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气相化学反应
气相化学反应平衡移动方向的表征
（2012-05-0608:
20:
56）
标签：
平衡移动表征
教育
分类：
化学平衡
气相化学反应平衡移动方向的表征
当一个体系已处于平衡状态，再改变一个影响平衡的外部条件时，根据勒夏特里原理、我们可以很容易地判断出化学平衡移动的方向。
但用什么现象或物理量来描述、反映出平衡移动的宏观结果，有时会是一个比较困难的问题。
无论在中学教材还是在大学教辅材料中，都曾出现过一些很典型的错误表征的案例。
如，上世纪80年代的全国统编中学化学教材中，就出现过一个著名的“颠倒黑白”的错误。
用在注射器中封闭的2NO2=N2O4为演示的平衡实验体系。
将实验现象描述为“当活塞前推压强增大时，颜色变浅，N2O4的数量增加，说明化学平衡向气体体积缩小的正反应方向移动。
当把活塞后移压强减小时，颜色变深，NO2的百分含量增加，说明化学平衡向气体体积扩大的逆反应方向移动”。
究其原因，除对化学平衡理论的理解还不够深刻外，对平衡移动方向的表征、尤其是比较复杂的气相化学平衡移动方向的表征，也缺乏认真的研究。
其实，反应方程式中某物种的百分含量（包括体积分数及摩尔分数）、物质的量浓度（关系到有色物种颜色深浅）、或某反应物的转化率，都属于相对量的范畴，都只能在一定的条件下才可用于表征平衡移动的方向。
当然，也可以用某物种的物质的量（或分子及微粒数）变化，来表征平衡移动的方向，它们都属于绝对量的范畴。
用这些物理量来表征平衡移动方向，会比较严谨，但由于概念较抽象，一般情况下较少采用。
这里就不再讨论了。
下面就依照影响平衡的三个条件：
浓度、压强、温度，分别讨论气相化学反应的平衡移动方向该如何表征。
一、 浓度改变的影响
据勒夏特里原理，当体系的压强及温度不变，只改变其浓度时，化学平衡将向减小这种浓度改变的方向移动。
即，增加反应物浓度或减少产物浓度，平衡都会正向移动；减少反应物浓度或增加产物浓度，平衡都会逆向移动。
但对气相反应来说，混合气体中某组分A的浓度与其分压直接相关、并遵循理想气体状态方程
，浓度改变时分压也要改变。
所以对气相反应来说、浓度改变与压强改变两者间的区别在于，“浓度改变”本质是增加或减少方程式所示的气体组分中的某一或几种物种、使它们的组成比例相互间发生改变。
组分气体比例改变有两种方式。
一是增加或较少某组分气体时、保持体系的总体积不变；再一种情况是增加或较少某组分气体时、保持体系的总压不变。
（一） 总体积不变的情况
这一情况的特点是，由于总体积不变，当外界影响只改变了一个（A）或某几个气体组分的浓度或分压时，除A及这几个气体外，其余组分气体的浓度或分压都没有改变。
对这种情况，可以考虑用其余组分的物质的量浓度、或分压来表征平衡移动的方向。
如，对某温度下的气相反应CO+H2O= H2 +CO2，在总体积不变的情况下，在上述平衡体系中再增加气体H2O的量。
对平衡要正向移动这一化学事实，可以用CO的物质的量浓度和分压要较少；或H2及CO2的物质的量浓度和分压要增大；或CO的转化率要增加来描述。
由于外界条件改变的直接影响是绝对的，在体系中加入H2O后，不宜用H2O的物质的量浓度及分压来表征平衡移动方向。
应清楚，H2O的物质的量浓度及分压的增大部分，不可能被平衡移动完全抵消掉。
平衡移动后H2O的物质的量浓度及分压仍比原平衡体系大。
如一定要提及H2O的物质的量浓度或分压，也应认真指出：
只是比加入H2O后、但平衡还没来得及移动时要小。
要特别清楚，只改变气相反应中某反应组分的量时，体积分数及摩尔分数这两个物理量的变化情况还要受其它因素的制约，与平衡移动方向无直接关系。
不能简单地用体积分数及摩尔分数来表征气相反应的平衡移动方向。
为说明这一结论的正确性，可用计算验证如下：
例1：
某温度下，在体积为 1L的密闭容器中有反应CO+H2O= H2 +CO2，其Kc=1。
