物理化学中Jp和Kθ区别是什么呢？

反应商等于平衡常数乘以生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积。反应商和平衡常数的关系可以用公式表示：反应商等于平衡常数乘以生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积。这个公式表明，当反应物和生成物的浓度达到平衡时，反应商和平衡常数是相等的。

反应正向进行、反应逆向进行、反应处于平衡。以上关系称之为判断反应方向的反应商判据。反应商是指活性度或反应内化学物浓度的函数。在化学中，一个反应商（英语：Reactionquotient）Qr是一个活性度或反应内化学物浓度的函数。在化学平衡这个特殊情况下，该反应的反应商等于平衡常数。

根据反应商Q和平衡常数K来判断反应进行的方向和限度的依据是反应平衡的条件。反应商Q是指反应物和生成物的浓度之比，表示当前反应系统的状态。平衡常数K是指反应平衡时，反应物和生成物浓度之比的数值，表示反应系统的平衡状态。当反应商Q小于平衡常数K时，反应会向生成物方向进行，从而使得反应商Q增大，趋向平衡常数K。反之，当反应商Q大于平衡常数K时，反应会向反应物方向进行，从而使得反应商Q减小，趋向平衡常数K。当反应商Q等于平衡常数K时，反应处于平衡状态。所以，根据反应商Q和平衡常数K来判断反应进行的方向和限度，就是根据反应平衡的条件来判断的。

区别是：平衡常数用于平衡状态下的浓度关系：反应商的用于任何状态下的浓度关系。平衡常数是化学反应的特性常数，在特定条件下(如温度、压力、溶剂性质、离子强度等)，可逆化学反应达到平衡状态时生成物与反应物的浓度(方程式系数幂次方)乘积比或反应产物与反应物的浓度(方程式系数幂次方)乘积比。用符号"K"表示。从热力学理论上来说，所有的反应都存在逆反应，也就是说所有的反应都存在着热力学平衡，都有平衡常数。平衡常数越大，反应越彻底。

在一个一般的化学反应中，反应物A份量为α摩尔，反应物B份量为β摩尔，给出产物S为σ摩尔及产物T为τ摩尔则化学方程可以写成αA + βB u2194σS + τT虽然在许多情况下，反应物可能接近完全反应，但该方程仍被写成一个平衡

1、J与Kθ J为反应商，任意时候的反应商 Kθ为标准平衡常数。达到平衡时的反应商。 例如，下列反应： 2H2（g) + O2(g) = 2H2O (l ) J = 1 / [P(H2) /Pθ]^2[P(O2) /Pθ] 此时的P是任意时刻的分压。 Kθ = 1 / [P(H2) /Pθ]^2[P(O2) /Pθ] 此时的P为达到平衡时的分压。 当J = Kθ时，反应即达到平衡。 2、Jp与Kθ 加下角标是指的物质以分压方式表达，即压力反应商，如上例。若为Jc就是浓度反应商（此时各物质以物质的量浓度来表示）。 而Kθ是没有分压和浓度之分的，因为Kθ规定了是气体必须以分压表示，是溶液必须用浓度表示。

一样的，标准平衡常数是反应商的特殊时候，就是反应商是任意时间的分压比，而标准平衡常数是平衡时候的分压比，用的是平衡时的数值，反应商用的是任何时候的数值。所以当反应平和时，反应商等于标准平衡常数。

反应商大于平衡常数，反应逆向进行。反应商等于平衡常数，反应达到平衡。反应商小于平衡常数，反应正向进行。如果你说的是熵，符号是s。

因为都是常数所以单位均为1，正确（做过原题路过反手一波回答）。在我之前的前边两位给出的答案是针对Q和K的数值做出的判断，的确，如果是平衡状态，反应商和标准平衡常数数值相同，而不在平衡状态则数值不同。而两者终究都是常数（没有单位或者可以说成单位为1）.而这道题重点在单位，两者单位的确均为1（Q和K都是常数），所以答案为：正确。当然也不否定前边两位的回答。角度不同而已。

化学反应平衡常数K和反应商为什么会有这样的规律你的问题本身有点问题.其次,你对平衡常数和反应商不理解.化学平衡只是温度的函数,只受温度影响,反应商和平衡常数的表达式一样,它是一个过程量.如果Q＞K,说明产物多了,平衡左移才能达到新的平衡,则v逆＞v正如果Q＜K,反应进行,没有达到平衡,平衡右移,v正＞v逆

