第六章化学反应与能量-高一化学单元速记巧练（人教版2019）（教师版）

第六章化学反应与能量第一节化学反应与能量必背知识清单01必背知识清单01化学反应与热能的转化化石燃料燃烧会放出大量的热，除了燃烧，其它化学反应也伴随着放热或吸热现象。1.两条基本规律质量守恒定律：化学反应前后物质的总质量保持不变。能量守恒定律：一种形式的能量可以转化为另一种形式的能量，转化的途经和能量的形式不同，但是体系包含的总能量不变。2.化学反应一定伴随有能量的变化，化学反应中能量变化主要表现为热量的变化，吸热或放热。3.化学能与热能的实验探究实验操作试管中加入2mL2mol·L－1盐酸，并用温度计测量其温度，再向试管中放入打磨过的镁条将20gBa(OH)2·8H2O晶体研细后与10gNH4Cl晶体一起放入烧杯中，并将烧杯放在滴有几滴水的木片上。用玻璃棒快速搅拌，玻璃片盖上烧杯实验现象镁条逐渐溶解，有气泡产生，温度计的示数升高有刺激性气味气体产生，用手触摸杯壁下部，烧杯壁__变凉_，试着用手拿起烧杯，_木片黏在烧杯上_实验结论该反应放出热量该反应吸收热量化学反应发生时伴有__热量的释放和吸收__必背知识清单02必背知识清单02吸热反应与放热反应1、概念吸热反应：释放热量的反应。如：镁与盐酸的反应Mg+2HCl=MgCl2+H2↑放热反应：吸收热量的反应。如：氢氧化钡晶体与氯化铵晶体的反应Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O分类①放热反应eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(大多数化合反应,燃烧反应,中和反应和沉淀反应,金属与H2O或酸的反应,食物的腐败))②吸热反应eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(大多数分解反应,Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应,C与H2O(g)的反应,C与CO2的反应,H2、CO或C与金属氧化物的反应))3、放热反应与吸热反应的比较类型比较放热反应吸热反应形成原因反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量与化学键强弱的关系生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量反应过程示意图【注意】(1)有的放热反应需要加热才能发生，例如煤的燃烧就是放热反应，但需要加热或点燃引发反应；有的放热反应不需要加热，如磷的自燃。吸热反应大都需要加热，也有不需加热就能反应的，例如Ba(OH)2·8H2O晶体与NH4Cl晶体的反应。吸热反应与放热反应与反应是否需要加热没有关系。(2)吸热反应和放热反应均是化学反应。注意某些吸热过程和放热过程不属于化学反应。如：NaOH固体溶于水，浓硫酸稀释属于放热过程；NH4NO3固体溶于水属于吸热过程，三者都不是化学反应，也就不属于吸热反应或放热反应。必背知识清单03必背知识清单03化学反应中能量变化的原因1.化学键与化学反应中能量变化的关系（1）化学键与能量的关系化学反应的本质是反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。化学键是物质内部微粒之间强烈的相互作用，断开反应物中的化学键需要吸收能量，形成生成物中的化学键要释放能量。键能：标况下，将1mol气态分子AB断裂成理想气态原子所吸收的能量，单位（KJ·mol1）氢气和氯气反应的本质是在一定的条件下，氢气分子和氯气分子中的HH键和ClCl键断开，氢原子和氯原子通过形成HCl键而结合成HCl分子。则：吸收总能量为：436+243=679KJ释放总能量为：431×2=862KJ反应中放出的热量：862679=183KJ这样，由于破坏旧键吸收的能量少于形成新键放出的能量，根据“能量守恒定律”，多余的能量就会以热量的形式释放出来。（3）化学键与化学反应中能量变化的关系断开化学键要吸收能量，形成化学键要释放能量；化学键的变化是化学反应中能量变化的主要原因。能量是守恒的，化学反应中的能量变化通常表现为热量的变化。2.从物质储存化学能的角度理解化学反应过程中能量变化的关系（1）一个确定的化学反应完成后的结果是吸收能量还是放出能量，决定于反应物总能量和生成物总能量相对大小。（2）化学反应中的能量变化通常表现为热量的变化，吸热或者放热。