1. 怎麼用不同的物質來表示化學平衡呢
用可逆反應中正反應速率和逆反應速率的變化表示化學平衡的建立過程。化學平衡的本質:正反應速率等於逆反空速率。
化學平衡的建立是以可道反應為前提的。可逆反應是指在同一條件下既能正向進行又能逆向進行的反應。絕大多數化學反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。化學平衡則是指在宏觀條件一定的可逆反應中，化學反應正逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再改變的狀態。可用∆r G m=∑y AμA=0判斷，μA是反應中A物質的化學勢。根據吉布斯由自由能判據，當∆r G m=0時，反應達最大限度，處於平衡狀態。根據吉布斯特列原理，如一個已達平衡的系統被改變，該系統會隨之改變來抗衡該改變。
通常說的四大化學平衡為氧化平衡、沉澱溶液平衡、配位平衡、酸鹼平衡。化學平衡在分斬化學中有著極為重要的應用。
化學平衡常數，是指在一定溫度下，可逆反應無論從正反應開始，還是逆反應開始，也不管反應物起始濃度大小，最後都達到平衡，這時各生成物濃度的化學計量數次冪乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值是個常數，用K表示，這個常數叫化學平衡常數
反應a A(g)+b B(g)=c C(g)+dD(g)
K=(Cx D)/(A+B)
在化學
2. 怎樣計算化學平衡常數
化學平衡的概念首先要說清楚：有的化學反應的反應物無法徹底變成產物，而是隨著反應時間推移，逐漸進入一個停滯狀態——反應物與產物相混合、比例不再變化的狀態。這就是化學平衡。
區別於氫氣燃燒等「不可逆反應」，化學平衡發生於可逆反應中。
實驗發現，對於一個可逆反應，只要反應條件固定，達到平衡時，各物質的摩爾比例是固定的。所以我們引入化學平衡常數（常用字母K表示）來量化可逆反應的平衡點。
K有2種計算方法。
1 經驗平衡常數（簡單版）
可逆反應：aA + bB <=> cC + dD達到平衡後，密閉容器中各物質的摩爾濃度是[A]、[B、[C]、[D]，反應中各物質的反應比例系數分別是a、b、c、d。這時K可以有上述數據計算出來：
[C]^c · [D]^d
---------------- = K
[A]^a · [B]^b
*例如：碘單質的氫化：H2(g) + I2(g) <=> 2HI(g)（g表示反應物為氣體）
K = [HI]^2 / { [H2] · [I2] }
2標准平衡常數
由於事實上，一個混合體系中各種物質的濃度是非常難以測得的，所以上述計算實際中難以運用，只作為入門學者輔助理解的案例。
化學平衡點事實上是由物質本身的性質決定的，更確切地說是反應能量決定的。化學反應總是趨向於減少反應物的內能。燃燒反應就是典型例子：通過燃燒，燃料把自身儲存的內能釋放出去，自己達到了穩定狀態。可逆反應也一樣，正逆反應能量釋放速度一樣時，反應就平衡了。
因此，我們需要用吉布斯自由能的變化量 ΔG 算出反應物內能的吸收、釋放量，然後藉助范特霍夫等溫式將 ΔG 與 K 聯系起來，從而算出更一般的 K。
具體內容涉及化學反應「標准狀態」的定義，物理化學的反應能量計算，如焓、熵的知識，所以這里不便贅述。有興趣可以直接閱讀各大大學無機化學教材。
3. 化學平衡怎麼學
化學平衡怎麼學
首先，你要知道什麼是化學平衡：化學平衡是指在宏觀條件一定的可逆反應中，化學反應正逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再改變的狀態。 2是，明白他的特徵： 化學平衡狀態具有逆，等，動，定，變、同等特徵。首先要知道平衡的特徵和達到平衡的標志，其次要知道 平衡移動方向：增者減之，減者增之。（對著干） 平衡移動結果：增者必增，減者必減。最後找到影響因素進行判斷，經過一些練習並參閱相應的解答，找到適合自己的思路和方法。
4. 怎麼才能學好高二的化學平衡
鹽類水解的應用規律
鹽的離子跟水電離出來的氫離子或氫氧根離子生成弱電解質的反應,稱為鹽類的水解.
其一般規律是:誰弱誰水解,誰強顯誰性;兩強不水解,兩弱更水解,越弱越水解.
