1、解析化学平衡移动题目的一般思路 改变条件 2、化学平衡常数 （1）概念 在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比值是个常数，这个常数叫做化学平衡常数，简称平衡常数．用符号K表示． 对于一般可逆反应：mA（g）+nB（g）?pC（g）+qD（g），K= ①稀溶液中进行的反应，水的“浓度”作为常数，在平衡常数中不用书写． ②当反应中有固体物质参加时，固体的“浓度”作为常数，在平衡常数表达式中不用书写． ③化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关．同一个化学反应，由于书写的方式不同，各反应物、生成物的化学计量数不同，平衡常数就不同．但是这些平衡常数可以相互换算． 如：N2+3H2?2NH3； ④不同的化学平衡体系，其平衡常数不一样．平衡常数大，说明生成物的平衡浓度较大，反应物的平衡浓度相对较小，即表明反应进行得较完全．因此，平衡常数的大小可以表示反应进行的程度． ⑤一般认为K＞105反应较完全（即不可逆反应），K＜10-5反应很难进行（即不反应）． （3）平衡表达式K的意义：定量的衡量化学反应进行的程度． ①表示可逆反应进行的程度：K值越大，表示反应进行的程度越大，反应物的转化率也越大． ②判断可逆反应进行的方向： 对于可逆反应，在一定的温度的任意时刻，生成物浓度的化学计量数次幂与反应物的化学计量数次幂的比值叫做反应的浓度商，用Qc表示． Qc＜K时，向正反应方向进行；Qc=K时，反应平衡；Qc＞K时，向逆反应方向进行． （4）影响因素 平衡常数K只受温度影响，随温度的变化而变化，与反应物或生成物的浓度无关，也与反应是从正反应开始还是从逆反应开始无关。一个确定的可逆反应，在一定温度下其平衡常数是一个定值，在使用平衡常数时应注明温度。 若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应． 3、化学平衡计算的一般思路和方法 建立模型、确定关系、依据题意列出方程。 如以下反应：mA（g）＋nB(g)?pC（g）+qD（g），令A、B起始物质的量分别为amol、bmol，达到平衡后，A的物质的量变化为mx mol。 （1）计算模式——列三行 mA（g）＋nB(g) ? pC（g）+ qD（g） 起始物质的量 a b 0 0 变化物质的量 mx nx px qx 平衡物质的量 a-mx b-nx px qx 对于反应物：n平=n始-n变 对于生成物：n平=n始+n变 在体积固定不变的容器中，浓度同样遵循上述规律。 （2）转化率的计算 A的转化率=（已转化量/转化前总量）*100％=（mx/a）*100％ (量：物质的量、浓度、体积、质量等) （3）各组分的体积分数（φ）
（1）等效平衡的定义 在一定条件（恒温、恒容或恒温、恒压）下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的物质的量分数（或体积分数）均相同，这样的化学平衡互称等效平衡． （2）等效平衡的建立 化学平衡状态的建立与条件（如浓度、温度、压强等）有关，而与建立平衡时的途径无关，因而同一可逆反应，从不同的状态开始，只要达到平衡时的条件（浓度、温度、压强等）完全相同，则可形成等效平衡． 如常温常压下，可逆反应： 2SO2 +O2 ? 2SO3 ①2mol 1mol 0 ②0 0 2mol ③1mol 0.5mol 1mol ①从正反应开始 ②从逆反应开始 ③从正、逆反应同时开始，由于①、②、③三种情况如果按方程式的化学计量数比折算成同一方向的反应物，对应各组分的物质的量均相等[如将②、③折算为①]，因此三者为等效平衡． （3）等效平衡的规律 ①恒温、恒容条件下的等效平衡 Ⅰ类：在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体化学计量数不相等的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，若通过可逆反应的化学计量数之比换算成同一边物质的物质的量，所得反应物（或生成物）的物质的量与原起始量对应相同，则两平衡等效．简记：必须对应相同． Ⅱ类：在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体化学计量数相等的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，若通过可逆反应的化学计量数之比换算成同一边物质的物质的量，所得反应物（或生成物）的物质的量之比与原起始量之比对应相同，则两平衡等效．简记：对应成比例． ②恒温、恒压条件下的等效平衡 在恒温、恒压条件下，对于反应前后气体化学计量数任意性的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，若通过可逆反应的化学计量数之比换算成同一边物质的物质的量，所得反应物（或生成物）的物质的量之比与原起始量之比对应相同，则两平衡等效．简记：对应成比例．
5、化学反应进行的方向 （1）焓变与熵变的定义： ①焓变：焓变是指体系内能的变化，焓变为正值说明反应吸热，体系能量增加；焓变为负值说明反应放热，体系能量减少． ②熵变：熵变是指体系混乱程度的变化，熵变为正值说明体系的混乱程度增加，熵变为负值说明混乱程度减小． （2）焓变与化学反应方向的关系 体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态（这时体系往往会对外做功或释放能量）．这一经验规律是能量判断的依据，即焓变是决定一个化学反应能否自发进行的一个重要因素． ①多数能自发进行的化学反应是放热反应． ②有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下却能自发进行．例如：在室温和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应． ③有不少吸热反应在室温条件下也能自发进行． 结论：反应放热有利于反应自发进行，反应吸热也有可能自发进行，这说明反应的焓变只是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素． （3）熵变与化学反应方向的关系 在同一条件下，不同的物质熵值不同，且一物质的熵与其聚集状态及外界条件还有关，一般来说，S（g）＞S（l）＞S （s）．在密闭的条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向，该变化过程体系的熵增大．熵值越大，体系的混乱程度越大． ①许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行．产生气体或气体物质的物质的量增大的反应，熵变通常都是正值，为熵增加反应． ②有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行． 例如：CaCO3（s） ③有不少熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行． 例如：2Al（s）+Fe2O3（s） 结论：熵增加有利于反应自发进行，熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．故熵增原理是解释反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素．由此可见，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． （4）焓变和熵变与化学反应进行的方向． 结论：一个化学反应能否自发进行，既与反应的焓变有关，又与反应的熵变有关．一般来说体系能量减小和混乱度增加都能促使反应自发进行，焓变和熵变共同制约着化学反应进行的方向，但焓和熵都不是唯一因素，我们不能单纯地根据焓变或熵变来判断某个反应是否自发进行．在等温、等压条件下，化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的．化学反应自发进行的最终判据是吉布斯自由能变，自由能一般用△G来表示．且△G=△H-T△S： 当△G=△H-T△S＜0时，反应向正反应方向能自发进行． 当△G=△H-T△S=0时，反应达到平衡状态． 当△G=△H-T△S＞0时，反应不能向正反应方向自发进行．
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