篇一：高二化学选修4期末复习提纲学生
高二化学选修4期末复习提纲
第一章 《化学反应与能量 》知识点
1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量。
-12、符号：△H单位：kJ/mol
3、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”
4、常见的放热反应和吸热反应：
燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的
大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应 等一般属于吸热反应。
5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H<0
反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H>0
在数值上等于生成物分子形成新键时所释放的总能量（E2）与反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量（E1）之差，△H=E1-E2
6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。
书写热化学方程式注意事项:
（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。
（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。
（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
7、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。
8、标准燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧的反应热.
热值：在101kPa时，l g物质完全燃烧的反应热.
注意：① 燃烧的条件是在101kPa；② 标准燃烧热:燃料是以1mol作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值；④ 燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。
9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反应生成1mol的水所放出的热量，
－KOH(aq)＋ 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq)＋H2O(l)；ΔH=－57．3 kJ·mol1
10.有效碰撞——能发生化学反应的碰撞。有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高
的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。
活化分子——在化学反应中，能量较高、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的平均能量之差。
第一章 《化学反应与能量 》重点难点考点
1. 沼气是一种能源,它的主要成分是CH4，0.5molCH4完全燃烧生成CO2和水时放出445KJ热量，下列有关热化学方程式正确的是（ ）
A．2CH4(g)+4O2(g)=2CO2(g)+4H2O(l);ΔH=+890KJ/mol
B．CH4(g)+ 2O2(g)= CO2(g)+2H2O(l);ΔH=+890KJ/mol
C．CH4(g)+ 2O2(g)= CO2(g)+2H2O(l);ΔH=-890KJ/mol
D．1/2 CH4(g)+O2(g)=1/2 CO2(g)+H2O(l);ΔH=-890KJ/mol
2.已知有下列热化学方程式：
Zn(s)+1/2O2(g)== ZnO(s); △H= －351.1KJ/mol ,
Hg(l)+ 1/2O2(g)== HgO(s) ; △H= －90.7KJ/mol,由此可知：
Zn(s)+ HgO(s)== ZnO(s)+ Hg(l)，在相同条件下的△H为（）
A．－441.8KJ/mol B.+260.4KJ/mol
C.+441.8KJ/mol D.－260.4KJ/mol
3.下列关于热化学反应的描述中正确的是
A．HCl和NaOH反应的中和热△H＝－57.3kJ/mol，则H2SO4和Ca(OH)2反映的中和热△H＝2×(－57.3)kJ/mol
B．CO(g)的燃烧热是283.0kJ/mol，则2CO2(g)===2CO(g)＋O2(g)反应的△H＝+2×283.0kJ/mol
C．需要加热才能发生的反应一定是吸热反应
D．1mol甲烷燃烧生成气态水和二氧化碳所放出的热量是甲烷的燃烧热
4．下列各组热化学方程式中，化学反应的△H前者大于后者的是
1A.C(s)＋O2(g) ＝CO2(g) △H1 C(s)＋O2(g) ＝CO(g) △H2 2
B.S(s)＋O2(g) ＝SO2(g) △H3 S(g)＋O2(g) ＝SO2(g) △H4
1C. 2H2(g)＋O2(g＝2H2O(l) △H5H2(g)＋O2(g) ＝H2O(l) △H6 2
D. CaO(s)＋H2O(l) ＝Ca(OH)2(s) △H7 CaCO3(s) ＝CaO(s)＋CO2(g) △H8
5.下列反应属于吸热反应的是
A．氢气燃烧 B．葡萄糖在人体内氧化分解
C．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应D．氢氧化钾和硫酸中和
6.灰锡(以粉末状存在)和白锡是锡的两种同素异形体。已知：
①Sn(s、白)＋2HCl(aq)＝SnCl2(aq)＋H2(g)△H1
②Sn(s、灰)＋2HCl(aq)＝SnCl2(aq)＋H2(g)△H2
③Sn(s、灰)Sn(s、白) △H3＝＋2.1kJ/mol
下列说法正确的是
A．△H1＞△H2 B．锡在常温下以灰锡状态存在
C．灰锡转化为白锡的反应是放热反应
D．锡制器皿长期处于低于13.2℃的环境中，会自行毁坏
7.甲醇质子交换膜燃料电池中将甲醇蒸气转化为氢气的两种反应原理是：
－①CH3OH(g)＋H2O(g)=CO2(g)＋3H2(g) △H= ＋ 49.0 kJ·mol1
－②CH3OH(g)＋1/2O2(g)=CO2(g)＋2H2(g) △H=－192.9 kJ·mol1
下列说法正确的是
－－A．CH3OH的燃烧热为192.9 kJ·mol1 B．CH3OH的燃烧热为676.7 kJ·mol1
C．CH3OH转变成H2的过程一定要吸收能量
－D．根据②推知反应： CH3OH(l)＋1/2O2(g)=CO2(g)＋2H2(g)的△H＜－192.9kJ·mol1
8．已知C（石墨，s）=C（金刚石，s）⊿H1>0，P（白磷，s）=P（红磷，s）⊿H2<0下列判断正确的是（ ）
