高中化学平衡总结 本文关键词：化学平衡，高中
高中化学平衡总结 本文简介：化学平衡状态1.可逆反应（1）概念：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。（2）对可逆反应概念的理解1）可逆反应的特征：“两同”是指条件相同、同时进行。2）表示方法：在可逆反应的化学方程式中用“”表示可逆反应。3）可逆反应的重要特征是转化率永远不可能达到100%，也就是反应一
高中化学平衡总结 本文内容：
化学平衡状态
1.可逆反应
（1）概念：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。
（2）对可逆反应概念的理解
1）可逆反应的特征：“两同”是指条件相同、同时进行。
2）表示方法：在可逆反应的化学方程式中用“”表示可逆反应。
3）可逆反应的重要特征是转化率永远不可能达到100%，也就是反应一旦开始，那
么，就不可能只存在反应物，或只存在生成物。
4）存在平衡状态
2.化学平衡状态
在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混合物中各组分的浓度保持一定的状态，叫做化学平衡状态，简称化学平衡。
（1）定义中的要点关系
化学平衡的研究对象：可逆反应。
“平衡”是在一定条件下建立起来的，对于一个给定的可逆反应，若起始条件相同则平衡状态也相同，不同的起始条件，平衡状态不同。
“v(正)=
v(逆)”是平衡的本质，“百分含量保持一定”，“浓度保持一定”是化学平衡的现象。
（2）
化学平衡的特征
“逆”：是可逆反应。
“动”：是动态平衡。
“等”：平衡的v(正)=
v(逆)
>0。
“定”：平衡时组分的百分含量不变。
“变”：若改变条件，平衡可被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。
化学平衡的移动
A：化学平衡的移动
化学平衡是有条件的动态平衡，当影响化学平衡的条件改变时，原来的平衡被破坏，进而在新的条件下逐渐建立新的平衡，这个原平衡向新平衡的转化过程叫做化学平衡的移动。
化学平衡移动研究的对象是可逆化学反应的化学平衡状态。从正逆化学反应速率的角度来看：
（1）若外界条件改变，引起v正>v逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动；
（2）若v正
v（逆）时才可以肯定平衡向正反应方向移动
④当平衡向正反应方向移动的时候，反应物的转化率不一定提高，生成物的体积分数也不一定增大（因为反应物或反应混合物的总量增大了），增大一种反应物的浓度会提高另一种反应物的转化率。
⑤温度一定的时候平衡常数一定，浓度、压强对平衡的影响应满足平衡常数不变这一要素。
⑥存在平衡且平衡发生移动时才能应用平衡移动原理，如果不存在平衡（如铁的电化学腐蚀）或虽存在平衡但不能移动，均不能应用平衡移动原理。
B：化学平衡常数
（1）化学平衡常数的表示方法
对于一般的可逆反应：mA+nBpC+qD。其中m、n、p、q分别表示化学方程式中各反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数可以表示为：
k=
在一定温度下，可逆反应达到化学平衡时，生成物的浓度，反应物的浓度的关系依
上述规律，其常数（用K表示）叫该反应的化学平衡常数
（2）化学平衡常数的意义
1）平衡常数的大小不随反应物或生成物的改变而改变，只随温度的改变而改变。
2）平衡常数表示的意义：可以推断反应进行的程度。
K很大，反应进行的程度很大，转化率大
K的意义
K居中，典型的可逆反应，改变条件反应的方向变化。
K很小，反应进行的程度小，转化率小
3）注意：①化学平衡常数只与温度有关，而与反应物与生成物的浓度无关。
②反应物与生成物中只有固体或是液体存在的时候，由于其浓度可看作是“1”，
因而不代入公式。
③化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变；若方程式中的各物质的计量数等倍扩大或是缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
（3）化学平衡常数的应用
1）化学平衡常数数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
2）可利用平衡常数的值作为标准判断正在进行的可逆反应是否平衡以及不平衡时
向何方向进行以建立平衡。（浓度熵的概念）
如对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度如下关系，Qc叫该反应的浓度商。
a．当Qc＞K时，反应要达到平衡，必须减小c(C)和c(D)，增大c(A)和c(B)，所以反应向逆向进行达到平衡，即v逆＞v正
