自发过程与自发反应：

在一定温度和压强下，无需外界帮助就能自动进行的过程叫做自发过程；在一定温度和压强下，无需外界帮助就可以自发进行到显著程度的化学反应叫自发反应。

化学反应方向的判据：

1．焓变对反应方向的影响：
△H<0 的化学反应也能自发进行。但有些△H>0的化学反应也能自发进行，也就是说，焓变是与化学反应能否自发进行有关的一个重要因素，但不是唯一的因素：
2．熵与熵变：
熵是用于描述体系混乱度的物理量，以符号S表示。熵值越大，体系的混乱度越大。
在一定条件下，不同物质的熵值不同；对同一物质来说，S(g)>S(l)>S(s)，S(aq)>S(s)。
物质发生化学反应后熵值也发生变化，这个熵值的变化叫做反应的熵变，以符号△S表示，单位是。
△S=生成物总熵一反应物总熵
若△S为正值，表示反应过程中熵值增大，称为熵增过程；若△S为负值，表示反应过程中熵值减小，称为熵减过程。在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵值增大，这个原理也叫做熵增原理。
3．熵变对反应方向的影响：
△S>0有利于化学反应的自发进行，有些△S>0 的化学反应在常温下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行，有些△S<0的化学反应也能自发进行。总之，熵变是与化学反应能否自发进行有关的一个重要因素，但不是唯一的因素。
4．焓变与熵变对反应方向的共同影响：
在温度和压强一定的条件下，化学反应的方向是反应的焓变和熵变共同影响的结果，反应方向的判据是
反应能自发进行
反应达到平衡状态
反应不能自发进行

化学平衡移动的含义：

1．当一个可逆反应达到平衡状态后，如果改变温度、压强、浓度等反应条件．原来的平衡状态会被破坏，化学平衡会发生移动，平衡混合物中各组成物质的质量分数也就随着改变，在一段时间后达到新的平衡状态，这种由原平衡状态向新平衡状态的变化过程。就是化学平衡的移动。以上过程可归纳如下：
 
2．化学平衡移动与化学反应速率的关系
当与化学平衡体系有天的外界条件改变以后，>，化学平衡向正反应方向移动；，化学平衡不移动；，化学平衡向逆反应方向移动。

化学平衡状态:

(1)定义：在一定条件下的可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态，叫做化学平衡状态，简称化学平衡。
(2)化学平衡的建立对于可逆反应，不管从正反应开始(只投入反应物)，还是从逆反应开始(只投入生成物)，或从正、逆反应同时开始(同时投入反应物和生成物)，在一定条件下都会达到的状态。当相等时，单位时间内同一物质消耗与生成的量完全相等，因而各物质的浓度和百分含量保持一定，即达到化学平衡状态。构成化学平衡体系的基本要求是反应物和所有的生成物均处于同一反应体系中，反应条件(温度、浓度、压强等)保持不变。

化学平衡的特征:

(1)逆：只有可逆反应才能达到化学平衡状态。
(2)动：是动态平衡，正、逆反应仍在不断进行。
(3)等：。
(4)定：各组分的浓度及百分含量保持一定。
(5)变：当影响化学平衡的外界条件发生变化使时，平衡便会发生移动而使各组分的浓度、百分含量发生变化，直至建立新的平衡。
化学平衡状态的判断：

1．指的是同一物质的正反应速率与逆反应速率相等。
2．反应混合物中各组分的含量(质量分数、体积分数、物质的量分数)保持不变。
3．反应类型分析对于密闭容器中的反应qD(g)，根据对化学平衡概念的理解，判断下列各情况是否达到平衡。

等效平衡的定义：

在一定条件下，只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量(体积、物质的量)均相同，这样的平衡互称等效平衡
等效平衡规律：

(1)在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，如果按化学方程式的化学计量关系转化为化学方程式中同一半边的物质，其物质的量与对应组分的起始加入量相同，则建立的化学平衡是等效的