吸热反应和放热反应与反应物和生成物总能量的关系如下：吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量（3）以能量为纵坐标，画出放热反应和吸热反应的简单示意图反应物的总能量大于生成物的总能量反应物的总能量小于生成物的总能量反应物的总能量大于生成物的总能量反应物的总能量小于生成物的总能量必背知识清单04必背知识清单04人类能源的利用1．人类利用能源的三个阶段树枝杂草时期、化石能源和多能源结构时期。2．从柴草时期到化石能源时期人类获取热能的主要途径都是通过物质的燃料。3．人类利用化石燃料过程中亟待解决的两个问题(1)短期内不可再生，且储量有限，能源消费量与储量之间的矛盾日益突显。(2)煤和石油产品燃烧排放的粉尘、SO2、NOx、CO等是大气_污染物的主要来源。4．为了改善人类的生存环境，促进社会可持续发展，节能_和寻找清洁的新能源成为人类的必然选择。5．分类分类依据种类举例来源来自太阳辐射的能量太阳能、煤、石油、天然气、生物质能、风能来自地球内部的能量地热能、核能、水能来自天体的引力能量潮汐能转换过程一次能源太阳能、煤、石油、天然气、生物质能、风能二次能源石油制品、煤气、电能利用历史化石燃料煤、石油、天然气新能源太阳能、风能、地热能、核能、氢能、生物质能性质可再生能源太阳能、风能、水能、生物质能不可再生能源煤、石油、天然气、核能6．新能源(1)优点：资源丰富、可以再生、对环境无污染等。(2)种类：太阳能、风能、地热能、海洋能和氢能等。必背知识清单05必背知识清单05原电池1．概念：将化学能转化为电能的装置。2．构成条件：（“两极”——“一液”——“一线”——“一反应”）两极：两个活泼性不同的电极一液：电解质溶液（或熔融的电解质）一线：形成闭合回路一反应：能够自发的氧化还原反应3．锌铜硫酸原电池装置电极材料电极名称电子转移电极反应式反应类型锌负极失电子氧化反应铜正极得电子还原反应总反应式：4．工作原理(1)正极：电子流入的电极；负极：电子流出的电极。(2)电极反应：正极发生还原反应；负极发生氧化反应。(3)电子的移动方向：从负极流出，经导线流向正极。(4)电流得移动方向：从正极流出，经导线流向负极。(5)离子的移动方向：阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。(6)实质：使氧化反应和还原反应在两个不同的区域发生，通过电子的定向移动形成电池，化学能转化为电能。5．原电池电极反应式的书写(1)一般电极反应式的书写，以离子方程式形式表示。①书写步骤A.列物质，标得失：按照负极氧化反应，正极还原反应，判断电极反应物、生成物，标出电子得失。B.看环境，配守恒：电极产物在电解质溶液的环境中应能稳定存在，如酸性介质中，OH－不能存在，应生成水；碱性介质中，H＋不能存在，应生成水；电极反应式同样要遵循电荷守恒、原子守恒、得失电子守恒。C.两式加，验总式：正负极反应式相加，与总反应离子方程式验证。②常见介质常见介质注意事项中性溶液反应物若是H＋得电子或OH－失电子，则H＋或OH－均来自于水的电离酸性溶液反应物或生成物中均没有OH－碱性溶液反应物或生成物中均没有H＋水溶液不能出现O2－(2)利用总反应式书写电极反应式①根据总反应式，找出氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物。②确定介质的酸碱性或者其它特性。=3\*GB3③按照负极反应：还原剂ne=氧化产物正极反应：氧化剂+ne=还原产物，书写电极反应式。=4\*GB3④书写技巧：若某电极反应式较难写出时，可先写出较易写的电极反应式，然后根据得失电子守恒，用总反应式减去较易写的电极反应式，即可得出较难写的电极反应式。6．原电池原理的应用（1）加快氧化还原反应的速率原理：原电池中，氧化反应和还原反应分别在两极进行，使反应速率增大。实例：实验室用锌和稀硫酸反应制取氢气时，可滴入几滴硫酸铜溶液，形成原电池，加快反应速率。（2）比较金属活动性强弱原理：一般原电池中，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。实例：有两种金属A和B，用导线连接后插入稀硫酸中，观察到A溶解，B上有气泡产生，可知A做负极，B作正极，A比B活泼。必背知识清单06必背知识清单06化学电源1．分类一次电池（干电池）：活性物质消耗到一定程度就不能使用了，如锌锰电池、锌银电池二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，如铅蓄电池。燃料电池：一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接换成电能的化学电池，如氢氧燃料电池。2．普通锌锰电池电池普通锌锰电池工作原理负极锌筒锌被氧化,逐渐消耗Zn

