化学平衡_百度百科
化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应相等，和生成物各组分浓度不再改变的状态。可用ΔrGm=ΣνΑμΑ=0判断，μA是反应中A物质的。根据，如一个已达平衡的系统被改变，该系统会随之改变来抗衡该改变。
化学平衡平衡常数
可逆反应达到化学平衡
化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也不管反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值是个常数，用K表示，这个常数叫化学平衡。
反应aA（g）+bB（g）=cC（g）+dD（g）
K=（C浓度的c次方乘D浓度的d次方）除以（A浓度的a次方乘B浓度的b次方）
关于平衡常数的计算与图像分析
典例：某恒温密闭容器发生可逆反应Z（?）+W（?）=（可逆）X（g）+Y（?）； ΔH ，在t1时刻反应达到平衡，在t2时刻缩小容器体积， t3时刻再次达到平衡状态后未再改变条件。下列有关说法中不正确的是（B ）
A.Z和W在该条件下一定不为气态
B．t1～t2时间段与t3时刻后，两时间段反应体系中气体的平均摩尔质量不可能相等
C．若在该温度下此反应平衡常数表达式为K=c（X），则t1～t2时间段与t3时刻后的X浓度相等
D．若该反应只在某温度T0以上自发进行，则该反应的平衡常数K随温度升高而增大
化学平衡平衡移动
在条件下，因反应条件的改变，使可逆反应从一种平衡状态转变为另一种平衡状态的过程，叫化学平衡的移动。化学平衡发生移动的根本原因是正逆反应速率不相等，而平衡移动的结果是可逆反应到达了一个新的平衡状态，此时正逆反应速率重新相等（与原来的速率可能相等也可能不相等）。
影响的因素主要有浓度、温度、压强等。
化学平衡浓度影响
在其他条件不变时，增大的浓度或减小生成物的浓度，有利于正反应的进行，平衡向右移动；增加生成物的浓度或减小反应物的浓度，有利于的进行平衡向左移动。单一物质的浓度改变只是改变正反应或逆反应中一个反应的反应速率而导致正逆反应速率不相等，而导致平衡被打破。
化学平衡压强影响
对于气体和气体生成物分子数不等的可逆反应来说，当其它条件不变时，增大总压强，平衡 向 气体分子数减少即气体体积缩小的方向移动；减小总压强，平衡向气体分子数增加即气体体积增大的方向 移动。若反应前后气体总分子数（总体积）不变，则改变压强不会造成平衡的移动。压强改变通常会同时改变正速率，对于气体总体积较大的方向影响较大，例如，正反应参与的气体为3体积，逆反应参与的气体为2体积，则增大压强时正反应速率提高得更多，从而使v正&v逆，即平衡向正反应方向移动；而减小压强时，则正反应速率减小得更多，平衡向移动。
化学平衡温度影响
在其他条件不变时，升高反应温度，有利于，平衡向吸热反应方向移动；降低反应温度，有利于放热反应，平衡向放热反应方向移动。与压强类似，温度的改变也是同时改变正速率，升温总是使正逆反应速率同时提高，降温总是使正逆反应速率同时下降。对于吸热反应来说，升温时正反应速率提高得更多，而造成v正&v逆的结果；降温时吸热方向的反应速率下降得也越多。与压强改变不同的是，每个化学反应都会存在一定的热效应，所以改变温度一定会使平衡移动，不会出现不移动的情况。
化学平衡含义
化学平衡的建立是以可逆反应为前提的。是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应。绝大多数化学反应都具有可逆性，都可在不同程度上达到平衡。化学平衡则是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的。可用ΔrGm=ΣνΑμΑ=0判断，μA是反应中A物质的化学势。根据判据，当ΔrGm=0时，反应达最大限度，处于。根据勒夏特列原理，如一个已达平衡的系统被改变，该系统会随之改变来抗衡该改变。
