高中化学平衡总结
高中化学平衡重点知识复习
高中化学平衡重点知识复习化学平衡是高中化学课程中的重要部分，是理解化学反应过程和掌握化学方程式平衡的核心内容之一。
在学习化学平衡知识时，有一些重点内容需要特别关注和复习，以确保对这一部分知识点的掌握。
本篇文章将针对高中化学平衡的重点知识进行复习总结和讲解。
一、化学平衡的定义化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物的浓度达到一定比例关系，反应速率相等，系统呈现动态平衡的状态。
在化学平衡时，反应物会不断被消耗，生成物不断生成，但总物质的量保持不变。
二、平衡常数平衡常数K是用来描述在特定温度下，反应物与生成物的浓度之比的关系，用数值来表示平衡状态的稳定程度。
对于一般的反应aA + bB ⇌ cC + dD，其平衡常数的表达式为K = [C]c[D]d / [A]a[B]b，其中括号内的字母表示各物质的摩尔浓度。
三、影响平衡位置的因素1. 温度：温度的升高会使化学平衡朝向吸热反应的方向移动，也就是方程式的右侧，反之则向左侧移动。
2. 压力：对固态和液态反应体系而言，增加压力会使平衡位置移向物质较少的一侧；而对气态反应体系而言，增加压力会使平衡位置移向气体分子数较少的一侧。
3. 浓度改变：当向不活动方向加入反应物或生成物浓度时，平衡位置会移向反应物或生成物的方向。
四、平衡常数和反应商的关系反应商Q是用来描述反应物与生成物浓度之比的量，在平衡状态下，Q值等于平衡常数K。
若Q<K，则说明生成物浓度较低，系统朝向生成物的方向移动以达到平衡；若Q=K，则系统处于平衡状态；若Q>K，则说明生成物浓度较高，系统朝向反应物的方向移动以达到平衡。
五、Le Chatelier原理Le Chatelier原理是指当外界对处于平衡状态的系统施加影响时，系统会通过反应方式减小这种影响，使平衡得以保持或者移向新的平衡状态。
Le Chatelier原理包括温度、压力、浓度等对平衡位置的影响，通过调整这些因素可以控制反应的方向和速率。
高三化学化学平衡与酸碱理论总结与应用
高三化学化学平衡与酸碱理论总结与应用化学平衡与酸碱理论是高中化学学习的重要内容。
在高三化学学习的过程中，我们对化学平衡与酸碱理论进行了深入学习和理解，并通过实验和练习运用到实际问题中。
本文将对高三化学学习中所掌握的化学平衡与酸碱理论进行总结，并介绍其应用。
一、化学平衡理论总结1. 化学平衡的概念与特征化学平衡是指化学反应在达到一定条件下，反应物与生成物之间的浓度、压强、物质的量等不再发生变化，但反应仍在进行中的状态。
其特征包括反应物与生成物浓度不再发生变化，正反应速率相等，反应物与生成物浓度的比值（摩尔比）恒定等。
2. 平衡常数与平衡常数表达式平衡常数是指在特定温度下，反应物与生成物的浓度之比的特征值。
平衡常数表达式可以根据反应物与生成物的物质的量关系推导出来，并且可以根据平衡常数的数值判断反应的偏向性。
3. 影响化学平衡的因素影响化学平衡的因素主要包括温度、压强（或浓度）、物质的量。
温度的升高对反应的平衡常数有显著影响，可根据平衡常数表达式判断。
压强或浓度的变化也会导致化学反应向某一方向移动，达到新的平衡。
4. 平衡的移动与Le Chatelier原理Le Chatelier原理是指当外界对于处于平衡状态下的反应体系施加压力时，体系将向能够减小压力的方向移动，以重新建立平衡。
根据Le Chatelier原理，当外界改变了化学体系各个因素时，反应体系会对这种改变做出相应调整，以达到新的平衡。
二、酸碱理论总结与应用1. 酸碱的定义酸是指能够释放出H+离子的物质；碱是指能够释放出OH-离子的物质。
根据酸碱离子的释放特征，出现了亚硫酸离子、铝酸离子等酸和氢氧根离子、磷酸根离子等碱的定义。
2. 酸碱反应酸碱反应是指酸与碱之间发生的化学反应。
常见的酸碱反应包括中和反应和盐类的生成等。
中和反应是指酸和碱的反应，生成相应的盐和水。
酸碱反应具有明显的酸碱指示剂变色现象，能够通过指示剂变色和pH值来判断溶液的酸碱性。
高中化学的归纳化学平衡与有机化合物的规律性总结
高中化学的归纳化学平衡与有机化合物的规律性总结化学平衡是高中化学中一个重要的概念，它涉及到化学反应中物质的转化和平衡状态的维持。
有机化合物，则是指碳为主要元素的化合物，其结构和性质有着一定的规律性。
本文将通过对高中化学中归纳化学平衡与有机化合物的规律性的总结来探讨这两个方面的知识。
