一、化学平衡状态的特征及其判断方法
在一定条件下的可逆反应里，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，称为化学平衡状态，简称化学平衡。
“一定条件”、“可逆反应”是前提，“相等”是实质，“保持不变”是标志。
1．化学平衡状态具有的“五大特征”
(1)逆：指化学平衡状态只适用于可逆反应，同一可逆反应，在同一条件下，无论反应从正反应方向开始还是从逆反应方向开始，或同时从正、逆反应方向开始，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。
(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，只是正、逆反应速率相等。
(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化学反应速率表示该反应的正、逆反应速率相等。
(4)定：指参加反应的各组分的含量保持不变，即各组分的浓度、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。
(5)变：指平衡移动。可逆反应的平衡状态是相对的、暂时的，当外界某一条件改变时，原平衡被破坏，化学平衡向着减弱这种改变的方向移动，在新的条件下达到新的平衡状态。
【典例1】 一定温度下，向某容积恒定的密闭容器中充入1 mol N2、3 mol H2，经充分反应后达到如下平衡：N2＋3H2
2NH3，下列有关说法中正确的是()
A．达平衡后再加入一定量的N2，体系内各物质含量不变
B．N2、H2、NH3的浓度一定相等
C．反应没有达到平衡时，NH3会不断地分解，达到平衡时则不会再分解
D．平衡时，N2、H2物质的量之比为1∶3
解析 化学平衡是一种相对平衡，条件改变后原来的平衡状态就会被破坏，A错；化学平衡又是一种动态平衡，平衡时正、逆反应仍在进行，C错；平衡时体系内各物质浓度或百分含量保持不变(不是相等)，B错；D中因反应中消耗N2、H2的物质的量之比为1∶3，而N2、H2的起始量之比是1∶3，故平衡时仍是1∶3。
答案D
2．化学平衡状态判断的“四大依据”
(1)对于普通可逆反应，以2SO2＋O2
2SO3为例：
若各组分的物质的量、浓度不发生变化，则反应已达到平衡状态。若用反应速率关系表示化学平衡状态，式中既要有正反应速率，又要有逆反应速率，且两者之比等于化学系数之比，就达到化学平衡状态。
(2)对于有有色气体存在的反应体系，如2NO2(g)
N2O4(g)等，若体系的颜色不再发生改变，则反应已达平衡状态。
(3)对于有气体存在且反应前后气体的物质的量发生改变的反应，如N2＋3H2高温、高压2NH3，若反应体系的压强不再发生变化、平均相对分子质量不再变化，则说明反应已达平衡状态。
对有气体存在且反应前后气体物质的量不发生改变的反应，反应过程中的任何时刻，体系的压强、气体的总物质的量、平均相对分子质量都不变，故压强、气体的总物质的量、平均相对分子质量不变均不能说明反应已达平衡状态。
(4)从微观的角度分析，如反应N2＋3H2
2NH3，下列各项均可说明该反应达到了平衡状态。
①断裂1 mol N≡N键的同时生成1 mol N≡N键。
②断裂1 mol N≡N键的同时生成3 mol H—H键。
③断裂1 mol N≡N键的同时断裂6 mol N—H键。
④生成1 mol N≡N键的同时生成6 mol N—H键。
[特别提示](1)从反应速率的角度来判断反应是否达到平衡时，速率必须是一正一逆(不能同是v正或v逆)，且反应速率之比等于化学系数之比。
(2)在可逆反应过程中，能发生变化的物理量(如各组分的浓度、反应物的转化率、混合气体密度、颜色、平均摩尔质量等)，若保持不变，说明可逆反应达到了平衡状态。
【典例2】 在一定温度下的定容容器中，当下列哪些物理量不再发生变化时，表明反应A(g)＋2B(g)
C(g)＋D(g)已达到平衡状态的是()
