3、物质的量与化学反应之间的关系下列说法正确的是：
）A、化学反应中各物质的计量系数比等于各物质的物质的量之比。B、氧化还原反应中电子转移数、化学反应旧键的断裂与机新键生成数、反应的热效应均与反应物、生成物的物质的量成正比。C、热化学反应方程式中的计量系数的单位应是“摩”，方程式中系数可以是分数。D.化学反应各物质的物质的量与反应热之间是成正比的，对于一个指定的化学反应而言，反应物消耗的越多，方程式的热效应数值越大。大庆四中李斯化学微课堂(DQSZLQJ)　
　文章为作者独立观点，不代表微头条立场
的最新文章
3、物质的量与化学反应之间的关系下列说法正确的是：
）A、化学反应中各物质的计量系数比等于各4、有关物质的摩尔体积下列说法正确的是：
）A、单位物质的量的物质所具有7、有关两种混合气的说法正确的是：
）A、混合物的物质的量之比等于混合气6、有气体的平均分子量与相对密度、相对分子量下列说法正确的是：（
） A、气体的平均分子量即混合气物质5、有关气体摩尔体积下列说法正确的是：
）A、单位物质的量的气体所具有的2、有关阿佛加德罗常数（NA）下列说法正确的是：
A、由于原子量的定义标准是12有关阿伏加德罗常数，首先理解其定义标准与C-12有关，因此使之与其它原子建立联系。规定0.012kgC-12中原子数为NA,其数个巨大，因此注意应用范围是微观粒子!同时注意与微观粒子有关的影响因素。如物质状态、温度、压强等。1、有关”物质的量”下列说法正确的是：
）A、A、是国际上七个基本物理量之[基础达标]1．下列对于“摩尔”的理解正确的是(
[能力提高]9．已知1.505×1023个X气体分子的质量为8g，则X气体的摩尔质量是(
8、B 9、D 10、A物质的量是物质的质量与微观粒子数目联系的纽带与桥梁，正确理解通用物质的量及单位——摩尔是高中化学计算中的难点与关键。物质的量的单位——摩尔及标准又是有关微观粒子数目计算的关键。能够正确理解与运用阿伏加德罗常数又是此部分知识的关键中的关键。【例题1】(双选)(2013·江苏高考)一定条件下存在反应：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)【例题1】在一恒定容积的容器中充入4 mol A和2 mol B发生反应：2A(g)＋B(g)xC(g)。达【例题1】(2010·新课标全国卷)某同学在用稀硫酸与锌制取氢气的实验中，发现加入少量硫酸铜溶液可加快氢气的【例题1】(双选)(2013·上海高考)某恒温密闭容器中，可逆反应A(s) B＋C(g)－Q达到平衡。缩小容盐类水解“三种守恒关系(1)电荷守恒规律电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电盐类水解的规律及拓展应用(1)“谁弱谁水解，越弱越水解”。如酸性：HCN<CH3COOH，则相同条件下碱性：盐类水解的“八大”应用应用1.判断溶液的酸碱性——强者显性Na2CO3溶液呈碱性的原因是：CO3(2－)＋H误差分析(1)原理依据原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝V(待测)(c(标1．溶液的酸碱性溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。(将“＞”、“＝”或“＜”填在表1．水的电离水是极弱的电解质，其电离方程式为：H2O＋H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。2．水的离1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”(1)(2013·浙江高考)pH计不能用于酸碱中和滴定终点的判断水的电离平衡及影响因素1．