一、归纳化学平衡的规律性总结1. 反应速率与浓度：在化学平衡中，反应物的浓度与反应速率之间存在一定的关系。
根据速率定律可以得知，反应速率与反应物的浓度呈正相关关系。
当反应物浓度增加时，反应速率也会增加，反之亦然。
这是由于浓度的增加可以增加分子间的碰撞频率，从而提高反应速率。
2. 利用平衡常数描述平衡状态：化学平衡通过平衡常数来描述。
平衡常数是指在一定温度下，反应物浓度的平衡比例关系。
根据平衡常数的大小可以判断平衡位置的稳定性，当平衡常数大于1时，正向反应偏向生成物；当平衡常数小于1时，正向反应偏向反应物。
3. 平衡常数与温度变化：温度对平衡常数的值有着重要的影响。
根据反应热力学原理，当温度升高时，平衡常数变化的方向取决于反应的热力学性质。
对于放热反应，温度升高会导致平衡常数减小；对于吸热反应，温度升高会导致平衡常数增大。
4. 影响化学平衡的其他因素：除了浓度和温度外，还有其他因素会影响化学平衡。
例如压力、催化剂和溶液的浓度等。
压力的增加会使平衡位置向摩尔数较小的一侧移动，而催化剂的加入可以提高反应速率，影响平衡位置的转移。
此外，溶液的浓度也会通过溶解度平衡来影响平衡位置。
二、有机化合物的规律性总结1. 碳的四价性：有机化合物是碳为主要元素的化合物，其中碳具有四个价电子，能够形成四个共价键。
这使得碳在有机化合物中可以形成多样性的结构，从而导致有机化合物的多样性。
2. 功能团：有机化合物的特性主要取决于其分子中的功能团。
常见的功能团包括羟基、羰基、羧基等。
不同的功能团赋予了有机化合物不同的化学性质和用途。
3. 同分异构体：有机化合物存在着同分异构体现象，即分子式相同但结构不同的化合物。
高中化学四大平衡知识点总结
高中化学四大平衡知识点总结一、化学平衡的基本概念化学平衡是指反应物和生成物之间的反应速率相等时达到的状态。
在平衡态下，反应物和生成物的浓度保持不变，但是反应仍然在进行，只是前后反应速率相等而已。
二、平衡常数及其计算平衡常数（K）是在特定条件下，在平衡态时各种物质的浓度的乘积的比值。
对于一般反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数（Kc）的表达式为：Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别代表反应物A、B和生成物C、D的浓度。
计算平衡常数的方法：1. 已知反应物和生成物的浓度，直接代入表达式计算；2. 已知平衡态下各种物质的浓度，可根据反应方程式得出表达式；3. 已知反应物和生成物的摩尔数，可以根据摩尔比关系计算。
三、平衡常数的意义和计算结果的判断平衡常数的大小反映了反应体系的平衡位置，当平衡常数（K）大于1时，说明生成物的浓度较大；当K小于1时，说明反应物浓度较大。
当K接近于1时，说明反应物与生成物的浓度相差不大。
根据平衡常数计算结果的判断：1. 如果K >> 1，则可以认为反应向右进行，生成物浓度较大；2. 如果K <<1，则可以认为反应向左进行，反应物浓度较大；3. 如果K ≈1，则可以认为反应体系处于动态平衡状态，反应物与生成物的浓度相差不大。
四、影响平衡的因素及其调节1.温度的影响温度变化会改变反应物和生成物的浓度，从而影响平衡常数。
根据Le Chatelier原理，当温度升高，平衡常数K变大；当温度降低，平衡常数K变小。
此外，温度对平衡态的影响还取决于反应是否吸热或放热。
2.浓度的影响改变反应物或生成物的浓度可以改变平衡常数K的大小。
增加任一物质的浓度将促使反应往反应物一侧移动，使K减小；反之，如果减小某物质的浓度，则使K增大。
根据这个原理，可以通过改变物质的浓度来促使反应朝着我们所需的方向进行。
高中化学平衡知识点总结
高中化学平衡知识点总结一、化学平衡的基本概念1. 化学平衡是指在封闭的容器内，反应物与生成物浓度不再发生明显变化的状态。
在平衡状态下，反应物和生成物的浓度保持不变，但是反应仍然在进行。
2. 平衡状态下，正向反应的速率等于反向反应的速率，正向反应和反向反应达到动态平衡。
3. 平衡常数（K）描述了反应在特定温度下达到平衡时，正向反应和反向反应中各个组分的浓度之间的比例关系。
二、平衡常数1. 平衡常数K是在反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度之比的一个指标。
