如何解决化学平衡问题

❶ 如何处理平衡移动问题

有气体参加的可逆反应平衡移动受三种外界因素的影响。
一是浓度。在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动。增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动。
二是温度。在其他条件不变的情况下，升高温度。化学平衡向吸热反应方向移动；降低温度，化学平衡向放热反应方向移动。
三是压强。压强变化只对反应前后气体体积有变化的平衡有影响。对反应前后体积不变的可逆反应，体积减小或增大，平衡不移动。
在其他条件不变的情况下，增大压强，化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，化学平衡向着气体体积增大的方向移动。

❷ 化学平衡问题！急！！

对于楼上的说法，我不赞同，因为题干中已经明显提到均为气态（比如说难道水就一定是液态？显然要看题干），加入明显影响平衡。
这种反应物一种，生成物多种（或反应物多种，生成物一种），加入反应物（或生成物）时，可以先等效扩大容器保持压强不变，这时平衡是不移动的，然后再缩小体积为原来一样，那么压强变大，平衡自然要向体积减小方向移动，那么转化率就减小了。正如答案一样。
这类问题就用以等效平衡即以上方法解决即可。
另外还有一类比较麻烦的问题。就是二氧化氮的二聚为四氧化二氮。
当加入四氧化二氮的瞬间，因为浓度的突然增加，平衡会逆方向移动，但根据等效平衡，最终结果是向正反应方向移动，五氯化磷也可以这么认为。
等效平衡是个好方法，要会灵活运用。
当然，能定量计算出平衡常数时，根据浓度商也可以很好的解决这个问题。
题外话：外加的因素大于平衡因素。
高中阶段记住这个就行了，比如二氧化氮的二聚为四氧化二氮，扩大体积，虽然平衡向二氧化氮方向移动，但是看上去颜色是变浅的。
合成氨当中，加入氮气，平衡正向移动，H2转化率边大，但N2转化率减小，因为加进去影响大（实际生产中加过量N2是为了增大H2转化率，因为相对来说H2比较贵）
希望能帮到你！

❸ 化学平衡问题

是指在一定条件下的可逆反应里,起始量不同,但达到平衡时任一相同组分的质量分数(或体积分数)均相等,这样分别建立起来的平衡互称为等效平衡
不同条件下的等效平衡
1. 对于一般可逆反应，在恒温、恒容条件下建立平衡，改变起始时加入物质的物质的量，如果能够按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。

如：按下列三条途径，在恒温、恒容下建立的平衡等效

Ⅰ 3mol 1mol 0

Ⅱ 0 0 2mol

Ⅲ a b c

Ⅲ中，应满足：。

例1. 有一可逆反应：2A(g)+3B(g)x C(g)+4D(g)，若按下列两种配比，在同温、同体积的密闭容器中进行反应。

（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

达到平衡后，C的质量分数相同，则x的值为（ ）

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

解析：因为在等温、等容下平衡时，C的质量分数相同，则属于同一平衡状态，变化的A、B、C、D的物质的量之比为：0.6∶0.9∶0.6∶1.2=2∶3∶2∶4。故选B项。

2. 在恒温、恒压下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学方程式系数比换算成同一半边物质的物质的量之比与原平衡相同，两平衡等效。

如：按下列三条途径建立的平衡为等效平衡

Ⅰ 3mol 1mol 0

Ⅱ 0 0 2mol

Ⅲ 3n n x(x≥0)

小结：若恒温、恒容，则；若恒温、恒压，则即可。

例2. 在恒温、恒压下，有下列气体反应分别从两条途径进行

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

Ⅰ 2mol 2mol 0 0

Ⅱ 0 0 2mol 6mol

下列叙述正确的是（ ）

A. Ⅰ、Ⅱ两条途径最终达到平衡时，体系内混合气体的百分组成相同。

B. Ⅰ、Ⅱ两条途径最终达到平衡时，体系内混合气体的百分组成不同。

C. 达到平衡时，Ⅰ途径所用的时间与Ⅱ途径所用的时间相同

D. 达到平衡时，Ⅰ途径混合气体密度等于Ⅱ途径混合气体的密度

解析：因反应前后气体体积不变，压强对该平衡无影响，途径Ⅰ、Ⅱ为等效平衡，故选A、D项。

3. 在恒温、恒容下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量比例与原平衡的相同，两平衡就是等效平衡。（相当于恒温、恒压下的等效平衡，原因是平衡不受压强影响）。

