① 化學反應限度
一般是就容器總氣體的而言的，若反應前後都是氣體,達到反應平衡時方程式是：
aA(g)+bB(g)=cC(g)+dD(g)
ca,b,c,d是化學計量數，設氣體總質量為m,氣體A有amol，氣體B有bmol，氣體C有cmol，氣體D有dmol
反應前氣體總物質的量n0=(a0+b0)mol，反應平衡時n=(a+b+c+d)mol
因為 平均摩爾質量Mp=m/n
若a+b=c+d,n0=n,平均摩爾質量不變
若a+b>c+d,n0>n,平均摩爾質量變大
若a+b<c+d,n0<n,平均摩爾質量變小
若是反應前有固體或液體，達到反應平衡時方程式是：
aA(g)+bB(s,l)=cC(g)+dD(g）
a,b,c,d是化學計量數，設氣體總質量為m,氣體A有amol，氣體C有cmol，氣體D有dmol
反應前氣體總物質的量n0=a0mol，反應平衡時n=(a+c+d)mol
因為 平均摩爾質量Mp=m/n
若a=c+d,n0=n,平均摩爾質量不變
若a>c+d,n0>n,平均摩爾質量變大
若a<c+d,n0<n,平均摩爾質量變小
② 各種化學反應的化學反應限度不同，具體表現在哪
各種化學反應的化學反應限度不同，具體表現在平衡常數不一樣，平衡常數越大進行的限度越大
③ 化學反應達到限度的判斷原理都有哪些
1、任何情況下均可作為標志的：
（1）v正=v逆（同一種物質）
（2）各組分含量（百分含量、物質的量、質量）不隨時間變化
（3）某反應物的消耗（生成）速率：某生成物的消耗（生成）速率=化學計量數之比
2、在一定條件下可作為標志的：
（1）對於有色物質參加或生成的可逆反應體系,顏色不再變化.
（2）對於有氣態物質參加或生成的可逆反應體系,若反應前後氣體的物質的量變化不為0,則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恆溫恆容）.
（3）對於恆容絕熱體系,體系的溫度不再變化.
3、不能作為判斷標志的：
（1）各物質的物質的量或濃度變化或反應速率之比=化學計量數之比（任何情況下均適用）
（2）對於全氣體的反應,若反應前後氣體的體積無變化,則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恆溫恆容）.
④ 化學反應的限度
大多數化學方應一般都是可逆的，化學反應限度是指化學反應進行的程度，類似於化學平衡
⑤ 化學反應限度。。。。
選C
想用速率判斷化學平衡狀態很簡單，只要把握兩點：一，兩個速率一個正，一個逆；二，用不同物質表示的速率之比應該等於化學計量數之比。
如：A同是正反應速率，違反第一條，不對。
B違反第二條，應是2v(N2)正=v(NH3)逆
D違反第二條，應是3v(N2)正=v(H2)逆
⑥ 化學反應的限度如何把握
用平衡常數來衡量。
⑦ 化學反應達到限度的判斷原理
判斷化學反應達到平衡狀態的標志
1、任何情況下均可作為標志的：
（1）v正=v逆（同一種物質）
（2）各組分含量（百分含量、物質的量、質量）不隨時間變化
（3）某反應物的消耗（生成）速率：某生成物的消耗（生成）速率=化學計量數之比
2、在一定條件下可作為標志的：
（1）對於有色物質參加或生成的可逆反應體系，顏色不再變化。
（2）對於有氣態物質參加或生成的可逆反應體系，若反應前後氣體的物質的量變化不為0，則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恆溫恆容）。
