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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：凱敬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
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，平衡敬掘常數表達式不同。
(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)產品的產率亮孫核:轉化率的研究對象是反應物，而產率的研究對象是生成物。
《化學反應原理》知識點總結
第一章：化學反應與能量變化
1、反應熱與焓變：△H=H(產物)-H(反應物)
2、反應熱與物質能量的關系
3、反應熱與鍵能的關系
△H=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 ②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O
③ C(s)+ H2O(g) CO+H2④CO2+ C2 CO
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△H為“-”,吸熱反應△H為“+”,△H的單位為kJ/mol
②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關,因此應注意△H的測定條件；絕大多數化學反應的△H是在298K、101Pa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△H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
8、電極反應的書寫： 活性電極：電極本身失電子
⑴電陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應 惰性電極：溶液悄搜辯中陰離子失電子
（放電順序：I->Br->Cl->OH-）
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：Ag+>Cu2+>H+）
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,M→Mn+ +ne-
① 溶液中陽離子得電子Nm++me-→N
正極：2H++2e-→H2↑
②負極與電解質溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH-（即發生吸氧腐蝕）
書寫電極反應時要注意電極產物與電解質漏蘆溶液中的離子是否反應,若反應,則在電極反應中應寫最終產物.
9、電解原理的應用：
⑴氯堿工業：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-( Cl2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Cl2).
陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產物為H2、NaOH.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：電啟缺極材料：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.
10、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O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液）
O2+4e-+4H+→2H2O(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）,
11、計算時遵循電子守恒,常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-
12、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：2Fe→2Fe 2++4e-正極：O2+4e-+2H2O→4OH-
總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2
第二章：化學反應的方向、限度和速度
1、反應方向的判斷依據：△H-T△S0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P40T3
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.
3、平衡狀態的標志：①同一物質的v正=v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△vg≠0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△vg=0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
5、⑴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,△vg=0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aA(g)+bB(g)cC(g)
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）； V-t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“”,多元弱酸的電離方程式分步寫,其余的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質.
⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2是強堿,其余為弱堿；
常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸,其余為弱酸；
注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成,如：NaHSO4=Na++H++SO42-,而弱酸的酸式鹽要分步寫,如：NaHCO3=Na++HCO3-,HCO3- CO32- +H+
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（Ka或Kb）表征了弱電解質的電離能力,一定溫度下,電離常數越大,弱電解質的電離程度越大.Ka或Kb是平衡常數的一種,與化學平衡常數一樣,只受溫度影響.溫度升高,電離常數增大.
3、水的電離：
⑴ H2OH++OH-,△H>0.升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動.
⑵ 任何稀的水溶液中,都存在,且[H+]·[OH-]是一常數,稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數,只受溫度影響,而與H+或OH-濃度無關.
⑶ 溶液的酸堿性是H+與OH- 濃度的相對大小,與某一數值無直接關系.
⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時,用pH表示.
無論是單一溶液還是溶液混合后求pH,都遵循同一原則：若溶液呈酸性,先求c(H+);若溶液呈堿性,先求c(OH-),由Kw求出c(H+),再求pH.
⑸向水中加入酸或堿,均抑制水的電離,使水電離的c(H+)或c(OH-)10-7mol/L,如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L,此時溶液為酸性,即室溫下,pH=5,可能為強酸弱堿鹽溶液.
4、鹽的水解
⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解.本質是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結合生成弱電解質,使H+或OH-的濃度減小,從而促進水的電離.
⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應
⑷水解方程式的書寫：
①單個離子的水一般很微弱,用,產物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫
②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底,生成氣體、沉淀,用＝,標出“↑”“↓”.
Ⅱ部分水解,無沉淀、氣體,用,產物不標“↑”“↓”；
⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸堿性②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小③判斷離子共存④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產物的判斷,如AlCl3溶液⑤某些鹽溶液的保存與配制,如FeCl3溶液⑥某些膠體的制備,如Fe(OH)3膠體⑦解釋生產、生活中的一些化學現象,如明礬凈水、化肥的施用等.（解釋時規范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果）
5、沉淀溶解平衡：
⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n.
①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動,不改變Ksp.②對于陰陽離子個數比相同的電解質,Ksp越大,電解質在水中的溶解能力越強.
⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp,沉淀與溶解處于平衡狀態；Q
化學選修4知識點歸納：
1、吸熱反應與放熱反應的區別：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而決定于反應物和生成物具有的總能量（或焓）的相對大小。
2、常見的放熱反應： 一切燃燒反應；活潑金屬與酸或水的反應；酸堿中和反應；鋁熱反應；大多數化合念鉛反應（但有些化合反應是吸熱反應，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應）。
3、常見的吸熱反應：大多數分解反應是吸熱反應等也是吸熱反應；水解反應。
4、根據熱化學方程式計算，反應熱與反應物各物質的物質的量成正比。虛擾
5、根據反應物和生成物的總能量計算。
6、根據鍵能計算 ：ΔH=反應物的鍵能總和－生成物的鍵能總和。
7、根據蓋斯定律計算 ：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，而與反應的途徑無關。即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。
8、蓋斯定律的主要用途是用已知反應的反應熱來推知相關反應的反應熱。
9 、化學平衡狀態：一定條件（恒溫、恒容或恒壓）下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物（包括反應物和生成物）中各仔譽好組分的濃度保持不變的狀態。
［特別提醒］
在比較化學反應速率的大小時，不能簡單直接地進行數據比較，要做到反應速率的單位一致，對應物質的化學計量數相同，或換算成同一物質的反應速率后再進行比較
!!!!!!!!!!!!@@@飽和溶液中溶質的溶解過程完全停止了嗎？#@@@
沒有！以蔗糖溶解于水為例，蔗糖分子離開蔗糖表面擴散到水中的速率與溶解在水中的蔗糖分子在蔗糖表面聚集成為晶體的速率相等。!!!!!!!!!!!!!!即：溶解速率=結晶速率
達到了溶解的平衡狀態，一種動態平衡!!!!標志：反應混合物中各組分的
濃度保持不變的狀態
!!!!!
四、化學平衡狀態的特征
(1)逆：可逆反應
(2)動：動態平衡（正逆反應仍在進行）
(3)等：正反應速率=逆反應速率
(4)定：反應混合物中各組分的濃度保持
不變，各組分的含量一定。
(5)變：條件改變，原平衡被破壞，在新
的條件下建立新的平衡。
@@@@@①“逆”研究對象為可逆反應。
②“等”：可逆反應達到平衡時，υ正=υ逆。
第一層含義：用同種物質表示反應速率時，該物質的生成速率=消耗速率
第二層含義：用不同物質表示反應速率時，某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗（生成）速率=化學計量數之比@@@@
③“定”：平衡混合物中罩前各組分含量（百分含量、物質的量、質量、濃度等）不隨時間變化。
④“動”：正逆反應同時進行，處于動態平衡。
⑤“變”：一旦條件改變，正逆反應速率不再相等，平衡將發生移動，直至建立新的平衡。
⑥“同”：化學平衡的建立與反應途徑無關。對同一可逆反應，只要條件相同（溫度、濃度、壓強），不論從正反應、逆反應或正逆反應同時進行，均能達到同一平衡狀態。
五，判斷化學平衡狀態的標志
（1）任何情況下均可作為標志的：
①υ正=υ逆（同一種物質）
② 各組分含量(百分含量、物質的量、質量、物質的量濃度)不隨時間變化
③ 某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化學計量數之比
④ 反應物轉化率不變
（2）在一定條件下可作為標志的是
① 對于有色物質參加或生成的可逆反應體系，顏色不再變化。
② 對于有氣態物質參加或生成的可逆反應體系，若反應前后氣體的物質的量變化不為0，則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恒溫恒容）。
③ 對于恒容絕熱體系，體系的溫度不再變化。
（3）不能作為判斷標志的是
① 各物質的物質的量或濃度變化或反應速率之比=化學計量數之比。（任何情況下均適用）
② 有氣態物質參加或生成的反應，若反應前后氣體的物質的量變化為0，則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恒溫恒容）。
。化學平衡的移動,......
①對平衡體系中的固態和純液態物質，其濃度可看作一個常數，增加或減小固態或液態純凈物的量并不影響V正、V逆的大小，所以化學平衡不移動。
②只要是增大濃度，不論增大的是反應物濃度，還是 生成物濃度，新平衡狀態下的反應速率一定大于原平衡狀態；減小濃度，新平衡狀態下的速率一定小于原平衡狀態。
③反應物有兩種或兩種以上, 增加一種物質的濃度, 該物質的平衡轉化率降低, 而其他物質的轉化率提高。
@@@@增大壓強,正逆反應速率均增大，但增大倍數一樣， V’正= V’逆，平衡不移動。@@@@
2NO2 N2O4 ?H =－ 57 KJ
溫度影響：
在其它條件不變的情況下，
升高溫度,平衡向吸熱反應方向移動。
降低溫度,平衡向放熱反方向移動
原因：應在其它條件不變的情況下, 升高溫度,不管是吸熱反應還是放熱反應,反應速率都增物扮清大,但吸熱反應增大的倍數大于放熱反應增大的倍數,故平衡向吸熱反應的方向移動.
