化学

同一个化学平衡中反应速率不一定相同.在一个化学反应中,反应物和生成物可能有多种,可以选用不同物质在单位时间内浓度的变化来表示这个反应速率,其数值可能不同,但表示的意识相同.由于同一反应中,物质浓度的变化量之比等于化学方程式中各物质的化学计量数比,所以同一反应用不同物质来表示反应速率,其数值之比一定等于方程式中各物质的化学计量数之比,当然它们的单位须一致.同一个化学平衡中同一物质的生成速率等于其消耗速率.

（一）浓度对化学平衡移动的影响在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，有利于正反应的进行，平衡向右移动；增加生成物的浓度或减小反应物的浓度，有利于逆反应的进行平衡向左移动。单一物质的浓度改变只是改变正反应或逆反应中一个反应的反应速率而导致正逆反应速率不相等，而导致平衡被打破。（二）压强对化学平衡移动的影响对于气体反应物和气体生成物分子数不等的可逆反应来说，当其它条件不变时，增大总压强，平衡 向 气体分子数减少即气体体积缩小的方向移动；减小总压强，平衡向气体分子数增加即气体体积增大的方向 移动。若反应前后气体总分子数（总体积）不变，则改变压强不会造成平衡的移动。压强改变通常会同时改变正逆反应速率，对于气体总体积较大的方向影响较大，例如，正反应参与的气体为3体积，逆反应参与的气体为2体积，则增大压强时正反应速率提高得更多，从而是v正>v逆，即平衡向正反应方向移动；而减小压强时，则正反应速率减小得更多，平衡向逆反应方向移动。对于一个反应Ma+Nb=Qc+Dp 其中M，N,Q,D为方程式前的计量数。第一大类；TV不变，即容积不变时1.M+N>Q+D 或M+N<Q+D这个时候只能建立等同平衡，记住这时只能建立等同。什么叫等同？顾名思义，就是什么都是相同的。这个相同是建立在平衡的基础上的，平衡是不管你怎么加都是那个百分含量。2.M+N=Q+D的时候这个时候可以 建立等效平衡即在平衡时候之前加入的个生成物是按比例生成的这个时候的各物质浓度会随着加入的比的变化而变化但这两种情况各物质的百分含量是不变的其实等效平衡你可以理解为平衡时各物质的关系是相同的第二大类：TP不变 即容器的压强不变这类的容器一般与活塞相连】保证了活塞内气体的作用力不变。还是这两类1.M+N>Q+D 或M+N<Q+D这种类型的可逆反应。由于压强是会随着反应的改变而改变的，但在这种容器中外界的大气压力会使反应时刻处于平衡状态。故这种平衡下什么都是不变的如各物质的浓度百分比2.M+N=Q+D这种类型的可以说是以上所有类型的综合体。就是真正意义上的什么都不变。他的意义就好像是你进行同一个反应，一个用大碗一个用小碗一样。1 平衡常数表达式表明在一定温度下，体系达成平衡的条件。对于一般可逆反应mA+nBu21cbpC+qD 平衡时K=( (C)^p * (D)^q )/( (A)^m * (B)^n )其中(C)(D)等表示 物质C、D的浓度K是平衡常数上述：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂的连乘积与反应物浓度幂的连乘积之比，是一个常数，幂指数为化学计量数改变温 度，K的值会发生变化。2 平衡状态是化学反应在该条件下进行的最大限度。为了定量的研究化学平衡，必须找出平衡时反应系统内各组分的量之间的关系，平衡常数就是平衡状态的一种数量标志，是表明化学反应限度的一种特征值。标准平衡常数（Kθ）:表达式中，溶质以相对浓度表示，即该组分的平衡浓度Ci除以标准浓度Cθ的商；气体以相对分压表示，即该组分的平衡分压Pi除以标准分压Pθ的商。以平衡时的生成物各组分的相对浓度和相对分压之积为分子，反应物各组分的相对浓度和相对分压之积为分母，各组分相对浓度或相对分压的指数等于反应方程式中相应组分的计量系数。在不能决定的情况下，可用平衡常数计算希望帮到你

第一大类方法：本质性判断.化学平衡状态的本质性标志是：“正反应与逆反应的速率相等”.这样就可以直接或间接地衍生出以下6种判断方式： (1)从速率的角度描述：同一物质的生成速率等于消耗速率； (2)从速率的角度描述：处于可逆方程式同一侧(即两者同为反应物或两者同为生成物)的不同种物质,必须一种物质生成同时另一种物质消耗,且两者的速率之比等于化学方程式中化学计量数之比； (3)从速率的角度描述：处于可逆方程式不同侧(即一为反应物,另一为生成物)的不同种物质,必须两种物质同时生成或同时消耗,且两者的速率之比等于化学方程式中化学计量数之比； (4)从时间和物质的生消量的角度描述：单位时间内消耗掉某物质的量与生成该物质的量相等； (5)从断键角度描述：如H2＋I2 2HI的反应,单位时间内断裂一个H—H键的同时,形成一个H—H键,或形成一个I—I键,或断裂2个H—I键； (6)从能量角度描述：绝热容器中,反应放出的热量与吸收的热量相等,即体系温度不变. 第二大类方法：特征性判断.化学平衡状态的特征性标志是：“反应混合物中各组分的浓度保持不变.”这样,就又可以直接或间接地衍生出以下5种判断方式： (7)反应混合物中和物质的物质的量浓度保持不变； (8)反应混合物中各物质的物质的量分数、质量分数、体积分数(对气体物质而言)等保持不变； (9)反应混合物中各物质的物质的量、质量、分子数等保持不变； (10)反应混合物中某一种反应物的转化率、某一生成物的产率等保持不变； (11)反应混合物中某些特征,如某组分有颜色,体系的颜色不再改变时. 第三大类方法：整体性判断.化学平衡状态可以从各组分来判断以外,对于有些可逆反应,还可以采取反应混合物的整体情况来判断. 如：对于mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) (其中m＋n≠p＋q) 或者mA(s)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) (其中n≠p＋q) 等可逆反应而言,只要出现下列几种情况时,也达到了平衡状态： (12)定温、定容条件下,总压强保持不变； (13)定温、定压条件下,总体积保持不变； (14)定容条件下,气体密度保持不变(仅指除气体外还有固、液物质反应或生成的反应) (15)总物质的量保持不变； (16)总分子数保持不变. 特别要提醒的是：当上述反应中气体计量数相等时,上述(12)—(16)情况在反应的任一过程中都会保持不变.

因为固体不是气体，改变它的用量，并不能改变气体（或溶液）的浓度。我们知道，气体的反应速率与温度、浓度、压强、催化剂等因素有关。速率的单位是摩尔每升每秒等等，既然固体不能改变气体的浓度，就不影响化学反应速率，速率都不影响。对于有气体参与的化学反应，其他条件不变时（除体积），增大压强，即体积减小，反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，单位时间内有效碰撞次数增多，反应速率加快；反之则减小。若体积不变，加压（加入不参加此化学反应的气体）反应速率就不变。因为浓度不变，单位体积内活化分子数就不变。但在体积不变的情况下，加入反应物，同样是加压，增加反应物浓度，速率也会增加。若体积可变，恒压（加入不参加此化学反应的气体）反应速率就减小。因为体积增大，反应物的物质的量不变，反应物的浓度减小，单位体积内活化分子数就减小。

这里的化学反应一定针对的可逆反应，也就是同时向右和向左都能发生的反应。化学平衡是化学反应进行到某个程度时出现的相持阶段，就是一种平衡状态，达到这个状态则向左反应和向右反应的速率相等。在从反应开始至达到平衡的过程，可以说就像拔河比赛，两字力量悬殊的队伍在比拼力量的大小，左边的力量很大但是处于不断衰竭，右边力量开始很小但是不断在增长，开始的时候会出现一边倒的情况，左边的占优势，但是随着时间的推移，二者会达到刚好力量相等，这时候就出现相持不下的阶段。如果能长时间相持，就是平衡状态出现了。在化学反应中，比如氢气+氮气==氨气一般开始是通入了左边两种的反应物，开始反应时向右的反应速率大，向左的速率小（从零开始的），反应一段时间后的结果是左边气体减少，氨气增多，即反应在向右进行。过一段时间后，氢气和氮气不再减少，氨气也不再增多，也就是反应到一定程度就不再继续转化。其原因并不是反应停止，而是向左和向右的反应速率刚好相等，出现相持的情况，此时就达到化学平衡状态。这种状态与拔河的两只队伍的出现相持情况很像，其实双方都在用力，不过由于实力相当，绳子动也不动，就看不出变化。这时如果某个相关条件发生改变，比如左边的一方或右边一方加了人，或者一方减少了人，相持的状态就会被打破。对反应而言就是改变了向左的正反应速率或者向右的逆反应速率，使二者不再相等，若某一方向的反应占优势则物质向那个方向转化，即平衡向那个方向移动了。也就是反应是一直在进行，但是平衡有可能达到了，也有可能没达到。这个问题弄清楚了，再来看反应速率为什么是等于系数比的问题：由于向右的反应是氮气与氢气的碰撞引起的，每1个氮气与三个氢气消耗就会生成两个氨气，这样正反应速率就是v(氮气）：v(氢气）：v（氨气）=1：3：2.同样向左的反应是两个氨气分子碰撞引起的，每2个氨气消耗则生成1氮气3氢气，则反应速率之比还是v(氮气）：v(氢气）：v（氨气）=1：3：2。这样的情况从反应开始不论有无平衡都是这样，只是平衡时正反应速率与逆反应速率相等。懂了吧？就算此时没有达到平衡，两组反应速率各自都是等于系数比。不要把平衡与反应速率两个概念混为一谈。

是的。1、化学反应的速率问题及限度问题（平衡）是高考必考内容2、请参看近年的高考卷，就知道都考什么样的题型和知识点及难度

平衡向正向移动,则正反应速率会逐渐减小,但不一定比原平衡的正反应速率小. 比如加压正向移动,正反应要减小,但比原平衡大 比如减少生成物,正向移动,则正反应速率减小,比原平衡要小

化学反应限度就是研究可逆反应所能达到的最大程度。化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。可逆反应　　可逆反应：在同一反应条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的化学反应。说明　　（1）绝大多数反应都有一定的可逆性。一个反应是可逆反应的必需条件：在同一反应条件下进行。　　（2）可逆反应在一定条件下进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物与生成物的浓度不再发生变化，单位时间内生成的该物质的量与消耗的该物质的量相等，反应达到化学平衡状态。　　（3)化学平衡是一种动态平衡。在化学平衡状态下化学反应仍进行，但是反应混合物的组成保持一致，当反应条件改变时，原化学平衡状态被破坏，一段时间后会达到新的平衡。　　（4）若一个反应是放热反应，则其可逆反应就是吸热反应化学反应达到限度的判断　　1.v正=v逆　　2.体系中各组分的物质的量浓度或体积分数、物质的量分数保持不变。　　3.全是气体参加的、前后化学计量数改变的可逆反应，压强、平均相对分子量保持不变。　　4.对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应，颜色不随事件发生变化　　5.对于同一物质而言，断裂化学键的物质的量与形成化学键的物质的量相等

催化剂，实则改变了反应的路径。将一个较高的难跨越的能垒，变成几个低的能垒，即降低了反应的活化能，从而加快反应速率。但是反应物与产物的能量是不会改变的，故而不会改变反应完成时各组分的浓度，即平衡不变。

化学平衡是指反应过程中，反应物和生成物的浓度之比是不变的。当一个化学反应处于平衡状态时，反应速率的正反应方向和反应方向相等。化学平衡受到多种因素的影响，其中包括反应条件。反应条件包括反应温度、压力、pH值等。这些因素会影响化学反应的速率，从而影响化学平衡的稳定性。例如，在增加反应温度的同时，反应速率会增加，这会导致化学平衡向反应的生成物方向移动，从而使得反应物浓度降低，生成物浓度增加。反之，降低反应温度会使得反应速率减小，导致化学平衡向反应的反应物方向移动，使得反应物浓度增加，生成物浓度减小。另外，改变压力也会影响化学平衡。例如，在增加压力的同时，会使得化学平衡向反应的反应物方向移动，使得反应物浓度增加，生成物浓度减小。反之，降低压力会使得化学平衡向反应的生成物方向移动，使得反应物浓度降低，生成物浓度增加。pH值也会影响化学平衡。例如，在pH值变化时，酸碱反应的平衡会受到影响。如果pH值升高，这意味着水中的H+浓度降低，OH-浓度增加，这会导致酸碱反应向碱的生成物方向移动，使得酸浓度降低，碱浓度增加。反之，如果pH值降低，这意味着水中的H+浓度增加，OH-浓度降低，这会导致酸碱反应向酸的生成物方向移动，使得酸浓度增加，碱浓度降低。总的来说，通过改变反应条件，我们可以影响化学平衡的稳定性，使得反应物和生成物的浓度之比发生变化，从而达到我们想要的目的。

注意，一个平衡中，每一个物质都有两个速率：一个消耗速率、一个生成速率。对于反应物来说，消耗速率就是正反应速率，生成速率就是逆反应速率；而对于生成物则恰好相反。因此，如果用速率来判断是否平衡，则必须注明是哪个速率。只有正、逆反应速率相等才能证明反应达到平衡，如当下式成立时：v正(H2)=0.5v正(HI)=0.5v逆(HI)则可证明反应达到平衡 “正”“逆”指的是正反应速率和逆反应速率。我前边说过，“对于反应物来说，消耗速率就是正反应速率，生成速率就是逆反应速率；而对于生成物则恰好相反”

一、判断化学平衡状态的本质标志（定义标志）。1、正逆反应速率相等，也就是v（正）=v（逆）。对于这个标志的使用有注意两点：一是反应速率应有一正一逆，二是正逆反应速率相等。2、各组分的物质的量浓度保持一定，也就是不再发生改变。二、判断化学平衡状态的等价标志（衍生标志）。1、与v（正）=v（逆）等价的标志。（1）从物质的生成速率和消耗速率角度进行判断。对于同一物质，某物质的生成速率等于消耗速率；对于不同物质，速率之比等于化学反应方程式的系数之比，但必须是不同方向的化学反应速率。（2）从同一时间物质的变化角度进行判断。对于同一物质，同一时间内，生成的物质的量等于消耗的物质的量；对于不同物质，同一时间内，生成的物质的量与消耗的物质的量之比等于化学反应方程式系数之比。（3）从正逆反应速率的变化角度进行判断。正逆反应速率不再发生改变。（4）从物质的微观变化角度进行判断。如从单位时间内化学键的变化情况、单位时间内电子得失情况的变化、单位时间内分子的变化情况等等。2、与各组分的物质的量浓度保持一致等价的标志。1）从质量角度进行判断。如：各组分质量不再发生变化；反应物总质量或生成物总质量不再发生变化；各组分的质量分数不再发生变化等等。（2）从物质的量角度进行判断。如各组分物质的量不再发生变化；各组分的物质的量分数不再发生变化；反应物总的物质的量或生成物总的物质的量不再发生变化。（3）对于有气体参加的反应，且反应前后气体体积发生改变的反应，还可以采用以下特殊的判断标志。如：总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）保持不变。

在一定条件下,当一个可逆反应的正反应速率与逆反应速率相等时,反应物的浓度与生成物的浓度不再改变,达到一种表面静止的状态,即"化学平衡状态".其中,正反应速率与逆反应速率相等是化学平衡状态的实质,而反应物的浓度与生成物的浓度不再改变是化学平衡状态的表现.正反应速率与逆反应速率是针对同一可逆反应而言,正与反只是相对而言,不是绝对概念. 化学平衡状态具有逆,等,动,定,变、同六大特征.逆：化学平衡研究的对象是可逆反应.等：平衡时,正、逆反应速率相等,即v正=v逆.动：平衡时,反应仍在进行,是动态平衡,反应进行到了最大限度.定：达平衡状态时,反应混合物中各组分的浓度保持不变,反应速率保持不变,反应物的转化率保持不变,各组分的含量保持不变.变：化学平衡跟所有的动态平衡一样,是有条件的,暂时的,相对的,当条件发生变化时,平衡状态就会被破坏,由平衡变为不平衡,再在新的条件下建立新平衡,即化学平衡发生了移动.[1] 同：一定条件下化学平衡状态的建立与反应的途径无关.即无论是从正反应开始,还是从逆反应开始,或是从任一中间状态开始建立,只要外界条件相同,达到平衡时的效果都相同.

化学平衡移动判断口诀:J〉K，平衡向左移动；J〈K，平衡向右移动；J=K，达到平衡状态。化学平衡移动具有以下特征：1.平衡移动的方向：当改变反应条件时，化学平衡会向能够降低系统熵的方向移动。换句话说，平衡移动的方向是为了减少体系的混乱程度。2.平衡移动的程度：平衡移动的程度取决于反应的熵变。当反应熵增大时，平衡移动的程度较大；反之，反应熵减小时，平衡移动的程度较小。3.平衡常数的改变：平衡常数K与反应熵S的关系为：K=e^(ΔH/RT)，其中ΔH为反应焓变，R为气体常数，T为温度。当温度发生变化时，平衡常数K也会相应改变。4.现象观察：化学平衡移动的现象可以通过观察反应物质的浓度、压强和颜色等变化来体现。例如，当改变反应物的浓度或体积时，平衡状态下各物质的浓度会发生相应变化；改变压强时，平衡状态下气体物质的浓度也会发生变化。5.反应速率的影响：化学平衡移动受到反应速率的影响。当增加反应速率时，平衡移动的速度也会加快；反之，减小反应速率则会减缓平衡移动的速度。6.LeChatelier原理：法国化学家LeChatelier提出了LeChatelier原理，它描述了当系统受到外部干扰时，化学平衡会发生变化以抵消这种干扰。这一原理为化学平衡移动提供了理论依据。化学平衡移动是指在化学反应过程中，当反应条件发生变化时，平衡状态也会随之发生变化。总之，化学平衡移动的特征包括平衡移动的方向、程度、平衡常数的改变、现象观察、反应速率的影响以及LeChatelier原理。这些特征有助于我们理解和预测化学反应在改变反应条件下的平衡状态。

平衡常数的大小体现一个可逆反应进行的程度大小，平衡常数越大，则表示反应物的转化率越高，它是一个只随温度改变而改变的量，只在可逆反应中才会出现；速率是指任何一个化学反应都具有的反应进行的速度快慢，它受到很多外界因素的影响，比如：温度、压强（这个条件要求反应中必须有气体参加，而且是密闭容器）、反应物浓度、催化剂等等。这是两个基本没有关联的量

化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。可用ΔrGm=ΣνΑμΑ=0判断，μA是反应中A物质的化学势。根据勒夏特列原理，如一个已达平衡的系统被改变，该系统会随之改变来抗衡该改变。化学平衡是—种动态平衡用可逆反应中正反应速率和逆反应速率的变化表示化学平衡的建立过程。化学平衡的本质：正反应速率等于逆反应速率。影响化学平衡因素影响化学平衡的因素有很多，如压强、温度、浓度等。勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。浓度影响在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，有利于正反应的进行，平衡向右移动；增加生成物的浓度或减小反应物的浓度，有利于逆反应的进行平衡向左移动。单一物质的浓度改变只是改变正反应或逆反应中一个反应的反应速率而导致正逆反应速率不相等，而导致平衡被打破压强影响对于气体反应物和气体生成物分子数不等的可逆反应来说，当其它条件不变时，增大总压强，平衡 向 气体分子数减少即气体体积缩小的方向移动；减小总压强，平衡向气体分子数增加即气体体积增大的方向 移动。若反应前后气体总分子数（总体积）不变，则改变压强不会造成平衡的移动。压强改变通常会同时改变正,逆反应速率，对于气体总体积较大的方向影响较大，例如，正反应参与的气体为三个单位体积，逆反应参与的气体为两个单位体积，则增大压强时正反应速率提高得更多，从而使v正>v逆，即平衡向正反应方向移动；而减小压强时，则正反应速率减小得更多，平衡向逆反应方向移动。温度影响在其他条件不变时，升高反应温度，有利于吸热反应，平衡向吸热反应方向移动；降低反应温度，有利于放热反应，平衡向放热反应方向移动。与压强类似，温度的改变也是同时改变正,逆反应速率，升温总是使正,逆反应速率同时提高，降温总是使正,逆反应速率同时下降。对于吸热反应来说，升温时正,反应速率提高得更多，而造成v正>v逆的结果；降温时吸热方向的反应速率下降得也越多。与压强改变不同的是，每个化学反应都会存在一定的热效应，所以改变温度一定会使平衡移动，不会出现不移动的情况催化剂影响催化剂能同等程度的改变v正和v逆，对化学平衡移动无影响，但能缩短达到平衡所用的时间。

1)气体反应速度与对应系数成正比V(NH3)/4=V(O2)/5=V(NO)/4=V(H2O)/6A：5V（NH3）=4V（O2）B：V（NH3）=V（NO）C：4V（O2）=5V（NO）D：6V（O2）=5V（H2O）对照下来，只能选B2)平衡时V(NO2)/2=V(NO)/2=V(O2)1：单位时间生成nmolO2的同时生成2nmolNO2,达到平衡2：单位时间生成nmolO2同时生成2nmolNO,这个任何时候都成立,不表示达到平衡3：用NO2、NO、O2的物质的量浓度变化表示的反应速率比为2：2：1,这个没有阐明那个反应速率是反应掉的还是生成的速率,只有这3个速率同时是反应掉的霍生成的才算4：混合气体的颜色不再改变的状态,各浓度都不变,达到平衡5：混合气体密度不再改变的状态,容器体积不变,密度就恒定不变,不表示达到平衡对照下来,14正确,选A3)平衡表示对任意物质,生成的速率和反应掉的速率相等A：平衡时运动的平衡，NH3在分解也在合成,只是分解和合成的速度一样,A错B：单位时间生成nmolN2,就是反应掉2nmolNH3,同时生成2nmolNH3,这个是反应达到平衡的标志C：这和反应平衡没有联系D：这和反应平衡没有联系综合以上的推论,只有B正确

这两个应该没有必然的关系,但是化学平衡移动的速率可以来判断化学反应是否移动了.当正方向的反应速率大于逆方向的反应速率的就向正向移动,反之就向逆向移动.当两者相等时就达到了平衡.影响化学反应速率的因素：压强：对于有气体参与的化学反应,其他条件不变时（除体积）,增大压强,即体积减小,反应物浓度增大,单位体积内活化分子数增多,单位时间内有效碰撞次数增多,反应速率加快；反之则减小.若体积不变,加压（加入不参加此化学反应的气体）反应速率就不变.因为浓度不变,单位体积内活化分子数就不变.但在体积不变的情况下,加入反应物,同样是加压,增加反应物浓度,速率也会增加.温度：只要升高温度,反应物分子获得能量,使一部分原来能量较低分子变成活化分子,增加了活化分子的百分数,使得有效碰撞次数增多,故反应速率加大（主要原因）.当然,由于温度升高,使分子运动速率加快,单位时间内反应物分子碰撞次数增多反应也会相应加快（次要原因）催化剂：使用正催化剂能够降低反应所需的能量,使更多的反应物分子成为活化分子,大大提高了单位体积内反应物分子的百分数,从而成千上万倍地增大了反应物速率.负催化剂则反之.浓度：当其它条件一致下,增加反应物浓度就增加了单位体积的活化分子的数目,从而增加有效碰撞,反应速率增加,但活化分子百分数是不变的 .