例3. 在两个密闭容器内，保持温度为423K，同时向A、B两容器中分别加入a mol、b mol HI，待反应2HI(g)H2(g)+I2(g)达到平衡后，下列说法正确的是（ ）

A. 从反应开始到达到平衡所需时间tA>tB

B. 平衡时I2浓度c(I2)A=c(I2)B

C. 平衡时I2蒸气在混合气体中体积分数A%>B%

D. HI的平衡分解率相等

解析：等温下，该反应前后系数不变，平衡不受压强影响，A、B两容器中的平衡可视为等效平衡，故应选D项。

❹ 化学平衡问题！

将液氨取走后生成物浓度下降，反应继续向右进行，而压强减少反应平衡左移。前一个是反应是否继续向右进行，不改变反应平衡后的浓度比，后一个是反应平衡向左移。是不同概念。

❺ 化学平衡知识点归纳有哪些

1.化学平衡状态的判定。

作为一个高频考点，多数同学认为稍有难度，其实要解决这个问题，我们只须记住两点“一正一逆，符合比例”；“变量不变，平衡出现”。

2.化学平衡常数K

（1）K值的意义，表达式，及影响因素。

化学平衡常数的表达式是高考经常出现的考点，对大多数同学来说是一个得分点，简单来说，K值等于“生成物与反应物平衡浓度冥的乘积之比”，只是我们一定不要把固体物质及溶剂的浓度表示进去就行了。

对于平衡常数K，我们一定要牢记，它的数值只受温度的影响；对于吸热反应和放热反应来说，温度对K值的影响也是截然相反的。

（2）K值的应用

比较可逆反应在某时刻的Q值（浓度商）与其平衡常数K之间的关系，判断反应在某时刻的转化方向及正、逆反应速率的相对大小。

利用K值受温度影响而发生的变化情况，推断可逆反应是放热还是吸热。

（3）K值的计算

K值等于平衡浓度冥的乘积之比，注意两个字眼：一是平衡；二是浓度。一般情况下，这里的浓度不可用物质的量来代替，除非反应前后，各物质的系数都为1。

互逆的两反应，K的取值为倒数关系；可逆反应的系数变为原来的几倍，K值就变为原来的几次方； 如反应3由反应1和反应2叠回而成，则反应3的K值等于反应1和反应2的K值之积。

例题：将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：①NH4I(s)===NH3(g)＋HI(g)；②2HI(g)===H2(g)＋I2(g)。达到平衡时，c(H2)＝0.5 mol/L，c(HI)＝4 mol/L，则此温度下反应①的平衡常数为()

A．9 B．16 C．20 D．25

3.化学平衡的移动问题

依据勒夏特列原理进行判断，一般的条件改变对平衡状态的影响都很容易判断。

惰性气体的充入对平衡状态的影响，对很多同学来说，往往会构成一个难点。其实只需要明白一点，这个问题就不难解决：影响平衡状态的不是总压强，而是反应体系所占的分压强。恒容时，充入惰性气体，总压强增大（因惰性气体占有一部分压强），但反应体系所占的分压强却没有改变，平衡不移动；恒压时，充入惰性气体，总压强不变，但惰性气体占据了一部分压强，因此反应体系的分压强减小，平衡向着气体物质的量增多的方向移动。

4.平衡移动与转化率α、物质的量分数φ之间的关系

例如：对于N2+3H2⇌2NH3反应，在恒容体系中，如果增加N2的量，则会使平衡向右移动，α（H2）增大，α（N2）减小，φ（N2）增大。思考为什么？[H2转化率增大很好理解，而N2转化率减小，我们可以从平衡常数不变的角度去分析]{此种情况要从反应物浓度改变的角度去理解转化率变化及物质的量分数的变化情况}

