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化学选修四第三章知识点

第三章水溶液中的离子平衡

一、

电解质，强、弱电解质

【知识点】

● 物质分类：

● 电解质：在水溶液或．熔化状态下能导电的化合物．．．

叫电解质。注意：强电解质：。注意：

弱电解质：。注意：

非电解质：。注意：

● 电解质与导电性影响电解质溶液导电性的因素：

【典型例题】

1、判断下列说法中正确的是，错误的说明原因。

① 氯气的水溶液导电，所以氯气是电解质。

② 二氧化碳的水溶液能导电，二氧化碳是电解质。 ③ 硫酸钡的水溶液不导电，但是硫酸钡是电解质。 ④ 氯化钠溶液的水溶液能导电，氯化钠溶液是电解质。 ⑤ 强电解质一定是离子化合物

2、下列物质按纯净物、混合物、电解质和非电解质顺序排列的是

A ．盐酸、空气、醋酸、干冰

B ．冰醋酸、福尔马林、硫酸钠、乙醇

C ．蛋白质、油脂、苛性钾、石灰石

D ．胆矾、漂白粉、氯化钾、硫酸钡

3、强电解质溶液一定比弱电解质的导电性强醋酸溶液中滴入稀氨水，溶液的导电能力发生变化，其电流强度I 随加入氨水的体积V 的变化曲线是（）

【常见错误及注意事项】

二、

电离方程式

【知识点】

● 注意事项：

【典型例题】

1、书写下列物质的电离方程式：

HF NH 3?H 2O

H 2S H 2SO 4

NaHSO 4 ①溶液中 ②熔化时

NaHCO 3

2、下列离子方程式错误的是（）

A. NaHS Na + + H + + S 2-

B. Al(OH)3H 2O + AlO 2- + H +

C.（NH 4）2SO 4==2NH 4++SO 42-

D. HF+H 2O H 3O ++F -

E.H 3PO 43H + + PO 43-

F.CaCO 3Ca 2+ + CO 32-

【常见错误及注意事项】

三、弱电解质电离平衡的移动【知识点】 ● 在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新

结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

● 影响电离平衡的因素：

内因：

外因：①浓度：浓度增大，电离平衡移动，电离程度；

②温度：因电离正反应热，故温度升高，电离平衡移动，电离程度

例．在0.1mol/L CH 3COOH 溶液中改变下列条件，下列各项将如何变化？

平衡移动方向电离程度

n(H +) C(H +) pH 溶液导电能力加水正移增大增大减小增大减弱升温正移增大增大增大减小增强加入固体NaOH 正移增大减小减小增大增强加入无水CH 3COONa

逆移减小减小减小增大增强通入气体HCl 逆移减小增大增大减小增强加等浓度CH 3COOH

不移

不变

增大

不变不变

不变

【典型例题】

1.相同体积的pH =3的强酸溶液和弱酸溶液分别跟足量的镁完全反应，下列正确的是A．弱酸溶液产生较多的氢气B．强酸溶液产生较多的氢气

C．两者产生等量的氢气D．无法比较两者产生氢气的量

2.已知0.1 mol/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO－＋H＋，要使

溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是( )

A、加少量烧碱溶液

B、降低温度

C、加少量冰醋酸

D、加水

3.用水稀释0.1mol·L-1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（）

A、c(OH-)/c(NH3·H2O)

B、c(NH3·H2O)/c(OH-)

C、c (OH-)

D、H+的物质的量

4.在0.1 mol·L－1CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH CH3COO－+ H

＋对于该平衡，下列叙述正确的是（）

A．加入水时，平衡向逆反应方向移动

B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动

C．加入少量0.1 mol·L－1HCl溶液，溶液中c(H＋)减小

D．加入少量CH3COO Na固体，平衡向正反应方向移动

5.100mL 6 mol/L H2SO4跟过量锌粉反应，在一定温度下，为了减缓反应进行的速度，

但又不影响生成氢气的总量，不可向反应物中加入适量的（）

A．碳酸钠(固体) B．水C．硫酸钾溶液D．CH3COONa(固体)

6.下列关于盐酸与醋酸两种稀溶液的说法正确的是( )

