化學平衡定義，化學平衡怎么理解

化學
2023-05-03

目錄
理解化學平衡的含義
化學平衡的大概念是什么
化學平衡外在標志
化學平衡體系是什么意思
化學平衡觀

理解化學平衡的含義

化學平衡狀態(tài)的定義是表面靜止的狀態(tài)，相關知識介紹如下：

1、簡介：在一定條件下，當一個可逆反應的正反應速率與逆反應速率相等時，反應物的濃度與生成物的濃度不再改變，悄薯源達到一種表面靜止的狀態(tài)。

2、特點介紹：化學平衡狀態(tài)具有逆，等，動，定，變、同六大特征。逆化學平衡研究的對象是可逆反應。等平衡時，正、逆反應速率相啟態(tài)等。動平衡時，反應仍在進行，是動態(tài)平衡，反應進行到了最大限度。定達到平衡狀態(tài)時，反應混合物中各組分的濃度保持不變，反應速率保持不變，反應物的轉(zhuǎn)化率保持不變，各組分的含量保持不變。

3、化學平衡：跟所有的動態(tài)平衡一樣，是有條件的，暫時的，相對的，當條件發(fā)生變化時，平衡狀態(tài)就會被破壞，由平衡變?yōu)椴黄胶猓僭谛碌臈l件下建立新平衡，即化學平衡發(fā)生了移動。一定條件下化學平衡狀態(tài)的建立手宏與反應的途徑無關。即無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，或是從任一中間狀態(tài)開始建立，只要外界條件相同，達到平衡時的效果都相同。

化學平衡的大概念是什么

化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡。

一、水解平衡

鹽的水解反應：凡是組成鹽的離子與水作用產(chǎn)生弱酸或弱堿，并改變?nèi)芤核岫鹊姆磻冀凶鳆}的水解反應

弱堿陽離子水解使溶液顯酸性（氯化銅）

強堿陽離子，強酸酸根離子不水解（氯化鈉）

弱酸酸根離子水解使溶液顯堿性（碳酸鈉）

鹽水解產(chǎn)生酸或堿的速率與酸或堿電離的速率相等時即達到水解平衡。

該鹽的酸性或者堿性越弱，越容易水解，而且水解的程度越大

二、溶解平衡

在一定溫度下，當沉淀溶解和結(jié)晶的速率相等時，固體質(zhì)量、離子濃度不變的狀態(tài)沉淀溶解平衡

沉淀溶解平衡

固體化合物AmBn難溶于水，但漏族仍有部分An+和Bm-離開固體表面進入溶液，同時進入溶液的An+和Bm-又會在固體表面沉淀下來，當這兩個過程速率相等時，離子An+和Bm-的沉淀與固體AmBn的溶解在水中達到平衡狀態(tài)，固體的量就不再減小，得到AmBn的飽和溶液。這種平衡狀態(tài)叫做沉淀溶解平衡。

其平衡常數(shù)叫做溶度積，通常用Ksp表示。

溶解平衡的特點是動態(tài)平衡，即溶解速率等于結(jié)晶速率且不等于零，因此達到平衡時，溶質(zhì)的質(zhì)量一定不變，但形狀可以改變，并且一定是飽和溶液任何物質(zhì)的溶解都伴隨著相應的結(jié)晶過程。

物質(zhì)最終是溶解還是結(jié)晶則是由V（溶解）與V（結(jié)晶）決定的：

當V溶解>V結(jié)晶：溶質(zhì)溶解形成不飽和溶液

當V溶解=V結(jié)晶：溶質(zhì)不變形成飽和溶液 “溶解平衡”

當V溶解

溶解平衡：V溶解=V結(jié)晶

①溶解和結(jié)晶還在不斷進行，但兩者速率相同，宏觀上表現(xiàn)為不再溶解，達到飽和狀態(tài)。

②溶解平衡是一種動態(tài)平衡.

③蒸發(fā)溶劑或改變溫度,使V溶解≠V結(jié)晶,溶解平衡狀態(tài)被破壞,宏觀上溶液不再是飽和狀態(tài),會繼續(xù)溶解溶質(zhì)或析出溶質(zhì),直到重新建立新的溶解平衡.

