减小压强
减小压强
增加压强
增加压强
v
v
a+b=c+d
减小压强
增加压强
3、温度
（1）规律：
其他条件不变，升高温度，平衡向反应方向移动；降低温度，平衡向反应方向移动。
（2）用v-t图表示化学平衡的移动：
v
v
v
v
Q>0（△H<0）Q<0（△H>0）
升高温度
降低温度
升高温度
降低温度
4、催化剂
（1）规律：
由于催化剂同等程度改变正逆反应速率，因此使用催化剂不影响平衡移动，但可以缩短达平衡的时间。
（2）用v-t图表示化学平衡的移动：
5.勒夏特列原理：
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度）平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
理解：
①只适用于判断“改变影响平衡的一个条件”时平衡移动的方向；
②.仅使用勒夏特列原理于已达平衡的反应体系，对不可逆过程或未达到平衡的过程的可逆反应均不能使用勒夏特列原理；
③.“减弱影响”不等于“消除影响”；
④.勒夏特列原理不仅适用于化学平衡，也适用于其他平衡体系，如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等。
但它不能解决反应速率的快慢问题。
六、化学平衡常数
1、定义：
在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，当
是一个常数。
这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数）
2、表达式：
对于一般的可逆反应，mA（g）+nB（g）
pC（g）+qD（g）当在一定温度下达到平衡时，K==
3、意义：
（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度（也叫反应的限度）。
K值越大，表示正反应进行的程度，反应物转化率；
K值越小，表示正反应进行程度，反应物转化率。
一般的说，当K＞105时，该反应进行的就基本完全了。
（2）利用平衡常数的值做标准，判断正在进行的可逆是否平衡及不平衡时反应向何方向进行。
例如：
对于可逆反应：
mA（g）+nB（g）
pC（g）+qD（g），在一定温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：
Qc=Cp（C）·Cq（D）/Cm（A）·Cn（B），叫该反应的浓度商。
Qc＜K，反应向进行；
Qc＝K，反应处于状态；
Qc＞K，反应向进行。
（3）利用Ｋ可判断反应的热效应
若升高温度，Ｋ值增大，则正反应为反应（填“吸热”或“放热”）；
若升高温度，Ｋ值减小，则正反应为反应（填“吸热”或“放热”）。
（4）用平衡常数可分析改变某一物质的浓度后平衡移动的方向。
4、使用平衡常数应注意的几个问题：
（1）、化学平衡常数只与有关，与反应物或生成物的无关；
（2）、固体或纯液体的浓度是常数。
如果有固体或纯液体参加反应或生成时，化学平衡常数表达式中不能出现固体或纯液体；水溶液中进行的反应，如有水参加反应，由于水的浓度是常数，不出现在表达式中；非水溶液中进行的反应，若有水参加反应或生成，则应出现在表达式中。
例如：
①CaCO3（s）
CaO（s）＋CO2（g） K＝c（CO2）
②3Fe（s）＋4H2O（g）
Fe3O4（s）＋4H2（g）K＝
③Cr2O
（aq）＋H2O（l）
2CrO
（aq）＋2H＋（aq）
K＝
④CH3COOH（l）＋CH3CH2OH（l）
CH3COOCH2CH3（l）＋H2O（l）
K＝
（3）、化学平衡常数表达式与化学计量数一一对应，方程式中化学计量数不同，表达式就不同；可逆反应中，正反应的化学平衡常数与逆反应的化学平衡常数互为倒数。
例如：
同一温度下，下列反应的平衡常数分别为K1、K2、K3。
①I2（g）＋H2（g）
2HI（g）；②2HI（g）
I2（g）＋H2（g）；
③HI（g）
I2（g）＋
H2（g）。
则：
K1＝
、K2＝
、K3＝
，可得K1·K2＝1，K2＝K
。
七、化学平衡计算
（1）转化率=×100%
（2）产率=×100%
（3）有关化学平衡的计算一般解法：
三段式
化学反应进行的方向
八、自发过程和自发反应
1、自发过程：
在一定条件下，不需要作用就能自动进行的过程。
如：
水由高处往低处流，自由落体，电流由电位高的地方向电位低的地方流，铁
器暴露于潮湿的空气中会生锈，室温下冰块会融化，…这些都是自发过程。
2、自发反应：
