化学反应速率、化学平衡知识点总结用
新教材人教版高中化学选择性必修1第二章化学反应速率与化学平衡知识点考点重点难点提炼总结
第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率.................................................................................................. - 1 - 第二节化学平衡.......................................................................................................... - 7 - 第三节化学反应的方向............................................................................................ - 23 - 第四节化学反应的调控............................................................................................ - 26 -第一节化学反应速率一、化学反应速率1．概念：化学反应速率是定量描述化学反应进行快慢的物理量。
如果反应体系的体积是恒定的，则通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。
2．数学表达式为v＝ΔcΔt或v＝ΔnV·Δt。
3．单位常用mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1表示。
4．注意事项(1)一般来说，随着反应的逐渐进行，反应物浓度会逐渐减小，化学反应速率也会逐渐减慢。
因此，化学反应速率通常是指某一段时间内的平均反应速率，而不是瞬时反应速率。
(2)由于在反应中纯液体和固体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或固体参加的反应一般不用纯液体或固体来表示化学反应速率。
(3)在同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速率，其数值可能相同也可能不相同，但表示的意义相同。
大一化学反应速率知识点
大一化学反应速率知识点反应速率是指在化学反应中，反应物消耗或生成产物的速度。
了解和掌握反应速率的知识，对于我们准确理解反应过程和进行实验研究都非常重要。
本文将介绍大一化学中的一些常见反应速率知识点。
1. 反应速率的定义反应速率是指单位时间内反应物消耗或产物生成的量。
通常，反应速率可以用化学方程式中反应物和产物的物质量关系来描述，也可用反应物浓度或产物浓度的变化来表示。
2. 反应速率与化学平衡在反应过程中，反应物逐渐转化为产物，反应速率开始较高，随着反应进行，速率逐渐减小，最终趋于一个恒定的数值。
当反应速率与反应逆向速率相等时，反应达到化学平衡。
3. 影响反应速率的因素反应速率受多种因素影响，下面介绍几个重要的因素：a. 温度：温度升高会使分子运动速度增加，碰撞频率和能量也会增加，反应速率随之增加。
b. 浓度: 浓度越高，反应物分子间的碰撞频率越高，反应速率也越快。
c. 催化剂: 催化剂可以提高化学反应的速率，通过增加反应物的有效碰撞频率或改变反应的反应机理来实现。
d. 表面积: 固体反应物颗粒的细小程度越高，表面积越大，与其他反应物接触的机会越多，反应速率也越快。
4. 反应速率的表达式反应速率可以用不同的方式来表达，最常见的是考虑反应物的质量或浓度变化：a. 对于反应物A和B，反应速率可用以下表达式表示：速率 = -∆[A]/∆t = -∆[B]/∆tb. 对于反应物浓度变化的表示：速率 = -∆[A]/∆t = -1/a * ∆[A]/∆t = -1/b * ∆[B]/∆t其中a和b分别代表反应物A和B的化学计量系数。
5. 反应速率与反应级数反应级数是指反应速率与各个反应物的浓度之间的关系。
根据反应物的浓度对反应速率的影响，反应级数可分为零级反应、一级反应、二级反应等。
具体的反应级数与反应物的浓度变化关系，请根据具体的反应方程式和实验数据进行求解。
总结：大一化学反应速率知识点包括反应速率的定义、反应速率与化学平衡的关系、影响反应速率的因素以及反应速率的表达式等内容。
化学反应速率化学平衡知识点总结用
化学反应速率、化学平衡知识点总结化学反应速率和平化学衡【命题规律】化学反应速率和化学平衡是高考的必考内容，其主要命题内容有：①化学反应速率影响因素及计算；②化学平衡状态的判断及影响因素；③应用平衡原理判断反应进行的方向；④化学反应速率和化学平衡的图象分析；⑤转化率、平衡常数的含义及简单计算。
