化學平衡知識點_有關等效平衡的知識點! _生活經驗

高二化學選修4知識點總結你好，我這里有一份高中化學選修四知識點的總結。已上傳到百度知道（提問者下載不收費的~）
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化學選修4化學反應與原理
章節知識點梳理
第一章化學反應與能量
一、焓變反應熱
   1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
   2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應
（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱      化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0
吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0
☆常見的放熱反應：①所有的燃燒反應②酸堿中和反應③大多數的化合反應④金屬與酸的反應⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆常見的吸熱反應：①晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl②大多數的分解反應③以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
      ①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行， △H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
【化學平衡知識點_有關等效平衡的知識點!】H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)    ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol 。
4．中和熱的測定實驗
五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）
⑷影響因素：
①決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
②條件因素（外因）：反應所處的條件
2.

※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
        （2）、惰性氣體對于速率的影響
           ①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢
二、化學平衡
（一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特征
逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恒定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據

判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
例舉反應

mA(g)+nB(g)   pC(g)+qD(g)

混合物體系中
各成分的含量

①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定

平衡

②各物質的質量或各物質質量分數一定

平衡

③各氣體的體積或體積分數一定

平衡

④總體積、總壓力、總物質的量一定

不一定平衡

正、逆反應
速率的關系

①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)

平衡

②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則V(正)=V(逆)

平衡

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)

不一定平衡

④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)

不一定平衡

壓強

①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

平衡

②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）

不一定平衡

混合氣體平均相對分子質量Mr

①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時

平衡

②Mr一定時，但m+n=p+q時

不一定平衡

溫度

任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變）

平衡

體系的密度

密度一定

不一定平衡

其他

如體系顏色不再變化等

平衡

（二）影響化學平衡移動的因素
1、濃度對化學平衡移動的影響
（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動
（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_
（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度__減小__，生成物濃度也_減小_， V正_減小__，V逆也_減小__，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和_大_的方向移動。
2、溫度對化學平衡移動的影響
影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著___吸熱反應______方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應__方向移動。
3、壓強對化學平衡移動的影響
影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著__體積縮小___方向移動；減小壓強，會使平衡向著___體積增大__方向移動。
注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動
（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似
4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡__不移動___ 。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_ 。
5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
三、化學平衡常數
（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時， ___生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數____比值。   符號：__K__
（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：
1、表達式中各物質的濃度是__變化的濃度___，不是起始濃度也不是物質的量。