化学平衡过程
过程（动力学角度）
从动力学角度看，反应开始时，反应物浓度较大，浓度较小，所以正反应速率大于逆反应速率。随着反应的进行，反应物浓度不断减小，产物浓度不断增大，所以正反应速率不断减小，逆反应速率不断增大。当正、逆反应速率相等时，系统中各物质的浓度不再发生变化，反应就达到了平衡。此时系统处于状态，并不是说反应进行到此就完全停止．
过程（微观角度）
从微观角度讲则是因为在可逆反应中，反应物分子中的化学键断裂速率与生成物化学键的断裂速率相等所造成的平衡现象。
化学平衡四大平衡
通常说的四大化学平衡为平衡、、、。
化学平衡在分析化学中有着极为重要的应用。
化学平衡研究历史
19世纪50-60年代，的基本规律已明确起来，但是一些热力学概念还比较模糊，数字处理很烦琐，不能用来解决稍微复杂一点的问题，例如的方向问题。当时，大多数化学家正致力于有机化学的研究，也有一些人试图解决化学反应的方向问题。这种努力除了之外，还有其他一些人试图从别的角度进行反应方向的探索，其中已有人提出了一些经验性的规律。
在这一时期，丹麦人汤姆生和贝特罗试图从化学反应的来解释化学反应的方向性。他们认为，是化学的量度，每个简单或复杂的纯化学性的作用，都伴随着热量的产生。贝特罗更为明确地阐述了与这相同的观点，并称之为“最大功原理”，他认为任何一种无外部能量影响的纯，向着产生释放出最大能量的物质的方向进行。虽然这时他发现了一些也可以自发地进行，但他却主观地假定其中伴有放热的物理过程。这一错误的论断在30年代终于被他承认了，这时他才将“最大功原理”的应用范围限制在固体间的反应上，并提出了实际上是“”的化学热的概念。
19世纪60-80年代，、和在这一方面也做了一定的贡献。首先，霍斯特曼在研究氯化铵的升华过程中发现，在热分解反应中，其分解压力和温度有一定的关系，符合克劳胥斯一方程：dp/dt=Q/T(V'-V)
其中Q代表分解热，V、V'代表分解前后的总体积。范霍夫依据上述方程式导出的下式：
lnK=-(Q/RT)+c
此式可应用于任何反应过程，其中Q代表体系的吸收的热（即）。范霍夫称上式为动态平衡原理，并对它加以解释，他说，在物质的两种不同状态之间的任何平衡，因温度下降，向着产生热量的两个体系的平衡方向移动。1874年和1879年，穆迪埃和也分别提出了这样的原理。穆迪埃提出，压力的增加，有利于体积相应减少的反应发生。在这之后，勒夏特列又进一步普遍地阐释了这一原理。他说，处于化学平衡中的任何体系，由于平衡中的多个因素中的一个因素的变动，在一个方向上会导致一种转化，如果这种转化是惟一的，那么将会引起一种和该因素变动符号相反的变化。
然而，在这一方面做出突出贡献的是吉布斯，他在热力化学发展史上的地位极其重要。吉布斯在势力化学上的贡献可以归纳4个方面。第一，在克劳胥斯等人建立的第二定律的基础上，吉布斯引出了平衡的判断依据，并将熵的判断依据正确地限制在孤立体系的范围内。使一般实际问题有了进行普遍处理的可能。第二，用内能、熵、体积代替温度、压力、体积作为变量对体系状态进行描述。并指出汤姆生用温度、压力和体积对体系体状态进行描述是不完全的。他倡导了当时的科学家们不熟悉的，并且在内能、熵和体积的图中，给出了完全描述体系全部的曲面。第三，吉布斯在热力学中引入了“浓度”这一变量，并将明确了成分的浓度对内能的定义为“热力学势”。这样，就使热力学可用于处理多组分的多相体系，化学平衡的问题也就有了处理的条件。第四，他进一步讨论了体系在电、磁和表面的影响下的平衡问题。并且，他导出了被认是热力学中最简单、最本质也是最抽象的热力学关系，即，在，而平衡状态就是相律所表明的为零的那种状态。
