目錄理解化學(xué)平衡的含義 化學(xué)平衡的大概念是什么 化學(xué)平衡外在標(biāo)志 化學(xué)平衡體系是什么意思 化學(xué)平衡觀
化學(xué)平衡狀態(tài)的定義是表面靜止的狀態(tài)，相關(guān)知識(shí)介紹如下：
1、簡(jiǎn)介：在一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)的正反應(yīng)速率與逆反應(yīng)速率相等時(shí)，反應(yīng)物的濃度與生成物的濃度不再改變，悄薯源達(dá)到一種表面靜止的狀態(tài)。
2、特點(diǎn)介紹：化學(xué)平衡狀態(tài)具有逆，等，動(dòng)，定，變、同六大特征。逆化學(xué)平衡研究的對(duì)象是可逆反應(yīng)。等平衡時(shí)，正、逆反應(yīng)速率相啟態(tài)等。動(dòng)平衡時(shí)，反應(yīng)仍在進(jìn)行，是動(dòng)態(tài)平衡，反應(yīng)進(jìn)行到了最大限度。定達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變，反應(yīng)速率保持不變，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率保持不變，各組分的含量保持不變。
3、化學(xué)平衡：跟所有的動(dòng)態(tài)平衡一樣，是有條件的，暫時(shí)的，相對(duì)的，當(dāng)條件發(fā)生變化時(shí)，平衡狀態(tài)就會(huì)被破壞，由平衡變?yōu)椴黄胶?，再在新的條件下建立新平衡，即化學(xué)平衡發(fā)生了移動(dòng)。一定條件下化學(xué)平衡狀態(tài)的建立手宏與反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)。即無(wú)論是從正反應(yīng)開(kāi)始，還是從逆反應(yīng)開(kāi)始，或是從任一中間狀態(tài)開(kāi)始建立，只要外界條件相同，達(dá)到平衡時(shí)的效果都相同。
化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡。
一、水解平衡
鹽的水解反應(yīng)：凡是組成鹽的離子與水作用產(chǎn)生弱酸或弱堿，并改變?nèi)芤核岫鹊姆磻?yīng)都叫做鹽的水解反應(yīng)
弱堿陽(yáng)離子水解使溶液顯酸性（氯化銅）
強(qiáng)堿陽(yáng)離子，強(qiáng)酸酸根離子不水解（氯化鈉）
弱酸酸根離子水解使溶液顯堿性（碳酸鈉）
鹽水解產(chǎn)生酸或堿的速率與酸或堿電離的速率相等時(shí)即達(dá)到水解平衡。
該鹽的酸性或者堿性越弱，越容易水解，而且水解的程度越大
二、溶解平衡
在一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解和結(jié)晶的速率相等時(shí)，固體質(zhì)量、離子濃度不變的狀態(tài)沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡
固體化合物AmBn難溶于水，但漏族仍有部分An+和Bm-離開(kāi)固體表面進(jìn)入溶液，同時(shí)進(jìn)入溶液的An+和Bm-又會(huì)在固體表面沉淀下來(lái)，當(dāng)這兩個(gè)過(guò)程速率相等時(shí)，離子An+和Bm-的沉淀與固體AmBn的溶解在水中達(dá)到平衡狀態(tài)，固體的量就不再減小，得到AmBn的飽和溶液。這種平衡狀態(tài)叫做沉淀溶解平衡。
其平衡常數(shù)叫做溶度積，通常用Ksp表示。
溶解平衡的特點(diǎn)是動(dòng)態(tài)平衡，即溶解速率等于結(jié)晶速率且不等于零，因此達(dá)到平衡時(shí)，溶質(zhì)的質(zhì)量一定不變 ，但形狀可以改變 ，并且一定是飽和溶液任何物質(zhì)的溶解都伴隨著相應(yīng)的結(jié)晶過(guò)程。
物質(zhì)最終是溶解還是結(jié)晶則是由V（溶解）與V（結(jié)晶）決定的：
當(dāng)V溶解>V結(jié)晶：溶質(zhì)溶解 形成不飽和溶液
當(dāng)V溶解=V結(jié)晶：溶質(zhì)不變 形成飽和溶液 “溶解平衡”