试求：
（1）CO 及 H2O的起始浓度均为2mol/L，达平衡时CO的转化率、及H2的摩尔分数？
（2）CO 及 H2O的起始浓度分别为2mol/L和6mol/L，达平衡时CO的转化率、及H2的摩尔分数？
解：
设H2的平衡浓度为x（mol/L）
（1） CO+H2O= H2 +CO2，
平衡浓度 2-x 2-x x x
代入平衡常数表达式
，解得：
[H2]=x=1（mol/L）。
即CO的转化率α=50%、H2的摩尔分数X=1/4=25%。
（2）实际相当于在上密闭体系
（1）中继续增加气体H2O，使其浓度是CO的3倍。
同上有式子
，可解得：
[H2]=x=1.5（mol/L）。
即CO的转化率α=75%、H2的摩尔分数X=1.5/8=18.8%。
可见，增加H2O的浓度，使CO的转化率由50%增加到75%。
用转化率很贴切地描述了平衡正向移动这一现象。
增加H2O的浓度后，H2的物质的量浓度由1（mol/L）增加到1.5（mol/L），用这一物理量也可以贴切地描述了平衡正向移动这一现象。
。
而H2的摩尔分数在平衡正向移动的情况下，反而从25%，减少到了18.8%。
这是由于大量的本来就“无望”参与反应的H2O分子（原体系参与反应的H2O分子也只能有一半）的加入，使体系中的分子总数剧增。
虽然平衡移动使H2分子的数量又有所增加，但其所占的百分比反而会下降。
对气相反应来说，在恒温恒容条件下，增加或减少某反应物的量时，是不能用摩尔分数来表征平衡移动的方向的。
对这一情况还要来研究，在什么情况下平衡会正向移动，在什么情况下会逆向移动，也是多余的[1]。
可以证明，气相反应中反应产物的体积分数及摩尔分数的最大值只与反应物的相对比值有关。
如对上述条件的反应，当CO与 H2O的浓度比为:
1:
1时，H2的摩尔分数有极大值25%。
当比值趋近于该值时，体积分数及摩尔分数就会增大；反之背离该值，体积分数及摩尔分数都会变小。
（二） 总压不变的情况
这一情况的特点是，由于总压不变，当外界影响改变了一个（A）或某几个气体组分的量时，所有组分气体的浓度或分压都会同时改变。
如还是对在某温度和压力下达平衡的气相反应CO+H2O= H2 +CO2。
如保持压力不变，增加H2O的量时，作为外界因素的直接影响是：
除H2O的分压要增加外，其余物种（CO、H2 、CO2）的分压都会降低。
用勒夏特里原理的半定量性质来分析[2]，平衡将会正向移动，但直接影响不能被完全消除。
即H2O在直接影响（分压增加）的基础上会稍微减少一些（但仍比原平衡的分压要高）；CO在直接影响（分压减少）的基础上分压还会再少些；而H2 、CO2在直接影响（分压减少）的基础上分压会再增加一些（但比原平衡的分压还是要低）。
对这种情况，可以用CO的转化率来表征平衡的正向移动。
不能用H2 、CO2的分压、浓度或摩尔分数来描述。
对此，可用计算证明如下：
例2：
某温度下，有反应CO+H2O= H2 +CO2，其Kc=1。
试求：
（1）CO 及 H2O的起始浓度均为2mol/L，达平衡时CO的转化率、及H2的摩尔分数？
（2）CO 及 H2O的起始浓度分别为1mol/L和3mol/L，达平衡时CO的转化率、及H2的摩尔分数？
注意到情况
（1）与例1完全相同，可知平衡时仍是有：
H2的浓度为1mol/L、H2的摩尔分数X=1/4=25%、CO的转化率α=50%。
而
（2）与
（1）体系中单位体积容器中的物质的量是相等的，总压相等，且H2O与CO的物质的量比为3:
1（与例1
（2）中的比值相同，但体积扩大了1倍）。
可解为
，得[H2]=x=0.75（mol/L）、H2的摩尔分数X=0.75/4=18.8%（均小于
（1）的数值）。
而CO的转化率α=75%（大于
（1）的数值）。
可用其表征平衡正向移动。
同样，对合成氨的反应N2 +3H2 =2NH3，在N2与H2的比值为1:
3的基础上，为提高H2的转化率再增加N2的比例时，平衡后H2的转化率虽然会有提高，但NH3的摩尔分数会下降。