完成表格。改变条件　　　平衡移动方向Kwc(OH－)c(H＋)pH加酸加碱Na2C酸碱中和滴定的误差分析及数据处理3．实验室用标准盐酸溶液测定某NaOH溶液的浓度，用甲基橙作指示剂，下列操作弱电解质的判断方法4．下列事实中一定不能证明CH3COOH是弱电解质的是(　　)①常温下某CH3COONa溶强酸与弱酸的比较1．(2014·潍坊模拟)常温下，若HA溶液和NaOH溶液混合后pH＝7，则下列说法不合理的电离平衡常数的应用及影响因素1．下列关于电离平衡常数(K)的说法正确的是(　　)A．电离平衡常数(K)越小，弱电解质的电离平衡特点1．下列有关电离平衡的叙述正确的是(　　)A．电离平衡是相对的、暂时的、外界条件改变时条件改变时电离平衡移动结果的判断3．(2014·福建泉州模拟)将0.1 mol/L CH3COOH溶液加水稀(2009·广东高考改编)硫酸锶(SrSO4)在水中的沉淀溶解平衡曲线如下。下列说法正确的是(　　)A．温度(双选)(2013·江苏高考)一定温度下，三种碳酸盐MCO3(M：Mg2＋、Ca2＋、Mn2＋)的沉淀溶解平(2010·山东高考)某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改6．常温下二价锌在水溶液中的存在形式与pH的关系如图，纵坐标为Zn2＋或Zn(OH)4(2－)物质的量浓度的溶度积与溶解平衡曲线[典例]　已知25 ℃时，CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。向100 mL该条 沉淀溶解平衡及应用1．沉淀溶解平衡的建立与特点(1)概念在一定温度下，当难溶强电解质溶于水形成饱和溶液时，
光阴似箭，一年又一年，回顾过去的一年，有过许多欣喜，也有过点滴的哀怨！但放眼未来，还要打起精2015年高考复习策略——化学复习，就是为了温故而知新。不仅要复习巩固旧知识，还要修正旧错误，同时也要获得新三轮复习：实战演练，模拟高考，树立信心，确保胜利通过一轮复习的夯实基础，二轮的拓展提高，三轮复习是高考冲刺阶二轮复习：抓住重点，专题训练，构建网络，提升能力二轮复习的过程并非简单的两遍复习，而是通过专题复习使知识系统高三化学备考复习过程一般分三个阶段。第一轮复习是以教材基础知识为主的系统复习过程。第二轮是以专题总结为主的重结束语多方斟酌避风险，多听师长前辈言，结合本人实际看，看看是否有受限，看看是否是定向，加费减分或减免，招生章高考前注意事项
现在离高考时间越来越近了，临近高考我校主张是适度放松的同时还要注意身体，下面就跟大家分享一下高考前的一些注意事项。冷热专业是冷是热要超前，就业还需四五年与时俱进看发展，长远考虑天地宽，专业名称特别乱，别看名称看内涵，一般高平行志愿填报方法平行志愿要分层，并非真的是平行，平行志愿有风险，分数优先按志愿，先后顺序有级差，留有余地希望报考学校有妙着研究多年录取线，重点线差应查明，留出余地先海选，缩小范围再求精。超出历史均分差，院校录取希望大城市与学校关系大学冷热分地缘，同等学校名城难，北上广深门槛高，同等易进云贵川，倘若分数不占先，可选两北和西南学校选择与专业高分首选进名校，再看城市与排名，低分重点看专业，特色领先可选中，中间分数全盘定，专业学校两趋中志愿选择乃人生多个重要选择之一。高考考好与选好均至关重要，希望大家认真研究，争取为自己的未来搭建一个理想平台。3、发展智力，提高能力。
（1）发展观察力。明确的目的和周密的计划，灵活应用各种观察法，如重复观察、比DQSZLQJ高中化学知识学习与研讨热门文章最新文章DQSZLQJ高中化学知识学习与研讨化学的等效平衡是什么?