如果按照N2与H2的初始量之比，在恒容体系中同时增加N2与3H2的量，则平衡右移，α（H2）增大，α（N2）增大，φ（N2）减小。思考为什么？[按初始量之比同时增大反应物的量，相当于给体系增大压强]{要从反应体系压强改变的角度去理解各种量的变化情况}

思考对于2NO2⇌N2O4，如果在恒容体系中，增大NO2的量，那么反应的最终α（NO2）会如何变化，φ（NO2）会如何变化？

5.图像问题

（1）给出各种物质的物质的量变化曲线，或浓度变化曲线，写化学方程式（依据系数比等于转化量之比）

（2）根据某物质的百分含量，或者转化率等在不同条件下随时间的变化曲线，或者在不同温度下随压强变化的曲线（也可能是不同压强下了随温度变化的曲线）判断反应的特点，即：反应是吸热还是放热；反应前后，气体的物质的量是增加还是减少。

（3）根据正逆反应速率的变化情况，判断条件的改变；或者给出条件的改变，画出正逆反应速率的变化情况。（关键是把握住温度、压强、催化剂及浓度对反应速率及平衡状态的影响情况。）

6.利用三段式进行有关转化率、平衡常数等的计算（计算的核心在于：转化量之比等于系数比）

例：2L密闭容器中，充入1mol N2和3molH2，3min后达到平衡状态，此时压强变为原来的4/5（或者平均分子量变为原来的5/4，或者恒压体系中，密度变为原来的5/4），求N2的平衡转化率，平衡常数K，以及平衡时H2的物质的量分数；求NH3表示的反应速率。

7.等效平衡（达到平衡状态时，两体系对应物质的分数分别相同）

（1）恒容等效。

等效条件：一边倒之后，对应物质的量完全相等；等效特点：完全等效（两体系达到等效平衡时，各对应物质的物质的量及浓度分别相等。）

恒容条件下，在体系中①加入1molN2和3molH2②加入2molNH3③加入0.5molN2、1.5molH2和1molNH3（为什么会达到相同的平衡状态，可从平衡常数的角度来解释）④若加入0.3molN2、xmolH2和ymolNH3可达到与体系完全相同的平衡状态，求x和y。

假设N2+3H2⇌2NH3 △H＝－QKJ/mol，在恒容体系中，①加入1molN2和3molH2达平衡状态时，放热Q1,N2的转化率为a②加入2molNH3达平衡状态时，吸热Q2，NH3的转化率为b。问：Q1、Q2间的关系，a、b间的关系。

（2）恒压等效。

等效条件：一边倒之后，各对应物质的比例关系相同；等效特点：等比等效（两体系达到等效平衡时，对应物质的浓度相等，而物质的量成比例。）

恒压条件下，N2+3H2⇌2NH3 ，体系①加入1molN2和4molH2,达平衡后，NH3的物质的量为nmol；体系②加入0.5molN2、xmolH2和ymolNH3，若要达平衡后，NH3的物质的量为2nmol，求x与y的值。

（3）针对反应前后气体物质的量不变的反应的恒容等效。

等效条件：一边倒之后，各对应物质的比例关系相同；等效特点：等比等效（两体系达到等效平衡时，对应物质的浓度成比例，各物质的量也成比例。）。

❻ 如何利用化学平衡解决实际问题

有很多，给你举些例子希望可以帮到你。
1.明矾净水原理 [ 明矾：KAl(SO4)2·12H2O] （盐类水解平衡）
2.用热浓的Na2CO3溶液除油污
3.用ZnCl2溶液作焊药4.啤酒、香槟、可乐等碳酸饮料的保存，不能剧烈摇动，打开瓶塞产生泡沫。
5.蛀牙的形成和牙齿的防护。
6.钟乳石的形成和破坏。
7。人体血液中的酸中毒和碱中毒。人体电解质紊乱。
8.CO中毒后的救治，放入高压氧舱或移到通风，有新鲜空气（氧气）的地方。
9.酒精测定仪中的化学平衡
如果测定仪中橙红色的物质变为绿色，酒后驾车，违反道路交通管理条例。
酒精仪中的橙红色物质是重铬酸钾，人饮酒后，血液中酒精含量增多，人呼出的气体中有乙醇的蒸气，遇到测定仪中的重铬酸钾，便发生如下的反应：
Cr2O72－+ 3C2H5OH + 8H+=可逆=2Cr3+＋3CH3CHO + 7H2O
橙红色 绿色
橙红色的Cr2O72－转化为绿色的Cr3+，便能测出人呼出的气体中有乙醇成分。
10..大气臭氧层中的化学平衡

