《化學反應原理》知識點總結篇一：《選修4_化學反應原理》焓變知識點總結【一、焓變、反應熱要點一：反應熱（焓變）的概念及表示方法化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以用熱量來描述，叫做反應熱，又稱焓變，符號為AH單位為m規定放熱反應的A為“一”，吸熱反應的A為"”。特別提醒：（1）描述此概念時，無論是用“反應熱”、“焓變”或“A”表示，其后所用的數值必須帶“”或“一”。（）單位是m而不是J熱量的單位是J（3）在比較大小時，所帶“+”“—”符號均參入比較。要點二：放熱反應和吸熱反應?放熱反應的A為“一”或A<；吸熱反應的A為“”或A〉=（生成物的總能量）一（反應物的總能量）=（反應物的鍵能）一（生成物的鍵能）2．常見的放熱反應和吸熱反應①放熱反應：活潑金屬與水或酸的反應、酸堿中和反應、燃燒反應、多數化合反應。②吸熱反應：多數的分解反應、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應、水煤氣的生成反應、炭與二氧化碳生成一氧化碳的反應3．需要加熱的反應，不一定是吸熱反應；不需要加熱的反應，不一定是放熱反應4．通過反應是放熱還是吸熱，可用來比較反應物和生成物的相對穩定性。如（石墨，（金剛石，）△ 9該反應為吸熱反應，金剛石的能量高，石墨比金屬石穩定。二、熱化學方程式的書寫書寫熱化學方程式時，除了遵循化學方程式的書寫要求外，還要注意以下幾點：1．反應物和生成物的聚集狀態不同，反應熱的數值和符號可能不同，因此必須注明反應物和生成物的聚集狀態，用、i分別表示固體、液體和氣體，而不標“l、T”。2△只能寫在熱化學方程式的右邊，用空格隔開，△值“一”表示放熱反應，△值"”表示吸熱反應；單位為“”。3．熱化學方程式中各物質化學式前面的化學計量數僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子數或原子數，因此，化學計量數可以是整數，也可以是分數。4^的值要與熱化學方程式中化學式前面的化學計量數相對應，如果化學計量數加倍，^也要加倍。5．正反應若為放熱反應，則其逆反應必為吸熱反應，二者^的數值相等而符號相反。三、燃燒熱、中和熱、能源要點一：燃燒熱、中和熱及其異同特別提醒：1燃燒熱指的是 可燃物燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，注意：穩定的化合物，如f 而不是（f而不是、f而不是。2中和熱是指酸、堿的稀溶液發生中和反應生成 水所放出的熱量。注意：弱酸、弱—堿電離出+ 需要吸收熱量，故所測定中和熱的數值偏小；濃硫酸與堿測定中和熱時，因濃硫酸釋稀要放熱，故測定的中和熱的數值偏大。3．因燃燒熱、中和熱是確定的放熱反應，具有明確的含義，故在表述時不用帶負號，如 的燃燒熱為 。4．注意表示燃燒熱的熱化學方程式和燃燒的熱化學方程式；表示中和熱的熱化學方程式和表示中和反應的熱化學方程式的不同。燃燒熱以可燃物為標準，且燃燒生成穩定的化合物；中和熱以生成水為標準。要點二：能源新能源的開發與利用,日益成為社會關注的焦點,因此,以新型能源開發與利用為背景材料，考查熱化學方程式的書寫及求算反應熱，已成為高考命題的熱點。關于能源問題，應了解下面的幾個問題：（1）能源的分類：常規能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然氣等）；新能源（可再生能源，如太陽能、風能、生物能；非再生能源，如核聚變燃料）（）能源的開發；①太陽能：每年輻射到地球表面的能量為X9相當于目前全世界能量消耗的萬倍。②生物能：將生物轉化為可燃性的液態或氣態化合物，再利用燃燒放熱。③風能：利用風力進行發電、提水、揚帆助航等技術，風能是一種可再生的干凈能源。④地球能、海洋能。四、反應熱的求算1．由蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分步完成，其反應熱總是相同的。也就是說，化學反應熱只與反應的始態和終態有關，而與具體反應的途徑無關。.反應熱的數值等于（形成新鍵釋放的總能量）與（斷鍵所吸收的總能量）之差，放熱反應△的符號為“一”，吸熱反應△的符號為“L特別提醒：（1）運用蓋斯定律的技巧：參照目標熱化學方程式設計合理的反應途徑，對原熱化學方程式進行恰當“變形”（反寫、乘除某一個數），然后方程式之間進行“加減”，從而得出求算新熱化學方程式反應熱△的關系式。