化學平衡怎麼學

Ⅰ 化學平衡知識點總結

化學平衡 一、化學平衡 1、可逆反應 ⑴定義：在同一條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應叫做可逆反應。用「」代替「==」。 ⑵可逆反應中所謂的正反應、逆反應是相對的，一般把向右進行的反應叫做正反應，向左進行的反應叫做逆反應。 ⑶在不同條件下能向兩個方向進行的反應不叫可逆反應。如： 2H2 + O2

2H2O；2H2O

2H2↑+ O2↑

⑷可逆反應不能進行到底，在一定條件下只能進行到一定程度後達到平衡狀態。 2、化學反應的限度 ⑴化學反應的限度就是研究可逆反應在一定條件下所能達到的最大限度。 ⑵反應的轉化率 反應物的轉化率：α=

該反應物起始量

3、化學平衡 ⑴化學平衡狀態：在一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度保持不變的狀態，叫做化學平衡狀態，簡稱化學平衡。 ①化學平衡的微觀標志（即本質）：v正=v逆 ②化學平衡的宏觀標志：反應混合物中各組分的濃度和體積分數保持不變，即隨時間的變化，保持不變。 ③可逆反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，或正、逆反應同時開始，都能達到化學平衡。 ⑵化學平衡的特徵 ①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。 ②動：化學平衡是動態平衡，反應處於平衡態時，化學反應仍在進行，反應並沒有停止。 ③等：化學反應處於化學平衡狀態時，正反應速率等於逆反應速率，且都不等於零。 ④定：化學反應處於化學平衡狀態時，反應混合物中各組分的濃度保持一定，體積分數保持一定。對反應物，有一定的轉化率，對生成物，有一定的產率。 ⑤變：化學平衡是有條件的平衡，當外界條件變化，原有的化學平衡被破壞，在新的條件下，平衡發生移動，最終又會建立新的化學平衡。 二、判斷可逆反應達到平衡的標志

以可逆反應

mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)為例 1、直接標志 ⑴v正=v逆。 具體可以是：①A、B、C、D中任一種在單位時間內的生成個數等於反應掉的個數。 ②單位時間內生成m mol A(或n molB)，同時生成p molC(或q molD)。 ⑵各物質的質量或物質的量不再改變。 ⑶各物質的百分含量（物質的量分數、體積分數、質量分數）不再改變。 ⑷各物質的'濃度不再改變。 2、間接標志 ⑴若某一反應物或生成物有顏色，顏色穩定不變。

⑵當m+n≠p+q時，恆容下總壓強不再改變。（m+n=p+q時，總壓強不能作為判斷依據） 三.等效平衡

(1)、等效平衡原理：相同條件下，同一可逆反應體系，不管從正反應開始，還是從逆反應開始，只要按反應方程式中的化學計量數之比投入反應物或生成物，建立起的平衡狀態都是相同，這就是等效平衡的原理。

由於化學平衡狀態與條件有關，而與建立平衡的途徑無關。因而，同一可逆反應，從不同的狀態開始，只要達到平衡時條件（溫度、濃度、壓強等）完全相同，則可形成等效平衡。 (2)、等效平衡規律

①在定溫、定容的條件下，對於反應前後氣體分子數改變的可逆反應，只改變起始時加入物質的物質的量，如通過可逆反應的化學計量數比換算成同一半邊的物質的物質的量與原平衡相同，則兩平衡等效。

②在定溫、定容的條件下，對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比值與原平衡相同，兩平衡等效。（主要是指轉化率相同）

③在定溫、定壓下，改變起始時加入物質的物質的量，只要按化學計量數換算成同一半邊的物質的物質的量之比與原平衡相同，則達到平衡後與原平衡等效。

練習：1、可逆反應：2NO2=2NO+O2在密閉容器中反應，達到平衡的標志是（ ） ①單位時間生成nmolO2的同時，生成2nmolNO2 ②單位時間生成nmolO2的同時，生成2nmolNO

③用NO2、NO、O2的物質的量濃度變化來表示的反應速率的比為2:2:1的狀態 ④混合氣體的顏色不再改變的狀態 ⑤混合氣體的密度不再發生改變的狀態 ⑥混合氣體的平均相對分子質量不再改變的狀態 A ①④⑥ B ②③⑤ C ①③④ D ①②③④⑤⑥

2、在一個固定容積的密閉容器中發生如下反應：2A(g)+B(g)=3C(g)+D(g) 當加入4molA和2molB，達到化學平衡時，C的物質的量的濃度為nmol/L。若維持溫度不變，按下列四種配比為起始物質，達到平衡後，C仍未nmol/L的是（）