①混合气体的压强 ②混合气体的密度 ③B的物质的量浓度 ④混合气体的总物质的量 ⑤混合气体的平均相对分子质量 ⑥v(C)与v(D)的比值 ⑦混合气体的总质量 ⑧混合气体的总体积 ⑨C、D的分子数之比为1∶1
A．①②③④⑤⑥⑦⑧ B．①③④⑤
C．①②③④⑤⑦ D．①③④⑤⑧⑨
解析 要理解化学平衡状态的特点“等、动、定”的含义，在判断化学平衡状态时还要注意反应前后气体体积是否相等。题给反应是一个反应前后气体体积不相等的反应，因此在定容容器中，若①混合气体的压强、③B的物质的量浓度、④混合气体的总物质的量、⑤混合气体的平均相对分子质量不再变化，均能证明该反应达到化学平衡状态。而②中ρ＝V(容(m(g)始终不变化，⑥中没指明反应进行的方向，⑦m(g)始终不变化，⑧在定容容器中，混合气体的总体积不能作为判断依据，⑨反应未达到平衡时，C、D气体的分子数之比也为1∶1。
答案B
二、关于化学平衡移动及其移动方向的分析与判断
1．化学平衡移动的分析判断方法
应用上述规律分析问题时应注意：
(1)不要把v正增大与平衡向正反应方向移动等同，只有v正>v逆时，才使平衡向正反应方向移动。
(2)不要把平衡向正反应方向移动与原料转化率的提高等同，当反应物总量不变时，平衡向正反应方向移动，反应物转化率才提高。当增大一种反应物的浓度，使平衡向正反应方向移动，会使另一种反应物的转化率提高。
2.化学平衡移动原理(移动方向的判断方法)
外界条件对化学平衡的影响可概括为勒·夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
(1)对原理中“减弱这种改变”的正确理解应当是升高温度时，平衡向吸热反应方向移动；增加反应物，平衡向反应物减少的方向移动；增大压强，平衡向压强减小的方向移动。
(2)移动的结果只是减弱了外界条件的变化，而不能完全抵消外界条件的变化，达到新平衡时此物理量更靠近改变的方向。如增大反应物A的浓度，平衡正移，但达到新平衡时，A的浓度仍比原平衡时大；同理，若改变温度、压强等，其变化也相似。
3．实例分析(正移指右移，逆移指左移)
反应实例
条件变化与平衡移动方向
达到新平衡时转化率变化情况
2SO2(g)＋O2(g)
2SO3(g)
ΔH<0
增大O2浓度，平衡正移
SO2的转化率增大，O2的转化率减小
增大SO3浓度，平衡逆移
从逆反应角度看，SO3的转化率减小
升高温度，平衡逆移
SO2、O2的转化率都减小
增大压强，平衡正移
SO2、O2的转化率都增大
2NO2(g)
N2O4(g)
体积不变时，充入NO2，平衡正移
NO2的转化率增大
体积不变时，充入N2O4，平衡逆移
NO2的转化率增大
2HI(g)
H2(g)＋I2(g)
增大H2的浓度，平衡逆移
从逆反应角度看，H2的转化率减小，I2的转化率增大
增大HI的浓度，平衡正移
HI的转化率不变
增大压强，平衡不移动
转化率不变
【典例3】 一定条件下，向一带活塞的密闭容器中充入2 mol SO2和1 mol O2，发生下列反应：2SO2(g)＋O2(g)
2SO3(g)达到平衡后改变下述条件，SO3(g)平衡浓度不改变的是()
A．保持温度和容器体积不变，充入1 mol SO3(g)
B．保持温度和容器内压强不变，充入1 mol SO3(g)
C．保持温度和容器内压强不变，充入1 mol O2(g)
D．保持温度和容器内压强不变，充入1 mol Ar(g)
解析 根据勒·夏特列原理可知，在恒容状态下，A中充入 1 mol SO3(g)，SO3(g)的平衡浓度比原来大。C中在保持恒压状态下充入O2，必导致容器体积增大，根据勒·夏特列原理，SO3(g)的平衡浓度比原来小，同理可知在选项D条件下，SO3(g)的平衡浓度也比原来小。
答案B
【例4】COCl2(g)
CO(g)＋Cl2(g)ΔH>0，当反应达到平衡时，下列措施：①升温 ②恒容通入惰性气体 ③增加CO浓度 ④减压 ⑤加催化剂 ⑥恒压通入惰性气体，能提高COCl2转化率的是()
A．①②④ B．①④⑥