天使53wC巬
化学上的等效平衡指：在一定条件下,初始加入量不同,但是达到平衡时各组成百分含量相同的两个或多个平衡.根据反应条件及反应方程式中气体计量数之和的关系,将等效平衡分为3中情况.1.恒温恒容时,气体计量数之和不等,如果平衡时是等效的,则必须“完全等效”,即初始加入量通过转化后完全一样,平衡才等效.如2SO2+O2=2SO3(g),第一种情况初始加入量为2molSO2+2molO2,达到平衡后SO2含量为n%,第二种情况初始加入量为1molO2+2molSO3,达到平衡后SO2含量仍然为n%,因为2molSO3相当于2molSO2及1molO2,所以与第一种情况完全一样.2.恒温恒容时,气体计量数之和相等,如果平衡是等效的,则“比例等效”,即初始加入量成等比例关系.如H2+I2(g)=2HI,第一种情况加入1molH2及1molI2(g)达到平衡后与第二种情况加入2molHI达到平衡后H2的含量一样,是等效的.与第三种情况初始加入3molHI、4molHI最后平衡时H2含量都相同.3.恒温恒压时,无论气体计量数之和是否相等,都是“比例等效”.
为您推荐：
其他类似问题
等效平衡问题是指利用等效平衡（相同平衡或相似平衡）来进行的有关判断和计算问题，即利用与某一平衡状态等效的过渡平衡状态（相同平衡）进行有关问题的分析、判断，或利用相似平衡的相似原理进行有关量的计算。所以等效平衡也是一种思维分析方式和解题方法。这种方法往往用在相似平衡的计算中。...
某条件下的两个平衡体系：组分完全相同或对应成比例。
等效平衡问题是指利用等效平衡（相同平衡或相似平衡）来进行的有关判断和计算问题，即利用与某一平衡状态等效的过渡平衡状态（相同平衡）进行有关问题的分析、判断，或利用相似平衡的相似原理进行有关量的计算
对于同一可逆反应，在一定条件下（恒T、V或恒T、P）下，以不同的投料方式(即从正反应、逆反应或任意中间状态开始)进行反应，只要达到平衡时相同组分在各混合物中的百分含量（体积、物质的量或质量分数）相等，这样的化学平衡即互称为等效平衡...
扫描下载二维码等效平衡中的恒温恒压是什么意思是指两个反应的温度压强恒定，还是两个反应各自的反应恒定。
丫丫°0217
是指反应所在环境条件恒定
为您推荐：
扫描下载二维码浓度对化学平衡的影响
在一个小烧杯中，混合10mL氯化铁溶液和 10mL 0.1mol /L 硫氰化钾溶液，把上述溶液平均分到三个试管里，在第一个试管里加入少量1mol/L硫氰化钾溶液，在第二个试管里加入少量1mol/L氯化铁溶液。观察这两个试管里溶液颜色的变化，并跟第三个试管相比较。
向试管中加入硫氰化钾溶液和氯化铁溶液后与第三试管比较，溶液红色加深。
&&& 增加了反应物，生成物的量增多，溶液颜色加深，说明增大反应物浓度，化学平衡向正反应方向进行。 从以上实验可以看出，浓度影响化学平衡，通过其他实验可以证明，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，都可以使平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减少反应物的浓度，都可以使平衡向逆反应方向移动。
浓度影响平衡的本质。
1、已知氯化铁溶液和硫氰化钾的反应是可逆反应，
FeCl3 + 3KSCN
Fe（SCN）3 + 3KCl反应达到平衡后向平衡混合物中加入固体氯化钾，平衡移动情况为：
A、向右移动&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&& B、向左移动&&&&&&&
C、平衡不移动&&&&&&&&&&&&&&&&&&& D、无法判断平衡的移动情况。
试题难度：易
2、已建立化学平衡的某可逆反应，当条件改变使化学平衡向正反应方向移动时，下列叙述正确的是&&&&&&
①生成物的质量分数一定增加&& &&& ②任一生成物总量一定增加
③反应物的转化率一定增大&&&&& && ④反应物的浓度一定降低
⑤正反应速率一定大于逆反应速率 & ⑥一定使用催化剂
