如何解決化學平衡問題

❶ 如何處理平衡移動問題

有氣體參加的可逆反應平衡移動受三種外界因素的影響。
一是濃度。在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，平衡向正反應方向移動。增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，平衡向逆反應方向移動。
二是溫度。在其他條件不變的情況下，升高溫度。化學平衡向吸熱反應方向移動；降低溫度，化學平衡向放熱反應方向移動。
三是壓強。壓強變化只對反應前後氣體體積有變化的平衡有影響。對反應前後體積不變的可逆反應，體積減小或增大，平衡不移動。
在其他條件不變的情況下，增大壓強，化學平衡向著氣體體積縮小的方向移動；減小壓強，化學平衡向著氣體體積增大的方向移動。

❷ 化學平衡問題！急！！

對於樓上的說法，我不贊同，因為題干中已經明顯提到均為氣態（比如說難道水就一定是液態？顯然要看題干），加入明顯影響平衡。
這種反應物一種，生成物多種（或反應物多種，生成物一種），加入反應物（或生成物）時，可以先等效擴大容器保持壓強不變，這時平衡是不移動的，然後再縮小體積為原來一樣，那麼壓強變大，平衡自然要向體積減小方向移動，那麼轉化率就減小了。正如答案一樣。
這類問題就用以等效平衡即以上方法解決即可。
另外還有一類比較麻煩的問題。就是二氧化氮的二聚為四氧化二氮。
當加入四氧化二氮的瞬間，因為濃度的突然增加，平衡會逆方向移動，但根據等效平衡，最終結果是向正反應方向移動，五氯化磷也可以這么認為。
等效平衡是個好方法，要會靈活運用。
當然，能定量計算出平衡常數時，根據濃度商也可以很好的解決這個問題。
題外話：外加的因素大於平衡因素。
高中階段記住這個就行了，比如二氧化氮的二聚為四氧化二氮，擴大體積，雖然平衡向二氧化氮方向移動，但是看上去顏色是變淺的。
合成氨當中，加入氮氣，平衡正向移動，H2轉化率邊大，但N2轉化率減小，因為加進去影響大（實際生產中加過量N2是為了增大H2轉化率，因為相對來說H2比較貴）
希望能幫到你！

❸ 化學平衡問題

是指在一定條件下的可逆反應里,起始量不同,但達到平衡時任一相同組分的質量分數(或體積分數)均相等,這樣分別建立起來的平衡互稱為等效平衡
不同條件下的等效平衡
1. 對於一般可逆反應，在恆溫、恆容條件下建立平衡，改變起始時加入物質的物質的量，如果能夠按化學計量數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。

如：按下列三條途徑，在恆溫、恆容下建立的平衡等效

Ⅰ 3mol 1mol 0

Ⅱ 0 0 2mol

Ⅲ a b c

Ⅲ中，應滿足：。

例1. 有一可逆反應：2A(g)+3B(g)x C(g)+4D(g)，若按下列兩種配比，在同溫、同體積的密閉容器中進行反應。

（1）0.8mol A，1.2mol B，1.2mol C，2.4mol D

（2）1.4mol A，2.1mol B，0.6mol C，1.2mol D

達到平衡後，C的質量分數相同，則x的值為（ ）

A. 1 B. 2 C. 3 D. 4

解析：因為在等溫、等容下平衡時，C的質量分數相同，則屬於同一平衡狀態，變化的A、B、C、D的物質的量之比為：0.6∶0.9∶0.6∶1.2=2∶3∶2∶4。故選B項。

2. 在恆溫、恆壓下，改變起始時加入物質的物質的量，只要按化學方程式系數比換算成同一半邊物質的物質的量之比與原平衡相同，兩平衡等效。

如：按下列三條途徑建立的平衡為等效平衡

Ⅰ 3mol 1mol 0

Ⅱ 0 0 2mol

Ⅲ 3n n x(x≥0)

小結：若恆溫、恆容，則；若恆溫、恆壓，則即可。

例2. 在恆溫、恆壓下，有下列氣體反應分別從兩條途徑進行

2A(g)+2B(g)C(g)+3D(g)