对平衡的研究成果主要发表在他的三篇文章之中。1873年，他先后将前两篇发表在康涅狄格州学院的学报上，立即引起了的注意。吉布斯前两篇文可以说只是一个准备，1876年和1878年分两部分发表了第三篇文章-《关于复相物质的平衡》，文章长达300多页，包括700多个公式。前两篇文章是讨论单一的化学物质体系，这篇文章则对多组分复相体系进行了讨论。由于热力学势的引入，只要将状态方程稍加变化，便可以对多组分体系的问题进行处理了。
对于吉布斯的工作，勒夏特列认为这是一个新领域的开辟，其重要性可以与质量不灭定律相提并论。然而，吉布斯的三篇文章发表之后，其重大意义并未被多数科学家们所认识到，直到1891年才被奥斯特译成德文，1899年译成法文出版之后，情况顿然改变。在吉布斯之后，热力学仍然只能处理的体系。这时，美国人洛易斯分别于1901年和1907年发表文章，提出了“”与“”的概念。路易斯谈到“逃逸趋势”这一概念，指出一些热力学量，如温度、压力、浓度、热力学势等都是逃逸趋势量度的标度。
路易斯所提出的逸度与活度的概念，使吉布斯的理论得到了有益的补充和发展，从而使人们有可能将理想体系的偏差进行统一，使实际体系在形式上具有了与理想体系完全相同的热力学关系式。
综上所述，是指在一定条件下的可，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
化学平衡特征
化学平衡状态具有逆，等，动，定，变、同等特征。≥
逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
等：处于密闭体系中的可逆反应，平衡时，正逆相等，即v正=v逆。（对于同一个物质，v正=v逆数值上相等；对于不同物质，vA正：vB逆=a：b，即等于系数比）
动：平衡时，反应仍在进行，是动态平衡，反应进行到了最大程度。（V正=V逆且都不等于0）
定：达到平衡状态时，反应混合物中各组成成份的（百分）含量保持不变，反应速率保持不变，反应物的转化率保持不变。
变：化学平衡跟所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件发生变化时，平衡状态就会被破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新平衡。
同：对于一个确定的可逆反应，不管是从开始反应，还是从生成物开始反应，亦或是从反应物和生成物同时开始， 只要满足各组分物质浓度相当，都能够达到相同的平衡状态。
化学平衡影响因素
影响化学平衡的因素有很多.
如\温度\浓度\等.（注意：催化剂不影响化学平衡，仅影响反应速率）
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，可使平衡向正反应方向移动，反之，向移动；
对于有气体参加的反应，在其他条件不变的情况下，增大压强，可使平衡向体积减小的方向移动，反之，向体积增大方向移动；
NO2-N2O4平衡球
在其他条件不变的情况下，升高体系的温度，可使平衡向吸热方向移动，反之，向放热的方向移动。
在其他条件不变的情况下，加入催化剂，化学平衡不移动。
勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
化学平衡基本模型
关于气体的化学平衡有这两种基本模型，即一种是等容装置，另一种是等压装置。
化学平衡具体解释
对于一个反应Ma+Nb=Qc+Dp 其中M，N,Q,D为前的计量数。
第一大类；TV不变，即容积不变时
1.M+N&Q+D 或M+N&Q+D
这个时候只能建立，记住这时只能建立等同。
什么叫等同？顾名思义，就是什么都是相同的。
这个相同是建立在平衡的基础上的，平衡是不管你怎么加都是那个百分含量。
2.M+N=Q+D的时候
这个时候可以 建立
即在平衡时候之前加入的个生成物是按比例生成的
这个时候的各物质浓度会随着加入的比的变化而变化
但这两种情况各物质的百分含量是不变的
其实等效平衡你可以理解为平衡时各物质的关系是相同的