（）具體方法：①熱化學方程式乘以某一個數時，反應熱也必須乘上該數；②熱化學方程式“加減”時，同種物質之間可相“加減”，反應熱也隨之“加減”；③將一個熱化學方程式顛倒時， 的“”“一”號也隨之改變，但數值不變。（）注意、、、分別含有 一、 =一P 中含有 一，含有一， 含有 一、特別提醒】“五看”法判斷熱化學方程式正誤：①看方程式是否配平；②看各物質的聚集狀態是否正確；③看A變化的“十”、“一”是否正確；④反應熱的單位是否為 ?一⑤看反應熱的數值與化學計量數是否相對應。1下.列說法中正確的是 （ ）A物質發生化學反應都伴隨著能量變化.伴有能量變化的物質變化都是化學變化C在一個確定的化學反應關系中，反應物的總能量與生成物的總能量一定不同.在一個確定的化學反應關系中，反應物的總能量總是高于生成物的總能量〖解析〗物質發生化學反應都伴隨著能量的變化，伴有能量變化的物質變化不一定是化學變化，物質發生物理變化、核變化（如原子彈的爆炸）也都伴有能量變化。在一個確定的化學反應中，反應物的總能量設為與生成物的總能量設為之間的關系為： ，化學反應為放熱反應；（201山0東）下列與化學反應能量變化相關的敘述正確的是.生成物能量一定低于反應物總能量B放熱反應的反應速率總是大于吸熱反應的反應速率C應用蓋斯定律，可計算某些難以直接測量的反應焓變D同溫同壓下， 在光照和點燃條件下的A不同〖解析〗生成物的總能量低于反應總能量的反應，是放熱反應，若是吸熱反應則相反，故錯；反映速率與反應是吸熱還是放熱沒有必然的聯系，故錯；是蓋斯定律的重要應用，正確；根據生成物的焓反應物的焓可知，焓變與反應條件無關，故錯。〖答案〗已知在X、 條件下， 氫氣燃燒生成水蒸氣放出 的熱量，下列熱化學方程式正確的是TOC\o"1-5"\h\z. + ；A=+ ?一B + 2A=— ?一c+ =A=g?一. + =A=+ ?一〖解析〗熱化學方程式的書寫要求與普通方程式的區別：①一定要標明各物質的狀態，項中水為液態，排除。②化學計量數可用分數表示其實際物質的量，與熱量成正比。③用A表示其熱效應時，吸熱，其值為正；放熱，其值為負。與 反應生成水蒸氣是放熱反應，A應為負值，而其逆反應A則為正值。故排除、兩項，〖答案〗+A=+S +A=—+ +A=—57.3kJ/mol+ A二一+ A二一+ +A=q+ A=一kJ/mol（1上述）熱化學方程式中，不正確的有___，不_正確的理由分別是 。 根據上述信息，寫出轉化為的熱化學方程式 。 （3上）述反應中，表示燃燒熱的熱化學方程式有___；表_示中和熱的熱化學方程式有___。_導?航?中和熱、燃燒熱是兩種特定形式的反應熱，其基本要求與反應熱相同，同時要注意兩個概念本身的內涵。〖解析〗①中 未注明聚集狀態；A單位應為；②式不符合實際反應情況，碳和水的反應屬于吸熱反應，A>③式中各物質聚集狀態標注中，除外，應為；由④、⑤可得轉化為的熱化學方程式； 時，純物質（指純凈物：單質或化合物）完全燃燒生成穩定化合物時所放出的熱量叫做該物質的燃燒熱；在稀溶液中酸跟堿發生中和反應生成 時，所釋放的熱量稱為中和熱。〖答案〗 ①②③①中 未注明狀態，A單位錯；②式不符合反應事實，吸熱反應A>③式中各物質均處于稀溶液中，狀態除外均為溶液 +A=一 ④⑤⑥6（.201廣0東理綜卷，9）時，已知:則A 則A 與A 和A．AAH3A=H1A+．CAH3A=H1A-gA)H=22HCl(2H2O(g)A=2間的關系正確的是

．ABH3A=H1A+H．ADH3A=H1A-H〖解析〗第三個方程式可由第二個方程式乘以2與第一個方程式相加，有蓋斯定律可知AAA 〖答案〗7已.知下列熱化學反應方程式：+ + A=一kJ/mol+ + A=一kJ/mol+ + A=+則氣體還原足量固體得到固體和氣體時對應的A約為.一 B- O+ O+?導航?像這種根據蓋斯定律進行反應熱計算的試題，關鍵是找出欲求的熱化學方程式與已知幾個熱化學方程式的關系，通過必要的加減乘除除掉欲求熱化學方程式中沒有，而已知熱化學方程式有的物質，如該題欲求的熱化學方程式中沒有和，所以只要想辦法除掉這兩種物質即可。〖解析〗該問題可以轉化為 +＋1A=?所以應用蓋斯定律，若把已知給出的個熱化學方程式按照順序編號為①、②、③，那么①一②X—③X即可。〖答案〗篇二：選修4_化學反應原理知識點總結（免費版）化學選修化學反應原理復習第一章一、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A的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（）符號：△（）單位:kJ/mol3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△為“"或△放熱）△為“”或△☆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 ?