A．说明金刚石比石墨稳定 B．说明红磷比白磷稳定
C．说明红磷比金刚石稳定 D．此变化为物理变化
9．写出下列反应的热化学方程式
（1）1摩尔乙醇完全燃烧生成二氧化碳和液态水，放出1366.8 kJ热量
（2）1摩尔C（石墨）与适量水蒸气反应生成一氧化碳和氢气，吸收131.3 kJ热量
10.化学反应中，只有极少数能量比平均能量高得多的反应物分子发生 能量 碰撞时才可能发生化学反应，这些分子称为活化分子，使普通分子变成 （） 活化分子所需提供的最低限度的能量叫活化能，其单位 通常用kJ/mol表示。请认真观察右图，然后回答问题。 ⑴图中所示反应是_________（填“吸热”或“放热”）反应， 总能量（该反应________（填“需要”或“不需要”）加热，该反应 的ΔH是_______________（用E1、E2表示）。 ⑵已知热化学方程式：H2（g）＋1/2 O2（g）＝H2O（g） ΔH＝－241.8 kJ·总能量（E－1反应过程 该反应的活化能为167.2 kJ·mol，则其逆反应的活化能为_________________。
⑶对于同一反应，图中虚线（Ⅱ）与实线（Ⅰ）相比，活化能大大降低，活化分子数百分数增多，反应速率加快，你认为最可能的原因是________________________。
11.已知化学反应N2+3H2=2NH3的能量变化如图所示，
（1）1mol N 和3mol H 生成1mol NH3（g）是
能量的过程（填“吸收”或“释放”）。
（2）13N2(g)+H2(g)=NH3(g ) △H 22
（3）N2(g)和H2生成NH3(1)的热化学方程式为
第二章《化学反应速率和化学平衡》知识点
第一节 化学反应速率
1．化学反应速率是用来衡量化学反应行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2．表示方法：v(A)=△c(A)/△t =△n(A)/△t.V
单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h)
3．同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，速率之比等于其计量数之比。
4．影响因素——浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等
（1）浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固体物质的量对速率无影响。
（2）压强：对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V正、V
对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，逆的改变程度是相同的；
V正、V逆的改变程度是不相同的。
（3）温度：温度对V正、V逆的影响是不同的，升温时吸热反应一边增加的倍数要大于放热反应一边增加的倍数；降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。
（4）催化剂：使用催化剂能同等程度地改变V正、V逆。
第二节 化学反应的方向和限度
1． 在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应。
2． 自发进行的方向——体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。
熵(S)——衡量一个体系混乱度的物理量。
3． 焓变（△H）与混乱度（△S）综合考虑
混乱度：气态＞液态＞固态
4．化学反应方向的控制
△H＜0、△S＞0，一定能自发进行
△H＞0、△S＜0，一定不能自发进行
△H＜0、△S＜0，低温下能自发进行
△H＞0、△S＞0，高温下能自发进行
5．化学反应的限度
1）化学平衡状态——在一定条件下的可逆反应，正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓 度不再发生变化。一定条件下可逆反应进行的最大限度。
2）化学平衡的特点——动态平衡，V正=V逆≠0，
3）化学平衡常数——一定温度下，到达平衡后各物质的物质的量浓度的关系。表达式：
4）化学平衡判断的标志
a．V正＝V逆。即单位时间内某一物质生成量和消耗量相等，或对某一物质而言生成化学键的量和断裂化学键的量相等。
b．体系中各组分物质的百分含量保持不变。即各种物质的浓度、物质的量、颜色等都不变；混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量也不变。（但对于反应前后气体总分子数不变的可逆反应，就不能用混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量已经不变来判断可逆反应已经达到平衡）
第三节 化学平衡的移动
1．影响因素：浓度、压强、温度
平衡移动规律（勒夏特列原理）改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。
2．等效平衡——同一反应，在一定条件下所建立的两个或多个平衡中，混合物中各成分的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。
3．等效平衡的分类（参阅上次下发的讲义）
I类：恒温恒容下对于反应前后气体体积发生变化的反应来说（即△V≠0的体系）：等价转化后，对应各物质起始投料的物质的量与原平衡起始态相同。
II类：恒温恒容下对于反应前后气体体积没有变化的反应来说（即△V=0的体系）：等价转化后，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。 III类：恒温恒压下对于气体体系等效转化后，要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。
4． 速率和平衡图像分析
（1）反应速度图像——看起点，看变化趋势，看终点。
（2）化学平衡图像分析法：
三步分析法：一看速率变化；二看正逆速率变化的相对大小；三看化学平衡移动的方向。 四要素分析法：看曲线的起点、变化趋势、转折点、终点。
先拐先平：先出拐点的曲线先达到平衡。
定一议二：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。
第四节 化学反应条件的控制
1． 硫代硫酸钠与酸反应速率的影响因素——浓度、温度对化学反应速率的影响；
2． 催化剂对过氧化氢分解反应速率的影响——MnO2、CuO、FeCl3等对过氧化氢分解都有催
化作用，但催化效果不同，且同一催化剂的接触面大小、颗粒大小也会影响效率。
3． 反应条件对平衡的影响
氯化钴溶液中，加入浓盐酸会使平衡向四氯合钴(II)离子方向移动，使蓝色加深，加水稀释，使平衡向六水合钴(II)离子方向移动，使溶液颜色由蓝色逐渐转变为粉红色。
二氯化钴的水合物在加热时会逐步失水，并呈现不同的颜色，温度升高，颜色由粉红色转变为蓝色，说明平衡向二氯化钴方向移动。