恒温、恒容时，I、Ⅱ、Ⅲ这三种情况下达到的平衡完全等效。IV与I、Ⅱ、Ⅲ不等效。
(2)在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，如果按化学方程式的化学计量关系转化为化学方程式同一半边的物质，其物质的量比与对成组分的起始加入量比相同，则建立的化学平衡是等效的。

I、Ⅱ、Ⅲ形成等效平衡，此处等效的含义是各物质的体积分数相同，同时，混合气体的平均摩尔质量也相同，但各物质的浓度、物质的量、混合气体的密度、体系的压强、气体的反应速率等均不相同但成比例。
(3)在恒温、恒压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，如果按化学计量数换算成化学方程式同一半边的物质，其物质的量之比与对应组分的起始加入量之比相同，则建立的化学平衡等效。

I、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ形成等效平衡。说明等效平衡分析方法：“一边倒”——按化学计量关系将生成(反应)物全部转化为反应(生成) 物后再看是否相同或成比例。

影响化学平衡的因素：

(1)浓度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。
(2)压强对反应前后气体总体积发生变化的反应，在其他条件不变时，增大压强会使平衡向气体体积缩小的方向移动，减小压强会使平衡向气体体积增大的方向移动。对于反应来说，加压，增大、增大，增大的倍数大，平衡向正反应方向移动：若减压，均减小，减小的倍数大，平衡向逆反应方向移动，加压、减压后v一t关系图像如下图：
 
(3)温度在其他条件不变时，温度升高平衡向吸热反应的方向移动，温度降低平衡向放热反应的方向移动
对于，加热时颜色变深，降温时颜色变浅。该反应升温、降温时，v—t天系图像如下图：

(4)催化剂由于催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，所以催化剂对化学平衡无影响，v一t图像为


稀有气体对化学反应速率和化学平衡的影响分析：

1．恒温恒容时
充入稀有气体体系总压强增大，但各反应成分分压不变，即各反应成分的浓度不变，化学反应速率不变，平衡不移动。
2．恒温恒压时
充入稀有气体容器容积增大各反应成分浓度降低反应速率减小，平衡向气体体积增大的方向移动。
3．当充入与反应无关的其他气体时，分析方法与充入稀有气体相同。

化学平衡图像：

1．速率一时间因此类图像定性揭示了随时间(含条件改变对化学反应速率的影响)变化的观律，体现了平衡的“动、等、定、变”的基本特征，以及平衡移动的方向等。
 

2．含量一时间一温度(压强)图常见的形式有下图所示的几种(C％指某产物百分含量，B％指某反应物百分含量)，这些图像的折点表示达到平衡的时间，曲线的斜率反映了反应速率的大小，可以确定T(p)的高低(大小)，水平线高低反映平衡移动的方向。


3．恒压(温)线该类图像的纵坐标为物质的平衡浓发(c)或反应物的转化率(α)，横坐标为温度(T)或压强 (p)，常见类型如下图：

小结：
1．图像分析应注意“三看”
(1)看两轴：认清两轴所表示的含义。
(2)看起点：从图像纵轴上的起点，一般可判断谁为反应物，谁为生成物以及平衡前反应进行的方向。
(3)看拐点：一般图像在拐点后平行于横轴则表示反应达平衡，如横轴为时间，由拐点可判断反应速率。
2．图像分析中，对于温度、浓度、压强三个因素，一般采用“定二议一”的方式进行分析
平衡移动方向与反应物转化率的关系:

1．温度或压强改变引起平衡向正反应方向移动时，反应物的转化率必然增大。
2．反应物用量的改变
(1)若反应物只有一种时，如aA(g)bB(g)+ cc(g)，增加A的量，平衡向正反应方向移动，但反应物 A的转化率与气体物质的化学计量数有关：
 