2. 平衡常数可以通过平衡反应的速率常数得到，对于一般的平衡反应aA + bB ⇌ cC + dD，其平衡常数表达式为K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b。
3. 平衡常数K与反应进行的速率无关，只与反应物和生成物的数量有关。
4. 平衡常数K只与温度有关，与反应物和生成物的浓度、压强、催化剂等无关。
5. 平衡常数的大小可以达到10^12数量级，也可以非常小，接近零。
三、影响化学平衡的因素1. 温度温度对反应平衡常数K值的影响是显著的，通常而言，反应温度越高，平衡常数越大；反之，反应温度越低，平衡常数越小。
化学反应的平衡常数与与温度的关系通过Gibbs自由能与温度的关系来解释。
2. 浓度改变反应物的浓度，可以导致平衡移动到反向或正向。
通常来说，增加反应物的浓度会导致反应向正向移动以达到新的平衡状态。
反之，减少反应物的浓度会导致反应向反向移动以达到新的平衡状态。
3. 压力对于气相反应，改变反应物分子的压力会影响平衡的位置。
通常来说，增加压力会导致反应向物质分子数量较少的方向移动；减小压力则会导致反应向物质分子总数较多的方向移动。
4. 添加催化剂催化剂可以加速反应达到平衡状态，但催化剂对平衡常数K无影响。
四、化学平衡的应用1. 工业生产在工业反应中，通过控制反应条件，可以合理利用化学平衡来提高产品的产率。
2. 环境化学通过对环境中各种物质的化学平衡研究，可以更好地了解环境中的化学反应过程。
高中化学平衡移动知识点总结
高中化学平衡移动知识点总结：
1. 平衡常数（Kc）和平衡表达式：
-平衡常数是表示在平衡时各物质浓度的关系，通常用Kc表示。
-平衡表达式根据反应物和生成物的摩尔比例关系写出，每个物质的浓度用方括号表示。
2. 影响平衡的因素：
-反应物浓度：增加反应物浓度会驱使反应向生成物方向移动，减少反应物浓度则会导致反应向反应物方向移动。
-生成物浓度：增加生成物浓度会导致反应向反应物方向移动，减少生成物浓度则会促使反应向生成物方向移动。
-温度：温度升高通常会使反应向吸热方向移动，降低温度则使反应向放热方向移动。
-压力（对于气体反应）：增加压力会使反应向分子数较少的方向移动，减小压力则会促使反应向分子数较多的方向移动。
3. Le Chatelier原理：
-当系统处于平衡状态下，当外界对系统进行扰动时，系统会通过移动平衡来减小扰动。
- Le Chatelier原理指出，当系统受到温度、浓度或压力等因素
的改变时，系统会通过移动平衡来抵消这种改变。
4. 平衡移动的影响：
-加热反应体系：增加温度会使平衡向吸热方向移动，即吸热反应向前进。
-压缩气体反应体系：增加压强会使平衡向分子数较少的方向移动，减小压强则促使平衡向分子数较多的方向移动。
-改变浓度：增加某个物质的浓度会使平衡向相应生成物的方向移动，减小浓度则导致平衡向反应物的方向移动。
5. 平衡移动的时间：
-平衡移动并不是瞬间发生的，它需要一定的时间。
具体时间取决于反应速率和反应机制。
理解平衡移动知识点对于理解化学反应的平衡态及其变化非常重要，帮助我们预测和解释实验结果，并在实际应用中优化反应条件。
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！。
高中化学平衡的知识点总结
高中化学平衡的知识点总结高中化学平衡的知识1化学平衡的移动1.化学平衡的移动(1)定义达到平衡状态的反应体系，条件改变，引起平衡状态被破坏的过程。
(2)化学平衡移动的过程2.影响化学平衡移动的因素(1)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。
(2)浓度：在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动;减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。
(3)压强：对于反应前后总体积发生变化的化学反应，在其他条件不变的情况下，增大压强，化学平衡向气体体积减小的方向移动;减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动。
(4)催化剂：由于催化剂能同时同等程度地增大或减小正反应速率和逆反应速率，故其对化学平衡的移动无影响。