A 2molA+1molBB 6molC+2molDC 3molC+1molDD 4molA+2molB+3molC

3、（2004年北京）在一定溫度下，一定體積的密閉容器中有如下平衡：H2(g)+I2(g)=2HI(g)。已知H2和I2的起始濃度均為0.10mol/L時，達平衡時HI的濃度為0.16mol/L。若H2和I2

的起始濃度增大為0.20mol/L時，則平衡時H2的濃度(mol/L)是（ ） A 0.16 B 0.08 C 0.04 D 0.02

4、一定溫度下,反應2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)達平衡時,n(SO2):n(O2):n(SO2)=2:3:4 。縮小體積，反應再次達到平衡時,n(O2)=0.08mol,n(SO3)=1.4mol。此時SO2的物質的量應為（ ） A 0.4molB 0.6mol C 0.8mol D 1.2mol

5、（2003年高考）某溫度下，在一容積可變的容器中，反應2A(g)+B(g)=2C(g)達到平衡時，A、B、C的物質的量分別為4mol、2mol和4mol。保持溫度和壓強不變，對平衡混合物中的三者的物質的量做如下調整，可使平衡右移的是（ ） A 均減半B 均加倍C 均增加1mol D 均減少1mol

6、（2004年高考）恆溫下，將amolN2與bmolH2的混合氣體通入一個固定容積的密閉容器中，發生如下反應：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)

（1）若反應進行到某時刻t時，n(N2)=13mol,n(NH3)=6mol,計算a的值。

（2）反應達平衡時，混合氣體體積為716.8L（標准情況下），其中NH3的含量（體積分數）為25%。計算平衡時NH3的物質的量。

（3）原混合氣體與平衡混合氣體的總物質的量之比（寫出最簡整數比，下同）， N始:N平=

（4）原混合氣體中，a:b=

（5）達到平衡時，N2和H2的轉化率之比為 （6）平衡混合氣體中，n(N2):n(H2):n(NH3)=

7、（2003年高考）Ⅰ.恆溫、恆壓下，在一個容積可變的容器中發生如下反應： A(g)+B(g)=C(g)

（1） 若開始時放入1molA和1molB,達到平衡後，生成amolC，這時A的物質的量為

mol

（2） 若開始時放入3molA和3molB，達到平衡後，生成C的物質的量為mol （3） 若開始時放入xmolA,2molB和1molC,達到平衡後，A和C的物質的量分別是ymol

和3amol，則x=mol,y=mol.平衡時，B的物質的量為

甲.大於2mol 乙.等於2mol 丙 小於2mol 丁.可能大於等於或小於2mol 作出此判斷的理由是

（4） 若在（3）的平衡混合物中再加入3molC，帶再次達到平衡後，C的物質的量得分數是 。

Ⅱ.若維持溫度不變，在一個與（Ⅰ）反應前起始體積相同，且容積固定的容器中發生上述反應。

（5）開始時放入1molA和1molB，達到平衡後生成bmolC。將b與（1）小題中的a進行比較。

Ⅱ 如何把高中化學平衡部分學的很透徹

這一部分的知識點在高中階段屬於中上難度，主要靠理解知識。思路理清楚之後，知道會從哪些方面出題，做練習鞏固。比如化學平衡即正逆反應速率相等，影響化學平衡的因素主要有溫度，壓強，濃度，催化劑；以及達到化學平衡的標志；轉化率，反應速率的計算（三段式法）都是常見的知識點。因為涉及太多知識，所以沒有辦法一一講清楚。

Ⅲ 化學平衡學不會該怎麼學

化學平衡很重要，關鍵是領會平衡移動原理，改變可逆反應的條件如濃度、壓強、溫度等，化學平衡向減弱這種改變的方向移動。不要機械的記憶什麼推論，自己試著根據原理解決。注意條件，恆壓，恆容，恆溫.....
比如均為氣體A+3B=2C，H<0，恆容密閉容器，加入A，A的濃度改變，加大，那平衡向減弱A濃度的方向，即A濃度減小方向移動，即正向移動。，比如縮小容器體積，平衡向減弱體積縮小壓強增大的方向，即氣體體積減小的方向，即正向移動，比如升溫，（H<0，正反應放熱），那平衡向減弱升溫的方向，即吸收熱量的方向，即逆向移動..........
遇到問題還是根據基本原理，有問題可以追問，或者私信。

Ⅳ 化學平衡應如何學好以及主要知識點

化學平衡包括化學平衡的特徵、判斷、移動及等效平衡等知識
特徵
逆 等 動 定 變
對
化學平衡的判斷：
1等
正反應速率等於逆反應速率
2.定
各物質濃度（質量分數、體積分數、物質的量濃度）不再變化，各物質的質量、氣體的體積不變
3.特定情況：顏色、密度、總壓強，總體積等（要求：反應進行時改變，某一時刻不變，則平衡，稱為：前變，後不變）
移動
勒夏特列原理
等效平衡
兩種類型，3種情況

