考前30天化学知识点冲刺.docx
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考前30天化学知识点冲刺
考前30天化学知识点冲刺
一、氧化还原
重视基础形成知识规律
1.常见的氧化剂、还原剂
2.反应是否发生的规律
（1）强氧化剂与强还原剂相遇时，一般都会发生氧化还原反应。
如：
H2SO4（浓）与金属，H2S、S2－、HI、HBr、I－、Br－、Fe2＋、P。
Cl2与金属，H2S、S2－、HI、I－、HBr、Br－、Fe2＋、P、H2、SO2、H2SO3、SO
。
HNO3与金属，H2S、S2－、HI、I－、HBr、Br－、Fe2＋、P、SO2、H2SO3、SO
。
O2与金属，H2S、S2－、HI、I－、Fe2＋、Si、P、H2。
（2）同种元素间不同价态相遇时，若无中间价态，不反应；若发生反应，则生成物中该元素价态必介于反应物中该元素两种价态之间。
如：
H2SO4＋SO2
不反应
H2S＋SO2
只能生成S
ClO－＋Cl－
只能生成Cl2
NH3＋NO
只能生成N2
3.守恒规律
（1）原子个数守恒：
反应前后同种元素的原子个数相等，这也是所有化学反应必须遵循的。
（2）电子守恒：
失电子总数等于得电子总数，氧化还原反应才遵守且必须遵守。
（3）电荷守恒：
反应前后离子所带正负电荷总数相等，离子方程式必须遵守。
4.氧化性或还原性强弱比较规律
（1）由元素的金属性或非金属性比较。
金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是Ag＋>Cu2＋>Al3＋>K＋。
非金属阴离子的还原性随其单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是I－>Br－>Cl－>F－。
（2）由反应条件的难易比较。
不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。
如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。
不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强。
如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M的还原性比N强。
（3）由氧化还原反应方向比较。
还原剂A＋氧化剂B＝氧化产物a＋还原产物b，则：
氧化性B>a，还原性A>b
如：
由2Fe2＋＋Br2===2Fe3＋＋2Br－可知，氧化性Br2>Fe3＋，还原性Fe2＋>Br－。
（4）当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱，一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。
同理，当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。
如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。
（5）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：
温度：
如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
浓度：
如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。
酸碱性：
如KMnO4溶液的氧化性随溶液酸性的增强而增强。
5.氧化还原反应方程式的配平方法技巧
（1）原则及顺序①电子得失守恒；②离子电荷守恒；③原子个数守恒。
（2）方法和技巧①顺配法：
先从氧化剂或还原剂开始配平。
适用范围：
a.分子间的氧化还原反应；b.所有元素参与的氧化还原反应；c.生成物中物质既是氧化产物，又是还原产物。
②逆配法：
先从氧化还原反应产物开始配平。
适用范围：
a.自身氧化还原反应（含歧化反应）；b.反应物中某一部分被氧化或还原。
（3）几类反应配平的技巧
①缺项类：
a.可能缺的项：
一般是反应介质，通常是酸、碱或水，它们参与反应，但其中元素化合价不变；b.确定方法：
先配出氧化还原系数，后根据离子电荷守恒和原子个数守恒确定。
②多变类：
a.有两种以上元素价态改变；b.存在一种物质，其中两种元素价态均同时升高或降低。
配平技巧：
整体＋零价法（即：
把有多种元素价态改变的分子作为整体或把整体中各元素化合价当做0）。
如P＋CuSO4＋H2O
H3PO4＋Cu3P＋H2SO4可看作：
根据电子得失相等，分别乘以系数5和6，合并得P原子总数，即可配平：
11P＋15CuSO4＋24H2O===6H3PO4＋5Cu3P＋15H2SO4
离子反应
重视基础形成知识规律
1.离子组不能共存的规律
离子反应发生的条件，也就是离子不能大量共存的原因。
（1）结合生成难溶物质的离子不能大量共存，如Fe2＋与S2－，Ca2＋与PO
Ag＋或I－等。
（2）结合生成气体物质的离子不能大量共存，如S2－与H＋、H＋与CO
、NH
与OH－等。
（3）结合生成难电离物质的离子不能大量共存，如：
H＋与OH－，H＋与CH3COO－，H＋与
