如何進行化學反應研究

1. 化學研究的方法有哪些

有機化學研究手段的發展經歷了從手工操作到自動化、計算機化，從常量到超微量的過程。
20世紀40年代前，用傳統的蒸餾、結晶、升華等方法來純化產品，用化學降解和衍生物制備的方法測定結構。後來，各種色譜法、電泳技術的應用，特別是高壓液相色譜的應用改變了分離技術的面貌。各種光譜、能譜技術的使用，使有機化學家能夠研究分子內部的運動，使結構測定手段發生了革命性的變化。
電子計算機的引入，使有機化合物的分離、分析方法向自動化、超微量化方向又前進了一大步。帶傅里葉變換技術的核磁共振譜和紅外光譜又為反應動力學、反應機理的研究提供了新的手段。這些儀器和x射線結構分析、電子衍射光譜分析，已能測定微克級樣品的化學結構。用電子計算機設計合成路線的研究也已取得某些進展。
未來有機化學的發展首先是研究能源和資源的開發利用問題。迄今我們使用的大部分能源和資源，如煤、天然氣、石油、動植物和微生物，都是太陽能的化學貯存形式。今後一些學科的重要課題是更直接、更有效地利用太陽能。
對光合作用做更深入的研究和有效的利用，是植物生理學、生物化學和有機化學的共同課題。有機化學可以用光化學反應生成高能有機化合物，加以貯存；必要時則利用其逆反應，釋放出能量。另一個開發資源的目標是在有機金屬化合物的作用下固定二氧化碳，以產生無窮盡的有。機化合物。這幾方面的研究均已取得一些初步結果。
其次是研究和開發新型有機催化劑，使它們能夠模擬酶的高速高效和溫和的反應方式。這方面的研究已經開始，今後會有更大的發展。
20世紀60年代末，開始了有機合成的計算機輔助設計研究。今後有機合成路線的設計、有機化合物結構的測定等必將更趨系統化、邏輯化。

2. 有機化學選修五 科學家怎樣研究

1.2.1.2
科學家怎樣研究有機物

日期

課型

新授

習題

復習

學習目標

1
．

了解常見的有機化學反應的研究的重要性。

2
．

能用同位素示蹤法解釋簡單的化學反應。

3
．

了解甲烷鹵代反應、酯化反應、酯水解反應的機理。

4
．

了解逆向合成分析理論

學習重點

甲烷鹵代反應、酯化反應、酯水解反應的機理，同位素示蹤法研究化學反應機理

自學過程

主要內容

學法與提示

【
問題情景】

1
．

寫出甲烷與氯氣發生取代反應的化學方程式，當甲烷與氯氣的物質的量之比為
1
∶
1
時，生成物中有沒
有四氯化碳，為什麼？

2
．

寫出乙酸與乙醇發生酯化反應的化學方程式，
有人說反應中乙酸分子中脫去的是羥基，
也有人說反應中
乙酸分子中脫去的是羧基，如何證明哪一種說法正確？

【
觀察與思考】觀察教材
P12
中的圖
1
－
16
，結合文字描述，回答下列問題：

1
．

什麼是自由基，氯自由基與氯離子的電子式相同嗎？

2
．

氯自由基是怎麼產生的，自由基能夠穩定存在嗎？

3
．

甲烷的自由基型鏈反應是怎麼生成二氯甲烷的？

4
．

在什麼樣情況下自由基反應會結束？

5
．試從反應機理解釋為什麼甲烷與氯氣的反應，不管二者以什麼比例反應，都會生成四氯化碳？

【
閱讀理解】

認真閱讀教材
P13
中的「問題解決」欄目，回答所給問題：

1
．

根據反應中
18
O
的變化情況，推斷反應中乙酸脫去是什麼基團？

2
．

18
O
和
16
O
是什麼關系？

3
．

為什麼利用
18
O
能夠推斷反應中的斷鍵方式，利用了
18
O
的什麼性質

3. 如何進行化學反應的可行性分析

化學反應進行的方向
科學家根據反應體系中存在著力圖使自身能量趨於「最低」和「有序」變為「無序」的自然現象，對於化學反應進行的方向，提出了互相關聯的能量判據和熵判據，即凡是能夠使反應體系能量降低、熵增大的反應方向，就是化學反應容易進行的方向。但對於一個具體的反應，需應用兩個判據綜合進行分析，不能片面地做結論。