三、電離平衡

1、概念與定義

具有極性共價鍵的弱電解質(zhì)(例如部分弱酸、弱堿)溶于水時，其分子可以微弱電離出離子；同時，溶液中的相應離子也可以結(jié)合成分子。一般地，自上述反應開始起，弱電解質(zhì)分子電離出離子的速率不斷降低，而離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率不斷升高，當兩者的反應速率相等時，溶液便達到了電離平衡。此時，溶液中電解質(zhì)分子的濃度與離子的濃度分別處于穩(wěn)定狀態(tài)，不再發(fā)生變化。

用簡單的語言概括電離平衡的定義，即：在一定條件下，弱電解質(zhì)的離子化速率等于其分子化速率。

2、形成條件

溶液中電解質(zhì)電離成離子和離子重新結(jié)合成分子的平衡狀態(tài)。

具體一點說,在一定的條件下(如溫度,濃度),當溶液中的電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子重新結(jié)合成分子的速率相等時,電離的過程就達到了平衡狀態(tài),即電離平衡。

一般來說，強電解質(zhì)不存在電離平衡而弱電解質(zhì)存在電離平衡

3、強電解質(zhì)有

離子化合物和某些具有強極性鍵的共價化合物如：強酸（HCl、H2SO4、HNO3）、強堿（NaOH）、大部分鹽類(NH4Cl)

4、弱電解質(zhì)有具有極性鍵的共價化合物如：弱酸(CH3COOH)、弱返歲弊堿(NH3·H2O)、水

5、影響電離平衡的因素

a.溫度：電離過程是吸熱過程,溫度升高,平衡向電離方向移動。

b.濃度：弱電解質(zhì)分子濃度越大,電離程度越小。

c.同離子效應：在弱電解質(zhì)溶液中加入含有與該弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì),從而使弱電解質(zhì)的電離平衡朝著生成弱電解質(zhì)分子的方向移動，弱電解質(zhì)的解離度降低的效應稱為同離子效應。

d.化學反應：某一物質(zhì)將電離出的離子反應掉而使電離平衡向正方向（電離方向）移動。雀衫

四、化學平衡

1、化學平衡的含義

化學平衡的建立是以可逆反應為前提的。可逆反應是指在同一條件下既能正向進行又能逆向進行的反應。絕大多數(shù)化學反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。化學平衡則是指在宏觀條件一定的可逆反應中，化學反應正逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再改變的狀態(tài)。

2、化學平衡的過程（動力學角度）

從動力學角度看，反應開始時，反應物濃度較大，產(chǎn)物濃度較小，所以正反應速率大于逆反應速率。隨著反應的進行，反應物濃度不斷減小，產(chǎn)物濃度不斷增大，所以正反應速率不斷減小，逆反應速率不斷增大。當正、逆反應速率相等時，中各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生變化，反應就達到了平衡。此時處于動態(tài)平衡狀態(tài)，并不是說反應進行到此就完全停止．

3、化學平衡的過程（微觀角度）

從微觀角度講則是因為在可逆反應中，反應物分子中的化學鍵斷裂速率與生成物化學鍵的斷裂速率相等所造成的平衡現(xiàn)象。

4、化學平衡的特征——化學平衡狀態(tài)具有逆，等，動，定，變、同等特征。

a、逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。

等：平衡時，正逆反應速率相等，即v正=v逆。（對于同一個物質(zhì)，v正=v逆數(shù)值上相等；對于不同物質(zhì)，vA正：vB逆=a：b，即等于系數(shù)比）

b、動：平衡時，反應仍在進行，是動態(tài)平衡，反應進行到了最大程度。 c、定：達到平衡狀態(tài)時，反應混合物中各組分的濃度保持不變，反應速率保持不變，反應物的轉(zhuǎn)化率保持不變，各組分的含量保持不變。

d、變：化學平衡跟所有的動態(tài)平衡一樣，是有條件的，暫時的，相對的，當條件發(fā)生變化時，平衡狀態(tài)就會被破壞，由平衡變?yōu)椴黄胶猓僭谛碌臈l件下建立新平衡。

e、同：對于一個確定的可逆反應，不管是從反應物開始反應，還是從生成物開始反應，抑或是從反應物和生成物同時開始，只要滿足各組分物質(zhì)濃度相當，都能夠達到相同的平衡狀態(tài)。