F－等。
（4）发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如：
Fe3＋与S2－，Fe3＋与I－、NO
（H＋）与
Fe2＋等。
（5）发生双水解反应的离子不能大量共存，如Al3＋、Fe3＋分别与CO
、HCO
、AlO
；Al3＋与S2－等。
（6）弱酸酸式酸根离子不能与H＋、OH－共存，如HCO
与H＋、HCO
与OH－，H2PO
与H＋，H2PO
与OH－等。
（7）在题目中提示酸性溶液（pH<7）或碱性溶液（pH>7）应在各待选答案中均加入H＋或OH－考虑。
（8）在题目中告知是无色溶液，应在各待选答案中排除具有颜色的Fe3＋、Cu2＋、Fe2＋、MnO
等离子。
2.书写离子方程式的关键及注意的问题
（1）关键
两易：
即易溶易电离的物质（可溶性的强电解质包括强酸、强碱、大多数可溶性盐）以实际参加反应的离子符号表示，非电解质、弱电解质、难溶物、气体等用分子式表示。
两等：
离子方程式两边的原子个数，电荷总数均应相等。
两查：
检查各项是否都有公约数，是否漏写必要的反应条件。
（2）注意的问题
①未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式，如铜和浓硫酸、氯化钠固体和浓硫酸、氯化铵固体和氢氧化钙固体反应等。
②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硝酸、SO2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。
③单质，氧化物一律写分子式。
④微溶物处理：
生成物中有微溶物析出时，应写分子式。
反应物里微溶物处于溶液状态时应写离子，反应物里微溶物处于浊液或固体时，应写分子式。
⑤多元弱酸酸式酸根离子，在离子方程式中不能拆开写。
⑥注意反应物之间量的关系，如硫酸铝钾和Ba（OH）2按1∶2或2∶3的物质的量比反应。
3.离子方程式正误判断规律（七“看”）
（1）看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。
（2）看“===”“
”“↑”“↓”等是否正确。
（3）看表示各物质的化学式是否正确。
如 HCO
不能写成CO
＋H＋，HSO
通常应写成SO
＋H＋，HCOO－不可写成COOH－等。
（4）看是否漏掉离子反应。
如Ba（OH）2溶液与硫酸铜溶液反应，既要写Ba2＋与SO
的离子反应，又要写Cu2＋与OH－的离子反应。
（5）看电荷是否守恒。
如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，同时两边各原子数也应相等。
（6）看反应物或产物的配比是否正确。
如稀H2SO4与Ba（OH）2溶液反应不能写成H＋＋
OH－＋SO
＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O，应写成2H＋＋2OH－＋SO
＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。
（7）看是否符合题设条件及要求。
如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应方式或产物的影响。
化学反应中的能量变化
重视基础形成知识规律
1.建立化学反应中能量变化的观点，了解吸热反应和放热反应
化学反应中所释放的能量是当今世界上最重要的能源。
化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化。
探讨化学反应放热、吸热本质时，要注意三点：
（1）化学反应的特点是有新物质生成，新物质和反应物总能量不同，这是由于各种物质所具有的能量是不同的；
（2）反应中能量守恒；
（3）如果反应物所具有的总能量高于生成物的总能量，那么在发生化学反应时，有一部分能量就会转变成热能的形式释放出来，这就是放热反应；反之则是吸热反应。
2.书写热化学方程式应注意下列几点
（1）要注明反应的温度和压强，若反应是在298K和1.013×105Pa条件下进行，可不予注明。
（2）要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型。
常用s、l、g分别表示固体、液体、气体。
（3）ΔH与方程式计量系数有关，注意方程式与对应ΔH不要弄错，计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。
（4）在所写化学反应计量方程式后写下ΔH的数值和单位，方程式与ΔH应用分号隔开。
（5）当ΔH为“－”或“”ΔH<0时，为放热反应，当ΔH为“＋”或ΔH>0时，为吸热反应。
例如：
C（石墨）＋O2（g）===CO2（g），
ΔH=－393.6kJ·mol－1表示体系在298K、1.013×105Pa下，反应发生了1mol的变化（即1mol的C与1mol的O2生成1mol的CO2）时，相应的热效应为－393.6kJ·mol－1，即放出393.6kJ的热。
2C（石墨）＋2O2（g）===2CO2（g）；