第二大类：TP不变 即容器的压强不变
这类的容器一般与活塞相连】
保证了活塞内气体的作用力不变。
还是这两类
1.M+N&Q+D 或M+N&Q+D
这种类型的可逆反应。由于压强是会随着反应的改变而改变的，但在这种容器中外界的大气压力会使反应时刻处于平衡状态。故这种平衡下什么都是不变的
各物质的浓度百分比
这种类型的可以说是以上所有类型的综合体。就是真正意义上的什么都不变。他的意义就好像是你进行同一个反应，一个用大碗一个用小碗一样。
化学平衡平衡状态
1.化学平衡的建立
可逆反应达到化学平衡
用可逆反应中正反应速率和
逆反应速率的变化表示化学平衡的建立过程。
2.化学平衡的本质
正反应速率等于逆反应速率。
3化学平衡的特征
（1）逆：研究的对象必须是可逆反应。
（2）动：化学平衡的动态平衡，即当反应达到平衡的，正反应和仍在继续进行。
（3）等：正反应速率等于逆反应速率，即V正=V逆不等于零
（4）定：反应混合物中，各组分的百分含量是定量
（5）变：改变影响平衡的外界条件，平衡会移动，然后达到新的平衡。
化学平衡等效平衡
1．等效平衡
同一可逆反应，一定条件下，当改变起始时反应物或生成物或物质的量浓度，达到平衡时，混合物中各的百分组成相等，这样的平衡称等效平衡。
（2）产生原因
平衡，只与温度、压强和浓度有关，与加料顺序无关。
根据气体状态方程，pV=nRT，可以发现：如果保持温度不变，恒容体系，只要“一边倒”之后，各组分n相同，压强也相同，平衡状态也相同。如果保持温度不变，恒压体系，只要“一边倒”之后，各组分n成同一比例，浓度也相同，那么平衡状态也相同。
2．规律与判断
（1） 一般可逆反应，恒温时，当起始反应物或生成物的通过换算相同时，则建立等效平衡。
如反应 2SO?+O?=（可逆）=2SO? 在（A）、（B）条件时建立等效平衡
（A） 起始时加入：2mol SO? + 1mol O?
（B） 起始时加入：2mol SO?
注意：此情况下，无论反应物还是生成物，起始时物质的量一定要与化学计量数比相同。
（2） 一般可逆反应，恒温恒压时，当起始反应物或生成物的物质的量比（不一定要求与化学计量数比相同）相同时，即建立等效平衡。
如反应 2SO?+O?=（可逆）=2SO? 在（C）、（D）时建立等效平衡
（C）起始时加入：1mol SO? + 1mol O?
（D）起始时加入：2mol SO? + 2mol O?
（3） 对于反应前后体积不变的气体反应，恒温时，当起始反应物或者生成物的物质的量比（不一定要求与比相同）相同时，建立等效平衡。
如反应 H?+I?（气） 2HI 在（E）、（F）时建立等效平衡
（E）起始时加入：1mol H?+2mol I?
（F）起始时加入：2mol H?+4mol I?
利用等效平衡原理进行平衡问题分析2例
例1在相同条件下（T=500K），相同体积的甲乙两容器，甲中充入1mol SO?和1mol O?，乙中充入2mol SO?和2mol O?，下列叙述中不正确的是（ ）
（A） 反应速率：乙& 甲　 （B） 平衡混合物中SO?的体积分数：乙& 甲
（B）SO?的转化率：乙& 甲　 （D） 平衡时O?的体积分数：甲& 乙
若将乙容器的容积扩大2倍，则甲乙为等效平衡；再将乙容器容积恢复到原体积，则压强增大，反应速率增大，平衡向生成SO?的方向移动，故（A）、（C）、（D）项都是正确的，只有（B）项是错误的。答案（B）。
例2在一定温度下，将a molPCl?通入一容积不变的密闭容器中，达到如下平衡： PCl?(g)=（可逆）=PCl?(g)+Cl?(g) 测得平衡混合气的压强为P? ；此时，再向此反应器中通入a mol PCl?，在温度不变时，重新达到平衡时，测得压强为P?，则P? 与P? 的关系是（ ）
（A）2P?&P? (B) 2P?&P? (C) 2P?=P? (D) P? &P?