在化学反应中，K（平衡常数）是用来描述反应物和生成物浓度之间的关系，可以用于预测反应的位置和方向。K的计算公式如下：K = [生成物]的浓度的乘积 / [反应物]的浓度的乘积其中方括号表示物质的浓度。Q（反应商）是在反应未达到平衡时的反应物和生成物的初始浓度的比值。Q的计算公式与K的计算公式相同，只是在反应尚未达到平衡时使用。根据K和Q的比较，可以判断反应的位置和方向：1. 如果Q < K，即反应物的浓度较高，说明反应尚未达到平衡。反应会向生成物方向移动，生成物的浓度增加，反应趋向平衡。2. 如果Q = K，即反应物和生成物的浓度相等，反应处于平衡状态。3. 如果Q > K，即生成物的浓度较高，说明反应已经过度反应。反应会向反应物方向移动，反应物的浓度增加，反应趋向平衡。需要注意的是，K和Q的值与反应的物质的数量有关。在计算K和Q时，需要考虑反应的化学方程式中的系数。另外，K和Q也可以用压力代替浓度来计算，具体的计算方法类似。总之，K和Q可以用来描述化学反应的平衡位置和方向，对于了解反应的趋势和优化反应条件具有重要意义。

熵的单位是J/K,熵变的单位是J/(K*mol)

可以指浓度商（压力上） 即产物浓度(分压)系数次方的乘积与反应物浓度(分压)系数次方的乘积之比不过要是算等温式，范特霍夫方程，能斯特方程的话其实都一样。。。

熵(记为S)是用来描述、表征体系混乱度的函数.亦被社会科学用以借喻人类社会某些状态的程度.它表示该状态可能出现的程度,在热力学中用以说明热学过程的不可逆性.孤立体系中实际发生的过程必然要使它的熵增加.

精锐王老师为你解答：首先，你的问题本身有点问题。其次，你对平衡常数和反应商不理解。化学平衡只是温度的函数，只受温度影响，反应商和平衡常数的表达式一样，它是一个过程量。 如果Q＞K，说明产物多了，平衡左移才能达到新的平衡，则v逆＞v正如果Q＜K，反应进行，没有达到平衡，平衡右移，v正＞v逆如果Q=K，已经达到平衡，平衡不移动，v正=v逆。希望能够帮助你。

