大家好，今天来为大家分享怎样理解化学平衡向正方向或向逆方向的一些知识点，和逆方向的问题解析，大家要是都明白，那么可以忽略，如果不太清楚的话可以看看本篇文章，相信很大概率可以解决您的问题，接下来我们就一起来看看吧！

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化学平衡必须在一定条件下才能达成，如一定的温度、一定的浓度或分压等。早在1888年，法国科学家勒沙特列（Le Chatelier，1850-1936）就总结道：一旦改变维持化学平衡的条件，平衡就会向着减弱这种改变的方向移动。后人就把这一平衡移动的原理称为勒沙特列原理。

试设想，把氢气、氧气和水放进一个密闭容器，氢气、氧气和水的量都是一定的，放上千年也不会改变。你改变温度或者气体的压力（如压缩密闭容器的容积），容器内各物质的量一点也没有改变。这种状态是不是化学平衡呢？单从现象我们无法判断。只有通过热力学计算，才可判断该状态是否平衡态，这时，我们用勒沙特列原理，可以判定，若氢气、氧气、水混合物没有达到平衡，反应将向哪个方向移动使之达到平衡。当然，创造条件使反应实际发生，如上述混合物中加入一小片镀满铂黑的铂片，这时，反应的方向将符合勒沙特列原理的预言。这个例子告诉我们，勒沙特列原理并不能实际判定某一系统是否达到平衡，而只是预言了平衡态的破坏将导致系统自发地向新的平衡移动的方向。

再看，把啤酒瓶打开，立即泛起泡沫。这个事实表明，原先啤酒瓶里存在着一个化学平衡——溶解在啤酒里的二氧化碳和二氧化碳气体之间是达成动态平衡的。打开瓶盖，溶解在啤酒里的二氧化碳释放出来，不但表明一定的二氧化碳气体压力是维持这种平衡的条件，而且表明平衡是向着减弱二氧化碳气体压力引起平衡破坏的影响因素的方向移动了。如果把原先冰镇的啤酒倒入常温的酒杯，泡沫更多，表明除二氧化碳气体的反压外，温度也是维持平衡的条件，倒入酒杯的啤酒温度上升了，溶解在啤酒里的二氧化碳就会放出来，因为二氧化碳从溶解态变成气体是吸热的，可以减弱温度上升这种引起平衡移动的因素。

然而，并不是所有人对勒沙特列原理都有正确的认识。

首先，我们应当注意，并不是改变任何条件，化学平衡都会移动，而只有改变维持平衡的条件，平衡才会移动。例如，CO气体和水蒸气转化为CO2气体和氢气的反应，在一定温度下，在催化剂存在下，可以达到化学平衡：CO（g）+H2O（g）〈==〉CO2（g）+H2（g）。在密闭容器中达到平衡后，4种气体各保持一定的分压，系统的总压当然也是一定的。如果我们改变任何一种气体的分压，平衡就会向着减弱这种影响的方向移动。然而，如果我们改变总压，平衡并不会移动。这说明，一定的总压并不是维持这个平衡的条件。同样，如果我们改变催化剂的用量，平衡也不会移动，说明催化剂的量也不是维持这个平衡的条件。然而，若将化学反应改为3H2+N2==NH3，尽管改变催化剂的量也没有引起平衡移动，改变总压却能引起平衡移动，说明总压对于合成氨的反应是维持平衡的条件。

其次，我们应该注意，勒沙特列原理说平衡向着减弱引起平衡的破坏因素的方向移动，却绝没有说移动的结果可以完全抵消这种引起平衡破坏的因素而使平衡恢复到原来的状态。勒沙特列原勒说的只是平衡移动的方向。平衡移动的结果呢？是打破了旧平衡，建立了新平衡，从一个平衡态变成另一个平衡态，而绝非恢复到原来的状态。举例来说，向饱和氯化钠溶液通入氯化氢气体，（若忽略溶液体积的变化，添加浓盐酸也可以），我们立即见到氯化钠固体从溶液里析出。这说明平衡移动了，结果是，溶液中氯化钠的溶解度下降了，不再是原来的溶解度，可见，平衡移动绝不会恢复到原先的平衡态，当然也更不会使被减弱的因素变得比维持化学平衡的因素更强大。例如，有人这样比喻勒沙特列原理：“你有一个快乐系统，你若使之不快乐，它将自己变得快乐”。这种比喻显然是错误的。

