知识讲解_化学平衡(基础)
高中化学反应原理等效平衡知识点讲解
等效平衡本文中的m、n、p、q特指气体前的系数，如果遇到固体，默认为0。
1.定义：化学平衡与条件息息相关，而与建立平衡的途径无关。
对于同一可逆反应，在一定条件（一般为恒温恒容或恒温恒压）下，以不同的投料方式（即从正反应、逆反应或从中间状态开始）进行反应，只要达到平衡时相同组分在各混合物中的百分数（体积分数、物质的量分数或质量分数）相等（因），这样的化学平衡即互称为等效平衡（果）。
2.对于反应m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g)①恒温恒容改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量数之比换算成同一边的物质（一边倒），其物质的量对应相等或成比例，则它们互为等效平衡。
新平衡状态可以认为是两个原平衡状态简单地叠加并压缩而成，相当于增大压强。
图1恒温恒容模型改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量数之比换算成同一边的物质（一边倒），其物质的量对应相等，则它们互为等效平衡。
也就是等量等效。
此时，平衡后的各组分的物质的量(n)、物质的量分数(n%)、质量(m)、质量分数(m%)、体积(V)、体积分数(V%)、物质的量浓度(c n)等相同。
举例：以2A(g)+B(g)3C(g)+D(g)为例说明，表中单位为mol。
n)、物质的量分数、质量(m)、质量分数、体积(V)、体积分数、物质的量浓度(c n)等相同；B、C、D 和A一样，上述物理量也分别相同。
分析：一边倒之后①③⑤中的物质的量A和B分别为2mol和1mol，而且可以全部倒完，是等量等效，每一个物质的物质的量对应都相等。
自然地，对应物质的百分含量相等，那么就一定互为等效平衡。
【注意】上文“分析”中所说的“对应物质相等”指的是①中的A和③、⑤中的A相等，①中的C和③、⑤中的C相等……问题：①和②为等比等效，为什么不是等效平衡呢？解释：由定义可以知道：“达到平衡时相同组分在各混合物中的百分数相等，这样的化学平衡即互称为等效平衡。
大学无机化学化学平衡学习教案
大学无机化学化学平衡学习教案一、教学内容本节课的教学内容来自于《大学无机化学》的第四章“化学平衡”。
本章主要介绍了化学平衡的概念、平衡常数、影响平衡的因素以及勒夏特列原理。
具体内容包括：1. 化学平衡的概念：等效平衡、可逆反应、平衡状态等。
2. 平衡常数：平衡常数的定义、表达式、分类及计算方法。
3. 影响平衡的因素：浓度、温度、压力、催化剂等。
4. 勒夏特列原理：勒夏特列原理的定义、表达式及其应用。
二、教学目标1. 理解化学平衡的概念，掌握平衡状态的判断方法。
2. 掌握平衡常数的定义、表达式及计算方法。
3. 了解影响化学平衡的因素，能够分析实际问题中的平衡移动。
4. 理解勒夏特列原理，能够运用勒夏特列原理解释实际问题。
三、教学难点与重点1. 教学难点：平衡常数的计算方法，勒夏特列原理的应用。
2. 教学重点：化学平衡的概念，影响平衡的因素。
四、教具与学具准备1. 教具：多媒体教学设备、黑板、粉笔。
2. 学具：教材《大学无机化学》、笔记本、笔。
五、教学过程1. 实践情景引入：通过一个简单的化学反应实例，引导学生思考化学平衡的概念。
2. 理论讲解：讲解化学平衡的概念、平衡状态的判断方法，平衡常数的定义、表达式及计算方法。
3. 例题讲解：分析实际问题，运用平衡常数和勒夏特列原理进行解答。
4. 随堂练习：让学生运用所学知识，解答一些有关化学平衡的问题。
5. 课堂讨论：引导学生探讨影响化学平衡的因素，以及平衡移动的原理。
六、板书设计1. 化学平衡的概念2. 平衡状态的判断方法3. 平衡常数的定义、表达式及计算方法4. 影响化学平衡的因素5. 勒夏特列原理的表达式及应用七、作业设计N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)2. 答案：K = (PH3)^2 / (PN2 PH2)^3八、课后反思及拓展延伸1. 课后反思：本节课学生对化学平衡的概念和影响平衡的因素掌握较好，但在运用平衡常数和勒夏特列原理解决实际问题时，部分学生还存在一定的困难。