Ⅰ 2mol 2mol 0 0

Ⅱ 0 0 2mol 6mol

下列敘述正確的是（ ）

A. Ⅰ、Ⅱ兩條途徑最終達到平衡時，體系內混合氣體的百分組成相同。

B. Ⅰ、Ⅱ兩條途徑最終達到平衡時，體系內混合氣體的百分組成不同。

C. 達到平衡時，Ⅰ途徑所用的時間與Ⅱ途徑所用的時間相同

D. 達到平衡時，Ⅰ途徑混合氣體密度等於Ⅱ途徑混合氣體的密度

解析：因反應前後氣體體積不變，壓強對該平衡無影響，途徑Ⅰ、Ⅱ為等效平衡，故選A、D項。

3. 在恆溫、恆容下，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）的物質的量比例與原平衡的相同，兩平衡就是等效平衡。（相當於恆溫、恆壓下的等效平衡，原因是平衡不受壓強影響）。

例3. 在兩個密閉容器內，保持溫度為423K，同時向A、B兩容器中分別加入a mol、b mol HI，待反應2HI(g)H2(g)+I2(g)達到平衡後，下列說法正確的是（ ）

A. 從反應開始到達到平衡所需時間tA>tB

B. 平衡時I2濃度c(I2)A=c(I2)B

C. 平衡時I2蒸氣在混合氣體中體積分數A%>B%

D. HI的平衡分解率相等

解析：等溫下，該反應前後系數不變，平衡不受壓強影響，A、B兩容器中的平衡可視為等效平衡，故應選D項。

❹ 化學平衡問題！

將液氨取走後生成物濃度下降，反應繼續向右進行，而壓強減少反應平衡左移。前一個是反應是否繼續向右進行，不改變反應平衡後的濃度比，後一個是反應平衡向左移。是不同概念。

❺ 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。）。

❻ 如何利用化學平衡解決實際問題

有很多，給你舉些例子希望可以幫到你。
1.明礬凈水原理 [ 明礬：KAl(SO4)2·12H2O] （鹽類水解平衡）
2.用熱濃的Na2CO3溶液除油污
3.用ZnCl2溶液作焊葯4.啤酒、香檳、可樂等碳酸飲料的保存，不能劇烈搖動，打開瓶塞產生泡沫。
5.蛀牙的形成和牙齒的防護。
6.鍾乳石的形成和破壞。
7。人體血液中的酸中毒和鹼中毒。人體電解質紊亂。
8.CO中毒後的救治，放入高壓氧艙或移到通風，有新鮮空氣（氧氣）的地方。
9.酒精測定儀中的化學平衡
如果測定儀中橙紅色的物質變為綠色，酒後駕車，違反道路交通管理條例。
酒精儀中的橙紅色物質是重鉻酸鉀，人飲酒後，血液中酒精含量增多，人呼出的氣體中有乙醇的蒸氣，遇到測定儀中的重鉻酸鉀，便發生如下的反應：
Cr2O72－+ 3C2H5OH + 8H+=可逆=2Cr3+＋3CH3CHO + 7H2O
橙紅色 綠色
橙紅色的Cr2O72－轉化為綠色的Cr3+，便能測出人呼出的氣體中有乙醇成分。
10..大氣臭氧層中的化學平衡

臭氧分解生成的氧氣，又會被太陽輻射作用生成氧原子，氧原子又會和氧分子結合成為臭氧，臭氧又吸收紫外線分解成為氧氣…… 所以在臭氧層中，O3、O2和O處於動態平衡，構成了地球生命免受紫外線殺傷的天然屏障。

❼ 關於化學平衡的問題

第一大類方法：本質性判斷。化學平衡狀態的本質性標志是：「正反應與逆反應的速率相等」。這樣就可以直接或間接地衍生出以下6種判斷方式：
(1)從速率的角度描述：同一物質的生成速率等於消耗速率；
(2)從速率的角度描述：處於可逆方程式同一側(即兩者同為反應物或兩者同為生成物)的不同種物質，必須一種物質生成同時另一種物質消耗，且兩者的速率之比等於化學方程式中化學計量數之比；
(3)從速率的角度描述：處於可逆方程式不同側(即一為反應物，另一為生成物)的不同種物質，必須兩種物質同時生成或同時消耗，且兩者的速率之比等於化學方程式中化學計量數之比；
(4)從時間和物質的生消量的角度描述：單位時間內消耗掉某物質的量與生成該物質的量相等；
(5)從斷鍵角度描述：如H
2
＋I
2