将化学反应速率和化学平衡移动的原理与化工生产、生活实际相结合的题目是最近几年的高考命题的热点。
特别是化学平衡常数的影响因素及其计算是新教材增加的内容，应引起同学们的关注。
【知识网络】【重点知识梳理】物质状态和浓度对反应速率的影响一．对于有固体参加的化学反应而言，由于在一定条件下，固体的浓度是固定的，所以固体物质在化学反应中浓度不改变，因此在表示1会增大表面积，当固体颗粒变小时，但因为固体物质的反应是在其表面进行的，故与其表面积有关，化学反应速率时，不能用固体物质。
加快反应速率。
．对于有气体参加的反应而言，改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度改变所致。
所以，在讨论压强对反应速率2 的影响时，应区分引起压强改变的原因，这种改变对反应体系的浓度产生何种影响，由此判断出对反应速率产生何种影响。
对于气体反应体系，有以下几种情况：恒温时：(1)引起引起引起反应速率加快。
浓度增大――→增加压强――→体积缩小――→引起引起引起――→速率加快――→浓度增大――→总压增大恒容时：①充入气体反应物(2)引起”――→总压增大，但各分压不变，即各物质的浓度不变，反应速率不变。
②充入“惰气-- 1 --化学反应速率、化学平衡知识点总结(3)恒压时：引起引起引起充入：“惰气”――→体积增大――→各反应物浓度减少――→反应速率减慢。
二外界条件对化学反应速率的影响三化学反应速率的图象图象也是一种表达事物的语言符号，化学反应速率图象是将化学反应速率变化的状况在直角坐标系中以图的形式表达的结果，是化学反应速率变化规律的反映。
认识和应用化学反应速率图象时，要立足于化学方程式，应用化学反应速率变化的规律，分析直角坐标系及其图象的涵义。
高考化学化学反应速率与平衡考点
高考化学化学反应速率与平衡考点在高考化学中，化学反应速率与平衡是一个极其重要的考点。
理解和掌握这部分知识，对于在高考中取得优异成绩至关重要。
首先，咱们来聊聊化学反应速率。
化学反应速率，简单来说，就是化学反应进行的快慢程度。
它可以用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响化学反应速率的因素有不少。
比如说浓度，反应物浓度越大，反应速率通常就越快。
这就好比一群人干活，人越多，干活的速度可能就越快。
再比如温度，一般温度越高，反应速率也会加快。
就像加热能让水更快地沸腾一样，温度升高能给化学反应提供更多的能量，让分子们更活跃，反应也就进行得更快。
还有压强，对于有气体参与的反应，如果增大压强，相当于把气体分子们挤得更紧了，它们之间碰撞的机会增多，反应速率也就提高了。
催化剂也是个关键因素，它能改变反应的路径，降低反应所需的活化能，从而极大地加快反应速率。
但要注意，催化剂在反应前后自身的质量和化学性质是不变的。
接下来，咱们再谈谈化学平衡。
当一个可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化，这时就达到了化学平衡状态。
化学平衡具有一些特点。
比如动态平衡，虽然看起来各物质的浓度不再改变，但实际上正逆反应仍在进行，只是速率相等罢了。
还有条件不变性，如果外界条件不变，平衡状态就不会改变。
但如果条件改变了，平衡就会被打破，然后在新的条件下重新建立平衡。
影响化学平衡移动的因素也不少。
浓度的变化会影响平衡，如果增大反应物浓度或者减小生成物浓度，平衡会向正反应方向移动；反之，则向逆反应方向移动。
温度的改变同样重要，升高温度，平衡会向着吸热反应的方向移动；降低温度，平衡会向着放热反应的方向移动。
压强的变化对于有气体参与且反应前后气体分子数发生改变的反应有影响。
增大压强，平衡会向气体分子数减少的方向移动；减小压强，则向气体分子数增加的方向移动。
在解题时，我们常常会遇到有关化学反应速率和平衡的图像问题。
化学第六单元知识点总结
化学第六单元知识点总结一、化学反应速率1.反应速率的定义和计算-反应速率指的是单位时间内反应物消耗或产物生成的量。
-反应速率可以通过实验数据计算得到，通常用反应物浓度变化或产物浓度变化与时间的关系来表示。
2.影响反应速率的因素-温度：温度升高，分子运动速度增加，碰撞频率增加，反应速率增加。
-浓度：反应物浓度增加，碰撞频率增加，反应速率增加。
-催化剂：催化剂可以降低反应活化能，提高反应速率。
3.反应速率与反应机理的关系-反应速率与反应机理密切相关，反应速率方程可以由反应机理推导得到。
-反应机理描述了反应过程中发生的具体步骤和中间物质的生成消失情况。
二、化学平衡1.平衡状态和平衡常数-平衡状态指的是反应物和产物浓度在一定范围内保持稳定的状态。
-平衡常数K表示在给定温度下，反应物和产物浓度的比值的稳定值。
2.影响平衡位置的因素-浓度变化：增加反应物浓度或减少产物浓度，平衡位置向产物一侧移动；相反，增加产物浓度或减少反应物浓度，平衡位置向反应物一侧移动。