A、相同浓度的两溶液中c(H＋)相同

B、100 mL 0.1 mol/L的两溶液能中和等物质的量的氢氧化钠

C、pH＝3的两溶液稀释100倍，pH都为5

D、两溶液中分别加入少量对应的钠盐，c(H＋)均明显减小

7.下列事实可证明氨水是弱碱的是（）

A.氨水能跟氯化亚铁溶液反应生成氢氧化亚铁

B.铵盐受热易分解

C.0.1mol/L氨水可以使酚酞试液变红

D.0.1mol/L氯化铵溶液的pH约为5

8.为证明某可溶性HX是弱酸，某同学设计了如下实验方案。其中不合理

．．．的是

A．室温下，测0.1 mol/L HX溶液的pH，若pH＞1，证明HX是弱酸

B．室温下，将等浓度等体积的盐酸和NaX溶液混合，若混合溶液pH＜7，证明HX是弱酸C．室温下，测1 mol/L NaX溶液的pH，若pH＞7，证明HX是弱酸

D．在相同条件下，对0.1 mol/L的盐酸和0.1 mol/L的HX溶液进行导电性实验，若

HX溶液灯泡较暗，证明HX为弱酸

9.下列事实一定能说明HNO2为弱电解质的是：①常温时NaNO2溶液的pH大于7；

②用HNO2溶液作导电实验灯泡很暗；③HNO2与NaCl不能反应；④0.1mol/L的

HNO2溶液PH=2.1

A．①②③B．①②④C．①④D．②④

10.为了证明醋酸是弱电解质，甲、乙、丙、丁四人分别选用下列试剂进行实验：

0.01mol/L醋酸溶液、0.1mol/LNaAC溶液、pH=3的盐酸、pH=3的醋酸、NaAC晶

体、NaCL晶体、甲基橙、pH试纸、蒸馏水。

（1）甲用pH试纸测出0.10mol/L的醋酸溶液pH=4，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？（填“正确”或“不正确”）。

（2）乙取出10ml0.10mol/L的醋酸溶液，用pH试纸测出其pH=a，然后用蒸馏稀释到1000mL，在用pH试纸测定其pH=b，要确定醋酸是弱电解质，则a、b应该满足的关系是（用“等式”或“不等式”表示）

(3)丙取出10ml0.10mol/L醋酸溶液，滴入甲基橙试液，显红色，再加入醋酸钠晶体，颜色变橙色，你认为这一方法能否证明醋酸是弱电解质？。

（4）丁用pH试纸来测定0.1mol/LNaAC溶液的pH值，发现0.1mol/LNaAC溶液的pH 值为10，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？。（5）戊将pH=3醋酸和盐酸，各取10ml，用蒸馏水稀释到原来的100倍，然后用pH 试纸测定该溶液的pH，醋酸的变化小，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？（填“正确”或“不正确”）。

（6）己将pH=3醋酸和盐酸，分别加入相应的钠盐固体，醋酸的PH变化大，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？（填“正确”或“不正确”）。（7）庚取pH=3的盐酸和醋酸，分别稀释到原来的100倍，然后加入完全一样的锌粒，醋酸放出H2的速率快，则认定醋酸是弱电解质，你认为这一方法正确吗？。

11.有pH均为2的盐酸、硫酸、醋酸三瓶溶液：

⑴设三种溶液的物质的量浓度依次为c1、c2、c3，则其关系是。

⑵取同体积的三种酸分别加蒸馏水稀释到pH=6，需水的体积依次为V1、V2、V3，则其关系是：

⑶完全中和体积和物质的量浓度均相同的三份NaOH溶液时，需三种酸的体积依次为V1、V2、V3，则其关系是：。

⑷取同体积的酸的溶液分别加入足量的锌粉，反应开始放出H2的速率依次为a1、a2、

a3，则其关系是；反应过程中放出H2的速率依次为b1、b2、b3，则其关系是：。【常见错误及注意事项】

四、水的电离及离子积常数

【知识点】

●水的电离方程式：

水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

●影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：水的电离，

水电离出的c(H+)、水电离出的c(OH－) 10-7mol/L，K W 10-14

②升温：水的电离（水的电离是热的，即△H 0）

水电离出的c(H+)、水电离出的c(OH－) 10-7mol/L，K W 10-14

③易水解的盐：水的电离，

水电离出的c(H+)、水电离出的c(OH－) 10-7mol/L，K W 10-14

●水的离子积表达式：

K W只与有关，25℃时K W = 100℃时K W =

【典型例题】

1.某温度下，纯水中的c（H+）=

2.0×10-7mol/L，则此时溶液中c（OH-）为；

若温度不变，滴入稀硫酸使c（H+）=5.0×10-6mol/L，则c（OH-）为，此时由水电离产生的c(H+)为。

2.下列物质加入水中，使水的电离程度增大，且所得溶液显酸性的是（）

A．CH3COOH B．Al2(SO4)3C．NaOH D．Na2CO3

3.25 ℃时，水的电离达到平衡：H 2O H＋＋OH－； H＞0，下列叙述正确的是（）

A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低

B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，K W不变

C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低

D．将水加热，K W增大，pH不变

4.常温时，等体积等物质的量浓度的下列物质的溶液中，水的电离度由大到小顺序排

列的是（）①Na2CO3②NaHSO4③CH3COOH④NaHCO3

A．①＞②＞③＞④B．①＞④＞③＞②C．②＞①＞③＞④D．②＞③＞④＞①5.在PH都等于9的NaOH和CH3COONa两种溶液中，由水产生的OH-的浓度分别

为a mol/L和bmol/L 则a和b 的关系是A. a>b B. a=10-4b C. b=10-4a D. a=b 【常见错误及注意事项】

五、溶液的酸碱性与pH

【知识点】

●判断溶液酸碱性的依据

中性溶液：C（H+）C（OH—）在25℃时：C（H+）10-7mol/L 酸性溶液：C（H+）C（OH—）C（H+）10-7mol/L 碱性溶液：C（H+）C（OH—）C（H+）10-7mol/L 溶液酸性越强pH越溶液碱性越强pH越