（3）對於恆容絕熱體系，體系的溫度不再變化。
3、不能作為判斷標志的：
（1）各物質的物質的量或濃度變化或反應速率之比=化學計量數之比（任何情況下均適用）
（2）對於全氣體的反應，若反應前後氣體的體積無變化，則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恆溫恆容）。
[例題與解析]
例1、下列方法中可以證明2HI(g)H2(g)+I2(g)已達平衡狀態的是（ ）
①單位時間內生成n mol H2的同時生成n mol HI
②一個H—H鍵斷裂的同時有兩個H—I鍵斷裂
③百分組成HI%=I2%
④反應速率v (H2)=v (I2)=0.5 v (HI)時
⑤C (HI)=C (H2)=C (I2)=2∶1∶1
⑥溫度和體積一定時，某一生成物濃度不再變化
⑦溫度和體積一定時，容器內壓強不再變化
⑧條件一定，混合氣體的平均相對分子質量不再變化
⑨溫度和體積一定時混合氣體的顏色不再變化
⑩溫度和壓強一定時混合氣體密度不再變化
分析：這是一個反應前後氣體體積沒有變化的反應
①表示不同方向的反應，但生成H2與生成HI的物質的量之比應等相應化學計量數之比；
②表示不同方向的反應且等於化學計量數之比，正確；
③毫無根據，只在極特殊情況下成立；
④任何情況下均成立；
⑤平衡狀態時濃度之比不一定等於化學計量數之比；
⑥濃度不變，說明已達平衡，正確；
⑦此反應前後氣體體積不變，恆溫恆容條件下任何時候容器內壓強均不變；
⑧此反應前後氣體物質的量不變，總質量不變條件下任何時候氣體平均相對分子質量均不變；
⑨顏色不變說明濃度不變，正確；
⑩此反應前後氣體物質的量不變，恆溫恆壓條件下體積不變，任何時候氣體密度均不變。
正確答案：②⑥⑨
例2、N2+3H22NH3 （正反應為放熱反應）的平衡體系中，使逆反應速率逐漸增大到第二次平衡的措施是
（ ）
（A）增加N2的濃度 （B）減少NH3的濃度
（C）減壓 （D）升溫
分析：對本反應來說，若升溫，v正、v逆均是突然都增大，減壓v正、v逆均是突然都減低，減少NH3的濃度、v逆也是突然降低，只有增加N2的濃度，v正突然增大，而這一瞬間v逆是從原平衡點開始逐漸增大，直到第二次平衡。用以下圖象說明。答案為（A）。
例3、反應A(g)+2B(g)C(g)+Q（正反應為放熱反應）達到平衡後，當改變條件：①升溫 ②降溫 ③加壓 ④減壓 ⑤使用催化劑，能使反應速率加快的同時C的平衡百分含量增加的是（ ）
（A）①③⑤ （B）②③ （C）③⑤ （D）③
分析：欲使反應速率加快，只能選①升溫、③加壓和⑤使用液化劑。但本題要求同時C的百分含量增大，即平衡向正反應方向移動，因此⑤不行，因為它不能改變平衡，而①升溫平衡逆反應移動，C的百分含量減小，因此只有③加壓滿足反應速率加快的同時C的百分含量增加，答案為（D）。
例4、某溫度下，反應N2O42NO2（正反應為吸熱反應）在密閉容器中達到平衡，下列說法不正確的是（ ）
A．體積減小時將使反應速率增大
B．體積不變時加入少許NO2，將使正反應速率減小
C．體積不變時加入少許N2O4，再度平衡時顏色變深
D．體積不變時升高溫度，再度平衡時顏色變深
分析：
A、B兩選項是結合判斷化學反應速率變化而設置的，C、D兩選項是結合判斷化學平衡移動而設置的。速率變化與平衡移動是兩個不同的但又密切相關的概念，在解題時一定要正確處理好兩者的關系。
A選項：體積減小使反應物濃度及生成物濃度都增大，所以無論正反應還是逆反應速率都增大。