當(dāng)V溶解 溶解平衡：V溶解=V結(jié)晶 ①溶解和結(jié)晶還在不斷進(jìn)行，但兩者速率相同，宏觀上表現(xiàn)為不再溶解，達(dá)到飽和狀態(tài)。 ②溶解平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡. ③蒸發(fā)溶劑或改變溫度,使V溶解≠V結(jié)晶,溶解平衡狀態(tài)被破壞,宏觀上溶液不再是飽和狀態(tài),會(huì)繼續(xù)溶解溶質(zhì)或析出溶質(zhì),直到重新建立新的溶解平衡. 三、電離平衡 1、概念與定義 具有極性共價(jià)鍵的弱電解質(zhì)(例如部分弱酸、弱堿)溶于水時(shí)，其分子可以微弱電離出離子；同時(shí)，溶液中的相應(yīng)離子也可以結(jié)合成分子。一般地，自上述反應(yīng)開(kāi)始起，弱電解質(zhì)分子電離出離子的速率不斷降低，而離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率不斷升高，當(dāng)兩者的反應(yīng)速率相等時(shí)，溶液便達(dá)到了電離平衡。此時(shí)，溶液中電解質(zhì)分子的濃度與離子的濃度分別處于穩(wěn)定狀態(tài)，不再發(fā)生變化。 用簡(jiǎn)單的語(yǔ)言概括電離平衡的定義，即：在一定條件下，弱電解質(zhì)的離子化速率等于其分子化速率。 2、形成條件 溶液中電解質(zhì)電離成離子和離子重新結(jié)合成分子的平衡狀態(tài)。 具體一點(diǎn)說(shuō),在一定的條件下(如溫度,濃度),當(dāng)溶液中的電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成分子的速率相等時(shí),電離的過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài),即電離平衡。 一般來(lái)說(shuō)，強(qiáng)電解質(zhì)不存在電離平衡而弱電解質(zhì)存在電離平衡 3、強(qiáng)電解質(zhì)有 離子化合物和某些具有強(qiáng)極性鍵的共價(jià)化合物如：強(qiáng)酸（HCl、H2SO4、HNO3）、強(qiáng)堿（NaOH）、大部分鹽類(lèi)(NH4Cl) 4、弱電解質(zhì)有具有極性鍵的共價(jià)化合物如：弱酸(CH3COOH)、弱返歲弊堿(NH3·H2O)、水 5、影響電離平衡的因素 a.溫度：電離過(guò)程是吸熱過(guò)程,溫度升高,平衡向電離方向移動(dòng)。 b.濃度：弱電解質(zhì)分子濃度越大,電離程度越小。 c.同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入含有與該弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì),從而使弱電解質(zhì)的電離平衡朝著生成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的解離度降低的效應(yīng)稱(chēng)為同離子效應(yīng)。 d.化學(xué)反應(yīng)：某一物質(zhì)將電離出的離子反應(yīng)掉而使電離平衡向正方向（電離方向）移動(dòng)。雀衫 四、化學(xué)平衡 1、化學(xué)平衡的含義 化學(xué)平衡的建立是以可逆反應(yīng)為前提的?？赡娣磻?yīng)是指在同一條件下既能正向進(jìn)行又能逆向進(jìn)行的反應(yīng)。絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性，都可在不同程度上達(dá)到平衡?；瘜W(xué)平衡則是指在宏觀條件一定的可逆反應(yīng)中，化學(xué)反應(yīng)正逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物和生成物各組分濃度不再改變的狀態(tài)。 2、化學(xué)平衡的過(guò)程（動(dòng)力學(xué)角度） 從動(dòng)力學(xué)角度看，反應(yīng)開(kāi)始時(shí)，反應(yīng)物濃度較大，產(chǎn)物濃度較小，所以正反應(yīng)速率大于逆反應(yīng)速率。隨著反應(yīng)的進(jìn)行，反應(yīng)物濃度不斷減小，產(chǎn)物濃度不斷增大，所以正反應(yīng)速率不斷減小，逆反應(yīng)速率不斷增大。當(dāng)正、逆反應(yīng)速率相等時(shí)，中各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生變化，反應(yīng)就達(dá)到了平衡。