第二章《化学反应速率和化学平衡》重点难点考点
1．反应：A + 3B 2C + D，在四种不同情况下的反应速率分别为：
②vB?0.6mol·L?1·min?1 ①vA?0.15mol·L?1·min?1
③vC?0.4mol·L?1·min?1 ④vD?0.45mol·L?1·min?1
该反应进行得最快的是（ ）
A．①B．④ C．①④D．②③
2．对于反应N2 + O2
在密闭容器中进行，下列条件哪些不能加快反应的化学反应的化学反应速率（温度不变）（ ）。
A．缩少体积使压强增大 B．体积不变充入N2使压强增大
C．体积不变充入 He使压强增大D．使用催化剂
3．在容积一定的密闭容器中，反应2AB（g）＋C（g）达到平衡后，升高温度容器内
气体的密度增大，则下列叙述正确的是 （ ）
A.正反应是吸热反应，且A不是气态 B.正反应是放热反应，且A是气态
C.其他条件不变，加入少量A，该平衡向正反应方向移动
D. 改变压强对该平衡的移动无影响
4．在一定条件下，在2L的密闭容器中充入2molSO2 和一定量的O2 ，发生反应2SO2+O22SO3，进行到4min时，测得n(SO2)=0.4mol,若反应进行到2min时，容器中n(SO2)为（）
A．1．6mol B.1.2mol C.大于1.6mol D.小于1.2mol
5．一定条件下反应A2(g)＋B2(g)2AB(g)达到平衡状态的标志是
A．2υ(正、A2)＝ υ(逆、AB)
B．容器内的总压强不随时间而变化
C．单位时间内生成n mol AB的同时，生成n mol的B2
D．A2、B2、AB的反应速率比为2：2：1的状态
6．下列叙述中，不能用平衡移动原理解释的是
A．红棕色的NO2，加压后颜色先变深后变浅
B．高压比常压有利于合成SO3的反应
C．由H2、I2(g)、HI(g)气体组成的平衡体系加压后颜色变深
D．黄绿色的氯水光照后颜色变浅
7．自发进行的反应一定是
A、吸热反应 B、放热反应 C、熵增加反应 D、熵增加或者放热反应
8．在密闭容器中进行如下反应：X2(g)+Y2(g) 2Z(g)，已知X2、Y2、Z
的起始浓度分别为0.1mol/L、0.3mol/L、0.2mol/L，在一定条件下，当反应达到平衡时，各物质的浓度有可能是
A．Z为0.3mol/L B．Y2为0.4mol/L
C．X2为0.2mol/L D． Z为0.4mol/L
9．下列对化学平衡移动的分析中，不正确的是．．．
①已达平衡的反应C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)，当增加反应物物质的量时，平衡一定向正反应方向移动
②已达平衡的反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，当增大N2的浓度时，平衡向正反应方向移动，N2的转化率一定升高
③有气体参加的反应平衡时，若减小反应器容积时，平衡一定向气体体积增大的方向移动
篇二：高二化学选修4期末复习提纲
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第一章
知识网络
本质原因：化学反应是旧键断裂和新键形成的过程 H＞0
化学反
H，单位是kJ/mol 应中的
热量变放热反应：△H＜0
化
反应热的测量：一般利用量热计进行测量
反应热的计算：可利用盖斯定律计算无法测量的反应热
1、活化分子：能够发生的分子叫做活化分子。加入反应物，活化分子数目，活化分子百分数 （填增大、减小、不变，下同），有气体参加反应的增大容器压强，活化分子数目，活化分子百分数 升高容器温度，活化分子数目，活化分子百分数
2、放热反应：反应物总能量填大于、小于或等于，下同)生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量 成键放出的能量，△H 0
吸热反应：反应物总能量 (填大于、小于或等于，下同)生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量 成键放出的能量，△H 0
利用反应物和生成物键能之和比较，△H = 。
利用反应物和生成物的总能量比较，△H = 。
3、常见的放热反应类型有：、、、 常见的吸热反应类型有：、、、 4、热化学方程式的正确书写：要注明反应的、件下进行的，可以不予注明。要注明反应物和生成物的聚集状态或晶形。常用 、 、 、分别表示固体、液体、气体和溶液。一定要注明反应的焓变（△H）。注意△H由符号、数值、单位三个部分组成。而其中数值部分与热化学方程式中的系数有关。即方程式中的焓变的数值之比等于同意反应的不同方程式中同种物质的系数之比。
热化学方程式中的化学计量数以“mol”为单位，可以是分数，△H的单位永远是___________。 5、中和反应反应热的测定实验中：用到的玻璃仪器有：、以及泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板。 其中泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板的作用是：6、中和热的定义： 在测定中和热的实验过程中，为保证数据的测量准确，要用强酸和强碱的稀溶液。
7、燃烧热的定义： 8、现在正在探索的新能源有：、、、9、盖斯定律的内容：
1
10、在同温同压下，下列各组热化学方程式中，△H1>△H2的是（ ） A、2H2（g）+ O2(g)=2H2O(g) △H1； 2H2（g）+ O2(g)=2H2O(l) △H2 B、S(g) + O2(g) = SO2(g) △H1 ；S(s) + O2(g) = SO2(g) △H2 C、C(s) + 1/2 O2(g) = CO(g) △H1 ； C(s) + 1O2(g) = CO2 (g) △H2
D、H2 (g) + Cl2(g) =2HCl(g) △H1；1/2 H2 (g) + 1/2 Cl2(g) = HCl(g) △H2 11、已知下列热化学方程式：
(1)Fe2O3(S) + 3CO (g) = 2 Fe(S) + 3 CO2(g) △H1= —26.7KJ/mol (2) 3Fe2O3(S) + CO (g) = 2 Fe3O4(S) + CO2(g) △H2= —50.75KJ/mol (3) Fe3O4(S) + CO (g) = 3 FeO(S) + CO2(g) △H3= —36.5KJ/mol
不用查表，计算反应FeO（s） + CO(g) = Fe (s) + CO2 (g)的焓变。
12、已知H2的燃烧热是285.8 KJ/mol，C3H8的燃烧热是2220 KJ/mol，某H2 和C3H8的混合气体共5mol，完全燃烧时放出的热量为3847KJ，则混合气体中H2和C3H8的体积比为
13、在一定条件下，CH4和CO燃烧热分别为890 KJ/mol、283 KJ/mol。在该条件下一定量的CH4和CO混合气体完全燃烧后，放出的热量为262.9KJ，生成的CO2用过量的饱和石灰水完全吸收，可得到50g白色沉淀。求混合气体中CH4和CO的体积比14．写出下列反应的热化学方程式