化學平衡外在標志

就是以勒夏特列原理為基礎的溶解平衡化學平衡電離平衡水解平衡。具體介紹如下

一、化學平衡是指在宏觀條件一定的可逆反應中，化學反應正逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再改變的狀態(tài)。可用ΔrGm=∑νΑμΑ=0判斷，μA是反應中A物質(zhì)的化學式。根據(jù)勒夏特列原理，如一個已達平衡的被改變，該會隨之改變來抗衡該改變：

http://baike.baidu.com/view/257614.htm

二、具有極性共價鍵的弱電解質(zhì)(例如部分弱酸、弱堿)溶于源察野水時，其分子可以微弱電離出離子；同時，溶液中的相應離子也可以結(jié)合成分子。一般地，自上述反應開始起，弱電解質(zhì)分子電離出離子的速率不斷降低，而離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率不斷升高，當兩者的反應速率相等時，溶液便達到了電離平衡。此時，溶液中電解質(zhì)分子的濃度與離子的濃度分別處于穩(wěn)定狀態(tài)，不再發(fā)生變化。用簡單的語言概括電離平衡的定義，即：在一定條件下，弱電解質(zhì)的離子化速率等于其分子化速率：

http://baike.baidu.com/view/22913.htm

三、鹽的水解反應：凡是組成鹽的離子與水作用產(chǎn)生弱酸或弱堿，并改變?nèi)芤核岫鹊姆磻冀凶鳆}的水解反應弱堿陽離子水解使溶液顯酸性（氯化銅）強堿陽離子，強酸酸根離子不水解（氯化鈉）弱酸酸根離子水解使溶液顯堿性（碳酸鈉）鹽水解產(chǎn)生酸或堿的速率雹喊與酸或堿電離的速率相等時即達到水解平衡。該鹽的酸性或者堿性越弱，越容易水解，而且水解的程度越大。

http://baike.baidu.com/view/1643238.htm

四、溶解平衡：

在一定溫度下，當沉淀溶解和結(jié)晶的速率相等時，固體質(zhì)量、離子濃度不變的狀態(tài)沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡固體化合物AmBn難溶于水，但仍有部分An+和Bm-離開固體表面進入溶液，同時進入溶液的An+和Bm-又會在固體表面沉淀下來，當這兩個過程速率相等時，離子An+和Bm-的沉淀與沒洞固體AmBn的溶解在水中達到平衡狀態(tài)，固體的量就不再減小，得到AmBn的飽和溶液。這種平衡狀態(tài)叫做沉淀溶解平衡。

http://baike.baidu.com/view/691219.htm

化學平衡體系是什么意思

分類:教育/科學 >> 升學入學 >> 高考

問題描述:

化學平衡到底是什么，好抽象，有沒有形象的理解呀？

解析:

化學平衡

根據(jù)吉布斯自由能判據(jù)，當ΔrGm=0時，反應達最大限度，處于平衡狀態(tài)。化學平衡的建立是以可逆反應為前提的。可逆反應是指在同一條件下既能正向進行又能逆向進行的反應。絕大多數(shù)化學反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平圓和衡。

從動力學角度看，反應開始時，反應物濃度較大，產(chǎn)物濃度較小，所以正反應速率大于逆反應速率。隨著反應的進行，反應物濃度不斷減小，產(chǎn)物濃度不斷增大，所以正反應速率不斷減小，逆反應速率不斷增大。當正、逆反應速率相等時，中各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生變化，反應達到了平衡。

化學平衡是動態(tài)平衡。

19世紀50-60年代，熱力學的基本規(guī)律已明確起來，但是一些熱力學概念還比較模糊，數(shù)字處理很煩瑣，不能用來解決稍微復雜一點的問題，例如化學反應的方向問題。當時，大多數(shù)化學家正致力于有機化學的研究，也有一些人試圖解決化學反應的方向化學反應的方向問題。這種努力除了質(zhì)量作用定律之外，還有其他一些人試圖從別的角度進行反應方向的探索，其中已有人提出了一些經(jīng)驗性的規(guī)律。