-温度变化：温度升高，平衡位置会偏向吸热反应；温度降低，平衡位置会偏向放热反应。
3.平衡常数与反应方程的关系-平衡常数K可以通过反应方程中物质的摩尔系数得到，平衡常数的大小反映了反应的进行程度。
-K大于1表示产物浓度较高，反应向产物一侧偏离；K小于1表示反应物浓度较高，反应向反应物一侧偏离。
三、酸碱中和反应1.酸碱的定义-酸：能够释放H+（质子）的物质。
-碱：能够释放OH-（氢氧根离子）的物质。
2.酸碱中和反应-酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。
-酸碱中和反应的方程式通常写作：酸+碱→盐+水。
四、电解质和非电解质1.电解质和非电解质的定义-电解质：在水溶液中能够导电的物质，可以分为强电解质和弱电解质。
-非电解质：在水溶液中不能导电的物质。
2.电离和解离-电离是指电解质溶于水后，分解成离子的过程。
-解离是指非电解质溶于水后，分子间的键断裂形成离子的过程。
化学平衡知识点总归纳
第1讲 化学反应速率考点一 化学反应速率1．表示方法:通常用单位时间内反应物浓度的 或生成物浓度的 来表示。
2．数学表达式及单位v ＝ΔcΔt，单位为 或 。
3．规律：同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能 ,但反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的 之比。
4。
化学反应速率大小的比较方法：由于同一化学反应的反应速率用不同物质表示时数值可能 ,所以比较反应的快慢不能只看数值的大小，而要进行一定的转化. （1）看 是否统一,若不统一，换算成相同的单位。
(2）换算成 物质表示的速率，再比较数值的大小。
(3）比较化学反应速率与 的比值，即对于一般反应aA ＋bB===cC ＋dD ，比较错误!与错误!,若错误!＞错误!，则A 表示的反应速率比B 的大。
考点二 影响化学反应速率的因素1．内因（主要因素):反应物本身的性质。
2．外因(其他条件不变,只改变一个条件)3．理论解释——有效碰撞理论 (1)活化分子、活化能、有效碰撞 ①活化分子:能够发生 的分子。
②活化能：如图图中：E1为，使用催化剂时的活化能为 ,反应热为。
（注:E2为逆反应的活化能）③有效碰撞：活化分子之间能够引发的碰撞。
（2）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系气体反应体系中充入惰性气体（不参与反应)时对反应速率的影响1．恒容充入“惰性气体”→总压增大→物质浓度（活化分子浓度 )→反应速率 .2．恒压充入“惰性气体”→体积增大→物质浓度（活化分子浓度）→反应速率。
考点三控制变量法探究影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的因素有多种，在探究相关规律时,需要控制其他条件 ,只改变某一个条件，探究这一条件对反应速率的影响。
变量探究实验因为能够考查学生对于图表的观察、分析以及处理实验数据归纳得出合理结论的能力,因而在这几年高考试题中有所考查.解答此类试题时，要认真审题，清楚实验目的，弄清要探究的外界条件有哪些。
然后分析题给图表，确定一个变化的量，弄清在其他几个量的情况下，这个变化量对实验结果的影响，进而总结出规律。
化学选修1知识点归纳总结表
化学选修1知识点归纳总结表### 化学选修1知识点归纳总结表#### 一、化学反应速率- 定义：反应物转化为产物的速率。
- 影响因素：- 内因：物质本身的性质。
- 外因：温度、浓度、压强、催化剂等。
- 速率方程：\[ r = k[A]^m[B]^n \]- 速率常数：\( k \)，与反应物浓度无关。
#### 二、化学平衡- 动态平衡：正逆反应速率相等，但不等于零。
- 平衡常数：\[ K_c = \frac{\prod [C]}{\prod [A]} \]- 平衡移动原理：勒夏特列原理。
#### 三、酸碱理论- 布伦斯特德-洛里（Brønsted-Lowry）理论：酸是质子（H+）的供体，碱是质子的受体。
- 路易斯（Lewis）理论：酸是电子对的受体，碱是电子对的供体。
#### 四、酸碱平衡- pH：溶液中氢离子浓度的负对数。
- pOH：溶液中氢氧根离子浓度的负对数。
- pH与pOH的关系：\[ pH + pOH = 14 \]（在25°C时）#### 五、氧化还原反应- 基本概念：涉及电子转移的反应。
- 氧化数：元素在化合物中的电荷状态。
- 半反应：氧化还原反应的两个部分，一个氧化，一个还原。
#### 六、配位化学- 配体：与中心金属离子形成配位键的分子或离子。
- 配位数：配体与中心金属离子形成的键的数量。
- 配位化合物：含有配位键的化合物。