代表商可以自主选择每个商品对应的提点比例，喜地会每个月按照产品的销售情况以及代表商选择的提点比例，与代表商结算当月的收入。

系统内物质微观粒子的混乱度是与物质的聚集状态有关的。在绝对零度时，理想晶体内分子的热运动(平动、转动和振动等)可认为完全停止，物质微观粒子处于完全整齐有序的情况。热力学中规定：在绝对零度时，任何纯净的完整晶态物质的熵等于零①。因此，若知道某一物质从绝对零度到指定温度下的一些热化学数据如热容等，就可以求出此温度时的熵值，称为这一物质的规定熵(与内能和焓不同，物质的内能和焓的绝对值是难以求得的)。单位物质的量的纯物质在标准条件下的规定熵叫做该物质的标准摩尔熵，以表示，本书仍按习惯简写为标准熵Sθ。书末附录3中也列出了一些单质和化合物在298.15K时的标准熵Sθ(298.15K)的数据；注意：Sθ(298.15K)的SI单位为J·mol-1。K-1。与标准生成焓相似，对于水合离子，因溶液中同时存在正、负离子，规定处于标准条件时水合H+离子的标准熵值为零，通常把温度选定为298.15K，从而得到一些水合离子在298.15K时的标准熵(这与水合离子的标准生成焓相似，也是相对值)。书末附录4中也列出了一些水合离子在298.15K时的标准熵的数据。根据上面讨论并比较物质的标准熵值，可以得出下面的一些规律。(1)对同一物质而言，气态时的标准熵大于液态时的，而液态时的标准熵又大于固态时的。例如：Sθ(H2O,g,298.15K)=188.72J·mol-1·K-1＞Sθ(H2O,l,298.15K)=69.91J·mol-1·K-1(2)同一物质在相同的聚集状态时，其标准熵值随温度的升高而增大。例如：Sθ(Fe，s，500K)＝41.2J·mol-1·K-1＞Sθ(Fe，s，298.15K)=27.3J·mol-1·K-1(3)一般说来，在温度和聚集状态相同时，分子或晶体结构较复杂(内部微观粒子较多)的物质的标准熵大于(由同样元素组成的)分子或晶体结构较简单(内部微观粒子较少)的物质的标准熵。例如：Sθ(C2H6，g，298.15K)=229J·mol-1·K-1＞Sθ(CH4，g，298.15K)=186J·mol-1·K-1熵也是状态函数，反应的标准摩尔熵变以表示，本书正文中简写为标准熵变△Sθ，其计算及注意点与△Hθ的相似，只是反应aA＋bB＝gG＋dD中各物质的标准熵Sθ的数值均是正值。△Sθ(298.15K)＝∑｛Sθ(298.15K)｝生成物－∑{Sθ(298.15K)}反应物①或△Sθ(298.15K)＝｛gSθ(G，298.15K)＋dSθ(D，298.15K)｝*－｛aSθ(A，298.15K)＋bSθ(B，298.15K)｝ (2.1)应当指出，虽然物质的标准熵随温度的升高而增大，但只要温度升高时，没有引起物质聚集状态的改变，则每个生成物的标准熵乘上其化学计量数所得的总和随温度升高而引起的增大与每个反应物的标准熵乘上其化学计量数所得的总和的增大通常相差不是很大。所以反应的△Sθ与△Hθ相似，通常在近似计算中，可忽略温度的影响，而用△Sθ(298.15K)来代替其他温度T时的△Sθ(T)。例2.1试计算石灰石(CaCO3)热分解反应的△Hθ(298.15K)和△Sθ(298.15K)并初步分析该反应的自发性。解：写出化学方程式，从附录3查出反应物和生成物的△fHθ(298.15K)和Sθ(298.15K)的值，并在各物质下面标出之。CaCO3(s) ＝ CaO(s) + CO2(g)△fHθ(298.15K)/(kJ·mol-1) -1206.92 －635.09 －393.50Sθ(298.15K)/(J·mol-1·K-1) 92.9 39.75 213.64根据式(1.11)，得△Hθ(298.15K)=｛△fHθ(CaO,s,298.15K)+△fHθ(CO2,g,298.15K)｝-｛△fHθ(CaCO3,s,298.15K)｝=｛(-635.09)+(-393.50)-(-1206.92)｝kJ·mol-1＝178.33kJ·mol-1根据式(2.1)，得△Sθ(298.15K)=｛Sθ(CaO，s，298.15K)＋Sθ(CO2，g，298.15K)｝-｛Sθ(CaCO3，s，298.15K)｝=｛(39.75＋213.64)-92.9｝J·mol-1·K-1=160.5J·mol-1·K-1反应的△Hθ(298.15K)为正值，表明此反应为吸热反应。从系统倾向于取得最低的能量这一因素来看，吸热不利于反应自发进行。但反应的△Sθ(298.15K)为正值，表明反应过程中系统的熵值增大。从系统倾向于取得最大的混乱度这一因素来看，熵值增大，有利于反应自发进行。因此，该反应的自发性究竟如何？还需要进一步探讨(见表2.1及例2.2)。要探讨反应的自发性，就需对系统的△H与△S所起的作用进行相应的定量比较。在任何化学反应中，由于有新物质生成，系统的焓值一般都会发生改变，而在一定条件下，反应或过程的焓变是可以与系统的熵变联系起来。以下面的物质聚集状态的变化过程为例。在101.325kPa和273.15K时冰与水的平衡系统中水可以变成冰而放热，冰也可以变成水而使无序度或混乱度增加，冰和水的共存表明这两种相反方向的倾向达到平衡。若适当加热使系统的热量增加(系统仍维持273.15K)，则平衡就向着冰熔化成水的方向移动，固态水分子由于吸热使无序度或混乱度突然增加而成为液态水分子。这就是说，冰吸热熔化成水，使水分子熵增大。根据热力学的推导，在特定条件下的恒温过程①中系统所吸收或放出的热量(以qr表示)与系统的熵变△S有着下列关系：对于上述冰熔化成水的过程：H2O(S，101.325kPa，273.15K)=H2O(l，101.325kPa，273.15K)如果尽可能设法使符合上述关系的条件，则就能自冰在101.325kPa和273.15K时的熔化热qfus(H2O)(fus代表fusion熔化)，计算出冰熔化的熵变。已知101.325kPa和273.15K下，此过程的qr即为qfus(H2O)，等于6007J·mol-1，可得式(2.2)表明在特定条件下的恒温过程中，T△S=qr。所以T△S是相应于能量的一种转化形式，可以与通常的q或△H相比较。既然化学反应自发性的判断不仅与焓变△H有关，而且与熵变△S有关，能否把这两个因素以能量的形式组合在一起，作为反应或过程自发性的统一的衡量标准？我们将在下面讨论这一问题。3.反应的吉布斯函数变仍以冰和水的相互转变为例来探讨自发过程进行的条件，可表达如下式：在101.325kPa和273.15K时，冰和水可以共存，即达到平衡；在273.15K以上如298K时，冰将熔化而转变为水；在273.15K以下如248K时，水将凝固而转变为冰。简单分析如下。(1)由于冰转变为水的熔化过程是吸热的，△H为正值，不利于过程的自发进行；而从固体转变为液体时，熵值将增大，△S为正值，有利于过程的自发进行。在273.15K时前一因素的能量△Hθ数值为6007J·mol-1，与后一因素的能量形式T△Sθ的数值273.15×21.99J·mol-1恰好相等，因而处于平衡状态。(2)随着温度的改变，△Hθ和△Sθ的数值都将发生一些变化，但变化小，可近似地以△Hθ(273.15K)和△Sθ(273.15K)的数值来处理。这样，在298K时，由于T自273.15K增大到298K，T△Sθ的数值将大于△Hθ的数值，即熵值增大使T△S的影响占优势，于是冰转变为水的过程能自发进行。(3)在248K时，由于T自273.15K减小到248K，T△Sθ的数值将小于△Hθ的数值，即△Hθ这因素占优势，于是冰转变为水的过程不能自发进行，相反，水转变为冰的放热过程能自发进行。综合上述，并将T△Sθ与△Hθ的相互比较关系推论至T△S与△H，则可得△H＜T△S 冰→水 过程可自发进行△H=T△S 冰 水 平衡状态△H＞T△S 冰←水 非自发过程，但逆过程可自发进行这就是说自发过程的条件应为△H＜T△S或 △H-T△S＜0若以H1和S1分别表示系统始态时的H和S，H2和S2分别表示系统终态时的H和S，则△H=H2-H1，△S＝S2-S1代入上式，可得(H2-H1)-T(S2-S1)＜0即 (H2-TS2)-(H1-TS1)＜0H-TS是热力学函数的一种组合形式，若以G表示这种组合，即G=H-TS①G叫做系统的吉布斯函数。它是由系统的状态函数H和T、S所组合的，当然也是状态函数。可认为吉布斯函数G是经过系统内熵值(实际是TS)校正后的焓。定温条件下 △G=△H-T△S或写成 △Gr=Hr-T△Sr(2.3)上述自发过程的条件则变为G2-G1=△G＜0△G表示反应或过程的吉布斯函数的变化，简称吉布斯函数变。从能量和作功的意义来说，反应的△G是反应在定温定压条件下进行时可用来作非体积功(如电功)的那部分能量