2HI的反應，單位時間內斷裂一個H—H鍵的同時，形成一個H—H鍵，或形成一個I—I鍵，或斷裂2個H—I鍵；
(6)從能量角度描述：絕熱容器中，反應放出的熱量與吸收的熱量相等，即體系溫度不變。
第二大類方法：特徵性判斷。化學平衡狀態的特徵性標志是：「反應混合物中各組分的濃度保持不變。」這樣，就又可以直接或間接地衍生出以下
5
種判斷方式：
(7)反應混合物中和物質的物質的量濃度保持不變；
(8)反應混合物中各物質的物質的量分數、質量分數、體積分數(對氣體物質而言)等保持不變；
(9)反應混合物中各物質的物質的量、質量、分子數等保持不變；
(10)反應混合物中某一種反應物的轉化率、某一生成物的產率等保持不變；
(11)反應混合物中某些特徵，如某組分有顏色，體系的顏色不再改變時。
第三大類方法：整體性判斷。化學平衡狀態可以從各組分來判斷以外，對於有些可逆反應，還可以採取反應混合物的整體情況來判斷。
如：對於mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
(其中m＋n≠p＋q)
或者mA(s)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
(其中n≠p＋q)
等可逆反應而言，只要出現下列幾種情況時，也達到了平衡狀態：
(12)定溫、定容條件下，總壓強保持不變；
(13)定溫、定壓條件下，總體積保持不變；
(14)定容條件下，氣體密度保持不變(僅指除氣體外還有固、液物質反應或生成的反應)
(15)總物質的量保持不變；
(16)總分子數保持不變。
特別要提醒的是：當上述反應中氣體計量數相等時，上述(12)—(16)情況在反應的任一過程中都會保持不變。

❽ 化學平衡的問題，跪拜求解，急急急急

這是編寫答案的人對等效平衡理解有誤解造成的。
再加1molPCl5，平衡確實正向移動。
但移動的結果等效於不加入PCl5，而是加壓使反應混合氣體積減少一半，並維持體積不再變化所達到的平衡。
加壓後，各物質的濃度同倍增大，平衡逆向移動。
這樣解決，是為了解決平衡轉化率等問題的。
恆溫、恆容，再加1molPCl5，重新達到平衡時PCl5轉化率如何變化？
轉化率=轉化濃度/起始濃度，由於平衡正向移動，轉化濃度增大，但起始濃度也增大，轉化率不好比較。
這時將其轉變為不加入PCl5，而是加壓使體積減少一半，平衡雖然逆向移動，但達到平衡的結果與恆溫、恆容，再加1molPCl5一樣，平衡轉化率降低。

❾ 處理化學平衡問題的基本思路是什麼具體點

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.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.
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,反應達到了平衡.
化學平衡是動態平衡.
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.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)