b．当Qc=K时，反应即为平衡状态，平衡不移动
c．当Qc＜K时，反应要达到平衡，必须增大c(C)和c(D)，减小c(A)和c(B)，所以反应向正向进行达到平衡，即v正＞v逆
3）利用平衡常数K的值来判断反应的热效应。
升高温度，K变大，则说明正反应为吸热反应。
升高温度，K减小，则说明正反应是放热反应。
化学反应的方向
1、焓判据和熵判据
①焓是与物质内能有关的物理量，科学家提出用焓变来判断反应进行的方向，这就是所谓的焓判据。焓变化量称之为焓变，符号：△H。不用借助于外力就可以自动进行的自发过程的共同特点是，体系倾向于从高能状态转变为低能状态（这时体系会对外做功或释放热量）。在化学反应中，放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。我们经常用焓变来判断化学反应进行的方向。
但是有些吸热反应也可以自发进行，例如在25℃和1.01×105Pa时，（NH4）2CO3（s）=NH4HCO3+NH3（g）；△H=+74.9
kJ/mol可以自发进行。因此只根据焓变来判断反应进行的方向是不全面的。这就涉及到与“有序”“无序”相关的“熵判据”。
②人们提出在自然界还存在着另一种能够推动体系变化的因素，即在密闭条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向（与有序相比无序更加稳定）。科学家用熵来度量这种混乱的程度。在与外界隔离体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变（符号△S）大于零。这个原理也叫做熵增加原理。在用来判断过程的方向时，就称为熵判据。同一物质存在着气态时的熵值最大、液态时次之、固态时最小这样普遍规律。但是有些熵减少的过程也能自发进行，例如－10℃时的水就会自动结冰成为固态，这是熵减小的过程。因此只根据熵变来判断反应进行的方向也是不全面的。
焓变和熵变都与反应的自发性有关，又都不能独立地作为自发性的判据，要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变。
2、
反应进行方向的判断注意事项（选讲）
①在讨论过程的方向问题时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。如高温高压可以使石灰石分解，石墨转化成金刚石等。
②大量事实告诉我们，过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程的速率。
③自由能变化△G，体系自由能变化综合考虑了焓变和熵变对体系的影响：△G=△H－T△S。这是恒温、恒压下，判断化学反应自发性的判据，它不仅与焓变和熵变有关，还与温度有关，由上述关系式可推知：
当△H＜0，△S＞0时，反应自发进行；
当△H＞0，△S＜0时，反应不能自发进行；
当△H＞0，△S＞0或△H＜0，△S＜0时，反应是否自发与温度有关，一般低温时，焓变影响为主，高温时，熵变影响为主，而温度影响的大小要视△H、△S的具体数值而定。
【思维技巧】
1.化学平衡计算的三段法
可逆反应mA＋nBpC+qD达到平衡时：
①
用各物质表示的反应速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比．
即：VA∶VB∶VC∶VD=m∶n∶p∶q
②各物质的变化量（变化浓度）之比等于化学方程式中相应化学计量数之比
③反应物的平衡量（或浓度）=起始量（或浓度）-消耗量（或浓度）
生成物的平衡量（或浓度）=起始量（或浓度）+增加量（或浓度）
mA
+
nB
pC
+
qD
起始量(mol)
a
b
c
d
变化量(mol)
x
平衡量(mol)
a-x
2.阿伏加德罗定律的两个重要推论的应用
恒温、恒容时：，即混合气体的压强与其物质的量成正比。
恒温、恒压时：，即混合气体的体积与其物质的量成正比。
3.混合气体平均式量的计算
由A、B、C三种气体组成的混合气体中，其平均式量（即平均相对分子质量）：
其中M(A)、M(B)、M(C)分别表示A、B、C的相对分子质量；a％、b％、c％分别表
示这3种气体的体积（或质量）分数．
同时还有：=混合气体的总质量(g)/混合气体的总物质的量(mol)=W总/n总
4.分析化学平衡移动的一般思路
判断化学平衡移动的方向的一般思路是：运用勒夏特列原理原理分析外界条件的改变对v正、v逆的影响，再通过比较v正、v逆的相对大小，来判定平衡是否移动及平衡移动的方向。
图示：
注意：
1）不要把平衡的移动和反应速率的变化等同起来。
2）不要把平衡的移动与物质浓度的变化等同起来。
3）不要把平衡的移动与反应物的转化率等同起来。