平衡化学

① 化学几大平衡有什么区别

化学有四大平衡：
1.
化学平衡（适用于普通的化学平衡，如气体反应的可逆反版应）；
2.
电离平衡（权适用于弱酸、弱碱等弱电解质）；
3.
水解平衡（适用于弱酸根、弱碱阳离子的水解）；
4.
难溶物的沉淀溶解平衡（适用于沉淀类的溶解、生成沉淀物的平衡）
共同点：都可以用平衡移动思想来解决相关问题，如转化率、反应方向的判断等；
不同点：适用对象不一样，上面有说明。

② 化学中什么叫做同一平衡状态下

一种情况就是平衡移动后再次回到原来的平衡状态，此时系统内部核平衡移动前相比没有发生版改变。
另一种情况权，等效平衡，平衡常数相等的平衡状态。同一类体系。例如原本1mol的反应扩大成10mol的反应，但是反应的各个条件不发生改变。

③ 两相平衡化学势之间的关系

两相平衡化学势之间的关系，我觉得像这种你可以咨询一下化学老师，或者是到手机里面去查询一下，这样子比较准确。

④ 相平衡与化学平衡的区别

这两个挺抄不一样的
化学袭平衡是指在一个可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等的时候，反应达到动态平衡，叫做化学平衡
等效平衡是,在一定条件下（等温等容或等温等压）,只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的质量分数（或体积分数）都相同,这样的平衡互为等效平衡.
建立相同平衡或相似平衡与外界条件有关,一是恒温恒容,二是恒温恒压.简单来说就是一个反应（一般分为系数相同或不同）在特定条件下，达到的平衡状态一致
要是从题型上来讲的话
化学平衡大多是改变条件问趋势或者图像题，要不就是给速率求方程式一类的
等效平衡是给方程式，然后变化条件问结果，或者相反一类的

⑤ 化学方程式的平衡

化学方程式的平衡遵循两个原则
①质量守恒定律（在化学反应中，反应前后原子的种类没有改变，数目没有增减，原子的质量也没有改变。）
②客观事实

⑥ 化学反应平衡

根据平衡常数得到的结论。
我先给你一个方程：pV=nRT，该方程叫做理想气回体状态方程，答其中p为理想气体的压力，V为理想气体的体积，n为理想气体的物质的量，R是气体常数，T为热力学温度。
这个方程你变一下形式就是：p=nRT/V，也就是p=cRT，c为物质的量浓度。在温度确定的情况下，T为常量，故方程化简为p=kc，k是常数。
也就是说，气体在温度确定的情况下，压力和浓度成正比关系。因此气体的平衡常数可以变换成用压力来表示的方程，形式和高中学的浓度平衡常数一致。
因此当气体反应前后分子数不发生变化时，J=p^νi(B)/p^νi(A)≡K不发生变化，而气体反应前后分子数发生变化时，J≠K将会发生移动。
具体移动方向根据Le Chatelier原理解释：如果改变可逆反应的条件（如浓度、压强、温度等），化学平衡就被破坏，并向减弱这种改变的方向移动。
而由于宏观反应的方向可以看成正逆反应速率不等造成的，所以平衡移动的方向也是反应速率大的方向。

⑦ 怎样判断化学反应平衡

怎样判断化学平衡正反应速率和逆反应速率相等即平衡
推论,反应:mA(g) +nB(g) ≒ pC(g) + qD(g)
⑴各物质的物质的量或各物质的物质的量浓度一定 → 平衡
⑵各物质的质量或个物质的质量分数一定 → 平衡
⑶个气体的体积或体积分数一定 → 平衡
⑷在单位时间内消耗了m摩尔A的同时生成了m摩尔A → 平衡
⑸在单位时间内消耗了n摩尔B的同时消耗了p摩尔C → 平衡
⑹m+n≠p+q,且总压力一定 → 平衡
⑺m+n≠p+q,且平均相对分子质量一定 → 平衡
⑻体系温度一定(任何化学反应都伴随着能量的变化) → 平衡
⑼体系颜色不再变化 → 平衡

1、化学平衡

（1）化学平衡研究的对象——可逆反应进行的程度

（2）化学平衡状态

化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率等于逆反应速率，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。

（3）化学平衡的特征

①“动”，化学平衡是动态平衡，即处于化学平衡状态时，化学反应并没有停止，而是正逆反应速率相等罢了。

②“定”，由于达到化学平衡状态时的正逆反应速率相等，所以，该状态下反应混合物中各组分的质量分数保持一定，不再改变。

③“变”，化学平衡是有条件的，即“定”是相对的、暂时的，“动”则是绝对的。当改变影响化学平衡的某一个条件（如温度、压强、浓度）时，原有的化学平衡状态会被破坏，直至在新的条件下建立新的平衡状态。