催化劑影響：
同等程缺悔度改變化學反應速率，V正= V逆，只改變反應到達平衡所需要的時間，而不影響化學平衡的移動
。等效平衡。
一、等效平衡的概念
在一定條件下，可逆反應只要起始濃度相當，無論經過何種途徑，但達到化學平衡時，只要同種物質的體積分數相同，這樣的平衡稱為等效平衡。（體積分數相同：即平衡混合物各組分的百分含量對應相同，但各組分的物質的量、濃度可能不同。）
（（（（單個體積除以總的體積））））
歸納總結：
二、等效平衡的建成條件、判斷方法及產生結果：
1、恒溫、恒容下對于氣態物質反應前后分子數變化的可逆反應等效平衡的
判斷方法是:
使用極限轉化的方法將各種情況變換成同一反應物或生成物，然后觀察有關物質的物質的量是否對應相等。
產生結果：各組分百分量、c相同，n同比例變化
1恒溫恒容(△n(g)≠0)投料換算成相同物質表示時量相同，兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同
2恒溫恒容(△n(g)=0) 投料換算成相同物質表示時等比例，兩次平衡時各組分百分量相同，n、c同比例變化
3恒溫恒壓 投料換算成相同物質表示時等比例，兩次平衡時各組分百分量、c相同，n同比例變化。
復習回憶
平衡移動原理（勒沙特列原理）？
如果改變影響平衡的條件（如濃度、壓強、或溫度）等，平衡就向能減弱這種改變的方向移動。
化學平衡常數
一定溫度下，對于已達平衡的反應體
系中，生成物以它的化學計量數為乘冪的濃度之積除以反應物以它的化學計量數為乘冪的濃度之積是個常數這個常數叫做該反應的化學平衡常數
三、書寫平衡常數關系式的規則
1、如果反應中有固體和純液體參加，它們的濃度不應寫在平衡關系式中，因為它們的濃度是固定不變的，化學平衡關系式中只包括氣態物質和溶液中各溶質的濃度。如：
CaCO3(s)?CaO(s)+CO2(g)
K=[CO2]
CO2(g)+H2(g)?CO(g)+H2O(l)
K=[CO]/([CO2][H2])
⒈平衡常數的數值大小可以判斷反應進行的程度，估計反應的可能性。因為平衡狀態是反應進行的最大限度。如：
N2(g)+O2(g)?2NO(g)
Kc=1×10-30(298K)
這意味著298K時，N2和O2基本上沒有進行反應，反之NO分解的逆反應在該溫度下將幾乎完全進行，平衡時NO實際上全部分解為N2和O2
2、平衡常數數值的大小，只能大致告訴我們一個可逆反應的正向反應所進行的最大程度，并不能預示反應達到平衡所需要的時間。如：
2SO2(g)+O2===2SO3(g)
298K時K很大，但由于速度太慢，常溫時，幾乎不發生反應。
3、平衡常數數值極小的反應，說明正反應在該條件下不可能進行，如:
N2+O2?2NO
Kc=10-30(298K)所以常溫下用此反應固定氮氣是不可能的。因此沒有必要在該條件下進行實驗，以免浪費人力物力。或者改變條件使反應在新的條件下進行比較好一些。
五.平衡轉化率
平衡轉化率是指平衡時已轉化了的某反應物的量與轉化前該反應物的量之比。
自發過程：在一定條件下，不借助外部力量就能自動進行的過程
能量趨于最低（高山流水）
二、反應焓變與反應方向
△日常生活中長期積累的經驗而總結得到一條經驗規律→能量判據∶
體系趨向于從高能狀態轉變為低能狀態（這時體系會對外做功或者釋放熱量～△H ﹤0）。
多數能自發進行的化學反應是放熱反應，
如常溫、常壓下，氫氧化亞鐵被氧化為氫氧化鐵的反應是自發的，但是，有不少吸熱反應也能自發進行，
三、反應熵變與反應方向
為了解釋這樣一類與能量狀態的高低無關的過程的自發性，提出了在自然界還存在著另一種能夠推動體系變化的因素→
1、在密閉條件下，體系由有序自發地轉變為無序的傾向～稱為熵。
由大量粒子組成的體系中，用熵來描述體系的混亂度，