#### 七、有机化学基础- 碳的化学性质：碳能形成多种化合物，包括链状和环状结构。
- 有机反应类型：- 加成反应：分子中双键或三键的碳原子上添加原子或原子团。
- 取代反应：分子中的原子或原子团被其他原子或原子团所取代。
- 消除反应：分子中两个相邻原子上的原子或原子团被移除，形成双键。
#### 八、有机合成- 逆合成分析：从目标分子逆向推导可能的合成路径。
- 保护基团：在合成过程中保护特定官能团不被反应。
#### 九、有机化合物的命名- IUPAC命名法：国际纯粹与应用化学联合会制定的命名规则。
化学反应原理知识点总结
化学反应原理知识点总结化学反应原理是化学学科的重要组成部分，它涵盖了许多关键的概念和理论，对于理解化学反应的发生、方向、速率以及能量变化等方面具有重要意义。
以下是对化学反应原理相关知识点的详细总结。
一、化学反应速率化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
影响化学反应速率的因素主要包括以下几个方面：1、浓度在其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快；减小反应物的浓度，反应速率减慢。
这是因为浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增加，从而加快了反应速率。
2、压强对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，增大压强（减小容器体积），反应速率加快；减小压强（增大容器体积），反应速率减慢。
需要注意的是，压强对反应速率的影响实际上是通过改变气体的浓度来实现的。
3、温度升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。
一般来说，温度每升高 10℃，反应速率通常增大到原来的 2 4 倍。
这是因为温度升高，分子的运动速率加快，更多的分子成为活化分子，有效碰撞的几率增加。
4、催化剂使用催化剂能显著改变化学反应速率。
正催化剂能加快反应速率，负催化剂能减慢反应速率。
催化剂通过改变反应的路径，降低反应的活化能，从而使更多的分子能够在较低的能量条件下发生反应。
5、其他因素固体表面积、光照、超声波、电磁波等也会对反应速率产生影响。
例如，增大固体反应物的表面积，能够增加反应物之间的接触面积，从而加快反应速率。
二、化学平衡化学平衡是指在一定条件下，可逆反应中正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化的状态。
1、化学平衡的特征（1）逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
（2）等：正反应速率和逆反应速率相等。
（3）动：化学平衡是一种动态平衡，反应仍在进行，只是正、逆反应速率相等。
（4）定：平衡时反应物和生成物的浓度保持恒定。
（5）变：当外界条件改变时，原平衡会被破坏，在新的条件下建立新的平衡。
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化学反应速率和平化学衡【命题规律】化学反应速率和化学平衡是高考的必考内容，其主要命题内容有：①化学反应速率影响因素及计算；②化学平衡状态的判断及影响因素；③应用平衡原理判断反应进行的方向；④化学反应速率和化学平衡的图象分析；⑤转化率、平衡常数的含义及简单计算。
将化学反应速率和化学平衡移动的原理与化工生产、生活实际相结合的题目是最近几年的高考命题的热点。
特别是化学平衡常数的影响因素及其计算是新教材增加的内容，应引起同学们的关注 。
【知识网络】【重点知识梳理】一 物质状态和浓度对反应速率的影响1．对于有固体参加的化学反应而言，由于在一定条件下，固体的浓度是固定的，所以固体物质在化学反应中浓度不改变，因此在表示化学反应速率时，不能用固体物质。
但因为固体物质的反应是在其表面进行的，故与其表面积有关，当固体颗粒变小时，会增大表面积，加快反应速率。
2．对于有气体参加的反应而言，改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度改变所致。
所以，在讨论压强对反应速率的影响时，应区分引起压强改变的原因，这种改变对反应体系的浓度产生何种影响，由此判断出对反应速率产生何种影响。
对于气体反应体系，有以下几种情况： (1)恒温时：增加压强――→引起体积缩小――→引起浓度增大――→引起反应速率加快。
(2)恒容时：①充入气体反应物――→引起浓度增大――→引起总压增大――→引起速率加快②充入“惰气”――→引起总压增大，但各分压不变，即各物质的浓度不变，反应速率不变。
(3)恒压时：充入：“惰气”――→引起体积增大――→引起各反应物浓度减少――→引起反应速率减慢。