高中化学选修4之知识讲解_化学平衡移动_基础-
化学平衡的移动【学习目标】1、通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响；2、能利用相关理论解释外界条件对平衡移动的影响。
【要点梳理】要点一、化学平衡移动【反应之事合久必分分久必合-化学平衡移动】1．定义。
化学平衡研究的对象是可逆反应，化学平衡是有条件的动态平衡，在一定条件下才能保持平衡状态，当影响化学平衡的条件（浓度、压强、温度）改变时，原平衡就会被破坏，反应混合物里各组分的含量会随之改变，引起v 正≠v 逆，然后在新条件下重新建立平衡。
这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动。
2．原因。
化学平衡移动的原因是反应条件的改变，移动的结果是正、逆反应速率发生变化，平衡混合物中各组分的含量发生相应的变化。
3．标志。
（1）从反应速率来看：如有v 正=v 逆，到v 正≠v 逆，再到v 正＇=v 逆＇，有这样的过程表明化学平衡发生了移动。
（2）从混合物组成来看：各组分的含量从保持一定到条件改变时含量发生变化，最后在新条件下各组分的含量保持新的一定，同样表明化学平衡发生了移动。
4．方向。
平衡移动的方向由v （正）、v （逆）的相对大小来决定： （1）若外界条件的改变引起v （正）＞v （逆），则化学平衡将向正反应方向（或向右）移动。
（2）若外界条件的改变引起v （正）＜v （逆），则化学平衡将向逆反应方向（或向左）移动。
（3）若外界条件的改变虽引起v （正）和v （逆）的变化，但v （正）和v （逆）仍保持相等，则称化学平衡不发生移动（或没有被破坏）。
要点诠释：平衡移动过程可表示为：一定条件下的化学平衡−−−−→条件改变平衡被破坏−−−−−→一定时间后新条件下的新化学平衡 v （正）=v （逆） v （正）≠v （逆） v ＇（正）=v ＇（逆）各组分的含量保持不变→各组分的含量不断变化→各组分的含量又保持不变要点二、外界条件对化学平衡的影响【反应之事合久必分分久必合-化学平衡移动】 1．浓度对化学平衡的影响。
化学平衡的移动,化学反应进行的方向
【重点内容】化学平衡的移动，化学反应进行的方向。
2【内容讲解】一、化学平衡的移动1、含义：可逆反应达到平衡状态后，反应条件（如浓度、压强、温度）改变，使正和逆不再相等，原平衡被破坏；一段时间后，在新的条件下，正、逆反应速率又重新相等，即V 正'=V逆'，此时达到了新的平衡状态，称为化学平衡的移动。
应注意：v正'≠v正，v逆'≠v逆。
2、影响因素：（1）浓度：其它条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。
在下列反应速率（v）对时间（t）的关系图象中，在t1时刻发生下述相应条件的变化，则正、逆反应速率的改变情况如图所示：①增大反应物浓度；②减小生成物浓度；③增大生成物浓度；④减小反应物浓度注：①由于纯固体或纯液体的浓度为常数，所以改变纯固体或纯液体的量，不影响化学反应速率，因此平衡不发生移动。
②增大（或减小）一种反应物A的浓度，可以使另一种反应物B的转化率增大（或减小），而反应物A的转化率减小（或增大）。
（2）压强：其它条件不变时，对于有气体参加的可逆反应，且反应前后气体分子数即气体体积数不相等，则当缩小体积以增大平衡混合物的压强时，平衡向气体体积数减小的方向移动；反之当增大体积来减小平衡混合物的压强时，平衡向气体体积数增大的方向移动；若反应前后气体分子数即气体体积数相等的可逆反应，达到平衡后改变压强，则平衡不移动。
对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g),在下列v－t图中，在t1时刻发生下述相应条件的变化，则正、逆反应速率的改变情况如图所示：① m +n ＞ p +q，增大压强；② m +n ＞ p +q，减小压强；③ m +n ＜ p +q，增大压强；④ m +n ＜ p +q，减小压强；⑤ m +n ＝ p +q，增大压强；⑥ m +n ＝ p +q，减小压强。
（3）温度：其它条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应（△H＞0）方向移动；降低温度，平衡向放热反应（△H＜0）方向移动。
