1. 怎么用不同的物质来表示化学平衡呢
用可逆反应中正反应速率和逆反应速率的变化表示化学平衡的建立过程。化学平衡的本质:正反应速率等于逆反空速率。
化学平衡的建立是以可道反应为前提的。可逆反应是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应。绝大多数化学反应都具有可逆性，都可在不同程度上达到平衡。化学平衡则是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。可用∆r G m=∑y AμA=0判断，μA是反应中A物质的化学势。根据吉布斯由自由能判据，当∆r G m=0时，反应达最大限度，处于平衡状态。根据吉布斯特列原理，如一个已达平衡的系统被改变，该系统会随之改变来抗衡该改变。
通常说的四大化学平衡为氧化平衡、沉淀溶液平衡、配位平衡、酸碱平衡。化学平衡在分斩化学中有着极为重要的应用。
化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是逆反应开始，也不管反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的化学计量数次幂乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数，用K表示，这个常数叫化学平衡常数
反应a A(g)+b B(g)=c C(g)+dD(g)
K=(Cx D)/(A+B)
在化学
2. 怎样计算化学平衡常数
化学平衡的概念首先要说清楚：有的化学反应的反应物无法彻底变成产物，而是随着反应时间推移，逐渐进入一个停滞状态——反应物与产物相混合、比例不再变化的状态。这就是化学平衡。
区别于氢气燃烧等“不可逆反应”，化学平衡发生于可逆反应中。
实验发现，对于一个可逆反应，只要反应条件固定，达到平衡时，各物质的摩尔比例是固定的。所以我们引入化学平衡常数（常用字母K表示）来量化可逆反应的平衡点。
K有2种计算方法。
1 经验平衡常数（简单版）
可逆反应：aA + bB <=> cC + dD达到平衡后，密闭容器中各物质的摩尔浓度是[A]、[B、[C]、[D]，反应中各物质的反应比例系数分别是a、b、c、d。这时K可以有上述数据计算出来：
[C]^c · [D]^d
---------------- = K
[A]^a · [B]^b
*例如：碘单质的氢化：H2(g) + I2(g) <=> 2HI(g)（g表示反应物为气体）
K = [HI]^2 / { [H2] · [I2] }
2标准平衡常数
由于事实上，一个混合体系中各种物质的浓度是非常难以测得的，所以上述计算实际中难以运用，只作为入门学者辅助理解的案例。
化学平衡点事实上是由物质本身的性质决定的，更确切地说是反应能量决定的。化学反应总是趋向于减少反应物的内能。燃烧反应就是典型例子：通过燃烧，燃料把自身储存的内能释放出去，自己达到了稳定状态。可逆反应也一样，正逆反应能量释放速度一样时，反应就平衡了。
因此，我们需要用吉布斯自由能的变化量 ΔG 算出反应物内能的吸收、释放量，然后借助范特霍夫等温式将 ΔG 与 K 联系起来，从而算出更一般的 K。
具体内容涉及化学反应“标准状态”的定义，物理化学的反应能量计算，如焓、熵的知识，所以这里不便赘述。有兴趣可以直接阅读各大大学无机化学教材。
3. 化学平衡怎么学
化学平衡怎么学
首先，你要知道什么是化学平衡：化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。 2是，明白他的特征： 化学平衡状态具有逆，等，动，定，变、同等特征。首先要知道平衡的特征和达到平衡的标志，其次要知道 平衡移动方向：增者减之，减者增之。（对着干） 平衡移动结果：增者必增，减者必减。最后找到影响因素进行判断，经过一些练习并参阅相应的解答，找到适合自己的思路和方法。
4. 怎么才能学好高二的化学平衡
盐类水解的应用规律
盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应,称为盐类的水解.
其一般规律是:谁弱谁水解,谁强显谁性;两强不水解,两弱更水解,越弱越水解.
哪么在哪些情况下考虑盐的水解呢?
1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解.
2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解.
如Na2S溶液中含有哪些离子,按浓度由大到小的顺序排列:
C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+)
或:C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-)
3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解
如配制FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中.
4.制备某些盐时要考虑水解Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制 取这些物质时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法制备.
5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解
如Mg,Al,Zn等活泼金属与NH4Cl,CuSO4 ,AlCl3 等溶液反应.3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑
6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解.如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7,若二者反应后溶液pH=7,则CH3COOH过量.指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致.即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞.
7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl
8.分析盐与盐反应时要考虑水解.两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑:
(1)能否发生氧化还原反应; (2)能否发生双水解互促反应;
(3)以上两反应均不发生,则考虑能否发生复分解反应.
9.加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑盐类的水解
(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.
(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.
(3)加热浓缩FeCl3 型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼烧得Fe2O3 .
(4)加热蒸干(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的盐溶液时,得不到固体.
(5)加热蒸干Ca(HCO3)2型的盐溶液时,最后得相应的正盐.
(6)加热Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到Mg(OH)2 固体.
10.其它方面
(1)净水剂的选择:如Al3+ ,FeCl3等均可作净水剂,应从水解的角度解释.
(2)化肥的使用时应考虑水解.如草木灰不能与铵态氮肥混合使用.
(3)小苏打片可治疗胃酸过多.
(4)纯碱液可洗涤油污.
(5)磨口试剂瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等试剂.
请采纳，谢谢
5. 浓度与化学平衡的关系。
首先要明确一个概念,化学平衡的建立与途径无关.
接下来解决你的问题.
甲容器中投料是1gso2,1go2
乙容器中投料是2gso2,2go2,我可以把这样的投料分为两部分,
先投入1gso2,1go2,那么打到平衡后和甲容器的平衡态是相同的,则o2的浓度也相
同,那么,此时我再投入剩下的1gso2,1go2,平衡固然正向移动,但是如果要达到和
之前相同的浓度,那么后投入的1go2需要完全消耗掉,但是,可逆反应的特征是不
能实现完全转化,也就是说后加入的o2不能完全消耗掉,所以平衡两部分o2的浓度
相加必然大于甲容器.
这是定性分析,如果要定量分析的话可以引入平衡常数,不过我这里现在没数据,
并且过程比较繁琐,就不进行演算了.
最后给你一句很有用的话:只减弱,不抵消.
用在这道题上就是说乙中开始o2浓度远大于甲,所以平衡正向移动,"减弱"这个条
件,也就是使o2浓度不那么大,但是它"不抵消"这种影响,也就是说最后乙的浓度
还是会大于甲.而且我们还可以推出乙的浓度小于甲的两倍,因为乙的浓度起初为
甲的浓度的两倍,但是因为"减弱",所以小于甲的两倍,但是因为"不抵消",所以还
是大于甲的浓度.这句话很有用,把浓度换成体积分数,压强等等都适用,我做题的
时候常常可以条件反射似的用到这句话解决问题.