哪么在哪些情況下考慮鹽的水解呢?
1.分析判斷鹽溶液酸鹼性時要考慮水解.
2.確定鹽溶液中的離子種類和濃度時要考慮鹽的水解.
如Na2S溶液中含有哪些離子,按濃度由大到小的順序排列:
C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+)
或:C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-)
3.配製某些鹽溶液時要考慮鹽的水解
如配製FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等鹽溶液時應分別將其溶解在相應的酸或鹼溶液中.
4.制備某些鹽時要考慮水解Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物質極易與水作用,它們在溶液中不能穩定存在,所以制 取這些物質時,不能用復分解反應的方法在溶液中製取,而只能用干法制備.
5.某些活潑金屬與強酸弱鹼溶液反應,要考慮水解
如Mg,Al,Zn等活潑金屬與NH4Cl,CuSO4 ,AlCl3 等溶液反應.3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑
6.判斷中和滴定終點時溶液酸鹼性,選擇指示劑以及當pH=7時酸或鹼過量的判斷等問題時,應考慮到鹽的水解.如CH3COOH與NaOH剛好反應時pH>7,若二者反應後溶液pH=7,則CH3COOH過量.指示劑選擇的總原則是,所選擇指示劑的變色范圍應該與滴定後所得鹽溶液的pH值范圍相一致.即強酸與弱鹼互滴時應選擇甲基橙;弱酸與強鹼互滴時應選擇酚酞.
7.制備氫氧化鐵膠體時要考慮水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(膠體)+3HCl
8.分析鹽與鹽反應時要考慮水解.兩種鹽溶液反應時應分三個步驟分析考慮:
(1)能否發生氧化還原反應; (2)能否發生雙水解互促反應;
(3)以上兩反應均不發生,則考慮能否發生復分解反應.
9.加熱蒸發和濃縮鹽溶液時,對最後殘留物的判斷應考慮鹽類的水解
(1)加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質.
(2)加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質.
(3)加熱濃縮FeCl3 型的鹽溶液.最後得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼燒得Fe2O3 .
(4)加熱蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的鹽溶液時,得不到固體.
(5)加熱蒸干Ca(HCO3)2型的鹽溶液時,最後得相應的正鹽.
(6)加熱Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最後得到Mg(OH)2 固體.
10.其它方面
(1)凈水劑的選擇:如Al3+ ,FeCl3等均可作凈水劑,應從水解的角度解釋.
(2)化肥的使用時應考慮水解.如草木灰不能與銨態氮肥混合使用.
(3)小蘇打片可治療胃酸過多.
(4)純鹼液可洗滌油污.
(5)磨口試劑瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等試劑.
請採納，謝謝
5. 濃度與化學平衡的關系。
首先要明確一個概念,化學平衡的建立與途徑無關.
接下來解決你的問題.
甲容器中投料是1gso2,1go2
乙容器中投料是2gso2,2go2,我可以把這樣的投料分為兩部分,
先投入1gso2,1go2,那麼打到平衡後和甲容器的平衡態是相同的,則o2的濃度也相
同,那麼,此時我再投入剩下的1gso2,1go2,平衡固然正向移動,但是如果要達到和
之前相同的濃度,那麼後投入的1go2需要完全消耗掉,但是,可逆反應的特徵是不
能實現完全轉化,也就是說後加入的o2不能完全消耗掉,所以平衡兩部分o2的濃度
相加必然大於甲容器.
這是定性分析,如果要定量分析的話可以引入平衡常數,不過我這里現在沒數據,
並且過程比較繁瑣,就不進行演算了.
最後給你一句很有用的話:只減弱,不抵消.
用在這道題上就是說乙中開始o2濃度遠大於甲,所以平衡正向移動,"減弱"這個條
件,也就是使o2濃度不那麼大,但是它"不抵消"這種影響,也就是說最後乙的濃度
還是會大於甲.而且我們還可以推出乙的濃度小於甲的兩倍,因為乙的濃度起初為
甲的濃度的兩倍,但是因為"減弱",所以小於甲的兩倍,但是因為"不抵消",所以還
是大於甲的濃度.這句話很有用,把濃度換成體積分數,壓強等等都適用,我做題的
時候常常可以條件反射似的用到這句話解決問題.