(2)若反应物不止一种时，如aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)：
a．若只增加A的量，平衡向正反应方向移动，而A的转化率减小，B的转化率增大。
b．若按原比例同倍数的增加反应物A和B的量，则平衡向正反应方向移动，而反应物的转化率与气体物质的计量数有关：
 
c．若不同倍增加A、B的量，相当于增加了一种物质，同a。
3．催化剂不改变转化率。
4．反应物起始的物质的量之比等于化学计量数之比时，各反应物转化率相等。

浓度、压强影响化学平衡的几种特殊情况:

1．当反应混合物中存在固体或纯液体物质时，由于其“浓度”是恒定的，不随其量的增减而变化，故改变这些固体或纯液体的量，对平衡基本无影响。
2．南于压强的变化对非气态物质的浓度基本无影响，因此，当反应混合物中不存在气态物质时，压强的变化对平衡无影响。
3．对于气体分子数无变化的反应，如，压强的变化对其平衡无影响。这是因为，在这种情况下，压强的变化对正、逆反应速率的影响程度是等同的，故平衡不移动。
4．对于有气体参加的反应，同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度，应视为压强对平衡的影响，如某平衡体系中，，，当浓度同时增大一倍时，即让，此时相当于压强增大一倍，平衡向生成NH3的方向移动。
5．在恒容的密闭容器中，当改变其中一种气体物质的浓度时，必然同时引起压强改变，但判断平衡移动的方向时，心仍从浓度的影响去考虑：如，平衡后，向容器中再通入反应物，使 c(NO2)增大，平衡正向移动；如向容器中再通入生成物 N2O4，则使c(N2O4)增大，平衡逆向移动。但由于两种情况下，容器内的压强都增大，故对最终平衡状态的影响是一致的，如两种情况下，重新达到平衡后，NO2的百分含量都比原平衡时要小

应用盖斯定律进行计算的方法：

用盖斯定律结合已知反应的反应热求解一些相关反应的反应热时，其关键是设计出合理的反应过程，将已知热化学方程式进行适当数学运算得未知反应的方程式及反应热，使用盖斯定律时应注意以下问题：
(1)当反应方程式乘以或除以某数时，△H也应乘以或除以某数。
(2)反应方程式进行加减运算时，△H也同样要进行加减运算，且要带“+”“-”符号，即把△H看做一个整体进行运算
(3)通过盖斯定律计算并比较反应热的大小时，同样要把△H看做一个整体
(4)在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互互转化，状态由固→液→气变化时。会吸热；反之会放热
(5)当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。

反应焓变(反应热)的简单计算：

1．根据热化学方程式计算焓变与参加反应的各物质的物质的量成正比。
2．根据反应物和生成物的能量计算
△H生成物的能量总和一反应物的能量总和。
3．根据反应物和生成物的键能计算
△H反应物的总键能-生成物的总踺能。
4．根据盖斯定律计算
将两个或两个以上的热化学方程式进行适当的数学运算，以求得所求反应的反应热。
5．根据比热公式进行计算
 
6．反应焓变的大小比较在比较两个热化学方程式中，△H的大小时要带 “+”“-”，比较反应放出或吸收的热量多少时要去掉 “+”“-” .

1molH2完全燃烧生成气态水时放出的热量Q1小于2molH完全燃烧生成气态水时放出的热量Q2，即.

化学平衡计算的一般思路和方法：

有天化学平衡的计算一般涉及各组分的物质的量、浓度、转化率、百分含量，气体混合物的密度、平均摩尔质量、压强等。通常的思路是写出反应方程式，列出相关量(起始量、变化量、平衡量)，确定各量之间的火系，列出比例式或等式或依据平衡常数求解，这种思路和方法通常称为“三段式法”、如恒温恒压下的反应mA(g)+nB(g)pC(g)+ qD(g)
(1)令A、B的起始物质的量分别为amol，bmol 达到平衡后，A的消耗量为m·xmol，容器容积为VL。

则有：

(2)对于反应物，对于生成物
(3)
(4)A的转化率
(5)平衡时A的体积（物质的量）分数

(6)
(7)
(8)