A、①②③&&&&& B、③④⑤&&&& C、②⑤&&&&&& D、④⑥
试题难度：中
3、某温度下，在一容积可变的容器中，反应2A（g）+B（g）& 2C（g）达到平衡时，A、B和C的物质的量分别为4mol、2mol和4mol。保持温度和压强不变，对平衡混合物中三者的物质的量做如下调整，可使平衡右移的是&&&&&&&&&& （&& ）
A、均减半&&&&& B、均加倍&&&& C、均增加1mol&&&& D、均减少1mol
试题难度：难
解析：本反应的本质是Fe3+和SCN－的结合，与K+和Cl－无关，所以加入固体氯化钾，虽增加了KCl的浓度，但没有影响到实际参与反应的离子，化学反应速率不变，平衡不移动。
解析：平衡正向移动，说明正反应速率大于逆反应速率。但是，有多种条件的变化可以达到这个目的，若减小了生成物的浓度，生成物的质量分数也会减少，①错；若增加了反应物的浓度，该反应物的浓度会增大，④错，但其转化率往往会减少，而与它反应的另一反应物转化率增大，③错；使用催化剂平衡一定不移动，⑥错。
解析：恒温恒压条件下按平衡时各物质的比例增加或减少平衡混合物建立等效平衡，平衡不移动。C选项可认为先加入1molA、0.5molB、1molC，平衡不移动；再加入0.5molB，平衡右移。同理，D左移。
根据吉布斯自由能判据，当&DrGm=0时，反应达最大限度，处于平衡状态。化学平衡的建立是以可逆反应为前提的。可逆反应是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应。绝大多数化学反应都具有可逆性，都可在不同程度上达到平衡。
从动力学角度看，反应开始时，反应物浓度较大，产物浓度较小，所以正反应速率大于逆反应速率。随着反应的进行，反应物浓度不断减小，产物浓度不断增大，所以正反应速率不断减小，逆反应速率不断增大。当正、逆反应速率相等时，系统中各物质的浓度不再发生变化，反应达到了平衡。
化学平衡是动态平衡。
19世纪50－60年代，热力学的基本规律已明确起来，但是一些热力学概念还比较模糊，数字处理很烦琐，不能用来解决稍微复杂一点的问题，例如化学反应的方向问题。当时，大多数化学家正致力于有机化学的研究，也有一些人试图解决化学反应的方向问题。这种努力除了质量作用定律之外，还有其他一些人试图从别的角度进行反应方向的探索，其中已有人提出了一些经验性的规律。
在这一时期，丹麦人汤姆生和贝特罗试图从化学反应的热效应来解释化学反应的方向性。他们认为，反应热是反应物化学亲和力的量度，每个简单或复杂的纯化学性的作用，都伴随着热量的产生。贝特罗更为明确地阐述了与这相同的观点，并称之为&最大功原理&，他认为任何一种无外部能量影响的纯化学变化，向着产生释放出最大能量的物质的方向进行。虽然这时他发现了一些吸热反应也可以自发地进行，但他却主观地假定其中伴有放热的物理过程。这一错误的论断在30年代终于被他承认了，这时他才将&最大功原理&的应用范围限制在固体间的反应上，并提出了实际上是&自由焓&的化学热的概念。
19世纪60－80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在这一方面也做了一定的贡献。首先，霍斯特曼在研究氯化铵的升华过程中发现，在热分解反应中，其分解压力和温度有一定的关系，符合克劳胥斯一克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T（V'－V）
其中Q代表分解热，V、V&代表分解前后的总体积。范霍夫依据上述方程式导出了下式：
lnK=－（Q/RT）+c
此式可应用于任何反应过程，其中Q代表体系的吸收的热（即升华热）。范霍夫称上式为动态平衡原理，并对它加以解释，他说，在物质的两种不同状态之间的任何平衡，因温度下降，向着产生热量的两个体系的平衡方向移动。1874年和1879年，穆迪埃和罗宾也分别提出了这样的原理。穆迪埃提出，压力的增加，有利于体积相应减少的反应发生。在这之后，勒夏特列又进一步普遍地阐释了这一原理。他说，处于化学平衡中的任何体系，由于平衡中的多个因素中的一个因素的变动，在一个方向上会导致一种转化，如果这种转化是惟一的，那么将会引起一种和该因素变动符号相反的变化。