化学平衡中的反应速率对应一个方程有不同的值，一个反应中，每一种物质都有一个反应速率，但是实质上这些速率都一样的， 求反应速率，你首先要选定一个物质，求出它的浓度的变化量，再求出反应所需的时间，应该题目中都告诉了，用浓度的变化量比时间就行，对了，你要注意单位，时间的单位不同，反应速率也不一样。差不多就这样了，希望对你有帮助！！

不一定，若正反应能够速率比你反应速率高，则反应平衡向正方向移动；反之，则向逆方向移动；若双方反应速率的变化情况相同，则反应平衡不移动，仅仅只是反应速率增加而已，就像在反应中加入催化剂，只改变速率，不改变平衡。 不过，说句实话，你上课没听啊

　　●高考趋势展望　　本专题是高考考查的重点，其热点主要集中在：　　1.根据化学方程式，确定各物质的反应速率，并能进行简单的计算；　　2.通过化学反应速率的测定方法，考查数学(数据)处理的能力；　　3.理解化学平衡的含义，确定某种情况下化学反应是否建立平衡；　　4.勒夏特列原理在各类平衡中的应用，有关转化率、消耗量、气体体积变化等有关计算；　　5.用图象表示外界条件对化学平衡的影响，或者根据图象推测外界条件的变化。　　化学反应速率和化学平衡是每年高考的必考内容，出现的题目类型有选择题和填空题。在选择题部分中，以考查化学平衡的基本概念和影响平衡移动的条件为主，化学平衡计算的考查也时有出现。而在Ⅱ卷中，常出现思维强度较高的题目，以考查考生的思维判断能力。　　今后高考命题的变化趋势是：化学反应速率将依据其外在影响因素选择反应条件，或探究并建立化学反应速率的数学模型，或者给定某一反应速率与时间的变化曲线图象，提出合理的解释。化学平衡这部分基本理论在化工生产中的应用，是科学技术与社会的紧密结合。因而涉及此内容的高考试题将以中学化学知识为落点，紧贴社会生产、日常生活、环境、能源、材料、健康等实际命题，既全面考查学生的知识、技能，又充分利用高考这一特殊手段展开素质教育。预计化工生产中选择适宜温度和压强、促进或抑制某反应的进行而选择的酸碱性环境等，将是高考重点开发的题型。　　●主干知识整合　　1.外界条件对可逆反应速率的影响规律　　升温，v(正)、v(逆)一般均加快，吸热反应增加的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，v(正)、v(逆)一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。加压对有气体参加的反应，v(正)、v(逆)均增大，气体体积之和大的一侧增加倍数大于气体体积之和小的一侧增加的倍数；降压，v(正)、v(逆)均减小，气体体积之和大的一侧减小的倍数大于气体体积之和小的一侧减小的倍数。增加反应物的浓度，v(正)急剧增大，　　v(逆)逐渐增大。加催化剂可同倍地改变v(正)、v(逆)。　　思考讨论　　对于合成氨反应，N2、H2的消耗速率逐渐减慢而NH3的生成速率是否逐渐加快？　　答：N2、H2的消耗与NH3的生成是同一反应方向，只要N2、H2的消耗速率逐渐减慢，NH3的生成速率必然随之减慢。　　2.改变条件对化学平衡的影响规律　　(1)在相同温度下，对有气体参加的化学反应，压强越大，到达平衡所需的时间　　越短。在相同压强下，温度越高，到达平衡所需的时间越短。　　(2)平衡向正反应方向移动，生成物的物质的量增加。而生成物的浓度、生成物的质量分数以及反应物的转化率都不一定增加或提高。　　(3)加催化剂，只能同倍改变正、逆反应速率，改变到达平衡所需时间，不影响化学平衡。　　(4)同一反应中，未达平衡以前，同一段时间间隔内，高温时生成物含量总比低温时生成物含量大(其他条件相同)。高压时生成物的含量总比低压时生成物的含量大(其他条件相同)。　　(5)在其他条件不变时，如将已达平衡的反应容器体积缩小到原来的 ，压强将大于原来的压强，但小于或等于原来压强的2倍。　　3.反应物用量的改变对平衡转化率的影响规律　　若反应物只有一种时，如：aA(g)b B(g)＋cC(g)，增加A的量，平衡向正反应方向移动，但该反应物A的转化率的变化与气体物质的计量数有关：　　(1)若a＝b＋c A的转化率不变　　(2)若a＞b＋c A的转化率增大　　(3)若a＜b＋c A的转化率减小　　若反应物不止一种时，如：aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)　　(1)若只增加A的量，平衡向正反应方向移动，而A的转化率减小，B的转化率增大。　　(2)若按原比例同倍数地增加反应物A和B的量，则平衡向正反应方向移动，而反应物转化率与气体反应物计量数有关。如a＋b＝c＋d，A、B的转化率都不变；如a＋b＜c＋d，A、B的转化率都减小；如a＋b＞c＋d，A、B的转化率都增大。　　思考讨论　　化学平衡主要是研究可逆反应规律的，如反应进行的程度以及各种条件对反应进行程度的影响等。(1)为什么说化学平衡是动态平衡？(2)有人设想通过寻找高效催化剂的途径提高化工生产中原料的转化率，这一设想科学吗？(3)为什么在实验室中很难得到纯净的NO2气体？　　答：(1)化学平衡的主要特点是v(正)= v(逆)，由于正反应和逆反应仍在继续进行，只是在同一瞬间正反应生成某生成物的分子数，和逆反应所消耗的该物质的分子数相等，此时反应混合物中各组分的浓度不变。故化学平衡是一种动态平衡。　　(2)催化剂能同等程度地改变v(正)和v(逆)，因此它只能缩短反应达到平衡所用的时间，不能改变反应物的转化率，故(2)说法不正确。　　(3)由于NO2与N2O4之间存在如下转化关系：2NO2 N2O4,故通常情况下NO2气体中也会存在少量N2O4，由于以上转化是放热过程，故只有在高温低压情况下，NO2气体才相对较纯。　　4.解答化学平衡问题的重要思维方法　　(1)可逆反应“不为零”原则　　可逆性是化学平衡的前提，达到平衡时应是反应物和生成物共存的状态，每种物质的物质的量不为零。　　一般可用极限分析法推断：假设反应不可逆，则最多生成产物多少，有无反应物剩余，余多少。这样的极值点是不可能达到的，故可用确定某些范围或在范围中选择合适的量。　　(2)“一边倒”原则　　可逆反应，在条件相同时(等温等容)，若达到等同平衡，其初始状态必须能互变，从极限角度看，就是各物质的物质的量要相当。因此，可以采用“一边倒”的原则来处理以下问题：化学平衡等同条件(等温等容)　　aA (g)+ bB (g) cC (g)　　①始 a b 0 平衡态Ⅰ　　②始 0 0 c 平衡态Ⅱ　　③始 x y z 平衡态Ⅲ　　为了使平衡Ⅲ=Ⅱ=Ⅰ　　根据“一边倒”原则，即可得　　x+ z=a + =1　　y+ z=b + =1　　(3)“过渡态”方法　　思路：各种反应物的浓度增加相同倍数，相当于增大体系压强，根据平衡移动方向来确定转化率的变化情况。　　●精典题例导引　　【例1】将4 mol A气体和2 mol B气体在2 L容器中混合并在一定条件下发生如下反应：　　2A(g)+B(g) 2C(g)　　若经2 s后测得C的浓度为0.6 mol·L－1，现有下列几种说法，其中正确的是　　①用物质A表示的反应的平均速率为0.3 mol·L－1·s－1　　②用物质B表示的反应的平均速率为0.6 mol·L－1·s－1　　③2 s时物质A的转化率为70%　　④2 s时物质B的浓度为0.7 mol·L－1　　A.①③ B.①④ C.②③ D.③④　　解析：由题知2 s时C的浓度为0.6 mol·L－1，根据化学方程式中化学计量数比，可算　　出B的变化浓度为0.3 mol·L－1，进而确定B的浓度是(1 mol·L－1－0.3 mol·L－1)=　　0.7 mol·L－1；A的变化浓度为0.6 mol·L－1，从而求A的转化率为30%；用C表示的反应的平均速率为0.3 mol·L－1·s－1，可推知用A表示的反应的平均速率为0.3 mol·L－1·s－1，用B表示的反应的平均速率为0.15 mol·L－1·s－1。对照各选项，符合题意的是B。　　答案：B　　【例2】(2004年全国理综四，9)在恒温恒容条件下，能使A(g)+B(g) C(g)+D(g)正反应速率增大的措施是　　A.减小C或D的浓度 B.增大D的浓度　　C.减小B的浓度 D.增大A或B的浓度　　解析：在恒温恒容条件下，正反应速率取决于反应物的浓度。A．减小C或D的浓度，正反应速率不变；B．增大D的浓度，正反应速率不变；C．减小B的浓度，正反应速率减小；D．增大A或B的浓度，都会使正反应速率增大。　　答案：D　　【例3】(2004年广东，18)下图曲线a表示放热反应X(g)+Y(g) Z(g)+M(g)+N(s)进行过程中X的转化率随时间变化的关系。若要改变起始条件，使反应过程按b曲线进行，可采取的措施是　　A.升高温度 B.加大X的投入量　　C.加催化剂 D.增大体积　　解析：由题给图示可知，当改变条件使反应过程中X的转化率变为按b曲线进行时，在时间相同时，X的转化率增大，而加大X的投入量可使X的转化率降低，可排除B； 在达到化学平衡前要使X的转化率增大，则必增大化学反应的速率，而增大体积只可降低化学反应速率。又由图示可知达到平衡时两者的转化率相等，故二者达到的为同一平衡状态，而升高温度一定使化学平衡发生移动，所以本题的答案为C。　　答案：C　　特别提示　　化学平衡图象问题的识别分析方法，不外乎是看坐标、找变量、想方程、识图象四个方面，即准确认识横、纵坐标的含义，根据图象中的点(起点、终点、转折点)、线(所在位置的上下、左右、升降、弯曲)特征，结合题目中给定的化学方程式和数据，应用概念、规律进行推理判断。　　【例4】(2004年全国理综一，29)恒温下，将a mol N2与b mol H2的混合气体通入一个固定容积的密闭容器中，发生如下反应：　　N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　　(1)若反应进行到某时刻t时，n (N2)=13 mol，n (NH3)=6 mol,计算a的值。　　(2)反应达到平衡时，混合气体的体积为716.8 L(标准状况下)，其中NH3的含量(体积分数)为25%。计算平衡时NH3的物质的量。　　(3)原混合气体与平衡混合气体的总物质的量之比(写出最简整数比，下同)，n(始)∶n(平)=________。　　(4)原混合气体中，a∶b=________。　　(5)达到平衡时，N2和H2的转化率之比，a(N2)∶a(H2)=________。　　(6)平衡混合气体中，n(N2)∶n(H2)∶n(NH3)=________。　　解析：(1) N2＋3H2 2NH3　　开始时： a b 0　　反应过程： x 6　　t时： 13 6　　根据上述关系，解得x＝3。　　所以a＝x+13＝16。　　(2)平衡时NH3的物质的量为 ×25%=32 mol×25%=8 mol。　　(3)可利用差量法计算。假设反应过程中混合气体总物质的量减少y，　　N2＋3H2 2NH3 Δn　　1 3 2 2　　8 mol y　　解得y＝8 mol。　　所以，原混合气体总物质的量为 +8 mol=40 mol。原混合气体与平衡混合气体总物质的量之比为40∶32＝5∶4。　　(4)前面已计算出原混合气体中a＝16，所以H2的物质的量b＝40－16＝24。所以a∶b＝16∶24＝2∶3。　　(5)反应过程中各物质的物质的量如下：　　N2＋3H2 2NH3　　开始时：16 24　　转化： 4 12 8　　平衡时：12 12 8　　可以算出，N2、H2的转化率之比为a(N2)∶a(H2)= ∶ =1∶2。　　(6)根据第(5)题中的数据，平衡混合气体中，n(N2)∶n(H2)∶n(NH3)＝12∶12∶8＝　　3∶3∶2。　　答案：(1)a＝16　　(2)平衡时n(NH3)＝8 mol　　(3)5∶4 (4)2∶3 (5)1∶2 (6)3∶3∶2　　深化拓展　　本题依据氮原子守恒求a的值更为简捷方便：13 mol×2+6 mol=2a，解得a=16 mol。　　【例5】在Zn与某浓度的盐酸反应的实验中，某人得到了下面的几组实验数据：　　Zn的质量(g) Zn的形状 温度(℃) 溶于酸的时间(s)　　A 2 薄片 5 400　　B 2 薄片 15 200　　C 2 薄片 25 100　　D 2 薄片 35 50　　E 2 薄片 45 25　　F 2 粉末 15 5　　利用上述结果，回答下列问题：　　(1)画出时间对温度的曲线图。　　(2)利用所画的曲线图，你能得出关于温度影响反应速率的结论是什么？　　(3)20℃时，2 g锌箔溶解于酸中需花多少时间？　　(4)对比结果B与F，解释F很快溶于酸的原因。　　解析：本题为研究性试题，题目要求学生从实验数据出发，经过分析、归纳总结出规律，重在考查学生在研究性学习中对研究结果进行分析和处理的能力，这是学生科学探究能力的重要体现。　　(1)该小题只要求把数据信息转化为图象。可作图如下。　　(2)比较表中数据可看出，从A到E，每组的实验温度相差10℃，锌粒消耗时间都变为前一实验的1/2。故从这5组数据可归纳总结出温度影响反应速率的规律为：温度每升高　　10℃，反应速率增大到原来的两倍。　　(3)根据(1)中的图象可求得，当温度为20℃时，反应时间大约需150 s。　　(4)比较B和F，反应温度相同，酸的浓度相同，Zn的质量也相同，但B中2 g Zn全部溶解用了200 s，而F中只需要5 s，即F中的反应速率比B中反应速率快了40倍。其原因只可能与Zn的状态有关，因为B中Zn是块状，F中Zn是粉末状，粉末状时与酸溶液的接触面要比块状时的接触面大得多。　　答案：(1)　　(2)温度每升高10℃，反应速率增大到原来的两倍。　　(3)大约需150 s。　　(4)原因只可能与Zn的状态有关，因为B中Zn是块状，F中Zn是粉末状，粉末状时与酸溶液的接触面要比块状时的接触面大得多。　　●能力提升训练　　1.一定条件下，可逆反应X(g)+3Y(g) 2Z(g),若X、Y、Z起始浓度分别为c1、c2、c3(均不为0)，平衡时X、Y、Z的浓度分别为0.1 mol·L－1、0.3 mol·L－1、　　0.08 mol·L－1，则下列判断不合理的是　　A.c1∶c2=1∶3　　B.平衡时，Y和Z的生成速率之比为3∶2　　C.X、Y的转化率不相等　　D.c1的取值范围为0＜c1＜0.14 mol·L－1　　解析：本题考查化学平衡的涵义。达到平衡时c(X)∶c(Y)=1∶3,而转化的c(X)∶c(Y)=1∶3(化学计量数之比)，则c1∶c2=1∶3,A合理，C不合理；平衡时Y、Z生成速率之比为其化学计量数之比，B合理；若起始时c3=0,则c1有极大值：　　c1=0.1 mol·L－1+ =0.14 mol·L－1　　即0＜c1＜0.14 mol·L－1。　　答案：C　　2.(2004年天津，13)一定条件下，向一带活塞的密闭容器中充入2 mol SO2和1 mol O2，发生下列反应：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)，达到平衡后改变下述条件，SO3气体平衡浓度不改变的是　　A.保持温度和容器体积不变，充入1 mol SO3(g)　　B.保持温度和容器内压强不变，充入1 mol SO3(g)　　C.保持温度和容器内压强不变，充入1 mol O2(g)　　D.保持温度和容器内压强不变，充入1 mol Ar(g)　　解析：A中充入1 mol SO3气体，平衡向逆反应方向移动，新平衡时SO3浓度变大；C中充入1 mol O2气体，平衡向正反应方向移动，新平衡时SO3浓度变大；D中充入1 mol Ar气体，且保持压强不变，则容器的体积扩大，平衡向逆方向移动，新平衡时SO3浓度变小。　　B中虽然充入1 mol SO3，但因容器内压强可以保持不变，体积可以自由扩大，所以新平衡与原平衡体系中各物质浓度分别相等，SO3浓度不变。正确答案为B。　　答案：B　　3.(2004年黄冈模拟题)反应3Fe(s)+4H2O(g) Fe3O4(s)+4H2(g)在温度和容积不变的条件下进行。能表明反应达到平衡状态的叙述是　　A.容器内压强不再变化 B.Fe3O4的物质的量不变　　C.v(H2O)=v(H2) D.反应不再进行　　解析：所给反应为气体总体积不变的反应，无论是否达到化学平衡，压强都不变化，A不能表明；Fe3O4的物质的量不变，即单位时间内消耗Fe与生成Fe的物质的量相等，v(正)=v(逆)表明反应已达平衡状态；由于反应中H2O(g)和H2(g)化学计量数相等，反应平衡与否，其反应速率都相等，故C不能表明；显然D中叙述错误。　　答案：B　　4.在一定条件下，在密闭容器中进行的反应aX(g)+bY(g) cZ(g)+dW(g)，5 min后达到平衡，X减少n mol·L－1,Y减少 mol·L－1,Z增加 mol·L－1。在其他条件不变时，将容器体积增大，W的百分含量不发生变化。则化学方程式中各物质的化学计量数之比a∶b∶c∶d应为　　A.1∶3∶1∶2 B.3∶1∶2∶2　　C.3∶1∶2∶1 D.1∶3∶2∶2　　解析：根据化学反应中，化学反应速率之比等于化学计量数之比，有a∶b∶c=n mol·L－1∶ mol·L－1∶ mol·L－1=3∶1∶2。由于其他条件不变时，体积增大，W的百分含量不变，故该反应应为气体总体积不变的反应，所以当a、b、c分别取3、1、2时，d的值应为2。即a∶b∶c∶d=3∶1∶2∶2。　　答案：B　　5.(2004年广东揭阳模拟题)在密闭容器中有可逆反应nA(g)+mB(g) pC(g)；ΔH＞0，处于平衡状态，已知m+n＞p。若只改变平衡的某一条件，建立新的平衡时，与原平衡比较，下列说法正确的是　　①升高温度 变大 ②降低温度时，体系内混合气体平均相对分子质量变小 ③加入B，则A的转化率增大 ④加入固体催化剂，气体总的物质的量不变 ⑤加入C，则A、B的物质的量增大　　A.①③④ B.①②⑤　　C.①②③⑤ D.②③④⑤　　解析：由于正反应为吸热反应，故升高温度，平衡向正反应方向移动，c(B)减小，　　c(C)增大， 变小；降低温度，平衡向逆反应方向移动，气体质量不变，物质的量增大，故平均相对分子质量变小；加入B，平衡向正反应方向移动，A的转化率增大；加入催化剂对化学平衡没有影响，气体的总物质的量不变；加入C，平衡向逆反应方向移动，故A、B的物质的量都增大。　　答案：D　　6.298 K时，合成氨反应的热化学方程式为：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)；ΔH=　　－92.4 kJ·mol－1。在该温度下，取1 mol N2和3 mol H2放在一密闭容器中，在催化剂存在下进行反应，经过t1分钟后达到平衡，测定反应热为ΔH1；同样情况下，若取2 mol N2和6 mol H2放在同一密闭容器中进行反应，经过t2分钟后达到平衡，测定反应热为ΔH2。下列关系正确的是　　A.t1＞t2 ΔH1=ΔH＞ΔH2 B.t1＞t2 ΔH2＞ΔH1＞ΔH　　C.t1＞t2 ΔH1＞ΔH2＞ΔH D.t1＜t2 ΔH1=ΔH=ΔH2　　解析：在相同条件下，若将途径Ⅱ分为两个1 mol N2和3 mol H2，则达到的平衡状态与途径Ⅰ完全相同。现将途径Ⅱ的体积压缩至与途径Ⅰ相同，则压强增大，平衡向正反应方向移动，由于正反应为放热反应，ΔH为负值，故ΔH2＜ΔH1；又对于可逆反应，无论怎样移动都不可能完全转化为NH3。故ΔH＜ΔH2＜ΔH1。　　答案：C　　7.(2004年江苏，18)在容积固定的密闭容器中存在如下反应：　　A(g)+3B(g) 2C(g)；ΔH＜0　　某研究小组研究了其他条件不变时，改变某一条件对上述反应的影响，并根据实验数据作出下列关系图：　　下列判断一定错误的是　　A.图Ⅰ研究的是不同催化剂对反应的影响，且乙使用的催化剂效率较高　　B.图Ⅱ研究的是压强对反应的影响，且甲的压强较高　　C.图Ⅱ研究的是温度对反应的影响，且甲的温度较高　　D.图Ⅲ研究的是不同催化剂对反应的影响，且甲使用的催化剂效率较高　　解析：催化剂的效率越高，化学反应速率越快，达到平衡所需时间越短，但催化剂不能使化学平衡发生移动，故A不正确而D正确。温度越高、压强越大，化学反应速率越快，达到平衡所需时间越短，由于所给反应为气体总体积缩小的反应，压强增大时平衡向右移动，使　　a甲＞a乙，又知反应为放热反应，温度升高时平衡向左移动，使a甲＜a乙，C正确，B错误。　　答案：AB　　8.(2004年全国理综三，13)某温度下在密闭容器中发生如下反应：　　2M(g)+N(g) 2E(g)　　若开始时只充入2 mol E(g),达到平衡时，混合气体的压强比起始时增大了20%；若开始时只充入2 mol M和1 mol N的混合气体，达到平衡时M的转化率为　　A.20% B.40% C.60% D.80%　　解析：开始时向容器中充入2 mol E和充入2 mol M、1 mol N的效果相同，两种情况下达到平衡时，容器中M、N、E的物质的量分别相等。　　若开始向容器中通入2 mol E，则　　2M(g) ＋ N(g) 2E(g)　　开始：0 mol 0 mol 2 mol　　转化：2x mol x mol 2x mol　　平衡：2x mol x mol 2－2x) mol　　得到 =120%，求得x＝0.4。平衡时各物质的物质的量为：　　n(M)＝0.8 mol；n(N)＝0.4 mol；n(E)＝1.2 mol。　　若开始向容器中通入2 mol M、1 mol N，则　　2M(g) ＋ N(g) 2E(g)　　开始：2 mol 1 mol 0 mol　　转化：1.2 mol 0.6 mol 1.2 mol　　平衡：0.8 mol 0.4 mol 1.2 mol　　所以，M的转化率等于 ×100%=60%。答案为C。　　答案：C　　9.(2004年南昌模拟题)已知t℃，p kPa时，在容积为V L的密闭容器中充入1 mol A和1 mol B，保持恒温恒压下反应：　　A(g)+B(g) C(g)；ΔH=－Q (Q＞0)　　达到平衡时，C的体积分数为40%。试回答有关问题：　　(1)升温时，C的反应速率________(填“加快”“减慢”或“不变”)。　　(2)若平衡时，保持容器容积不变，使容器内压强增大，则平衡________。　　A.一定向正反应方向移动 B.一定向逆反应方向移动　　C.一定不移动 D.不一定移动　　(3)若使温度、压强在上述条件下恒定不变，在密闭容器中充入2 mol A和2 mol B,则反应达到平衡时，C的体积分数为________；容器的容积为________。　　解析：(1)温度升高化学反应速率加快，则升温时，C的反应速率加快。(2)平衡时，容积不变，若增大压强的措施，是增大反应物或生成物浓度则平衡发生移动；若增大压强的措施是充入不参与反应的气体，则原平衡中各物质浓度不变，平衡不移动。应选D。(3)由题意可知，此平衡达成时与原平衡等效，设平衡时A的转化量为x，则：　　A(g) + B(g) C(g)　　起始：2 mol 2 mol 0　　转化：x x x　　平衡：2－x 2－x x　　根据题意有： =40%　　x= mol。　　所得混合气体的物质的量为4 mol－ mol= mol。设容器容积为V′，则有：　　=　　所以V′= V L。　　答案：(1)加快 (2)D (3)40% V L　　10.有点难度哟！　　在实验室中做小型实验：把物质A、B按一定比例充入一个表面积为300 cm2、容积为2 L的球形容器，使压强为p，然后将整个容器用加热器加热到280℃时，发生如下反应：　　3A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(g)；ΔH=－180 kJ·mol－1　　(1)若平均每分钟生成0.5 mol C，则此反应速率可表示为v(C)=________。　　(2)若容器表面向外散热速率平衡为400 J·(min·cm2)－1，为了维持恒温280℃，平均每分钟需用加热器提供________kJ的热量。　　(3)若将小型实验扩大为工业生产：将反应容器的容积扩大到原来的10倍，做成“相似体”，且将A、B按原比例向其中充入，并使压强仍为p，然后加热到280℃，则达到平衡时，C的体积分数与实验室的小型实验相比，将________(填“减小”“增大”或“不变”)。　　解析：(1)v(C)= =0.25 mol·L－1·min－1。　　(2)容器表面向外散出的热量为：　　400 J·(min·cm2)－1×1 min×300 cm2=120000 J，即120 kJ；　　该反应每分钟放出的热量为：　　×0.5 mol=45 kJ；　　加热器需要提供的热量为　　120 kJ－45 kJ=75 kJ。　　(3)因为温度不变、压强不变，充入反应物A、B的配比不变，平衡不发生移动，为同一平衡状态，所以C的体积分数不发生变化。　　答案：(1)0.25 mol·L－1·min－1　　(2)75　　(3)不变　　11.有点难度哟！　　如下图所示，向A中充入1 mol X和1 mol Y，向B中充入2 mol X和2 mol Y，起始时，VA=VB=a L。在相同温度和有催化剂存在的条件下，两容器中各自发生下述反应：　　X+Y 2Z+W+Q；ΔH＜0(X、Y、Z、W均为气体)，达到平衡时，VA=1.2a L。　　试回答：　　(1)A中X的转化率aA=________；　　(2)A、B中X转化率的关系：aA_________aB(填“＞”“=”或“＜”)；　　(3)打开K，一段时间后又达平衡时，A的体积为________L(连通管中气体体积不计)；　　(4)在(3)达平衡后，同时等幅升高A、B的温度，达到新平衡后，A的体积________(填“变大”“不变”或“变小”)，其理由是________。　　解析：　　(1) X + Y 2Z + W + Q　　开始：1 mol 1 mol 0 0 0　　转化：aA aA 2aA aA aA　　平衡：1－aA 1－aA 2aA aA aA　　根据题意得： =　　aA=20%。　　(2)由于B中X、Y的物质的量皆为A中的2倍，若假设B的体积为A的2倍，压强与A相同，则平衡时的转化率与A相等。现将B的体积压缩至与A相等则压强增大，平衡向逆反应方向移动，X的转化率降低，即aA＞aB。(3)若打开K，则B中气体进入A，相当于A中物质的量3倍的气体X、Y在等压条件下发生反应，故在达到平衡时混合气体的总体积为3.6a L，所以一段时间后又达平衡时A的体积为2.6a L。(4)由于该反应为放热反应，故升高温度平衡逆向移动，但温度升高使气体体积变大，气体浓度减小，平衡将正向移动，由于在压强不变时，体积与温度成正比，温度是体积变化的主要原因，所以升高温度可使其体积增大。　　答案：(1)20% (2)＞ (3)2.6a　　(4)变大 升高温度，平衡逆向移动，但温度升高使气体体积变大，气体浓度减小，平衡将向正向移动，且压强不变时，气体体积与温度成正比，为线性关系。这是体积变化的主要原因　　12.(探究创新题)“模型法”是在科学研究中，人们根据实验事实和已知的科学原理，对研究对象的结构、性能和运动规律进行理性分析，设想出其大致框架即“模型”，然后再进行推理，对其作出解释、预测和说明的一种研究方法。下图是人们在研究催化剂对化学平衡有无影响时，有人设想的一种实