（一）自發過程與非自發過程：

不藉助外力可以自動進行的過程稱為自發過程，而必須在外力的作用下才能進行的過程為非自發過程。

說明：

1、體系有著趨於從能量高的狀態變為能量低的狀態的過程，此時體系對外界做功或放出能量?D?D這一經驗規律就是能量判據。能量判據又稱焓判據，即△H< 0的反應有自發進行的傾向，焓判據是判斷化學反應進行方向的判據之一。

2、多數能自發進行的化學反應是放熱反應。即反應物的總能量大於生成物的總能量。但並不是放熱反應都能自發進行，也不是講吸熱反應就不能自發進行。某些吸熱反應也能自發進行，如氯化銨與氫氧化鋇晶體的反應，還有一些吸熱反應在高溫下也能自發進行。

3、混亂度：表示體系的不規則或無序狀態。?D?D混亂度的增加意味著體系變得更加無序。熵是熱力學上用來表示混亂度的狀態函數，符號為S，單位為：J?mol-1?K-1 。?D?D體系的無序性越高，即混亂度越高，熵值就越大。

4、在相同條件下，不同物質的熵值不同，同一物質在不同狀態時的熵值大小也不一樣，一般而言：固態時熵值最小，氣態時熵值最大。

5、熵變：化學反應中要發生物質的變化或物質狀態的變化，因此存在混亂度的變化，叫做熵變，符號：△S △S＝S產物－S反應物。在密閉條件下，體系由有序自發地轉變為無序的傾向?D?D熵增

6、自發過程的熵判據：在與外界隔離的體系中，自發過程將導致體系的熵增大，這一經驗規律叫做熵增原理，是判斷化學反應方向的另一判據?D?D熵判據。

7、判斷某一反應能否自發進行，要研究分析：焓判據和熵判據對反應方向的共同影響。

（二）化學反應進行的方向：

在一定的條件下，一個化學反應能否自發進行，既可能與反應的焓變有關，又可能與反應的熵變有關。在溫度、壓力一定的條件下，化學反應的方向是熵變和焓變共同影響的結果，反應的判據是：DH－TDS（T為熱力學溫度，均為正值）。

DH－TDS<0，反應能自發進行；

DH－TDS＝0，反應達到平衡狀態；

DH－TDS>0，反應不能自發進行。

即：在溫度、壓力一定的條件下，自發反應總是向DH－TDS<0的方向進行，直至達到平衡狀態。

說明：

1、在判斷反應的方向時，應同時考慮焓變和熵變這兩個因素。

2、在溫度、壓強一定的條件下，化學反應自發進行的方向的判據是：

△G ＝ △H－T△S

其中：G 叫作吉布斯自由能。則：

△G ＝ △H －T△S ＜ 0 反應能自發進行

△G ＝ △H －T△S ＝0 反應達到平衡狀態

△G ＝ △H－T△S ＞0 反應不能自發進行

3、在溫度、壓強一定的條件下，焓因素和熵因素共同決定一個化學反應的方向。放熱反應的焓變小於零，熵增加反應的熵變大於零，都對DH－TDS<0作出貢獻，因此，放熱和熵增加有利於反應自發進行。即放熱的熵增加反應一定能自發進行，而吸熱的熵減小反應一定不能自發進行。

4、當焓變和熵變的作用相反時，如果二者大小相差懸殊，可能某一因素佔主導地位。焓變對反應的方向起決定性作用，DH－TDS<0，常溫、常壓下放熱反應能自發進行；熵變對反應的方向起決定性作用，則熵增較大的反應在常溫常壓下能自發進行。

5、當焓變和熵變的作用相反，且相差不大時，溫度有可能對反應進行的方向起決定性作用，使TDS的值大於DH值，反應能夠自發進行。

6、在恆溫、恆壓下，用DG判斷化學反應在該狀況時自發進行的方向可列表表示：

焓變DH
熵變DS
△G
反應在該狀況下能否自發進行

＜0
＞0
＜0
自發進行

＞0
＜0
＞0
不自發進行

＞0
＞0
低溫時＞0,高溫時＜0
低溫不自發,高溫自發

＜0
＜0
低溫時＜0,高溫時＞0
低溫自發,高溫不自發

7、△H －T△S只能用於說明該反應在理論上能否在此條件下發生，是一個化學反應發生的必要條件，只是反應的可行性問題。過程的自發性只用於判斷過程的方向，並不能確定該反應在此條件下是否一定會發生以及過程發生的速率。