高中化学平衡知识点整理
高中化学平衡知识点整理在高中化学学习中，平衡是一个十分重要且基础的概念。
平衡反应是指在一个封闭系统中，反应物转变为生成物的速率相等时达到的一种动态平衡状态。
平衡反应又可以细分为物理平衡和化学平衡。
下面对高中化学平衡知识点进行整理。
1. 平衡反应的特点在平衡反应中，反应物和生成物的浓度保持不变，但它们仍在转化，并处于动态平衡状态。
平衡反应的速率恒定且相等，这也是动态平衡的一种表现。
2. 平衡常数平衡常数是用来描述一个反应达到平衡时反应物和生成物浓度的比例。
平衡常数通常用Kc、Kp来表示，取决于反应方程式中各物质的浓度或分压。
3. 影响平衡位置的因素平衡位置的位置取决于平衡常数以及反应温度、压力等因素。
当平衡常数Kc大于1时，表示生成物浓度较高；当Kc小于1时，表示生成物浓度较低。
4. 平衡常数的计算平衡常数的计算需要通过反应方程式来确定各物质浓度或分压，从而得出平衡常数的数值。
平衡常数的大小可以告诉我们反应的进行方向。
5. 平衡位置的变化通过调节温度、压力或者浓度等因素，可以改变平衡位置。
Le Chatelier原理指出，在受到外界因素影响时，系统会通过调整以恢复平衡，以维持平衡动态状态。
6. 平衡常数与反应热力学反应在不同温度下的平衡常数会发生变化，这与热力学原理有关。
反应的焓变和熵变可以帮助我们理解平衡常数变化的原因。
以上就是对高中化学平衡知识点的整理，希望可以帮助大家更好地理解平衡反应的相关概念。
学习化学需要多加练习和实验，加深对平衡反应的理解，有助于提高学习效果。
愿大家取得更好的成绩！。
名词解释化学平衡
名词解释化学平衡
化学平衡是指在化学反应中，反应物和生成物之间的浓度或者压力保持不变的状态。
在化学平衡中，正向反应和逆向反应以相同的速率进行，从而使得反应体系处于稳定状态。
在化学平衡下，虽然反应仍在进行，但是反应物和生成物的浓度或者压力不再发生明显的变化。
化学平衡的特点包括：
1. 正向反应和逆向反应的速率相等。
在达到化学平衡后，正向反应和逆向反应以相同的速率进行，称为反应速率相等原理。
2. 反应物和生成物的浓度或者压力保持恒定。
虽然反应仍在进行，但是反应物和生成物的浓度或者压力不再发生明显的变化，称为浓度或压力恒定原理。
3. 化学平衡可以通过改变温度、浓度、压力等条件来调整。
根据Le Chatelier原理，当外界条件发生变化时，化学平衡会偏移以恢复平衡。
化学平衡的描述可以使用化学平衡常数（Kc或Kp）来表示。
化学平衡常数是指在特定温度下，反应物和生成物的浓度或者压力的比值的稳定值。
化学平衡常数越大，表示反应向生成物一侧偏移的趋势越明显；化学平衡常数越小，表示反应向反应物一侧偏移的趋势越明显。
化学平衡在生产工业、生物化学、环境科学等领域具有重要的应用价值，对于理解化学反应动力学和平衡条件有着重要的意义。
化学知识点备课讲解化学平衡的常见反应类型
化学知识点备课讲解化学平衡的常见反应类型化学平衡是化学反应中的一种特殊状态，当反应物与生成物之间的速率相等时，称为化学平衡。
在化学平衡中，虽然反应仍在进行，但是反应物与生成物的浓度保持不变。
了解化学平衡的常见反应类型对于化学教育非常重要。
本文将介绍一些常见的化学平衡反应类型，帮助备课教师更好地讲解相关知识。
一、氧化还原反应氧化还原反应是化学平衡中最常见的反应类型之一。
在这类反应中，原子、离子或分子的电荷发生转移，一种物质被氧化，而另一种物质被还原。
常见的氧化还原反应包括金属与非金属的反应、酸与碱的反应等。
例如，铁的氧化为铁锈就是一种氧化还原反应。
二、酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸与碱反应生成盐和水的化学反应。
在这类反应中，酸的氢离子与碱的氢氧根离子结合，生成水。
这种反应常用于酸碱滴定实验等实验室应用中。
三、酯化反应酯化反应是一种酸碱催化的化学反应，发生在酸性条件下。
在酯化反应中，醇和羧酸通过酯键结合生成酯和水。
酯化反应广泛应用于制备香料、溶剂和颜料等工业领域。
四、水解反应水解反应是指一种物质与水反应分解成两种或多种物质。
通过水解反应，我们可以将某些物质变为更易溶解或更容易反应的化学物质。
例如，脂肪在水解后会形成脂肪酸和甘油。
五、配位反应配位反应是指发生在配位化合物中的反应。