C．②③⑤ D．③⑤⑥
解析 该反应为气体体积增大的吸热反应，所以升温和减压均可以促使反应正向移动；恒压通入惰性气体，相当于减压；恒容通入惰性气体与加催化剂均对平衡无影响；增加CO的浓度，将导致平衡逆向移动。
答案B
三、解读化学平衡常数学习的“三个”基本要求
化学平衡常数是在一定温度下，可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值。常用符号K表示。
1．正确书写化学平衡常数的数学表达式
对于反应：mA(g)＋nB(g)
pC(g)＋qD(g)
K＝[A]m[B]n([C]p[D]q)
(1)不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中水的浓度写进平衡常数表达式，但非水溶液中，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中。
(2)同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。因此书写平衡常数表达式及数值时，要与化学反应方程式相对应，否则就没有意义。
2．正确理解化学平衡常数的意义
(1)化学平衡常数可表示反应进行的程度。K越大，反应进行的程度越大，反应物的转化率越大。K>105时，可以认为该反应已经进行完全。
(2)K的大小只与温度有关，与反应物或生成物的起始浓度的大小无关。温度一定时，浓度的变化、压强的变化、固体颗粒大小(接触面积)的变化、催化剂的使用等均不改变化学平衡常数。
3．熟练掌握化学平衡常数的应用
(1)判断可逆反应的状态：任意状态的浓度幂之积的比值，称为浓度商，用Q表示，若其与K比较，当
(2)判断反应的热效应，若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；反之，K值减小，则正反应为放热反应。
(3)用于计算平衡浓度、物质的量分数、转化率等。
【例5】 已知某化学反应的平衡常数表达式为K＝[CO][H2O]([CO2][H2])，在不同的温度下该反应的平衡常数如下表所示：
t/℃
700
800
830
1 000
1 200
K
1.67
1.11
1.00
0.60
0.38
下列有关叙述不正确的是()
A．该反应的化学方程式是CO(g)＋H2O(g)
CO2(g)＋H2(g)
B．上述反应的正反应是放热反应
C．如果在一定体积的密闭容器中加入CO2和H2各1 mol，5 min后温度升高到830 ℃，此时测得CO2为0.4 mol时，该反应达到平衡状态
D．某温度下，如果平衡浓度符合下列关系式：3[CO]([CO2])＝5[H2]([H2O])，判断此时的温度是1 000 ℃
解析 平衡常数的表达式中，分子中的物质是生成物，分母中的物质是反应物，A项正确；由表中数据可知该反应的平衡常数随着温度的升高而降低，故该反应的正反应是放热反应，B项正确；利用化学反应方程式确定各种物质的物质的量，代入平衡常数表达式可知该反应没有达到平衡，C项不正确；将所给关系式进行变化，可知该条件下平衡常数为0.6，D项正确。
答案C
【典例6】 高炉炼铁过程中发生的主要反应为3(1)Fe2O3(s)＋CO(g)高温()3(2)Fe(s)＋CO2(g)。已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：
温度/℃
1 000
1 150
1 300
平衡常数
4.0
3.7
3.5
请回答下列问题：
(1)该反应的平衡常数表达式K＝________，ΔH________(填“>”、“<”或“＝”)0。
(2)在一个容积为10 L的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe、Fe2O3、CO、CO2各1.0 mol，反应经过10 min后达到平衡。求该时间范围内反应的平均反应速率v(CO2)＝________，CO的平衡转化率＝________。