8、△H －T△S只用於一定溫度和壓強下的化學反應方向的判斷，不能說明在其他條件下該反應的方向問題。

【典型例題】

例1. 下列關於冰熔化為水的過程判斷正確的是（）

A、DH＞0，DS＜0 B、DH＜0，DS＞0

C、DH＞0，DS＞0 D、DH＜0，DS＜0

解析：物質的狀態的變化過程中，液化和固化是放熱過程，熔化和汽化是吸熱過程，故DH＞0；冰融化為水，分子活動能力增強，混亂度增加，故DS＞0。

答案：C

例2. 已知氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2；還原性：I－＞Fe2＋＞Br－＞Cl－。下列反應能正向自發進行的是：（）

A、Br2＋2 Fe2＋＝2 Fe3＋＋2 Br－ B、2 Fe3＋＋2 I－＝2 Fe2＋＋I2

C、I2＋2 Fe2＋＝2 Fe3＋＋2 I－ D、2 Fe3＋＋2 Cl－＝2 Fe2＋＋Cl2

解析：氧化還原反應的方向是：強氧化劑與強還原劑反應生成弱氧化劑和弱還原劑。即氧化劑的氧化性大於氧化產物的氧化性，還原劑的還原性大於還原產物的還原性。則A、B符合題意。C中，氧化性I2 ＞Fe3＋，D中氧化性：Fe3＋＞Cl2，均不符合題意。均不符合氧化還原反應進行的方向原則。

答案：AB

例3. 已知：CuSO4溶液分別與Na2CO3溶液、Na2S溶液的反應情況如下：

（1）：CuSO4＋Na2CO3

Cu2＋＋CO32－＋H2O＝Cu（OH）2↓＋CO2↑（主要）

Cu2＋＋CO32－＝CuCO3↓（次要）

（2）CuSO4＋Na2S

Cu2＋＋S2－＝CuS↓（主要）

Cu2＋＋S2－＋2H2O＝Cu（OH）2↓＋H2S↑ （次要）

則下列物質的溶解度的比較正確的是：（）

A、Cu（OH）2 ＞CuCO3 ＞CuS B、Cu（OH）2＜CuCO3 ＜CuS

C、CuS ＞Cu（OH）2＞CuCO3 D、CuS ＜Cu（OH）2 ＜CuCO3

解析：本題是有關物質的溶解度的大小的問題。主要進行的方向是物質的溶解度越小的方向。即：由（1）可知：Cu（OH）2的溶解度小於CuCO3的溶解度，由（2）可知：Cu（OH）2的溶解度大於CuS的溶解度。故本題為：D

答案：D

例4. 已知反應2NO（g）＋2CO（g）＝N2（g）＋2CO2（g）在298K、100kPa的條件下，其DH＝－113.0kJ/mol，DS＝－145.3J/molK。

= 1 \* GB2 （1）請討論該反應是否能用於消除汽車尾氣中的NO？請說明理由。

= 2 \* GB2 （2）已知汽車發動機內的溫度高於2000K。能否設計一個裝置使該反應在發動機中進行？請分析說明。若假定該反應的DH隨溫度的變化忽略不計，請計算使該反應能夠自發進行的最高溫度。

解析：

= 1 \* GB2 （1）能。因為該反應的DH－TDS＝－113.0－298×（－145.3）×10－3＝－69.68kJ/mol＜0，說明該反應在理論上是可行的，故有可能用於消除汽車尾氣中的NO。

= 2 \* GB2 （2）不能。因為從DH－TDS這個關系式以及DH＝－113.0kJ/mol，DS＝－145.3J/molK來看，隨著T（溫度）的升高，會使DH－TDS＞0，即反應在較高的溫度下不能自發進行。說明在汽車的發動機中不可能進行該反應。