　　对于想要在高中化学考试中取得好成绩的人来说，一定要复习好高中化学的可逆反应平衡状态，这也是高中化学考试中必考的知识点。下面是我为您整理的化学可逆反应达到平衡状态，希望对您有所帮助! 　　化学可逆反应达到平衡状态 　　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，反应物和生成物的物质的量浓度不再发生改变的状态，叫化学平衡状态。其特点有： 　　(1)“逆”：化学平衡研究的对象是可逆反应。 　　(2)“等”：化学平衡的实质是正、逆反应速率相等，即：v(正) = v(逆)。 　　(3)“动”：v(正) = v(逆) u22600 　　(4)“定”：平衡体系中，各组分的浓度、质量分数及体积分数保持一定(但不一定相等)，不随时间的变化而变化。 　　(5)“变”：化学平衡是在一定条件下的平衡，若外界条件改变，化学平衡可能会分数移动。 　　(6)“同”：在外界条件不变的前提下，可逆反应不论采取何种途径，即不论由正反应开始还是由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同的，即同一平衡状态。 　　可逆反应达到平衡状态的标志及判断 方法 如下： 　　以mA(g) + nB(g) pC(g)+ qD(g)为例： 　　化学可逆反应达到平衡状态的标志 　　一、直接标志： 　　①速率关系：正反应速率与逆反应速率相等，即：A消耗速率与A的生成速率相等，A消耗速率与C的消耗速率之比等于m : p; 　　②反应体系中各物质的百分含量保持不变。 　　二、间接标志： 　　①混合气体的总压强、总体积、总物质的量不随时间的改变而改变(m + n u2260 p + q); 　　②各物质的浓度、物质的量不随时间的改变而改变; 　　③各气体的体积、各气体的分压不随时间的改变而改变。 　　对于密闭容器中的可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g)+ qD(g)是否达到平衡还可以归纳如下表： 　　 　　化学可逆反应达到平衡状态例题 　　【例题1】可逆反应：2NO2(g) 2NO(g) + O2(g)，在体积固定的密闭容器中，达到平衡状态的标志是 　　① 单位时间内生成n mol O2的同时生成2n mol NO2 　　② 单位时间内生成n mol O2的同时生成2n mol NO 　　③ 用NO2、NO、O2表示的反应速率的比为2 : 2 : 1的状态 　　④ 混合气体的颜色不再改变的状态 　　⑤ 混合气体的密度不再改变的状态 　　⑥ 混合气体的压强不再改变的状态 　　⑦ 混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态 　　A. ①④⑥⑦ B. ②③⑤⑦ C. ①③④⑤ D. 全部 　　解析：①单位时间内生成n mol O2必消耗2n mol NO2，而生成2n mol NO2时，必消耗n mol O2，能说明反应达到平衡;②不能说明;③中无论达到平衡与否，化学反应速率都等于化学计量系数之比;④有颜色的气体颜色不变，则表示物质的浓度不再变化，说明反应已达到平衡;⑤体积固定，气体质量反应前后守恒，密度始终不变;⑥反应前后△V u2260 0，压强不变，意味着各物质的含量不再变化;⑦由于气体的质量不变，气体的平均相对分子质量不变时，说明气体中各物质的量不变，该反应△V u2260 0，能说明该反应达到平衡。 　　答案：A 　　点拨：化学平衡状态的根本标志是：①v(正) = v(逆)，②各组分百分含量不变。在解题时要牢牢抓住这两个根本标志，并明确气体的颜色、密度、压强、平均相对分子质量的变化与根本标志的关系，才能全面分析，正确作答。 　　【例题2】在一定温度下的恒容密闭容器中，能说明反应X2(g) + Y2(g) 2XY(g)已达到平衡的是： 　　A.容器内的总压不随时间变化 　　B.容器中气体的平均相对分子质量不随时间变化 　　C.XY气体的物质的量分数不变 　　D.X2和Y2的消耗速率相等 　　解析：该反应的特点：首先是可逆反应，其次是反应前后气体体积相等。根据压强之比等于气体物质的量之比的推断，该反应在整个反应过程中总压强是不变的，A不能说明该反应已经达到平衡。同理推断，容器中气体的平均相对分子质量始终不随时间变化，B不能说明该反应已经达到平衡。X2和Y2的化学计量数相等，其消耗速率始终相等，D不能说明该反应已经达到平衡。C选项符合题意，能说明该反应已经达到平衡。 　　答案：C 　　点拨：结合化学反应方程式的特点，反应前后系数不变，正确利用直接标志与间接标志判断。 　　【例题3】在一定温度下可逆反应A(g) + 3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是： 　　A.C的生成速率与C的分解速率相等 　　B.单位时间生成n mol A，同时生成3n mol B 　　C.A、B、C的浓度不再发生变化 　　D.A、B、C的分子个数比为1 : 3 : 2 　　解析：化学平衡的标志是正反应速率与逆反应速率相等，C的生成速率是正反应速率，C的分解速率是逆反应速率，因此A选项正确;A、B、C的浓度不再发生变化，是平衡状态的宏观表现，因此选项C正确;B选项中由于A、B都是逆反应速率，与正反应无关，因此错误;A、B、C的分子个数比为1 : 3 : 2的偶然存在性，不能作为判断平衡标志的依据。 　　答案：A、C 　　点拨：化学平衡的标志①： v(正) = v(逆);②反应混合物中各组分的浓度和含量不变。用速率描述时，一定要注意一“正”、一“逆”，且相等。 　　【练习1】对于可逆反应2HI(g) I2(g) + H2(g)，下列叙述能够说明已达到平衡状态的是 　　A.各物质的量的浓度比2 : 1: 1 　　B.容器内的总压不随时间变化 　　C.断裂2 mol H-I键的同时生成1 mol I-I键 　　D.混合气体的颜色不再变化时 　　答案：D 　　点拨：该反应的特点是反应前后气体物质的化学计量系数和相等，因此压强始终保持不变;因此B选项错误;在反应过程中的任意时刻断裂2 mol H-I键的同时生成1 mol I-I键，因此C选项错误。 　　【练习2】在恒容密闭容器中，不能作为反应2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)达到平衡的标志是： 　　A.混合气体的分子数之比为2 : 1: 2 　　B.混合气体的压强不再发生变化 　　C.混合气体的平均相对分子质量不再发生变化 　　D.混合气体的密度不再发生变化 　　答案：A、D 　　点拨：A选项是在特殊情况下出现的情况，B、C选项均说明混合气体的物质的量不再变化，D选项利用公式d= m/V，m、V不变，所以密度一直不变。 　　【练习3】在一定温度下的密闭容器中，当物质的下列物理量不再变化时，表明反应 　　A(s) + 2B(g) C(g) + D(g)已达到平衡的是 　　A. 混合气体的压强 B. 混合气体的密度 　　C. B的物质的量浓度 D. 气体的总物质的量 　　解析：题给反应是一个反应前后气体分子总数不变的可逆反应。显然混合气体压强和总的物质的量始终保持不变，不能用来判断反应是否达到平衡;由于A是固体，所以密度是一个变化量，那么B的浓度也是一个变化量，因此当混合气体的密度、B的物质的量浓度不再变化时，说明反应已达平衡。 　　答案：B、C 　　四：应注意的问题： 　　(1)正逆反应速率相等与反应混合物中各组分的百分含量均保持不变是判断化学平衡状态的基本方法。这两个关系中的任何一个都可以单独用作判断化学反应是否达到平衡状态的标准。 　　(2)在mA(g) + nB(g) pC(g)+ qD(g)反应中， 　　v(A) : v(B) : v(C) : v(D) = m : n : p : q，在应用v(正) = v(逆)判断化学平衡状态时要充分注意这一点。 　　(3)化学平衡状态中，反应混合物里各组成成分的浓度(或百分比含量)保持不变，但是反应混合物里各组成成分的浓度(或百分含量)保持不变的化学反应状态并不一定是化学平衡状态。因此，在应用反应混合物里各组成成分的浓度、百分含量、物质的颜色、气体的压强、气体的密度、气体的平均摩尔质量等判断化学平衡状态时，一定要慎重。 　　(4)向气相化学平衡体系加入惰性气体以后，化学平衡是否被破坏，要按照“增大气体压强，化学平衡向气体体积缩小的反应方向移动;减小压强化学平衡向气体体积扩大的反应方向移动”的原则作分析判断。 　　(5)物质的化学变化都伴随着能量的变化。处在绝热容器内的可逆反应，当体系内的温度恒定时，化学反应的状态是平衡状态。 猜你喜欢： 1. 高三化学平衡习题及答案 2. 高二上学期化学期末复习题 3. 2017高考化学平衡知识点 4. 高一必修一化学方程式及反应现象 5. 高二化学等效平衡知识点 6. 高中必背化学方程式知识点

2so2+o2=2so3的平衡常数K=50的平方，即2500反应2so3=2so2+o2的平衡常数是2500分之一即是0.0004

化学平衡的实质是正逆反应速率相等，即必须“一正一逆”，这里的v正与v逆相等还要是对同一种物质而言的，如果是不同种物质来表示必须转换成同一物质速率相等才能判断，故答案为：这里的v正与v逆相等是对同一种物质而言的，不同的两种物质则必须是一个为正反应速率，另一个为逆反应速率且二者之比等于化学计量数之比．

7.生成物4.C浓度降低反应速率降低12.C消耗B为V原混合气肯定大于1.5V因为此反应为可逆不完全进行A消耗0.5B消耗1所以总体大于1.5V13.A设原混合气三者比例中每一分为Xmol,设所求为Y，根据原子守恒得出硫原子：9X=2+Y氧原子：32X=8.2+2Y结出Y=0.7X=0.314.BA平衡左移C，D平衡不变，因为容器可变气压不会改变

1化学反应速率增大，平衡向正反应方向移动；2化学反应速率增大，平衡向气体总体积减小方向移动；3化学反应速率增大，平衡向吸热反应方向移动；4化学反应速率增大，平衡不移动。

一、判断化学平衡状态的本质标志（定义标志）。 1、正逆反应速率相等，也就是v（正）=v（逆）。对于这个标志的使用有注意两点：一是反应速率应有一正一逆，二是正逆反应速率相等。 2、各组分的物质的量浓度保持一定，也就是不再发生改变。二、判断化学平衡状态的等价标志（衍生标志）。 1、与v（正）=v（逆）等价的标志（1）从物质的生成速率和消耗速率角度进行判断。对于同一物质，某物质的生成速率等于消耗速率；对于不同物质，速率之比等于化学反应方程式的系数之比，但必须是不同方向的化学反应速率。（2）从同一时间物质的变化角度进行判断。对于同一物质，同一时间内，生成的物质的量等于消耗的物质的量；对于不同物质，同一时间内，生成的物质的量与消耗的物质的量之比等于化学反应方程式系数之比。（3）从正逆反应速率的变化角度进行判断。正逆反应速率不再发生改变。（4）从物质的微观变化角度进行判断。如从单位时间内化学键的变化情况、单位时间内电子得失情况的变化、单位时间内分子的变化情况等等。对反应N2+3H2 ?2NH3，当有3mol H—H键断裂，同时有6 molN—H键断裂，则该反应达到了化学平衡。 2、与各组分的物质的量浓度保持一致等价的标志（1）从质量角度进行判断。如：各组分质量不再发生变化；反应物总质量或生成物总质量不再发生变化；各组分的质量分数不再发生变化等等。（2）从物质的量角度进行判断。如各组分物质的量不再发生变化；各组分的物质的量分数不再发生变化；反应物总的物质的量或生成物总的物质的量不再发生变化。（只适用与反应前后体积发生改变的反应，对于等体积如H2 +I2 ?2HI的反应除外）（3）对于有气体参加的反应，且反应前后气体体积发生改变的反应，还可以采用以下特殊的判断标志。如：总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）保持不变。 ①利用总压强作为判断标志，要从PV = nRT公式出发，先看体系的温度和体积是否恒定，再关注反应前后气体体积是否恒定，如满足上述两个条件，则压强恒定反应平衡。 ②利用平均摩尔质量（平均相对分子质量）作为判断标志，要从M = m/n公式出发，先看反应前后是否有发生状态的改变（如气体转变为固体液体或固体液体转变化气体），再看反应前后气体体积是否恒定，如满足上述两个条件，则压强恒定反应平衡。 ③利用混合物的密度作为判断标志，要从ρ = m/V公式出发，先看体系的温度和体积是否恒定，再关注反应前后是否有发生状态的改变（如气体转变为固体液体或固体液体转变化气体），如满足上述两个条件，则压强恒定反应平衡。（4）从物质的转化率或产率角度进行判断。（5）从体系颜色变化角度进行判断。（6）从化学反应能量变化的角度进行判断。如：绝热体系中体系温度不再发生改变；化学反应能量变化恒定；化学反应所释放（吸收）的能量一定。总之，反应前后一直发生改变的物理量不再发生改变则可以作为平衡的标志，而反应前后一直不变的物质量恒定则不可以作为平衡的标志。

浓度增大，化学反应速率会加快，温度升高，化学反应速率加快。如果增大反应物浓度或者减小生成物浓度，平衡正向移动，如果增大产物浓度，或减小反应物浓度，平衡逆向移动。升温，平衡向吸热反应方向移动。降温，平衡向放热反应方向移动。

不要听一楼的，不是不一定，而是绝对的错误这样理解就与实际情况完全相反了平衡向右移动 不等于 并且绝对 不能 理解为 反应物向右生成 生成物，我故意加上了空格平衡向右移动恰恰是因为右边的反应（也就是逆反应）的反应速率比左边的反应速率（正反应）快。或者楼主可以这样理解：平衡 总是 向着反应速率快的那边移动，这是本人高三一直做题发现的规律，也是书本绝对不会提及的知识点。 书本上有说平衡向着反应速率快的那边移动，但没有说“总是”，为什么呢，因为书本还介绍了其他方法可以使平衡发生移动的，例如改变压强、或容器体积等等，可是这些所谓的压强，容器体积的改变，最终始终要改变的永远是物质的物质的量浓度也就是化学反应速率，而我发现的正正就是无论改变压强，容器体积，物质的量，最终要改变的始终就是反应速率，与此同时，还发现了只要改变条件后，平衡总是向着反应速率快的那边移动。我曾经在http://zhidao.baidu.com/question/116563832.html回答过差不多的问题，楼主可以看看做平衡题目一定要理解哪边的反应速率更快，哪边更快反应就向哪边移动。