3.勒夏特列原理在密闭体系中，如果改变影响化学平衡的一个条件(如温度、压强或浓度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
高中化学平衡的知识2外界条件对化学平衡移动的影响1.外界条件的变化对速率的影响和平衡移动方向的判断在一定条件下，浓度、压强、温度、催化剂等外界因素会影响可逆反应的速率，但平衡不一定发生移动，只有当v正≠v逆时，平衡才会发生移动。
2.浓度、压强和温度对平衡移动影响的几种特殊情况(1)改变固体或纯液体的量，对平衡无影响。
(2)当反应混合物中不存在气态物质时，压强的改变对平衡无影响。
(3)对于反应前后气体体积无变化的反应，压强的改变对平衡无影响。
但增大(或减小)压强会使各物质的浓度增大(或减小)，混合气体的颜色变深(或浅)。
(4)恒容时，同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响，增大(减小)浓度相当于增大(减小)压强。
(5)在恒容容器中，当改变其中一种气态物质的浓度时，必然会引起压强的改变，在判断平衡移动的方向和物质的转化率、体积分数变化时，应灵活分析浓度和压强对化学平衡的影响。
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化学平衡状态1.可逆反应（1）概念：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。
（2）对可逆反应概念的理解1）可逆反应的特征：“两同”是指条件相同、同时进行。
2）表示方法：在可逆反应的化学方程式中用“”表示可逆反应。
3）可逆反应的重要特征是转化率永远不可能达到100%，也就是反应一旦开始，那么，就不可能只存在反应物，或只存在生成物。
4）存在平衡状态2.化学平衡状态在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混合物中各组分的浓度保持一定的状态，叫做化学平衡状态，简称化学平衡。
（1）定义中的要点关系化学平衡的研究对象：可逆反应。
“平衡”是在一定条件下建立起来的，对于一个给定的可逆反应，若起始条件相同则平衡状态也相同，不同的起始条件，平衡状态不同。
“v(正)= v(逆)”是平衡的本质，“百分含量保持一定”，“浓度保持一定”是化学平衡的现象。
（2）化学平衡的特征“逆”：是可逆反应。
“动”：是动态平衡。
“等”：平衡的v(正)= v(逆) >0。
“定”：平衡时组分的百分含量不变。
“变”：若改变条件，平衡可被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。
化学平衡的移动A：化学平衡的移动化学平衡是有条件的动态平衡，当影响化学平衡的条件改变时，原来的平衡被破坏，进而在新的条件下逐渐建立新的平衡，这个原平衡向新平衡的转化过程叫做化学平衡的移动。
化学平衡移动研究的对象是可逆化学反应的化学平衡状态。
从正逆化学反应速率的角度来看：（1）若外界条件改变，引起v正>v逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动；（2）若v正<v逆，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动；（3）若v正=v逆均发生变化，但仍保持相等，化学平衡就没有发生移动。
1.浓度对化学平衡的影响在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度，或减小生成物浓度。
化学平衡向正方向移动。
减小反应物浓度，或增大生成物浓度。
化学平衡向反方向移动。
注意：（1）固体物质和纯液体无所谓浓度，其量改变，不影响平衡。
（2）在溶液中的反应，若稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，正、逆反应速率均减小，但减小的程度不同。
总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数增大的方向移动。
可以同增大气体反应平衡系统的体积而减小压强引起的平衡移动进行对照记忆。
（3）在生产过程中可通过增加廉价反应物的浓度以使化学平衡向正反应方向移动，从而提高价格较高的反应物的转化率，以降低成本。