B選項：體積不變時增加NO2的量，生成物的濃度增大，則正、逆反應速率都增大。
C選項：體積不變加入少許N2O4，再度平衡時，無論平衡如何移動各物質濃度均增大，顏色也一定加深。
D選項：體積不變升高溫度，平衡向吸熱（正反應）方向移動，顏色一定加深。
答案：B
參考練習：
1．在一定溫度下的恆容容器中，當下列物理量不再發生變化時，表明反應：A(s)+3B(g)2C(g)+D(g)已達到平衡狀態的是（ ）
A．混合氣體的壓強B．混合氣體的密度
C．B的物質的量濃度 D．氣體的總物質的量
2．在一個固定體積的密閉容器中，放入3LX(g)和2LY(g)，在一定條件下發生下列反應：
4X(g)+3Y(g)2Q(g)+nR(g)，達到平衡後，容器內溫度不變，混合氣體的壓強比原來增加5%，X的濃度減少1/3，則該反應方程式中n的值是（ ）
A．3 B．4 C．5 D．6
3．在一定條件下，下列可逆反應達到化學平衡：H2(g)+I2(g)2HI(g)（正反應為放熱反應），要使混合氣體的紫色加深，可以採取的方法是（ ）
A．降低溫度 B．升高溫度 C．增大壓強 D．減小壓強
4．下列事實不能用化學平衡移動原理解釋的是（ ）
A．在強鹼存在的條件下，Cl2在水中的溶解度增大
B．加催化劑，使N2和H2在一定條件下轉化成氨
C．可用濃氨水和氫氧化鈉固體快速制氨氣
D．加壓有利於SO2和O2反應生成SO3
5．下列可逆反應中，增大壓強，降低溫度，均可使化學平衡向正反應方向移動的是（ ）
A．2SO2+O22SO3(g)（正反應為放熱反應）
B．4NH3+5O24NO+6H2O(g)（正反應為放熱反應）
C．2NH3N2+3H2（正反應為吸熱反應）
D．SO2+NO2SO3(g)+NO（正反應為放熱反應）
參考答案：
1．BC 2．D 3．BC 4．B 5．A
⑧ 怎樣用化學平衡常數判斷反應限度
如果我記得沒錯的話，所謂的反應限度應該就是和反應物的轉化率相等同的吧，一般來說，化學平衡常數值與溫度有關，與其他條件無關，而溫度的變化又會影響到反應限度，若升高溫度，對於可逆反應來說，若正反應為吸熱反應，則使平衡向正反應方向移動，若正反應為放熱反應，則平衡向逆反應方向移動。這樣，可逆反應的化學平衡常數也就變了。
注意，高中的化學平衡常數是針對可逆反應來說的，對於那些幾乎是不可逆反應的反應來說(好像有點繞嘴)，化學平衡常數是沒有意義的
⑨ 化學反應速率與限度怎麼判斷
b
解題步驟：
①一級反應：反應速率與反應物濃度成一次函數關系。
②判斷一個反應是幾級反應，根據實驗測定
v=kc（反應物濃度的一次方）。
依據：化學動力學
首先要知道該反應的反應機理，
總反應的速率受到最慢的基元反應影響。（拖後腿原理）
1）no
(g)
+
br2
(g)
=
nobr2
(g)
快
（2
)
nobr2(g)
+
no(g)
=
2nobr(g)
慢
那麼這個反應的速率就只由第二步反應決定。
因此該反應的反應速度只與反應物濃度的一次方成正比。
所以該反應為一級反應。
具體文獻參考見北京大學化學學院。
希望對你有幫助。
⑩ 如何判斷化學反應的方向和限度何為Qp判據
反應進行的方向與焓判據ΔH和熵判據ΔS有關
當然最好的判據是自然能即Qp
Qp=ΔH-T*ΔS
T即開氏溫度
當小於0時該方向可自發進行
若ΔH<0
ΔS>0
該方向一定進行
若ΔH>0
ΔS<0該方向不能進行
其他情況改變溫度皆可進行
如果是反應限度就應該是平衡常數
(
K)的事
O(∩_∩)O~
對於同一反應
K越大
反應進行程度深