（1）1摩尔乙醇完全燃烧生成二氧化碳和液态水，放出1366.8 kJ热量
（2）1摩尔C（石墨）与适量水蒸气反应生成一氧化碳和氢气，吸收131.3 kJ热量
（3）标准状况下将纯净的CH41L在空气中完全燃烧，生成CO2气和液态水，放出39.75kJ热量，则CH4燃烧热的热化方程式为：_______________________ 。（4）由氢气和氧气反应生成1摩尔水蒸气放热241.8 kJ热量，写出该反应的热化学方程式
，反应热为1克水蒸气转化为液态水放热2.444kJ，则氢气燃烧生成液态水的热化学方程式为 氢气的燃烧热为。
－－－
15.已知H-H键的键能为436kJ·mol1，Cl-Cl键的键能为243kJ·mol1，H-Cl键的键能为431kJ·mol1，则H2(g)+Cl2(g)==2HCl(g)的反应热（△H）等于
第二章
一、化学反应速率
1、意义：用来衡量化学反应进行的
2、表示方法：通常用单位时间内 来表示， ≠c+d时，压强不再变化；混合气体密度或平均分子量不再变化（5）颜色 v= 或 （二）影响化学平衡移动的因素 3、影响因素 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内因：参加反应物质本身的（最主要因素） 生成物的浓度，都可以使平衡向______方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使外因：对某一确定的反应，外界因素（ ， ， ， 等）都存在影响。 平衡向_______方向移动 4、在应用化学反应速率的时候应该注意的几个（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡______ 问题：
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度____，生成物浓度也____， V正____，V逆
（1）在中学化学里通常说的化学反应速率一般是指 速率。。 也_____，但减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_____的方向移动。 （2）由于 △ c是取浓度的变化的绝对值，故2、温度对化学平衡移动的影响 反应速率都取 值。 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_________方向移动，温度降低会（3）表示一个化学反应的反应速率的时候必须使化学平衡向着_________方向移动。 指明是用哪一种反应物或生成物来表示 3、压强对化学平衡移动的影响 （4）一般不用 和表示反应的化学反影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着____________方向移动；减小压强，会使平衡应速率。（5）同一个化学反应，在同一段时间内，用不同物质表示反应速率时，数值不同，各物质速向着__________方向移动。 率之比等于。 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 5、化学反应速率的测量 （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 化学反应速率测量是通过实验测定的。因为化学反应中发生的是体系中化学物质（包括反应物和生成（3）在体积恒定的容器内，充入不发生化学反应的气体，由于浓度不变，速率不变，所以平衡_____ 物），所以与其中任何一种化学物质的浓度（或质量）相关性质在测量反应速率都可以加以利用。 （4）在恒压容器内，充入不发生化学反应的气体，由于体积变大，各物质的浓度变小，速率变化，6、用于化学反应速率测量的基本性质 所以平衡______ （1）直接可观察的性质，如释放出气体和体系压强。 （5）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。 （2）依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。 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（3）在溶液中，当反应物和产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的平衡________。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_____。 正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。 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），平衡向着二、化学平衡 能够_______这种改变的方向移动 （一）对化学平衡移动的理解 三、化学平衡常数 1.定义： （一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，______________________________________可逆反应：在相同条件下，既能向 进行，同时又能向进行的反应。 比值。符号：____ 不可逆反应：在同一条件下，不能同时向两个方向进行的反应。可看成正、逆反应的趋势差别很大，（二）使用化学平衡常数K应注意的问题： 反应―一边倒‖。 1、表达式中各物质的浓度是________，不是起始浓度也不是物质的量。 化学平衡状态：在一定条件下，当一个可逆反应进行到时，___ 2 、 K 只与 _____ 有关，与反应物或生成物的浓度无关。 不再改变，达到表面上静止的一种― ‖，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 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2、化学平衡的特征 式。 ____（同一物质的正逆反应速率相等） ____（动态平衡） 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。 ____（各物质的浓度与质量分数恒定） ____（条件改变，平衡发生变化） 5、非水溶液中的反应，如有水生成或有水参加反应，此时水的浓度不可视为常数，必须表示在平衡3、判断平衡的依据 关系式中。 （1）各物质浓度、质量分数不再变化 6、K是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数_____。若方程式中各物质的系数
等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数________。（三）化学平衡常数K的应用:
（2）同物质：V正=V逆【生成a molX的同时消耗a molX 或b molY】