2.压强对化学平衡移动的影响对于有气体参加的可逆反应来说，气体的压强改变，也能引起化学平衡的移动。
对反应前后气体总体积发生变化的化学反应，在其他条件不变的情况下，增大压强，会使化学平衡向着体积减少移动。
减小压强，会使化学平衡向着体积增大的方向移动。
注意：（1）对于有些可逆反应里，反应前后气态物质的总体积没有发生变化，如2HI(g)H2(g)+I2(g)在这种情况下，增大或减小压强都不能使化学平衡移动。
（2）固态物质或液态物质的体积，受压强的影响很小，可以忽略不计。
因此，如果平衡混合物都是固体或液体，可以认为改变压强不能使化学平衡移动。
（3）同等程度的改变反应混合物中的各物质的浓度，应视为压强对平衡的影响。
如合成氨反应平衡体系中，N2、H2、NH3的浓度分别由0.1mol/L、0.3mol/L、0.2mol/L同时增加一倍，即0.2mol/L、0.6mol/L、0.4mol/L，此时相当于压强增大一倍，平衡向正反应方向移动。
（4）在恒容的容器中，当改变其中一种浓度时，必然同时引起压强的改变，但判断平衡移动的方向时，应仍以浓度的影响去考虑。
但是考虑对最终平衡状态的影响时，则应该从压强改变上去考虑。
（详见技巧思维）（5）加入惰性气体后平衡体系是否发生移动，取决于平衡体系所占据的体积是否发生变化。
引起体系总压强增大，但是平衡体系的压强并没有改变，所以化学例如（1）恒温恒容时：充入惰性气体−−−→反应速率不变，化学平衡也不移动。
（2）恒温恒压时：充人惰性气体−−−→引起容器容积增大−−−→引起体系总压强不变，但是平衡体系压强减小−−−→引起 反应速率减小，平衡向气体体积增大的方向移动。
还有一种类型题，表面上看与压强没有什么关系，但其实就是用压强来解释的。
例如常见的有两个起始体积相同的密闭容器甲和乙，甲保持恒容，乙保持恒压。
我们在解决这类问题时，可以把它转化为压强对平衡的影响。
甲保持恒容了，随着反应的进行，如果是向气体体积缩小的方向来进行的话，那就等于是压强减小了；如果是向气体体积增大的方向来进行的话，那就等于是压强增大了。
然后再和乙对比就可以了。
3.温度对化学平衡的影响任何反应都伴随着能量的变化，通常表现为放热或吸热；所以温度对化学平衡移动也有影响。
如果升高温度，平衡向吸热的方向移动；降低温度平衡向放热的方向移动。
注意：（1）若某反应正反应为吸热（或放热）反应，则其逆反应则为放热（或吸热）反应。
吸收的热量与放出的热量数值相等，符号相反。
（2）升高反应温度，正逆反应速率均增加，但是吸热反应方向的速率增大的程度更大，因而使平衡向吸热反应方向移动。
4.催化剂对化学反应平衡的影响催化剂能够同等程度的改变正逆反应的速率，所以使用催化剂不能使平衡发生移动，但是可以改变达到平衡所需要的时间。
【注意】平衡的移动方向，与速率增大还是减小无关，只与正逆反应速率的相对大小有关。
勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强、以及参加反应的化学物质的浓度），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
可见化学平衡有自我调节能力，总是力求保持原状。
这和物理上的惯性定理有点相似，物体有保持原来运动状态的性质，化学反应也可以看做一种特殊物质的运动状态，外界条件改变时，化学平衡也力求保持原状态。
化学平衡移动也有点像生物上讲的自我调节作用，炎热的夏天，人体的毛孔扩张，不断出汗散发多余的热量，以维持体温在37℃左右。
可见化学、生物、物理这些自然科学之间是有联系的，学好物理和生物，对学好化学很有帮助。
法国科学家勒夏特列把我们化学上的这种“自我调节”作用概括为平衡移动原理，后人为了纪念这位科学家，把这个原理叫做勒夏特列原理。
注意：①平衡向“减弱”外界条件变化的方向移动，但不能“抵消”外界条件的变化。
②对“减弱这种改变的理解”：增加反应物（的浓度）时，平衡应该向使反应物（的浓度）减小的方向移动；增大压强的时候，平衡将向使气体体积减小的方向移动；提高反应温度的时候，平衡向吸热反应方向移动。
③v （正）增大并不意味着平衡一定向正反应方向移动，只有v （正）> v （逆）时才可以肯定平衡向正反应方向移动④当平衡向正反应方向移动的时候，反应物的转化率不一定提高，生成物的体积分数也不一定增大（因为反应物或反应混合物的总量增大了），增大一种反应物的浓度会提高另一种反应物的转化率。