2、化学平衡常数


平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。

3、影响化学平衡的条件

（1）浓度：

增大反应物浓度或减小生成物浓度都会使平衡向正反应方向移动。

（2）温度：

升高温度平衡向吸热反应方向移动，降低温度平衡向放热反应方向移动。

（3）压强：

对于有气体参加的反应，增大压强平衡向气体体积减小的反应方向移动，减小压强平衡向气体体积增大的反应方向移动。

4、化学平衡状态的判断

本质：υ正＝υ逆

现象：

（1）各组成成份的含量保持不变；

（2）各物质浓度不随时间改变而改变；

（3）各物质的物质的量不随时间改变而改变；

（4）对于有气体参加，且反应前后气体体积有改变的反应，混合气体的体积或压强或气体物质的量不随时间改变而改变。对于反应：，压强不随时间改变而改变不能作为判断化学平衡状态的标志。

5、化学平衡是动态平衡

可逆反应在一定条件下建立平衡状态时，正反应、逆反应均未停止，只是正逆反应速率相等而已。

6、化学反应速率的改变与化学平衡移动的关系

（1）化学平衡移动的概念

一定条件下的化学平衡（υ正＝υ逆，各组分含量保持一定）平衡破坏（υ正≠υ逆）新的条件下建立新的平衡状态（υ正′＝υ逆′）各组分含量保持新的一定。

（2）影响化学平衡的条件

①浓度

增大反应物浓度、正逆反应速率都加快，但υ正＞υ逆，因此，平衡向正反应方向移动。

②压强

对于反应没有气体参加的可逆反应及反应前后气体体积不改变的反应，改变压强化学平衡不移动。对于反应前后气体体积有改变的反应，如：，增大压强，反应物、生成物压强都相应增大，正逆反应速率都加快，但υ正＞υ逆，平衡向正反应方向移动。

③温度

无论是吸热反应还是放热反应，升高温度反应速率都加快，达到化学平衡的时间就短，降低温度反应速率则减慢，达到化学平衡状态所需时间就长。

⑧ 化学平衡

4.1.4.1 化学平衡的等温公式

由标准自由焓定义的气相化学反应的平衡常数pK,等于生成物逸度乘积与反应物逸度乘积之比。即:

地球化学

式中:ep*dp*…为生成物逸度乘积;pa*bp*为反应物逸度乘积。当然,上式也适用于液相和固相间的化学反应。由上式可以导出化学平衡等温公式:

地球化学

这是用来分析和处理化学平衡问题的一个常用公式。

4.1.4.2 温度和压力对化学平衡的影响

4.1.4.2.1 温度对化学平衡的影响

在压力不变的情况下,温度对化学平衡的影响表现为:温度的微变Tδ会使体系的自由焓产生一个微变Gδ,它的数学意义是:Gδ=-δST

地球化学

现在假设这个体系在温度T℃时从状态Z₁变到Z₂,它的焓、熵和自由焓各从H₁、S₁和G₁变到H₂、S₂和G₂,根据上式和式(4.4)可以得出:

地球化学

两式相减,得:

地球化学

将上式应用于等温等压反应的标准焓变,就得出吉布斯-赫尔姆霍茨(Gibbs-Helmholtz)方程:

地球化学

由等温等压过程可以进一步得出:

地球化学

将上式与化学平衡等温公式 联立,就可以得出:

地球化学

由式(4.22)可以看出:若反应为吸热反应(△Hθ>0),当温度升高时,其平衡常数增大;反之,对放热反应(△θH<0),当温度降低时,其平衡常数增大。对上式积分后,将有:

地球化学

由此公式可以看出温度变化会对化学平衡产生的影响。

4.1.4.2.2 压力对化学平衡的影响

对气相反应Aa+Bb+…=Ee+Ff+…来说,它的化学平衡常数yK(用分子数表示)和K_p(用分压表示)间的关系如下式

地球化学

式中:P₀为反应时的总压力;△V为反应中摩尔数的增量,△V=(e+f+…)-(a+b+…)。由于分压给出的平衡常数K_p取决于反应时的温度T,K_p并不随反应总压力P₀的大小发生变化。因此,在温度不变的情况下,可以得到下式:

地球化学

与式(4.24)联立,可以得出:

地球化学

上式表明:对增体积反应(△V>0),当压力升高时,其平衡常数K_y减小;对减体积反应(△V<0),当压力升高时,其平衡常数K_y增大。

由此还可得知:平衡体系的任何状态参量发生变化,都会使平衡的位置发生转移,而且转移的方向总是趋向于抵消状态参量变化引起的效果。这一规律被称为平衡位置转移原理。

⑨ 如何平衡此化学方程式 我不懂:'(

其实平衡化学方程式就是一个求最小公倍数的过程。数数左边有几个C，再数数右边有几个C。唯一引起麻烦的就是化合物中，有些元素是成倍出现的，如O2，还有些元素是相伴随出现的，如CO。但基本过程，就是最小公倍数的过程。
例如第1个，先假设系数abcd
a*C2H6+ b*O2=c*CO2+ d*H2O
先看碳原子数。左边是C2，右边是C，表示系数比例
2a=c
再看氢原子数。左边是H6，右边是H2，表示系数比例
6a=2d
再看氧原子数，2b=2c+d。
综合看
2a=c
6a=2d
2b=2c+d
三个方程4个未知数。假设a=1，c=2，d=3，b=7/2
取整数，则a=2，b=7，c=4，d=6

⑩ 化学反应平衡的条件浓度

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H2＋I2 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。