化學第二章化學反應速率和化學平衡知識點總結我的百度空間有
化學選修4第二章知識點總結一、自發反應：在一定條件下，無需外界幫助就能自動進行的反應。
能量判據：體系趨向于從高能狀態轉變為低能狀態（△H ＜ 0）。
對于化學反應而言，絕大多數的放熱反應能自發進行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應越完全
焓變（△H）是決定反應能否自發進行的因素之一，但不是唯一因素
熵：衡量一個體系混亂度的物理量叫做熵，用符號S表示。
對于同一物質：S（g）﹥S（l）﹥S（s）
熵變：反應前后體系熵的變化叫做反應的熵變.用△S表示。
△S=S生成物總熵－S反應物總熵
反應的△S越大,越有利于反應自發進行
熵判據：體系趨向于由有序狀態轉變為無序狀態，即混亂度增加（ △S＞0）。且△S越大，越有利于反應自發進行。
正確判斷一個化學反應是否能夠自發進行：必須綜合考慮反應的焓變和熵變
焓變和熵變對反應方向的共同影響
判斷依據： △G= △H－T △S ＜ 0反應能自發進行
1. △H <0，△S>0該反應一定能自發進行；
2. △H >0，△S<0該反應一定不能自發進行；
3. △H <0 ， △S<0該反應在較低溫度下能自發進行
4. △H >0，△S>0該反應在較高溫度下能自發進行
注意：
1．反應的自發性只能用于判斷反應的方向，不能確定反應是否一定會發生和過程發生的速率。例如金剛石有向石墨轉化的傾向，但是能否發生，什么時候發生，多快才能完成，就不是能量判據和熵判據能解決的問題了。
2．在討論過程的方向時，指的是沒有外界干擾時體系的性質。如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現相反的結果。例如石墨經高溫高壓還是可以變為金剛石的。
二．可逆反應
(1)可逆反應：在相同條件下，能同時向正、逆反應方向進行的反應。
不可逆反應：在一定條件下，進行得很徹底或可逆程度很小的反應。
(2)可逆反應的普遍性：大部分化學反應都是可逆反應。
(3)可逆反應的特點：
①相同條件下，正反應和逆反應同時發生
②反應物、生成物共同存在
③可逆反應有一定的限度(反應不能進行到底)
三、化學平衡
1.化學平衡狀態的定義
指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態
3.化學平衡狀態的標志
(1)υ正 = υ逆（本質特征）
① 同一種物質：該物質的生成速率等于它的消耗速率。
② 不同的物質：速率之比等于方程式中各物質的計量數之比，但必須是不同方向的速率。
(2)反應混合物中各組成成分的含量保持不變（外部表現）：
① 各組成成分的質量、物質的量、分子數、體積（氣體）、物質的量濃度均保持不變。
② 各組成成分的質量分數、物質的量分數、氣體的體積分數均保持不變。
③ 若反應前后的物質都是氣體，且總體積不等，則氣體的總物質的量、總壓強（恒溫、恒容）、平均摩爾質量、混合氣體的密度（恒溫、恒壓）均保持不變。
④ 反應物的轉化率、產物的產率保持不變。四.化學平衡常數
(1)定義:在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度系數之冪的積與反應物濃度系數之冪的積比值是一個常數，這個常數就是該反應的化學平衡常數。用 K 表示。
(2) 表達式： aA(g)+bB(g)  cC(g)+ dD(g)
在一定溫度下無論反應物的起始濃度如何，反應達平衡狀態后，將各物質的物質量濃度代入下式，得到的結果是一個定值。

