相律中怎麼找化學平衡

A. 化學平衡移動

向右運動，是這樣的
化學平衡總是向削弱它的改變的方向移動，既然N2O4多了跡行，就向它減少的方向移動
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。可用ΔrGm=∑νΑμΑ=0判斷，μA是反應中A物質的化學式。根據勒夏特列原理，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。

目錄

化學平衡常數
化學平衡的含義
化學平衡的過程（動力學角度）
化學平衡的過程（微觀角度）
四大化學平衡
化學平衡研究的歷史
化學平衡的特徵
影響化學平衡的因素
氣體的化學平衡的兩種基本模型
兩種基本模型的具體解釋
化學平衡狀態化學平衡常數
化學平衡的含義
化學平衡的過程（動力學角度）
化學平衡的過程（微觀角度）
四大化學平衡
化學平衡研究的歷史
化學平衡的特徵
影響化學平衡的因素
氣體的化學平晌扮衡的兩種基本模型兩種基本模型的具體解釋化學平衡狀態展開 編輯本段化學平衡常數
可逆反應達到化學平衡
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,還是從逆反應開始,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的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。
編輯本段化學平衡的含義
化學平衡的建立是以可逆反應為前提的。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ΔrGm=∑νΑμΑ=0判斷，μA是反應中A物質的化學式。根據吉布斯自由能判據，當ΔrGm=0時，反應達最大限度，處於平衡狀態。根據勒夏特列原理，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。
編輯本段化學平衡的過程（動力學角度）
從動力學角度看，反應開始時，反應物濃度較大，產物濃度較小，所以正反應速率大於逆反應速率。隨著反應的進行，反應物濃度不斷減小，產物濃度不斷增大，所以正反應速率不斷減小，逆反應速率不斷增大。當正、逆反應速率相等時，系統中各物質的濃度不再發生變化，反應就達到了平衡。此時系統處於動態平衡狀態，並不是說反應進行到此就完全停止．
編輯本段化學平衡的過程（微觀角度）
從微觀角度講則是因為在可逆反應中，反應物分子中的化學鍵斷裂速率與生成物化學鍵的斷裂速率相等所造成的平衡現象。
編輯本段四大化學平衡
通常說的四大化學平衡為化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡。 化學平衡在分析化學中有著極為重要的應用。
編輯本段化學平衡研究的歷史
19世紀50-60年代，熱力學的基本規律已明確起來，但是一些熱力學概念還比較模糊，數字處理很煩瑣，不能用來解決稍微復雜一點的問題，例如化學反應的方向問題。當時，大多數化學家正致力於有機化學的研究，也有一些人試圖解決化學反應的方向問題。這種努力除了質量作用定律之外，還有其他一些人試圖從別的角度進行反應方向的探索，其中已有人提出了一些經驗性的規律。 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宴州灶。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，符合克勞胥斯一克拉佩隆方程：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，用內有、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。前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。
編輯本段化學平衡的特徵
化學平衡狀態具有逆，等，動，定，變、同等特徵。 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。（對於同一個物質，v正=v逆數值上相等；對於不同物質，vA正：vB逆=a：b，即等於系數比） 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：達到平衡狀態時，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。 同：對於一個確定的可逆反應，不管是從反應物開始反應，還是從生成物開始反應，抑或是從反應物和生成物同時開始， 只要滿足各組分物質濃度相當，都能夠達到相同的平衡狀態。
編輯本段影響化學平衡的因素
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，反之，向逆反應方向移動； 對於有氣體參加的反應，在其他條件不變的情況下,增大壓強，可使平衡向體積減小的方向移動，反之，向體積增大方向移動； NO2-N2O4平衡球
在其他條件不變的情況下,升高體系的溫度,可使平衡向吸熱方向移動，反之，向放熱的方向移動。 在其他條件不變的情況下,加入催化劑，化學平衡不移動。 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。
編輯本段氣體的化學平衡的兩種基本模型
關於氣體的化學平衡有這兩種基本模型，即一種是容積不變，一種是壓強不變。
編輯本段兩種基本模型的具體解釋
對於一個反應Ma+Nb=Qc+Dp 其中M，N,Q,D為方程式前的計量數。 第一大類；TV不變，即容積不變時 1.M+N>Q+D 或M+N<Q+D 這個時候只能建立等同平衡，記住這時只能建立等同。 什麼叫等同？顧名思義，就是什麼都是相同的。 這個相同是建立在平衡的基礎上的，平衡是不管你怎麼加都是那個百分含量。 2.M+N=Q+D的時候 這個時候可以 建立等效平衡 即在平衡時候之前加入的個生成物是按比例生成的 這個時候的各物質濃度會隨著加入的比的變化而變化 但這兩種情況各物質的百分含量是不變的 其實等效平衡你可以理解為平衡時各物質的關系是相同的 第二大類：TP不變 即容器的壓強不變 這類的容器一般與活塞相連】 保證了活塞內氣體的作用力不變。 還是這兩類 1.M+N>Q+D 或M+N<Q+D 這種類型的可逆反應。由於壓強是會隨著反應的改變而改變的，但在這種容器中外界的大氣壓力會使反應時刻處於平衡狀態。故這種平衡下什麼都是不變的 如 各物質的濃度百分比 2.M+N=q+D 這種類型的可以說是以上所有類型的綜合體。就是真正意義上的什麼都不變。他的意義就好像是你進行同一個反應，一個用大碗一個用小碗一樣。
編輯本段化學平衡狀態
1.化學平衡的建立 可逆反應達到化學平衡
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。 2.化學平衡的本質 正反應速率等於逆反應速率。 3化學平衡的特徵 (1)逆：研究的對象必須是可逆反應。 (2)動：化學平衡的動態平衡，即當反應達到平衡的，正反應和逆反應仍在繼續進行。 (3)等：正反應速率等於逆反應速率，即V正=V逆不等於零 (4)定：反應混合物中，各組分的百分含量是定量 (5)變：改變影響平衡的外界條件，平衡會移動，然後達到新的平衡。