此外，还见到有人说，勒沙特列原理是片面的，有时并不有效。例如，按照勒沙特列原理，氢气与氮气合成氨气的反应是一个放热反应，降低温度才有利于氨的合成，可是事实上工业上合成氨却选择了500℃左右的高温，而没有按照勒沙特列原理选择室温甚至低温。这种说法错在哪里呢？错在把热力学与动力学混为一谈。我们永远不要忘记，勒沙特列原理说的只是热力学自发趋势，是一种可能性。旧平衡破坏新平衡建立所需多少时间，勒沙特列原理是无能为力的。其实，如果工业合成氨，不考虑时间，不考虑效率，只考虑氢气和氮气合成氨的转化率，还是温度越低越好，勒沙特列原理不会失效。问题是工业生产必然讲究效率，“时间就是金钱”，容不得你不考虑时间。

又有人问：若啤酒瓶预先经过摇动，冒泡现象将更明显，而相反，若倒啤酒时顺杯壁下流，并没有大量冒泡，这能不能用勒沙特列原理来解释？显然不能。因为这涉及的同样是动了学问题，是啤酒液体内部产生气泡快慢问题，平衡移动的快慢问题，不是平衡移动的方向问题。

勒沙特列原理也有缺点——不是进行定量计算的方程不能首先判断某系统是否处于平衡态。为此，多化学平衡的研究必须建立定量的计算的方程。

一．平衡常数

1．标准平衡常数

我们在上面曾经指出过范特霍夫等温方程的重要关系式：

△rGm（T）=△rGmΘ（T）+RT㏑J

其中△rGm（T）是T温度下的非标态反应自由能，△rGmΘ（T）是T温度下的标准态自由能，J的定义，对于气相反应系统，为J=∏（pi/pΘ）vi。若系统中既有气体又有溶液，J的定义为J=∏（pi/pΘ）vi•∏（ci/cΘ）vi，若系统中只有溶液，则定义为J=∏（ci/cΘ）vi。

化学反应达到平衡状态是“热力学推动力”——反应的自由能△rGm等于零的状态，因此，在一定温度下，上述范特霍夫等温方程可改写为:

△rGmΘ（T）+RT㏑J平衡=0

将上式的第二项移到等号右边，并定义平衡态下的J=平衡=KΘ，就得到下式：

△rGmΘ（T）=-RT㏑KΘ

显然，在一定温度（T）下，上式中的△rGmΘ（T）、R和T都是定值，即K是一个常数。这一常数被称为标准平衡常数。

KΘ的表达当然是与J一样的，但不要忘记它是平衡态下的，初学时，最好在表达式中标注“平衡”二字（或“eq”）：

KΘ=∏[（pi/pΘ）vi]平衡

KΘ=∏[（pi/pΘ）vi•∏（ci/cΘ）vi]平衡

KΘ=∏[∏（ci/cΘ）vi]平衡

以上三个方程分别适用于气相平衡、气体与溶液同时存在的平衡以及溶液中的平

衡。由这些方程，我们可以理解到，标准平衡常数的物理意义如下：在一定温度下，当气相系统达到化学平衡时，参与反应的各气体的分压与热力学标压之比以方程式中的计量系数为幂的连乘积是一个常数。（第一个式子）当溶液系统达到化学平衡时，参与反应的各溶质的浓度与热力学标准浓度之比以方程式中的计量系数为幂的连乘积是一个常数。（第三个式子）对于第二个式子，你可以自己试着说明。

以上表述中包含着如下要素：（1）平衡常数是温度的函数。温度不变，平衡常数不变。（2）以上面第一个式子为例，对于一个特定气象系统，在一定温度下，无论化学平衡是如何达成的，达到平衡时每一气体的分压具体数值可大可小，但是总体来看，所有气体分压之间的关系，必须遵从平衡常数的制约。（3）同一反应，在同一温度下，平衡常数的具体数值是与方程的写法相关的，方程式写法不同，表达式中的指数不同，平衡常数不同。（4）平衡常数表达式中没有固体、容剂等浓度不发生变化的物质。

解析：化学平衡向正反应方向进行，说明可逆反应正向进行的程度大于逆向进行的程度，化学反应总体向右进行；

逆方向移动正好与之相反。

关于怎样理解化学平衡向正方向或向逆方向的内容到此结束，希望对大家有所帮助。