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应_______的标志。K值越大，说明平衡时_____的浓度越大，它
不同物质：异方向，量相当【生成a molX的同时生成c molR】（3）体系温度不再变化（4）a+b的______进行的程度越大，即该反应进行得越_____，反应物转化率越____。
2
一般地，K>____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：浓度商） 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_____反应 若温度升高，K值减小，则正反应为_____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、原因：由于化学平衡状态与条件有关，而与建立平衡的途径无关，因此，同一可逆反应，从不同的状态开始，只要达到平衡时的条件（温度、浓度、压强等）相同，则可以形成等效平衡。 五、化学反应进行的方向
1、在热力学中有两条重要的基本自然规律，控制着所有物质体系的变化方向： （1）物质体系倾向于取得最低的________； （2）物质体系倾向于取得最大的_________。
对于一种物质来说，物质发生着从固态、液态至气态的变化过程，在此过程中，物质的混乱度____，其熵值也在____。
2、自发反应中的焓变和熵变的关系：
（1）放热的过程可能是熵____的过程，如铁生锈、氢气燃烧等；也可能是熵_________或______的过程，如甲烷燃烧、氢气与氯气化合等。
（2)吸热的自发过程是熵_____的过程，如冰的融化、硝酸氨溶于水等。 （3）无热效应的自发过程是熵____的过程，如两种理想气体的混合等。
为强电解质）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
第三章
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质： 非电解质 ： 。
强电解质 ： 。 弱电解质： 。 混和物
强电解质： 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质： 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、
HO??。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）能否 （以能否导电来证明是否电离） 电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
3、强电解质与弱电质的本质区别：在水溶液中是否（或是否存在电离平衡） 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
3
4、强弱电解质可通过实验证明进行判定的方法有(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验；（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH2； （3）测NaAc溶液的pH值；
（4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH a +2
（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈 性 （6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积 10mL; （7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率 5、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA) (HB) (2)pH值相同时，溶液的浓度CCHB
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHpHHB
6、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成程就达到了，这叫电离平衡。
7、电离平衡的特点：（具体参看《优化设计》P54）
8、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；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 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。
9、电离方程式的书写：参看《完全解读》124--125 10、电离常数：定义、意义参看《完全解读》P125
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：通常，上式也可简写为:
水的离子积：KW
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] =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 3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制） ②温度：促进水的电离（水的电离是
③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）4、溶液的酸碱性和pH：
（1）（计算公式）
注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ； （5）终点确定：最后一滴刚好使指示剂颜色发生明显变化。30s内不恢复原色 ②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）； （6）指示剂的选择：参看《完全解读》P134-135.。如（酸滴定碱用甲基橙、碱滴定酸用酚酞）③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是溶液）。 （6）数据处理与误差分析：读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值。 （2）pH的测定方法： 3、酸碱中和滴定的误差分析 酸碱指示剂—— 、 、。 误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析 pH试纸 —操作 式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度； 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： pH计
n酸?c酸?V酸c碱= 三 、混合液的pH值计算方法公式
n?V碱碱1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]