此時(shí)處于動(dòng)態(tài)平衡狀態(tài)，并不是說(shuō)反應(yīng)進(jìn)行到此就完全停止． 3、化學(xué)平衡的過(guò)程（微觀角度） 從微觀角度講則是因?yàn)樵诳赡娣磻?yīng)中，反應(yīng)物分子中的化學(xué)鍵斷裂速率與生成物化學(xué)鍵的斷裂速率相等所造成的平衡現(xiàn)象。 4、化學(xué)平衡的特征——化學(xué)平衡狀態(tài)具有逆，等，動(dòng)，定，變、同等特征。 a、逆：化學(xué)平衡研究的對(duì)象是可逆反應(yīng)。 等：平衡時(shí)，正逆反應(yīng)速率相等，即v正=v逆。（對(duì)于同一個(gè)物質(zhì)，v正=v逆數(shù)值上相等；對(duì)于不同物質(zhì)，vA正：vB逆=a：b，即等于系數(shù)比） b、動(dòng)：平衡時(shí)，反應(yīng)仍在進(jìn)行，是動(dòng)態(tài)平衡，反應(yīng)進(jìn)行到了最大程度。 c、定：達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變，反應(yīng)速率保持不變，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率保持不變，各組分的含量保持不變。 d、變：化學(xué)平衡跟所有的動(dòng)態(tài)平衡一樣，是有條件的，暫時(shí)的，相對(duì)的，當(dāng)條件發(fā)生變化時(shí)，平衡狀態(tài)就會(huì)被破壞，由平衡變?yōu)椴黄胶猓僭谛碌臈l件下建立新平衡。 e、同：對(duì)于一個(gè)確定的可逆反應(yīng)，不管是從反應(yīng)物開(kāi)始反應(yīng)，還是從生成物開(kāi)始反應(yīng)，抑或是從反應(yīng)物和生成物同時(shí)開(kāi)始， 只要滿足各組分物質(zhì)濃度相當(dāng)，都能夠達(dá)到相同的平衡狀態(tài)。 就是以勒夏特列原理為基礎(chǔ)的溶解平衡 化學(xué)平衡 電離平衡 水解平衡。具體介紹如下 一、化學(xué)平衡是指在宏觀條件一定的可逆反應(yīng)中，化學(xué)反應(yīng)正逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物和生成物各組分濃度不再改變的狀態(tài)?？捎忙Gm=∑νΑμΑ=0判斷，μA是反應(yīng)中A物質(zhì)的化學(xué)式。根據(jù)勒夏特列原理，如一個(gè)已達(dá)平衡的被改變，該會(huì)隨之改變來(lái)抗衡該改變： http://baike.baidu.com/view/257614.htm 二、具有極性共價(jià)鍵的弱電解質(zhì)(例如部分弱酸、弱堿)溶于源察野水時(shí)，其分子可以微弱電離出離子；同時(shí)，溶液中的相應(yīng)離子也可以結(jié)合成分子。一般地，自上述反應(yīng)開(kāi)始起，弱電解質(zhì)分子電離出離子的速率不斷降低，而離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率不斷升高，當(dāng)兩者的反應(yīng)速率相等時(shí)，溶液便達(dá)到了電離平衡。此時(shí)，溶液中電解質(zhì)分子的濃度與離子的濃度分別處于穩(wěn)定狀態(tài)，不再發(fā)生變化。 用簡(jiǎn)單的語(yǔ)言概括電離平衡的定義，即：在一定條件下，弱電解質(zhì)的離子化速率等于其分子化速率： http://baike.baidu.com/view/22913.htm 三、 鹽的水解反應(yīng)：凡是組成鹽的離子與水作用產(chǎn)生弱酸或弱堿，并改變?nèi)芤核岫鹊姆磻?yīng)都叫做鹽的水解反應(yīng) 弱堿陽(yáng)離子水解使溶液顯酸性（氯化銅） 強(qiáng)堿陽(yáng)離子，強(qiáng)酸酸根離子不水解（氯化鈉） 弱酸酸根離子水解使溶液顯堿性（碳酸鈉） 鹽水解產(chǎn)生酸或堿的速率雹喊與酸或堿電離的速率相等時(shí)即達(dá)到水解平衡。 該鹽的酸性或者堿性越弱，越容易水解，而且水解的程度越大。 http://baike.baidu.com/view/1643238.htm 四、溶解平衡： 在一定溫度下，當(dāng)沉淀溶解和結(jié)晶的速率相等時(shí)，固體質(zhì)量、離子濃度不變的狀態(tài)沉淀溶解平衡 沉淀溶解平衡 固體化合物AmBn難溶于水，但仍有部分An+和Bm-離開(kāi)固體表面進(jìn)入溶液，同時(shí)進(jìn)入溶液的An+和Bm-又會(huì)在固體表面沉淀下來(lái)，當(dāng)這兩個(gè)過(guò)程速率相等時(shí)，離子An+和Bm-的沉淀與沒(méi)洞固體AmBn的溶解在水中達(dá)到平衡狀態(tài)，固體的量就不再減小，得到AmBn的飽和溶液。