根據即該反應能夠自發進行的最高溫度為777.7K。

答案： = 1 \* GB2 （1）能。因為該反應的DH－TDS＜0

= 2 \* GB2 （2）不能。因為隨著T（溫度）的升高，會使DH－TDS＞0。該反應能夠自發進行的最高溫度為777.7K

【模擬試題】

1、已知金剛石和石墨在氧氣中完全燃燒的熱化學方程式為：

① C （金剛石、s）＋O2 （g） ＝CO2 （g） △H1＝－395.41kJ/mol

② C （石墨、s）＋O2 （g） ＝ CO2 （g） △H2＝－393.51kJ/mol

關於金剛石與石墨的轉化，下列說法正確的是

A、金剛石轉化成石墨是自發進行的過程 B、石墨轉化成金剛石是自發進行的過程

C、石墨比金剛石能量低 D、金剛石比石墨能量低

2、知道了某過程有自發性之後，則

A、可判斷出過程的方向 B、可確定過程是否一定會發生

C、可預測過程發生完成的快慢 D、可判斷過程的熱效應

3、碳銨[（NH4）2CO3]在室溫下就能自發地分解產生氨氣，對其下列說法中正確的是

A、碳銨分解是因為生成了易揮發的氣體，使體系的熵增大

B、碳銨分解是因為外界給予了能量

C、碳銨分解是吸熱反應，根據能量判據不能自發分解

D、碳酸鹽都不穩定，都能自發分解

4、下列反應中，在高溫下不能自發進行的是

A、（NH4 ）2CO3（s）＝NH4HCO3（s） NH3（g）

B、2N2O5（g）＝4NO2（g）＋O2（g）

C、MgCO3（s）＝MgO（s）＋CO2（s）

D、CO（g）＝C（s）＋1/2O2（g）

5、可用於判斷化學反應的自發與否的是（）

A、僅用焓變 B、僅用熵變

C、僅用焓變和熵變的和 D、用DH－TDS

6、在298K時，氯化鈉在水中的溶解度為26g。如將1mol氯化鈉溶解在1L水中，此溶解過程中體系的DH－TDS和熵的變化情況是：（）

A、DH－TDS＞0，DS＜0 B、DH－TDS＜0 ，DS ＞0

C、DH－TDS ＞0，DS＞0 D、DH－TDS＜0 ，DS＜0

7、已知反應2CO（g）＝2C（s）＋O2（g）的DH為正值，DS為負值。設DH和DS不隨溫度而變，下列說法正確的是（）

A、低溫下能自發進行

B、高溫下能自發進行

C、低溫下不能自發進行，高溫下能自發進行

D、任何溫度下都不能自發進行

8、考察下述自然界的一些自然變化，可發現它們有一些共同的特點。下列說法不正確的是：

A、都有一定的方向性，按某一物理量標度由高到低自發進行

B、都可以用來做功，自發過程一旦發生後體系做功的本領就會降低

C、有一定的進行限度，自發過程總是單向地趨向於非平衡狀態

D、用一定的數據差來判斷自發變化能否發生

9、下列說法錯誤的是（）

A、NH4NO3溶於水吸熱，說明其溶於水不是自發過程

B、同一種物質氣態時熵值最大，液態時次之，而固態時熵值最小

C、藉助於外力能自發進行的過程，其體系的能量趨向於從高能狀態轉變為低能狀態

D、由能量判據和熵判據組合而成的復合判據，更適合於所有的過程

10、已知2CO（g） ＝ 2C （s） O2（g）是吸熱反應，也是熵減反應。有人曾提出可通過熱分解法消除CO對空氣的污染，你認為這一建議可行嗎？

11、對於反應C2H5OH（g）＝C2H4（g）＋H2O（g），DH＝45.78kJ/mol，DS＝126.19J/mol?K。請通過計算判斷在298.15K時，此反應能否進行？

12、高溫時空氣中的N2和O2會反應生成NO而污染大氣：N2（g）＋O2（g）＝2NO（g）。試通過計算說明在1200℃的條件下，此反應能否正向自發進行？估算自發進行的最低溫度是多少？（已知：DH＝180.50kJ/mol，DS＝247.7J/mol?K）