第二次平衡，可以这样设计：将容器体积扩大1倍，通入2a mol PCl?，此时建立的平衡与第一次平衡相同，压强相等；再将容器体积恢复为原容积，压强增大，平衡向逆反应方向移动，混合气总物质的量减小，建立新平衡，即第二次平衡，故 P? & P? & 2P?。答案（A、D）。
应用等效平衡原理分析有关化学平衡问题的一般思路：
根据已知条件，先合理变换条件，使之成为等效平衡；然后将体系恢复为原条件，再恢复原条件。
关于等效平衡难点——推“隔板”问题
例：在一个容积固定的反应容器中, 有一可以左右滑动的密封隔板, 两侧分别进行如下图所示的可逆反应:
各物质的起始加入量如下: A、B、C 均为 4.0 mol, D为 6.5 mol, F为 2 mol, 设E 为 x mol, 当x 在一定范围内变化时, 均可以通过调节反应器的温度时两侧反应都达到平衡, 且隔板恰好处于反应器的正中位置。
当x = 4.5时, 则右侧反应起始时向 正反应,要使起始反应维持向该方向进行, x 的最大值应小于7。
若x 分别为 4.5 和 5.0, 则在这两种情况下, 当反应达到平衡时, A的物质的量两种情况下不相同，因为温度不同。
x = 3.0时, 右侧反应在起始时向逆反应, 要使起始反应维持向该方向进行, x 的最小值应大于2.5
x = 4.5时, 左右两侧反应体系达到平衡后, 向左侧反应器中充入a mol A气体, 当左右两侧再次达到平衡状态时, 则a 的取值范围为0&a&2。
等效平衡新题型——等效热问题
例：已知：① H2(g)+N2(g)+3O2(g) =2HNO3(l)；△H1= —348.2KJ/mol，②2NO(g)= N2(g)+ O2(g);△H2= —180.5 KJ/mol,③3NO2(g)= N2(g)+3O2(g); △H3= —99.6 KJ/mol ④H2O(l)= H2(g)+ O2(g)；△H4= +285.84 KJ/mol，⑤H2O(l)= H2O(g)；△H5= +44.02 KJ/mol，⑥3NO2(g) +H2O(g)=（可逆）2HNO3(l)+ NO(g)；△H6 。在一恒温恒压的密闭容器中充入5mol NO2和8mol H2O(g)，记为平衡Ⅰ，达平衡时生成1molNO。相同条件下同一容器中充入xmol NO2，ymol H2O(g)和3molNO，记为平衡Ⅱ，达平衡时，NO的质量分数与平衡Ⅰ相同，且放出热量115.73KJ，则x=11，y=29。
简析：△H6= —115.73KJ/mol，算出在平衡Ⅰ平衡时放出热量115.73KJ，平衡时剩余NO2：2 mol，H2O（g）：7 mol，NO：1 mol。因为平衡Ⅱ与平衡Ⅰ等效，且放出热量相同，又因为有3molNO充入，所以需要NO2：2*3=6 mol，H2O(g)：7*3=21 mol维持平衡状态，再充入与平衡Ⅰ完全相同的NO2、H2O（g）则就与原平衡放出热相同且等效，所以x=6+5=11 mol，y=21+8=29 mol，这是如今出现的较难的等效平衡问题，一旦与热联系起来就不好建立理想模型了，本题的思考方法值得借鉴。
化学平衡限度判断
1.体系中各组分的的浓度或体积分数、物质的量分数保持不变；
2.全是气体参加的、前后改变的可逆反应，压强保持不变；
3.全是气体参加的、前后化学计量数改变的可逆反应，保持不变；
4.对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应，颜色不随时间发生变化；
5.对同一物质而言，断裂的物质的量与形成化学键的物质的量相等。
化学平衡影响因素
浓度对化学平衡的影响
在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使化学平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动。
浓度对和化学平衡的影响关系如下图所示。
压强对化学平衡的影响
在其他条件不变的情况下，增大压强会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使化学平衡向着气体体积扩大的方向移动。