是根据勒夏特列原理啊温度改变升高反应温度,则反应向着减少热量的方向进行,即放热反应逆向进行,吸热反应正向进行；降低温度,则反应向着生成热量的方向的进行,即放热反应正向进行,吸热反应逆向进行.在判断温度对于平衡的影响时,应当把能量变化视为参加反应的物质之一.例如,如果反应是吸热反应,即ΔH>0时,热量被视为反应物,置于方程式左边；反之,当反应为放热反应.即N2 + 3 H2u21cc 2 NH3 ΔH = u221292kJ,可以改写成 N2 + 3 H2u21cc 2 NH3 + 92KJ该反应是放热反应；如果温度降低,平衡将会右移以产生更多热量,使氨气的产量增加.在实际应用,如哈伯法合成氨的过程,即使高温会降低产率,温度仍被设定为较高值以保证反应的速率快速.在放热反应中,温度的增加会导致平衡常数K的值减小；反之,吸热反应的K值随温度增加而增加.

理论上应该是这样的

如何从化学等温方程式以及自由能判据导出反应商判据用ΔrGm只能判断反应体系中各物质都处于标准态，亦即各物质的活度恰好为1时，反应自发进行的方向。当反应体系中各种物质的活度是任意的人为选定值时，必需用ΔrGm与标准状态下ΔrGm的关系为：ΔrGm=标准状态下ΔrGm　+RtlnJa　R：气体常数8.314J·K－1·mol-1　T：温度Ja是体系在等温处于任状态时，指定的产物的活度系数次方的乘积与反应物活度系数次方乘积的比值，对于反应bB+dD=gG+hH可表示为Ja=Ja代表了化学平衡一章中的分压商及浓度商。对于气体反应，理想混合气体中各组分气体的活度为aB=PB/PB代表物质B，PB为组分气体的分压　P　为标准压力105pa。对于溶液中反应，在本课中，稀溶液各物质的活度可用浓度代替。利用等温方程式可以求算在等温（即指定TK）下体系处于任意活度配比情况下的ΔrGm并用于判断该条件下反应自发进行的方向。化学反应处于平衡状态时　ΔrGm　=0　Ja=Ka化学等温方程式就变成了　ΔrGm　=－RtlnKa∴ΔrGm=－RTlnKn+RtlnJa是等温方程式的另一种表达形式它表明了非平衡时化学反应的Gibbj自由能变化与平衡常数的关系。由此计算出的平衡常数Ka称为热力学平衡常数，是无量纲量，数值与实验测得平衡常数Kc、Kp一样。由此，我们可以根据浓度商及自由能变两种判别反应方向的方法：若Ja=Ka　则ΔrGm=0　表明反应达到平衡