臭氧分解生成的氧气，又会被太阳辐射作用生成氧原子，氧原子又会和氧分子结合成为臭氧，臭氧又吸收紫外线分解成为氧气…… 所以在臭氧层中，O3、O2和O处于动态平衡，构成了地球生命免受紫外线杀伤的天然屏障。

❼ 关于化学平衡的问题

第一大类方法：本质性判断。化学平衡状态的本质性标志是：“正反应与逆反应的速率相等”。这样就可以直接或间接地衍生出以下6种判断方式：
(1)从速率的角度描述：同一物质的生成速率等于消耗速率；
(2)从速率的角度描述：处于可逆方程式同一侧(即两者同为反应物或两者同为生成物)的不同种物质，必须一种物质生成同时另一种物质消耗，且两者的速率之比等于化学方程式中化学计量数之比；
(3)从速率的角度描述：处于可逆方程式不同侧(即一为反应物，另一为生成物)的不同种物质，必须两种物质同时生成或同时消耗，且两者的速率之比等于化学方程式中化学计量数之比；
(4)从时间和物质的生消量的角度描述：单位时间内消耗掉某物质的量与生成该物质的量相等；
(5)从断键角度描述：如H
2
＋I
2

2HI的反应，单位时间内断裂一个H—H键的同时，形成一个H—H键，或形成一个I—I键，或断裂2个H—I键；
(6)从能量角度描述：绝热容器中，反应放出的热量与吸收的热量相等，即体系温度不变。
第二大类方法：特征性判断。化学平衡状态的特征性标志是：“反应混合物中各组分的浓度保持不变。”这样，就又可以直接或间接地衍生出以下
5
种判断方式：
(7)反应混合物中和物质的物质的量浓度保持不变；
(8)反应混合物中各物质的物质的量分数、质量分数、体积分数(对气体物质而言)等保持不变；
(9)反应混合物中各物质的物质的量、质量、分子数等保持不变；
(10)反应混合物中某一种反应物的转化率、某一生成物的产率等保持不变；
(11)反应混合物中某些特征，如某组分有颜色，体系的颜色不再改变时。
第三大类方法：整体性判断。化学平衡状态可以从各组分来判断以外，对于有些可逆反应，还可以采取反应混合物的整体情况来判断。
如：对于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)
等可逆反应而言，只要出现下列几种情况时，也达到了平衡状态：
(12)定温、定容条件下，总压强保持不变；
(13)定温、定压条件下，总体积保持不变；
(14)定容条件下，气体密度保持不变(仅指除气体外还有固、液物质反应或生成的反应)
(15)总物质的量保持不变；
(16)总分子数保持不变。
特别要提醒的是：当上述反应中气体计量数相等时，上述(12)—(16)情况在反应的任一过程中都会保持不变。

❽ 化学平衡的问题，跪拜求解，急急急急

这是编写答案的人对等效平衡理解有误解造成的。
再加1molPCl5，平衡确实正向移动。
但移动的结果等效于不加入PCl5，而是加压使反应混合气体积减少一半，并维持体积不再变化所达到的平衡。
加压后，各物质的浓度同倍增大，平衡逆向移动。
这样解决，是为了解决平衡转化率等问题的。
恒温、恒容，再加1molPCl5，重新达到平衡时PCl5转化率如何变化？
转化率=转化浓度/起始浓度，由于平衡正向移动，转化浓度增大，但起始浓度也增大，转化率不好比较。
这时将其转变为不加入PCl5，而是加压使体积减少一半，平衡虽然逆向移动，但达到平衡的结果与恒温、恒容，再加1molPCl5一样，平衡转化率降低。