●表达式：pH=

●PH测定：PH计（精密）PH试纸（读数为整数）酸碱指示剂（粗略测定）

●PH计算

①溶液稀释

pH=n的强酸稀释10m倍，稀释后pH= ……强碱……PH=

pH=n的弱酸稀释10m倍，稀释后pH ……弱碱……PH

①溶液混合（计算混合后．溶液中的C（H+）或C（OH—））

pH=a和pH=b的NaOH溶液等体积混合

若溶液显酸性，计算过程为

若溶液显碱性，计算过程为

●PH应用：医疗：调节血液PH为弱碱性；农业：根据土壤PH选择植物……

●由水电离出的C（H+）或C（OH—）与溶液酸碱性的关系

①当由水电离出的C（H+）或C（OH—）＜1×10-7 mol·L-1 时，意为抑制水的电

离，故溶液既可能为酸性，有可能为碱性。

②当由水电离出的C（H+）或C（OH—）＞1×10-7 mol·L-1 时，意为促进水的电

离，故溶液中应加入了可水解的盐。

【典型例题】

1、常温下，下列溶液中酸性最弱的是( )。

A.pH=4

B.C(H +)=1×10-3 mol·L -1

C.C(OH - )=1×10-11 mol·L -1

D.C(H +)·C(OH - )= 1×10-14 2、在室温下下列等体积的酸和碱的溶液,混合后pH 一定小于7的是 A ．pH=3的硝酸跟pH=11的氢氧化钾溶液 B ．pH=3的盐酸跟pH=11的氨水 C ．pH=3的硫酸跟pH=11的氢氧化钠溶液D ．pH=3的醋酸跟pH=11的氢氧化钡溶 3、取浓度相同的NaOH 和HCl 溶液，以3：2体积比相混合，所得溶液的pH 等于12，则原溶液的浓度为A ．0.01mol·L －1B ．0.017mol·L －1C ．005mol·L －1 D ．0.50mol·L －1 4、25℃时，某溶液中由水电离产生的c(H +)和c(OH -)的乘积为1×10-18，下列说法正确的是 A ．该溶液的pH 一定是9 B ．该溶液可能pH=5

C ．该溶液的溶质可能为某可水解的盐

D ．不会有这样的溶液

5、今有a·盐酸 b·硫酸 c·醋酸三种酸：

（1）在同体积，同pH 的三种酸中，分别加入足量的碳酸氢钠粉末，在相同条件下

产生CO 2的体积由大到小的顺序是_________________。

（2）在同体积、同浓度的三种酸中，分别加入足量的碳酸氢钠粉末，在相同条件下

产生CO 2的体积由大到小的顺序是_________________。

（3）物质的量浓度为0.1 mol·L -1的三种酸溶液的pH 由大到小的顺序是___________；（4）如果取等体积的0.1 mol·L -1的三种酸溶液，用0.1 mol·L -1的NaOH 溶液中和，当恰好完全反应时，消耗NaOH 溶液的体积由大到小的顺序是____________ 6、pH=11的X 、Y 两种碱溶液各10mL ，分别稀释至1000mL 。其 pH 与溶液体积（V ）的关系如图所示，下列说法不正确的是 A 、X 、Y 两种碱的物质的量浓度一定相等 B 、稀释后X 溶液碱性比Y 溶液碱性强 C 、若9

D 、完全中和X 、Y 两溶液时，消耗同浓度盐酸的体积VX>VY

【常见错误及注意事项】

六、酸碱中和滴定的原理

【知识点】

【典型例题】

1. 某学生中和滴定实验的过程中如下：(a)取一支碱式滴定管；(b)用蒸馏水洗净；(c )

即加入待测的NaOH 溶液；(d)记录液面刻度读数；(e)用酸式滴定管精确放出一定量标准酸液；(f)置于未经标准酸液润洗的洁净锥形瓶中；(g)加入适量蒸馏水；(h)加入酚酞试液2滴；（i ）滴定时，边滴边摇荡；（j ）边注视滴定管内液面的变化；(k )当小心滴到溶液由无色变成粉红色时，即停止滴定；(l)记录液面刻度读数；(m )根据滴定管内的两次读数得出NaOH 溶液体积为22mL 。

