程的基础。
高中选修四化学课程内容较多，难度也逐渐加大，因此学生需要充分掌握这门课程的知识。
以下是对高中选修四化学知识的重点总结。
1.化学反应化学反应是高中选修四化学中一个重要的知识点。
学生应该了解化学反应的基本定义，化学反应的条件，化学反应的分类等。
此外，学生还应该掌握化学反应方程式的写法，以及如何在化学方程式中平衡化学反应物和生成物的数量。
2.化学平衡化学平衡是另一个重要的知识点。
学生需要了解什么是化学平衡，以及平衡状态下反应物和生成物的浓度分布。
此外，学生还应该掌握如何使用化学反应中的平衡常数Kc，以及如何改变化学反应的平衡位置。
学生还需了解在化学反应中应用库伦定律和梅贝定律的实际应用。
3.酸碱化学酸碱化学是高中选修四化学中一个较难的知识点。
学生需要了解什么是酸碱，酸碱反应和酸碱化学指数pH。
此外，学生还需要掌握酸碱中的化学计量问题，并且理解弱酸和弱碱溶液中的化学平衡问题。
4.氧化还原反应氧化还原反应是高中选修四化学中最重要的知识点之一。
学生需要了解什么是氧化还原反应，电化学原理和红ox反应的应用。
他们还需要知道如何使用电极电位，如何进行阴极还原和阳极氧化，以及如何将这些应用于电解和化学发电机设计。
5.高分子化学最后一个知识点是高分子化学，这是高中选修四化学中较新的知识点。
学生需要了解有机合成和高分子聚合原理。
他们还需要知道有机分子的结构和功能，以及合成新分子的方法。
他们还需要了解高分子材料的应用，这包括塑料材料和纤维材料以及其他高分子。
总体来说，高中选修四化学课程是比较重要的一门课程，它涵盖了化学的基本原理和实际应用。
为了获得良好的成绩，学生需要充分理解这些知识，并掌握实现这些知识的技能和技巧。
希望这篇文章可以帮助学生更好地了解高中选修四化学的知识点和重点。
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】。
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。
化学选修四知识点总结
化学选修四知识点总结化学选修四是一门高中化学的选修课程，主要涉及有机化学、生物化学和材料化学等方面的内容。
本文将详细介绍化学选修四的知识点。
一、有机化学1. 有机化合物的命名有机化合物通常是由碳（C）和氢（H）以及其他元素构成的化合物。
在有机化学中，需要掌握IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）命名规则，可以根据分子式和结构来准确命名有机化合物。
2. 碳原子的化学键有机化合物中的碳原子可形成单键、双键和三键。
单键是最常见的，双键和三键则较为少见，但在某些有机化合物中也很常见。
3. 功能团功能团是指能够给有机化合物赋予特定性质或反应的一组原子。
例如，羟基（OH）、羧基（COOH）、胺基（NH2）等都是常见的功能团。
4. 酸碱中和反应酸碱中和反应是有机化学中重要的反应之一。
在有机化合物中，可以通过与强酸或强碱反应，使有机物的酸性或碱性被中和。
5. 醇的性质与反应醇是一类以羟基（OH）作为功能团的有机化合物。
醇可以通过加热酸催化、氧化、脱水等反应进行转化，形成醚、醛、酮等其他有机化合物。
6. 碳氢化合物的性质与反应碳氢化合物主要由碳和氢两种元素构成，是有机化学中最简单的化合物。
碳氢化合物的性质与结构密切相关，常见的反应有燃烧、卤素取代和卤代烷的亲核取代等。
7. 尾气处理技术尾气处理技术是一种用于减少汽车尾气中有害物质排放的技术。
它主要通过催化转化、吸附和分离等方法，将有害物质转化为无害的物质。
二、生物化学1. 生物大分子的结构与功能生物大分子主要包括蛋白质、核酸、糖类和脂类等。
它们在生物体内具有不同的结构和功能，如蛋白质在生物体内具有酶的催化作用，核酸携带遗传信息等。
2. 酶的性质与机制酶是一类催化生物体内化学反应的蛋白质。
酶具有高效催化、特异性和可控性等特点。
酶催化反应的机制包括亲和力降低、过渡态稳定化和取代基活化等。
3. 酶的动力学酶的动力学研究酶对底物的催化作用速率。
主要包括酶催化作用的速率方程、酶的反应速率常数和酶的催化效率等。
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。
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。
化学知识点总结选修四
化学知识点总结选修四选修四《化学与社会》是高中化学课程中的一门选修课，主要介绍了与化学相关的社会问题，包括环境污染、生态平衡、能源资源等方面的知识。
本文将对选修四中的重要知识点进行总结。
一、环境污染环境污染是指物质、能量或生物等的排放、堆放、储存、运输过程中，由于自然因素和人类活动而引起环境质量变坏的过程。
环境污染主要分为水污染、大气污染和土壤污染。
1. 水污染水是生命之源，但由于工业生产、农业生产和人类生活等活动的进行，水体遭受了各种化学物质和有害物质的污染。
主要包括有机物、重金属、农药和工业废水等。
造成水污染的原因有很多，其中，工业生产是主要原因之一。
例如，化学工业的废水中含有有机物、重金属等，当这些废水排放到水体中，会造成水质的污染。
解决水污染问题的关键是有效的净化技术。
例如，化学方法、生物方法和物理方法等，可以用来净化水体中的有害物质。
另外，人们也应该加强环保意识，减少对水体的污染。
2. 大气污染大气污染是指大气中存在着有害物质或者因大气污染物超过某些临界值而使大气层出现异常或人们感到不适或受到威胁的现象。
大气污染的主要污染物包括二氧化硫、一氧化碳、颗粒物和臭氧等。
造成大气污染的原因主要是工业污染和汽车尾气排放。
解决大气污染问题的关键是减少污染源的排放。
例如，采取合理的工业生产过程，提高能效，减少有害气体的排放。
另外，也可以采用适当的净化方法，减少大气污染物的含量。
3. 土壤污染土壤是植物成长的重要基础，但由于化工厂废弃、垃圾填埋等原因，土壤污染问题日益严重。
土壤污染的主要原因包括重金属、有机物和农药等。
例如，由于农药的使用过量，造成土壤污染，导致植物生长受到破坏。
解决土壤污染问题的关键是采取合理的农业生产方式，减少农药的使用，减少工业污染源对土壤的污染。
二、生态平衡生态平衡是指自然界中生物和环境之间的动态平衡状态，包括物质循环、能量流动和生物圈的平衡关系。
生态平衡的破坏会导致自然灾害和资源匮乏等问题。
高中化学选修4知识总结
高中化学选修4知识总结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。
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化学选修4化学反应与原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NH4Cl ②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-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) 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-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：（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。
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SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……强电解质：强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物纯净物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②SO2、NH3、CO2等属于非电解质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。
变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）PH试纸操作：玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。