2、符號用S表示。
3、熵值越大，體系混亂度越大。同一物質，S（g）﹥S（l）﹥S（s）。許多熵增反應在常溫常壓下能自發進行，有些在室溫條件下不能自發進行，但在較高溫度下則能自發進行。
在一定條件下，一個化學反應能否自發進行，既可能與反應焓變（△H）有關，又可能與反應熵變（△S）有關。在溫度、壓強一定的條件下，我們要判別化學反應的方向要考慮△H、 △S共同影響的結果。
焓判據和熵判據的應用
1、由焓判據知∶放熱過程（△H﹤0）常常是容易自發進行；
2、由熵判據知∶若干熵增加（△S﹥0）的過程是自發的；
3、很多情況下，簡單地只用其中一個判據去判斷同一個反應，可能會出現相反的判斷結果，所以我們應兩個判據兼顧。由能量判據（以焓變為基礎）和熵判據組合成的復合判據－自由能將更適合于所有的反應過程。
◎鹽類水解的規律：
※誰弱誰水解，※誰強顯誰性，※都強不水解。
鹽類水解一般是比較微弱的，通常用可逆符號表示，同時無沉淀和氣體產生。
多元弱酸的酸根離子水解是分步進行的，第一步水解程度比第二水解程度大，故相同物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3溶液，Na2CO3溶液堿性比NaHCO3強。
對于發生雙水解的鹽類，因水解徹底，故用“===”，同時有沉淀和氣體產生。
作為知識分子，不應該也不會排斥團隊協作和團隊精神，但他在團隊里，是有一個“獨立之人格，自由之思想”的人。下面我給大家分享一些高考化學選修的知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!
高考化學選修的知識1
同分異構體
化合物具有相同的分子式，但具有不同結構的現象叫做同分異構現象。具有同分異構現象的化合物互稱同分異構體。
1、同分異構體的種類：
⑴ 碳鏈異構：指碳原子之間連接成不同的鏈狀或環狀結構而造成的異構。如C5H12有三種同分異構體，即正戊烷、異戊烷和新戊烷。
⑵ 位置異構：指官能團或取代基在在碳鏈上的位置不同而造成的異構。如1—丁烯與2—丁烯、1—丙醇與2—丙醇、鄰二甲苯與間二甲苯及對二甲苯。
⑶異類異構：指官能團不同而造成的異構，也叫官能團異構。如1—丁炔與1，3—丁二烯、丙烯與環丙烷、乙醇與甲醚、丙醛與丙酮、乙酸與甲酸甲酯、葡萄糖與果糖、蔗糖與麥芽糖等。
⑷ 其他異構方式：如順反異構、對映異構(也叫做鏡像異構或手性異構)等，在中學階段的信息題中屢有涉及。
2、同分異構體的書寫規律：
⑴ 烷烴(只可能存在碳鏈異構)的書寫規律：主鏈由長到短，支鏈由整到散，位置由心到邊，排布由對到鄰到間。
⑵具有官能團的化合物如烯烴、炔烴、醇、酮等，它們具有碳鏈異構、官能團位置異構、異類異構，書寫按順序考慮。一般情況是碳鏈異構→官能團位置異構→異類異構。
⑶ 芳香族化合物：二元取代物的取代基在苯環上的相對位置具有鄰、間、對三種。
3、判斷同分異構體的常見方法：
⑴ 記憶法：
① 碳原子數目1~5的烷烴異構體數目：甲烷、乙烷和丙烷均無異構體，丁烷有兩種異構體，戊烷滾鄭有三種異構體。
②碳原子數目1~4的一價烷基：甲基一種(—CH3)，乙基一種(—CH2CH3)，丙基兩種(—CH2CH2CH3、—CH(CH3)2)，丁基四種(—CH2CH2CH2CH3、、—CH2CH(CH3)2、—C(CH3)
③ 一價苯基一種、二價苯基三種(鄰、間、對三種)。
⑵ 基團連接法：將有機物看成由基團連接而成，由基團的異構數目可推斷有機物的異構體數目。
如：丁基有四種，丁醇(看作丁裂攜基與羥基連接而成)也有四種，戊醛、戊酸(分別看作丁基跟醛基、羧基連接而成)也分別有四種。
⑶ 等同轉換法：將有機物分子中的不同原子或基團進行等同轉換。