怎样判断化学平衡正反应速率和逆反应速率相等即平衡推论,反应:mA(g) +nB(g) ≒ pC(g) + qD(g)⑴各物质的物质的量或各物质的物质的量浓度一定 → 平衡⑵各物质的质量或个物质的质量分数一定 → 平衡⑶个气体的体积或体积分数一定 → 平衡⑷在单位时间内消耗了m摩尔A的同时生成了m摩尔A → 平衡⑸在单位时间内消耗了n摩尔B的同时消耗了p摩尔C → 平衡⑹m+n≠p+q,且总压力一定 → 平衡⑺m+n≠p+q,且平均相对分子质量一定 → 平衡⑻体系温度一定(任何化学反应都伴随着能量的变化) → 平衡⑼体系颜色不再变化 → 平衡1、化学平衡　　（1）化学平衡研究的对象——可逆反应进行的程度　　（2）化学平衡状态　　化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率等于逆反应速率，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。　　（3）化学平衡的特征　　①“动”，化学平衡是动态平衡，即处于化学平衡状态时，化学反应并没有停止，而是正逆反应速率相等罢了。　　②“定”，由于达到化学平衡状态时的正逆反应速率相等，所以，该状态下反应混合物中各组分的质量分数保持一定，不再改变。　　③“变”，化学平衡是有条件的，即“定”是相对的、暂时的，“动”则是绝对的。当改变影响化学平衡的某一个条件（如温度、压强、浓度）时，原有的化学平衡状态会被破坏，直至在新的条件下建立新的平衡状态。2、化学平衡常数　　　平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。3、影响化学平衡的条件　　（1）浓度：　　增大反应物浓度或减小生成物浓度都会使平衡向正反应方向移动。　　（2）温度：　　升高温度平衡向吸热反应方向移动，降低温度平衡向放热反应方向移动。　　（3）压强：　　对于有气体参加的反应，增大压强平衡向气体体积减小的反应方向移动，减小压强平衡向气体体积增大的反应方向移动。4、化学平衡状态的判断　　本质：υ正＝υ逆　　现象：　　（1）各组成成份的含量保持不变；　　（2）各物质浓度不随时间改变而改变；　　（3）各物质的物质的量不随时间改变而改变；　　（4）对于有气体参加，且反应前后气体体积有改变的反应，混合气体的体积或压强或气体物质的量不随时间改变而改变。对于反应：，压强不随时间改变而改变不能作为判断化学平衡状态的标志。5、化学平衡是动态平衡　　　　可逆反应在一定条件下建立平衡状态时，正反应、逆反应均未停止，只是正逆反应速率相等而已。6、化学反应速率的改变与化学平衡移动的关系　　（1）化学平衡移动的概念　　一定条件下的化学平衡（υ正＝υ逆，各组分含量保持一定）平衡破坏（υ正≠υ逆）新的条件下建立新的平衡状态（υ正′＝υ逆′）各组分含量保持新的一定。　　（2）影响化学平衡的条件①浓度　　增大反应物浓度、正逆反应速率都加快，但υ正＞υ逆，因此，平衡向正反应方向移动。②压强　　对于反应没有气体参加的可逆反应及反应前后气体体积不改变的反应，改变压强化学平衡不移动。对于反应前后气体体积有改变的反应，如：，增大压强，反应物、生成物压强都相应增大，正逆反应速率都加快，但υ正＞υ逆，平衡向正反应方向移动。③温度　　无论是吸热反应还是放热反应，升高温度反应速率都加快，达到化学平衡的时间就短，降低温度反应速率则减慢，达到化学平衡状态所需时间就长。

（一）最小公倍数法 这种方法适合常见的难度不大的化学方程式。例如，KClO3→KCl+O2↑在这个反应式中右边氧原子个数为2，左边是3，则最小公倍数为6，因此KClO3前系数应配2，O2前配3，式子变为：2KClO3→KCl+3O2↑，由于左边钾原子和氯原子数变为2个，则KCl前应配系数2，短线改为等号，标明条件即： 2KClO3==2KCl+3O2↑[编辑本段]（二）奇偶配平法 这种方法适用于化学方程式两边某一元素多次出现，并且两边的该元素原子总数有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O，此方程式配平从先出现次数最多的氧原子配起。O2内有2个氧原子，无论化学式前系数为几，氧原子总数应为偶数。故右边H2O的系数应配2（若推出其它的分子系数出现分数则可配4），由此推知C2H2前2，式子变为：2C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前系数应为4，最后配单质O2为5，把短线改为等号，写明条件即可： 2C2H2+5O2==4CO2+2H2O[编辑本段]（三）观察法配平 有时方程式中会出现一种化学式比较复杂的物质，我们可通过这个复杂的分子去推其他化学式的系数，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2，Fe3O4化学式较复杂，显然，Fe3O4中Fe来源于单质Fe，O来自于H2O，则Fe前配3，H2O前配4，则式子为：3Fe+4H2O＝Fe3O4+H2由此推出H2系数为4，写明条件，短线改为等号即可： 3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2 【注】本词条的化学方程式中,未加粗体的为下脚标. 本实验中H2O必须是气态,所以H2不上标.（四）归一法： 找到化学方程式中关键的化学式，定其化学式前计量数为1，然后根据关键化学式去配平其他化学式前的化学计量数。若出现计量数为分数，再将各计量数同乘以同一整数，化分数为整数，这种先定关键化学式计量数为1的配平方法，称为归一法。 做法：选择化学方程式中组成最复杂的化学式，设它的系数为1，再依次推断。 第一步：设NH3的系数为1 1NH3+O2——NO+H2O 第二步：反应中的N原子和H原子分别转移到NO和H2O中，由 第三步：由右端氧原子总数推O2系数 [编辑本段]（五）利用配平诗集配平 这部分诗包括六首小诗，前五首向你介绍了化学反应方程式的五种配平方法，第六首诗告诉你在实际配平过程中，如何灵活巧妙地运用这五种方法。如果你能记住并理解这六首小诗，那么你就可以自豪地说：“世界上没有一个化学反应方程式我不会配平……” 歧化反应的简捷配平法 三种价态先标记， 两者相减第三系。 若有约数需约简， 悠然观察便配齐。 说明： 1、歧化反应又称自身氧化还原反应，在歧化反应中，同一种元素的一部分原子（或离子）被氧化，另一部分原子（或离子）被还原。如： KCIO3 → KCIO4＋KCI S＋KOH → K2S＋K2SO3＋H2O 2、这首诗介绍的是歧化反应的一种简捷配平方法。用该方法配平，简捷准确，速度可谓神速！ 解释： 1、三种价态先标记：意思是说歧化反应简捷配平法的第一部是首先标记清楚反应式中不同物质分子中发生歧化反应的元素的化合价。如： S0＋KOH → K2S-2＋K2S+4O3＋H2O 2、两者相减第三系：意思是说任意两个化合价的变化值（绝对值），即为第三者的系数。 3、若有约数需约简：意思是说由第二步得到的三个系数若有公约数，则需要约分后再加到反应式中去。 根据诗意的要求分析如下： 在S和K2S中，S0 →S-2，化合价变化值为∣0-(-2)∣= 2，所以K2SO3前的系数为2。 在S和K2SO3中，S0→S+4，化合价变化值为∣0-4∣= 4，所以K2S前的系数为4。 在K2S和K2SO3中，S-2→S+4，化合价变化值为∣(-2)-4∣= 6，所以S前的系数为6。 又因为2、4、6有公约数2，所以约简为1、2、3，将约简后的系数代入反应式得： 3S＋KOH → 2K2S＋K2SO3＋H2O 4、悠然观察便配齐：意思是说将约简后的系数代入反应式后，悠然自在地观察一下就可以配平。 观察可知：右边为6个K，所以KOH前应加6，加6后左边为6个H，所以H2O前应加3，于是得到配平后的化学反应方程式： 3S＋6KOH ＝ 2K2S＋K2SO3＋3H2O 说明：说时迟，那时快，只要将这种方法掌握后，在“实战”时，仅需几秒钟便可完成配平过程。所以说“神速”是不过分的。 双水解反应简捷配平法 谁弱选谁切记清， 添加系数电荷等。 反应式中常加水， 质量守恒即配平。 说明：双水解反应，是指由一种强酸弱碱盐与另一种强碱弱酸盐作用，由于相互促进，从而使水解反应进行到底的反应。如：AI2(SO4)3和Na2CO3反应。该法的特点是可以直接写系数，可在瞬间完成配平过程。 解释： 1、谁弱选谁切记清：“谁弱选谁”的意思是说，在两种盐中要选择弱碱对应的金属离子（如AI3+是弱碱AI(OH)3对应的金属阳离子；NH4+离子是特例）和弱酸对应的酸根阴离子（如CO32-是弱酸H2CO3对应的酸根阴离子）作为添加系数（配平）的对象。 2、添加系数电何等：意思是说在选择出的对象前添加一定的系数，使弱碱对应的金属阳离子（或NH4+）的电荷数与弱酸对应的酸根阴离子的电荷数相等。 3、反应式中常加水，质量守恒即配平：意思是说在两种盐的前面加上适当的系数后，为了使质量守恒，常在反应式中加上nu2022H2O。 举例：写出AI2(SO4)3和Na2CO3两种溶液混合，发生水解反应的化学方程式。 根据诗意的要求分析如下： ⑴、根据水解原理首先写出水解产物： AI2(SO4)3＋Na2CO3 —— AI(OH)3↓＋CO2↑＋Na2SO4 ⑵、因为要“谁弱选谁”，所以应选AI3+和CO32-。 ⑶、添加系数电荷等，因为AI3+带3个正电荷，而在AI2(SO4)3中有2个AI3+，所以有6个正电荷；CO32-带2个负电荷，要使“电荷等”，则必须在CO32-前加系数3，于是得到： AI2(SO4)3＋3Na2CO3 —— 2AI(OH)3↓＋3CO2↑＋3Na2SO4 ⑷、“反应式中常加水”。因为生成物中有6个H，所以应在反应物中加上“3H2O”。这样就得到了配平好了的双水解反应方程式： AI2(SO4)3＋3Na2CO3＋3H2O ＝ 2AI(OH)3↓＋3CO2↑＋3Na2SO4 奇数配偶法 出现最多寻奇数， 再将奇数变为偶。 观察配平道理简， 二四不行再求六。 说明：这首诗介绍了用奇数配偶法配平化学反应方程式的步骤。该法的优点是能适应于各种类型的化学反应方程式的配平，而且简捷、迅速，可直接加系数。对一些有机物（特别是碳氢化合物）燃烧的化学反应方程式的配平显得特别有效。但该法不适合于反应物和生成物比较复杂的化学反应方程式的配平，在这种情况下，若用此法常常很麻烦。 解释： 1、出现最多寻奇数，再将奇数变为偶：这两句说的是奇数配偶法的第一步。“出现最多寻奇数”的意思是说在反应式中寻找在反应前后出现次数最多的元素，然后在此基础上寻找其中原子个数是奇数的一项；“再将奇数变为偶”的意思是说在找到的奇数前乘上一个偶数（一般是在分子前面加最小的偶数2）。 2、观察配平道理简，二四不行再求六：意思是说将奇数变为偶数以后即可观察配平，如果配不平，再依次试较大的偶数4，4若不行再用6，…… 例一：请配平反应式： Cu＋HNO3（浓） —— Cu(NO3)2＋NO2↑＋H2O 根据诗意的要求分析如下： 在该反应式中，Cu在反应前后出现了2次，H出现了2次，N出现了3次，O出现了4次。显而易见，氧是反应前后出现次数最多的元素，而且生成物H2O中的个数为1，是奇数，故应在H2O的前面加系数2，使奇数变为偶数： Cu＋HNO3（浓） —— Cu(NO3)2＋NO2↑＋2H2O 在H2O的前面加上2后，右边有4个H，所以应在HNO3前面加上4，左边加4后有4个N，而右边有3个N，所以应在NO2前面加上2，于是得配平了的化学反应方程式： Cu＋4HNO3（浓）＝ Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O 例二：请配平反应式： C2H6 ＋O2 —— CO2 ＋H2O 分析：观察得知氧是前后出现次数最多的元素，故在H2O前加系数2，观察后不平，然后换4，但还是不行，再换6。观察配平如下： 2C2H6＋7O2 ＝ 4CO2＋6H2O 氧化还原反应交叉配平法 升价降价各相加， 价变总数约后叉。 氧化还原未参与， 配平不要忘记它。 氧化还原分子内， 从右着手莫惧怕。 叉后前后出奇偶， 奇变偶后再交叉。 说明：这首诗介绍了用交叉配平法配平氧化还原反应方程式的步骤和应用该法时应注意的问题。对于较复杂的氧化还原反应，用该法配平则比较方便。 解释： 1、升价降价各相加：这句的意思是介绍了交叉配平法的第一步，即：首先表明升价元素和降价元素的化合价，然后将升降价数各自分别相加，这样就得出了升价元素化合价的价变总数和降价元素化合价的价变总数。 举例：请用交叉配平法配平如下反应式： FeS2＋O2 —— SO2＋Fe2O3 根据诗意的要求先表明升价元素和降价元素的化合价，于是得到： Fe+2S2-1＋O20 —— S+4O2-2＋Fe2+3O3-2 根据诗意的要求再算出升价元素和降价元素的价变总数。Fe2+→Fe3+化合价升高数为1，S-1→S+4化合价升高数为5，又因为FeS2中有2个S，所以S的升价总数为5×2=10，故升价元素（Fe和S）的价变总数为1+10=11；O0→O-2化合价降低数为2，因O2含2个O，所以降价元素O的价变总数为2×2=4。于是得到下式： 11 4 FeS2 + O2 —— SO2 + Fe2O3 2、价变总数约后叉：意思是说得出的升价元素化合价的价变总数和降价元素化合价的价变总数后，若二者有公约数，则需约简后再交叉（如二者是6和9，则约简为2和3）。言外之意，若二者为互质数，则直接交叉即可。 在这个例子中，11和4是互质数，故可以直接交叉，于是得到下式： 11 4 4FeS2 + 11O2 —— SO2 + Fe2O3 左右观察配平可得到答案： 4FeS2＋11O2 ＝ 8SO2＋2Fe2O3 3、氧化还原未参与，配平不要忘记它：意思是说若有的反应物仅部分参加了氧化还原反应，一部分未参加氧化还原反应，那么应将交叉系数再加上没有参加氧化还原反应的物质的分子个数，这样才是该物质分子前的系数。 举例：请用交叉配平法配平下列反应式： Mg＋HNO3 —— Mg(NO3)2＋NH4NO3＋H2O 根据诗意的要求分析如下： Mg的价变总数为2，N的价变总数为8，约简后为1和4，故Mg前系数是4已是无疑的，而HNO3前的系数似乎应该是1，但观察生成物中有9分子的HNO3没有参加反应，故HNO3前的系数不是1，而是1+9=10。于是可得到如下配平好了的反应方程式： 4Mg＋10HNO3 ＝ 4Mg(NO3)2＋NH4NO3＋3H2O 4、氧化还原分子内，从右着手莫惧怕：意思是说若是分子内氧化还原反应，则应该从生成物着手交叉配平。 举例：请用交叉配平法配平下列反应式： NH4NO3 —— N2＋O2＋H2O 根据诗意分析如下： 一看便知这是一个典型的分子内氧化还原反应，所以应从生成物着手交叉。N0→N-3化合价降低数-3，是N0→N+5化合价升高数是5，故N的价变总数应是∣5 + (-3) ∣ = 2，O0→O-2化合价的价变总数为4，化简交叉后。观察配平得： 2NH4NO3 ＝ 2N2＋O2＋4H2O 5、叉后前后出奇偶，奇变偶后再交叉：意思是说若交叉系数后某原子反应前后的个数出现了一奇一偶现象，则需将奇数（乘以2）变为偶数。 举例：请用交叉配平法配平下列反应式： FeS＋KMnO4＋H2SO4 —— K2SO4＋MnSO4＋Fe2(SO4)3＋H2O＋S↓ 根据诗意的要求分析如下： Fe和S的化合价升高总数为3（奇数），Mn的化合价降低总数为5，所以交叉系数是3和5，但Fe2(SO4)3中有2个Fe（偶数），K2SO4中有2个K（偶数），故应将3和5分别乘以2，变为偶数6和10，即6和10就是实际应该交叉的系数。由此得出： 10FeS＋6KMnO4＋24H2SO4 ＝ 3K2SO4＋6MnSO4＋5Fe2(SO4)3＋24H2O＋10S↓ 说明：交叉配平法在解释的时候似乎“较复杂”，但实际配平过程中，仅仅靠大脑瞬间的思维就完成了，所以只要把这首诗真正理解了，那么在实际配平中就会达到瞬间完成的效果。 万能配平法 英文字母表示数， 质电守恒方程组。 某项为一解方程， 若有分数去分母。 说明：这首诗介绍的是万能配平法的步骤。该方法的优点是：该法名副其实——万能！用它可以配平任何化学反应方程式和离子方程式。如果你把这种方法熟练掌握了，那么你就可以自豪地说：“世界上没有一个化学反应方程式我不会配平。”；该法的弱点是：对于反应物和生成物比较多的化学方程式，用该法则配平速度受到影响。但也不是绝对的，因为其速度的快慢决定于你解多元一次方程组的能力，如果解方程组的技巧掌握的较好，那么用万能配平法配平化学方程式的速度也就很理想了。 解释： 1、英文字母表示数：“数”指需要配平的分子系数。这句的意思是说万能配平法的第一步是用英文字母表示各分子式前的系数。 举例：请用万能配平法配平下列反应式： Cu＋HNO3（浓） —— Cu(NO3)2＋NO2↑＋H2O 根据诗意的要求用英文字母表示各分子前的系数，于是得到如下反应方程式： Au2022Cu＋Bu2022HNO3（浓） —— Cu2022Cu(NO3)2＋Du2022NO2↑＋Eu2022H2O……① 2、质电守恒方程组：该法的第二步是根据质量守恒定律和电荷守恒定律列多元一次方程组（若不是离子方程式，则仅根据质量守恒定律即可）。 根据诗意的要求列出下列方程组： A = C B = 2E B = 2C + D 3B = 6C + 2D + E 3、某项为一解方程：意思是说该法的第三步是令方程组中某个未知数为“1”，然后解方程组。 根据诗意的要求，我们令B = 1，代入方程组得下列方程组： A = C 1 = 2E 1 = 2C + D 3 = 6C + 2D + E 解之得：A=1/4，C=1/4，D=1/2，E=1/2 将A、B、C、D、E的数值代入反应方程式①得： 1/4Cu＋HNO3（浓） —— 1/4Cu(NO3)2＋1/2NO2↑＋1/2H2O……② 说明：在实际配平过程中，到底该令那一项为“1”，要具体问题具体分析，以解方程组简便为准。一般是令分子式比较复杂的一项的系数为“1”。 4、若有分数去分母：意思是说该法的第四步是将第三部解方程组得到的方程组的解代入化学反应方程式中，若有的系数是分数，则要在化学反应方程式两边同乘以各分母的最小公倍数。从而各分母被去掉，使分数变为整数。 根据诗意的要求将方程②两边同乘以4得： Cu＋4HNO3（浓） ＝ Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O 配平决策歌 迅速观察定类型， 歧化水解首先用。 能否奇偶再交叉， 四法技穷有万能。 说明：这首诗阐述了在实际配平时如何正确运用笔者介绍的这五种配平方法。 解释： 1、迅速观察定类型：意思是说在看到试题后，第一步是首先观察一下是属于哪一类型的反应式。 2、歧化水解首先用：意思是说若是岐化反应则首先用《歧化反应简捷配平法》，若是双水解反应则首先用《双水解反应简捷配平法》。 3、能否奇偶再交叉：意思是说既不是歧化反应，也不是双水解反应，那么再看一下反应物和生成物多少，若少则用《奇数配偶法》，若较多则用《交叉配平法》。 4、四法技穷有万能：意思是说若遇到万一的情况，即用前四种方法都解决不了，则拿出最后的绝招——《万能配平法》。 为了便于同学们掌握上述五种配平法，现提供如下几个练习题： ⑴、将FeCI3和Na2S两种溶液混合会产生什么现象？写出反应方程式，并配平。 提示：用《双水解简捷配平法》。 ⑵、配平下列反应式： KCIO3 —— KCIO4＋KCI C2H2＋O2 —— CO2＋H2O Zn＋HNO3 —— Zn(NO3)2＋NH4NO3＋H2O H2S＋HNO3 —— S＋NO＋H2O 提示：各种方法都用一下，并比较对于某个具体的反应式用哪种方法较简便。 （六）设‘N"配平（同归一法） 设反应式中包含元素最多的物质的个数为N，再一个个推导，即可配平。 例如：配平方程式KCIO3 —— KCIO4＋KCI 设KCIO4系数为N ，则KCIO3之系数为4N/3,KCl系数为N/3.最后左右乘3，配出 (4N)KClO3--------(3N)KClO4+(N)KCl→4KClO3----------3KClO4+KCl

先将最复杂的系数设定为‘1"，比如配平C2H5OH+O2→CL2+H2O。其中最复杂的就是C2H5OH，所以把这个的系数设为一，这样就得出应该有两个碳分子，于是右侧的CH2的系数就为2.接下来，因为C2H5OH的系数为一，所以左边有6个H，所以右侧的H2O的系数就应该是3。最后，因为H2O系数是3，所以右侧有3个O，因此O2的系数是一，这样就配平了。如果其他化学式的结果出现了分数，就先按分数放着。等最后配平了，再变成整数就可以了。扩展资料：常见元素化价记忆口诀：钾钠氢银正一价钙镁钡锌正二价氟氯溴碘负一价通常氧硫负二价铜有正二铝正三亚铁正二铁正三化合价，要牢记参考资料来源：百度百科-化学方程式

化学反应速率化学反应进行的快慢程度，用单位时间反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。表达式:△v(A)=△c(A)/△t单位:mol/(L·s)或mol/(L·min)影响化学反应速率的因素:温度，浓度，压强，催化剂。化学平衡:化学平衡的建立是以可逆反应为前提的。可逆反应是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应。绝大多数化学反应都具有可逆性，都可在不同程度上达到平衡。从动力学角度看，反应开始时，反应物浓度较大，产物浓度较小，所以正反应速率大于逆反应速率。随着反应的进行，反应物浓度不断减小，产物浓度不断增大，所以正反应速率不断减小，逆反应速率不断增大。当正、逆反应速率相等时，系统中各物质的浓度不再发生变化，反应达到了平衡。化学平衡的特征化学平衡状态具有逆，等，动，定，变、同等特征。逆:化学平衡研究的对象是可逆反应。等:平衡时，正逆反应速率相等，即v正=v逆。(对于同一个物质，v正=v逆数值上相等;对于不同物质，vA正:vB逆=a:b，即等于系数比)动:平衡时，反应仍在进行，是动态平衡，反应进行到了最大程度。定:达平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度保持不变，反应速率保持不变，反应物的转化率保持不变，各组分的含量保持不变。变:化学平衡跟所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件发生变化时，平衡状态就会被破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新平衡。同:对于一个确定的可逆反应，不管是从反应物开始反应，还是从生成物开始反应，抑或是从反应物和生成物同时开始，只要满足一定的条件，都能够达到相同的平衡状态。Kc等于生成物浓度以系数为次方的乘积除以反应物浓度以系数为次方的乘积。

化学反应速率反应的是化学反应进行的快慢； 化学平衡反应的是可逆反应进行的程度. 二者的联系为： 化学平衡时 同一种物质的正反应速率和逆反应速率相等； 不同物质的反应速率相反,速率比对应方程式系数比.