這種平衡狀態(tài)叫做沉淀溶解平衡。 http://baike.baidu.com/view/691219.htm 分類(lèi):教育/科學(xué) >> 升學(xué)入學(xué) >> 高考 問(wèn)題描述: 化學(xué)平衡到底是什么，好抽象，有沒(méi)有形象的理解呀？ 解析: 化學(xué)平衡 根據(jù)吉布斯自由能判據(jù)，當(dāng)ΔrGm=0時(shí)，反應(yīng)達(dá)最大限度，處于平衡狀態(tài)?；瘜W(xué)平衡的建立是以可逆反應(yīng)為前提的?？赡娣磻?yīng)是指在同一條件下既能正向進(jìn)行又能逆向進(jìn)行的反應(yīng)。絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性，都可在不同程度上達(dá)到平圓和衡。 從動(dòng)力學(xué)角度看，反應(yīng)開(kāi)始時(shí)，反應(yīng)物濃度較大，產(chǎn)物濃度較小，所以正反應(yīng)速率大于逆反應(yīng)速率。隨著反應(yīng)的進(jìn)行，反應(yīng)物濃度不斷減小，產(chǎn)物濃度不斷增大，所以正反應(yīng)速率不斷減小，逆反應(yīng)速率不斷增大。當(dāng)正、逆反應(yīng)速率相等時(shí)，中各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生變化，反應(yīng)達(dá)到了平衡。 化學(xué)平衡是動(dòng)態(tài)平衡。 19世紀(jì)50-60年代，熱力學(xué)的基本規(guī)律已明確起來(lái)，但是一些熱力學(xué)概念還比較模糊，數(shù)字處理很煩瑣，不能用來(lái)解決稍微復(fù)雜一點(diǎn)的問(wèn)題，例如化學(xué)反應(yīng)的方向問(wèn)題。當(dāng)時(shí)，大多數(shù)化學(xué)家正致力于有機(jī)化學(xué)的研究，也有一些人試圖解決化學(xué)反應(yīng)的方向化學(xué)反應(yīng)的方向問(wèn)題。這種努力除了質(zhì)量作用定律之外，還有其他一些人試圖從別的角度進(jìn)行反應(yīng)方向的探索，其中已有人提出了一些經(jīng)驗(yàn)性的規(guī)律。 在這一時(shí)期，丹麥人湯姆生和貝特羅試圖從化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)來(lái)解釋化學(xué)反應(yīng)的方向性。他們認(rèn)為，反應(yīng)熱是反應(yīng)物化學(xué)親合力的量度，每個(gè)簡(jiǎn)單或復(fù)雜的純化學(xué)性的作用，都伴隨著熱量的產(chǎn)生。貝特羅更為明確地闡述了與這相同的觀點(diǎn)，并稱(chēng)之為“最大功原理”，他認(rèn)為任何一種無(wú)外部能量影響的純化學(xué)變化，向著產(chǎn)生釋放出最大能量的物質(zhì)的方向進(jìn)行。雖然這時(shí)他發(fā)現(xiàn)了一些吸熱反應(yīng)也可以自發(fā)地進(jìn)行，但他卻主觀地假定其中伴有放熱的物理過(guò)程。這一錯(cuò)誤的論斷在30年代終于被他承認(rèn)了，這時(shí)他才將“最大功原理”的應(yīng)用范圍限制在固體間的反應(yīng)上，并提出了實(shí)際上是“自由焓”的化學(xué)熱的概念。 19世紀(jì)60-80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在這一方面也做了一定的貢獻(xiàn)。首先，霍斯特曼在研究氯化銨的升華過(guò)程中發(fā)現(xiàn)，在熱分解反應(yīng)中，其分解壓力和溫度有一定的關(guān)系，符合克勞胥斯一克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V'-V) 其中Q代表分解熱，V、V'代表分解前后的總體積。范霍夫依據(jù)一述方程式導(dǎo)出的下式： lnK=-(Q/RT)+c 此式可應(yīng)用于任何反應(yīng)過(guò)程，其中Q代表體系的吸收的熱（即升華熱）。