ΔH=－787.2kJ·mol－1表示体系中各物质在298K，1.013×105Pa下，反应发生了1mol的变化（即1mol的2C与1mol的2O2完全反应生成1mol的2CO2）时的热效应为－787.2kJ·mol－1，即放出787.2kJ的热。
3.燃烧热与中和热
（1）在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，其热化学方程式中燃烧物前计量数为1。
如：
表示氢气燃烧热的热化学方程式为：
H2（g）＋
O2（g）===H2O（g）ΔH=－241.8kJ/mol
（2）在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol水，这时的反应热叫做中和热。
其热化学方程式中水前的计量数为1。
如：
强酸与强碱反应的中和热的热化学方程式为
NaOH（aq）＋
H2SO4（aq）===
Na2SO4（aq）＋H2O
（1）
ΔH=－57.3kJ/mol。
物质的量
重视基础形成知识规律
1.正确理解有关概念
（1）物质的量：
指一定量物质中所包含的摩尔的数量。
物质的量的单位是摩尔，即某物质如果含有阿伏加德罗常数个粒子，这种物质的“物质的量”就是1mol，使用摩尔作单位时，应指明粒子的种类（如分子、原子、离子、电子、质子、中子等）。
摩尔的引入，把不可见、不便称量的粒子变成了可见、便于称量的宏观量，这样，不仅可以称质量、量体积，反应时还可以测量热量，所以物质的量及单位摩尔是极为重要的概念。
（2）阿伏加德罗常数：
12g碳—12中所含碳原子数为阿伏加德罗常数，根据实验测得其数值为6.02×1023（为近似值）。
（3）气体摩尔体积：
在标准状况下，1mol任何气体所占的体积约是22.4L，这个体积叫气体摩尔体积。
（4）摩尔质量：
1mol物质的质量叫做物质的摩尔质量，单位是g·mol－1，在数值上等于其相对分子质量或相对原子质量。
（5）物质的量浓度：
以1L溶液里含有溶质物质的量来表示溶液的浓度叫做物质的量浓度，单位是mol·L－1。
2.熟练掌握计算关系
3.阿伏加德罗定律
在同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子数，这就是阿伏加德罗定律。
由此可得出：
（1）同温同压下，气体的体积之比等于气体的物质的量之比。
（2）同温同压下，气体的密度之比等于气体的相对分子质量之比。
（3）同温同体积下，气体的压强之比等于气体的物质的量之比。
（4）同温同压下，同体积任何气体的质量比等于其相对分子质量之比。
（5）同温同压下，同质量任何气体的体积之比等于其相对分子质量倒数之比。
4.质量守恒定律
（1）参加反应的各物质质量总和=反应生成物的质量总和
（2）反应前后各种原子的种类及个数相同
（3）是书写化学方程式及其计算的依据
原子结构
重视基础形成知识规律
1.构成原子或离子的各基本粒子间的数量关系
（1）质子数＋中子数＝质量数＝原子的近似相对原子质量
（2）原子的核外电子数＝核内质子数＝核电荷数
（3）阳离子核外电子数＝核内质子数－电荷数
（4）阴离子核外电子数＝核内质子数＋电荷数
2.元素的原子半径、离子半径大小比较规律
（1）同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小（稀有气体元素除外）。
如第三周期中：
Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl
（2）同主族原子半径随原子序数的递增逐渐增大。
如第ⅠA族中：
Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
（3）同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。
如第三周期中：
Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
（4）同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。
如第三周期中：
P3－＞S2－＞Cl－
（5）同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。
如第ⅠA族中：
Na＋＜K＋＜Rb＋＜Cs＋
（6）同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大。
如第Ⅶ族中：
F－＜Cl－＜Br－＜I－
（7）阳离子半径总比相应原子半径小。
如：
Na＋＜Na，Fe2＋＜Fe
（8）阴离子半径总比相应原子半径大。
如：
S2－＞S，Br－＞Br
（9）电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：
S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋，
Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－
（10）同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。
如：
Fe＞Fe2＋＞Fe3＋，
H－＞H＞H＋
3.核外电子数相同的粒子规律
（1）核外电子总数为10个电子的粒子共有15种。
阳离子有：
