高中化学选修四知识点总结

高中化学选修四知识点总结:知识点选修高中化学化学选修4知识点总结高中化学选修四重点化学选修4人教版总结篇一:高中化学选修4知识点总结高中化学选修4知识点总结第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念:当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。Q,0时，反应为吸热反应;Q,0时，反应为放热反应。(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下:Q,,C(T2,T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ?mol-1。反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为:Qp,ΔH,H(反应产物),H(反应物)。(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系:ΔH,0，反应吸收能量，为吸热反应。ΔH,0，反应释放能量，为放热反应。(4)反应焓变与热化学方程式:把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如:H2(g)，O2(g),H2O(l);ΔH(298K),,285.8kJ?mol,1书写热化学方程式应注意以下几点:?化学式后面要注明物质的聚集状态:固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。?化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J?mol,1或kJ?mol,1，且ΔH后注明反应温度。?热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。3、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。对任意反应:aA，bB,cC，dDΔH,,cΔfHmθ(C)，dΔfHmθ(D),,,aΔfHmθ(A)，bΔfHmθ(B),二、电能转化为化学能——电解1、电解的原理(1)电解的概念:在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。(2)电极反应:以电解熔融的NaCl为例:阳极:与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应:2Cl,?Cl2?，2e,。阴极:与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应:Na，，e,?Na。总方程式:2NaCl(熔)2Na，Cl2?2、电解原理的应用(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。阳极:2Cl,?Cl2，2e,阴极:2H，，e,?H2?总反应:2NaCl，2H2O2NaOH，H2?，Cl2?(2)铜的电解精炼。粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。阳极反应:Cu?Cu2，，2e,，还发生几个副反应Zn?Zn2，，2e,;Ni?Ni2，，2e,Fe?Fe2，，2e,Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。阴极反应:Cu2，，2e,?Cu(3)电镀:以铁表面镀铜为例待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。阳极反应:Cu?Cu2，，2e,阴极反应:Cu2，，2e,?Cu三、化学能转化为电能——电池1、原电池的工作原理(1)原电池的概念:把化学能转变为电能的装置称为原电池。(2)Cu,Zn原电池的工作原理:如图为Cu,Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是:Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为:Zn失电子，负极反应为:Zn?Zn2，，2e,;Cu得电子，正极反应为:2H，，2e,?H2。电子定向移动形成电流。总反应为:Zn，CuSO4,ZnSO4，Cu。(3)原电池的电能若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。2、化学电源(1)锌锰干电池负极反应:Zn?Zn2，，2e,;正极反应:2NH4，，2e,?2NH3，H2;(2)铅蓄电池负极反应:Pb，SO42,PbSO4，2e,正极反应:PbO2，4H，，SO42,，2e,PbSO4，2H2O放电时总反应:Pb，PbO2，2H2SO4,2PbSO4，2H2O。充电时总反应:2PbSO4，2H2O,Pb，PbO2，2H2SO4。(3)氢氧燃料电池负极反应:2H2，4OH,?4H2O，4e,正极反应:O2，2H2O，4e,?4OH,电池总反应:2H2，O2,2H2O3、金属的腐蚀与防护(1)金属腐蚀金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。(2)金属腐蚀的电化学原理。生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为:Fe?Fe2，，2e,。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为:O2，2H2O，4e,?4OH,，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为:2Fe，O2，2H2O,2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化:4Fe(OH)2，2H2O，O2,4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为:2H+，2e,?H2?，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。(3)金属的防护金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢,一、化学反应的方向1、反应焓变与反应方向放热反应多数能自发进行，即ΔH,0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。2、反应熵变与反应方向熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。3、焓变与熵变对反应方向的共同影响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。在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH,TΔS,0的方向进行，直至平衡状态。二、化学反应的限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态:当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为:α(A),(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的影响升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。(2)浓度的影响增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。(3)压强的影响ΔVg,0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。ΔVg?0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。(4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理:如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。【例题分析】例1、已知下列热化学方程式:(1)Fe2O3(s)，3CO(g),2Fe(s)，3CO2(g)ΔH,,25kJ/mol(2)3Fe2O3(s)，CO(g),2Fe3O4(s)，CO2(g)ΔH,,47kJ/mol(3)Fe3O4(s)，CO(g),3FeO(s)，CO2(g)ΔH,，19kJ/mol写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式。解析:依据盖斯定律:化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。我们可从题目中所给的有关方程式进行分析:从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。将方程式(3)×2，方程式(2);可表示为(3)×2，(2)得:2Fe3O4(s)，2CO(g)，3Fe2O3(s)，CO(g),6FeO(s)，2CO2(g)，2Fe3O4(s)，CO2(g);ΔH,，19kJ/mol×2，(,47kJ/mol)篇二:高中化学选修4知识点分类总结化学选修4化学反应与原理章节知识点梳理第一章化学反应与能量一、焓变反应热1(反应热:化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为(燃烧热、中和热、溶解热)2(焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号:?H.单位:kJ/mol，即:恒压下:焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。3.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?H0吸收热量的化学反应。(吸热放热)?H为“+”或?H0也可以利用计算?H来判断是吸热还是放热。?H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能?常见的放热反应:?所有的燃烧反应?所有的酸碱中和反应?大多数的化合反应?金属与水或酸的反应?生石灰(氧化钙)和水反应?铝热反应等?常见的吸热反应:?晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl?大多数的分解反应?条件一般是加热或高温的反应?区分是现象(物理变化)还是反应(生成新物质是化学变化)，一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。4.能量与键能的关系:物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。5.同种物质不同状态时所具有的能量:气态液态固态6.常温是指25，101.标况是指0,101.7.比较?H时必须连同符号一起比较。二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:?热化学方程式必须标出能量变化，即反应热?H，?H对应的正负号都不能省。?热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(s,l,g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示)?热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。?热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数?各物质系数加倍，?H加倍，即:?H和计量数成比例;反应逆向进行，?H改变符号，数值不变。6.表示意义:物质的量—物质—状态—吸收或放出*热量。