产物的百分含量降低。
就意味着在单位时间里通过合成塔的气体体积不变时NH3的产率会降低。
所以通常是N2稍过量，保持与H2为1.08:
3的关系。
二、温度改变的影响
当体系的压强及浓度不变，只改变其温度时，据勒夏特里原理，化学平衡移动的方向与反应的热效应有关。
升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；反之，平衡向放热反应的方向移动。
在这一情况下，各物种都没有因相对量或绝对量变化而造成的影响，所以表征气相化学反应平衡移动方向的物理量是比较多的。
可以考虑用体积分数及摩尔分数、物质的量浓度、或反应物的转化率等来表征。
如对气相的放热反应2NO2=N2O4（ΔrHm°=-57.24kj·mol-1），加热时平衡逆向移动。
对这一情况可描述为：
反应物NO2的百分含量（包括体积分数及摩尔分数）增加；或NO2物质的量浓度增加（棕红色加深）；或反应物NO2的转化率减小。
当然，还可以用反应产物N2O4的百分含量及物质的量浓度的减少来描述。
比较复杂的是，此时气相反应体系的体积随温度也会改变、并且温度变化可以在较大范围内进行，所以体系的体积也可能会有显著地变化。
于是有教学参考资料规定，要明确是在“等压下升高温度”的条件下，才能使用勒夏特里原理。
这是有必要的，因为作为定性的勒夏特里原理，只能用来讨论单一外部条件（浓度、温度、压力三者之一）改变的情况。
在改变体系的一个条件时，其它条件一定要保持不变。
两个或多个条件同时改变时，除非每个条件单独考虑时、都能使平衡向同一方向移动，否则就只能通过计算来说明，看哪个因素占主导地位。
这无需赘述。
但再接着看看、该论断的言外之意似乎是说“对气相反应，在等容改变温度条件下，是不能使用勒夏特里原理来判断平衡移动方向的”。
并从气相反应的熵变随压力的变化显著来给以说明[1]。
这实际就是说，把NO2密封在烧瓶中，然后分别放在冰水、沸水中，比较烧瓶颜色差别的实验，在理论上“是否严格”是值得怀疑的。
这就让教师们不得不认真地想一想了。
其论点主要是：
吉-赫方程
是一个近似公式，是在认为反应的焓变和熵变都随温度变化不大的前提下得到的，但它们都要受压力的影响，而
项受压力影响尤为显著。
这样只有在恒压且改变温度的条件下才可使用勒夏特里原理。
似乎是一个能否求出不同压力下反应的熵变及标准自由能变的问题。
其实，这一理由是站不住脚的。
推导出一个有较大使用范围的物理量间的关系，并不一定要考虑到使用范围内的每一个特殊情况。
再回想一下某温度下标准平衡常数的得出过程会是有益的：
查出所有物种的标准生成焓及绝对熵（对浓度或分压、温度都有特定要求）就可以计算出反应的标准焓变和熵变；然后用吉-赫方程就可以求出反应的标准自由能变；再据其求出某温度时的标准平衡常数。
这一过程中都只使用了标准态时的数据，绝对不能用非标准态时的数据，不知在用热力学数据计算标准平衡常数时，要如何做才能考虑到压强的影响？
说压强能影响平衡常数，这本身就是一个错误的观点。
至于吉-赫方程的可靠性，可以用实测的艾林汉图加以佐证[3]。
图中有几十个有气体参与的反应，并都是用于金属提取研究的。
它以反应的标准自由能变为纵坐标、以温度为横坐标，是验证吉-赫方程中各物理量间是否有直线关系的最好例证。
可以看到所有的线都是直线（只有个别线在到某温度时，会有一个表示斜率变化的折点，这时有物种发生了相变），这些说明，这几十个反应的标准焓变和熵变确实都没有随温度改变而产生显著地变化。
用吉-赫方程计算出来的某温度下反应的自由能变及平衡常数，有相当高的可信性。
没有事实或计算做根据，而只是“怀疑”，是不对的。
三、压强改变的影响
压强对化学平衡的影响，是指体系体积改变，而造成的化学平衡的移动。
所以这种影响只是对有气体参与的反应而言的，对没有气态反应物及产物的反应不应该去讨论压强的影响。