在这类反应中，中心金属离子与配体发生键合，形成稳定的配位化合物。
配位反应在有机化学、无机化学和生物化学中都有广泛的应用。
六、酸碱滴定反应酸碱滴定反应是一种可控的化学反应，用以确定酸或碱的浓度。
通常使用标准溶液（已知浓度）与待测溶液进行反应，通过滴定到化学反应终点来确定待测溶液的浓度。
以上是化学平衡中的常见反应类型。
备课教师在讲解这些知识点时，可以通过实验演示、示意图或动画等形式来引起学生的兴趣和理解。
希望本文的内容对于化学教育教学有所帮助。
化学知识点备课讲解化学平衡的浓度与位置关系
化学知识点备课讲解化学平衡的浓度与位置关系在化学中，平衡是一个非常重要的概念。
化学平衡是指当反应物转变为产物和产物转变回反应物的速率相等时达到的一种状态。
平衡的浓度与位置之间存在着密切的关系，我们将在本文中对这个关系进行详细的讲解。
一、反应物浓度对平衡位置的影响当反应物浓度改变时，平衡位置也会发生变化。
根据"勃朗特利方程"，反应物浓度的增加可以促使平衡位置朝着产物一侧移动，而反应物浓度的减少则会使平衡位置移动到反应物一侧。
例如，考虑一个具有以下反应方程的反应：A +B ⇌C + D如果添加更多的反应物A和B，平衡系统会根据Le Chatelier's Principle（勒夏特列准则）转移到产物C和D的方向，以减少反应物的浓度。
相反，如果减少了反应物A和B的浓度，平衡系统将会根据Le Chatelier's Principle移动到反应物A和B的方向，以增加它们的浓度。
二、产物浓度对平衡位置的影响与反应物浓度类似，产物浓度的改变也会影响平衡位置。
根据"勃朗特利方程"，产物的浓度增加会使平衡位置移动到反应物一侧，而产物浓度的减少则会使平衡位置移动到产物一侧。
继续以之前的反应为例：A +B ⇌C + D如果添加更多的产物C和D，平衡系统会根据Le Chatelier's Principle移动到反应物A和B的方向，以减少产物的浓度。
反之，如果减少了产物C和D的浓度，平衡系统将会根据Le Chatelier's Principle移动到产物C和D的方向，以增加它们的浓度。
三、浓度对平衡常数的影响浓度对平衡位置的影响还可以通过平衡常数来衡量。
平衡常数（K）是一个用于表示平衡系统中浓度关系的数值。
平衡常数的大小反映了反应物转化为产物的“度”。
当平衡常数（K）的值大于1时，反应偏向产物一侧，而当K的值小于1时，反应则偏向反应物一侧。
根据化学平衡的浓度与位置关系，我们可以利用平衡常数的值来预测化学反应是偏向于反应物还是产物。
大学无机化学化学平衡ppt课件-2024鲜版
2024/3/28
32
学习建议与拓展资源推荐
01
拓展资源推荐
02
《无机化学》（第四版），高等教育出版社，大连理工大学无机化学 教研室编。
03
《无机化学例题与习题》，高等教育出版社，徐光宪等编。
2024/3/28
04
中国大学MOOC《无机化学》课程，由国内知名高校教授主讲，内容 丰富、系统深入。
33
生活、生产和科研中的应用。
2024/3/28
配位平衡
详细阐述了酸碱质子理论、酸碱平衡常数（ Ka、Kb）的计算、酸碱指示剂的选择以及酸 碱滴定曲线的绘制。
氧化还原平衡
讲解了氧化还原反应的基本概念、氧化数、 氧化还原方程式的配平，以及原电池和电解 池的工作原理。
29
化学平衡领域的未来发展趋势
1 新型功能材料的合成与应用
18
平衡转化率的计算
2024/3/28
转化率（α）
表示反应物转化的程度，等于反应物转化的物质的量占反应 物起始物质的量的百分数。
平衡转化率的计算步骤
首先根据化学方程式列出反应物和生成物的初始浓度和平衡 浓度，然后根据质量守恒定律和电荷守恒定律列出方程组， 解方程组求出平衡组成后，再根据转化率的定义求出转化率 。
生物医学应用
通过调节生物体内的化学 平衡，治疗疾病或改善生 理功能，如酸碱平衡调节 、电解质平衡维护等。
23
06
化学平衡的实验研究方法
2024/3/28
24
化学平衡实验的设计原则
代表性原则
选择具有代表性的化学反应体系 ，能够反映化学平衡的基本特征
和规律。
2024/3/28
可控性原则
实验条件应易于控制和调节，以便 研究不同因素对化学平衡的影响。
化学人教版(2019)必修第二册6.2.3化学平衡状态(共33张ppt)
任 务 02
2.1 化学平衡的建立
高温高压