在给定条件下，能的反应。
3、非自发反应：
不能自发地进行，必须借助某种外力才能进行的反应。
4、自发过程的特点
（1）具有性，即过程的某个方向在一定条件下是自发进行的，即该过程的逆方向在该条件下。
（2）体系趋向于从状态转变为状态。
（3）体系趋向于从体系转变为体系。
5、自发过程和自发反应的应用
自发过程和自发反应可被利用来完成有用功。
如向下流动的水可推动机器，甲烷燃烧可在内燃机中被利用来做功，锌与CuSO4溶液的反应可被设计成原电池。
非自发的过程要想发生，则必须对它做功，如利用水泵可将水从低处流向高处，通电可将水分解生成氢气和氧气。
九、化学反应进行方向的判据
（一）焓判据。
经验表明，那些不用借助外力就可以自动进行的自发过程的共同特点是：
体系能量趋向于从高能态转变为低能状态，这时体系会对外部做功或者释放能量，由此总结而得的经验规律就是所谓的焓判据。
也称能量判据。
1.焓判据：
若ΔH＜0，正向反应能自发进行；
若ΔH＞0，正向反应不能自发进行，而逆向反应能自发进行。
2.焓判据的局限性:
多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有不少吸热反应也能自发进行。
而且有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下则能自发进行，
如：
N2O5（g）=4NO2（g）+O2（g）△H=＋56.7KJ/mol；
NH4HCO3（s）+CH3COOH（aq）=CO2（g）+CH3COONH4（aq）+H2O（l）
△H=＋37.3KJ/mol；
因此，反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素。
（二）熵判椐
密闭容器中的气态物质或液态物质蒸汽（包括挥发性固体），会通过分子扩散自发形成均匀混合物。
物质溶于水自发地向水中扩散，形成均匀的溶液等。
为解释这一类与能量无关的过程的自发性，科学家提出了另一推动体系变化的因素：
在密闭条件下，体系有由有序自发地变为无序的倾向的熵判据。
1、混乱度：
表示体系的不规则或无序状态。
混乱度的增加意味着体系变得更加无序。
2、熵：
用来表示混乱度大小的物理量符号：
S；单位：
J·mol-1·K-1
体系的有序性越高，即混乱度越低，熵值就越小。
有序变为无序——熵增的过程。
3、熵的大小判断：
（1）气态>液态>固态
（2）与物质的量成正比
4、反应熵变△S=反应产物总熵—反应物总熵
产生气体的反应，或气体物质的量增大的反应，△S通常为正值，为熵增加反应，反应自发进行。
注意：
两种气体的混合也是熵增加的过程。
5、熵判椐：
在于外界隔离体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即△S>0。
称为熵增原理。
6、熵判椐的局限性
有些熵减小的反应在一定条件下也可以自发进行，如：
-10℃的液态水会自动结冰成为固态，氨气与氯化氢气体反应生成氯化铵固体等。
因此，反应熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是唯一因素。
（三）、复合判据（△G）
在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有关，又与反应熵变有关。
研究表明，在恒温、恒压下，判断化学反应自发性的判据是：
体系自由能变化（△G、单位：
KJ/mol）：
△G=△H—T△S（注意：
T的单位是“K”,不是“℃”）
△G=△H—T△S0反应能自发进行；（<、>或=）
△G=△H—T△S0反应达到平衡状态；
△G=△H—T△S0反应不能自发进行。
总结：
类型
△H
△S
△H—T△S
反应的自发性
1
永远是－
在任何温度下都是自发反应
2
永远是+
在任何温度下都是非自发反应
3
在高温+
在低温—
在低温是自发反应
在高温是非自发反应
4
在高温—
在低温+
在低温是非自发反应
在高温是自发反应
注意：
1、过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程的速率；
2、在讨论过程的方向时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。
如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。
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