++
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过混 =（[H]1V1+[H]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它） 程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混) 致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它） 出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，四、稀释过程溶液pH值的变化规律： 即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。 1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原+ n （但始终不能大于或等于7） n酸?c酸?V酸
n
即：c= 碱2、弱酸溶液：稀释10倍时，pH稀 pH原+n （但始终不能大于或等于7）
n碱?V碱
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原－n（但始终不能小于或等于7） 4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀 pH原－n （但始终不能小于或等于7） 同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7 6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。 五、酸碱中和滴定： 1、中和滴定的原理 中和滴定： —++-实质：H+OH=H2O 即酸能提供的H和碱能提供的OH物质的量相等。 2、中和滴定的操作过程： （1）仪器： 、 ，移液管，滴定管夹，锥形瓶，烧杯，铁架台。 注意：①酸式滴定管不能盛放液、氢氟酸以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液；碱式滴定管不能盛放酸性溶液和溶液。②滴定管的刻度，O刻度在，往下刻度标数越来越大，全部容积 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定 使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 。 六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解） （2）药品：标准液；待测液；指示剂。 1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子（弱碱的或弱酸的）跟水电离出来的或 （3）准备过程： 结合生成弱电解质的反应。 准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用2、水解的实质： 水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始) 3、盐类水解规律： 注意：为什么用水洗后，还要用标准液洗？ 但锥形瓶不能用待测液洗？ ①有显谁性，两弱都水解，同强显中性。 （4）滴定方法：手的姿势、速度先快后慢 ②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3) 注意：①手眼：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化 4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热 ②速度先快后慢 5、影响盐类水解的外界因素：
4
①温度：温度越水解程度越大 （水解吸热，越热越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越 （越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 水解而 阳离子水解； -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4-显
②电离程度＞水解程度，显 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-） 7、双水解反应： （1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写 并标，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 8、盐类水解的应用：
详细参看《完全解读》P147-149 七、电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。 2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写 注意：电离方程式和水解方程式的区别。 八、溶液中微粒浓度的大小比较
1、基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：（以Na2CO3溶液为例）①离子电荷守恒：（无分子出现）
任何溶液均显电 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和 Na2CO3
—
②物料守恒: （无H+、OH出现）
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和③质子守恒：（无溶质的离子出现） 即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数 == C（OH-）
2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律： ①中常化学常见的有三对
等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈 性 等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液性 等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈性 可参看《完全解读》P146-147。 九、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。200C
5
常把溶解度S 10g的称为易溶物，在1~10g的为可溶物，在0.01~1g的为微溶物，小于0.01g的
为难溶物。