化学反应速率和化学平衡知识点：1、化学反应速率（v）。⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化。⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。⑶计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）。⑷影响因素：①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）。②条件因素（外因）：反应所处的条件。2、化学平衡。⑴定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。⑵化学平衡的特征：逆（研究前提是可逆反应）。等（同一物质的正逆反应速率相等）。动（动态平衡）。定（各物质的浓度与质量分数恒定）。变（条件改变，平衡发生变化）。

化学反应速率反应的是化学反应进行的快慢；化学平衡反应的是可逆反应进行的程度。二者的联系为：化学平衡时同一种物质的正反应速率和逆反应速率相等；不同物质的反应速率相反，速率比对应方程式系数比。

化学平衡是说的反应物与生成物达到平衡，其正逆反应速率相等，而化学反应速率是衡量化学反应快慢的，当正逆反应速率相等了达到了化学平衡。

首先应该明确一些概念化学反应速率是在一定条件下，反应物转变成生成物的速率。化学平衡是动态平衡，达到平衡时可逆反应的正逆反应速率相等。（a错）化学平衡移动是指因外界条件改变使可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转变的过程。影响反应速率的因素：浓度，增加反应物的浓度可以增大反应速率；温度，一般，温度升高反应速率加快；催化剂也能改变化学反应速率。正催化剂提高反应速率（bc错）催化剂只能改变反应速率而不能影响平衡。

化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。可用ΔrGm=ΣνΑμΑ=0判断，μA是反应中A物质的化学势。根据勒夏特列原理，如一个已达平衡的系统被改变，该系统会随之改变来抗衡该改变。化学平衡是—种动态平衡用可逆反应中正反应速率和逆反应速率的变化表示化学平衡的建立过程。化学平衡的本质：正反应速率等于逆反应速率。化学平衡的建立是以可逆反应为前提的。可逆反应是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应。绝大多数化学反应都具有可逆性，都可在不同程度上达到平衡。化学平衡则是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。可用ΔrGm=ΣνΑμΑ=0判断，μA是反应中A物质的化学势。根据吉布斯自由能判据，当ΔrGm=0时，反应达最大限度，处于平衡状态。根据勒夏特列原理，如一个已达平衡的系统被改变，该系统会随之改变来抗衡该改变。影响化学平衡因素影响化学平衡的因素有很多，如压强、温度、浓度等。勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。浓度影响在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，有利于正反应的进行，平衡向右移动；增加生成物的浓度或减小反应物的浓度，有利于逆反应的进行平衡向左移动。单一物质的浓度改变只是改变正反应或逆反应中一个反应的反应速率而导致正逆反应速率不相等，而导致平衡被打破。压强影响对于气体反应物和气体生成物分子数不等的可逆反应来说，当其它条件不变时，增大总压强，平衡 向 气体分子数减少即气体体积缩小的方向移动；减小总压强，平衡向气体分子数增加即气体体积增大的方向 移动。若反应前后气体总分子数（总体积）不变，则改变压强不会造成平衡的移动。压强改变通常会同时改变正,逆反应速率，对于气体总体积较大的方向影响较大，例如，正反应参与的气体为三个单位体积，逆反应参与的气体为两个单位体积，则增大压强时正反应速率提高得更多，从而使v正>v逆，即平衡向正反应方向移动；而减小压强时，则正反应速率减小得更多，平衡向逆反应方向移动。温度影响在其他条件不变时，升高反应温度，有利于吸热反应，平衡向吸热反应方向移动；降低反应温度，有利于放热反应，平衡向放热反应方向移动。与压强类似，温度的改变也是同时改变正,逆反应速率，升温总是使正,逆反应速率同时提高，降温总是使正,逆反应速率同时下降。对于吸热反应来说，升温时正,反应速率提高得更多，而造成v正>v逆的结果；降温时吸热方向的反应速率下降得也越多。与压强改变不同的是，每个化学反应都会存在一定的热效应，所以改变温度一定会使平衡移动，不会出现不移动的情况

化学反应速率，就是一种衡量反应进行快慢的物理量。 一般的定量表达式是V=ΔC/Δt 显然，这个反应速率是标量，只有大小，还是正数，没方向的，平且是平均速率。纯液体和固体的浓度是定值，不能用上述公式来计算速率。影响化学反应快慢的实质因素在物质的本性，而外界条件可以影响反应速率的大小，主要是浓度，温度，压强（有气体的反应）和催化剂。其中使得活化分子百分数增大的，只有温度和催化剂2. 平衡状态是动态平衡，V正=V逆≠0，才会使平衡混合物中各组分浓度保持不变，相对含量不变。 有色物质的颜色不变。达到平衡的标志有很多，主要从速率和量来进行判断影响平衡移动的因素 ：温度，浓度，压强（有气体的反应），用勒夏特列原理从总体上来把握。学会分析三个因素对平衡的影响。平衡的有关计算，主要方法，极限转化，差量法，书写格式--三段式，有关转化率的变化，难点等效平衡，都是重点，难点

化学反应速率和化学平衡是中学化学重要的理论内容之一，是高考的必考内容。但实行3+x高考模式后，其难度有所下降，在复习这部分内容时，要掌握有关概念和规律、化学反应速率及其影响条件、化学平衡状态的概念及其影响平衡的条件，另外还要注意一些特殊情况的把握。现将这部分主要的考点梳理一二：一．影响化学反应速率的条件对速率这部分内容，常用的一条规律是：同一化学反应的速率可以用不同的物质来表示，其数值可能不同，但意义可以一样；并且用不同物质表示的化学反应速率之比等于方程式中相应计量数之比。另外，对于可逆反应，条件改变对速率的影响总是同方向的，V正和V逆的变化是增大都增大，减小都减小，决不会一个增大一个减小。影响化学反应速率的主要因素是反应物本身的性质，但可以发生变化的是外界因素，常有如下方面：1、浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，会使单位体积所含活化分子数增多，有效碰撞次数增多，反应速率加快；减少反应物浓度，会使单位体积所含活化分子数减少，有效碰撞次数减少，反应速率减小。2、压强在其他条件不变时，对于有气体参加的化学反应，增大压强，相当于增大气体浓度，反应速率加快；减小压强，相当于减小气体浓度，反应速率减小。注意：对于参加反应的固体、液体或溶液，由于改变压强，对它们的浓度改变很小，可以认为它们的反应速率与压强无关。对于气体反应体系，有以下几种情况： （1）恒温时：增大压强体积缩小浓度增大反应速率加快。（2）恒容时：①充入气体反应物浓度增大总压增大速率加快②充入“惰气”总压增大，但各分压不变，即各物质的浓度不变，反应速率不变。（3）恒压时：充入“惰气”体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢。总之，压强改变，若引起浓度改变，速率则改变。3、温度在其他条件不变时，温度每升高10℃，化学反应速率增大到原来的2—4倍。4、使用催化剂能改变化学反应的途径，使原来难以进行的化学反应分成几步易进行的反应，从而大幅度改变了化学反应的速率。5、其他影响化学反应速率的条件光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物颗粒大小、扩散速率、溶剂、原电池反应等都会影响反应速率的变化。二．化学平衡状态的判定对于可逆反应mA(g) nB(g)＋pC(g)，在一定条件下达到平衡状态有以下十个标志：①A的分解速率与A的生成速率相等。②单位时间内生成n molB和p molC的同时，生成m molA。③A、B、C、的物质的量不再改变。④A、B、C的浓度不再改变。⑤A、B、C的百分含量（物质的量分数、体积分数、质量分数）不再改变。⑥A的转化率达到最大，且保持不变。⑦恒温、恒压、绝热的情况下，体系内温度不再改变。⑧若某一反应物或生成物有颜色，颜色稳定不变。⑨当m≠n+p时，恒容下总压强不再改变。（对于m=n+p时，p总不能作为判定依据，因为不论反应开始，还是达到平衡，体系的总压强均不改变。）⑩当m≠n+p时，混合气体的平均相对分子质量不随时间变化。（在m=n+p时，M不能作为判断依据，因为恒容条件下，总质量不变，总的物质的量不变，则M亦不变。若是全气态反应，恒容条件下，混合气体的密度p无论起始还是达到平衡，始终不变。上述十个标志实本质上可以归纳为两个基本判断依据：一是V正=V逆（①②⑦的基本依据），二是平衡混合物中各组分的相对含量保持不变（③④⑤⑥⑧⑨⑩的基本依据）。答题时要注意对于不同反应，具体问题具体分析，仔细分辨V正=V逆和百分含量保持不变不同的表达方式。 三．影响化学平衡的条件条件的改变（其他条件不变） 化学平衡的移动浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 正向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 逆向移动压强(对有气体存在的反应) 增大压强 向气体体积减少的方向移动 减小压强 向生成更多气体的方向移动温度 升高温度 向吸热方向移动 降低温度 向放热方向移动催化剂 使用催化剂 不改变平衡状态小结 改变外界条件 向削弱这种改变的方向移动四．解题方法归纳2．等效平衡的规律在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对同一可逆反应，通过不同的途径，达到化学平衡时，同种物质的百分含量相同，这样的平衡称为等效平衡，此类平衡的规律是：①、在定温、定容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数换算成同一边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。②、在定温、定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要按化学计量数换算成同一边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。③、在定温、定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。3．正确识别图象改变外界条件对化学反应速率及化学平衡的影响，可用各种图象来表示，解答图象题目的方法思路是：（1）看懂图象：一看面（即看清横坐标和纵坐标），二看线（即看线的走向、变化的趋势），三看点（即看线是否通过原点，两条线的交点及线的拐点，“先拐先平数值大”），四看要不要作辅助线（如等温线、等压线），五看定量图象中有关量的多少。（2）联想规律：即联想外界条件对化学反应速率和化学平衡的影响规律，且熟练准确。（3）作出判断：认准某些关键数据在解题中的特定作用。全面、准确地从图中找出直接或隐含的相关化学知识。 0

化学平衡状态时正逆反应速率相等.当改变外界条件,使得正反应速率大于逆反应速率时平衡正向移动,如增大反应物的浓度.当逆反应速率大于正反应速率时,平衡逆向移动.如减小反应物的浓度.当改变后正逆反应速率还相等时,平衡不移动

　　一、化学反应速率 　　1、概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示， 　　2、表示方法： 　　3、单位：mol/(L·s)；mol/(L·min) 　　4、同一化学反应用不同的物质表示时，该反应的化学反应速率可能不同。化学计量数之比等于对应物质的化学反应速率之比。 　　例： 　　ν(A):ν(B):ν(C):ν(D) = 2 ：3 ：1 ：4 　　5、起始浓度不一定按比例，但是转化浓度一定按比例。 　　6、固体和纯液体的浓度视为常数（保持不变），因此，它们的化学反应速率也视为常数。 　　题型一：根据化学计量数之比，计算反应速率 　　【例1】反应4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g)在10L密闭容器中进行，半分钟后，水蒸气的物质的量增加了0.45mol，则此反应的平均速率v(X)（反应物的消耗速率或产物的生成速率）可表示为（ ） 　　A．v(NH3)?0.010mol/(L?s) B．v(O2)?0.001mol/(L?s) 　　C．v(NO)?0.001mol/(L?s) D．v(H2O)?0.045mol/(L?s) 　　【点拨】正确答案是C。 　　【规律总结】遇到这一类题目，一定要充分利用化学反应中各物质的反应速率之比等于它们的化学计量数之比这一规律进行计算。 　　题型二：以图象形式给出条件，计算反应速率 　　【例2】某温度时，在2L容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间变化的曲线如图所示。由图中数据分析：该反应的化学方程式为_________________。反应开始至2min，用Z表示的平均反应速率为____________。 　　【点拨】由图可知，X、Y的物质的量随反应的进行而减小，Z的物质的量随反应的进行而增大，则X和Y为反应物，Z为生成物。 　　∵?n(X)?1.0mol?0.7mol?0.3mol 　　?n(Y)?1.0mol?0.9mol?0.1mol 　　?n(Z)?0.2mol?0mol?0.2mol 　　∴反应方程式为：3X+Y＝2Z。 　　v(Z)?0.2mol?2L 　　2min?0.05mol/(L?min) 　　二、影响化学反应速率的因素 　　1．内因： 　　反应物本身的性质(如：硫在空气中和在氧气中燃烧的速率明显不同)。 　　2．外因： 　　(1)浓度：浓度大，分子之间碰撞机会增大，发生化学反应的几率加大，化学反应速率就快；因此，化学反应速率与浓度有密切的关系，浓度越大，化学反应速率越快。增大反应物的浓度，正反应速率加快。 　　(2)温度：温度越高，反应速率越快(正逆反应速率都加快)。 　　(3)压强：对于有气体参与的化学反应，反应体系的压强增大，反应速率增大(正逆反应速率都增大)。 　　说明： 　　压强的改变是通过改变反应体系的浓度起作用的，如：①缩小或增大反应体系的容积；②保持容积不变时向反应体系中加入反应物或减少反应物等。但：若保持体系容积不变，向反应体系加入惰性气体时化学反应速率不变。 　　(4)催化剂：改变化学反应速率(对于可逆反应使用催化剂可以同等程度地改变正逆反应速率)。 　　【例3】把下列四种X溶液分别加入四个盛有10mL 2mol/L盐酸的烧杯中，均加水稀释到50mL，此时，X和盐酸缓慢地进行反应，其中反应最快的是（ ） 　　A．10℃20mL 3mol/L的X溶液B．20℃30mL 2mol/L的X溶液 　　C．20℃10mL 4mol/L的X溶液D．10℃10mL 2mol/L的X溶液 　　本题若没有看清楚题目实质，仅仅从选项的表面看X浓度的大小及反应温度的高低来判断反应速率的快慢，则会错选C。B的反应速率最快 　　三、化学平衡的概念 　　一定条件下的可逆反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态叫做化学平衡状态。 　　可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动。 　　要从以下几个方面理解化学平衡： 　　1、逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。 　　2、等：处于密闭体系的可逆反应，化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等，即v(正)＝v(逆)≠0。这是可逆反应达到平衡状态的本质。 　　3、定：当一定条件下可逆反应一旦达到平衡(可逆反应进行到最大程度)状态时，在平衡体系的混合物中，各组分的含量(即反应物与生成物的物质的量、物质的量浓度、质量分数、体积分数等)保持不变(即不随时间的改变而改变)。这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要特征。 　　4、动：指化学反应达化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，且正反应速率等于逆反应速率，所以化学平衡状态是动态平衡状态。 　　5、变：任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的(与浓度、压强、温度等有关)，而与达到平衡的过程无关(化学平衡状态既可从正反应方向开始而达到平衡，也可以从逆反应方向开始而达到平衡)。当外界条件变化时，原来的化学平衡被打破，在新的条件下建立 　　起新的化学平衡。 　　6、径：化学平衡状态的建立与途径无关。无论从正反应、还是从逆反应方向建立，只要条件相同均能达到同一平衡状态（等效平衡）。 　　四、平衡标志： 　　1、如何理解V(正)＝V(逆) 　　例如，一定条件下，可逆反应N2＋3H2 　　率可以用N2或H2或NH3来表示： 　　（1）单位时间内，有1molN2反应掉，同时有1molN2生成 　　（2）单位时间内，有3molH2反应掉，同时有2molNH3反应掉 　　（3）单位时间内，有1molN2生成，同时有2molNH3生成 　　以上均表示V(正)＝V(逆) 　　2、判断化学平衡状态的标志： 　　(1)任何情况下均可作为标志的： 　　①υ正＝υ逆(同一种物质)； 　　②某反应物的消耗(或生成)速率：某生成物的消耗(或生成)速率＝化学计量数之比；③各组分含量(百分含量、物质的量、质量等)不随时间变化。 　　(2)在一定条件下可作为标志的： 　　①对于有色物质参加或生成的可逆反应，颜色不再变化； 　　②对于有气态物质参加或生成的可逆反应，若反应前后气体的物质的量变化不为0，恒温恒容，混合气体平均相对分子质量M和总压p不变； 　　③对于绝热体系，体系的温度不变。 　　(3)不能作为判断标志的： 　　①各物质的物质的量或浓度变化或反应速率之比＝化学计量数之比； 　　②对于有气态物质参加或生成的可逆反应，若反应前后气体的物质的量变化为0，恒温恒容，混合气体平均相对分子质量M和总压p不变。 　　2N3，对该可逆反应，表示正、逆反应速 　　H2(g)+I2(g)已达平衡状态的是 ： 【例4】下列方法中可以证明2HI(g) 　　①单位时间内生成n mol H2的同时生成n mol HI 　　②一个H－H键断裂的同时有两个H－I键断裂 　　③百分组成HI%=I2% 　　④反应速率V(H2)=V(I2)=1/2V(HI)时 　　⑤〔HI〕∶〔H2〕∶〔I2〕=2∶2∶1时 　　⑥温度和体积一定时，某一生成物的浓度不再变化 　　⑦温度和体积一定时，容器内压强不再变化 　　⑧条件一定时，混合气体的平均相对分子质量不在变化 　　⑨温度和体积一定时，混合气体颜色不再变化 　　⑩温度和压强一定时，混合气体密度不再变化 　　解析：①不能证明V正 =V逆错误。 　　②表明V正=V逆，正确。 　　③百分组成表明的是浓度，只能说不变，不能说相等，错误。 　　④不能表明正逆反应速率相等，错误。 　　⑤浓度应说不变，不能说相等，错误。 　　⑥浓度不变说明已达平衡，正确。 　　⑦此反应前后体积相等，温度和体积一定时，压强不变时，某组分的浓度可能变化，错误。 　　⑧此反应前后体积相等，质量守恒，相对分子质量不变，不能表明平衡 　　⑨混合气体颜色不变，浓度不变，证明已达平衡 　　⑩反应前后体积相等，温度和压强一定时，体积不变，质量守恒，密度不变不能说明已达平衡。 　　答案：②⑥⑨ 　　在上述⑥－⑩的说法中能说明2NO2 　　答案：⑥⑦⑧⑨⑩ 　　N2O4 达到平衡状态是 ： 　　五、化学平衡的有关计算 　　1．基本公式： 　　①m＝ρV；②m＝nM；③气体方程：pV＝nRT。（其中：m为质量，V为体积，ρ为密度，n为物质的量，M为摩尔质量，p为气体的压强，T为绝对温度，R为常数） 　　导出公式：pM＝ρRT 　　转化率（只针对反应物而言）： 　　反应物的.转化率＝反应物转化的物质的量（或体积、浓度）/反应物起始的物质的量（或体积、浓度）×100% 　　2．化学平衡常数： 　　对于可逆反应mA(g)+nB(g) 　　达式： 　　注意：①纯固体或纯液体的浓度为一定值，不列入平衡常数的表达式中。 　　②任何一个平衡常数表达式必须和具体的化学反应方程式相匹配。对于同一化学反应，由于方程式书写形式不同，其平衡常数表达式也会相应改变。不同书写形式的平衡常数，虽然数值不同，但实际含义相同。 　　K值的意义：表示可逆反应的限度，K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率就越小。一般认为K＞105时，该反应进行得基本完全。 　　影响K值的外界因素只有温度，与反应物或生成物的浓度变化无关。 　　通常使用三行式法（起始、转化、平衡）进行有关转化率与平衡常数的计算。 　　(1)化学平衡计算的基本方法是“始”、“变”、“平”三段分析法。如： 　　起始ab0 0 pC(g)+qD(g)，在一定温度下达到平衡，其平衡常数的表 　　变化 —x 　　平衡 a—x 　　说明： 　　a、b表示反应物的物质的量或反应物的浓度或同温同压下气体的体积 　　(2)化学平衡计算中用到的基本关系与定律： 　　①各物质变化浓度之比＝方程式中的化学计量数之比； 　　②反应物转化率＝其消耗浓度与起始浓度之比； 　　③平衡时某组分体积分数＝该组分在平衡混合物中的物质的量的分数； 　　④阿伏加德罗定律及其推论。 　　(3)同一物质参与两个化学平衡的计算： 　　要利用“同一物质”在反应②中的起始浓度＝反应①中的平衡浓度的关系，进行两次三段分析或逆向推算。

化学反应速率，就是一种衡量反应进行快慢的物理量。一般的定量表达式是V=ΔC/Δt显然，这个反应速率是标量，只有大小，还是正数，没方向的，平且是平均速率。纯液体和固体的浓度是定值，不能用上述公式来计算速率。影响化学反应快慢的实质因素在物质的本性，而外界条件可以影响反应速率的大小，主要是浓度，温度，压强（有气体的反应）和催化剂。其中使得活化分子百分数增大的，只有温度和催化剂2.平衡状态是动态平衡，V正=V逆≠0，才会使平衡混合物中各组分浓度保持不变，相对含量不变。有色物质的颜色不变。达到平衡的标志有很多，主要从速率和量来进行判断影响平衡移动的因素：温度，浓度，压强（有气体的反应），用勒夏特列原理从总体上来把握。学会分析三个因素对平衡的影响。平衡的有关计算，主要方法，极限转化，差量法，书写格式--三段式，有关转化率的变化，难点等效平衡，都是重点，难点

化学反应中速率反应指的是化学反应进行的快慢；而化学平衡反应指的是可逆反应进行的程度.二者的联系为：化学平衡时同一种物质的正反应速率和逆反应速率相等；不同物质的反应速率相反,速率比对应方程式系数比.