❿ 如何建立化學平衡思想

高中階段的學生對可逆反應的相關問題存在認識障礙，如，判斷平衡狀態的依據是哪些、平衡的移動方向以及平衡移動後相關物質的定量計算，學生感到困難重重。由於這塊知識的抽象性，學生無法構建相關的知識網路結構，也難以構建解決平衡的思維方法。面對新的問題情境，學生不能還原已學過的知識，也不會對問題進行分析和解決。因此，對這一模塊的教學，教師不能簡單傳授知識和操練習題，關鍵是在教學過程中要幫助學生建立化學平衡思想。我們可以從以下幾個方面幫助學生建立化學平衡思想。
一、化學平衡狀態的建立和判斷
化學平衡的研究對象主要是可逆反應，當外界條件一定時，在反應物生成產物的一瞬間，逆反應也就開始了。由於起初生成物濃度很小，逆反應速率也很小，反應物濃度很大，正反應速率開始時最大。隨著反應的進行，產物不斷生成，反應物不斷被消耗，正反應速率隨著反應物濃度的下降而漸漸變小，逆反應速率隨生成物濃度的上升而不斷增大。最終，正反應和逆反應的速率相等，各組分的濃度不再發生變化，達到了化學平衡狀態。因此，化學平衡狀態具有「動、定、等、變」的特點。可逆反應是否達到平衡狀態可以從正逆反應速率相等和組分的濃度不變這兩方面判斷。
1.平衡狀態判斷方法之一：正逆反應速率相等
正逆反應速率相等是指反應中同一物質的生成速率和消耗速率相等。根據反應速率理論，同一反應在同一時間用不同物質來表示反應速率，速率比等於系數比。因此，正反應和逆反應可以用不同物質來表示，如果不同物質表示的速率比等於系數比，那麼這個反應也就達到了平衡。
如：可逆反應aA（g）+bB（g）？葑cC（g）+dD（g）在一定條件下，如果v（正，A）=v（逆，A）或者v（正，A）：v（逆，C）=a：c，則表示此反應達到了平衡。
例1.在一定溫度下的固定體積的容器中反應，反應N2（g）+3H2（g）？葑2NH3（g）達到平衡的標志是（ ）
A.3v（N2）正=v（H2）正
B.2v（H2）正=3v（NH3）逆
C.單位時間內生成1mol氮氣，同時生成2mol氨氣
D.三個H-H鍵斷裂的同時有兩個H-N鍵形成
解析：運用等速來判斷平衡，必須要有正、逆兩個方向的速率，而且正逆反應速率相等。選項A、C、D只有一個方向的速率，選項B符合速率相等，因此，答案為B。
2.平衡狀態判斷方法之二：各組分的濃度不再變化
可逆反應由於正逆反應的速率相等達到平衡，因此，各物質的凈變化為零。各組分的質量、物質的量、物質的量濃度都不發生變化。
例2.H2（g）+I2（g）？葑2HI（g）已經達到平衡狀態的標志是（ ）
①c（H2）=c（I2）=c（HI）
②c（H2）∶c（I2）∶c（HI）=1∶1∶2
③c（H2）、c（I2）、c（HI）不再隨時間而改變
解析：反應達到平衡時，各物質的濃度或物質的量不再變化，各物質間的濃度或物質的量之比沒有確定的定量關系。平衡時各物質的濃度或物質的量隨著起始濃度的變化而變化。因此，答案為③。
3.平衡狀態判斷方法之三：其他物理量的間接判斷
平衡狀態的判斷除了上述兩種基本依據外，還可以根據氣體的總物質的量、氣體的壓強、氣體的密度和氣體的相對分子質量等物理量來判斷，如果這些物理量不再隨時間變化而變化，也可以作為平衡狀態的判斷依據。運用這些物理量來判斷平衡狀態，要注意反應的類型。對於氣體參加或氣體生成的反應，如果反應前後氣體分子總數不變的反應（即等體反應），如，H2（g）+I2（g）？葑2HI（g），在一定溫度下的固定體積的容器中反應，如果氣體的總物質的量不變、在一定條件下壓強不變、密度不變、混合氣體的密度不變不能作為平衡狀態的依據。同樣道理，一定溫度下，可逆反應A（g）+2B（g）？葑C（g）在容積固定的密閉容器中進行，如果混合氣體的總物質的量不再變化、混合氣體的壓強不再變化、混合氣體的密度不再變化，不能作為平衡狀態的依據。但僅是混合氣體的密度不變能作為平衡狀態的依據。因此，同樣是等體反應，要分清是哪一類等體反應。對於反應前後氣體分子總數有變的反應（即非等體反應），如，N2（g）+3H2（g）？葑2NH3（g）在一定溫度下的固定體積的容器中反應，如果混合氣體的總物質的量不再變化、混合氣體的壓強不再變化、混合氣體的平均相對分子質量不再變化均可作為平衡狀態的依據，只有混合氣體的密度不再變化，不能作為平衡狀態的依據。
二、化學平衡常數與平衡思想