N2 + 3H2 催化剂 2NH3
反应刚开始时：
速
率 v
v正
v逆
0
反应过程中：
v正 = v逆
化学平衡状态
t1
时间t
反应物浓度—最—大——，正反应速率—最—大—— ， 反应物浓度—逐—渐—减——小—，正反应速率—逐—渐—减——小，
生成物浓度为—0——，逆反应速率为—0—。 生成物浓度—逐—渐—增——大—，逆反应速率—逐—渐—增— 大
2.建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。
教学引入：高炉炼铁尾气之谜
教学引入：高炉炼铁尾气之谜
增加炼铁高炉的高度，不能改变高
炉尾气中CO的比例，原因是：
C+CO2
2CO是一个可逆反应，不
能完全进行，存在一定的反应限度。在
高炉中Fe2O3与CO的反应也不能全部转 化为Fe和CO2。
任 务 01
×100%
课堂检测
2.合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义。对于密闭容器中的反应：
高温高压
N2 + 3H2 催化剂 2NH3
673 K、30 MPa下，n(NH3)和n(H2)随时间t变化的关系如图所示。
下列叙述中正确的是( B )
A.c点处正反应速率和逆反应速率相等 B.a点的正反应速率比b点的大 C.d点(t1时刻)和e点(t2时刻)处n(N2)不同 D.在t2时刻，正反应速率大于逆反应速率
课堂检测
3.一定条件下，对于可逆反应
N2 + 3H2
高温高压 催化剂
2NH3
，表示正、逆
反应速率可以用N2或H2或NH3来表示：下列能表示反应达到化学平衡状态
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高考总复习化学平衡（基础）【考纲要求】1．了解化学反应的可逆性。
2．了解化学平衡建立的过程，理解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。
3．理解化学平衡的标志。
【考点梳理】考点一、可逆反应1．概念：在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应称为可逆反应。
2．可逆反应的特点：要点诠释：(1) 在相同条件下，正、逆反应能同时进行。
(2) 反应有一定的限度，不能进行完全，任一反应物的转化率均小于100%。
(3) 最终只能得到反应物和生成物的混合物。
3．表示：化学方程式中的“=”用“”代替。
考点二、化学平衡状态1．化学平衡状态的含义：指在一定条件下的可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等，反应体系中所有反应物和生成物的质量（或浓度）保持不变的状态。
【高清课堂：二、2．化学平衡状态的特征：】2．化学平衡状态的特征：“逆、等、定、动、变、同”要点诠释：（1）“逆”：可逆反应。
（2）“等”：υ正＝υ逆对于同种物质：该物质的生成速率＝消耗速率；对于不同物质：要将不同物质表示的速率按照速率比等于系数比折算成同一物质表示的速率，且满足上述条件（υ正＝υ逆）。
（3）“定”：条件一定时，反应体系中所有反应物和生成物的浓度（或质量、物质的量、物质的量百分含量、反应物转化率等）不再随时间变化。
（4）“动”：正逆反应都在进行，对同一物质：υ正＝υ逆≠0，体系处于动态平衡。
（5）“变”：反应条件改变，正逆反应速率可能不再相等，平衡就会发生移动，直至建立新的平衡，正逆反应速率又达到相等。
（6）“同”：一个特定化学平衡的建立与反应途径无关（等效平衡）。
对于同一个可逆反应，只要条件相同（温度、浓度、压强），不论从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始，或从正、逆两个方向同时开始，只要投料相当，均能达到同一平衡状态。
例如：相同条件下，对于可逆反应2SO2(g) + O2(g)2SO3(g)，投料2 mol SO2和1 mol O2或投料2 mol SO3，最终达到同一平衡状态。
3．判断化学平衡状态的标志：（1）等速标志：υ正＝υ逆(对同一种物质而言)，这是本质特征。
（2）恒浓标志：各物质的物质的量浓度、质量、物质的量、物质的量百分含量（即体积分数）均保持不变，这是外部特征。