Na＋，Mg2＋，Al3＋，NH
，H3O＋；阴离子有：
N3－，O2－，F－，OH－，NH
；分子有：
Ne，HF，H2O，NH3，CH4。
（2）核外电子总数为18个电子的粒子共有16种。
阳离子有K＋，Ca2＋，阴离子有P3－，
S2－，HS－，Cl－；分子有Ar，HCl，H2S，PH3，SiH4，F2，H2O2，C2H6，CH3OH，N2H4。
（3）核外电子总数及质子总数均相同的离子有：
Na＋，NH
，H3O＋（或F－，OH－，NH
）。
元素周期律、化学键
重视基础形成知识规律
1.原子结构与元素周期表关系的规律
（1）电子层数＝周期数（电子层数决定周期数）
（2）最外层电子数＝主族序数＝最高正价数＝价电子数
（3）核内质子数＝原子序数
（4）负价绝对值＝8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）
（5）原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物的相应水化物碱性越强，其离子的氧化性越弱。
（6）原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成最高价氧化物的相应水化物酸性越强，其离子的还原性越弱。
2.由原子序数确定元素位置的规律
基本公式：
原子序数－区域尾序数（10，18，36，54，86）＝差值，对于18号以前的元素，若0＜差值≤7时，元素在下一周期，差值为主族序数；若差值为0，则元素在尾序数所在的周期，一定为零族元素。
对于19号以后的元素分三种情况：
（1）若差值为1～7时，差值为族序数，位于Ⅷ族左侧。
（2）若差值为8、9、10时，为Ⅷ族元素。
（3）若差值为11～17时，再减去10最后所得差值，即为Ⅷ族右侧的族序数。
3.元素周期表中位置、结构、性质规律
（1）从元素周期表归纳电子排布规律
①最外层电子数等于或大于3（小于8）的一定是主族元素。
②最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素又可能是副族或零族元素氦。
③最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。
④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。
⑤电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。
（2）从元素周期表归纳元素化合价的规律
①主族元素的最高正价数等于主族序数，等于主族元素原子的最外层电子数，其中氟无正价。
非金属元素除氢外，均不能形成简单阳离子，金属元素不能形成简单阴离子。
②主族元素的最高正价数与最低负价数的绝对值之和为8，绝对值之差为0，2，4，6的主族依次为ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。
③非金属元素的正价一般相差2，如氯元素正化合价有＋7，＋5，＋3，＋1等，某些金属也符合此规律，如锡元素正化合价有＋4、＋2价
④短周期正价变化随原子序数递增，同周期有一个＋1到＋7价的变化（ⅠA～ⅦA）；长周期有两个＋1到＋7价的变化（ⅠA～ⅦB，ⅠB～ⅦA）。
（3）从元素周期表归纳元素形成单质的状态，形成晶体类型
①非金属单质最多的周期为第二周期（B、C、N2、O2、O3、F2等），最多的主族为ⅦA族（F2、Cl2、Br2、I2、At2）。
②只有非金属单质而无金属单质的主族为ⅦA族。
③常温下呈现气态的单质为H2、O2、F2、Cl2、N2、O3、He、Ne、Ar、Kr、Xe等。
④单质的晶体类型主要有金属晶体，分布在周期表梯子线（两区分界线）的左下方（氢除外）；原子晶体分布在梯子线的附近（C、Si、B等）；分子晶体分布在梯子线的右上方（N2、O2、F2、Ne等）。
4.化学键与物质类别关系规律
（1）只含非极性共价键的物质：
同种非金属元素构成的单质，如：
I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
（2）只含有极性共价键的物质：
一般是不同非金属元素构成的共价化合物，如：
HCl、NH3、SiO2、CS2等。
（3）既有极性键又有非极性键的物质：
如：
H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等。
（4）只含有离子键的物质：
活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如：
Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
（5）既有离子键又有非极性键的物质，如：
Na2O2、Na2Sx、CaC2等。
（6）由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：
NH4Cl等。
（7）由强极性键构成但又不是强电解质的物质，如：
HF。
（8）只含有共价键而无范德华力的化合物，如：
原子晶体SiO2、SiC等。
（9）无化学键的物质：
稀有气体，如氩等。
5.共价键的极性
共价键包括非极性键和极性键。
化学键有无极性，是相对共价键而言的，即共用电子对是否发生偏移。