這個常數稱作該反應的化學平衡常數,簡稱平衡常數
(1)K 的意義： K 值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，它的正反應進行的程度大,反應物的轉化率也越大。因此，平衡常數的大小能夠衡量一個化學反應進行的程度，又叫反應的限度。
(2)一定溫度時，同一個反應,其化學方程式書寫方式、配平計量數不同，平衡常數表達式不同。
(3)在平衡常數的表達式中，物質的濃度必須是平衡濃度（固體、純液體不表達）。在稀溶液中進行的反應，水的濃度可以看成常數，不表達在平衡常數表達式中，但非水溶液中的反應，如果反應物或生成物中有水，此時水的濃度不能看成常數。
(4)K>105 時,可認為反應進行基本完全。
(5)K只與溫度有關，與反應物或生成物濃度變化無關，與平衡建立的途徑也無關，在使用時應標明溫度。溫度一定時， K 值為定值。
2 、平衡轉化率
(1)定義:物質在反應中已轉化的量與該物質總量的比值
(2)表達式:
小結：反應的平衡轉化率能表示在一定溫度和一定起始濃度下反應進行的限度。
利用化學平衡常數可預測一定溫度和各種起始濃度下反應進行的限度。
(3)產品的產率:轉化率的研究對象是反應物，而產率的研究對象是生成物。
有關等效平衡的知識點!等效平衡
等效平衡問題是指利用等效平衡(相同平衡或相似平衡)來進行的有關判斷和計算問題，即利用與某一平衡狀態等效的過渡平衡狀態(相同平衡)進行有關問題的分析、判斷，或利用相似平衡的相似原理進行有關量的計算。所以等效平衡也是一種思維分析方式和解題方法。這種方法往往用在相似平衡的計算中。
由上敘述可知，相同平衡、相似平衡和等效平衡是不同的，相同平衡是指有關同一平衡狀態的一類計算，相似平衡是指幾個不同但有著比值關系的平衡的一類計算，而等效平衡則是利用平衡等效來解題的一種思維方式和解題方法。
建立相同平衡或相似平衡與外界條件有關，一是恒溫恒容，一是恒溫恒壓。
①在恒溫、恒壓下，只要能使各物質的初始物質的量分別相等，就可以建立相同平衡。兩個平衡的所有對應平衡量(包括正逆反應速率、各組分的物質的量分數、物質的量濃度、氣體體積分數、質量分數等)完全相等。只要能使各物質初始物質的量之比相等就可以建立相似平衡。即兩平衡的關系是相似關系。兩平衡中各組分的物質的量分數、氣體體積分數、質量分數、各反應物的轉化率等對應相等；而兩平衡中的正逆反應速率、各組分平衡時的物質的量及物質的量濃度等對應成比例。
②在恒溫、恒容下，只要使各物質初始濃度相等即可建立相似平衡。即兩平衡的關系是相似關系。兩平衡中的正、逆反應速率、各組分平衡時的物質的量濃度、物質的量分數、氣體體積分數、質量分數、各反應物的轉化率等對應相等；而兩平衡中各組分平衡時的物質的量等對應成比例。
注意事項:
1、平衡等效，轉化率不一定相同
①若是從不同方向建立的等效平衡，物質的轉化率一定不同。如在某溫度下的密閉定容容器中發生反應2M(g)+ N(g)=2E(g)，若起始時充入2molE，達到平衡時氣體的壓強比起始時增大了20% ，則E的轉化率是40%；若開始時充入2molM和1molN ，達到平衡后， M的轉化率是60% 。
②若是從一個方向建立的等效平衡，物質的轉化率相同。如恒溫恒壓容器中發生反應2E(g) =2M(g)+ N(g)，若起始時充入2molE，達到平衡時M的物質的量為0.8mol，則E的轉化率是40%；若開始時充入4molE，達到平衡后M的物質的量為1.6mol，則E的轉化率仍為40% 。
2、平衡等效，各組分的物質的量不一定相同
①原料一邊倒后，對應量與起始量相等的等效平衡，平衡時各組分的物質的量相等。
②原料一邊倒后，對應量與起始量比相等(不等于1)的等效平衡，平衡時各組分的物質的量不相等，但各組分的物質的量分數相等。
等效平衡問題由于其涵蓋的知識豐富，考察方式靈活，對思維能力的要求高，一直是同學們在學習和復習“化學平衡”這一部分內容時最大的難點。近年來，沉寂了多年的等效平衡問題在高考中再度升溫，成為考察學生綜合思維能力的重點內容，這一特點在2003年和2005年各地的高考題中體現得尤為明顯。很多同學們在接觸到這一問題時，往往有一種恐懼感，信心不足，未戰先退。實際上，只要將等效平衡概念理解清楚，加以深入的研究，完全可以找到屢試不爽的解題方法。
等效平衡問題的解答，關鍵在于判斷題設條件是否是等效平衡狀態，以及是哪種等效平衡狀態。要對以上問題進行準確的判斷，就需要牢牢把握概念的實質，認真辨析。明確了各種條件下達到等效平衡的條件，利用極限法進行轉換，等效平衡問題就能迎刃而解了。
一．概念辨析
概念是解題的基石。只有深入理解概念的內涵和外延，才能在解題中觸類旁通，游刃有余。人教版教材對等效平衡概念是這樣表述的：“實驗證明,如果不是從CO和H2O(g)開始反應,而是各取0.01molCO2和0.01molH2,以相同的條件進行反應,生成CO和H2O(g),當達到化學平衡狀態時，反應混合物里CO、H2O(g)、CO2、H2各為0.005mol,其組成與前者完全相同（人教版教材第二冊(必修加選修)第38頁第四段）。”這段文字說明了，化學平衡狀態的達到與化學反應途徑無關。即在相同的條件下,可逆反應無論從正反應開始還是從逆反應開始，還是從既有反應物又有生成物開始，達到的化學平衡狀態是相同的，平衡混合物中各組成物質的百分含量保持不變，也就是等效平衡。
等效平衡的內涵是，在一定條件下（等溫等容或等溫等壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的質量分數（或體積分數）都相同，這樣的平衡互為等效平衡。