指出上述实验过程中的错误之处（用编号表示）。 2. (全国Ⅱ卷)7．实验室现有3种酸碱指示剂，基PH 变色范围如下

甲基橙：3.1~4.4 石蕊：5.0~8.0 酚酞：8.2~10.0 用0.1000mol/L NaOH 溶液滴定未知浓度的CH 3COOH 溶液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是

A 、溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂

B 、溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂

C 、溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂

D 、溶液呈碱性，只能选用石蕊作指示剂

3. 现用物质的量浓度为a mol/L 的标准盐酸去测定V mL NaOH 溶液的物质的量浓度。

请填写下列空白：酸式滴定管用蒸馏水洗净后，还应该进行的操作_____________；下图是酸式滴定管中液面在滴定前后的读数：

c (NaOH) = ____________________________；

a X Y

①准备：查漏、洗涤、润洗、装液、排气泡、调液面读数②滴定：取待测液、加指示剂、滴定、判终点读数 ③计算：取2～3次耗标准液的平均值，求待测液浓度

①作用：由指示剂的颜色的改变来确定滴定终点 ②用量：1～2滴

③选择要求：⑴变色明显易于观察；⑵变色范围越窄越好；⑶变色范围与终点

pH 吻合或接近 ①酸式滴定管（不能盛放碱液）

②碱式滴定管（不能盛放酸液和氧化性溶液如KMnO 4） ③锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯

①准确测定参加反应的酸或碱液的体积

②准确判断中和反应是否恰好进行完全（滴定终点判断）由标准液和待测液反应，用指示剂反应来确定“滴定终点”，据方程式求待测液的浓度

原理关键

中和滴定

仪器

指示剂操作

若在滴定前滴定管尖嘴部分留有气泡，滴定后滴定管尖嘴部分气泡消失，则测定的 NaOH 物质的量浓度会___________（偏高、偏低）。（2）右图是盐酸与氢氧化钠的滴定曲线a 和b ，试认真分析后填空：

曲线a 是用溶液滴定溶液；曲线b 是用溶液滴定溶液； P 点的坐标为 ( )；

盐酸的物质的量浓度为 mol/L 。

【常见错误及注意事项】

七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）【知识点】

● 盐类水解：定义

● 水解的实质： ● 盐类水解规律：

①有才水解，无不水解，越越水解，两弱都剧解，谁显谁性，同强显性。 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:水解程度：Na 2CO 3 NaHCO 3即碱性Na 2CO 3 NaHCO 3) ● 盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热因此水解方程式中一般要用可逆号，沉淀或气体符号不必标出。 ● 影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越高水解程度越（水解吸热，越越水解） ②浓度：浓度越小，水解程度越（越越水解） ③酸碱：促进或抑制盐的水解：

H +促进水解而阳离子水解； OH - 阳离子水解而阴离子水解 ● 酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO 4- 显性

②电离程度＞水解程度，显性（如: HSO 3- 、H 2PO 4-） ③水解程度＞电离程度，显性（如：HCO 3- 、HS - 、HPO 42-）

● 盐类水解的应用：水解的应用

实例原理

净水明矾净水

Al 3++3H 2O Al(OH)3(胶体)+3H +

去油污

用热碱水冼油污物品 CO 32-+H 2O HCO 3-+OH - 药品的保存 ①配制FeCl 3溶液时常加入

少量盐酸

Fe 3++3H 2O Fe(OH)3+3H + ②配制Na 2CO 3溶液时常加入少量NaOH

CO 32-+H 2O HCO 3-+OH -

制备无水盐

由MgCl 2·6H 2O 制无水MgCl 2 在HCl 气流中加热若不然，则：

MgCl 2·6H 2O Mg(OH)2+2HCl+4H 2O Mg(OH)2 MgO+H 2O 泡沫灭火器

用Al 2(SO 4)3与NaHCO 3溶液混合

Al 3++3HCO 3- = Al(OH)3↓+3CO 2↑ 比较盐溶液中离子浓度比较NH 4Cl 溶液中离子浓

度的大小 NH 4++H 2 O NH 3·H 2O+H + c(Cl -)>c(NH 4+)>c(H +)>c(OH)- 判断离子共存

Fe 3＋与CO 32－Al 3＋与AlO 2－ Al 3＋与HCO 3－

双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存

【典型例题】

1. 在pH 都等于9的NaOH 和CH 3COONa 两种溶液中，设由水电离产生的OH - 离子

浓度分别为Amol·L -1与Bmol·L -1，则A 和B 的关系为 A ．A ＞B B ．B=10-4A C ．A=10-4B D ．A=B 2. 蒸干下列溶液能得到原溶液中溶质的是

A ．AlCl 3

B ．CuSO 4

C ．Na 2CO 3

D ．(NH 4)2S 3. 化合物HIn 在水溶液中因存在以下电离平衡，故可用作酸碱指示剂：

HIn(aq)(红色)