①压强对化学平衡的影响其实质就是浓度对化学平衡的影响。
②固体或液体，受压强的影响很小，可以忽略不计。
③压强对和化学平衡的影响关系如下图所示
其中，“&”“=”“&”表示化学反应前后气体的关系。
温度对化学平衡的影响
在其他条件不变的情况下，温度升高，会使化学平衡向的方向移动；温度降低，会使化学平衡向的方向移动。
温度对化学反应速率和化学平衡的影响关系如下图所示(ΔH&0表示正反应放热，ΔH&0表示正反应吸热)
催化剂对化学平衡的影响
催化剂能同等程度的改变v(正)和v(逆)，对化学平衡移动无影响，但能缩短达到平衡所用的时间。
催化剂对化学反应速率和化学平衡的影响关系可用下图表示[1]
企业信用信息对勒夏特列原理的浅显理解_百度文库
两大类热门资源免费畅读
续费一年阅读会员，立省24元！
对勒夏特列原理的浅显理解
上传于||暂无简介
阅读已结束，如果下载本文需要使用1下载券
想免费下载本文？
你可能喜欢勒夏特列原理 -
勒夏特列原理（又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，主要内容为：&在一个已经达到平衡的反应中，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），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
比如一个可逆反应中，当增加反应物的浓度时，平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了。
在有气体参加或生成的可逆反应中，当增加压强时，平衡总是向体积缩小的方向移动，比如在N2+3H2&=2NH3这个可逆反应中，达到一个平衡后，对这个体系进行加压，比如压强增加为原来的两倍，这时旧的平衡要被打破，平衡向体积缩小的方向移动，即在本反应中向正反应方向移动，建立新的平衡时，增加的压强即被减弱，不再是原平衡的两倍，但这种增加的压强不可能完全被消除，也不是与原平衡相同，而是处于这两者之间。
勒夏特列原理的应用可以使某些工业生产过程的转化率达到或接近理论值，同时也可以避免一些并无实效的方案（如高炉加碳的方案），其应用非常广泛。
勒夏特列原理 -
勒夏特列勒夏特列（），日出生于巴黎的一个化学世家。他的祖父和父亲都从事跟化学有关的事业和企业，当时法国许多知名化学家是他家的座上客。因此，他从小就受化学家们的熏陶，中学时代他特别爱好化学实验，一有空便到祖父开设的水泥厂实验室做化学实验。1875年，他以优异的成绩毕业于，1887年获博士学位，随即升为化学教授，1907年还兼任法国矿业部长，在第一次世界大战期间出任法国武装部长，1919年退休。
勒夏特列是一位精力旺盛的法国科学家，他研究过水泥的煅烧和凝固、陶器和玻璃器皿的退火、磨蚀剂的制造以及燃烧、玻璃和炸药的发展等问题。
勒夏特列一生发现、发明众多，最主要的成就是发现了平衡原理，即勒夏特列原理。这一原理不仅适用于化学平衡，而且适用于一切平衡体系，如物理、生理甚至社会上各种平衡系统。此外，勒夏特列还发明了热电偶和光学高温计，高温计可顺利地测定3000℃以上的高温。他还发明了乙炔氧焰发生器，迄今还用于金属的切割和焊接。
勒夏特列特别感兴趣的是科学和工业之间的关系，以及怎样从化学反应中得到最高的产率。他因于1888年发现了“勒夏特列原理”而闻名于世界。
勒夏特列不仅是一位杰出的化学家，还是一位杰出的爱国者。当第一次世界大战发生时，法兰西处于危急中，他担任了武装部长的职务，为保卫祖国而战斗。
勒夏特列原理 -
勒夏特列原理是涉及平衡问题中最重要的一个原理。几乎所有的平衡移动的问题都可以用勒夏特列原理来解释和判断。正确应用的前提是熟练地掌握原理的本质和内涵，以及熟知各种情况。浓度改变增加某一反应物的浓度，则反应向着减少此反应物浓度的方向进行，即反应平衡向正反应方向移动进行。减少某一生成物的浓度，则反应向着增加此生成物浓度的方向进行，即反应平衡向正反应方向移动进行。反应速率及产率也会因为对外界因素系统的影响而改变。