Ⅳ 怎樣學好高二化學平衡

學好高二化學平衡的方法如下：

1. 學會自學教材。學會自學才能主動地接受書本知識,而預習則是學會自學的必要步驟。

2. 學會聽課。聽化學課應全神貫注,做到眼到,心到(即思想集中)，耳到和手到，關鍵是心到，即開動腦筋，積極思維，想懂所學內容。

3. 學會閱讀。可運用"五字"閱讀法，即"、想、問、寫、記"。

4. 學會比較歸納。可使陌生的事物熟悉化，從而實現對新知識的掌握。如：學習第一章氮族元素時，可根據它們原子結構相同點與不同點，推出它們性質上有相似之處也有遞變規律，並注意聯系高一年學過的鹵族元素和氧族元素進行橫向比較及歸納，既有利於理解新知識，又鞏固了對舊知識的掌握。

5. 學會自學教材。學會自學才能主動地接受書本知識，而預習則是學會自學的必要步驟。

6. 學會聽課。聽化學課應全神貫注，做到眼到，心到(即思想集中)，耳到和手到，關鍵是心到，即開動腦筋,積極思維，想懂所學內容。

Ⅵ 化學平衡知識點歸納有哪些

1.化學平衡狀態的判定。

作為一個高頻考點，多數同學認為稍有難度，其實要解決這個問題，我們只須記住兩點「一正一逆，符合比例」；「變數不變，平衡出現」。

2.化學平衡常數K

（1）K值的意義，表達式，及影響因素。

化學平衡常數的表達式是高考經常出現的考點，對大多數同學來說是一個得分點，簡單來說，K值等於「生成物與反應物平衡濃度冥的乘積之比」，只是我們一定不要把固體物質及溶劑的濃度表示進去就行了。

對於平衡常數K，我們一定要牢記，它的數值只受溫度的影響；對於吸熱反應和放熱反應來說，溫度對K值的影響也是截然相反的。

（2）K值的應用

比較可逆反應在某時刻的Q值（濃度商）與其平衡常數K之間的關系，判斷反應在某時刻的轉化方向及正、逆反應速率的相對大小。

利用K值受溫度影響而發生的變化情況，推斷可逆反應是放熱還是吸熱。

（3）K值的計算

K值等於平衡濃度冥的乘積之比，注意兩個字眼：一是平衡；二是濃度。一般情況下，這里的濃度不可用物質的量來代替，除非反應前後，各物質的系數都為1。

互逆的兩反應，K的取值為倒數關系；可逆反應的系數變為原來的幾倍，K值就變為原來的幾次方； 如反應3由反應1和反應2疊回而成，則反應3的K值等於反應1和反應2的K值之積。

例題：將固體NH4I置於密閉容器中，在一定溫度下發生下列反應：①NH4I(s)===NH3(g)＋HI(g)；②2HI(g)===H2(g)＋I2(g)。達到平衡時，c(H2)＝0.5 mol/L，c(HI)＝4 mol/L，則此溫度下反應①的平衡常數為()

A．9 B．16 C．20 D．25

3.化學平衡的移動問題

依據勒夏特列原理進行判斷，一般的條件改變對平衡狀態的影響都很容易判斷。

惰性氣體的充入對平衡狀態的影響，對很多同學來說，往往會構成一個難點。其實只需要明白一點，這個問題就不難解決：影響平衡狀態的不是總壓強，而是反應體系所佔的分壓強。恆容時，充入惰性氣體，總壓強增大（因惰性氣體佔有一部分壓強），但反應體系所佔的分壓強卻沒有改變，平衡不移動；恆壓時，充入惰性氣體，總壓強不變，但惰性氣體占據了一部分壓強，因此反應體系的分壓強減小，平衡向著氣體物質的量增多的方向移動。

4.平衡移動與轉化率α、物質的量分數φ之間的關系

例如：對於N2+3H2⇌2NH3反應，在恆容體系中，如果增加N2的量，則會使平衡向右移動，α（H2）增大，α（N2）減小，φ（N2）增大。思考為什麼？[H2轉化率增大很好理解，而N2轉化率減小，我們可以從平衡常數不變的角度去分析]{此種情況要從反應物濃度改變的角度去理解轉化率變化及物質的量分數的變化情況}

如果按照N2與H2的初始量之比，在恆容體系中同時增加N2與3H2的量，則平衡右移，α（H2）增大，α（N2）增大，φ（N2）減小。思考為什麼？[按初始量之比同時增大反應物的量，相當於給體系增大壓強]{要從反應體系壓強改變的角度去理解各種量的變化情況}