【試題答案】

1、C 2、A 3、AC 4、D 5、D

6、B 7、D 8、C 9、A

10、不行，因為在任何情況下DH－TDS都大於0。

11、DH－TDS＝8156J/mol＞0，所以298.15K時，乙醇不能自發脫水生成乙烯

12、DH－TDS＝－184.32kJ/mol＜0，所以該反應在1200℃的條件下能自發進行。

根據 自發進行的最低溫度為：728.7K。

4. 化學動力學的研究方法

化學動力學的研究方法有：
①唯象動力學研究方法，也稱經典化學動力學研究方法，它是從化學動力學的原始實驗數據──濃度c與時間t的關系──出發，經過分析獲得某些反應動力學參數──反應速率常數k、活化能Ea、指前因子A。用這些參數可以表徵反應體系的速率特徵，常用的關系式有：式中r為反應速率；A、B、C、D為各物質的濃度；α、β、γ、δ稱為相對於物質A、B、C、D的級數；R為氣體常數；T為熱力學溫度。
化學動力學參數是探討反應機理的有效數據，對暫態活性中間物檢測的時間解析度已從50年代的毫秒級變為皮秒級。
②分子反應動力學研究方法，從微觀的分子水平來看，一個元化學反應是具有一定量子態的反應物分子間的互相碰撞，進行原子重排，產生一定量子態的產物分子以至互相分離的單次反應碰撞行為。用過渡態理論解釋，它是在反應體系的超勢能面上一個代表體系的質點越過反應勢壘的一次行為。原則上，如果能從量子化學理論計算出反應體系的正確的勢能面，並應用力學定律計算具有代表性的點在其上的運動軌跡，就能計算反應速率和化學動力學的參數。但是，除了少數很簡單的化學反應以外，量子化學的計算至今還不能得到反應體系的可靠的完整的勢能面。因此，現行的反應速率理論(如雙分子反應碰撞理論、過渡態理論)仍不得不借用經典統計力學的處理方法。這樣的處理必須作出某種形式的平衡假設，因而使這些速率理論不適用於非常快的反應。盡管對平衡假設的適用性研究已經很多，但完全用非平衡態理論處理反應速率問題尚不成熟。在60年代，對化學反應進行分子水平的實驗研究還難以做到。它應用現代物理化學的先進分析方法，在原子、分子的層次上研究不同狀態下和不同分子體系中單分子的基元化學反應的動態結構，反應過程和反應機理。它從分子的微觀層次出發研究基元反應過程的速率和機理，著重於從分子的內部運動和分子因碰撞而引起的相互作用來觀察化學基元過程的動態學行為。中科院大連化學物理研究所分子反應動力學國家重點實驗室在這方面研究有突出的貢獻。
③網路動力學研究方法，它對包括幾十個甚至上百個元反應步驟的重要化工反應過程（如烴類熱裂解）進行計算機模擬和優化，以便進行反應器最佳設計的研究。

5. 研究一個化學反應要從___、___、___三個方面考慮．

化學反應進行的方向和化學反應的限度這是反應動力學所研究的東西，化學反應的快慢是反應熱力學研究的東西，所以這三個都屬於化學反應原理部分，研究一個化學反應要從化學反應進行的方向、化學反應的快慢、化學反應的限度三個方面考慮，
故答案為：化學反應進行的方向、化學反應的快慢、化學反應的限度．