没有关系，有些物质间化学反应程度很低，貌似很容易达到化学平衡，但是由于反应速率很低，事实上需要很长时间达到平衡。有些物质间化学反应程度很高，但是如果反应速率高，可以迅速达到化学平衡。当然也有些反应程度低，速度快，很快达到平衡。这根本上是两回事

这两个应该没有必然的关系，但是化学平衡移动的速率可以来判断化学反应是否移动了。当正方向的反应速率大于逆方向的反应速率的就向正向移动，反之就向逆向移动。当两者相等时就达到了平衡。

我是高中化学老师，简单的告诉你，希望你能看到。化学平衡常数是研究平衡时那一刻的一个数据，表示的反应达到平衡时的反应程度；而反应速率是研究某一段时间反应进行的快慢。这两个没有关系。考试中一般是问化学平衡常数变大或者变小，该反应的平衡如何移动。若化学平衡常数变大，证明生成物多了，反应物少了（这个可以根据公式开出来），平衡向正反应方向移动的。若变下，则向逆反应方向移动。反应速率的改变你就该考虑影响速率变化的因素了，有压强，温度，反应物的浓度，催化剂，接触面积。希望对你有帮助。

其实这种是改变了化学反应的压强。 对于气体反应物和气体生成物分子数不等的可逆反应来说，当其它条件不变时，增大总压强，平衡 向 气体分子数减少即气体体积缩小的方向移动；减小总压强，平衡向气体分子数增加即气体体积增大的方向 移动。若反应前后气体总分子数（总体积）不变，则改变压强不会造成平衡的移动。压强改变通常会同时改变正逆反应速率，对于气体总体积较大的方向影响较大，例如，正反应参与的气体为3体积，逆反应参与的气体为2体积，则增大压强时正反应速率提高得更多，从而是v正>v逆，即平衡向正反应方向移动；而减小压强时，则正反应速率减小得更多，平衡向逆反应方向移动。

化学平衡的实质是正逆反应速率相等，即必须“一正一逆”，这里的v 正 与v 逆 相等还要是对同一种物质而言的，如果是不同种物质来表示必须转换成同一物质速率相等才能判断， 故答案为：这里的v 正 与v 逆 相等是对同一种物质而言的，不同的两种物质则必须是一个为正反应速率，另一个为逆反应速率且二者之比等于化学计量数之比．

不一定。化学反应平衡是否移动主要看正反应速度与逆反应速度的对比情况，正反应速度大于逆反应速度时平衡正向移动，反之则逆向。以下情况速度变了不移动：加正催化剂使正逆反应速度都加快且加快程度相同，加副催化剂、等压强缩放体积、化学反应式中反应物气体与生成物气体系数相等时缩放体积等等平衡不动。

一般而言，速率快的先达到平衡，至少多数情况如此。中学化学：物质的量或浓度或含量对时间的图中，确实是先拐先平。斜率大的速率快，若在不同温度下进行，则是斜率大的温度高，若是在不同压强下的气体反应，斜率大的压强大。你说的可能性不能排除，就像汽车与行人谁先到达目的地，如果两者的目的地不同，就无法比较。同理速率快的，但转化率很高，速率慢的转化率很低，谁先平衡还真不好说。特例总是有的，至少理论上存在这种可能。但中学化学不必想这么复杂了。

化学反应限度就是研究可逆反应所能达到的最大程度。化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。可逆反应　　可逆反应：在同一反应条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的化学反应。说明　　（1）绝大多数反应都有一定的可逆性。一个反应是可逆反应的必需条件：在同一反应条件下进行。 　　（2）可逆反应在一定条件下进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物与生成物的浓度不再发生变化，单位时间内生成的该物质的量与消耗的该物质的量相等，反应达到化学平衡状态。 　　（3)化学平衡是一种动态平衡。在化学平衡状态下化学反应仍进行，但是反应混合物的组成保持一致，当反应条件改变时，原化学平衡状态被破坏，一段时间后会达到新的平衡。 　　（4）若一个反应是放热反应，则其可逆反应就是吸热反应化学反应达到限度的判断　　1.v正=v逆 　　2.体系中各组分的物质的量浓度或体积分数、物质的量分数保持不变。 　　3.全是气体参加的、前后化学计量数改变的可逆反应，压强、平均相对分子量保持不变。 　　4.对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应，颜色不随事件发生变化 　　5.对于同一物质而言，断裂化学键的物质的量与形成化学键的物质的量相等

不管反应进行到什么程度，反应速率之比一定等于化学计量数之比的！所以，只有当正逆反应速率之比等于化学计量数之比时，才能说明反应达到平衡。例如：2SO2+O2<=>2SO3 中有2molSO2发生反应时，必有1molO2消耗、2molSO3生成（无法说明是否平衡）。只有当有2molSO2发生反应、同时由2molSO2生成（或1molO2生成、2molSO3消耗）时，才能说明正逆反应速率相等，达到平衡。

A．正逆反应速率都变化但仍相等，则平衡不移动，故A错误；B．如反应前后气体的体积不变，增大压强，平衡也不移动，故B错误；C．反应进行程度大小，与反应速率没有关系，故C错误；D．化学平衡发生移动时，正逆反应速率不等，一定发生变化，故D正确；故选：D．

化学反应速率以单位时间内的物质的量浓度变化来表示，用浓度变化除以相应的时间段。答案和过程见图片吧。

能计算的反应速率就一定是平均反应速率.与物理上的速度相似,速度有平均速度（即一段时间内的平均速度）和瞬时速度（某一时刻的速度）,化学反应速率也有平均速率和即时速率,计算速率只能求出一段时间内的平均速率,用某物质的物质的量浓度的变化值除以时间.即时速率在学习化学平衡时可以用上,研究建立平衡过程中正、逆反应的速率变化,即用即时速率.

对于反应aA+bB——>cC+dD，反应物的初始浓度为C0,当达到平衡时，反应物的最终浓度为C，所经历的时间为t，那么该反应的反应速率就是对于A为（CA0-C)/t,单位一般是mol/min，对于B速率就是用A的速率和A与B的系数比来计算

一、化学反应速率的概念及表示方法例如：化学反应　 　 速率快慢（定性描述）爆炸反应和燃烧反应　 反应速率极快酸碱溶液的中和反应　 反应速率快多数有机反应　 　反应速率慢石油的形成　 　 反应速率极慢化学反应的速率有快有慢，像石油和煤的形成需要上百万年，而燃烧、中和反应等在瞬间就可以完成。1．化学反应速率的概念及表示方法化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的。通常是用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位：mol/(L·s)或mol·(L·s)，mol/(L·min)或mol·(L·min)反应速率的表达式为：v= △c/△tv反应物= △c(反应物的浓度变化)/△tv生成物= △c(生成物的浓度变化)/△t△t为反应时间2．化学反应中的反应速率与化学计量数的关系在反应2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O中，反应前后溶液的体积保持1 L不变，反应前NaOH和浓硫酸的物质的量均为2 mol，经过2 s后有0.4mol Na2SO4生成，求用不同反应物和生成物表示的反应速率，并指出其反应速率间的关系有什么规律。分析：2NaOH　 +　 H2SO4　 ===　 Na2SO4　 +2H2O起始：　2mol　2mol　 　0转化：　0.8mol　 0.4mol　0.4mol浓度变化：　0.8mol/L　 0.4mol/L　 0.4mol/L反应速率：　0.4mol/(L·s)　 0.2mol/(L·s)　 0.2mol/(L·s)速率之比： v(NaOH)∶v(H2SO4)∶v(Na2SO4)=2∶1∶1化学计量数之比：NaOH∶H2SO4∶Na2SO4=2∶1∶1结论：化学反应中各物质的反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。因为化学反应中各物质的量改变值之比等于该化学方程式的系数之比，而在反应体系中各物质在同一容器中，在相同时间内发生反应，故各物质的反应速率之比总是等于化学方程式的系数比。即：mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g)v(A)∶v(B) ∶v(C) ∶v(D)=m∶n∶p∶q【注意】①速率的数值没有负值，均为正值。②对同一反应，选用不同物质的浓度变化来表示反应速率时，数值可能不同，化学计量数相同时，反应速率相同，化学计量数不同则反应速率不同，因此必须标明物质名称。例如，反应2N2O5=4NO2+O2,可以用v(N2O5)、v(NO2)或v(O2)来表示。反应时各反应物和生成物的浓度有一定的比，所以只需要选用任一物质的浓度的变化来表示，因为各种物质表示的反应速率之比等于化学方程式中各物质的计量系数之比，例如：v(NO2)=2v(N2O5)。③在反应时反应物和生成物的浓度都在不断变化，反应速率也随着改变，所以必须指明某一时刻的速率才有意义，这叫瞬时速率，通常所指的反应速率是一段时间内的平均速率，而不是某一时刻的瞬时速率，二者应加以区别。④对于可逆反应通常所指的反应速率也是某一物质的正反应速率，而该物质的逆反应速率等于单位时间内该反应物浓度的增加或该生成物浓度的减少。⑤在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量多少无关。通常是通过增加该反应物的表面积（如粉碎成小颗粒）、充分搅拌、振荡等来加快反应速率。二、影响化学反应速率的因素比较下列物质与氢气反应的速率 物 质 F2 Cl2 O2 N2 　　内 因 分子活泼性 最活泼 很活泼 活泼 不活泼 外 因 通常条件下 极快 缓慢 不反应 不反应 反应需要条件 任何条件 光照或点燃 点燃 高温、高压、催化剂 　　【小结】1．浓度对化学反应速率的影响实验2-2：浓度对化学反应速率的影响实验目的：探究反应物的浓度对化学反应速率的影响。实验原理：CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2O。实验用品：大理石、1mol/L盐酸、0.1mol/L盐酸、试管、镊子、试管夹、酒精灯等。实验操作：①将颗粒大小相同的两份大理石分别装入试管中，再分别加入10mL 1mol/L盐酸和10mL 0.1mol/L盐酸，观察现象。②给加入0.1mol/L盐酸的试管微热，观察现象。实验现象：两支试管都产生气泡，但加入1mol/L盐酸的试管中有大量气泡产生，而加入0.1mol/L盐酸的试管中气泡产生的却很慢。微热后加入0.1mol/L盐酸的试管里气泡的产生有所加快。实验结论：在化学反应CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2O中，盐酸浓度较大，化学反应速率也较大；盐酸浓度较小，化学反应速率也较小。【注意】①两份大理石要体积大小相同，且是同种大理石，否则无可比性。②盐酸的浓度不宜过大也不宜过小，且两份盐酸有较大的浓度差别，否则无可比性。碰撞理论：把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞，把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。a．碰撞理论认为：发生化学反应必先有分子碰撞，但不是每次碰撞都能引起反应。例如：在500℃、101kPa的条件下，浓度为10mol/L的HI气体中，分子间相互碰撞次数高达每秒3.5×10次之多，但在单位时间内有效碰撞次数却少得很，因此HI分子要分解成H2分子和I2分子，不会瞬时完成。b．活化分子的碰撞不一定都是有效碰撞，反应物分子间发生有效碰撞，必须同时满足两个条件：一是反应物分子必须有足够的能量，即达到活化分子具有的最低能量；二是反应物分子必须按一定取向互相碰撞，即“碰撞得法”，才能引起旧键断裂，新键形成。前者是能量因素，后者是空间因素。活化分子比普通分子具有更高的能量，在碰撞时有可能克服原子间的相互作用而使旧键断裂。但活化分子碰撞时，也不是每一次都能起反应的，还必须在有合适的取向时的碰撞才能使旧键断裂。例如，HI分子的分解反应2HI H2+I2可能有以下几种碰撞，如图所示。在Ⅰ中，HI分子没有足够的能量，因此碰撞过轻，两个分子又彼此弹离；在Ⅱ中，由于碰撞没有合适的取向，因此两个分子也彼此弹离；在Ⅲ中，分子具有足够的能量且碰撞的取向合适，成为活化分子的有效碰撞，因此导致H—I键的断裂及H—H键和I—I键的形成，即HI发生分解反应，生成H2和I2。规律：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的，反应物浓度增大→活化分子数增多→有效碰撞增多→反应速率增大。因此，增大反应物的浓度可以增大化学反应速率。注意：①化学反应速率与浓度有关，而与物质的总量无关。②对不溶的固态物质或纯液体，其浓度是不变的，所以反应速率与接触表面积有关。在考虑浓度对反应速率的影响时，它们的量的多少对反应速率的影响可以忽略。[思考题]实验室制氯气时，为什么要用浓盐酸，而不能用稀盐酸？2．压强对化学反应速率的影响根据气态方程pV=nRT，对气态反应来说，当温度一定时，一定量气体的体积与其所受压强成反比，如果气体的压强增大到原来的2倍，气体的体积就缩小到原来的 ，单位体积内的分子数就增大到原来的2倍，如图所示。所以，增大压强，就是增加单位体积里反应物的物质的量，即增大反应物的浓度，因而可以增大化学反应速率。相反，减小压强，气体的体积就扩大，浓度减小，因而化学反应速率也减小。规律：对于气态反应或有气体物质参加的反应，增大压强可以增大化学反应速率；反之，减小压强则可以减小化学反应速率。说明①对于气态物质来说，压强对反应速率的影响就是浓度对反应速率的影响。改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度改变，通常所指改变压强即是指改变气体的体积。所以，在讨论压强对反应速率的影响时，应区分引起压强改变的原因。对于气体反应体系，有以下几种情况：a．恒温时：增加压强 体积缩小 浓度增大 反应速率加快b．恒容时：充入气体反应物总压增大 浓度增大 反应速率加快充入稀有气体总压增大，但各物质浓度不变，反应速率不变c．恒压时：充入稀有气体 体积增大 各反应物浓度减小 反应速率减慢②反应物都是固体、液体时，由于改变压强对它们的体积改变很小，因而对它们的浓度改变很小，可以认为压强与它们的反应速率无关。③加压一定会使气体反应速率加快，但有的气体反应在压强不同时，会生成不同的产物，加压不一定有利于加快该反应的速率，而可能加快了其他反应的速率。[思考与讨论]为什么实验室通常很少用加压的手段来加快气体反应速率？因为加压的设备和操作比较复杂。工业实际生产中，由于加压对生产设备要求高，因此，如果不是提高反应程度的需要，一般尽量不采取加压的方法增大反应速率。通常只有在其他条件均不能达到目的的情况下，才采取加压措施。例如，接触法制硫酸工业中，SO2+O2→SO3反应，在常温下，SO2的转化率高于90%，因此不需要加压，而是通过加热和加催化剂来增大反应速率。而N2+H2→NH3的反应，在其他条件都采取的情况下，反应物的转化率也达不到要求，所以加压是必要的。3．温度对化学反应速率的影响实验：温度对化学反应速率的影响实验目的：探究温度对化学反应速率的影响实验原理：Na2S2O3+H2SO4=S↓+SO2↑+Na2SO4+H2OS2O +2H=S↓+ SO2↑+H2O实验操作：用三个洁净的小烧杯，编号为1、2、3在小烧杯的底部贴上写有黑色“S”字的小纸条，并按下表规定的用量分别加入Na2S2O3溶液和蒸馏水，摇匀，在室温条件下，向1号烧杯中加入2mL H2SO4溶液，并记录时间，到溶液出现浑浊现象，使烧杯底部的“S”字看不见时，停止记时，再把另两个烧杯分别放入盛有热水、沸水的大烧杯中保持一会儿，然后分别加入2mL H2SO4溶液，并开始记录时间，到溶液出现浑浊现象，使烧杯底部的“S”字看不见时，停止记时，将记录的时间分别填入下表。 编号 加Na2S2O3溶液的体积/mL 加H2O的体积/mL 加H2SO4的体积/mL 温度/℃ 出现浑浊所需时间/s 1 5 5 2 室温 　　2 5 5 2 热水浴 　　3 5 5 2 沸水浴 　　实验现象：三个烧杯中出现浑浊所需时间的长短关系为：1>2>3。实验结论：在其他条件相同时，升高温度能加快化学反应速率，降低温度能减慢化学反应速率。【注意】①热水浴的水温在50℃～60℃的范围内为宜。②放入热水和沸水中的烧杯，要保持一会儿后再分别加入2mL H2SO4，目的是使小烧杯内液体的温度和大烧杯内液体的温度达到一致。③三组实验中要用同浓度的Na2S2O3溶液和H2SO4，且要按照表中所规定的比例取用Na2S2O3溶液、水和H2SO4的体积，并保持总体积相同。④三个“S”字的清晰度要相同。⑤对三个烧杯内的混合溶液搅拌的程度、时间要相同。⑥计时器（秒表）在使用前要先进行检验、校对，保证其灵敏、准确。⑦对三个烧杯内反应记时的起始点和终止点要相同。在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，因而使化学反应速率增大。当然，由于温度升高，会使分子的运动加快，这样单位时间里反应物分子间的碰撞次数增加，反应也会相应地加快，但这不是反应加快的主要原因，而前者是反应加快的主要原因。规律：升高温度可以加快化学反应速率，温度越高化学反应速率越大；降低温度可以减慢化学反应速率，温度越低化学反应速率越小。经过多次实验测得，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大到原来的2～4倍。4．催化剂对化学反应速率的影响实验：催化剂对化学反应速率的影响实验目的：探究催化剂对化学反应速率的影响。实验原理：2H2O2 2H2O+O2↑实验用品：5% H2O2溶液、洗涤剂、MnO2粉末、试管、药匙等。实验操作：①在两支试管里分别加5mL质量分数为5%的H2O2溶液和3滴洗涤剂；②向其中一支试管中加少量MnO2粉末，观察反应现象。实验现象：在盛有H2O2的试管中加入MnO2粉末时，立即有大量气泡产生，而在没有加入MnO2粉末的试管中只有少量气泡出现。实验结论：在其他条件相同时，加入催化剂能改变化学反应速率。【注意】①在MnO2的催化作用下，H2O2的分解反应非常剧烈，故加入试管中的H2O2不宜过多，否则产生的氧气太多、太急，不易控制。催化剂用量要少，试管不可太小，以防止反应过分剧烈而使反应物冲出试管。②由于H2O2分解时反应剧烈，如果有有机物杂质存在时，可能会引起爆炸，故所用MnO2应该预先进行灼烧以除去其中的有机物杂质。H2O2溶液不要太浓，以5%为宜，以免发生危险。催化剂能够改变化学反应速率的原因，是它能够降低反应所需要的能量，这样就会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数，从而成千成万倍地增大化学反应速率。规律：对于某些化学反应，使用催化剂可以加快化学反应速率。由于催化剂能成千成万倍地增大化学反应速率，因此，催化剂在现代化工业生产中占有极为重要的地位。据初步统计，约有85%的化学反应需要使用催化剂，有很多反应还必须靠使用性能优良的催化剂才能进行。寻找优良的催化剂是一项意义重大的科学研究，许多科学家为此而奋斗终身，才创造了今天高度的物质文明。有多位科学家因研究发现了重要的催化剂而荣获诺贝尔奖。化学之所以成为二十世纪的中心科学，主要归功于催化化学的高速发展，催化化学仍是今后值得我们们去发展的重点学科。说明：“改变”的含义是增大或减小。催化剂能增大或减小化学反应的速率。能增大化学反应速率的叫正催化剂，能减小化学反应速率的叫负催化剂。由于负催化剂很少，在中学化学里并不涉及，所以一般催化剂都是指正催化剂。【小结】影响化学反应速率的外部条件。①浓度：其他条件不变时，增加反应物浓度可以增大化学反应速率，浓度越大化学反应速率越大；减小反应物的浓度可以减小化学反应速率，浓度越小化学反应速率越小。原因是物质的浓度的变化使单位体积里活化的分子数发生变化，分子有效碰撞的几率发生了变化。②压强：对于有气体参加的化学反应，当其他条件一定时，增大压强，增大化学反应速率，压强越大化学反应速率越大；减小压强，减小化学反应速率，压强越小化学反应速率越小。原因是气态物质浓度的变化通常随压强的变化而变化。③温度：升高温度，可以加快化学反应速率，温度越高化学反应速率越大；降低温度可以降低化学反应速率，温度越低化学反应速率越小。原因是升高温度使一些普通分子吸收能量变为活化分子；降低温度使一些活化分子释放能量变为普通分子。④催化剂：对于某些化学反应，使用催化剂可以加快化学反应速率。原因是催化剂降低了反应需要的能量，使一些普通分子成为活化分子。⑤各条件对化学反应速率的影响大小是：催化剂>温度>浓度=压强。各种影响都有其局限性，要针对具体反应具体分析。⑥对化学反应速率的影响除以上四点外，还有光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物颗粒大小、扩散速率、溶剂等等会对化学反应速率产生影响。

此题要注意的是3点1、物质的状态，若是固体，则增加，不影响平衡2、前后的系数3、反应（1）比较特别，反应物和生成物都只有1个，类似的就是2NO2 <=> N2O4，所以不论增加哪个物质，结果就是加压。①A（g）=B(g) 增加A，要看A、B的系数，向气体体积减小的方向移动就是上面提到的，2NO2 <=> N2O4，不论增加NO2还是N2O4，平衡都正向移动②A（g）=B(g) +C(s) 增加A，平衡正向移动 ③A（g）=B(g) +C(g) 增加A，最终的平衡逆向动④A（g）+B(g)= C(g) 增加A，平衡正向动 ⑤A（g）+B(s)=C（g) 增加A，平衡正向动增加B，平衡不动

化学平衡移动的过程中，正反应速率和逆反应速率都会从一瞬时变化的值（因为改变了某一条件）逐渐变化至正反应速率与逆反应速率相等（即反应达到平衡状态） 在生成物是液体或气体时，生成物的浓度会发生变化。

化学平衡状态的特点：化学平衡状态具有逆，等，动，定，变、同六大特征。逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。等：平衡时，正、逆反应速率相等，即v正=v逆。动：平衡时，反应仍在进行，是动态平衡，反应进行到了最大限度。定：达到平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度保持不变，反应速率保持不变，反应物的转化率保持不变，各组分的含量保持不变。变：化学平衡跟所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件发生变化时，平衡状态就会被破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新平衡，即化学平衡发生了移动。同：一定条件下化学平衡状态的建立与反应的途径无关。即无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，或是从任一中间状态开始建立，只要外界条件相同，达到平衡时的效果都相同。化学平衡状态的条件：在一定条件下，当一个可逆反应的正反应速率与逆反应速率相等时，反应物的浓度与生成物的浓度不再改变，达到一种表面静止的状态，即"化学平衡状态".其中，正反应速率与逆反应速率相等是化学平衡状态的实质，而反应物的浓度与生成物的浓度不再改变是化学平衡状态的表现。正反应速率与逆反应速率是针对同一可逆反应而言，正与反只是相对而言，不是绝对概念。