这可以用氢气和一氧化碳生成甲醇的平衡演示：
CO&+&2&H2?&CH3OH&假设我们增加体系中一氧化碳的浓度。应用勒夏特列原理，可以预见到甲醇的量会增加以使得一氧化碳的量减少。如果增加体系中的一种物质，平衡体系会倾向于减少这种物质的反应。相反地，减少一种物质会使得体系去加强生成这种物质的反应。此观察结果可以用碰撞学说解释。随着一氧化碳浓度的提升，反应物之间的有效碰撞次数增加，使得正反应速率增加，生成更多产物。即便是从热力学角度看难以产生的产物，如果该产物不断从体系中移去的话最终产物仍能获得。温度改变升高反应温度，则反应向着减少热量的方向进行，即放热反应逆向进行，吸热反应正向进行；降低温度，则反应向着生成热量的方向的进行，即放热反应正向进行，吸热反应逆向进行。
在判断温度对于平衡的影响时，应当把能量变化视为参加反应的物质之一。例如，如果反应是吸热反应，即ΔH&0时，热量被视为反应物，置于方程式左边；反之，当反应为放热反应。即N2&+&3&H2?&2&NH3&ΔH&=&-92kJ/mol，可以改写成&N2&+&3&H22&NH3?&N2&+&3&H2ΔH&=+&92KJ/mol
该反应是放热反应；如果温度降低，平衡将会右移以产生更多热量，使氨气的产量增加。在实际应用，如哈伯法合成氨的过程，即使高温会降低产率，温度仍被设定为较高值以保证反应的速率快速。
在放热反应中，温度的增加会导致平衡常数K的值减小；反之，吸热反应的K值随温度增加而增加。压力改变勒夏特列原理压力同样仍是朝消除改变平衡因素的方向进行反应。增加某一气态反应物的压强，则反应向着减少此反应物压强的方向进行，即反应向正方向进行。减少某一气态生成物的压强，则反应向着增加此生成物压强的方向进行，即反应向正方向进行。反之亦然。
以著名的哈伯法制氨反应为例：
N2(g)&+&3H2(g)&?&2NH3(g)&反应的左边和右边的系数不一样，所以当平衡后压力突然增加，反应会朝向气体系数和气体体积较小的方向进行。在此例中也就是朝向增加NH3的方向进行。反之如果平衡后压力突然减小，反应会朝向气体系数和气体体积较大的方向进行，故每两分子NH3将会分解成一分子N2和三分子H2。
但是当气体反应物和气体生成物的系数和相同时系统平衡则不受外界的压力改变而变。如一氧化碳与水在高温下反应形成二氧化碳和氢气的反应：
CO(g)&+&H2O(g)&?&CO2(g)&+&H2(g)&不论外部压力如何改变，将不会影响平衡的移动。
惰性气体（也叫稀有气体）的影响：影响压力的因素若是因为加了惰性气体（即稀有气体）如果生成物为气体，且反应前后体积变化，此时相当于减少了浓度，反应继续正向进行。
若是加了在化学式中的气体，会以浓度来影响化学平衡的左右。催化影响仅改变反应进行的速率，不影响平衡的改变，即对正逆反应的影响程度是一样的。
从以上的分析可知：通常出现的一些情形都在勒夏特列原理的范围之内。因此，当我们遇到涉及平衡移动的问题时，只要正确运用勒夏特列原理来分析，都可以得出合适的答案的。补充勒夏特列原理的英文表述：Every&system&in&stable&chemical&equilibrium&submitted&to&the&influence&of&an&exterior&force&which&tends&to&cause&variation&either&in&it&s&temperature&or&condensation&(pressure,&concentration,&number&of&molecules&in&the&unit&of&volume),&in&its&totality&or&only&in&some&of&it&s&parts,&can&undergo&only&those&interior&modifications&change&of&temperature,&or&of&condensation,&of&a&sign&contrary&to&that&resulting&from&the&exterior&force.