H +(aq)+In -(aq)(黄色) 浓度为0.02mol·L -1的下列各溶液：(1)盐酸

(2)石灰水 (3)NaCl 溶液 (4)NaHSO 4溶液 (5)NaHCO 3溶液 (6)氨水。其中能使指示剂显红色的是 A ．(1)(4)(5) B ．(2)(5)(6) C ．(1)(4) D ．(2)(3)(6)

4. 某溶液中由水电离产生的c(OH —)= 1×10 —14 mol·L -1, 满足此条件的溶液中一定可

以大量共存的离子组是 A. Al 3+、 Na +、NO 3ˉ、Clˉ B. K +、Na +、Clˉ、NO 3ˉ

C. K +、Na +、Clˉ、AlO 2ˉ

D. K +、NH 4+、SO 22ˉ、NO 3ˉ

△

△ a

p H V(mL

5. 下列各式中属于正确的水解反应的离子方程式的是 A. NH 4++H 2

NH ３·H 2O + H + B. S 2－+2H

H 2S+2OH －

C. CH 3COOH+H 2

CH 3COO －+H 3O + D. CH 3COOH+OH －

CH 3COO －+H 2O

6. （1）AgNO 3的水溶液呈性，原因是：；

实验室在配制AgNO 3的溶液时，常将AgNO 3固体先溶于较浓的硝酸中，然后再用蒸馏水稀释到所需的浓度，以（填“促进”、“抑制”）其水解。

（2）氯化铝水溶液呈酸性，原因是_______ ________________ 。 7. （1）在pH 都等于9的NaOH 和CH 3COONa 两种溶液中，设由水电离产生的c(OHˉ)

分别为a mol·L -1与b mol·L -1，则a 与b 的比值为_______________。

（2）某学生加热滴有酚酞的小苏打溶液（粉红色），加热时，溶液红色变，其原因是： _____________________ 【常见错误及注意事项】

八、溶液中微粒浓度的大小比较【知识点】

● 基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

①.电荷守恒：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

②.物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）

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：即水电离出的H +浓度与OH -浓度相等。【典型例题】

1. H 2S 溶液中离子浓度大小关系？

2. NH 4Cl 溶液中离子浓度的大小

电荷守恒物料守恒 3. 等浓度的NH 3·H 2O 与NH 4Cl 的混合，因弱碱的电离其对应弱碱盐的水解，故溶液呈性

4. 在0.1mol·L -1的硫酸铵溶液中，下列关系正确的是 ( )

A ．2c(SO 42-)=c(NH 4+)＞c(H +)=c(OH -)

B ．c(SO 42-)＞c(NH 4+)＞c(H +)=c(OH -)

C ．c(NH 4+)＞c(SO 42-)＞c(H +)＞c(NH 3·H 2O)

D ．c(NH 4+)＞c(SO 42-)＞c(H +)＞c(OH -)

【常见错误及注意事项】九、难溶电解质的溶解平衡【知识点】

● 难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

（1）溶解度小于 g 的电解质称难溶电解质。（2）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。（3）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。 ● 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：Ag 2S(s) 2 Ag +(aq ）+ S 2-(aq) ● 沉淀的生成：

（1）加沉淀剂法：K sp 越小（沉淀越难溶）沉淀越完全。

（2）调节pH 值除去某些易水解的金属阳离子：如加MgO 除去MgCl 2溶液中FeCl 3。（3）同离子效应法：即沉淀剂过量能使沉淀更完全 ● 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酸碱； ②氧化还原；

③ 沉淀转化：溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。如：AgNO 3 AgCl(白色沉淀) AgBr （淡黄色） AgI （黄色） Ag 2S （黑色）【典型例题】

1. 下列说法中正确的是 A.不溶于水的物质溶解度为0 B.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0

C.绝对不溶解的物质是不存在的 D ．物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水 2. 要除去MgCl 2酸性溶液中少量的FeCl 3，不宜选用的试剂是 A 、MgO B 、MgCO 3 C 、NaOH D 、Mg(OH)2

3. 一定温度下的难溶电解质A m B n 在水溶液中达到沉淀溶解平衡时，其平衡常数 K sp ＝c m (A n ＋)×c n (B m －)，称为难溶电解质的离子积。在25℃时，AgCl 的白色悬浊液中，依次加入等浓度的KI 溶液和Na 2S 溶液，观察到的现象是先出现黄色沉淀，最后生成黑色沉淀。已知有关物质的颜色和溶

度积如下：下列叙述不正确．．．

的是 A ．溶度积小的沉淀可以转化为溶度积

更小的沉淀 B ．若先加入Na 2S 溶液，再加入KI 溶液，则无黄色沉淀产生

C ．25℃时，饱和AgCl 、AgI 、Ag 2S 溶液中所含Ag ＋的浓度相同

D ．25℃时，AgCl 固体在等物质的量浓度的NaCl 、CaCl 2 溶液中的溶度积相同

物质

AgCl AgI Ag 2S 颜色

白

黄

黑

K SP （25℃）

1.8×10－10 1.5×10－16 1.8×10－

人教版高中化学选修四知识点总结

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/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△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NH4Cl②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℃，101kPa时，1mol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：101kPa②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：1mol④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/mol 3．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）