在這一時期，丹麥人湯姆生和貝特羅試圖從化學反應的熱效應來解釋化學反應的方向性。他們認為，反應熱是反應物化學親合力的量度，每個簡單或復雜的純化學性的作用，都伴隨著熱量的產(chǎn)生。貝特羅更為明確地闡述了與這相同的觀點，并稱之為“最大功原理”，他認為任何一種無外部能量影響的純化學變化，向著產(chǎn)生釋放出最大能量的物質(zhì)的方向進行。雖然這時他發(fā)現(xiàn)了一些吸熱反應也可以自發(fā)地進行，但他卻主觀地假定其中伴有放熱的物理過程。這一錯誤的論斷在30年代終于被他承認了，這時他才將“最大功原理”的應用范圍限制在固體間的反應上，并提出了實際上是“自由焓”的化學熱的概念。

19世紀60-80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在這一方面也做了一定的貢獻。首先，霍斯特曼在研究氯化銨的升華過程中發(fā)現(xiàn)，在熱分解反應中，其分解壓力和溫度有一定的關系，符合克勞胥斯一克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V'-V)

其中Q代表分解熱，V、V'代表分解前后的總體積。范霍夫依據(jù)一述方程式導出的下式：

lnK=-(Q/RT)+c

此式可應用于任何反應過程，其中Q代表體系的吸收的熱（即升華熱）。范霍夫稱上式為動態(tài)平衡原理，并對它加以解釋，他說，在物質(zhì)的兩種不同狀態(tài)之間的任何平衡，因溫度下降，向著產(chǎn)生熱量的兩個體系的平衡方向移動。1874年和1879年，穆迪埃和羅賓也分別提出了這樣的原理兄橡。穆迪埃提出，壓力的增加，有利于體積相應減少的反應發(fā)生。在這之后，勒夏特列又進一步普遍地闡釋了這一原理。他說，處于化學平衡中的任何體系，由于平衡中的多個因素中的一個因素的變動，在一個方向上會導致一種轉(zhuǎn)化，如果這種轉(zhuǎn)化是惟一的，那么將會引起一種和該因素變動符號相反的變化。

然而，在這一方面做出突出貢獻的是吉布斯，他在熱力化學發(fā)展史上的地位極其重要。吉布斯在勢力化學上的貢獻可以歸納4個方面。第一，在克勞胥斯等人建立的第二定律的基礎上，吉布斯引出了平衡的判斷依據(jù)，并將熵的判斷依據(jù)正確地限制在孤立體系的范圍內(nèi)。使一般實際問題有了進行普遍處理的可能。第二，用內(nèi)有、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變量對體系狀態(tài)進行描述。并指出湯姆生用溫度、壓力和體積對體系體狀態(tài)進行描述是不完全的。他倡導了當時的科學家們不熟悉的狀態(tài)方程，并且在內(nèi)能、熵和體積的三維坐標圖中，給出了完全描述體系全部熱力學性質(zhì)的曲面。第三，吉布斯在熱力學中引入了“濃度”這一變量，并將明確了成分的濃度對內(nèi)能的導數(shù)定義為“熱力學勢”。這樣，就使熱力學可用于處理多組分的多相體系，化學平衡的問題也就有了處理的條件。第四，他進一步討論了體系在電、磁和表面的影響下的平衡問題。并且，他導出了被認是熱力學中最簡單、最本質(zhì)也是最抽象的熱力學關系，即相律，在，而平衡狀態(tài)就是相律所表明的自由度為零的那種羨腔旁狀態(tài)。

吉布斯對平衡的研究成果主要發(fā)表在他的三篇文章之中。1873年，他先后將前兩篇發(fā)表在康涅狄格州學院的學報上，立即引起了麥克斯韋的注意。吉布斯前兩篇文可以說只是一個準備，1876年和1878年分兩部分發(fā)表了第三篇文章-《關于復相物質(zhì)的平衡》，文章長達300多頁，包括700多個公式。前兩篇文章是討論單一的化學物質(zhì)體系，這篇文章則對多組分復相體系進行了討論。由于熱力學勢的引入，只要將單組分體系狀態(tài)方程稍加變化，便可以對多組分體系的問題進行處理了。