❾ 处理化学平衡问题的基本思路是什么具体点

根据吉布斯自由能判据,当ΔrGm=0时,反应达最大限度,处于平衡状态.化学平衡的建立是以可逆反应为前提的.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.
从动力学角度看,反应开始时,反应物浓度较大,产物浓度较小,所以正反应速率大于逆反应速率.随着反应的进行,反应物浓度不断减小,产物浓度不断增大,所以正反应速率不断减小,逆反应速率不断增大.当正、逆反应速率相等时,系统中各物质的浓度不再发生变化,反应达到了平衡.
化学平衡是动态平衡.
19世纪50-60年代,热力学的基本规律已明确起来,但是一些热力学概念还比较模糊,数字处理很烦琐,不能用来解决稍微复杂一点的问题,例如化学反应的方向问题.当时,大多数化学家正致力于有机化学的研究,也有一些人试图解决化学反应的方向问题.这种努力除了质量作用定律之外,还有其他一些人试图从别的角度进行反应方向的探索,其中已有人提出了一些经验性的规律.
在这一时期,丹麦人汤姆生和贝特罗试图从化学反应的热效应来解释化学反应的方向性.他们认为,反应热是反应物化学亲合力的量度,每个简单或复杂的纯化学性的作用,都伴随着热量的产生.贝特罗更为明确地阐述了与这相同的观点,并称之为“最大功原理”,他认为任何一种无外部能量影响的纯化学变化,向着产生释放出最大能量的物质的方向进行.虽然这时他发现了一些吸热反应也可以自发地进行,但他却主观地假定其中伴有放热的物理过程.这一错误的论断在30年代终于被他承认了,这时他才将“最大功原理”的应用范围限制在固体间的反应上,并提出了实际上是“自由焓”的化学热的概念.
19世纪60-80年代,霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在这一方面也做了一定的贡献.首先,霍斯特曼在研究氯化铵的升华过程中发现,在热分解反应中,其分解压力和温度有一定的关系,符合克劳胥斯一克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V'-V)