－

2e－＝Zn2+正极石墨棒二氧化锰_被还原2MnO2＋2NH4+＋2e－＝Mn2O3

＋

2NH3

＋H2O电解质氯化铵糊总反应2MnO2＋2NH4+＋Zn

＝Mn2O3

＋

2NH3

＋H2O＋Zn2+特点放电后_不能充电便于携带,价格低3．碱性锌锰电池电池碱性锌锰电池工作原理负极_锌粉_锌被氧化,逐渐消耗电解质氢氧化钾正极碳棒二氧化锰被还原特点放电后不能充电便于携带,价格低4．铅蓄电池电池铅蓄电池工作原理负极Pb放电时，铅极被消耗Pb＋SO42－－2e－＝

PbSO4电解质硫酸正极PbO2PbO2被还原PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－＝PbSO4＋2H2O总反应Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O特点①放电后可再充电使活性物质获得再生②可以多次充电，重复使用5．氢氧燃料电池酸性碱性负极2H2－4e－=4H＋2H2＋4OH－－4e－=4H2O正极O2＋4H＋＋4e－=2H2OO2＋2H2O＋4e－=4OH－总反应2H2＋O2=2H2O特点①电极本身不包含活性物质，只是一个催化转换元件②工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被排出第二节化学反应的速率与限度必背知识清单07必背知识清单07化学反应速率1.定义：用来衡量化学反应进行快慢的物理量。2.表示方式：通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。3.公式：单位：mol/(L•s)或mol/(L•min)例如：某反应的反应物浓度在5min内由6mol/L变为2mol/L，则这段反应的反应速率为0.8mol/(L•min)。4.规律①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。计量数不同，速率不同，因而定量表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪一种物质来表示。②论是用反应物表示还是用生成物表示，其化学反应速率都取正值，而且是某一段时间内的平均速率。③固体或纯液体的浓度视为常数，因此不用固体或纯液体表示化学反应速率。5.计算方法①定义式法：利用公式v＝eq\f(Δc,Δt)计算化学反应速率，亦可利用该公式计算浓度变化量或时间。②关系式法：同一反应中，化学反应速率之比＝物质的量浓度变化量之比＝物质的量变化量之比＝化学计量数之比。6.反应速率的比较同一化学反应速率用不同物质表示时数值可能不同，比较化学反应速率的快慢不能只看数值大小，还要进行一定的转化：(1)换算成同一物质、同一单位表示，再比较数值大小。(2)比较化学反应速率与化学计量数的比值。如反应aA＋bBcC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较eq\f(v(A),a)与eq\f(v(B),b)的相对大小，若eq\f(v(A),a)>eq\f(v(B),b)，则用v(A)表示的反应速率比用v(B)表示的反应速率大。7.影响因素影响因素结果反应物自身的因素（主要因素）反应物越活泼，反应速率越快。温度升高温度，化学反应速率加快；降低温度，化学反应速率减慢。反应物浓度（不包括固体、纯液体）增大反应物浓度，加快反应速率；减小反应物浓度，反应速率减慢催化剂改变反应速率反应物的接触面积的大小、固体反应物的颗粒大小增大反应物的表面积，化学反应速率加快；固体反应物颗粒越小，反应速率越快。压强对于有气体参与的化学反应，当其他条件相同时，增大反应体系压强，化学反应速率增大。形成原电池形成原电池通常可以加快反应速率。。溶剂的性质、光、超声波、磁场、固体反应物表面积等也会对化学反应速率产生影响。必背知识清单08必背知识清单08化学反应限度1．可逆反应(1)正向反应：由反应物得到生成物的化学反应。(2)逆向反应：由生成物得到反应物的化学反应。(3)可逆反应：在同一条件下正反应方向和逆反应方向均能进行的化学反应。(4)可逆反应的特点：（双向性、同时性、共存性）①正向反应和逆向反应同时进行，两向条件相同。②一定条件下，反应物不可能完全转化为生成物，即反应物的转化率不可能达到100%，即反应物、生成物共存。(5)在可逆反应的化学方程式中，用“”符号代替“=”。2.化学平衡状态的建立即化学平衡建立过程的v—t图为3.