此表述可翻译如下：
任何稳定化学平衡系统承受外力的影响，无论整体地还是仅仅部分地导致其温度或压缩度（压强、浓度、单位体积的分子数）&发生改变，若它们单独发生的话，系统可以做内在的调节，使温度或压缩度发生变化，该变化与外力引起的改变是相反的。高中相关1．知识点：
（1）可逆反应　化学平衡的概念
（2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变、同
（3）勒夏特列原理
2．化学平衡状态的标志
（1）同一物质的v正=v逆≠0;
（2）反应混合物中各组分的百分含量保持不变。
（3）相关物理量不再随反应时间的改变而改变。
3．平衡移动方向的判断：v正&v逆正向移动；v正&v逆逆向移动；
v正=v逆不移动
4．等效平衡
（1）恒温恒容条件下的可逆反应，①若新平衡与原平衡投料相等即原子守恒，则新平衡与原平衡等效；②若该可逆反应反应前后气体体积不变，则投料比相等，平衡亦等效。
（2）恒温恒压条件下的可逆反应，投料比相等，平衡等效。
（3）采用极端分析法判断投料或投料比是否相等。
5．解图像题思路
（1）看清图像：一看纵横坐标意义；二看曲线变化趋势；三看起点、折点、终点；四看相关量的关系。
（2）联想规律，准确推断。通过联想外界条件对化学反应速率，化学平衡的影响规律，挖掘图像中蕴含的化学意义。仔细分析，得出正确结论。
勒夏特列原理解题分析：
（1）若增大反应物的浓度，平衡移动的结果应使反应物的浓度减小，即只能向正反应方向移动.
（2）若增大平衡体系的压强，平衡移动的结果应使体系的压强减小，即平衡向气体体积减小方向移动.
（3）若升高温度，平衡移动的结果应使体系的温度降低，即平衡向吸热方向移动.
（4）若加水稀释，溶液中的平衡体系应向微粒数目增加方向移动.例如：
CH3COOH=CH3COO&(-)&+H&(+)
加水后，单位体积内平衡体系中的总微粒数目减少，平衡应向微粒数目增加方向移动，即向电离方向移动，所以温度一定时，浓度越小，电离度越大，盐类水解平衡亦如此.
（5）原理中平衡向"减弱"这种改变的方向移动，"减弱"是指不能消除这种改变的全部影响.例如：
N2+3H2=2NH3ΔH&=-Q
1）当压强由200大气压增至400大气压，平衡将向正反应方向移动，会使达到新平衡时压强小于400大气压，但不可能低于200大气压，即新平衡时体系压强200&P&400大气压.
2）当温度由100°C升高至200°C时，平衡向吸热方向（逆反应方向）移动，使温度低于200°C，但应高于100°C.
勒夏特列原理的解题应用：
1）将Cl2通入饱和食盐水中，试解释：
1、在饱和食盐水中溶解度降低的原因；
2、有晶体析出的原因.
1、Cl2为非极性分子，在水中加NaCl增强溶液的极性，故Cl2溶解度降低；
又因为Cl2+H2O=（可逆）HCl+HClO平衡，增大[Cl-]，平衡向逆向移动，有利于Cl2逸出.
2、饱和食盐水中存在平衡NaCl（s）=Na(+)+Cl(-),Cl2和水反应生成HCl，增大Cl-浓度，使NaCl的溶解平衡向逆向移动，故有晶体析出.
在固定容积的密闭容器中，A和B发生下列反应A（s）+2B（g）=C（g）&△h=&Q&kJ/mol（Q&0），在一定条件下达到下列平衡.若升高温度，则达到平衡后混合气体的（&）
A.平均式量增大
B.平均式量减小
C.密度增大
D.密度减小
升高温度，平衡正向移动，混合气体的总质量增大，总物质的量减小，所以平均式量增大；又因为体积不能变，所以混合气体的密度增大，选AC
万方数据期刊论文
万方数据会议论文
第二届全国化学教育专题学术研讨会
万方数据期刊论文
为本词条添加和相关影像
互动百科的词条（含所附图片）系由网友上传，如果涉嫌侵权，请与客服联系，我们将按照法律之相关规定及时进行处理。未经许可，禁止商业网站等复制、抓取本站内容；合理使用者，请注明来源于。
登录后使用互动百科的服务，将会得到个性化的提示和帮助，还有机会和专业认证智愿者沟通。
您也可以使用以下网站账号登录：
此词条还可添加&
编辑次数：16次
参与编辑人数：11位
最近更新时间： 08:40:38
贡献光荣榜
扫描二维码用手机浏览词条
保存二维码可印刷到宣传品
扫描二维码用手机浏览词条
保存二维码可印刷到宣传品