⑤温度一定的时候平衡常数一定，浓度、压强对平衡的影响应满足平衡常数不变这一要素。
⑥存在平衡且平衡发生移动时才能应用平衡移动原理，如果不存在平衡（如铁的电化学腐蚀）或虽存在平衡但不能移动，均不能应用平衡移动原理。
B：化学平衡常数（1）化学平衡常数的表示方法对于一般的可逆反应：mA+nB pC+qD。
其中m、n、p、q分别表示化学方程式中各反应物和生成物的化学计量数。
当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数可以表示为：k=[][] [][]p qm n C D A B••在一定温度下，可逆反应达到化学平衡时，生成物的浓度，反应物的浓度的关系依上述规律，其常数（用K表示）叫该反应的化学平衡常数（2）化学平衡常数的意义1）平衡常数的大小不随反应物或生成物的改变而改变，只随温度的改变而改变。
2）平衡常数表示的意义：可以推断反应进行的程度。
K很大，反应进行的程度很大，转化率大K的意义 K居中，典型的可逆反应，改变条件反应的方向变化。
K很小，反应进行的程度小，转化率小3）注意：①化学平衡常数只与温度有关，而与反应物与生成物的浓度无关。
②反应物与生成物中只有固体或是液体存在的时候，由于其浓度可看作是“1”，因而不代入公式。
③化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。
若反应方向改变，则平衡常数改变；若方程式中的各物质的计量数等倍扩大或是缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
（3）化学平衡常数的应用1）化学平衡常数数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
2）可利用平衡常数的值作为标准判断正在进行的可逆反应是否平衡以及不平衡时向何方向进行以建立平衡。
（浓度熵的概念）如对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度如下关系，Qc叫该反应的浓度商。
a．当Qc＞K时，反应要达到平衡，必须减小c(C)和c(D)，增大c(A)和c(B)，所以反应向逆向进行达到平衡，即v逆＞v正b．当Qc=K时，反应即为平衡状态，平衡不移动c．当Qc＜K时，反应要达到平衡，必须增大c(C)和c(D)，减小c(A)和c(B)，所以反应向正向进行达到平衡，即v正＞v逆3）利用平衡常数K的值来判断反应的热效应。
升高温度，K变大，则说明正反应为吸热反应。
升高温度，K减小，则说明正反应是放热反应。
化学反应的方向1、焓判据和熵判据①焓是与物质内能有关的物理量，科学家提出用焓变来判断反应进行的方向，这就是所谓的焓判据。
焓变化量称之为焓变，符号：△H。
不用借助于外力就可以自动进行的自发过程的共同特点是，体系倾向于从高能状态转变为低能状态（这时体系会对外做功或释放热量）。
在化学反应中，放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。
我们经常用焓变来判断化学反应进行的方向。
但是有些吸热反应也可以自发进行，例如在25℃和1.01×105Pa时，（NH4）2CO3（s）=NH4HCO3+NH3（g）；△H=+74.9 kJ/mol可以自发进行。
因此只根据焓变来判断反应进行的方向是不全面的。
这就涉及到与“有序”“无序”相关的“熵判据”。
②人们提出在自然界还存在着另一种能够推动体系变化的因素，即在密闭条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向（与有序相比无序更加稳定）。
科学家用熵来度量这种混乱的程度。
在与外界隔离体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变（符号△S）大于零。
这个原理也叫做熵增加原理。
在用来判断过程的方向时，就称为熵判据。
同一物质存在着气态时的熵值最大、液态时次之、固态时最小这样普遍规律。
但是有些熵减少的过程也能自发进行，例如－10℃时的水就会自动结冰成为固态，这是熵减小的过程。
因此只根据熵变来判断反应进行的方向也是不全面的。
焓变和熵变都与反应的自发性有关，又都不能独立地作为自发性的判据，要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变。