三、燃烧热1(概念:101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物(二氧化碳、二氧化硫、液态水H2O)时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。※注意以下几点:?研究条件:101kPa?反应程度:完全燃烧，产物是稳定的氧化物。?燃烧物的物质的量:1mol?研究内容:放出的热量。(ΔH0，单位kJ/mol)2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。3.石墨和金刚石的燃烧热不同。不同的物质燃烧热不同。四、中和热1(概念:在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，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:看课本装置图(1)一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量(如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小)，一般中和热为57.3kJ/mol。(2)若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。(3)若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。(4)在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。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。六、能源注:水煤气是二次能源。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)?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?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?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)?影响因素:?决定因素(内因):反应物的性质(决定因素)?条件因素(外因):浓度(固体和纯液体除外)，压强(方程式中必须要有气体)，温度(提高了反应物分子的能量)，催化剂(降低了活化能)，浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率，温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变，温度和催化剂是分子总数不变。※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?恒温恒容时:充入本体系气体，反应速率增大;充入惰性气体?反应速率不变?恒温恒压时:充入惰性气体?反应速率减小二、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，各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篇三:高中化学选修4知识点总结高中化学选修4知识点总结第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念:当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。Q,0时，反应为吸热反应;Q,0时，反应为放热反应。(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下:Q,,C(T2,T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ?mol-1。反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为:Qp,ΔH,H(反应产物),H(反应物)。(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系:ΔH,0，反应吸收能量，为吸热反应。ΔH,0，反应释放能量，为放热反应。(4)反应焓变与热化学方程式:把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如:H2(g)，O2(g),H2O(l);ΔH(298K),,285.8kJ?mol,1书写热化学方程式应注意以下几点:?化学式后面要注明物质的聚集状态:固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。?化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J?mol,1或kJ?mol,1，且ΔH后注明反应温度。?热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。3、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。对任意反应:aA，bB,cC，dDΔH,,cΔfHmθ(C)，dΔfHmθ(D),,,aΔfHmθ(A)，bΔfHmθ(B),二、电能转化为化学能——电解1、电解的原理(1)电解的概念:在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。(2)电极反应:以电解熔融的NaCl为例:阳极:与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应:2Cl,?Cl2?，2e,。阴极:与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应:Na，，e,?Na。总方程式:2NaCl(熔)2Na，Cl2?2、电解原理的应用(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。阳极:2Cl,?Cl2，2e,阴极:2H，，e,?H2?总反应:2NaCl，2H2O2NaOH，H2?，Cl2?(2)铜的电解精炼。粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。阳极反应:Cu?Cu2，，2e,，还发生几个副反应Zn?Zn2，，2e,;Ni?Ni2，，2e,Fe?Fe2，，2e,Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。阴极反应:Cu2，，2e,?Cu(3)电镀:以铁表面镀铜为例待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。阳极反应:Cu?Cu2，，2e,阴极反应:Cu2，，2e,?Cu三、化学能转化为电能——电池1、原电池的工作原理(1)原电池的概念:把化学能转变为电能的装置称为原电池。(2)Cu,Zn原电池的工作原理:如图为Cu,Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是:Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为:Zn失电子，负极反应为:Zn?Zn2，，2e,;Cu得电子，正极反应为:2H，，2e,?H2。电子定向移动形成电流。总反应为:Zn，CuSO4,ZnSO4，Cu。(3)原电池的电能若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。2、化学电源(1)锌锰干电池负极反应:Zn?Zn2，，2e,;正极反应:2NH4，，2e,?2NH3，H2;(2)铅蓄电池负极反应:Pb，SO42,PbSO4，2e,正极反应:PbO2，4H，，SO42,，2e,PbSO4，2H2O放电时总反应:Pb，PbO2，2H2SO4,2PbSO4，2H2O。充电时总反应:2PbSO4，2H2O,Pb，PbO2，2H2SO4。(3)氢氧燃料电池负极反应:2H2，4OH,?4H2O，4e,正极反应:O2，2H2O，4e,?4OH,电池总反应:2H2，O2,2H2O3、金属的腐蚀与防护(1)金属腐蚀金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。(2)金属腐蚀的电化学原理。生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为:Fe?Fe2，，2e,。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为:O2，2H2O，4e,?4OH,，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为:2Fe，O2，2H2O,2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化:4Fe(OH)2，2H2O，O2,4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为:2H+，2e,?H2?，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。(3)金属的防护金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢,一、化学反应的方向1、反应焓变与反应方向放热反应多数能自发进行，即ΔH,0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。2、反应熵变与反应方向熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。3、焓变与熵变对反应方向的共同影响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。在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH,TΔS,0的方向进行，直至平衡状态。二、化学反应的限度1、化学平衡常数(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示。(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态:当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。2、反应的平衡转化率(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为:α(A),(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。3、反应条件对化学平衡的影响(1)温度的影响升高温度使化学平衡向吸热方向移动;降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。(2)浓度的影响增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。(3)压强的影响ΔVg,0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。ΔVg?0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。(4)勒夏特列原理由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理:如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。【例题分析】例1、已知下列热化学方程式:(1)Fe2O3(s)，3CO(g),2Fe(s)，3CO2(g)ΔH,,25kJ/mol(2)3Fe2O3(s)，CO(g),2Fe3O4(s)，CO2(g)ΔH,,47kJ/mol(3)Fe3O4(s)，CO(g),3FeO(s)，CO2(g)ΔH,，19kJ/mol写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学