❿ 如何建立化学平衡思想

高中阶段的学生对可逆反应的相关问题存在认识障碍，如，判断平衡状态的依据是哪些、平衡的移动方向以及平衡移动后相关物质的定量计算，学生感到困难重重。由于这块知识的抽象性，学生无法构建相关的知识网络结构，也难以构建解决平衡的思维方法。面对新的问题情境，学生不能还原已学过的知识，也不会对问题进行分析和解决。因此，对这一模块的教学，教师不能简单传授知识和操练习题，关键是在教学过程中要帮助学生建立化学平衡思想。我们可以从以下几个方面帮助学生建立化学平衡思想。
一、化学平衡状态的建立和判断
化学平衡的研究对象主要是可逆反应，当外界条件一定时，在反应物生成产物的一瞬间，逆反应也就开始了。由于起初生成物浓度很小，逆反应速率也很小，反应物浓度很大，正反应速率开始时最大。随着反应的进行，产物不断生成，反应物不断被消耗，正反应速率随着反应物浓度的下降而渐渐变小，逆反应速率随生成物浓度的上升而不断增大。最终，正反应和逆反应的速率相等，各组分的浓度不再发生变化，达到了化学平衡状态。因此，化学平衡状态具有“动、定、等、变”的特点。可逆反应是否达到平衡状态可以从正逆反应速率相等和组分的浓度不变这两方面判断。
1.平衡状态判断方法之一：正逆反应速率相等
正逆反应速率相等是指反应中同一物质的生成速率和消耗速率相等。根据反应速率理论，同一反应在同一时间用不同物质来表示反应速率，速率比等于系数比。因此，正反应和逆反应可以用不同物质来表示，如果不同物质表示的速率比等于系数比，那么这个反应也就达到了平衡。
如：可逆反应aA（g）+bB（g）？葑cC（g）+dD（g）在一定条件下，如果v（正，A）=v（逆，A）或者v（正，A）：v（逆，C）=a：c，则表示此反应达到了平衡。
例1.在一定温度下的固定体积的容器中反应，反应N2（g）+3H2（g）？葑2NH3（g）达到平衡的标志是（ ）
A.3v（N2）正=v（H2）正
B.2v（H2）正=3v（NH3）逆
C.单位时间内生成1mol氮气，同时生成2mol氨气
D.三个H-H键断裂的同时有两个H-N键形成
解析：运用等速来判断平衡，必须要有正、逆两个方向的速率，而且正逆反应速率相等。选项A、C、D只有一个方向的速率，选项B符合速率相等，因此，答案为B。
2.平衡状态判断方法之二：各组分的浓度不再变化
可逆反应由于正逆反应的速率相等达到平衡，因此，各物质的净变化为零。各组分的质量、物质的量、物质的量浓度都不发生变化。
例2.H2（g）+I2（g）？葑2HI（g）已经达到平衡状态的标志是（ ）
①c（H2）=c（I2）=c（HI）
②c（H2）∶c（I2）∶c（HI）=1∶1∶2
③c（H2）、c（I2）、c（HI）不再随时间而改变
解析：反应达到平衡时，各物质的浓度或物质的量不再变化，各物质间的浓度或物质的量之比没有确定的定量关系。平衡时各物质的浓度或物质的量随着起始浓度的变化而变化。因此，答案为③。
3.平衡状态判断方法之三：其他物理量的间接判断
平衡状态的判断除了上述两种基本依据外，还可以根据气体的总物质的量、气体的压强、气体的密度和气体的相对分子质量等物理量来判断，如果这些物理量不再随时间变化而变化，也可以作为平衡状态的判断依据。运用这些物理量来判断平衡状态，要注意反应的类型。对于气体参加或气体生成的反应，如果反应前后气体分子总数不变的反应（即等体反应），如，H2（g）+I2（g）？葑2HI（g），在一定温度下的固定体积的容器中反应，如果气体的总物质的量不变、在一定条件下压强不变、密度不变、混合气体的密度不变不能作为平衡状态的依据。同样道理，一定温度下，可逆反应A（g）+2B（g）？葑C（g）在容积固定的密闭容器中进行，如果混合气体的总物质的量不再变化、混合气体的压强不再变化、混合气体的密度不再变化，不能作为平衡状态的依据。但仅是混合气体的密度不变能作为平衡状态的依据。因此，同样是等体反应，要分清是哪一类等体反应。对于反应前后气体分子总数有变的反应（即非等体反应），如，N2（g）+3H2（g）？葑2NH3（g）在一定温度下的固定体积的容器中反应，如果混合气体的总物质的量不再变化、混合气体的压强不再变化、混合气体的平均相对分子质量不再变化均可作为平衡状态的依据，只有混合气体的密度不再变化，不能作为平衡状态的依据。
二、化学平衡常数与平衡思想
为了定量描述可逆反应的平衡状态，引入了化学平衡常数。对于一般的可逆反应aA+bB？葑cC+dD；各物质的平衡浓度之间存在一个关系式，即K=■，叫做化学平衡常数表达式。这个常数的大小可以表示反应进行程度的大小，也可以判断反应是否达到化学平衡状态。常数的大小主要由反应物的性质决定，如果一个化学反应的平衡常数的数值在105左右，通常认为，反应可以进行得比较完全；相反，如果一个化学反应的平衡常数的数值在5～10左右，则认为这个反应很难进行。其次，K受外界因素温度的影响，同一个反应，温度不同，反应进行的程度不同，K发生变化，因此，根据K随温度的变化可推测一个反应的热效应。