化学平衡常数是特殊情况下的反应商 即当反应达到平衡时的反应商

反应商不一定是平衡状态的，如果是平衡状态，反应商和标准平衡常数一样

温度变，反应商变，所以反应商是在标准温度下测定的。只是常温温度变化，类似高度对万有引力影响，可以忽略罢了。

对的，反应商等于溶度积常数刚好平衡小于，则无沉淀大于则沉淀出来

这是为了消掉压强的单位，因为最后的J值是要取对数的，而在数学上，对数函数lnx和指数函数e∧x中的自变量x只能是无量纲的纯数，故在物理学中，通常规定要取对数的数不能带有单位，要化为无量纲的纯数，否则会引起单位混乱。

和平衡常数K差不多，只不过K是平衡时刻的，而Q是任意时刻的，计算式都一样

衡常数K等于平衡状态时生成物与反应物的浓度(方程式系数幂次方)乘积比或反应产物与反应物的浓度(方程式系数幂次方)乘积比,浓度商Qc等于生成物与反应物的

氧化铜生成氧化亚铜如何算反应商2CU2O+O2===4CUO还可以在其他强氧化剂和水共同反应变成2价铜

平衡常数是描述正反应逆反应的量举例说吧，如果平衡常数很大，数量级在10的20次方，根据平衡常数的计算公式很容易看出生成物大大多于反应物，所以这个反应应当在常温下是自发反应。而如果平衡常数极小，10的负30次方，也可以看出反应物大大多于生成物，这个反映在常温下就不是自发反应。因此，平衡常数k就可以描述反应是否能自发进行。相应的，吉布斯函数的ΔG也是描述反应能否自发进行的量，当ΔG>0时，反应在这个温度下下不能自发进行，当ΔG<0时，反应可以自发进行。这样两个看似无关的量就联系到一起啦。而吉布斯函数则是根据实验推导的，很抱歉我不知道具体的推导过程。

由于压强恒定，充入了惰性气体，体系的体积就要增大，以维持压强不变。体积增大，各组份的浓度都要减小，浓度都减小所以反应速率要降低，平衡向气体体积增大的方向移动。 这和体积恒定的情况不同。当体积恒定时，充入惰性气体尽管体系的压强增大，但是参加反应的气体的浓度没有改变，因此这种压强的改变是无效的，反应速率不变，化学平衡不移动。

变化。但在计算吉布斯自由能等情况下，由于Q变化程度相比焓变不大，因此常使用室温的Q来计算，而实际上Q是微小变化的。我觉得这了解就好。

平衡常数K会告诉你,是已知条件. 反应商Q要计算, 如果Q＞K,则平衡左移,v逆＞v正 如果Q＜K,则平衡左移,v正＞v逆 如果Q=K,则平衡左移,v正=v逆

根据函数判据化学反应的标准摩尔吉布斯函数变经验判据 <-40KJ/mol 反应多半正向进行 >40KJ/mol 反应多半负向进行

熵不是用来看快慢的，是用来看反应的方向的，计算方法和平衡常数一样，通过比较他和平衡常数的大小，可以知道比平衡常数小的往正方向进行，比平衡常数大的往逆反应方向进行，两者相等说明达到了平衡。

　　化学平衡移动是指在一定条件下，一个可逆反应达到平衡状态以后，如果反应条件（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的物质的量浓度）改变了新的条件下达到新的平衡。　　影响平衡移动的因素有三种：浓度、压强和温度。　　1、浓度：　　在其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度， 平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度， 平衡向逆反应方向移动。　　2、压强：　　在有气体参加、有气体生成而且反应前后气体分子数变化的反应中，在其他条件不变时，增大压强（指压缩气体体积使压强增大），平衡向气体体积减小方向移动；减小压强（指增大气体体积使压强减小），平衡向气体体积增大的方向移动。　　注：恒容时，充入不反应的气体如稀有气体导致的压强增大不能影响平衡。　　3、温度：　　在其他条件不变时，升高温度平衡向吸热反应方向移动，降低温度平衡向放热方向移动。　　以上三种因素综合起来就得到了勒夏特列原理（Le Chatelier"s principle）即平衡移动原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