與②大多數的分解反應③以、、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（ 分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用表示）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，△加倍；反應逆向進行，△改變符號，數值不變三、燃燒熱1概念：℃， 時， 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 表示。※注意以下幾點：①研究條件：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：1mol④研究內容：放出的熱量。（A.概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成 ，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和反應，其熱化學方程式為： A—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 。.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。第二章一、化學反應速率化學反應速率（）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：AA（U:平均速率，Ac濃度變化，At時間）單位：（?）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：（）、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：充入惰性氣體一總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變f反應速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體一體積增大一各反應物濃度減小f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一平衡II,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，正減小,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： （_）使用化學平衡常數應注意的問題：1、表達式中各物質的濃度是值值變化的濃度值值值值，值不是值起始濃度也不是物質的量。、只與溫度（）有關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是一11而不代入公式。4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。（三）化學平衡常數的應用1、化學平衡常數值的大小是可逆反應值值進行程度值值值的值標志。值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的值值正值向反應值值進值行的程度越大，即該反應進行得越值值完全值值，值反應物轉化率越值高值值。值反之，則相反。一般地，時5該反應就進行得基本完全了。2可以利用值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q濃度積）_反應向正反應方向進行 反應處于平衡狀態〉反應向逆反應方向進行、利用值可判斷反應的熱效應若溫度升高，值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，值減小，則正反應為放熱反應*四、等效平衡1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向1、反應熵變與反應方向：（1）熵應物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為 單位：（2體）系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.