而共用电子对的偏移，又取决于成键原子吸引电子能力的大小。
按上述推理归纳为：
A—A型，即相同元素原子间成键形成的是非极性键；A—B型，即不同元素原子间成键形成的是极性键。
胶体
重视基础形成知识规律
1.三种分散系比较
2.胶体的性质、制备、提纯、凝聚方法
化学反应速率和化学平衡
重视基础形成知识规律
1.化学反应速率的计算与判断规律
（1）化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
计算公式为
=Δc/t，单位为mol/L·min或mol/L·s。
同一个化学反应mA＋nB===pC，同一段时间内，用不同物质的浓度变化表示的反应速率，数值可能不同，但是意义相同。
其数值之比等于方程式中有关物质的化学计量数之比，即vA∶vB∶vC=m∶n∶p
2.反应速率受外界条件的影响发生变化的规律
（1）浓度：
同一条件不变时，增加反应物的浓度，会加快反应速率。
（2）压强：
在其他条件不变时，加大气体反应物的压强（实质上是增大反应物浓度），则反应速率加快；反之变慢。
对于可逆反应，若反应物及生成物中均有气体，则增大压强，正逆反应速率均增大。
（3）温度：
其他条件不变时，升高温度，化学反应速率一般增大。
温度升高10℃，反应速率增至原来的2～4倍，因此，在可逆反应中，升高温度，正逆反应速率均增大。
（4）催化剂：
在其他条件不变时，催化剂一般加快反应速率。
在可逆反应中，能同等程度地改变正逆反应速率。
在使用时要注意催化剂的活化温度及防止催化剂中毒。
（5）其他因素：
如光、激光、超声波、放射线、电磁波、反应物颗粒大小等均可影响反应速率。
3.化学反应速率和化学平衡的内在联系
（1）化学平衡状态产生的根本原因是可逆反应的正反应速率和逆反应速率最终必然趋于相等，从而使反应混合物中各组分的含量保持不变，因此要从“速率”去认识化学平衡的本质。
（2）化学平衡移动的本质原因是正逆反应速率不相等，当v正＞v逆，平衡向正反应方向移动，移动的结果是v′正=v′逆；当v逆＞v正时，平衡向逆反应方向移动，移动的结果是v′正=v′逆。
若条件改变不引起速率变化，则平衡不移动。
（3）化学平衡状态的特点
具有“逆、动、等、定、变、同”六个特点。
①逆：
指化学平衡状态只适用于可逆反应，也就是说，只有可逆反应才有正、逆反应，也只有可逆反应在一定条件下才能形成平衡状态。
②动：
指动态平衡，即化学反应处于平衡状态时，正、逆反应并未停止，仍在进行，只是速率相等，体现了“静中有动，动中有静”的哲理。
③等：
指“v正=v逆≠0”。
即某一物质在单位时间内消耗的物质的量浓度和生成的物质的量浓度相等。
也可以用不同物质的速率表示该反应的正、逆反应速率相等。
④定：
指反应混合物里各成分的含量保持不变，包含内容有：
各物质的物质的量或摩尔分数保持一定；各物质的质量或质量分数保持一定。
如果是气体物质，则各气体的体积或体积分数保持一定。
⑤变：
指平衡移动。
可逆反应的平衡状态是相对，暂时的，当外界某一条件改变时，原平衡被破坏,化学平衡向着削弱这种条件改变的方向移动，在新的条件下达到新的平衡状态。
⑥同：
指对于同一可逆反应，在同一条件下，无论反应从正反应开始还是从逆反应开始，或正、逆反应同时开始，以一定的配比投入反应物或生成物，则可以达到相同的平衡状态，即各物质的含量相同，称之为“等效平衡”。
4.化学平衡状态的判断
化学平衡状态的标志：
v正=v逆；平衡混合物中各组成成分的含量保持不变。
“v正=v逆”是化学平衡的本质特征，其含意是反应体系中同一物质的消耗速率和生成速率相等。
而各组分的含量“不变”，是指各组分的浓度、质量分数、体积分数（有气体参加的可逆反应）、反应物的转化率等均保持不变。
不变不能理解为相等。
判断某一可逆反应是否达到平衡状态的“等价标志”：
（1）对于反应前后气体体积不等的反应，当恒温、恒容时，压强不变、气体的平均相对分子质量不变，或恒温、恒压时，体积不变、混合气体的密度不变，说明反应处于平衡状态。
（2）对于有颜色物质参加的反应，体系颜色不变，说明反应处于平衡状态。
（3）对于吸热或放热反应，绝热体系的温度不变，说明反应处于平衡状态。
5.等效平衡的判断
化学平衡状态的建立与条件（如浓度、温度、压强）有关，与途径无关。
建立平衡状态通常有4条途径：
①正向建立；②逆向建立；③从中间某状态建立；④反应物分批加入。
对不同的起始状态，通常假定反应沿某一方向进行到底，将所得物质的量与标准状态比较，规律如下：
（1）反应前后气体体积之和不等的可逆反应，如2SO2＋O2
2SO3，恒温、恒容投料相同，或恒温、恒压投料成比例，即为等效平衡。
（2）反应前后气体体积之和相等的可逆反应，如2HI（g）
I2（g）＋H2（g），恒温、恒容，或恒温、恒压，两种情况均是投料成比例，即为等效平衡。
6.改变反应物的用量对转化率的影响
（1）若反应物只有一种，如aA（g）
bB（g）＋cC（g）增加A的量：
①若a=b＋c，xA不变；②若a＞b＋c，xA增大；③若a＜b＋c,xA减小。
即a≠b＋c时，增大或减小反应物浓度，平衡按加压或减压处理。
（2）若反应物不止一种，如mA（g）＋nB（g）
pC（g）＋qD（g）①若只增加A的量，平衡正向移动，xA
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