电化学电池的氧化还原反应的平衡常数可以使用Nernst 方程和标准电池电位与自由能之间的关系来计算。这个示例问题展示了如何找到电池氧化还原反应的平衡常数。 关键要点：找到平衡常数的能斯特方程 Nernst 方程根据标准电池电位、气体常数、绝对温度、电子摩尔数、法拉第常数和反应商计算电化学电池电位。在平衡时，反应商是平衡常数。 因此，如果您知道电池的半反应和温度，您就可以求解电池电位，从而求解平衡常数。问题 以下两个半反应用于形成电化学电池： 氧化： SO 2 (g) + 2 H 2 0(u2113) → SO 4 - (aq) + 4 H + (aq) + 2 e - E° ox = -0.20 V 还原： Cr 2 O 7 2- (aq) + 14 H + (aq) + 6 e - → 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2 O(u2113) E° red = +1.33 V 什么是 25 C 时组合电池反应的平衡常数？ 精选视频 什么是细胞？ 解决方案 步骤 1：结合并平衡两个半反应。 氧化半反应产生 2 个电子，还原半反应需要 6 个电子。为了平衡电荷，氧化反应必须乘以 3 倍。 3 SO 2 (g) + 6 H 2 0(u2113) → 3 SO 4 - (aq) + 12 H + (aq) + 6 e - + Cr 2 O 7 2- (aq) + 14 H + (aq) + 6 e - → 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2 O(u2113) 3 SO 2 (g) + Cr 2 O 7 2- (aq) + 2 H +(aq) → 3 SO 4 - (aq) + 2 Cr 3+ (aq) + H 2 O(u2113) 通过平衡方程，我们现在知道反应中交换的电子总数。该反应交换了六个电子。 第 2 步：计算电池电位。 此电化学电池 EMF 示例问题展示了如何根据标准还原电位计算电池的电池电势。** E° cell = E° ox + E° red E° cell = -0.20 V + 1.33 V E° cell = +1.13 V 第 3 步：求平衡常数 K。 当反应处于平衡状态时，自由能的变化为零。 电化学电池的自由能变化与等式的电池电位有关： ΔG = -nFE电池 其中 ΔG 是反应的自由能 n 是反应中交换的电子摩尔数 F 是法拉第常数 ( 96484.56 C/mol) E 是电池电位。 电池势能和自由能示例显示了如何计算氧化还原反应 的自由能。如果 ΔG = 0:，求解 E电池0 = -nFE电池E电池= 0 V这意味着在平衡时，电池的电势为零。反应以相同的速率向前和向后进行，这意味着没有净电子流。没有电子流，就没有电流，电势为零。现在有足够的信息可以使用 Nernst 方程来找到平衡常数。 Nernst 方程为： E cell = E° cell - (RT/nF) x log 10 Q 其中 E cell是池电位 E° cell是指标准池电位 R 是气体常数(8.3145 J/mol·K) T是绝对温度 n 是电池反应转移的电子摩尔数 F 是法拉第常数(96484.56 C/mol) Q 是反应商 **能斯特方程示例问题展示了如何使用能斯特方程计算非标准电池的电池电位。** 在平衡时，反应商 Q 是平衡常数 K。这使得方程： E cell = E° cell - (RT/nF) x log 10 K 从上面，我们知道以下内容： E cell = 0 V E° cell = +1.13 V R = 8.3145 J/mol·K T = 25 °C = 298.15 K F = 96484.56 C/mol n = 6（反应中有六个电子转移） 求解 K： 0 = 1.13 V - [(8.3145 J/mol·K x 298.15 K)/(6 x 96484.56 C/mol)]log 10 K -1.13 V = - (0.004 V)log 10 K log 10 K = 282.5 K = 10 282.5 K = 10 282.5 = 10 0.5 x 10 282 K = 3.16 x 10 282 答案： 电池氧化还原反应的平衡常数为 3.16 x 10 282。

平衡的移动只要记住一句话.外界的因素变外的 话.化学反应就会尽量反反应来抵销这种变化.记住这个....什么题都搞定了.那个画图之类的.仔细想想也很明白.