（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即〉〉 ）反應方向判斷依據在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：AA〈反應能自發進行AA 反應達到平衡狀態AAS反應不能自發進行注意：（）A為負，A為正時，任何溫度反應都能自發進行（）A為正，A為負時，任何溫度反應都不能自發進行第三章一、弱電解質的電離1、定義：電解質：,叫電解質非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。混和物強電解質：強酸，強堿，大多數鹽。如、 。 、BaSO4弱電解質：弱酸，弱堿，極少數鹽，水。如〉 ?、o 非金屬氧化物，大部分有機物。如、、、6H1、、、O、6〉、、4H、=、H、??、、電解質與非電解質本質區別：電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物注意：①電解質、非電解質都是化合物②合物注意：①電解質、非電解質都是化合物②等、屬于非電解質③強電解質不等于易溶于水的化合物（如不溶于水，但溶于水的 全部電離，故 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成和離子結合成時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。、濃度：濃度越大，電離程度；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會電離。、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）1、0電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用表示酸，表示堿。）表示方法：1、1影響因素：a電離常數的大小主要由物質的本性決定。b電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。、、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積： +℃時 ?注意： 只與溫度有關，溫度一定，則值一定不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）-14篇三：化學選修《化學反應原理》知識點總結《化學反應原理》知識點總結第一章：化學反應與能量變化、反應熱與焓變：△ 產物反應物、離反應熱與物質能量的關系能量反應物的總能量總能量生成物的總能量反應過程總能量3、反應熱與鍵能的關系△反應物的鍵能總和生成物的鍵能總和、4常見的吸熱、放熱反應⑴常見的放熱反應：①活潑金屬與水或酸的反應②酸堿中和反應③燃燒反應④多數的化合反應⑤鋁熱反應⑵常見的吸熱反應①多數的分解反應②?③ 高溫④高溫5、反應條件與吸熱、放熱的關系：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而取決與反應物和產物具有的總能量（或焓）的相對大小。6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點：①放熱反應△為“”，吸熱反應△為“”△的單位為②反應熱^與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意^的測定條件；絕大多數化學反應的△是在、下測定的，可不注明溫度和壓強。③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。必須注明物質的聚集狀態，熱化學方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學式前面的計量數必須與△相對應；當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符號相反。、7利用蓋斯定律進行簡單的計算、、電極反應的書寫：⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應惰性電極：溶液中陰離子失電子（放電順序： C陰極:（與電源的負極相連）發生還原反應，溶液中的陽離子得電子（放電順序： ）注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示．．．．．．．②電解反應的總方程式要注明“通電”③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示⑵原電池：負極：負極本身失電子，MfMneNefN正極+f2 （即發生吸氧腐蝕）、9電解原理的應用：⑴氯堿工業：陽極石墨 ^ 的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了2陰極：^ 2（陰極產物為、。現象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。1、0化學電源⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似于可燃物的燃燒）；再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是 ^（中性、堿性溶液）f 酸性水溶液。負極反應電池反應正極反應（必須電子轉移相等）⑵充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），1、1計算時遵循電子守恒，常用關系式：2H2O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH~4H~4e1、2金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕＞原電池負極引起的腐蝕＞化學腐蝕＞原電池正極＞電解陰極鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕。負極： f正極： f總反應： =第二章：化學反應的方向、限度和速度、反應方向的判斷依據：△△△△反應不能自發。該判據指出的是一定條件下，自發反應發生的可能性，不能說明實際能否發生反應（計算時注意單位的換算）課本2+ +--+--+ m+-+-n+-2、化學平衡常數：①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數的表達式③平衡常數的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對于給定的化學反應，正逆反應的平衡常數互為倒數④化學平衡常數受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度升高，化學平衡常數增大還是減小與反應吸放熱有關。、平衡狀態的標志：①同一物質的正逆②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△W的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器4、惰性氣體對化學平衡的影響⑴恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動⑶對于△ 的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動5⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。②恒溫恒容，△的反應，只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉化率相同。⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。6充氣問題：以⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低⑵兩種反應物按原比例充，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡⑶初始按系數比充入的反應物或只充入產物，平衡時再充入產物，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡化學反應速率:速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； 圖的分析第三章物質在水溶液中的行為、1強弱電解質：⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用“="，且一步電離；強酸、強堿、大多數鹽都屬于強電解質。⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用“電解質的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質。”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱⑶常見的堿：。O 、 是強堿，其余為弱堿；常見的酸： CBI、 是強酸，其余為弱酸；注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：,而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：2、電離平衡⑴電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，都會引起平衡的移動⑵電離平衡常數（或）表征了弱