考点三、化学平衡常数1．定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度以系数为指数的幂的乘积与反应物浓度以系数为指数的幂的乘积的比值是一个常数。
这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数）。
2．表达式：对于可逆反应mA(g) + nB(g)pC(g) + qD(g)，在一定温度下达到平衡，其平衡常数的表达式：()()()()p qm nc C c D Kc A c B3．使用平衡常数应注意的几个问题：要点诠释：（１）纯固体或纯液体（如液态水）的浓度为一定值，不列入平衡常数的表达式中。
如：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)，K=c(CO)·c(H2)/c(H2O)FeO(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g)，K=c(CO2)/c(CO)（2）任何一个平衡常数表达式必须和具体的化学反应方程式相匹配。
对于同一化学反应，由于方程式书写形式不同，其平衡常数表达式也会相应改变，平衡常数数值也会改变。
若方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
不同书写形式的平衡常数，虽然表达式不同，但实际含义相同。
N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为K1，1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)的平衡常数为K2，NH3(g)1/2N2(g)+3/2H2(g)的平衡常数为K3；K1和K2的关系式：K1=K22。
K2和K3的关系式：K2·K3=1 。
K1和K3的关系式：K1·K32=1 。
（3）影响K的因素：不同的化学反应，K值一般不同。
对于特定的化学反应方程式，影响K值的外界因素只有温度,与反应物或生成物的浓度无关。
温度升高时，对ΔH＜0的反应K值变小，对ΔH ＞0的反应K值增大。
4．平衡常数的意义：（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度（也叫反应的限度）。
表示可逆反应的限度，K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率也就越高；反之，反应就越不完全，转化率就越低。
一般认为K＞105时，该反应进行得就基本完全。
（2）判断正在进行的可逆反应是否达到平衡及反应向何方向进行：对于可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Q c=C p(C)·C q(D)/C m(A)·C n(B)，叫该反应的浓度商。
Q c＜K ，反应向正反应方向进行Q c＝K ，反应处于平衡状态Q c＞K ，反应向逆反应方向进行（3）利用Ｋ可判断反应的热效应若升高温度，Ｋ值增大，则正反应为吸热反应(填“吸热”或“放热”)。
若升高温度，Ｋ值减小，则正反应为放热反应(填“吸热”或“放热”)。
（4）计算反应物或生成物的平衡浓度及反应物的转化率。
5．利用平衡常数的计算模式：（1）步骤①写出有关化学平衡的方程式。
②确定各物质的起始量、转化量、平衡量。
③根据已知条件建立等式关系进行解答。
（2）模式（“三段式”）如mA (g)+nB (g) pC (g)+qD (g)，令A 、B 起始物质的量浓度分别为a mol / L 、b mol / L ，达到平衡后消耗A 的物质的量浓度为mx mol / L 。
mA (g) + nB (g) pC (g)+qD (g)起始（mol ·L ―1） a b 0 0变化（mol ·L ―1） mx nx px qx平衡（mol ·L ―1） a ―mx b ―nx px qx()()()()p qm npx qx K a mx b nx ⋅=-⋅- （3）说明①反应物：c （平）=c （始）―c （变）生成物：c （平）=c （始）+c （变）②各物质的转化浓度之比等于化学方程式中化学计量数之比。