在化学中，一个反应商（英语：Reaction quotient）Qr是一个活性度或反应内化学物浓度的函数。在化学平衡这个特殊情况下，该反应的反应商等于平衡常数。随着时间过去，假设没有能量障碍的情况下，反应与生成物发生反应，因此反应商数会改变。最后，化物的活性度成为常数，这个时候混合物便可以说成达至平衡。因此，平衡常数K则可以符号写成为K=Qr（t→∞），实际上，在大部分反应中，混合物会在有限时间内达至化学平衡。与平衡位置关系如果 Qr<K : 反应向右移，即是正反应速度高于逆反应的。如果Qr>K : 反应向左移，即是逆反应速度高于正反应的。如果Qr=K : 反应到达平衡状态根据范特霍夫等温公式推导，反应商Qr与吉布斯自由能及标准形态的吉布斯自由能的关系如下：ΔG=ΔG+RTlnQr。随着时间过去，化物的活性度会成为常数，这个时候混合物便可以说成达至平衡。

当中{Xt}表示X在时间t的瞬时活性度。当中 Пj 是在所有的含有下标 j 的变量的积，对 Пi 亦同样，该分数的分子，是反应物的活性至次方为反应系数νj后相乘，而分母则为对产物的相似做法。所有的活性皆指时间t。随着时间过去，假设没有能量障碍的情况下，反应与生成物发生反应，因此反应商数会改变。最后，化物的活性度成为常数，这个时候混合物便可以说成达至平衡。因此，平衡常数K则可以符号写成为K = Qr (t→∞)实际上，在大部分反应中，混合物会在有限时间内达至化学平衡。2.对于任意气相反应aA(g)+dD(g)eE(g)+fF(g)在定温定压下，热力学证明和存在下列关系：对于溶液中发生的反应，则有式中，此时的Q统称为反应商（对于气体反应称为压力商，对于溶液反应称为浓度商）

1、状态不同：溶度积是平衡时的浓度商即达到平衡时，各离子浓度（活度）的“乘积”关系。浓度商是任意时候的离子浓度。2、对象不同：在化学中，一个反应商Qr是一个活性度或反应内化学物浓度的函数。在化学平衡这个特殊情况下，该反应的反应商等于平衡常数。浓度商是分析化学中的一个名词。含义是以1升溶液中所含溶质的摩尔数表示的浓度。以单位体积里所含溶质的物质的量（摩尔数）来表示溶液组成的物理量，叫作该溶质的摩尔浓度，又称该溶质物质的量浓度。扩展资料：反应商与平衡位置关系1、如果 Qr < K : 反应向右移，即是正反应速度高于逆反应的。2、如果 Qr > K : 反应向左移，即是逆反应速度高于正反应的。3、如果 Qr = K : 反应到达平衡状态根据范特霍夫等温公式推导，反应商 Qr 与吉布斯自由能及标准形态的吉布斯自由能的关系如下：ΔG = ΔG+ RT ln Qr随着时间过去，化物的活性度会成为常数，这个时候混合物便可以说成达至平衡。因此，平衡常数K则可以符号写成为K=Qr（t→∞）。实际上，在大部分反应中，混合物会在有限时间内达至化学平衡。

在化学中，一个反应商（英语：Reaction quotient）Qr是一个活性度或反应内化学物浓度的函数。在化学平衡这个特殊情况下，该反应的反应商等于平衡常数。如果 Qr < K : 反应向右移，即是正反应速度高于逆反应的。·如果 Qr > K : 反应向左移，即是逆反应速度高于正反应的。·如果 Qr = K : 反应到达平衡状态根据范特霍夫等温公式推导，反应商 Qr 与吉布斯自由能及标准形态的吉布斯自由能的关系如下:ΔG = ΔG+ RT ln Qr随着时间过去，化物的活性度会成为常数，这个时候混合物便可以说成达至平衡。因此，平衡常数K则可以符号写成为K=Qr（t→∞），实际上，在大部分反应中，混合物会在有限时间内达至化学平衡。

1、状态不同：溶度积是平衡时的浓度商即达到平衡时，各离子浓度（活度）的“乘积”关系。浓度商是任意时候的离子浓度。2、对象不同：在化学中，一个反应商Qr是一个活性度或反应内化学物浓度的函数。在化学平衡这个特殊情况下，该反应的反应商等于平衡常数。浓度商是分析化学中的一个名词。含义是以1升溶液中所含溶质的摩尔数表示的浓度。以单位体积里所含溶质的物质的量（摩尔数）来表示溶液组成的物理量，叫作该溶质的摩尔浓度，又称该溶质物质的量浓度。扩展资料：反应商与平衡位置关系1、如果Qr<K:反应向右移，即是正反应速度高于逆反应的。2、如果Qr>K:反应向左移，即是逆反应速度高于正反应的。3、如果Qr=K:反应到达平衡状态根据范特霍夫等温公式推导，反应商Qr与吉布斯自由能及标准形态的吉布斯自由能的关系如下：ΔG=ΔG+RTlnQr随着时间过去，化物的活性度会成为常数，这个时候混合物便可以说成达至平衡。因此，平衡常数K则可以符号写成为K=Qr（t→∞）。实际上，在大部分反应中，混合物会在有限时间内达至化学平衡。