化学平衡状态的概念在一定条件下，可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物的浓度与生成物的浓度不再改变，达到一种表面静止的状态。化学平衡状态是可逆反应达到的一种特殊状态，是在给定条件下化学反应所能达到的或完成的最大程度，任何可逆反应在给定条件下的进程都有一定的限度。【注意】（1）前提条件:一定条件下的密闭容器中。（2）研究对象:可逆反应。（3）本质标志:v(正)=v(逆)≠0。（4）间接标志:反应混合物中各组分浓度保持不变。4.化学平衡的特征：（1）逆：即化学平衡的研究对象是可逆反应。（2）动：即化学平衡是一种动态平衡，即v正＝v逆≠0，反应并未停止。（3）等：即v正＝v逆，同一物质的消耗速率与生成速率相等。（4）定：在达化学平衡的混合体系中，各组成成分的浓度保持不变，各组分的百分含量保持不变。（5）变：化学平衡是在一定条件下的平衡，当外界条件改变时，化学平衡可能会发生变化。5.化学平衡状态的判定(1)直接标志v正＝v逆①同一种物质的生成速率等于消耗速率；②在化学方程式同一边的不同物质的生成速率与消耗速率之比都等于化学计量数之比；③在化学方程式两边的不同物质的生成(或消耗)速率之比等于化学计量数之比。各组分的浓度保持一定①各组分的浓度不随时间的改变而改变；②各组分的质量分数、物质的量分数、体积分数不随时间的改变而改变。(2)间接标志①反应体系中的总压强不随时间的改变而变化(适用于反应前后气体体积不等的反应)。②对于反应混合物中存在有颜色变化的物质的可逆反应，若体系中颜色不再改变，则反应达到平衡状态。③全是气体参加的反应前后化学计量数改变的可逆反应，平均相对分子质量保持不变。④对同一物质而言，断裂化学键的物质的量与形成化学键的物质的量相等。注意：化学学平衡状态判断的“两种误区”。①各组分的浓度相等证明反应达到平衡状态。②各组分的分子数等于化学计量数之比证明反应达到平衡状态。反应达到化学平衡状态时各组分的浓度保持不变，但不一定相等，也不—定等于化学计量数之比。必背知识清单09必背知识清单09化学反应条件的控制1.调控反应条件的目的和方法2.调控反应条件时需要考虑的问题示例：以工业合成氨反应条件的调控为例分析：①理论上条件的选择及利弊分析。温度低、压强高，氨的产率高。存在问题：温度低，反应速率小，达到平衡的时间长，生产成本高。压强大，对动力和生产设备的要求较高，所以一味增大压强，也会增加生产成本。②实际条件控制：温度：400～500℃，压强一般选择_10～30__MPa。3.调控反应条件、提高燃料的燃烧效率(以煤为例)①煤的状态煤被研得越细，与空气中氧气的接触面积越大，燃烧越充分，反应速率越大。②空气用量适当过量的空气有利于煤的充分燃烧。过多的空气会带走大量的热量，降低反应温度，减小燃烧速率，甚至会使燃烧停止(当温度达不到煤的着火点时)；少量的空气则会使煤燃烧不充分，造成能源浪费。【讲透重点】一、放热反应和吸热反应的比较和判断1．放热反应和吸热反应的比较：E：物质的总能量；Q(吸)：反应物分子断键时吸收的总能量；Q(放)：生成物分子成键时放出的总能量。放热反应吸热反应定义释放热量的化学反应吸收热量的化学反应形成原因反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量与化学键强弱的关系生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量反应过程图示2.常见的放热反应和吸热反应：3．吸热反应和放热反应的判断方法(1)根据反应物和生成物的总能量的相对大小判断——决定因素。若反应物的总能量大于生成物的总能量，属于放热反应，否则是吸热反应。(2)根据化学键破坏或形成时的能量变化判断——用于计算。若破坏反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物中化学键所放出的能量，属于放热反应，否则是吸热反应。(3)根据反应物和生成物的相对稳定性判断。由不稳定的物质(能量高)生成稳定的物质(能量低)的反应为放热反应，反之为吸热反应。(4)根据反应条件判断。凡是持续加热才能进行的反应一般就是吸热反应。特别注意：化学反应是吸热反应还是放热反应与反应条件无必然的关系。具体如下：二．利用化学键计算化学反应中的能量变化1．化学键与能量变化的关系2．计算公式用Q(吸)表示反应物分子化学键断裂时吸收的总能量，Q(放)表示生成物分子化学键形成时放出的总能量。