压强的影响是作用于所有气态反应物和产物的，使他们的分压都按比例的增加或降低。
根据勒夏特里原理，当体系的温度及浓度不变、只改变其压强时，判断化学平衡移动的方向应考虑反应方程式两端气态物种分子数的多少（化学计量数绝对值的大小）。
判据为：
增大压强，平衡向气体分子数减小的方向移动；减小压强，平衡向气体分子数增加的方向移动。
当然，对反应方程式两端气体分子数相等的反应，压强改变不会使平衡发生移动。
在改变体系的体积、使总压强变化时，各物种都没有因外界条件直接作用造成的相互间量的改变，但体积变化对浓度的影响是直接的。
所以可用体积分数及摩尔分数、或反应物的转化率等来表征化学平衡的移动。
但不宜用物质的量浓度来表征化学平衡的移动。
如对气相的反应2NO2=N2O4，反应物端有2个气体的分子（化学计量数为2），产物端有1个气体的分子（化学计量数为1），从反应前到反应后、是一个气体分子数减少的反应。
所以增大压强时，平衡正向移动。
对这一情况可描述为：
反应物NO2的百分含量（包括体积分数及摩尔分数）减少；或N2O4的百分含量（包括体积分数及摩尔分数）增加。
增大压强的直接结果是，使NO2与N2O4的物质的量浓度都增加。
平衡移动的结果是：
NO2在体积减小造成浓度增加的基础上、会稍稍的再减少了一些（但与原平衡比较浓度还是增加了），而N2O4是在由体积减小造成浓度增加的基础上、还要再增加一些。
应首先分清，那些情况属于压强变化而造成平衡移动的研究范畴：
恒容时，在某平衡体系中加入某惰性物种（不是反应物、也不是产物，且不与体系中任一物种反应的物种），尽管体系中气态物质的分子总数会增多、总压会增加，但所有反应物和产物的分压都不变。
这不属于压强变化的研究范畴。
这种外界条件的改变也不会造成化学平衡的移动。
恒压时，在某平衡体系中增加某惰性物种。
由于总压保持不变，这样所有反应物和产物的分压都会按比例降低。
相当于总压减小。
这属于压强变化的范畴。
这时只要反应前后气体分子数不同，化学平衡就会发生移动。
恒容时，在某平衡体系中只增加某反应物种的分压，其他物种的分压不变，这属于浓度影响的范畴，应该用该物种的浓度增加为改变条件来进行讨论。
气相化学反应平衡移动方向的表征
2012-05-0608:
20:
56
A-A+
气相化学反应平衡移动方向的表征
当一个体系已处于平衡状态，再改变一个影响平衡的外部条件时，根据勒夏特里原理、我们可以很容易地判断出化学平衡移动的方向。
但用什么现象或物理量来描述、反映出平衡移动的宏观结果，有时会是一个比较困难的问题。
无论在中学教材还是在大学教辅材料中，都曾出现过一些很典型的错误表征的案例。
如，上世纪80年代的全国统编中学化学教材中，就出现过一个著名的“颠倒黑白”的错误。
用在注射器中封闭的2NO2=N2O4为演示的平衡实验体系。
将实验现象描述为“当活塞前推压强增大时，颜色变浅，N2O4的数量增加，说明化学平衡向气体体积缩小的正反应方向移动。
当把活塞后移压强减小时，颜色变深，NO2的百分含量增加，说明化学平衡向气体体积扩大的逆反应方向移动”。
究其原因，除对化学平衡理论的理解还不够深刻外，对平衡移动方向的表征、尤其是比较复杂的气相化学平衡移动方向的表征，也缺乏认真的研究。
其实，反应方程式中某物种的百分含量（包括体积分数及摩尔分数）、物质的量浓度（关系到有色物种颜色深浅）、或某反应物的转化率，都属于相对量的范畴，都只能在一定的条件下才可用于表征平衡移动的方向。
当然，也可以用某物种的物质的量（或分子及微粒数）变化，来表征平衡移动的方向，它们都属于绝对量的范畴。
用这些物理量来表征平衡移动方向，会比较严谨，但由于概念较抽象，一般情况下较少采用。
这里就不再讨论了。
下面就依照影响平衡的三个条件：
浓度、压强、温度，分别讨论气相化学反应的平衡移动方向该如何表征。
一、 浓度改变的影响
据勒夏特里原理，当体系的压强及温度不变，只改变其浓度时，化学平衡将向减小这种浓度改变的方向移动。