然而，在这一方面做出突出贡献的是吉布斯，他在热力化学发展史上的地位极其重要。吉布斯在热力化学上的贡献可以归纳为4个方面。第一，在克劳胥斯等人建立的第二定律的基础上，吉布斯引出了平衡的判断依据，并将熵的判断依据正确地限制在孤立体系的范围内。使一般实际问题有了进行普遍处理的可能。第二，用内能、熵、体积代替温度、压力、体积作为变量对体系状态进行描述。并指出汤姆生用温度、压力和体积对体系的状态进行描述是不完全的。他倡导了当时的科学家们不熟悉的状态方程，并且在内能、熵和体积的三维坐标图中，给出了完全描述体系全部热力学性质的曲面。第三，吉布斯在热力学中引入了&浓度&这一变量，并将明确了成分的浓度对内能的导数定义为&热力学势&。这样，就使热力学可用于处理多组分的多相体系，化学平衡的问题也就有了处理的条件。第四，他进一步讨论了体系在电、磁和表面的影响下的平衡问题。并且，他导出了被认为是热力学中最简单、最本质也是最抽象的热力学关系，即相律，而平衡状态就是相律所表明的自由度为零的那种状态。
吉布斯对平衡的研究成果主要发表在他的三篇文章之中。1873年，他先后将前两篇发表在康涅狄格州学院的学报上，立即引起了麦克斯韦的注意。吉布斯前两篇文章可以说只是一个准备，1876年和1878年分两部分发表了第三篇文章－《关于复相物质的平衡》，文章长达300多页，包括700多个公式。前两篇文章是讨论单一的化学物质体系，这篇文章则对多组分复相体系进行了讨论。由于热力学势的引入，只要将单组分体系状态方程稍加变化，便可以对多组分体系的问题进行处理了。
对于吉布斯的工作，勒夏特列认为这是一个新领域的开辟，其重要性可以与质量不灭定律相提并论。然而，吉布斯的三篇文章发表之后，其重大意义并未被多数科学家们所认识到，直到1891年才被奥斯特瓦德译成德文，1899年勒夏特列译成法文出版之后，情况顿然改变。在吉布斯之后，热力学仍然只能处理理想状态的体系。这时，美国人路易斯分别于1901年和1907年发表文章，提出了&逸度&与&活度&的概念。路易斯谈到&逃逸趋势&这一概念，指出一些热力学量，如温度、压力、浓度、热力学势等都是逃逸趋势量度的标度。
路易斯所提出的逸度与活度的概念，使吉布斯的理论得到了有益的补充和发展，从而使人们有可能将理想体系的偏差进行统一，使实际体系在形式上具有了与理想体系完全相同的热力学关系式。
综上所述，化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
化学平衡状态具有逆，等，动，定，变等特征。
逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
等：平衡时，正逆反应速率相等，即v正=v逆。
动：平衡时，反应仍在进行，是动态平衡，反应进行到了最大程度。
定：达平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度保持不变，反应速率保持不变，反应物的转化率保持不变，各组分的含量保持不变。
变：化学平衡跟所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件发生变化时，平衡状态就会被破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新平衡。
影响化学平衡的因素有很多.
如压强\温度\浓度\催化剂等.
在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，可使平衡向正反应方向移动
勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动
评论内容：不能超过250字，需审核，请自觉遵守互联网相关政策法规。
北京高拓电子科技有限责任公司 北京壹灵壹教育科技股份有限公司
Copyright 2015-, All Rights Reserved 京ICP证010506号
全国客服电话：400- 传真：010-