對于吉布斯的工作，勒夏特列認為這是一個新領域的開辟，其重要性可以與質(zhì)量不滅定律相提并論。然而，吉布斯的三篇文章發(fā)表之后，其重大意義并未被多數(shù)科學家們所認識到，直到1891年才被奧斯特瓦德譯成德文，1899年勒夏特列譯成法文出版之后，情況頓然改變。在吉布斯之后，熱力學仍然只能處理理想狀態(tài)的體系。這時，美國人洛易斯分別于1901年和1907年發(fā)表文章，提出了“逸度”與“活度”的概念。路易斯談到“逃逸趨勢”這一概念，指出一些熱力學量，如溫度、壓力、濃度、熱力學勢等都是逃逸趨勢量度的標度。

路易斯所提出的逸度與活度的概念，使吉布斯的理論得到了有益的補充和發(fā)展，從而使人們有可能將理想體系的偏差進行統(tǒng)一，使實際體系在形式上具有了與理想體系完全相同的熱力學關系式。

化學平衡觀

1、化學平衡的建立和特征

(1)可逆反應

①定義:在同一反應體系中，在相同條件下，既能向正反應方向自動進行又能向逆反應方向自動進行的反應。

②特點

?可逆反應必須是同一條件下既能正反應方向進行又能逆反應方向進行的反應，對于在不同條件向向正、逆兩個反應方向進行的反應則不認為是可逆反應;

?可逆反應是不能進行到底的，不能實現(xiàn)完全轉(zhuǎn)化。

(2)化學平衡狀態(tài)

①定義:在一定條件下的可逆反應中，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)，叫做化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡;

②化學平衡的建立

對于可逆反應，不管從正反應開始(只投入反應物)，還是從逆反應開始(只投入生成物)，或從正逆反應同時開始(同時投入反應物和生成物)，在一定條件下都會達到v(正) = v(逆) 的狀態(tài)。當v(正) 和v(逆)相等時，單位時間內(nèi)同一物質(zhì)消耗和生成的量完全相等，因而各物質(zhì)的濃度和含量保持一定，即達到平衡狀態(tài)。構(gòu)成化學平衡體系的基本要求是反應物和所有的生成物均處于同一反應體系中，反應條件(溫度、濃度、壓強等)保持不變。

(3)化學平衡的特征

逆:只有可逆反應才能達到化學平衡狀態(tài);

動:是動態(tài)平衡，正、逆反應仍在不斷進行;

等: v(正=v(逆)≠0;

定:各組分的濃度及百分含量保持不變;

變:當影響化學平衡的外界條件發(fā)生變化使v(正≠v(逆)時，平衡便會發(fā)生移動使各組分的濃度、百分含量發(fā)生變化，直至建立新的平衡。

2、化學平衡的移動

(1)化學平衡移動的含義

當一個可逆反應達到平衡后，如果改變溫度、壓強、濃度等反應條件，原來的平衡狀態(tài)被破壞，化學平衡發(fā)生移動，平衡混合物種各組分的質(zhì)量分數(shù)也隨著改變，在一段時間后達到新的平衡狀態(tài)，這種由原平衡狀態(tài)向新平衡狀態(tài)的變化過程，就是化學平衡的移動。

可以歸納為:某條件下的化學平衡一> 平衡被破壞一段時間后一→“新條件下的新化學平衡

(2)化學平衡移動與化學反應速率的關系

當與化學平衡體系有關的外界條件發(fā)生改變以后，

v(正> v(逆)，平衡向正反應方向移動;

v(正= v(逆)，化學平衡不發(fā)生移動;

v(正< v(逆)，化學平衡向逆反應方向進行。

(3)影響化學平衡移動的因素

①濃度

在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，都可以使化學平衡向正反應方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以是化學平衡向逆反應方向進行。

②壓強

對反應前后氣體總體積發(fā)生變化的反應，在其他條件不變時，增大壓強會使平衡向氣體體積縮小的方向移動，減小壓強會使平衡向氣體體積增大的方向移動。

例如: 高溫高壓，cat,N2(g) + 3H2(g)二2NH3(g)