公式：ΔQ＝Q(吸)－Q(放)利用化学键形成和断裂时的能量变化计算化学反应中的能量变化：ΔQ＝Q(吸)－Q(放)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(ΔQ<0，为放热反应,ΔQ>0，为吸热反应))3．实例(以H2＋Cl2=2HCl为例)：(1)图示分析：H—Heq\o(——→,\s\up7(吸收436kJ·mol－1))H＋H Cl—Cleq\o(——→,\s\up7(吸收243kJ·mol－1))Cl＋Cleq\o(,\s\up7(放出,436kJ·mol－1))↓↓放出436kJ·mol－1H—ClH—Cl(2)计算分析：化学键反应中能量变化1molA—B化学键反应中能量变化H—H吸收436kJ共吸收679kJCl—Cl吸收243kJH—Cl放出431kJ共放出862kJ结论679kJ－862kJ＝－183kJ，即反应放出183kJ热量【点拨】反应热与化学键键能的关系(1)键能：标准状况下，将1mol气态分子AB(g)解离为气态原子A(g)、B(g)所需的能量，用符号E表示，单位为kJ·mol－1。(2)反应热与化学键键能的关系：反应热Q＝反应物的键能之和－生成物的键能之和，Q<0，反应放热，Q>0，反应吸热。以反应H2＋Cl2=2HCl为例：H—H键、Cl—Cl键和H—Cl键的键能分别为436kJ·mol－1、243kJ·mol－1、431kJ·mol－1，则反应热Q＝(436kJ·mol－1＋243kJ·mol－1)－2×431kJ·mol－1＝－183kJ·mol－1<0，反应放热。三、原电池正、负极的判断【点拨】(1)构成原电池的两电极材料不一定都是金属，正极材料可以为导电的非金属，例如石墨。两极材料可能参与反应，也可能不参与反应。(2)两个活泼性不同的金属电极用导线连接，共同插入电解质溶液中不一定构成原电池，必须有一个能自发进行的氧化还原反应。(3)在判断原电池正负极时，既要考虑金属活泼性的强弱也要考虑电解质溶液性质。如Mg—Al—HCl溶液构成的原电池中，负极为Mg；但是Mg—Al—NaOH溶液构成的原电池中，负极为Al，正极为Mg。四、原电池原理的应用1．加快氧化还原反应的速率(1)原理：原电池中，氧化反应和还原反应分别在两极进行，使溶液中离子运动时相互的干扰减小，使反应速率增大。(2)实例：实验室用Zn和稀硫酸反应制取氢气时，可滴入几滴硫酸铜溶液，形成原电池，加快反应速率。2．比较金属活泼性强弱(1)原理：一般原电池中，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。(2)实例：有两种金属A和B，用导线连接后插入到稀硫酸中，观察到A极溶解，B极上有气泡产生。由原电池原理可知，金属活动性A>B。3．设计原电池(1)首先将已知氧化还原反应拆分为两个半反应。氧化反应：还原剂－ne－=氧化产物；还原反应：氧化剂＋ne－=还原产物；正极反应式＋负极反应式＝电池的总反应式。(2)根据原电池的电极反应特点，结合两个半反应找出正负极材料及电解质溶液。①电解质溶液的选择：电解质溶液一般要能够与负极发生反应或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应(如空气中的氧气)。②电极材料的选择：在原电池中，一般选择活泼性较强的金属作为负极，活泼性较弱的金属或能导电的惰性材料作正极。负极材料或还原性物质在负极上失去电子被氧化，氧化性物质在正极上得到电子被还原。(3)步骤：以Fe＋CuSO4=FeSO4＋Cu为例。步骤实例将反应拆分为电极反应负极反应Fe－2e－=Fe2＋正极反应Cu2＋＋2e－=Cu选择电极材料负极：较活泼金属，一般为发生氧化反应的金属Fe正极：活泼性弱于负极材料的金属或石墨Cu或C选择电解质一般为与负极反应的电解质CuSO4溶液画出装置图4．用于金属保护将被保护的金属与比其活泼的金属连接。eq\x(原理)eq\a\vs4\al(作原电池的正极的金属材料不参与反应)eq\x(实例)eq\a\vs4\al(要保护一个铁制的输水管道，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。)五、化学反应速率的表示和计算问题归纳(1)表示化学反应速率时，必须指明具体的物质，因为同一化学反应，用不同的物质表示的反应速率，其数值可能不同。例如，化学反应N2＋3H22NH3，用H2表示该反应的反应速率时应写成v(H2)。(2)对于有固体或纯液体参加的反应，由于固体或纯液体的浓度为一常数，即Δc＝0(无意义)，所以不用固体或纯液体表示反应速率。