③100%⨯反应物转化的物质的量浓度转化率=反应物起始的物质的量浓度【典型例题】类型一：化学平衡状态的判断【高清课堂：化学平衡 练一练1】例1、H 2(g)+ I 2(g)2HI(g)已经达到平衡状态的标志是______________________。
①c(H 2)=c(I 2)=c(HI)时②c(H 2):c(I 2):c(HI)=1:1:2时③c(H 2)、c(I 2)、c(HI)不再随时间而改变④单位时间内生成nmolH 2的同时生成2nmolHI⑤单位时间内生成nmolH 2的同时生成nmolI 2⑥反应速率v(H 2)=v(I 2)=1/2v(HI)⑦一个H-H 键断裂的同时有两个H-I 键断裂⑧温度和体积一定时，容器内压强不再变化⑨温度和体积一定时，混合气体的颜色不再变化⑩温度和压强一定时，混合气体的密度不再变化⑾条件一定，混合气体的平均相对分子质量不再变化【思路点拨】要抓住本反应前后体积不变的特点来分析。
【答案】③④⑦⑨【解析】①三者浓度相等，不能说明已达到平衡状态；②浓度之比与平衡状态无必然联系；③浓度不变，说明已达平衡。
注意不要把浓度不变与①、②两种情况混淆；④“生成nmolH2”指逆反应，“生成2nmolHI”指正反应，且v正=v逆，正确；⑤“生成nmolH2”、“生成nmolI2”都指逆反应，不能判断；⑥无论是v正、v逆，用不同物质表示时,一定和化学计量数成正比,与是否达到平衡状态无关。
⑦从微观角度表示v正=v逆，正确；⑧该反应是一个气体总质量不变、反应前后等体积的可逆反应，压强始终不改变；故温度和体积一定时，容器内压强不再变化不能表明达到平衡。
⑨颜色不变，说明I2(g)浓度不变，可以判断；⑩由于Δν(g) = 0，体积始终不变，且反应混合物总质量始终不变，密度不变，不能判断是否达到平衡。
⑾反应前后气体的物质的量、质量均不变，所以平均分子量始终不变，不一定达到平衡状态。
【总结升华】（1）从化学平衡的本质判断可逆反应是否达到化学平衡时，必须同时表明正反应速率和逆反应速率，且对同一种物质而言满足：v (正)=v (逆)。
（2）要抓住本反应前后体积不变的特点来分析。
举一反三：【变式1】在一定温度下，向a L密闭容器中加入1 mol X气体和2 mol Y气体，发生反应：X (g)+2Y (g)2Z (g)，此反应达到平衡的标志是（）①容器内压强不随时间变化②容器内各物质的浓度不随时间变化③容器内X、Y、Z的浓度之比为1∶2∶2④单位时间消耗0.1 mol X同时生成0.2 mol ZA．①②③④B．②③C．①②D．③④【答案】C【高清课堂：化学平衡练一练3】【变式2】A对可逆反应4NH3(g) + 5O2(g)4NO(g) + 6H2O(g)，下列叙述正确的是A．达到化学平衡时，4υ正(O2)= 5υ逆(NO)B．若单位时间内生成x mol NO同时消耗x mol NH3 ，则反应达到平衡状态C．达到化学平衡时，若增加容器体积，则正反应速率减少，逆反应速率增大D．化学反应速率的关系是2υ正(NH3)= 3υ正(H2O)【答案】A【解析】A项，达到化学平衡时，4υ正(O2)= 5υ逆(NO)，又因为υ正(O2)：υ正(NO)=5:4，则有υ正(NO)= υ逆(NO)，故A成立。
B项描述的是同一方向，不能判断平衡。
C项，若增加容器体积，正逆反应速率均减小。
D项，化学反应速率的关系是3υ正(NH3)= 2υ正(H2O)。
类型二：化学平衡常数例2、PCl 5的热分解反应如下：PCl5（g）PCl3（g）+ Cl2（g）（1）写出反应的平衡常数表达式；（2）已知某温度下，在容积为10.0L的密闭容器中充入2.00mol PCl5，达到平衡后，测得容器内PCl3的浓度为0.150mol/L。
计算该温度下的平衡常数。
【思路点拨】平衡常数表达式中生成物的平衡浓度在分子上。
【总结升华】本题考查了化学平衡常数的求算。
对于反应： mA + nB pC + qD ，平衡常数的数学表达式为： 举一反三：【变式1】工业合成氨的反应为N 2(g)+3H 2(g)2NH 3(g)。
设在容积为2.0L 的密闭容器中充入0.60mol N 2(g)和1.60 mol H 2(g),反应在一定条件下达到平衡时，NH 3的物质的量分数(NH 3的物质的量与反应体系中总的物质的量之比)为4/7。
计算：① 该条件下N 2的平衡转化率；②该条件下反应2NH 3(g)N 2(g)+3H 2(g)的平衡常数。