你要了解本质是什麽！先明白这个！你就会了！一、化学反应速率1．化学反应速率（以v表示）的表示方法 常用单位时间（以△t表示）内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加（以△c表示）来表示。 单位：mol·L－1·min－1或mol ·L－1·S－1说明： ①反应速率为正值，是反应某一段时间间隔内的平均反应速率。 ②要防止错误地用单位时间内物质（反应物，生成物）的物质的量或质量的变化来计算化学反应速率。③在一个化学反应中，各物质的起始浓度、反应一定时间后的浓度和浓度的变化三个量中，只有浓度的变化一定符合它们在化学方程式中的计量系数关系。④同一个化学反应的速率，可选用其中任何一种物质来表示，其数值可能相同，也可能不相同，但都是该反应的速率，且各物质表示的速率比等于它们在化学方程式中的计量系数比。例如反应aA + bB → gG + hH， = a∶b∶g∶h或 因此，只要已知一种物质表示的反应速率，就可以求出其它物体表示的反应速率。2．影响化学反应速率的因素①在相同的条件下，不同化学反应的反应速率，取决于反应物的结构和性质。例如将表面积大小相同的镁片和铁片分别投入等体积等浓度的盐酸里，可以观察到镁跟盐酸反应的速率比铁跟盐酸反应的速率快，这是由于镁的还原性比铁的还原性强缘故。②同一个化学反应在不同条件下，反应速率不同。影响反应速率的外界因素主要有以下几点：Ⅰ浓度：当其它条件不变时，增加反应物的浓度，可以增大反应的速率；减少反应物的浓度，可以减小反应的速率。对于固体和纯液体物质，它们的“浓度”可视为常数。因此上述“反应物”系指气体物质或溶液。Ⅱ压强：当其它条件不变时，对有气体参加的反应，增大压强（气体体积缩小，使反应物的浓度增大），可以增大反应的速率；减小压强（气体体积增大，使反应物的浓度减小），可以减小反应的速率。 对于无气体（只有固体、液体或溶液）物质的化学反应，压强与其反应速率无关。Ⅲ 温度：当其它条件不变时，升高温度，可以增大反应的速率；降低温度，可以减小反应的速率。温度每升高10℃，反应速度可以增大到原来的2——4倍。 参考：为什么改变反应物的浓度或改变反应物的温度时，就会改变反应的速率呢？ 化学反应的过程，是反应物分子中化学键断裂，生成物分子中化学键的形成的过程。因此反应物的分子必须互相碰撞，才有可能使化学键断裂而发生化学反应。在一定温度下，反应物的分子具有一定的平均能量，有的分子的能量比平均能量高，有的比平均能量低，对某一反应而言，必须具有比平均能量高的分子发生碰撞时才能使化学键断裂而发生化学反应，这种能发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞，这种分子叫做活化分子。 在其它条件下不变时，对某一反应而言，反应物分子中活化分子的百分数是一定的。因此，活化分子的浓度与反应物的浓度成正比。 当反应物浓度增大时，活化分子的浓度也增大，即单位体积内活化分子为数增多，因此单位时间内的有效碰撞次数相应增多，反应速率增大。 在浓度一定时，升高温度，反应物的分子的能量增加，必然有一部分原来能量较低的分子变成了活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，有效碰撞次数增多了，因而增大了反应的速率。Ⅳ 催化剂：当其它条件不变时，使用催化剂能够增大反应的速率。 为什么使用催化剂能大大增大反应的速率呢？现以接触法制造H2SO4中使用的接触剂V2O5为例来初步说明。 在400℃——500℃时，SO2跟O2的反应速率极慢，原因是反应物的分子需要具有很高的能量才能成为活化分子，活化分子的百分数很小，有效碰撞次数很少。若在此温度下加入适量的催化（例如V2O5），使SO2跟O2一步反应转化为SO3变成了两步反应： 这样，反应物的分子的能量只需要不使用催化剂时的 左右就可以成为活化分子，从而大大提高了活化分子的百分数，大大地增多了有效碰撞次数，使反应速率大大加快

(1)0—0.6mol（0—7分钟）（2）v(N2)=2/(2*7)mol/(L*min)(3平衡正向移动（吸热），质量不变，物质的量增大，相对分子质量减小。在固定容积的容器中充入惰性气体，平衡不移动，转化率不变。（4）压缩后浓度均增大（ab中选），看压强增大，平衡逆向，氨的物质的量减小，选a

如果是在密封容器内进行，加入水蒸气后，总体压力增大，温度不变。 又因为反应的正方向是气体体积增大，故压力增大，反应向逆方向进行。 至于转化率，条件不足，无法计算。无机化学,化学平衡压力如果是在密封容器内进行，加入水蒸气后，总体压力增大，温度不变。 又因为反应的正方向是气体体积增大，故压力增大，反应向逆方向进行。 至于转化率，条件不足，无法计算。

加入催化剂能加快反应速率，但不改变平衡，就像一个房间能容纳多少人是一定的，但是多开几个门就能进入速度快一点，但不能改变一个房间的容纳量。 温度可以改变反应速率，温度高，分子运动快，反应也就快了。温度也可改变平衡：比如某化学反应的正向反应是吸热反应，那么随着反应的进行热量会越来越少，没有了热量就不能进行反应了，也可以说反应停止了（达到平衡了），只有增加热量，升高温度，才能使反应进一步进行，反过来也一样。 化学平衡也好像在糖水中加糖一样，刚开始固体糖被溶解，当加了一定量糖后，不论再加多少都不会变甜，糖也在不断溶解，同时不断结成固体，若改变其他条件，比如，加水，或者给水加温（不同温度溶解度不同），能增加糖的溶解量。

在多数有机反应中，加入催化剂会提高反应速率，也会增加目标产物的产率。催化剂是只能加快反应速率，不会影响生成物与反应物的浓度，故不会影响化学平衡。

根据吉布斯自由能判据,当ΔrGm=0时,反应达最大限度,处于平衡状态.化学平衡的建立是以可逆反应为前提的.可逆反应是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应.绝大多数化学反应都具有可逆性,都可在不同程度上达到平衡. 　　从动力学角度看,反应开始时,反应物浓度较大,产物浓度较小,所以正反应速率大于逆反应速率.随着反应的进行,反应物浓度不断减小,产物浓度不断增大,所以正反应速率不断减小,逆反应速率不断增大.当正、逆反应速率相等时,系统中各物质的浓度不再发生变化,反应达到了平衡. 　　化学平衡是动态平衡. 　　19世纪50-60年代,热力学的基本规律已明确起来,但是一些热力学概念还比较模糊,数字处理很烦琐,不能用来解决稍微复杂一点的问题,例如化学反应的方向问题.当时,大多数化学家正致力于有机化学的研究,也有一些人试图解决化学反应的方向问题.这种努力除了质量作用定律之外,还有其他一些人试图从别的角度进行反应方向的探索,其中已有人提出了一些经验性的规律. 　　在这一时期,丹麦人汤姆生和贝特罗试图从化学反应的热效应来解释化学反应的方向性.他们认为,反应热是反应物化学亲合力的量度,每个简单或复杂的纯化学性的作用,都伴随着热量的产生.贝特罗更为明确地阐述了与这相同的观点,并称之为“最大功原理”,他认为任何一种无外部能量影响的纯化学变化,向着产生释放出最大能量的物质的方向进行.虽然这时他发现了一些吸热反应也可以自发地进行,但他却主观地假定其中伴有放热的物理过程.这一错误的论断在30年代终于被他承认了,这时他才将“最大功原理”的应用范围限制在固体间的反应上,并提出了实际上是“自由焓”的化学热的概念. 　　19世纪60-80年代,霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在这一方面也做了一定的贡献.首先,霍斯特曼在研究氯化铵的升华过程中发现,在热分解反应中,其分解压力和温度有一定的关系,符合克劳胥斯一克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V"-V) 　　其中Q代表分解热,V、V"代表分解前后的总体积.范霍夫依据一述方程式导出的下式：　　lnK=-(Q/RT)+c 　　此式可应用于任何反应过程,其中Q代表体系的吸收的热（即升华热）.范霍夫称上式为动态平衡原理,并对它加以解释,他说,在物质的两种不同状态之间的任何平衡,因温度下降,向着产生热量的两个体系的平衡方向移动.1874年和1879年,穆迪埃和罗宾也分别提出了这样的原理.穆迪埃提出,压力的增加,有利于体积相应减少的反应发生.在这之后,勒夏特列又进一步普遍地阐释了这一原理.他说,处于化学平衡中的任何体系,由于平衡中的多个因素中的一个因素的变动,在一个方向上会导致一种转化,如果这种转化是惟一的,那么将会引起一种和该因素变动符号相反的变化. 　　然而,在这一方面做出突出贡献的是吉布斯,他在热力化学发展史上的地位极其重要.吉布斯在势力化学上的贡献可以归纳4个方面.第一,在克劳胥斯等人建立的第二定律的基础上,吉布斯引出了平衡的判断依据,并将熵的判断依据正确地限制在孤立体系的范围内.使一般实际问题有了进行普遍处理的可能.第二,用内有、熵、体积代替温度、压力、体积作为变量对体系状态进行描述.并指出汤姆生用温度、压力和体积对体系体状态进行描述是不完全的.他倡导了当时的科学家们不熟悉的状态方程,并且在内能、熵和体积的三维坐标图中,给出了完全描述体系全部热力学性质的曲面.第三,吉布斯在热力学中引入了“浓度”这一变量,并将明确了成分的浓度对内能的导数定义为“热力学势”.这样,就使热力学可用于处理多组分的多相体系,化学平衡的问题也就有了处理的条件.第四,他进一步讨论了体系在电、磁和表面的影响下的平衡问题.并且,他导出了被认是热力学中最简单、最本质也是最抽象的热力学关系,即相律,在,而平衡状态就是相律所表明的自由度为零的那种状态. 　　吉布斯对平衡的研究成果主要发表在他的三篇文章之中.1873年,他先后将前两篇发表在康涅狄格州学院的学报上,立即引起了麦克斯韦的注意.吉布斯前两篇文可以说只是一个准备,1876年和1878年分两部分发表了第三篇文章-《关于复相物质的平衡》,文章长达300多页,包括700多个公式.前两篇文章是讨论单一的化学物质体系,这篇文章则对多组分复相体系进行了讨论.由于热力学势的引入,只要将单组分体系状态方程稍加变化,便可以对多组分体系的问题进行处理了. 　　对于吉布斯的工作,勒夏特列认为这是一个新领域的开辟,其重要性可以与质量不灭定律相提并论.然而,吉布斯的三篇文章发表之后,其重大意义并未被多数科学家们所认识到,直到1891年才被奥斯特瓦德译成德文,1899年勒夏特列译成法文出版之后,情况顿然改变.在吉布斯之后,热力学仍然只能处理理想状态的体系.这时,美国人洛易斯分别于1901年和1907年发表文章,提出了“逸度”与“活度”的概念.路易斯谈到“逃逸趋势”这一概念,指出一些热力学量,如温度、压力、浓度、热力学势等都是逃逸趋势量度的标度. 　　路易斯所提出的逸度与活度的概念,使吉布斯的理论得到了有益的补充和发展,从而使人们有可能将理想体系的偏差进行统一,使实际体系在形式上具有了与理想体系完全相同的热力学关系式. 　　综上所述,化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态. 　　化学平衡状态具有逆,等,动,定,变等特征. 　　逆：化学平衡研究的对象是可逆反应. 　　等：平衡时,正逆反应速率相等,即v正=v逆. 　　动：平衡时,反应仍在进行,是动态平衡,反应进行到了最大程度. 　　定：达平衡状态时,反应混合物中各组分的浓度保持不变,反应速率保持不变,反应物的转化率保持不变,各组分的含量保持不变. 　　变：化学平衡跟所有的动态平衡一样,是有条件的,暂时的,相对的,当条件发生变化时,平衡状态就会被破坏,由平衡变为不平衡,再在新的条件下建立新平衡. 　　影响化学平衡的因素有很多. 　　如压强温度浓度等.（注意：催化剂不影响化学平衡,仅影响反应速率）　　在其他条件不变的情况下,增大反应物浓度或减小生成物浓度,可使平衡向正反应方向移动　　勒夏特列原理:如果改变影响平衡的一个条件(浓度压强或温度等),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动

1.D分析：正反应速率增大，可以是增加反应物浓度，或者是正反应是吸热反应时，升温。A中反应物浓度不变，所以正反应的速率不变，减小C或D的浓度，逆反应速率减小，所以平衡向正反应反向移动。B中是逆反应速率增大，C中是正反应速率减小，因为反应物的浓度减小了2.BC分析：A中，只要是升高温度，正逆反应速率都会增加，如果正反应是吸热反应，那么正反应速率增加的程度比逆反应的程度要大，所以才会使平衡向正反应方向移动，因此B就是对的。参与该反应的物质均是气体，且反应物的压强大于生成物的压强。(比较前后系数和即可，反应物是1+2=3，生成物是2)，所以加压有利于该反应平衡正向移动，因为增大压强，平衡向体积小的一方移动，减小压强，平衡向体积大的一方移动。所以C是对的，D是错的

首先应该明确一些概念化学反应速率是在一定条件下，反应物转变成生成物的速率。化学平衡是动态平衡，达到平衡时可逆反应的正逆反应速率相等。（A错）化学平衡移动是指因外界条件改变使可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转变的过程。影响反应速率的因素：浓度，增加反应物的浓度可以增大反应速率；温度，一般，温度升高反应速率加快；催化剂也能改变化学反应速率。正催化剂提高反应速率（BC错）催化剂只能改变反应速率而不能影响平衡。

化学反应速率和化学平衡是中学化学重要的理论内容之一，是高考的必考内容。但实行3+x高考模式后，其难度有所下降，在复习这部分内容时，要掌握有关概念和规律、化学反应速率及其影响条件、化学平衡状态的概念及其影响平衡的条件，另外还要注意一些特殊情况的把握。现将这部分主要的考点梳理一二：一．影响化学反应速率的条件对速率这部分内容，常用的一条规律是：同一化学反应的速率可以用不同的物质来表示，其数值可能不同，但意义可以一样；并且用不同物质表示的化学反应速率之比等于方程式中相应计量数之比。另外，对于可逆反应，条件改变对速率的影响总是同方向的，V正和V逆的变化是增大都增大，减小都减小，决不会一个增大一个减小。影响化学反应速率的主要因素是反应物本身的性质，但可以发生变化的是外界因素，常有如下方面：1、浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，会使单位体积所含活化分子数增多，有效碰撞次数增多，反应速率加快；减少反应物浓度，会使单位体积所含活化分子数减少，有效碰撞次数减少，反应速率减小。2、压强在其他条件不变时，对于有气体参加的化学反应，增大压强，相当于增大气体浓度，反应速率加快；减小压强，相当于减小气体浓度，反应速率减小。注意：对于参加反应的固体、液体或溶液，由于改变压强，对它们的浓度改变很小，可以认为它们的反应速率与压强无关。对于气体反应体系，有以下几种情况： （1）恒温时：增大压强体积缩小浓度增大反应速率加快。（2）恒容时：①充入气体反应物浓度增大总压增大速率加快②充入“惰气”总压增大，但各分压不变，即各物质的浓度不变，反应速率不变。（3）恒压时：充入“惰气”体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢。总之，压强改变，若引起浓度改变，速率则改变。3、温度在其他条件不变时，温度每升高10℃，化学反应速率增大到原来的2—4倍。4、使用催化剂能改变化学反应的途径，使原来难以进行的化学反应分成几步易进行的反应，从而大幅度改变了化学反应的速率。5、其他影响化学反应速率的条件光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物颗粒大小、扩散速率、溶剂、原电池反应等都会影响反应速率的变化。二．化学平衡状态的判定对于可逆反应mA(g) nB(g)＋pC(g)，在一定条件下达到平衡状态有以下十个标志：①A的分解速率与A的生成速率相等。②单位时间内生成n molB和p molC的同时，生成m molA。③A、B、C、的物质的量不再改变。④A、B、C的浓度不再改变。⑤A、B、C的百分含量（物质的量分数、体积分数、质量分数）不再改变。⑥A的转化率达到最大，且保持不变。⑦恒温、恒压、绝热的情况下，体系内温度不再改变。⑧若某一反应物或生成物有颜色，颜色稳定不变。⑨当m≠n+p时，恒容下总压强不再改变。（对于m=n+p时，p总不能作为判定依据，因为不论反应开始，还是达到平衡，体系的总压强均不改变。）⑩当m≠n+p时，混合气体的平均相对分子质量不随时间变化。（在m=n+p时，M不能作为判断依据，因为恒容条件下，总质量不变，总的物质的量不变，则M亦不变。若是全气态反应，恒容条件下，混合气体的密度p无论起始还是达到平衡，始终不变。上述十个标志实本质上可以归纳为两个基本判断依据：一是V正=V逆（①②⑦的基本依据），二是平衡混合物中各组分的相对含量保持不变（③④⑤⑥⑧⑨⑩的基本依据）。答题时要注意对于不同反应，具体问题具体分析，仔细分辨V正=V逆和百分含量保持不变不同的表达方式。 三．影响化学平衡的条件条件的改变（其他条件不变） 化学平衡的移动浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 正向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 逆向移动压强(对有气体存在的反应) 增大压强 向气体体积减少的方向移动 减小压强 向生成更多气体的方向移动温度 升高温度 向吸热方向移动 降低温度 向放热方向移动催化剂 使用催化剂 不改变平衡状态小结 改变外界条件 向削弱这种改变的方向移动四．解题方法归纳2．等效平衡的规律在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对同一可逆反应，通过不同的途径，达到化学平衡时，同种物质的百分含量相同，这样的平衡称为等效平衡，此类平衡的规律是：①、在定温、定容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数换算成同一边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。②、在定温、定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要按化学计量数换算成同一边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。③、在定温、定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。3．正确识别图象改变外界条件对化学反应速率及化学平衡的影响，可用各种图象来表示，解答图象题目的方法思路是：（1）看懂图象：一看面（即看清横坐标和纵坐标），二看线（即看线的走向、变化的趋势），三看点（即看线是否通过原点，两条线的交点及线的拐点，“先拐先平数值大”），四看要不要作辅助线（如等温线、等压线），五看定量图象中有关量的多少。（2）联想规律：即联想外界条件对化学反应速率和化学平衡的影响规律，且熟练准确。（3）作出判断：认准某些关键数据在解题中的特定作用。全面、准确地从图中找出直接或隐含的相关化学知识。 0

化学方程式配平是一种化学方程式的计算方式。化学反应方程式严格遵守质量守恒定律，书写化学反应方程式写出反应物和生成物后，往往左右两边各原子数目不相等，不满足质量守恒定律，这就需要通过计算配平来解决。如果是溶液中发生反应，反应物中无固体，而生成物中有沉淀的，在生成的沉淀化学式右侧用↓号表示；反应物中无气体，而生成物中有气体产生的则在生成的气体右侧用↑号表示；反应物和生成物都有气体，则不用加任何符号。出现最多寻奇数，再将奇数变为偶：这两句说的是奇数配偶法的第一步。出现最多寻奇数的意思是说在反应式中寻找在反应前后出现次数最多的元素。并且两边的该元素原子总数有一奇一偶，然后在此基础上寻找其中原子个数是奇数的一项；再将奇数变为偶的意思是说在找到的奇数前乘上一个偶数（一般是在分子前面加最小的偶数2）。得失法：1、从反应式里找出氧化剂和还原剂，并标明被氧化元素或还原元素的原子在反应前后化合价发生变化的情况，以便确定它们的电子得失数。2、使得失电子数相等，由此确定氧化剂和还原剂等有关物质化学式的系数。3、由已得的系数，判定其它物质的系数，由此得配平的反应式。

（一）最小公倍数法 这种方法适合常见的难度不大的化学方程式。例如，KClO3→KCl+O2↑在这个反应式中右边氧原子个数为2，左边是3，则最小公倍数为6，因此KClO3前系数应配2，O2前配3，式子变为：2KClO3→KCl+3O2↑，由于左边钾原子和氯原子数变为2个，则KCl前应配系数2，短线改为等号，标明条件即： 2KClO3==2KCl+3O2↑ （二）奇偶配平法 这种方法适用于化学方程式两边某一元素多次出现，并且两边的该元素原子总数有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O，此方程式配平从先出现次数最多的氧原子配起。O2内有2个氧原子，无论化学式前系数为几，氧原子总数应为偶数。故右边H2O的系数应配2（若推出其它的分子系数出现分数则可配4），由此推知C2H2前2，式子变为：2C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前系数应为4，最后配单质O2为5，把短线改为等号，写明条件即可： 2C2H2+5O2==4CO2+2H2O （三）观察法配平 有时方程式中会出现一种化学式比较复杂的物质，我们可通过这个复杂的分子去推其他化学式的系数，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2，Fe3O4化学式较复杂，显然，Fe3O4中Fe来源于单质Fe，O来自于H2O，则Fe前配3，H2O前配4，则式子为：3Fe+4H2O＝Fe3O4+H2由此推出H2系数为4，写明条件，短线改为等号即可： 3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2

快速配平复杂化学方程式的方法如下：一、最小公倍数法。适用条件：所配原子在方程式左右各只出现一次，这种方法适合常见的难度不大的化学方程式。二、奇数配偶法。适用条件：适用于化学方程式两边某一元素多次出现，并且两边的该元素原子总数有一奇一偶。三、定一法。适用条件：如大多数碳氢化合物或含碳氢氧的化合物与氧气的反应，以及某些分解反应。四、分数配平法此方法能配平有单质参加反应或有单质生成的化学反应。先配平化合物中各元素的原子用分数配平单质元素的原子；去分母，使配平后的化学计量数为整数。五、代数法（又叫待定系数法）。适用条件：反应物或生成物种类较多，配平不知从何下手的比较复杂的反应。六、观察法配平。适用条件：有时方程式中会出现一种化学式比较复杂的物质，我们可通过这个复杂的分子去推其他化学式的系数。

化学式配平的技巧如下：1、观察法。一般观察化学方程式中较复杂的化学式，然后依次推出有关元素化学式前的化学计量数，直至配平.此方法适合于简单化学方程式的配平。2、最小公倍数法。该法仍用于较简单的化学方程式的配平，其要点是先找出反应式中各出现一次，且两边原子个数相对较多的元素，并求出该元素在两边原子个数的最小公倍数；再用最小公倍数除以某化学式中该元素的原子个数，即得此化学式前的系数，然后再调整相关系数以完成配平。