反应商判据指混乱度变化，变大容易自发。能量判据指反应前后能量变化，放热反应容易自发。熵判据指混乱度变化，变大容易自发。举例：某反应放热有熵变大，一定自发。

如果 Qr < K : 反应向右移，即是正反应速度高于逆反应的。如果 Qr > K : 反应向左移，即是逆反应速度高于正反应的。如果 Qr = K : 反应到达平衡状态根据范特霍夫等温公式推导，反应商 Qr 与吉布斯自由能及标准形态的吉布斯自由能的关系如下:ΔG = ΔG+ RT ln Qr

根据反应商Q和平衡常数K来判断反应进行的方向和限度的依据是反应平衡的条件。反应商Q是指反应物和生成物的浓度之比，表示当前反应系统的状态。平衡常数K是指反应平衡时，反应物和生成物浓度之比的数值，表示反应系统的平衡状态。当反应商Q小于平衡常数K时，反应会向生成物方向进行，从而使得反应商Q增大，趋向平衡常数K。反之，当反应商Q大于平衡常数K时，反应会向反应物方向进行，从而使得反应商Q减小，趋向平衡常数K。当反应商Q等于平衡常数K时，反应处于平衡状态。所以，根据反应商Q和平衡常数K来判断反应进行的方向和限度，就是根据反应平衡的条件来判断的。

在化学中，一个反应商（英语：Reaction quotient）Qr是一个活性度或反应内化学物浓度的函数。在化学平衡这个特殊情况下，该反应的反应商等于平衡常数。如果 Qr K : 反应向右移，即是正反应速度高于逆反应的。 ·如果 Qr > K : 反应向左移，即是逆反应速度高于正反应的。 ·如果 Qr = K : 反应到达平衡状态根据范特霍夫等温公式推导，反应商 Qr 与吉布斯自由能及标准形态的吉布斯自由能的关系如下: ΔG = ΔG+ RT ln Qr 随着时间过去，化物的活性度会成为常数，这个时候混合物便可以说成达至平衡。因此，平衡常数K则可以符号写成为 K=Qr（t→∞），实际上，在大部分反应中，混合物会在有限时间内达至化学平衡。

1、J与Kθ J为反应商,任意时候的反应商 Kθ为标准平衡常数.达到平衡时的反应商. 例如,下列反应： 2H2（g) + O2(g) = 2H2O (l ) J = 1 / [P(H2) /Pθ]^2[P(O2) /Pθ] 此时的P是任意时刻的分压. Kθ = 1 / [P(H2) /Pθ]^2[P(O2) /Pθ] 此时的P为达到平衡时的分压. 当J = Kθ时,反应即达到平衡. 2、Jp与Kθ 加下角标是指的物质以分压方式表达,即压力反应商,如上例.若为Jc就是浓度反应商（此时各物质以物质的量浓度来表示）. 而Kθ是没有分压和浓度之分的,因为Kθ规定了是气体必须以分压表示,是溶液必须用浓度表示.

1、a 2、反方向 正方向 不移动 正方向,1,【急求】一道关于反应商的化学题 和 一道关于平衡移动的化学题 1、下列关于反应商J 的叙述,其中叙述错误的是（ ） a.J 与Kθ的数值始终相等； b.J 既可以大于Kθ ,也可以小于Kθ ； c.J 有时等于Kθ ； d.J 的数值随反应的进行而变化. 2、反应 I2(g)（可逆反应符号） 2I(g) （吸热反应） 增大体系的压力,平衡向哪个方向移动? 升高温度,平衡向哪个方向移动? 温度不变,恒容下充入氮气,平衡向哪个方向移动? 温度不变,恒压下充入氮气,平衡向哪个方向移动?

因为都是常数所以单位均为1，正确（做过原题路过反手一波回答）。 在我之前的前边两位给出的答案是针对Q和K的数值做出的判断，的确，如果是平衡状态，反应商和标准平衡常数数值相同，而不在平衡状态则数值不同。而两者终究都是常数（没有单位或者可以说成单位为1）. 而这道题重点在单位，两者单位的确均为1（Q和K都是常数），所以答案为：正确。 当然也不否定前边两位的回答。角度不同而已。