6. 研究一個化學反應應關注哪五個基本問題

摘要 l. 認識化學變化所遵循的基本原理，初步形成關於物質變化的正確觀念；

7. 化學反應的化學研究

在這一時期，丹麥人湯姆生和貝特羅試圖從化學反應的熱效應來解釋化學反應的方向性。他們認為，反應熱是反應物化學親合力的量度，每個簡單或復雜的純化學性的作用，都伴隨著熱量的產生。貝特羅更為明確地闡述了與這相同的觀點，並稱之為「最大功原理」，他認為任何一種無外部能量影響的純化學變化，向著產生釋放出最大能量的物質的方向進行。雖然這時他發現了一些吸熱反應也可以自發地進行，但他卻主觀地假定其中伴有放熱的物理過程。這一錯誤的論斷在30年代終於被他承認了，這時他才將「最大功原理」的應用范圍限制在固體間的反應上，並提出了實際上是「自由焓」的化學熱的概念。19世紀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。首先，霍斯特曼在研究氯化銨的升華過程中發現，在熱分解反應中，其分解壓力和溫度有一定的關系，符合克勞胥斯·克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V'-V)其中Q代表分解熱，V、V'代表分解前後的總體積。范霍夫依據一述方程式導出的下式：
lnK=-(Q/RT) c
此式可應用於任何反應過程，其中Q代表體系的吸收的熱（即升華熱）。范霍夫稱上式為動態平衡原理，並對它加以解釋，他說，在物質的兩種不同狀態之間的任何平衡，因溫度下降，向著產生熱量的兩個體系的平衡方向移動。1874年和1879年，穆迪埃和羅賓也分別提出了這樣的原理。穆迪埃提出，壓力的增加，有利於體積相應減少的反應發生。在這之後，勒夏特列又進一步普遍地闡釋了這一原理。他說，處於化學平衡中的任何體系，由於平衡中的多個因素中的一個因素的變動，在一個方向上會導致一種轉化，如果這種轉化是惟一的，那麼將會引起一種和該因素變動符號相反的變化。
然而，在這一方面做出突出貢獻的是吉布斯，他在熱力化學發展史上的地位極其重要。吉布斯在勢力化學上的貢獻可以歸納4個方面。第一，在克勞胥斯等人建立的第二定律的基礎上，吉布斯引出了平衡的判斷依據，並將熵的判斷依據正確地限制在孤立體系的范圍內。使一般實際問題有了進行普遍處理的可能。第二，用內能、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變數對體系狀態進行描述。並指出湯姆生用溫度、壓力和體積對體系體狀態進行描述是不完全的。他倡導了當時的科學家們不熟悉的狀態方程，並且在內能、熵和體積的三維坐標圖中，給出了完全描述體系全部熱力學性質的曲面。第三，吉布斯在熱力學中引入了「濃度」這一變數，並將明確了成分的濃度對內能的導數定義為「熱力學勢」。
這樣，就使熱力學可用於處理多組分的多相體系，化學平衡的問題也就有了處理的條件。第四，他進一步討論了體系在電、磁和表面的影響下的平衡問題。並且，他導出了被認是熱力學中最簡單、最本質也是最抽象的熱力學關系，即相律，在，而平衡狀態就是相律所表明的自由度為零的那種狀態。
吉布斯對平衡的研究成果主要發表在他的三篇文章之中。1873年，他先後將前兩篇發表在康涅狄格州學院的學報上，立即引起了麥克斯韋的注意。吉布斯前兩篇文可以說只是一個准備，1876年和1878年分兩部分發表了第三篇文章《關於復相物質的平衡》，文章長達300多頁，包括700多個公式。兩篇文章是討論單一的化學物質體系，這篇文章則對多組分復相體系進行了討論。由於熱力學勢的引入，只要將單組分體系狀態方程稍加變化，便可以對多組分體系的問題進行處理了。
對於吉布斯的工作，勒夏特列認為這是一個新領域的開辟，其重要性可以與質量不滅定律相提並論。然而，吉布斯的三篇文章發表之後，其重大意義並未被多數科學家們所認識到，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後，情況頓然改變。在吉布斯之後，熱力學仍然只能處理理想狀態的體系。這時，美國人洛易斯分別於1901年和1907年發表文章，提出了「逸度」與「活度」的概念。路易斯談到「逃逸趨勢」這一概念，指出一些熱力學量，如溫度、壓力、濃度、熱力學勢等都是逃逸趨勢量度的標度。
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充和發展，從而使人們有可能將理想體系的偏差進行統一，使實際體系在形式上具有了與理想體系完全相同的熱力學關系式。綜上所述，化學平衡狀態是指在一定條件下的可逆反應，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。
化學平衡狀態具有逆，等，動，定，變等特徵。
逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
等：平衡時，正逆反應速率相等，即v正=v逆。
動：平衡時，反應仍在進行，是動態平衡，反應進行到了最大程度。
定：達平衡狀態時，反應混合物中各組分的濃度保持不變，反應速率保持不變，反應物的轉化率保持不變，各組分的含量保持不變。
變：化學平衡跟所有的動態平衡一樣，是有條件的，暫時的，相對的，當條件發生變化時，平衡狀態就會被破壞，由平衡變為不平衡，再在新的條件下建立新平衡。影響化學平衡的因素有很多：如壓強溫度濃度等。
注意：催化劑不影響化學平衡，僅影響反應速率。在其他條件不變的情況下，增大反應物濃度或減小生成物濃度，可使平衡向正反應方向移動。
勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。