二 外界条件对化学反应速率的影响 影响因素 分子总数 活化分子百分数 活化分子总数 活化分子浓度（单位体积活化分子数） 增大浓度 增加? ?不变 ?增加 ?增加 增大压强 ?不变 ?不变 ?不变 ?增加 升高温度 不变? ?增加 ?增加 ?增加 正催化剂不变??增加?增加?增加三 化学反应速率的图象图象也是一种表达事物的语言符号，化学反应速率图象是将化学反应速率变化的状况在直角坐标系中以图的形式表达的结果，是化学反应速率变化规律的反映。
认识和应用化学反应速率图象时，要立足于化学方程式，应用化学反应速率变化的规律，分析直角坐标系及其图象的涵义。
1．化学反应CaCO 3＋2HCl===CaCl 2＋CO 2↑＋H 2O(1)其他条件一定，反应速率随着c(HCl)的增大而增大，如图①。
(2)其他条件一定，反应速率随着温度的升高而增大，如图②。
(3)随着反应时间的延长，c(HCl)逐渐减小，化学反应速率逐渐减小，如图③。
2．化学反应2H 2S(g)＋SO 2(g)===3S↓(s)＋2H 2O(g)(1)其他条件一定，增大气态反应物的压强(缩小气体容器的容积)，反应速率随着压强的增大而增大。
如图①。
(2)其他条件一定，减小气态反应物的压强(扩大气体容器的容积)，反应速率随着压强的减小而减小，如图②。
(3)温度、气体容器的容积都一定，随着时间的增加，SO2、H2S 物质的量逐渐减少，气体的压强逐渐减小，反应速率逐渐减小，如图③。
(4)分别在较低温度T1和较高温度T2下反应，气态反应物的压强都是逐渐增大(缩小容器容积)，反应速率随着压强的增大而增大及随着温度的升高而增大，如图④。
四 化学平衡状态的特征和判断方法 1．化学平衡状态的特征化学平衡状态的特征可以概括为：逆、等、动、定、变。
(1)“逆”——研究对象是可逆反应。
(2)“等”——化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等，即v 正＝v 逆，这是可逆反应达到平衡状态的重要标志。
(3)“动”——指化学反应已达到化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，只是正反应速率等于逆反应速率，即v 正＝v 逆≠0，所以化学平衡状态是动态平衡状态。
(4)“定”——在一定条件下可逆反应一旦达到平衡(可逆反应进行到最大的程度)状态时，在平衡体系的混合物中，各组成成分的含量(即反应物与生成物的物质的量、物质的量浓度、质量分数、体积分数等)保持一定而不变(即不随时间的改变而改变)。
这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要依据。
(5)“变”——任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的(与浓度、压强、温度等有关)，而与达到平衡的过程无关(化学平衡状态既可从正反应方向开始达到平衡，也可以从逆反应方向开始达到平衡)。
当外界条件变化时，原来的化学平衡也会发生相应的变化。
2．化学平衡状态的判断方法 (1)直接判定：v 正＝v 逆(实质)①同一物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。
②不同的物质：速率之比等于方程式中的系数比，但必须是不同方向的速率。
(2)间接判定：①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积(气体)、物质的量浓度保持不变。
②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数保持不变。
③若反应前后的物质都是气体，且系数不等，总物质的量、总压强(恒温、恒容)、平均摩尔质量、混合气体的密度(恒温、恒压)保持不变。
④反应物的转化率、产物的产率保持不变。
总之，能变的量保持不变说明已达平衡。
(如下表所示)例举反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)是否平衡状态混合物体系中各成分的量①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定是②各物质的质量或各物质的质量分数一定是③各气体的体积或体积分数一定是④总体积、总压强、总物质的量、总浓度一定不一定正反应速率与逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m mol A，同时生成m mol A，即v正＝v逆是②在单位时间内消耗了n mol B，同时消耗了p mol C，则v正＝v逆是③vA∶vB∶vC∶vD＝m∶n∶p∶q，v正不一定等于v逆不一定④在单位时间内生成n mol B，同时消耗q mol D，均指v逆，v正不一定等于v逆不一定压强①若m＋n≠p＋q，总压强一定(其他条件不变)是②若m＋n＝p＋q，总压强一定(其他条件不变)不一定平均相对分子质量①M r一定，只有当m＋n≠p＋q时是②M r一定，但m＋n＝p＋q时不一定温度任何化学反应都伴随着能量变化，在其他条件不变的情况下，体系温度一定时是体系的密度密度一定不一定特别提醒：①化学平衡的实质是v(正)＝v(逆)≠0时，表现为平衡体系中各组分的物质的量或物质的量分数不再变化，因此v(正)＝v(逆)＞0是化学平衡判断的充要条件。