（2）反应后离子浓度降至=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。 （4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。 （6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq) 注意区别溶解平衡和电离平衡。 3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化还原沉淀法： 4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①；②；③。 5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度的。如：AgClAgI Ag2S
第四章
[知识概括]
一个反应：氧化还原反应 两个转化：化学能和电能的相互转化 三个条件：原电池、电解池和电镀池的形成条件四个池子：原电池、电解池、 电镀池、精炼池 第一节 原电池 原电池：
1、概念： 2、组成条件：①_______________________________ ②_______________________________ ③
3、电子流向：外电路：
内电路：盐桥中液。
4、电极反应：以锌铜原电池为例：
负极： 反应：（较活泼金属）
正极： 反应：（较不活泼金属） 总反应式：
篇三：高二化学选修4期末复习提纲
高二化学选修4期末复习提纲
第一章
知识网络
本质原因：化学反应是旧键断裂和新键形成的过程
H＞0
化学反
H，单位是kJ/mol 应中的
热量变放热反应：△H＜0 化
反应热的测量：一般利用量热计进行测量 反应热的计算：可利用盖斯定律计算无法测量的反应热
1、活化分子：能够发生数目，活化分子百分数 （填增大、减小、不变，下同），有气体参加反应的增大容器压强，活化分子数目，活化分子百分数 升高容器温度，活化分子数目，活化分子百分数
2、放热反应：反应物总能量填大于、小于或等于，下同)生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量 成键放出的能量，△H 0
吸热反应：反应物总能量 (填大于、小于或等于，下同)生成物总能量，从微观角度讲，断键吸收的能量 成键放出的能量，△H 0
利用反应物和生成物键能之和比较，△H = 。 利用反应物和生成物的总能量比较，△H = 。
3、常见的放热反应类型有： 常见的吸热反应类型有：
4、热化学方程式的正确书写：要注明反应的若反应是在 用 、 、 、分别表示固体、液体、气体和溶液。一定要注明反应的焓变（△H）。注意△H由符号、数值、单位三个部分组成。而其中数值部分与热化学方程式中的系数有关。即方程式中的焓变的数值之比等于同意反应的不同方程式中同种物质的系数之比。热化学方程式中的化学计量数以“mol”为单位，可以是分数，△H的单位永远是___________。
5、中和反应反应热的测定实验中：用到的玻璃仪器有：、以及泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板。 其中泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板的作用是：
6、中和热的定义：
在测定中和热的实验过程中，为保证数据的测量准确，要用强酸和强碱的稀溶液。
7、燃烧热的定义：
8、现在正在探索的新能源有：
9、盖斯定律的内容：
10、在同温同压下，下列各组热化学方程式中，△H1>△H2的是（ ）
A、2H2（g）+ O2(g)=2H2O(g) △H1； 2H2（g）+ O2(g)=2H2O(l) △H2
B、S(g) + O2(g) = SO2(g) △H1 ；S(s) + O2(g) = SO2(g) △H2
C、C(s) + 1/2 O2(g) = CO(g) △H1 ； C(s) + 1O2(g) = CO2 (g) △H2
D、H2 (g) + Cl2(g) =2HCl(g) △H1；1/2 H2 (g) + 1/2 Cl2(g) = HCl(g) △H2
11、已知下列热化学方程式：
(1)Fe2O3(S) + 3CO (g) = 2 Fe(S) + 3 CO2(g) △H1= —26.7KJ/mol
(2) 3Fe2O3(S) + CO (g) = 2 Fe3O4(S) + CO2(g) △H2= —50.75KJ/mol
(3) Fe3O4(S) + CO (g) = 3 FeO(S) + CO2(g) △H3= —36.5KJ/mol
不用查表，计算反应FeO（s） + CO(g) = Fe (s) + CO2 (g)的焓变。
12、已知H2的燃烧热是285.8 KJ/mol，C3H8的燃烧热是2220 KJ/mol，某H2 和C3H8的混
合气体共5mol，完全燃烧时放出的热量为3847KJ，则混合气体中H2和C3H8的体积比为
13、在一定条件下，CH4和CO燃烧热分别为890 KJ/mol、283 KJ/mol。在该条件下一定量
的CH4和CO混合气体完全燃烧后，放出的热量为262.9KJ，生成的CO2用过量的饱和石灰
水完全吸收，可得到50g白色沉淀。求混合气体中CH4和CO的体积比
14．写出下列反应的热化学方程式
（1）1摩尔乙醇完全燃烧生成二氧化碳和液态水，放出1366.8 kJ热量
（2）1摩尔C（石墨）与适量水蒸气反应生成一氧化碳和氢气，吸收131.3 kJ热量
（3）标准状况下将纯净的CH41L在空气中完全燃烧，生成CO2气和液态水，放出39.75kJ
热量，则CH4燃烧热的热化方程式为：_______________________ 。
（4）由氢气和氧气反应生成1摩尔水蒸气放热241.8 kJ热量，写出该反应的热化学方程式
1克水蒸气转化为液态水
放热2.444kJ，则氢气燃烧生成液态水的热化学方程式为 氢气的燃烧热为。
－－15.已知H-H键的键能为436kJ·mol1，Cl-Cl键的键能为243kJ·mol1，H-Cl键的键能为
－431kJ·mol1，则H2(g)+Cl2(g)==2HCl(g)的反应热（△H）等于。
第二章
一、化学反应速率
1、意义：用来衡量化学反应进行的
2、表示方法：通常用单位时间内 来表示，
3、影响因素
内因：参加反应物质本身的（最主要因素）
外因：对某一确定的反应，外界因素（ ， ， ， 等）都存
在影响。
4、在应用化学反应速率的时候应该注意的几个问题：
（1）在中学化学里通常说的化学反应速率一般是指 速率。。
（2）由于 △ c是取浓度的变化的绝对值，故反应速率都取 值。
（3）表示一个化学反应的反应速率的时候必须指明是用哪一种反应物或生成物来表示
（4）一般不用 和表示反应的化学反应速率。
（5）同一个化学反应，在同一段时间内，用不同物质表示反应速率时，数值不同，各物质速率之比等于。
5、化学反应速率的测量
化学反应速率测量是通过实验测定的。因为化学反应中发生的是体系中化学物质（包括反应物和生成物），所以与其中任何一种化学物质的浓度（或质量）相关性质在测量反应速率都可以加以利用。
6、用于化学反应速率测量的基本性质
（1）直接可观察的性质，如释放出气体和体系压强。
