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2．外因（次要因素）

（1）濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，V_正急劇增大，V_逆也逐漸增大。若減小反應物濃度，V_逆急劇減小，V_正逐漸減小。（固體或純液體的濃度可視為常數(shù)，故反應速率與其加入量多少無關）。

（2）溫度：當其他條件不變時，升溫時， V_正、V_逆都加快；降溫時，V_正、V_逆都減小

（3）壓強：其他條件不變時，對于有氣體參加的反應，通過縮小反應容器，增大壓強，V_正、V_逆都增大；通過擴大反應容器，壓強減小，濃度變小，V_正、V_逆均減小。

（4）催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數(shù)地增加了正、逆反應速率。

特別提醒：

1．內因（主要因素）：反應物本身的性質（分子結構或原子結構）所決定的。

3．同一化學反應速率用不同物質表示時可能不同，但是比較反應速率快慢時，要根據(jù)反應速率與化學方程式的計量系數(shù)的關系換算成同一種物質來表示，看其數(shù)值的大小。注意比較時單位要統(tǒng)一。

2．無論濃度的變化是增加還是減少，化學反應速率均取正值。

1．化學反應速率指的是平均速率而不是瞬時速率

2．結論：對于一般反應 aA + bB =cC + dD來說有：

V_A ：V_B ：V_C ：V_D =△C_A ：△C_B ：△C_C ：△C_D =△nA ：△n_B ：△n_C ：△nD = a ：b ：c ：d

特別提醒：

1．化學反應速率：通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數(shù)學表達式可表示為單位一般為mol/(L?min)或mol.?L^-1?min^-1

2．反應熱的數(shù)值等于E（形成新鍵釋放的總能量）與E（斷鍵所吸收的總能量）之差，放熱反應△H的符號為“―”，吸熱反應△H的符號為“+”。

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(shù)），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△H的關系式。

（2）具體方法：①熱化學方程式乘以某一個數(shù)時，反應熱也必須乘上該數(shù)；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，DH的“+”“―”號也隨之改變，但數(shù)值不變。

（4）注意1molH₂、O_2、、P₄分別含有1molH-H、1mol O=O、6molP-P，1molH₂O中含有2molO―H，1molNH₃含有3molN-H ，1molCH₄含有4molC-H。

第二章化學反應速率與化學平衡

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(tài)和終態(tài)有關，而與具體反應的途徑無關。

（2）能源的開發(fā)；①太陽能：每年輻射到地球表面的能量為5×10¹⁹kJ，相當于目前全世界能量消耗的1.3萬倍。②生物能：將生物轉化為可燃性的液態(tài)或氣態(tài)化合物，再利用燃燒放熱。③風能：利用風力進行發(fā)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。