為了定量描述可逆反應的平衡狀態，引入了化學平衡常數。對於一般的可逆反應aA+bB？葑cC+dD；各物質的平衡濃度之間存在一個關系式，即K=■，叫做化學平衡常數表達式。這個常數的大小可以表示反應進行程度的大小，也可以判斷反應是否達到化學平衡狀態。常數的大小主要由反應物的性質決定，如果一個化學反應的平衡常數的數值在105左右，通常認為，反應可以進行得比較完全；相反，如果一個化學反應的平衡常數的數值在5～10左右，則認為這個反應很難進行。其次，K受外界因素溫度的影響，同一個反應，溫度不同，反應進行的程度不同，K發生變化，因此，根據K隨溫度的變化可推測一個反應的熱效應。
1.利用化學平衡常數判斷反應進行的狀態
如，某溫度下，可逆反應aA（g）+bB（g）？葑cC（g）+dD（g）
平衡常數為K，若某時刻時，反應物和生成物的濃度關系如下：Qc=■。 如果Qc=K，反應處於平衡狀態；如果QcK，反應向逆反應進行。
2.利用化學平衡常數判斷反應的熱效應
可逆反應aA（g）+bB（g）？葑cC（g）+dD（g）（ΔH>0），如果升高溫度，平衡向吸熱反應方向（即正反應方向）移動，K值變大；如果降低溫度，平衡向放熱反應方向（即逆反應方向）移動，K值變小。因此，如果一個可逆反應的K隨溫度升高而變大，則正反應為吸熱反應。反之，K隨溫度升高而減小，則正反應為放熱反應。
例3.已知反應2CH3OH（g）？葑CH3OCH3（g）+H2O（g）在某溫度下的平衡常數為400。此溫度下，在密閉容器中加入CH3OH，反應到某時刻測得各組分的濃度如下：
■
（1）比較此時正、逆反應速率的大小：v正 v逆（填「>」、「<」或「=」）
（2）K300℃>K400℃，則該反應是 熱反應。
解析：此時的濃度商Q=■=1.86<400，反應未達到平衡狀態，向正反應方向移動，故v正>v逆；溫度降低時，K值變大，說明平衡向正反應方向移動，正反應為放熱反應。
三、教學活動中平衡思想的應用
平衡思想不僅僅存在於可逆反應中，也存在於弱電解的電離平衡、鹽類水解平衡和沉澱溶解平衡中。平衡狀態的特點和平衡時的定量關系同樣存在於各類平衡體系，勒沙特列原理可以分析任何平衡體系。教師在日常的教學活動中不斷滲透和應用平衡思想，讓學生在學習化學的過程中體會和領悟平衡思想，以達到會應用。
1.化學平衡思想的應用
情境一：氯氣能溶於水，但氯氣在飽和食鹽水溶解度很小，可用排飽和食鹽水收集氯氣。氯氣中混有的氯化氫氣體也可通過飽和食鹽水的方式提純氯氣。
解析：將氯氣通入水中存在的平衡體系Cl2+H2O？葑H++Cl-+HClO。飽和食鹽水中氯離子濃度很大，使上述平衡左移，所以氯氣在飽和食鹽水中溶解度很小，可用排飽和食鹽水法收集氯氣。同樣，由於HCl極易溶於水，使溶液中Cl-濃度增大，平衡左移，抑制氯氣溶於水，因此除去HCl雜質。
2.化學平衡和電離平衡相結合分析反應的本質
情境二：在常溫下鋁很難與水反應，但鋁與氫氧化鈉溶液很快反應，產生氣泡。
在高一講課時，教師經常這樣分析：在鹼的作用下，鋁首先會與水反應生成氫氧化鋁和氫氣，生成的氫氧化鋁與鹼反應生成了偏鋁酸鈉和水，因此，鋁與鹼液反應生成了氫氣。對這種解釋方式，學生還是難以理解。在這個體系中存在兩個平衡體系：（1）H2O？葑H++OH-，（2）2Al+6H2O？葑2Al（OH）3+3H2↑（這個反應的K很小）。金屬Al由於金屬性較弱，就必須有高濃度的H+，但水是一種很弱的電解質，其中的C（H+）很小，反應無法發生，假如提高了H+的濃度，則反應就能發生，譬如，把上述水換為鹽酸溶液即可。加入鹽酸，我們也可以這樣說，由於鹽酸的加入，破壞了2Al+6H2O？葑2Al（OH）3+3H2↑這個化學平衡，鹽酸和2Al（OH）3作用生成了AlCl3，平衡（2）往正反應方向移動。
同樣道理，由於Al（OH）3是兩性氫氧化物，若在上述體系中加入NaOH溶液，能和Al（OH）3反應生成NaAlO2，也破壞了（2）化學平衡，於是反應發生了。
3.水解平衡思想的應用
鹽溶液的配製和一些膠體的製取，應用了鹽類的水解平衡思想。如，為什麼配製氯化鐵溶液時要加入鹽酸，加熱飽和氯化鐵溶液可以製得氫氧化鐵膠體？解析：氯化鐵溶液中存在平衡體系為Fe3++3H2O？葑Fe（OH）3+3H+（ΔH>0），Fe（OH）3（s）？葑Fe33+（aq）+3OH-（aq）（ΔH>0）。由於K（Fe（OH）3）很小，氯化鐵溶液中不加鹽酸，鐵離子不斷水解，會產生Fe（OH）3沉澱。加入鹽酸，增大了H+濃度，第一個平衡左移而第二個平衡右移，因此，抑制Fe3+的水解。當加熱時，水解平衡正移，沉澱溶解平衡逆移，就得到了膠體。
四、反思
化學平衡思想的建立過程不是簡單的過程，在教學過程中，教師選擇具體的化學問題讓學生來分析探討，從感性上體會到平衡思想。也可以選擇經典的化學題，從理性思維上運用平衡思想。總之，化學平衡思想貫穿在整個高中化學的教學中，讓學生逐漸領悟，從而學會運用平衡思想定性和定量分析化學反應，理解反應的本質。