即，增加反应物浓度或减少产物浓度，平衡都会正向移动；减少反应物浓度或增加产物浓度，平衡都会逆向移动。
但对气相反应来说，混合气体中某组分A的浓度与其分压直接相关、并遵循理想气体状态方程
，浓度改变时分压也要改变。
所以对气相反应来说、浓度改变与压强改变两者间的区别在于，“浓度改变”本质是增加或减少方程式所示的气体组分中的某一或几种物种、使它们的组成比例相互间发生改变。
组分气体比例改变有两种方式。
一是增加或较少某组分气体时、保持体系的总体积不变；再一种情况是增加或较少某组分气体时、保持体系的总压不变。
（一） 总体积不变的情况
这一情况的特点是，由于总体积不变，当外界影响只改变了一个（A）或某几个气体组分的浓度或分压时，除A及这几个气体外，其余组分气体的浓度或分压都没有改变。
对这种情况，可以考虑用其余组分的物质的量浓度、或分压来表征平衡移动的方向。
如，对某温度下的气相反应CO+H2O= H2 +CO2，在总体积不变的情况下，在上述平衡体系中再增加气体H2O的量。
对平衡要正向移动这一化学事实，可以用CO的物质的量浓度和分压要较少；或H2及CO2的物质的量浓度和分压要增大；或CO的转化率要增加来描述。
由于外界条件改变的直接影响是绝对的，在体系中加入H2O后，不宜用H2O的物质的量浓度及分压来表征平衡移动方向。
应清楚，H2O的物质的量浓度及分压的增大部分，不可能被平衡移动完全抵消掉。
平衡移动后H2O的物质的量浓度及分压仍比原平衡体系大。
如一定要提及H2O的物质的量浓度或分压，也应认真指出：
只是比加入H2O后、但平衡还没来得及移动时要小。
要特别清楚，只改变气相反应中某反应组分的量时，体积分数及摩尔分数这两个物理量的变化情况还要受其它因素的制约，与平衡移动方向无直接关系。
不能简单地用体积分数及摩尔分数来表征气相反应的平衡移动方向。
为说明这一结论的正确性，可用计算验证如下：
例1：
某温度下，在体积为 1L的密闭容器中有反应CO+H2O= H2 +CO2，其Kc=1。
试求：
（1）CO 及 H2O的起始浓度均为2mol/L，达平衡时CO的转化率、及H2的摩尔分数？
（2）CO 及 H2O的起始浓度分别为2mol/L和6mol/L，达平衡时CO的转化率、及H2的摩尔分数？
解：
设H2的平衡浓度为x（mol/L）
（1） CO+H2O= H2 +CO2，
平衡浓度 2-x 2-x x x
代入平衡常数表达式
，解得：
[H2]=x=1（mol/L）。
即CO的转化率α=50%、H2的摩尔分数X=1/4=25%。
（2）实际相当于在上密闭体系
（1）中继续增加气体H2O，使其浓度是CO的3倍。
同上有式子
，可解得：
[H2]=x=1.5（mol/L）。
即CO的转化率α=75%、H2的摩尔分数X=1.5/8=18.8%。
可见，增加H2O的浓度，使CO的转化率由50%增加到75%。
用转化率很贴切地描述了平衡正向移动这一现象。
增加H2O的浓度后，H2的物质的量浓度由1（mol/L）增加到1.5（mol/L），用这一物理量也可以贴切地描述了平衡正向移动这一现象。
。
而H2的摩尔分数在平衡正向移动的情况下，反而从25%，减少到了18.8%。
这是由于大量的本来就“无望”参与反应的H2O分子（原体系参与反应的H2O分子也只能有一半）的加入，使体系中的分子总数剧增。
虽然平衡移动使H2分子的数量又有所增加，但其所占的百分比反而会下降。
对气相反应来说，在恒温恒容条件下，增加或减少某反应物的量时，是不能用摩尔分数来表征平衡移动的方向的。
对这一情况还要来研究，在什么情况下平衡会正向移动，在什么情况下会逆向移动，也是多余的[1]。
可以证明，气相反应中反应产物的体积分数及摩尔分数的最大值只与反应物的相对比值有关。
如对上述条件的反应，当CO与 H2O的浓度比为:
1:
1时，H2的摩尔分数有极大值25%。
当比值趋近于该值时，体积分数及摩尔分数就会增大；反之背离该值，体积分数及摩尔分数都会变小。
（二） 总压不变的情况