口诀：三种价态先标记，两者相减第三系。若有约数需约简，悠然观察便配齐。化学反应方程式配平（一）最小公倍数法这种方法适合常见的难度不大的化学方程式。例如，KClO3→KCl+O2↑在这个反应式中右边氧原子个数为2，左边是3，则最小公倍数为6，因此KClO3前系数应配2，O2前配3，式子变为：2KClO3→KCl+3O2↑，由于左边钾原子和氯原子数变为2个，则KCl前应配系数2，短线改为等号，标明条件即：2KClO3==2KCl+3O2↑（二）奇偶配平法这种方法适用于化学方程式两边某一元素多次出现，并且两边的该元素原子总数有一奇一偶，例如：C2H2+O2——CO2+H2O，此方程式配平从先出现次数最多的氧原子配起。O2内有2个氧原子，无论化学式前系数为几，氧原子总数应为偶数。故右边H2O的系数应配2（若推出其它的分子系数出现分数则可配4），由此推知C2H2前2，式子变为：2C2H2+O2==CO2+2H2O，由此可知CO2前系数应为4，最后配单质O2为5，写明条件即可：2C2H2+5O2==4CO2+2H2O（三）观察法配平有时方程式中会出现一种化学式比较复杂的物质，我们可通过这个复杂的分子去推其他化学式的系数，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2，Fe3O4化学式较复杂，显然，Fe3O4中Fe来源于单质Fe，O来自于H2O，则Fe前配3，H2O前配4，则式子为：3Fe+4H2O＝Fe3O4+H2↑由此推出H2系数为4，写明条件，短线改为等号即可：3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2↑

（一）最小公倍数法 这种方法适合常见的难度不大的化学方程式。例如，KClO3→KCl+O2↑在这个反应式中右边氧原子个数为2，左边是3，则最小公倍数为6，因此KClO3前系数应配2，O2前配3，式子变为：2KClO3→KCl+3O2↑，由于左边钾原子和氯原子数变为2个，则KCl前应配系数2，短线改为等号，标明条件即： 2KClO3==2KCl+3O2↑[编辑本段]（二）奇偶配平法 这种方法适用于化学方程式两边某一元素多次出现，并且两边的该元素原子总数有一奇一偶，例如：C2H2+O2→CO2+H2O，此方程式配平从先出现次数最多的氧原子配起。O2内有2个氧原子，无论化学式前系数为几，氧原子总数应为偶数。故右边H2O的系数应配2（若推出其它的分子系数出现分数则可配4），由此推知C2H2前2，式子变为：2C2H2+O2→CO2+2H2O，由此可知CO2前系数应为4，最后配单质O2为5，把短线改为等号，写明条件即可： 2C2H2+5O2==4CO2+2H2O[编辑本段]（三）观察法配平 有时方程式中会出现一种化学式比较复杂的物质，我们可通过这个复杂的分子去推其他化学式的系数，例如：Fe+H2O——Fe3O4+H2，Fe3O4化学式较复杂，显然，Fe3O4中Fe来源于单质Fe，O来自于H2O，则Fe前配3，H2O前配4，则式子为：3Fe+4H2O＝Fe3O4+H2由此推出H2系数为4，写明条件，短线改为等号即可： 3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2 【注】本词条的化学方程式中,未加粗体的为下脚标. 本实验中H2O必须是气态,所以H2不上标.（四）归一法： 找到化学方程式中关键的化学式，定其化学式前计量数为1，然后根据关键化学式去配平其他化学式前的化学计量数。若出现计量数为分数，再将各计量数同乘以同一整数，化分数为整数，这种先定关键化学式计量数为1的配平方法，称为归一法。 做法：选择化学方程式中组成最复杂的化学式，设它的系数为1，再依次推断。 第一步：设NH3的系数为1 1NH3+O2——NO+H2O 第二步：反应中的N原子和H原子分别转移到NO和H2O中，由 第三步：由右端氧原子总数推O2系数[编辑本段]（五）利用配平诗集配平 这部分诗包括六首小诗，前五首向你介绍了化学反应方程式的五种配平方法，第六首诗告诉你在实际配平过程中，如何灵活巧妙地运用这五种方法。如果你能记住并理解这六首小诗，那么你就可以自豪地说：“世界上没有一个化学反应方程式我不会配平……” 歧化反应的简捷配平法 三种价态先标记， 两者相减第三系。 若有约数需约简， 悠然观察便配齐。 说明： 1、歧化反应又称自身氧化还原反应，在歧化反应中，同一种元素的一部分原子（或离子）被氧化，另一部分原子（或离子）被还原。如： KCIO3 → KCIO4＋KCI S＋KOH → K2S＋K2SO3＋H2O 2、这首诗介绍的是歧化反应的一种简捷配平方法。用该方法配平，简捷准确，速度可谓神速！ 解释： 1、三种价态先标记：意思是说歧化反应简捷配平法的第一部是首先标记清楚反应式中不同物质分子中发生歧化反应的元素的化合价。如： S0＋KOH → K2S-2＋K2S+4O3＋H2O 2、两者相减第三系：意思是说任意两个化合价的变化值（绝对值），即为第三者的系数。 3、若有约数需约简：意思是说由第二步得到的三个系数若有公约数，则需要约分后再加到反应式中去。 根据诗意的要求分析如下： 在S和K2S中，S0 →S-2，化合价变化值为∣0-(-2)∣= 2，所以K2SO3前的系数为2。 在S和K2SO3中，S0→S+4，化合价变化值为∣0-4∣= 4，所以K2S前的系数为4。 在K2S和K2SO3中，S-2→S+4，化合价变化值为∣(-2)-4∣= 6，所以S前的系数为6。 又因为2、4、6有公约数2，所以约简为1、2、3，将约简后的系数代入反应式得： 3S＋KOH → 2K2S＋K2SO3＋H2O 4、悠然观察便配齐：意思是说将约简后的系数代入反应式后，悠然自在地观察一下就可以配平。 观察可知：右边为6个K，所以KOH前应加6，加6后左边为6个H，所以H2O前应加3，于是得到配平后的化学反应方程式： 3S＋6KOH ＝ 2K2S＋K2SO3＋3H2O 说明：说时迟，那时快，只要将这种方法掌握后，在“实战”时，仅需几秒钟便可完成配平过程。所以说“神速”是不过分的。 双水解反应简捷配平法 谁弱选谁切记清， 添加系数电荷等。 反应式中常加水， 质量守恒即配平。 说明：双水解反应，是指由一种强酸弱碱盐与另一种强碱弱酸盐作用，由于相互促进，从而使水解反应进行到底的反应。如：AI2(SO4)3和Na2CO3反应。该法的特点是可以直接写系数，可在瞬间完成配平过程。 解释： 1、谁弱选谁切记清：“谁弱选谁”的意思是说，在两种盐中要选择弱碱对应的金属离子（如AI3+是弱碱AI(OH)3对应的金属阳离子；NH4+离子是特例）和弱酸对应的酸根阴离子（如CO32-是弱酸H2CO3对应的酸根阴离子）作为添加系数（配平）的对象。 2、添加系数电何等：意思是说在选择出的对象前添加一定的系数，使弱碱对应的金属阳离子（或NH4+）的电荷数与弱酸对应的酸根阴离子的电荷数相等。 3、反应式中常加水，质量守恒即配平：意思是说在两种盐的前面加上适当的系数后，为了使质量守恒，常在反应式中加上nu2022H2O。 举例：写出AI2(SO4)3和Na2CO3两种溶液混合，发生水解反应的化学方程式。 根据诗意的要求分析如下： ⑴、根据水解原理首先写出水解产物： AI2(SO4)3＋Na2CO3 —— AI(OH)3↓＋CO2↑＋Na2SO4 ⑵、因为要“谁弱选谁”，所以应选AI3+和CO32-。 ⑶、添加系数电荷等，因为AI3+带3个正电荷，而在AI2(SO4)3中有2个AI3+，所以有6个正电荷；CO32-带2个负电荷，要使“电荷等”，则必须在CO32-前加系数3，于是得到： AI2(SO4)3＋3Na2CO3 —— 2AI(OH)3↓＋3CO2↑＋3Na2SO4 ⑷、“反应式中常加水”。因为生成物中有6个H，所以应在反应物中加上“3H2O”。这样就得到了配平好了的双水解反应方程式： AI2(SO4)3＋3Na2CO3＋3H2O ＝ 2AI(OH)3↓＋3CO2↑＋3Na2SO4 奇数配偶法 出现最多寻奇数， 再将奇数变为偶。 观察配平道理简， 二四不行再求六。 说明：这首诗介绍了用奇数配偶法配平化学反应方程式的步骤。该法的优点是能适应于各种类型的化学反应方程式的配平，而且简捷、迅速，可直接加系数。对一些有机物（特别是碳氢化合物）燃烧的化学反应方程式的配平显得特别有效。但该法不适合于反应物和生成物比较复杂的化学反应方程式的配平，在这种情况下，若用此法常常很麻烦。 解释： 1、出现最多寻奇数，再将奇数变为偶：这两句说的是奇数配偶法的第一步。“出现最多寻奇数”的意思是说在反应式中寻找在反应前后出现次数最多的元素，然后在此基础上寻找其中原子个数是奇数的一项；“再将奇数变为偶”的意思是说在找到的奇数前乘上一个偶数（一般是在分子前面加最小的偶数2）。 2、观察配平道理简，二四不行再求六：意思是说将奇数变为偶数以后即可观察配平，如果配不平，再依次试较大的偶数4，4若不行再用6，…… 例一：请配平反应式： Cu＋HNO3（浓） —— Cu(NO3)2＋NO2↑＋H2O 根据诗意的要求分析如下： 在该反应式中，Cu在反应前后出现了2次，H出现了2次，N出现了3次，O出现了4次。显而易见，氧是反应前后出现次数最多的元素，而且生成物H2O中的个数为1，是奇数，故应在H2O的前面加系数2，使奇数变为偶数： Cu＋HNO3（浓） —— Cu(NO3)2＋NO2↑＋2H2O 在H2O的前面加上2后，右边有4个H，所以应在HNO3前面加上4，左边加4后有4个N，而右边有3个N，所以应在NO2前面加上2，于是得配平了的化学反应方程式： Cu＋4HNO3（浓）＝ Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O 例二：请配平反应式： C2H6 ＋O2 —— CO2 ＋H2O 分析：观察得知氧是前后出现次数最多的元素，故在H2O前加系数2，观察后不平，然后换4，但还是不行，再换6。观察配平如下： 2C2H6＋7O2 ＝ 4CO2＋6H2O 氧化还原反应交叉配平法 升价降价各相加， 价变总数约后叉。 氧化还原未参与， 配平不要忘记它。 氧化还原分子内， 从右着手莫惧怕。 叉后前后出奇偶， 奇变偶后再交叉。 说明：这首诗介绍了用交叉配平法配平氧化还原反应方程式的步骤和应用该法时应注意的问题。对于较复杂的氧化还原反应，用该法配平则比较方便。 解释： 1、升价降价各相加：这句的意思是介绍了交叉配平法的第一步，即：首先表明升价元素和降价元素的化合价，然后将升降价数各自分别相加，这样就得出了升价元素化合价的价变总数和降价元素化合价的价变总数。 举例：请用交叉配平法配平如下反应式： FeS2＋O2 —— SO2＋Fe2O3 根据诗意的要求先表明升价元素和降价元素的化合价，于是得到： Fe+2S2-1＋O20 —— S+4O2-2＋Fe2+3O3-2 根据诗意的要求再算出升价元素和降价元素的价变总数。Fe2+→Fe3+化合价升高数为1，S-1→S+4化合价升高数为5，又因为FeS2中有2个S，所以S的升价总数为5×2=10，故升价元素（Fe和S）的价变总数为1+10=11；O0→O-2化合价降低数为2，因O2含2个O，所以降价元素O的价变总数为2×2=4。于是得到下式： 11 4 FeS2 + O2 —— SO2 + Fe2O3 2、价变总数约后叉：意思是说得出的升价元素化合价的价变总数和降价元素化合价的价变总数后，若二者有公约数，则需约简后再交叉（如二者是6和9，则约简为2和3）。言外之意，若二者为互质数，则直接交叉即可。 在这个例子中，11和4是互质数，故可以直接交叉，于是得到下式： 11 4 4FeS2 + 11O2 —— SO2 + Fe2O3 左右观察配平可得到答案： 4FeS2＋11O2 ＝ 8SO2＋2Fe2O3 3、氧化还原未参与，配平不要忘记它：意思是说若有的反应物仅部分参加了氧化还原反应，一部分未参加氧化还原反应，那么应将交叉系数再加上没有参加氧化还原反应的物质的分子个数，这样才是该物质分子前的系数。 举例：请用交叉配平法配平下列反应式： Mg＋HNO3 —— Mg(NO3)2＋NH4NO3＋H2O 根据诗意的要求分析如下： Mg的价变总数为2，N的价变总数为8，约简后为1和4，故Mg前系数是4已是无疑的，而HNO3前的系数似乎应该是1，但观察生成物中有9分子的HNO3没有参加反应，故HNO3前的系数不是1，而是1+9=10。于是可得到如下配平好了的反应方程式： 4Mg＋10HNO3 ＝ 4Mg(NO3)2＋NH4NO3＋3H2O 4、氧化还原分子内，从右着手莫惧怕：意思是说若是分子内氧化还原反应，则应该从生成物着手交叉配平。 举例：请用交叉配平法配平下列反应式： NH4NO3 —— N2＋O2＋H2O 根据诗意分析如下： 一看便知这是一个典型的分子内氧化还原反应，所以应从生成物着手交叉。N0→N-3化合价降低数-3，是N0→N+5化合价升高数是5，故N的价变总数应是∣5 + (-3) ∣ = 2，O0→O-2化合价的价变总数为4，化简交叉后。观察配平得： 2NH4NO3 ＝ 2N2＋O2＋4H2O 5、叉后前后出奇偶，奇变偶后再交叉：意思是说若交叉系数后某原子反应前后的个数出现了一奇一偶现象，则需将奇数（乘以2）变为偶数。 举例：请用交叉配平法配平下列反应式： FeS＋KMnO4＋H2SO4 —— K2SO4＋MnSO4＋Fe2(SO4)3＋H2O＋S↓ 根据诗意的要求分析如下： Fe和S的化合价升高总数为3（奇数），Mn的化合价降低总数为5，所以交叉系数是3和5，但Fe2(SO4)3中有2个Fe（偶数），K2SO4中有2个K（偶数），故应将3和5分别乘以2，变为偶数6和10，即6和10就是实际应该交叉的系数。由此得出： 10FeS＋6KMnO4＋24H2SO4 ＝ 3K2SO4＋6MnSO4＋5Fe2(SO4)3＋24H2O＋10S↓ 说明：交叉配平法在解释的时候似乎“较复杂”，但实际配平过程中，仅仅靠大脑瞬间的思维就完成了，所以只要把这首诗真正理解了，那么在实际配平中就会达到瞬间完成的效果。 万能配平法 英文字母表示数， 质电守恒方程组。 某项为一解方程， 若有分数去分母。 说明：这首诗介绍的是万能配平法的步骤。该方法的优点是：该法名副其实——万能！用它可以配平任何化学反应方程式和离子方程式。如果你把这种方法熟练掌握了，那么你就可以自豪地说：“世界上没有一个化学反应方程式我不会配平。”；该法的弱点是：对于反应物和生成物比较多的化学方程式，用该法则配平速度受到影响。但也不是绝对的，因为其速度的快慢决定于你解多元一次方程组的能力，如果解方程组的技巧掌握的较好，那么用万能配平法配平化学方程式的速度也就很理想了。 解释： 1、英文字母表示数：“数”指需要配平的分子系数。这句的意思是说万能配平法的第一步是用英文字母表示各分子式前的系数。 举例：请用万能配平法配平下列反应式： Cu＋HNO3（浓） —— Cu(NO3)2＋NO2↑＋H2O 根据诗意的要求用英文字母表示各分子前的系数，于是得到如下反应方程式： Au2022Cu＋Bu2022HNO3（浓） —— Cu2022Cu(NO3)2＋Du2022NO2↑＋Eu2022H2O……① 2、质电守恒方程组：该法的第二步是根据质量守恒定律和电荷守恒定律列多元一次方程组（若不是离子方程式，则仅根据质量守恒定律即可）。 根据诗意的要求列出下列方程组： A = C B = 2E B = 2C + D 3B = 6C + 2D + E 3、某项为一解方程：意思是说该法的第三步是令方程组中某个未知数为“1”，然后解方程组。 根据诗意的要求，我们令B = 1，代入方程组得下列方程组： A = C 1 = 2E 1 = 2C + D 3 = 6C + 2D + E 解之得：A=1/4，C=1/4，D=1/2，E=1/2 将A、B、C、D、E的数值代入反应方程式①得： 1/4Cu＋HNO3（浓） —— 1/4Cu(NO3)2＋1/2NO2↑＋1/2H2O……② 说明：在实际配平过程中，到底该令那一项为“1”，要具体问题具体分析，以解方程组简便为准。一般是令分子式比较复杂的一项的系数为“1”。 4、若有分数去分母：意思是说该法的第四步是将第三部解方程组得到的方程组的解代入化学反应方程式中，若有的系数是分数，则要在化学反应方程式两边同乘以各分母的最小公倍数。从而各分母被去掉，使分数变为整数。 根据诗意的要求将方程②两边同乘以4得： Cu＋4HNO3（浓） ＝ Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O 配平决策歌 迅速观察定类型， 歧化水解首先用。 能否奇偶再交叉， 四法技穷有万能。 说明：这首诗阐述了在实际配平时如何正确运用笔者介绍的这五种配平方法。 解释： 1、迅速观察定类型：意思是说在看到试题后，第一步是首先观察一下是属于哪一类型的反应式。 2、歧化水解首先用：意思是说若是岐化反应则首先用《歧化反应简捷配平法》，若是双水解反应则首先用《双水解反应简捷配平法》。 3、能否奇偶再交叉：意思是说既不是歧化反应，也不是双水解反应，那么再看一下反应物和生成物多少，若少则用《奇数配偶法》，若较多则用《交叉配平法》。 4、四法技穷有万能：意思是说若遇到万一的情况，即用前四种方法都解决不了，则拿出最后的绝招——《万能配平法》。 为了便于同学们掌握上述五种配平法，现提供如下几个练习题： ⑴、将FeCI3和Na2S两种溶液混合会产生什么现象？写出反应方程式，并配平。 提示：用《双水解简捷配平法》。 ⑵、配平下列反应式： KCIO3 —— KCIO4＋KCI C2H2＋O2 —— CO2＋H2O Zn＋HNO3 —— Zn(NO3)2＋NH4NO3＋H2O H2S＋HNO3 —— S＋NO＋H2O 提示：各种方法都用一下，并比较对于某个具体的反应式用哪种方法较简便。 （六）设‘N"配平 设反应式中包含元素最多的物质的个数为N，再一个个推导，即可配平。 例如：配平方程式KCIO3 —— KCIO4＋KCI 设KCIO4系数为N ，则KCIO3之系数为4N/3,KCl系数为N/3.最后左右乘3，配出 (4N)KClO3--------(3N)KClO4+(N)KCl→4KClO3----------3KClO4+KCl

定一法需要找到化学方程式中关键的化学式，定其化学式前计量数为1，然后根据关键化学式去配平其他化学式前的化学计量数。若出现计量数为分数，再将各计量数同乘以同一整数，化分数为整数，这种先定关键化学式计量数为1的配平方法，称为定一法。做法：选择化学方程式中组成最复杂的化学式，设它的系数为1，再依次推断。1、设NH₃的系数为1： 1NH₃+O₂——NO+H₂O2、配平H原子，由此可得：1NH₃+O₂——NO+3/2 H₂O3、由右端氧原子总数推左端O₂的系数：1NH₃+5/4O₂——NO+3/2 H₂O4、取分母最小公倍数相乘：4NH₃+5O₂ = 4NO+6H₂O这样就完成了化学定一法的使用。扩展资料：其他好用的化学方程式配平方法：1、最小公倍数法这种方法适合于常见的难度不大的化学方程式。例如在KClO₃→KCl+O₂↑这个反应式中右边氧原子个数为2，左边是3，则最小公倍数为6，因此KClO₃前系数应配2，O₂前配3，式子变为：2KClO₃→2KCl+3O₂↑，由于左边钾原子和氯原子数变为2个，则KCl前应配系数2，短线改为等号，标明条件即可。2KClO₃==2KCl+3O₂↑（反应条件为二氧化锰催化和加热。“MnO₂”写在等号上方；“加热”写在等号下方，可用希腊字母delta“△”代替）。2、奇偶配平法这种方法适用于化学方程式两边某一元素多次出现，并且两边的该元素原子总数有一奇一偶，例如：C₂H₂+O₂→CO₂+H₂O，此方程式配平先从出现次数最多的氧原子配起。O₂内有2个氧原子，无论化学式前系数为几，氧原子总数应为偶数。故右边H₂O的系数应配2（若推出其它的分子系数出现分数则可配4），由此推知C₂H₂前2，式子变为：2C₂H₂+O₂→CO₂+2H₂O，由此可知CO₂前系数应为4，最后配单质O₂为5，把短线改为等号，写明条件即可。3、观察配平有时方程式中会出现一种化学式比较复杂的物质，我们可通过这个复杂的分子去推其他化学式的系数。例如：Fe+H₂O──Fe₃O₄+H₂，Fe₃O₄化学式较复杂，显然，Fe₃O₄中Fe来源于单质Fe，O来自于H₂O，则Fe前配3，H₂O前配4，则式子为：3Fe+4H₂O=Fe₃O₄+H₂由此推出H₂系数为4，写明条件，短线改为等号即可。参考资料来源：百度百科—化学方程式配平

告诉你一个万能的方法.设每项前面系数为A,B,C,D等,然后根据2边原子个数相等,列出关于A,B,C,D的方程组，解出来!如c+o2--co.可以分别设系数为a,b,c,那么根据c元素守恒,可以用a=c.造根据O守恒有2B=c,随便解的,a=2,b=1,c=2.解的时候注意,可以设置其中一个为1,然后再解,如果是分数,可以乘上分母的最小公倍数,化整

酸：盐酸：HCl=H+ +Cl-硫酸：H2SO4=2H+ +SO42-硝酸：HNO3=H+ +NO3-醋酸：CH3COOH=可逆=CH3COO- +H+碳酸：H2CO3=可逆=H+ +HCO3- HCO3-=可逆=H+ =CO32-碱：氢氧化钠：NaOH=Na+ +OH-氢氧化钾：KOH=K+ +OH-氢氧化钙：Ca（OH)2=Ca2+ +2OH-氢氧化钡：Ba（OH)2=Ba2+ + 2OH-一水合氨：NH3.OH=可逆=NH4+ +OH-盐：氯化钠：NaCl=Na+ +Cl-硝酸钾：KNO3=K+ +NO3-硫酸铜：CuSO4=Cu2+ +SO42-硫化钠：Na2S=2Na+ +S2-碳酸钾：K2CO3=2K+ +CO32-