1.利用化学平衡常数判断反应进行的状态
如，某温度下，可逆反应aA（g）+bB（g）？葑cC（g）+dD（g）
平衡常数为K，若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如下：Qc=■。 如果Qc=K，反应处于平衡状态；如果QcK，反应向逆反应进行。
2.利用化学平衡常数判断反应的热效应
可逆反应aA（g）+bB（g）？葑cC（g）+dD（g）（ΔH>0），如果升高温度，平衡向吸热反应方向（即正反应方向）移动，K值变大；如果降低温度，平衡向放热反应方向（即逆反应方向）移动，K值变小。因此，如果一个可逆反应的K随温度升高而变大，则正反应为吸热反应。反之，K随温度升高而减小，则正反应为放热反应。
例3.已知反应2CH3OH（g）？葑CH3OCH3（g）+H2O（g）在某温度下的平衡常数为400。此温度下，在密闭容器中加入CH3OH，反应到某时刻测得各组分的浓度如下：
■
（1）比较此时正、逆反应速率的大小：v正 v逆（填“>”、“<”或“=”）
（2）K300℃>K400℃，则该反应是 热反应。
解析：此时的浓度商Q=■=1.86<400，反应未达到平衡状态，向正反应方向移动，故v正>v逆；温度降低时，K值变大，说明平衡向正反应方向移动，正反应为放热反应。
三、教学活动中平衡思想的应用
平衡思想不仅仅存在于可逆反应中，也存在于弱电解的电离平衡、盐类水解平衡和沉淀溶解平衡中。平衡状态的特点和平衡时的定量关系同样存在于各类平衡体系，勒沙特列原理可以分析任何平衡体系。教师在日常的教学活动中不断渗透和应用平衡思想，让学生在学习化学的过程中体会和领悟平衡思想，以达到会应用。
1.化学平衡思想的应用
情境一：氯气能溶于水，但氯气在饱和食盐水溶解度很小，可用排饱和食盐水收集氯气。氯气中混有的氯化氢气体也可通过饱和食盐水的方式提纯氯气。
解析：将氯气通入水中存在的平衡体系Cl2+H2O？葑H++Cl-+HClO。饱和食盐水中氯离子浓度很大，使上述平衡左移，所以氯气在饱和食盐水中溶解度很小，可用排饱和食盐水法收集氯气。同样，由于HCl极易溶于水，使溶液中Cl-浓度增大，平衡左移，抑制氯气溶于水，因此除去HCl杂质。
2.化学平衡和电离平衡相结合分析反应的本质
情境二：在常温下铝很难与水反应，但铝与氢氧化钠溶液很快反应，产生气泡。
在高一讲课时，教师经常这样分析：在碱的作用下，铝首先会与水反应生成氢氧化铝和氢气，生成的氢氧化铝与碱反应生成了偏铝酸钠和水，因此，铝与碱液反应生成了氢气。对这种解释方式，学生还是难以理解。在这个体系中存在两个平衡体系：（1）H2O？葑H++OH-，（2）2Al+6H2O？葑2Al（OH）3+3H2↑（这个反应的K很小）。金属Al由于金属性较弱，就必须有高浓度的H+，但水是一种很弱的电解质，其中的C（H+）很小，反应无法发生，假如提高了H+的浓度，则反应就能发生，譬如，把上述水换为盐酸溶液即可。加入盐酸，我们也可以这样说，由于盐酸的加入，破坏了2Al+6H2O？葑2Al（OH）3+3H2↑这个化学平衡，盐酸和2Al（OH）3作用生成了AlCl3，平衡（2）往正反应方向移动。
同样道理，由于Al（OH）3是两性氢氧化物，若在上述体系中加入NaOH溶液，能和Al（OH）3反应生成NaAlO2，也破坏了（2）化学平衡，于是反应发生了。
3.水解平衡思想的应用
盐溶液的配制和一些胶体的制取，应用了盐类的水解平衡思想。如，为什么配制氯化铁溶液时要加入盐酸，加热饱和氯化铁溶液可以制得氢氧化铁胶体？解析：氯化铁溶液中存在平衡体系为Fe3++3H2O？葑Fe（OH）3+3H+（ΔH>0），Fe（OH）3（s）？葑Fe33+（aq）+3OH-（aq）（ΔH>0）。由于K（Fe（OH）3）很小，氯化铁溶液中不加盐酸，铁离子不断水解，会产生Fe（OH）3沉淀。加入盐酸，增大了H+浓度，第一个平衡左移而第二个平衡右移，因此，抑制Fe3+的水解。当加热时，水解平衡正移，沉淀溶解平衡逆移，就得到了胶体。
四、反思
化学平衡思想的建立过程不是简单的过程，在教学过程中，教师选择具体的化学问题让学生来分析探讨，从感性上体会到平衡思想。也可以选择经典的化学题，从理性思维上运用平衡思想。总之，化学平衡思想贯穿在整个高中化学的教学中，让学生逐渐领悟，从而学会运用平衡思想定性和定量分析化学反应，理解反应的本质。