B. 相律的公式是怎麼推導出來的

第一、假設一個平衡系統中有C個組分、P個相，對於每一個相來說，溫度、壓力及其相成分（即所含各組分的濃度）可變。確定每個相的成分，需要確定(C-1)個組分濃度，因為C個組分濃度之和為100%。現有P個相，故有P(C-1)個濃度變數。所有描述整個系統的狀態有P(C-1)+2個變數。但這些變數並不是彼此獨立的，由熱力學可知，平衡時每個組分在各相中的化學勢都必須彼此相等。一個化學勢相等的關系式對應一個濃度關系式，應減少一個系統獨立變數。C個組分在P個相中共有C(P-1)個化學勢相等的關系式。

第二、吉布斯（Jsoiah Willard Gibbs,1839-1903年），美國理論物理學家。1875-1878年，先後分兩部分在康涅狄格（州）科學院學報（Trans. Conn. Acad. Sci.）上發表 《關於多相物質的平衡》的文章，共計約400頁，約700多個公式。吉布斯的「相律」對於多相體系是「放置四海而皆準」的具有高度概括性的普適規律。它的重要意義就在於推動了化學熱力學及整個物理化學的發展，也成為相關領域諸如冶金學和地質學等的重要理論工具。

第三、相（phase） 體系內部物理和化學性質完全均勻的部分稱為相。相與相之間在指定條件下有明顯的界面，在界面上宏觀性質的改變是飛躍式的。體系中相的總數稱為相數，用P表示。相律,是研究相平衡的基本規律,表示平衡物系中的自由度數,相數及獨立組分數之間的關系.相與相之間有界面，各相可以用物理或機械方法加以分離，越過界面時性質會發生突變。一個相可以是均勻的，但不一定只含一種物質。

C. 化學勢在解決相平衡及化學平衡有什麼用處如何解決的

利用平衡時的化學勢相等推導結論。我們在相律的推導時也要用到化學勢相等；在下冊書的電化學部分，推導平均活度的表示時，要用到化學勢的表達式；在下冊的膠體部分，在推導唐南平衡的式子結論時，要用到化學勢相等的式子。

因此，可以見在我們學習了化學勢之後，我們的物理化學中很多的部分他的邏輯性更加的嚴密了，更加類似於物理或數學的推導過程了。

化學勢的應用非常的廣，需要大家很好的理解化學勢概念並應用化學勢。當然，最差的你也得知道這些結論實際上是通過化學勢相等推導出來的。

化學勢：

當多組分系統中，例如溶液，的組成發生變化時，必然會引起熱力學性質的變化，例如吉布斯函數的變化。例如不同的濃度的溶液，放在一起是，必然會發生由濃度大的向濃度小的方向自發的擴散。很顯然，這個是一個自發的過程，因此，提出了化學勢的概念。

化學勢就像我們說的水勢，電勢一樣。可以作為一種新型的判據，來判斷恆溫恆壓下的過程是否是自發的，特別是關於相平衡和化學反應的方向和限度即平衡。

其實，化學勢就是偏摩爾吉布斯函數，只是在實際中發現用的多，為了方便期間，重新給他起了一個名字，就叫做化學勢。

D. 請問怎樣才能更好的理解化學平衡(拜託哪位高手解答一下)

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。