高中化学选修四知识点汇总

高中化学选修四知识点汇总【一】化学反应的焓变1、(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。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 书写热化学方程式应注意以下几点： ①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)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol或kJ·mol，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。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，ΔfHm计算反应焓变ΔH。对任意反应：aA+bB=cC+dD θθθθΔH=[cΔfHm(C)+dΔfHm(D)]-[aΔfHm(A)+bΔfHm(B)] 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-

化学选修四第一章知识点

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/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△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?6?18H2O与NH4Cl② 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（25℃101KPa可以不标注）。 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/mol 3．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

【最新】高中化学选修4知识点分类总结(1)

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△H <0 吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 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：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③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.

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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。 ②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） ③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。 ④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 ⑤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： 101 kPa时，1 mol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： 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） 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。

高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修4知识点归纳总结高中化学选修4知识点归纳总结高中化学选修4知识化学守恒守恒是化学反应过程中所遵循的基本原则，在水溶液中的化学反应，会存在多种守恒关系，如电荷守恒、物料守恒、质子守恒等。 1.电荷守恒关系：电荷守恒是指电解质溶液中，无论存在多少种离子，电解质溶液必须保持电中性，即溶液中阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等，用离子浓度代替电荷浓度可列等式。常用于溶液中离子浓度大小的比较或计算某离子的浓度等，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-); ②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。 2.物料守恒关系：物料守恒也就是元素守恒，电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的'。可从加入电解质的化学式角度分析，各元素的原子存在守恒关系，要同时考虑盐本身的电离、盐的水解及离子配比关系。例如： ①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);

②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。 3.质子守恒关系：酸碱反应达到平衡时，酸(含广义酸)失去质子(H+)的总数等于碱(或广义碱)得到的质子(H+)总数，这种得失质子(H+)数相等的关系就称为质子守恒。在盐溶液中，溶剂水也发生电离：H2OH++OH-，从水分子角度分析：H2O电离出来的H+总数与H2O电离出来的OH—总数相等(这里包括已被其它离子结合的部分)，可由电荷守恒和物料守恒推导，例如： ①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3); ②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。综上所述，化学守恒的观念是分析溶液中存在的微粒关系的重要观念，也是解决溶液中微粒浓度关系问题的重要依据。高中化学选修4必背知识电解的原理 (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.

高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结化学反应原理复习（一）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： ①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)。 ②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。 ③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

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高二化学选修 4 知识点归纳总结大全高二部分理科生可能觉得学习化学知识点归纳不重要，可一到考试就不知道怎么去复习了。为了方便大家的时间，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。 Q0 时，反应为吸热反应;Q0 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kJmol-1。反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H 表示。 (2)反应焓变H 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=H=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： H0，反应吸收能量，为吸热反应。 H0，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);H(298K)=-285.8kJmol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①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)。 ②化学方程式后面写上反应焓变H，H 的单位是Jmol-1 或kJmol-1，且H 后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，H 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

高中化学选修4知识点总结(详细版)知识讲解

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：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（△ H）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：焓变二反应热，都可用△ H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△ H ＜0 吸收热量的化学反应。（吸热＞放热）△ H为“+”或厶H ＞0 也可以利用计算厶H来判断是吸热还是放热。△日=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：① 所有的燃烧反应② 所有的酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与水或酸的反应⑤ 生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：① 晶体Ba（OH）? 8H2O与NH4C②大多数的分解反应③ 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:

①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△ H,A H对应的正负号都不能省。 ②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） ③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。 ④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 ⑤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：101 kPa 时，1 mol 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H2Q）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。（△ HvO,单位kJ/mol ） 2. 燃烧热和中和热的表示方法都是有△ H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

新人教版高中化学选修4知识点总结：第四章电化学基础

电化学基础一、原电池课标要求 1、掌握原电池的工作原理 2、熟练书写电极反应式和电池反应方程式要点精讲 1、原电池的工作原理（1）原电池概念：化学能转化为电能的装置，叫做原电池。若化学反应的过程中有电子转移，我们就可以把这个过程中的电子转移设计成定向的移动，即形成电流。只有氧化还原反应中的能量变化才能被转化成电能；非氧化还原反应的能量变化不能设计成电池的形式被人类利用，但可以以光能、热能等其他形式的能量被人类应用。（2）原电池装置的构成 ①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极。 ②电极材料均插入电解质溶液中。 ③两极相连形成闭合电路。（3）原电池的工作原理原电池是将一个能自发进行的氧化还原反应的氧化反应和还原反应分别在原电池的负极和正极上发生，从而在外电路中产生电流。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，简易记法：负失氧，正得还。 2、原电池原理的应用（1）依据原电池原理比较金属活动性强弱 ①电子由负极流向正极，由活泼金属流向不活泼金属，而电流方向是由正极流向负极，二者是相反的。