这一情况的特点是，由于总压不变，当外界影响改变了一个（A）或某几个气体组分的量时，所有组分气体的浓度或分压都会同时改变。
如还是对在某温度和压力下达平衡的气相反应CO+H2O= H2 +CO2。
如保持压力不变，增加H2O的量时，作为外界因素的直接影响是：
除H2O的分压要增加外，其余物种（CO、H2 、CO2）的分压都会降低。
用勒夏特里原理的半定量性质来分析[2]，平衡将会正向移动，但直接影响不能被完全消除。
即H2O在直接影响（分压增加）的基础上会稍微减少一些（但仍比原平衡的分压要高）；CO在直接影响（分压减少）的基础上分压还会再少些；而H2 、CO2在直接影响（分压减少）的基础上分压会再增加一些（但比原平衡的分压还是要低）。
对这种情况，可以用CO的转化率来表征平衡的正向移动。
不能用H2 、CO2的分压、浓度或摩尔分数来描述。
对此，可用计算证明如下：
例2：
某温度下，有反应CO+H2O= H2 +CO2，其Kc=1。
试求：
（1）CO及 H2O的起始浓度均为2mol/L，达平衡时CO的转化率、及H2的摩尔分数？
（2）CO 及 H2O的起始浓度分别为1mol/L和3mol/L，达平衡时CO的转化率、及H2的摩尔分数？
注意到情况
（1）与例1完全相同，可知平衡时仍是有：
H2的浓度为1mol/L、H2的摩尔分数X=1/4=25%、CO的转化率α=50%。
而
（2）与
（1）体系中单位体积容器中的物质的量是相等的，总压相等，且H2O与CO的物质的量比为3:
1（与例1
（2）中的比值相同，但体积扩大了1倍）。
可解为
，得[H2]=x=0.75（mol/L）、H2的摩尔分数X=0.75/4=18.8%（均小于
（1）的数值）。
而CO的转化率α=75%（大于
（1）的数值）。
可用其表征平衡正向移动。
同样，对合成氨的反应N2 +3H2 =2NH3，在N2与H2的比值为1:
3的基础上，为提高H2的转化率再增加N2的比例时，平衡后H2的转化率虽然会有提高，但NH3的摩尔分数会下降。
产物的百分含量降低。
就意味着在单位时间里通过合成塔的气体体积不变时NH3的产率会降低。
所以通常是N2稍过量，保持与H2为1.08:
3的关系。
二、温度改变的影响
当体系的压强及浓度不变，只改变其温度时，据勒夏特里原理，化学平衡移动的方向与反应的热效应有关。
升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；反之，平衡向放热反应的方向移动。
在这一情况下，各物种都没有因相对量或绝对量变化而造成的影响，所以表征气相化学反应平衡移动方向的物理量是比较多的。
可以考虑用体积分数及摩尔分数、物质的量浓度、或反应物的转化率等来表征。
如对气相的放热反应2NO2=N2O4（ΔrHm°=-57.24kj·mol-1），加热时平衡逆向移动。
对这一情况可描述为：
反应物NO2的百分含量（包括体积分数及摩尔分数）增加；或NO2物质的量浓度增加（棕红色加深）；或反应物NO2的转化率减小。
当然，还可以用反应产物N2O4的百分含量及物质的量浓度的减少来描述。
比较复杂的是，此时气相反应体系的体积随温度也会改变、并且温度变化可以在较大范围内进行，所以体系的体积也可能会有显著地变化。
于是有教学参考资料规定，要明确是在“等压下升高温度”的条件下，才能使用勒夏特里原理。
这是有必要的，因为作为定性的勒夏特里原理，只能用来讨论单一外部条件（浓度、温度、压力三者之一）改变的情况。
在改变体系的一个条件时，其它条件一定要保持不变。
两个或多个条件同时改变时，除非每个条件单独考虑时、都能使平衡向同一方向移动，否则就只能通过计算来说明，看哪个因素占主导地位。
这无需赘述。
但再接着看看、该论断的言外之意似乎是说“对气相反应，在等容改变温度条件下，是不能使用勒夏特里原理来判断平衡移动方向的”。
并从
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