如：乙烷分子中共有6個H原子，若有一個H原子被Cl原子取代所得一氯乙烷只有一種結構，那么五氯乙烷有多少種?假設把五氯乙烷分子中的Cl原子轉換為H原子，而H原子轉換為Cl原子，其情況跟一氯乙烷完全相同，故五氯乙烷也有一種結構。同樣，二氯乙烷有兩種結構，四氯乙烷也有兩種結構。
⑷ 等效氫法：等效氫指在有機物分子中處于相同位置的氫原子。等效氫任一原子若被相同取代基取代所得產物都屬于同一物質。其判斷方法有：
① 同一碳原子上連接的氫原子等效。
② 同一碳原子上連接的—CH3中氫原子等效。如：新戊烷中的四個甲基連接于同一個碳原子上，故新戊烷分子中的12個氫原子等效。
③ 同一分子中處于鏡面對稱(或軸對稱)位置的氫原子等效。
高考化學選修的知識2
有機物的命名法
1、烷烴的命名法
⑴ 定主鏈：就長不就短。選擇分子中最長碳鏈作主鏈(烷烴的名稱由主鏈的碳原子數決定)
⑵ 找支鏈：就近不就遠。從離取代基最近的一端編號。
⑶ 命名：
① 就多不就少。若有兩條碳鏈等長，以含取代基多的為主鏈。
②就簡不就繁。若在離兩端等距離的位置同時出現不同的取代基時，簡單的取代基優先編號(若為相同的取代基，則從哪端編號能使取代基位置編號之和最小，就從哪一端編起)。
③先寫取代基名稱，后寫烷烴的名稱;取代基的排列順序從簡單到復雜;相同的取大源頌代基合并以漢字數字標明數目;取代基的位置以主鏈碳原子的阿拉伯數字編號標明寫在表示取代基數目的漢字之前，位置編號之間以“，”相隔，阿拉伯數字與漢字之間以“—”相連。
2、含有官能團的化合物的命名
⑴定母體：根據化合物分子中的官能團確定母體。如：含碳碳雙鍵的化合物，以烯為母體，化合物的最后名稱為“某烯”;含醇羥基、醛基、羧基的化合物分別以醇、醛、酸為母體;苯的同系物以苯為母體命名。
⑵ 定主鏈：以含有盡可能多官能團的最長碳鏈為主鏈。
⑶ 命名：官能團編號最小化。其他規則與烷烴相似。
高考化學選修的知識3
能與溴水發生化學反應而使溴水褪色或變色的物質
1、有機物：
⑴ 不飽和烴(烯烴、炔烴、二烯烴等)
⑵ 不飽和烴的衍生物(烯醇、烯醛、烯酸、烯酯、油酸、油酸酯等)
⑶ 石油產品(裂化氣、裂解氣、裂化汽油等)
⑷ 含醛基的化合物(醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、葡萄糖、麥芽糖等)
⑸ 天然橡膠(聚異戊二烯)
2、無機物：
⑴ -2價的S(硫化氫及硫化物)
⑵ + 4價的S(二氧化硫、亞硫酸及亞硫酸鹽)
⑸ -1價的I(氫碘酸及碘化物)變色
⑹ NaOH等強堿、Na2CO3和AgNO3等鹽
Br2 + H2O = HBr + HBrO
2HBr + Na2CO3 = 2NaBr + CO2↑+ H2O
HBrO + Na2CO3 = NaBrO + NaHCO3
能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的物質
1、有機物：
⑴ 不飽和烴(烯烴、炔烴、二烯烴等)
⑵ 不飽和烴的衍生物(烯醇、烯醛、烯酸、烯酯、油酸、油酸酯等)
⑶ 石油產品(裂化氣、裂解氣、裂化汽油等)
⑷ 醇類物質(乙醇等)
⑸ 含醛基的化合物(醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸酯、葡萄糖、麥芽糖等)
⑹ 天然橡膠(聚異戊二烯)
⑺ 苯的同系物
2、無機物：
⑴ 氫鹵酸及鹵化物(氫溴酸、氫碘酸、濃鹽酸、溴化物、碘化物)
⑵ + 2價的Fe(亞鐵鹽及氫氧化亞鐵)
⑶ -2價的S(硫化氫及硫化物)
⑷ + 4價的S(二氧化硫、亞硫酸及亞硫酸鹽)
⑸ 雙氧水(H2O2)
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