思考對於2NO2⇌N2O4，如果在恆容體系中，增大NO2的量，那麼反應的最終α（NO2）會如何變化，φ（NO2）會如何變化？

5.圖像問題

（1）給出各種物質的物質的量變化曲線，或濃度變化曲線，寫化學方程式（依據系數比等於轉化量之比）

（2）根據某物質的百分含量，或者轉化率等在不同條件下隨時間的變化曲線，或者在不同溫度下隨壓強變化的曲線（也可能是不同壓強下了隨溫度變化的曲線）判斷反應的特點，即：反應是吸熱還是放熱；反應前後，氣體的物質的量是增加還是減少。

（3）根據正逆反應速率的變化情況，判斷條件的改變；或者給出條件的改變，畫出正逆反應速率的變化情況。（關鍵是把握住溫度、壓強、催化劑及濃度對反應速率及平衡狀態的影響情況。）

6.利用三段式進行有關轉化率、平衡常數等的計算（計算的核心在於：轉化量之比等於系數比）

例：2L密閉容器中，充入1mol N2和3molH2，3min後達到平衡狀態，此時壓強變為原來的4/5（或者平均分子量變為原來的5/4，或者恆壓體系中，密度變為原來的5/4），求N2的平衡轉化率，平衡常數K，以及平衡時H2的物質的量分數；求NH3表示的反應速率。

7.等效平衡（達到平衡狀態時，兩體系對應物質的分數分別相同）

（1）恆容等效。

等效條件：一邊倒之後，對應物質的量完全相等；等效特點：完全等效（兩體系達到等效平衡時，各對應物質的物質的量及濃度分別相等。）

恆容條件下，在體系中①加入1molN2和3molH2②加入2molNH3③加入0.5molN2、1.5molH2和1molNH3（為什麼會達到相同的平衡狀態，可從平衡常數的角度來解釋）④若加入0.3molN2、xmolH2和ymolNH3可達到與體系完全相同的平衡狀態，求x和y。

假設N2+3H2⇌2NH3 △H＝－QKJ/mol，在恆容體系中，①加入1molN2和3molH2達平衡狀態時，放熱Q1,N2的轉化率為a②加入2molNH3達平衡狀態時，吸熱Q2，NH3的轉化率為b。問：Q1、Q2間的關系，a、b間的關系。

（2）恆壓等效。

等效條件：一邊倒之後，各對應物質的比例關系相同；等效特點：等比等效（兩體系達到等效平衡時，對應物質的濃度相等，而物質的量成比例。）

恆壓條件下，N2+3H2⇌2NH3 ，體系①加入1molN2和4molH2,達平衡後，NH3的物質的量為nmol；體系②加入0.5molN2、xmolH2和ymolNH3，若要達平衡後，NH3的物質的量為2nmol，求x與y的值。

（3）針對反應前後氣體物質的量不變的反應的恆容等效。

等效條件：一邊倒之後，各對應物質的比例關系相同；等效特點：等比等效（兩體系達到等效平衡時，對應物質的濃度成比例，各物質的量也成比例。）。

Ⅶ 化學關於平衡的知識點

一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。下面是我為大家整理的關於化學關於平衡的知識點，希望對您有所幫助。歡迎大家閱讀參考學習!

高考化學知識點 總結 ：化學平衡

1、定義：

化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種「平衡」，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

2、化學平衡的特徵

逆(研究前提是可逆反應)

等(同一物質的正逆反應速率相等)

動(動態平衡)

定(各物質的濃度與質量分數恆定)

變(條件改變，平衡發生變化)

動(動態平衡)

定(各物質的濃度與質量分數恆定)

變(條件改變，平衡發生變化)

3、判斷平衡的依據

判斷可逆反應達到平衡狀態的 方法 和依據

4、影響化學平衡移動的因素

(一)濃度對化學平衡移動的影響

(1)影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

(2)增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡不移動

4、影響化學平衡移動的因素

(一)濃度對化學平衡移動的影響

(1)影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

(2)增加固體或純液體的量，由於濃度不變，所以平衡不移動

(3)在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。

(二)溫度對化學平衡移動的影響

影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

(三)壓強對化學平衡移動的影響

影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動;減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。

注意：

(1)改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動

(2)氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似

(四)催化劑對化學平衡的影響：

由於使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。

(五)勒夏特列原理(平衡移動原理)：

如果改變影響平衡的條件之一(如溫度，壓強，濃度)，平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

5、化學平衡常數

(一)定義：

在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。 符號：K

(二)使用化學平衡常數K應注意的問題：

1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

2、K只與溫度(T)關，與反應物或生成物的濃度無關。

3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由於其濃度是固定不變的，可以看做是「1」而不代入公式。

4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

(三)化學平衡常數K的應用:

1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。

2、可以利用K值做標准，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。(Q：濃度積)Q〈K：反應向正反應方向進行;Q=K：反應處於平衡狀態 ;Q〉K：反應向逆反應方向進行。

3、利用K值可判斷反應的熱效應

若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應。