②在原电池中，活泼金属作负极，发生氧化反应；不活泼金属作正极，发生还原反应。 ③原电池的正极通常有气体生成，或质量增加；负极通常不断溶解，质量减少。（2）原电池中离子移动的方向 ①构成原电池后，原电池溶液中的阳离子向原电池的正极移动，溶液中的阴离子向原电池的负极移动； ②原电池的外电路电子从负极流向正极，电流从正极流向负极。注：外电路：电子由负极流向正极，电流由正极流向负极；内电路：阳离子移向正极，阴离子移向负极。 3、原电池正、负极的判断方法：（1）由组成原电池的两极材料判断一般是活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。（2）根据电流方向或电子流动方向判断。电流由正极流向负极；电子由负极流向正极。（3）根据原电池里电解质溶液内离子的流动方向判断在原电池的电解质溶液内，阳离子移向正极，阴离子移向负极。（4）根据原电池两极发生的变化来判断原电池的负极失电子发生氧化反应，其正极得电子发生还原反应。（5）根据电极质量增重或减少来判断。工作后，电极质量增加，说明溶液中的阳离子在电极（正极）放电，电极活动性弱；反之，电极质量减小，说明电极金属溶解，电极为负极，活动性强。（6）根据有无气泡冒出判断电极上有气泡冒出，是因为发生了析出H2的电极反应，说明电极为正极，活动性弱。本节知识树

化学选修四所有知识点总结

化学选修四所有知识点总结 2016-09-25 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；C K 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=- CE—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：H(g) + Q(g)= fθ(l) ; ΔH(298K)=- 285.8kJ ? mol -1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(S)、液态(I)、气态(g)、溶液(aq)。 ②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。 ③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，△ f H mθ计算反应焓变ΔHo 对任意反应：aA+ bB= cC+ dD

高二化学选修4知识点总结

高二化学知识点总结化学反应原理复习(一) 第1章、化学反应与能量转化化学反应得实质就是反应物化学键得断裂与生成物化学键得形成,化学反应过程中伴随着能量得释放或吸收。一、化学反应得热效应 1、化学反应得反应热 (1)反应热得概念: 当化学反应在一定得温度下进行时,反应所释放或吸收得热量称为该反应在此温度下得热效应,简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应得关系。 Q＞0时,反应为吸热反应;Q＜0时,反应为放热反应。 (3)反应热得测定测定反应热得仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度得变化,根据体系得热容可计算出反应热,计算公式如下: Q＝－C(T2－T1) 式中C表示体系得热容,T1、T2分别表示反应前与反应后体系得温度。实验室经常测定中与反应得反应热。 2、化学反应得焓变 (1)反应焓变物质所具有得能量就是物质固有得性质,可以用称为“焓”得物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1。反应产物得总焓与反应物得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得关系。对于等压条件下进行得化学反应,若反应中物质得能量变化全部转化为热能,则该反应得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,放热反应得关系: 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得变化与反应焓变同时表示出来得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: ①化学式后面要注明物质得聚集状态:固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH得单位就是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质得系数加倍,ΔH得数值也相应加倍。 3、反应焓变得计算 (1)盖斯定律对于一个化学反应,无论就是一步完成,还就是分几步完成,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得计算。常见题型就是给出几个热化学方程式,合并出题目所求得热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式得ΔH为上述各热化学方程式得ΔH得代数与。 (3)根据标准摩尔生成焓,Δf H mθ计算反应焓变ΔH。对任意反应:aA＋bB＝cC＋dD ΔH＝［cΔf H mθ(C)＋dΔf H mθ(D)］－［aΔf H mθ(A)＋bΔf H mθ(B)］二、电能转化为化学能——电解

高中化学选修4第三章知识点分类总结

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。 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、弱电解质的电离平衡：在一定的条件下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫弱电解质的电离平衡。 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] K越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。 H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO 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。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：区分由水电离出的H+、OH-的浓度与水溶液中H+、OH-的浓度。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

【人教版】高中化学选修4知识点总结：第二章化学反应速率和化学平衡

第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求 1、掌握化学反应速率的含义及其计算 2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲 1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。 ——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。 υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。（3）化学反应速率的计算规律 ①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。 ②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。（4）化学反应速率的特点 ①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。 ②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。 ③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。 ②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关，而

(完整版)化学选修四第一章知识点归纳

新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳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/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△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?6?18H2O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/mol 3．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。