（2）依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。
（3）在溶液中，当反应物和产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
二、化学平衡
（一）对化学平衡移动的理解
1.定义：
可逆反应：在相同条件下，既能向 进行，同时又能向进行的反应。 不可逆反应：在同一条件下，不能同时向两个方向进行的反应。可看成正、逆反应的趋势差别很大，反应―一边倒‖。
化学平衡状态：在一定条件下，当一个可逆反应进行到时，不再改变，达到表面上静止的一种―‖，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
____（同一物质的正逆反应速率相等）
____（动态平衡）
____（各物质的浓度与质量分数恒定）
____（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
（1）各物质浓度、质量分数不再变化
（2）同物质：V正=V逆【生成a molX的同时消耗a molX 或b molY】
不同物质：异方向，量相当【生成a molX的同时生成c molR】
（3）体系温度不再变化
（4）a+b≠c+d时，压强不再变化；混合气体密度或平均分子量不再变化
（5）颜色
（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______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_______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______
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度____，生成物浓度也____， V正____，V逆也_____，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_____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_________方向移动，温度降低会使化学平衡向着_________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____________方向移动；减小压强，会使平衡向着__________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
（3）在体积恒定的容器内，充入不发生化学反应的气体，由于浓度不变，速率不变，所以平衡_____
（4）在恒压容器内，充入不发生化学反应的气体，由于体积变大，各物质的浓度变小，速率变化，所以平衡______
（5）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________。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_____。
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_______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，______________________________________比值。符号：____
（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________，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与_____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。
5、非水溶液中的反应，如有水生成或有水参加反应，此时水的浓度不可视为常数，必须表示在平衡关系式中。
6、K是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数_____。若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数________。（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_______的标志。K值越大，说明平衡时_____的浓度越大，它的______进行的程度越大，即该反应进行得越_____，反应物转化率越____。 一般地，K>____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：浓度商）
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_____反应
若温度升高，K值减小，则正反应为_____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、原因：由于化学平衡状态与条件有关，而与建立平衡的途径无关，因此，同一可逆反应，从不同的状态开始，只要达到平衡时的条件（温度、浓度、压强等）相同，则可以形成等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、在热力学中有两条重要的基本自然规律，控制着所有物质体系的变化方向：
（1）物质体系倾向于取得最低的________；
（2）物质体系倾向于取得最大的_________。
对于一种物质来说，物质发生着从固态、液态至气态的变化过程，在此过程中，物质的混乱度____，其熵值也在____。
2、自发反应中的焓变和熵变的关系：
（1）放热的过程可能是熵____的过程，如铁生锈、氢气燃烧等；也可能是熵_________或______的过程，如甲烷燃烧、氢气与氯气化合等。
（2)吸热的自发过程是熵_____的过程，如冰的融化、硝酸氨溶于水等。
（3）无热效应的自发过程是熵____的过程，如两种理想气体的混合等。
第三章
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：
非电解质 ： 。
强电解质 ： 。
弱电解质： 。
混和物
强电解质： 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质： 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、HO??。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2??
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）能否 （以能否导电来证明是否电离）
《高二化学选修4期末复习提纲》
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