(3)对于一个具体的化学反应，反应物和生成物的物质的量的变化是按化学方程式中化学计量数之比进行的，所以化学反应中各物质的反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。对于反应aA＋bB=cC＋dD(A、B、C、D均不是固体或纯液体：v(A):v(B):v(C):v(D)＝Δn(A):Δn(B):Δn(C:Δn(D)＝Δc(A):Δc(B):Δc(C):Δc(D)＝a:b:c”d)。(4)在同一时间内的同一个化学反应里，虽然用不同物质表示的化学反应速率不一定相同，但它们表示的意义相同，即一种物质的化学反应速率就代表了整个化学反应的反应速率。(5)化学反应速率的计算模式设amol·L－1、bmol·L－1分别为A、B两物质的起始浓度，mxmol·L－1为反应物A的转化浓度，nxmol·L－1为反应物B的转化浓度，则：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)eq\a\vs4\al(起始浓度/,mol·L－1)ab00eq\a\vs4\al(变化浓度/,mol·L－1)mxnxpxqxeq\a\vs4\al(终态浓度/,mol·L－1)a－mxb－nxpxqx六、化学反应速率的影响因素1.在影响化学反应速率的因素中，内因是决定性的因素。一个本来就不可能发生的化学反应，任何外因都无济于事，而对于客观上能够发生的化学反应，外因能够改变其反应速率。2.在浓度对化学反应速率的影响中，“浓度”是指反应物的浓度，或生成物的浓度。“改变反应物的浓度”不包括改变固体和纯液体的量。3.在压强对化学反应速率的影响中，“压强”是指气体反应物的压强，因为在温度和物质的量一定的条件下，气体压强的变化实质上是气体浓度的变化，而固体和液体的体积受压强的影响甚小，通常忽略不计。(4)温度对化学反应速率的影响是最广的。放热反应、吸热反应、正反应、逆反应等反应速率都受温度的影响。(5)当改变某一条件化学反应速率发生变化时，条件改变越大，化学反应速率变化越大。(6)影响化学反应速率的条件有很多，不同的条件对化学反应速率的影响“方向”可能不同。因此，当面对两种或多种影响因素而判断化学反应速率的变化时，要注意应用“令其他条件一定(或不变)，改变某一条件看化学反应速率怎么变化”的科学方法。(7)从数形关系规律的角度来看，可以用直角坐标系中的图像来表示化学反应速率与影响因素之间的关系。例如在锌跟盐酸的反应中，反应速率与盐酸浓度的关系、反应速率与反应物温度的关系，分别可用图中的Ⅰ和Ⅱ表示出来。七、对化学平衡状态的理解1．只有可逆反应才有可能存在化学平衡状态，不可逆反应无论怎样也不可能存在化学平衡状态，即化学平衡问题的化学反应对象是可逆反应，在解决有关化学平衡的问题时，首先看清化学反应是否为可逆反应。2．一个确定的化学平衡状态，化学反应速率的特征是v(正)＝v(逆)>0；反应混合物的特征是任意一种物质在混合物中所占的质量分数或物质的量分数保持不变。这两个特征是相互关联、相互影响的。有了这两个特征，可逆反应也就进行到了最大限度。3．化学平衡状态是可逆反应进行到最大限度的结果，在外界条件不改变时，一经建立起化学平衡状态，就不会因时间的变化而变化。4．化学反应的可逆性为化学平衡状态的建立奠定了内因性的基础，化学平衡状态的建立还必须有一定的温度、物质的浓度和气体的压强等外因性条件，否则化学平衡状态也建立不起来，以哲学的观点审视化学平衡状态的建立，内因(可逆反应)是基础，外因(温度、浓度、压强等)是条件，外因通过内因而起作用。5．化学平衡状态的建立还必须具有一定的外部条件(温度、浓度、压强等)，所以，同一个可逆反应在不同条件下建立起的化学平衡状态可能不同。6．对于一个既定的可逆反应，如果其他条件一定，不论采取何种途径，即反应是由反应物开始或由生成物开始，是一次投料或是分步投料，最后都能建立起化学平衡状态。八、可逆反应达到化学平衡状态的标志1．等——正反应和逆反应的速率相等正反应速率和逆反应速率相等是概念性的，也可以理解为某一组分的生成速率和消耗速率相等，这是化学平衡的本质标志。以可逆反应：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)为例，下列情况能说明正反应和逆反应速率相等。(1)用两种物质表示的正反应和逆反应速率之比等于化学计量数之比，如v(正)(N2)：v(逆)(H2)＝1：3，v(正)(N2)：v(逆)(NH3)＝1：2。(2)相同时间内，同一种物质生成的物质的量和消耗的物质的量相等，如生成amo