②运用v(正)＝v(逆)≠0时，注意方向和数量关系。
③学会“变”与“不变”判断。
“变”就是到达平衡过程中量“变”，而到达平衡后“不变”。
否则，不一定平衡。
五等效平衡1．等效平衡在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量（体积分数、物质的量分数等）均相同，这样的化学平衡互称等效平衡（。
概念的理解：（1）外界条件相同：通常可以是①恒温、恒容，②恒温、恒压。
（2）“等效平衡”与“完全相同的平衡状态”不同：“完全相同的平衡状态” 是指在达到平衡状态时，任何组分的物质的量分数（或体积分数）对应相等，并且反应的速率等也相同，但各组分的物质的量、浓度可能不同。
而“等效平衡”只要求平衡混合物中各组分的物质的量分数（或体积分数）对应相同，反应的速率、压强等可以不同（3）平衡状态只与始态有关，而与途径无关，（如：①无论反应从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始②投料是一次还是分成几次③反应容器经过扩大—缩小或缩小—扩大的过程，）只要起始浓度相当，就达到相同的平衡状态。
2.等效平衡的分类在等效平衡中比较常见并且重要的类型主要有以下三种：第一类：对于恒温、恒容条件下反应前后气体体积改变的可逆反应如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一半边的物质，其物质的量与对应组分的起始加入量相同，则建立的化学平衡状态是等效的。
例如，恒温恒容下的可逆反应：2SO2＋O22SO3① 2 mol 1 mol0 mol②0 mol0 mol 2 mol③0.5 mol0.25 mol 1.5 mol上述三种配比，按方程式的计量关系均转化为反应物，则SO2均为2 mol 、O2均为1 mol，三者建立的平衡状态完全相同。
第二类：对于恒温、恒容条件下为反应前后气体体积不变的可逆反应如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一边的物质，其物质的量比与对应组分的起始加入量比相同，则建立的化学平衡是等效的。
例如，恒温恒容条件下，对于可逆反应：H2(g) ＋I2(g)2HI(g)① 1 mol 1 mol0 mol② 2 mol 2 mol 1 mol上述两种配比，按方程式中化学计量关系均转化为反应物，两种情况下H2与I2(g)的物质的量比均为1:1，因此上述两种情况建立的化学平衡状态是等效的。
第三类：对于恒温、恒压条件下的任何气体参加的可逆反应(无论反应前后气体体积可变或不变)。
如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一边的物质，其物质的量比与对应组分的起始加入量比相同，则建立的化学平衡是等效的。
例如，恒温、恒压条件下，对于可逆反应：N2＋ 3H2 2NH3 ① 1 mol 3 mol 0 mol ② 2 mol 6 mol 1 mol ③ 0 mol 0 mol 0.5mol上述三种配比，按方程式中化学计量关系均转化为反应物，三种情况下，N2与H2的物质的量比均 1 ∶ 3，因此上述三种情况建立的化学平衡状态是等效的。
3.化学平衡的思维方法： (1)可逆反应“不为零”原则可逆性是化学平衡的前提，达到平衡时，反应物和生成物共存，每种物质的物质的量不为零。
一般可用极限分析法推断：假设反应不可逆，则最多生成产物多少，有无反应物剩余，余多少。
这样的极值点是不可能达到的，故可用确定某些范围或在范围中选择合适的量。
(2)“一边倒”原则可逆反应，在条件相同时(如等温等容)，若达到等同平衡，其初始状态必须能互变，从极限角度看，就是各物质的物质的量要相当。
因此，可以采用“一边倒”的原则来处理以下问题：化学平衡等同条件(等温等容) 可逆反应 aA(g) + bB(g) ＝ cC(g)①起始量 a b 0 平衡态Ⅰ ②起始量 0 0 c 平衡态Ⅱ ③起始量 x y z 平衡态Ⅲ为了使平衡Ⅰ=平衡Ⅱ=平衡Ⅲ，根据“一边倒”原则，即可得：x+a/cz=a 得x/a+z/c=1； y+b/cz=b 得y/b+z/c=1 。
六 化学平衡常数1．概念：对于一定条件下的可逆反应(aA ＋bB cC ＋dD)，达到化学平衡时，生成物浓度的乘幂的乘积与反应物浓度的乘幂的乘积之比为一常数，记作Kc ，称为化学平衡常数(浓度平衡常数)。