范霍夫稱(chēng)上式為動(dòng)態(tài)平衡原理，并對(duì)它加以解釋?zhuān)f(shuō)，在物質(zhì)的兩種不同狀態(tài)之間的任何平衡，因溫度下降，向著產(chǎn)生熱量的兩個(gè)體系的平衡方向移動(dòng)。1874年和1879年，穆迪埃和羅賓也分別提出了這樣的原理兄橡。穆迪埃提出，壓力的增加，有利于體積相應(yīng)減少的反應(yīng)發(fā)生。在這之后，勒夏特列又進(jìn)一步普遍地闡釋了這一原理。他說(shuō)，處于化學(xué)平衡中的任何體系，由于平衡中的多個(gè)因素中的一個(gè)因素的變動(dòng)，在一個(gè)方向上會(huì)導(dǎo)致一種轉(zhuǎn)化，如果這種轉(zhuǎn)化是惟一的，那么將會(huì)引起一種和該因素變動(dòng)符號(hào)相反的變化。 然而，在這一方面做出突出貢獻(xiàn)的是吉布斯，他在熱力化學(xué)發(fā)展史上的地位極其重要。吉布斯在勢(shì)力化學(xué)上的貢獻(xiàn)可以歸納4個(gè)方面。第一，在克勞胥斯等人建立的第二定律的基礎(chǔ)上，吉布斯引出了平衡的判斷依據(jù)，并將熵的判斷依據(jù)正確地限制在孤立體系的范圍內(nèi)。使一般實(shí)際問(wèn)題有了進(jìn)行普遍處理的可能。第二，用內(nèi)有、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變量對(duì)體系狀態(tài)進(jìn)行描述。并指出湯姆生用溫度、壓力和體積對(duì)體系體狀態(tài)進(jìn)行描述是不完全的。他倡導(dǎo)了當(dāng)時(shí)的科學(xué)家們不熟悉的狀態(tài)方程，并且在內(nèi)能、熵和體積的三維坐標(biāo)圖中，給出了完全描述體系全部熱力學(xué)性質(zhì)的曲面。第三，吉布斯在熱力學(xué)中引入了“濃度”這一變量，并將明確了成分的濃度對(duì)內(nèi)能的導(dǎo)數(shù)定義為“熱力學(xué)勢(shì)”。這樣，就使熱力學(xué)可用于處理多組分的多相體系，化學(xué)平衡的問(wèn)題也就有了處理的條件。第四，他進(jìn)一步討論了體系在電、磁和表面的影響下的平衡問(wèn)題。并且，他導(dǎo)出了被認(rèn)是熱力學(xué)中最簡(jiǎn)單、最本質(zhì)也是最抽象的熱力學(xué)關(guān)系，即相律，在，而平衡狀態(tài)就是相律所表明的自由度為零的那種羨腔旁狀態(tài)。 吉布斯對(duì)平衡的研究成果主要發(fā)表在他的三篇文章之中。1873年，他先后將前兩篇發(fā)表在康涅狄格州學(xué)院的學(xué)報(bào)上，立即引起了麥克斯韋的注意。吉布斯前兩篇文可以說(shuō)只是一個(gè)準(zhǔn)備，1876年和1878年分兩部分發(fā)表了第三篇文章-《關(guān)于復(fù)相物質(zhì)的平衡》，文章長(zhǎng)達(dá)300多頁(yè)，包括700多個(gè)公式。前兩篇文章是討論單一的化學(xué)物質(zhì)體系，這篇文章則對(duì)多組分復(fù)相體系進(jìn)行了討論。由于熱力學(xué)勢(shì)的引入，只要將單組分體系狀態(tài)方程稍加變化，便可以對(duì)多組分體系的問(wèn)題進(jìn)行處理了。 對(duì)于吉布斯的工作，勒夏特列認(rèn)為這是一個(gè)新領(lǐng)域的開(kāi)辟，其重要性可以與質(zhì)量不滅定律相提并論。然而，吉布斯的三篇文章發(fā)表之后，其重大意義并未被多數(shù)科學(xué)家們所認(rèn)識(shí)到，直到1891年才被奧斯特瓦德譯成德文，1899年勒夏特列譯成法文出版之后，情況頓然改變。在吉布斯之后，熱力學(xué)仍然只能處理理想狀態(tài)的體系。這時(shí)，美國(guó)人洛易斯分別于1901年和1907年發(fā)表文章，提出了“逸度”與“活度”的概念。路易斯談到“逃逸趨勢(shì)”這一概念，指出一些熱力學(xué)量，如溫度、壓力、濃度、熱力學(xué)勢(shì)等都是逃逸趨勢(shì)量度的標(biāo)度。 路易斯所提出的逸度與活度的概念，使吉布斯的理論得到了有益的補(bǔ)充和發(fā)展，從而使人們有可能將理想體系的偏差進(jìn)行統(tǒng)一，使實(shí)際體系在形式上具有了與理想體系完全相同的熱力學(xué)關(guān)系式。 1、化學(xué)平衡的建立和特征 (1)可逆反應(yīng) ①定義:在同一反應(yīng)體系中，在相同條件下，既能向正反應(yīng)方向自動(dòng)進(jìn)行又能向逆反應(yīng)方向自動(dòng)進(jìn)行的反應(yīng)。 ②特點(diǎn) ?可逆反應(yīng)必須是同一條件下既能正反應(yīng)方向進(jìn)行又能逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)，對(duì)于在不同條件向向正、逆兩個(gè)反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)則不認(rèn)為是可逆反應(yīng); ?可逆反應(yīng)是不能進(jìn)行到底的，不能實(shí)現(xiàn)完全轉(zhuǎn)化。 (2)化學(xué)平衡狀態(tài) ①定義:在一定條件下的可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)，叫做化學(xué)平衡狀態(tài)，簡(jiǎn)稱(chēng)化學(xué)平衡; ②化學(xué)平衡的建立 對(duì)于可逆反應(yīng)，不管從正反應(yīng)開(kāi)始(只投入反應(yīng)物)，還是從逆反應(yīng)開(kāi)始(只投入生成物)，或從正逆反應(yīng)同時(shí)開(kāi)始(同時(shí)投入反應(yīng)物和生成物)， 在一定條件下都會(huì)達(dá)到v(正) = v(逆) 的狀態(tài)。當(dāng)v(正) 和v(逆)相等時(shí)，單位時(shí)間內(nèi)同一物質(zhì)消耗和生成的量完全相等，因而各物質(zhì)的濃度和含量保持一定， 即達(dá)到平衡狀態(tài)。構(gòu)成化學(xué)平衡體系的基本要求是反應(yīng)物和所有的生成物均處于同一反應(yīng)體系中，反應(yīng)條件(溫度、濃度、壓強(qiáng)等)保持不變。 (3)化學(xué)平衡的特征 逆:只有可逆反應(yīng)才能達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài); 動(dòng):是動(dòng)態(tài)平衡，正、逆反應(yīng)仍在不斷進(jìn)行; 等: v(正=v(逆)≠0; 定:各組分的濃度及百分含量保持不變; 變:當(dāng)影響化學(xué)平衡的外界條件發(fā)生變化使v(正≠v(逆)時(shí)，平衡便會(huì)發(fā)生移動(dòng)使各組分的濃度、百分含量發(fā)生變化，直至建立新的平衡。 2、化學(xué)平衡的移動(dòng) (1)化學(xué)平衡移動(dòng)的含義 當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，如果改變溫度、壓強(qiáng)、濃度等反應(yīng)條件，原來(lái)的平衡狀態(tài)被破壞，化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)，平衡混合物種各組分的質(zhì)量分?jǐn)?shù)也隨著改變，在一段時(shí)間后達(dá)到新的平衡狀態(tài)，這種由原平衡狀態(tài)向新平衡狀態(tài)的變化過(guò)程，就是化學(xué)平衡的移動(dòng)。 可以歸納為:某條件下的化學(xué)平衡一> 平衡被破壞一段時(shí)間后 一→“新條件下的新化學(xué)平衡 (2)化學(xué)平衡移動(dòng)與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系 當(dāng)與化學(xué)平衡體系有關(guān)的外界條件發(fā)生改變以后， v(正> v(逆)，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng); v(正= v(逆)，化學(xué)平衡不發(fā)生移動(dòng); v(正< v(逆)，化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。 (3)影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素 ①濃度 在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減小生成物的濃度，都可以使化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng);增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以是化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向進(jìn)行。 ②壓強(qiáng) 對(duì)反應(yīng)前后氣體總體積發(fā)生變化的反應(yīng)，在其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)會(huì)使平衡向氣體體積縮小的方向移動(dòng)，減小壓強(qiáng)會(huì)使平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)。 例如: 高溫高壓，cat,N2(g) + 3H2(g)二2NH3(g) 加壓，v(正)增大、v(逆)增大， v(正)增大的倍數(shù)大，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng);若減壓，v(正)、 v(逆)均減小，v(正)減小的倍數(shù)大，平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，加壓、減壓后v- t關(guān)系圖像如下圖: ③溫度 在其他條件不變時(shí)，溫度升高平衡向吸熱反應(yīng)的方向移動(dòng)，溫度降低平衡向放熱反應(yīng)的方向移動(dòng)。 對(duì)于陵扮吵2NO2(g)=N2O4(g) ΔH < 0，加熱時(shí)顏色變深，降溫時(shí)顏色變淺。該反應(yīng)升溫、降溫時(shí)v一t關(guān)系圖像如下圖: ④催化劑 由于催化劑能同等程度地改變正、逆反應(yīng)速率，所以催化劑對(duì)化學(xué)平衡無(wú)影響，U一t圖像為: 3、勒夏特列原理 (1)原理內(nèi)容 如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如濃度、壓強(qiáng)、溫度)，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。勒夏特列原理又叫平尺侍衡移動(dòng)原理。 (2)分析思路 (3)適用范圍 平衡移動(dòng)原理適用于化學(xué)平衡、溶解平衡、電離平衡、水解平衡等動(dòng)態(tài)平衡 (4)注意事項(xiàng) ①平衡向“減弱”外界條件變化的方向移動(dòng)，但不能“抵消”外界條件的變化缺雹; ②v(正)增大并不意味著平衡一定正反應(yīng)方向移動(dòng)， 只有V(正>V(逆)時(shí)才可以肯定平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。 ③當(dāng)平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)時(shí)，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率并不一定提高，生成物的體積分?jǐn)?shù)并不一定增大(因?yàn)榉磻?yīng)物或生成物總量增大了)， 增大一種反應(yīng)物的濃度會(huì)提高另外- -種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率; ④存在平衡且平衡發(fā)生移動(dòng)時(shí)才能應(yīng)用平衡移動(dòng)原理。 4、化學(xué)平衡常數(shù) (1)定義 在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一-個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)就是該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)，符號(hào)為K。 (2)表達(dá)式 對(duì)于某可逆反應(yīng) aA(g) + bB(g)=pC(g) + qD(g)，在一定溫度下，達(dá)到平衡時(shí)K = (3)注意事項(xiàng) ①化學(xué)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。 ②反應(yīng)物或生成物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度可看做"1”而不代入公式; ③化學(xué)平衡常數(shù)是指某- -具體反應(yīng)的平衡常數(shù)，若反應(yīng)方向改變，則平衡常數(shù)改變，且互為倒數(shù)關(guān)系。化學(xué)平衡外在標(biāo)志
化學(xué)平衡體系是什么意思
化學(xué)平衡觀