高二化学选修4知识点归纳总结大全

高二化学选修4知识点归纳总结大全高二部分理科生可能觉得学习化学知识点归纳不重要，可一到考试就不知道怎么去复习了。为了方便大家的时间，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。 Q0时，反应为吸热反应;Q0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kJmol-1。反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用H表示。 (2)反应焓变H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=H=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： H0，反应吸收能量，为吸热反应。 H0，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);H(298K)=-285.8kJmol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①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)。 ②化学方程式后面写上反应焓变H，H的单位是Jmol-1或kJmol-1，且H后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，H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

高中化学选修4第一章知识点总结及精练精析

化学选修4化学反应与原理知识点详解一、本模块内容的特点 1.理论性、规律性强２．定量 3.知识的综合性强 4.知识的内容较深二、本模块内容详细分析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△H<０吸收热量的化学反应。(吸热>放热)△H 为“+”或△Ｈ>０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＝反应物的活化能—生成物的活化能 ☆常见的放热反应:①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙)和水反应⑥铝热反应等 ☆常见的吸热反应：①晶体Ba（OH)2·8H２Ｏ与NＨ4Cｌ②大多数的分解反应③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: ①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。 ②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)

选修4化学平衡知识点总结

化学平衡一、可逆反应 1、定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应 2、表示方法：用“ ”表示。如：H 2 + I 2 2HI 3、特点：参加反应的物质不能完全转化二、化学平衡 1、化学平衡状态的建立 ⑴溶解平衡的建立溶解平衡图像化学平衡图像：从反应物达到平衡 ⑵化学平衡的状态建立随着反应的进行，反应物不断减少，生成物逐渐增加，V(正)逐渐减小，V(逆)逐渐增大，当反应进行到某一时刻，V(正)＝V(逆)，此时，反应达到了其“限度”，反应体系中各物质的物质的量、浓度等都不再发生变化，但反应仍然在进行着，只是V(正)＝V(逆)，我们把这样的状态叫作化学平衡状态，简称化学平衡 ⑶定义：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态，就叫做化学平衡状态，简称化学平衡 2、化学平衡的特征 ⑴ 逆：化学平衡研究的对象是可逆反应 ⑵ 等：化学反应处于化学平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，但都不等于零，即： V(正)＝V(逆)＞0 ⑶ 动：化学平衡是动态平衡，反应处于平衡状态时，化学反应仍在进行，反应并没有停 ⑷ 定：化学反应处于化学平衡状态时，反应化合物中各组分的浓度保持一定，体积分数保持一定 ⑸变：化学平衡是有条件的平衡状态，当外界条件变化，原有的化学平衡被破坏，直到建立新的化学平衡。 3、化学平衡的标志 ⑴微观标志：V(A 正)＝V(A 逆) ＞0 ——实质 ⑵宏观标志：反应混合物中个组分的浓度和体积分数保持不变

4、化学平衡状态的判断 ⑴基本依据：???①υ(A 正) ==υ(A 逆) ＞0，只要能证明此即可 ②反应混合物中各组成成分的质量分数保持不变 ⑵常见方法：以xA +yB zC 为例 ①直接的 Ⅰ、速率：???a 、υ(A 正) ==υ(A 逆) b 、υ(A 耗) ==υ(A 生) c 、υ(A 耗) ∶υ(A 生) == x ∶y d 、υ(B 耗) ∶υ(C 耗) == y ∶ z ②间接： ???a 、混合气体的总压、总体积、总物质的量不随时间改变而改变（x+y ≠z ）b 、各物质的浓度、物质的量、质量不随时间改变而改变 c 、各气体的压强、体积不随时间改变而改变 d 、混合气密度、平均分子量、压强不随时间改变而改变（x+y ≠z ）三、化学平衡的移动 1、定义：可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动 2、化学平衡移动的原因化学平衡移动的原因是反应条件的改变引起反应速率的变化，使V(正)≠V(逆)，平衡混合物中各组分的含量也发生相应的变化 3、化学平衡移动的标志 ⑴微观：外界条件的改变使原平衡体系V(正)＝V(逆)的关系被破坏，使V(正)≠V(逆)，然后在新的条件下，重新建立V(正)＝V(逆)的关系，才能表明化学平衡发生了移动 ⑵宏观：反应混合物中各组分的体积分数发生了改变，才能说明化学平衡发生了移动 4、化学平衡移动方向的判定外界条件的改变，首先影响的是化学反应速率，因此要判断平衡的移动方向，我们首先必须知道条件改变对V(正)、V(逆)的影响哪个大些 ⑴V(正) ＞V(逆)：化学平衡向正反应方向（右）移动 ⑵V(正) ＜V(逆)：化学平衡向逆反应方向（左）移动

高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修 4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量、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（△ H）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/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““_”或厶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?8出0与NH4CI 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 °C, 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。（△ H<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） =H 2O（l）, △ H= —57.3kJ/mol 3. 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= △ c/ △ t （U :平均速率，△ c :浓度变化，△ t :时间）单位：mol/ （L?s） ⑷ 影响因素： kJ/mol