(3)欲提高(2)中CO的平衡转化率，可采取的措施是
____________(填字母)。
A．减少Fe的量 B．增加Fe2O3的量 C．移出部分CO2 D．提高反应温度
E．减小容器的容积 F．加入合适的催化剂
解析(1)Fe2O3、Fe均为固体，其浓度看作常数，不计入平衡常数表达式中。温度升高，K值减小，说明平衡向左移动，逆反应是吸热反应。
(2)起始时c(CO(c(CO2)＝1<K，所以反应向正反应方向进行。设消耗x mol CO，则平衡时[CO]([CO2])＝(1－x((1＋x)＝4.0，x＝0.6。那么，v(CO2)＝10 L×10 min(0.6 mol)＝6.010－3 mol·L－1·min－1，α(CO)＝1 mol(0.6 mol)100%＝60%。
(3)要提高CO的平衡转化率，应使平衡向右移动。A、B、E、F项平衡均不移动，减少CO2的浓度使平衡向右移动，升高温度使平衡向左移动，只有C项符合题意。
答案(1)[CO]([CO2])<(2)6.010－3 mol·L－1·min－160%(3)C
四、化学平衡计算模式与公式
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、平衡常数等。其计算方法、模式如下：
1．计算模式
化学平衡计算的最基本的方法模式是“三段式法”。具体步骤是在化学方程式下写出有关物质起始时的物质的量、发生转化的物质的量、平衡时的物质的量(也可以是物质的量浓度或同温同压下气体的体积)，再根据题意列式求解。
mA(g)＋nB(g)
pC(g)＋qD(g)
n(起始)/mol a b 0 0
n(转化)/mol mx nx px qx
n(平衡)/mol a－mx b－nx px qx
起始、转化、平衡是化学平衡计算的“三步曲”。
2．计算公式
(1)v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q(未达到平衡时，用于确定化学方程式中未知的系数)。
(2)K＝[A]m[B]n([C]p[D]q)＝[(a－mx((px/V)
(Q>K，v正<v逆；Q<K，v正>v逆)。
(3)c(A)平＝V(n(A)＝V(a－mx)。
(4)α(A)＝n(A(n(A)100%＝a(mx)100%。
(5)φ(A)＝n总(n(A)100%。
(6)平衡时与起始时的压强比p始(p平)＝n始(n平)＝a＋b(a＋b＋(p＋q－m－n)(同T、V时)，混合气体的密度比ρ2(ρ1)＝2(M1)(同T、p时)，ρ2(ρ1)＝V1(V2)(同质量的气体时)等。
(7)混合气体的密度 (混)＝V(m)＝V(a·M(A)(g·L－1)(T、V不变时， 不变)。
(8)平衡时混合气体的平均摩尔质量
＝n平(m)＝a＋b＋(p＋q－m－n(a·M(A)(g·mol－1)。
【典例7】 已知可逆反应：M(g)＋N(g)
P(g)＋Q(g)ΔH>0，请回答下列问题：
(1)某温度下，反应物的起始浓度分别为c(M)＝1 mol·L－1，c(N)＝2.4 mol·L－1；达到平衡后，M的转化率为60%，此时N的转化率为________。
(2)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为c(M)＝4 mol·L－1，c(N)＝a mol·L－1；达到平衡后，c(P)＝2 mol·L－1，a＝________。
(3)若反应温度不变，反应物的起始浓度为c(M)＝c(N)＝b mol·L－1，达到平衡后，M的转化率为________。
解析 用“平衡三段式法”，借助平衡常数来串联计算：
(1)M(g)＋N(g)
P(g)＋Q(g)
起始/mol·L－1 1 2.4 0 0
变化/mol·L－1 0.6 0.6 0.6 0.6
平衡/mol·L－1 0.4 1.8 0.6 0.6
α(N)＝2.4(0.6)100%＝25%，K＝0.4 mol·L－1×1.8 mol·L－1(0.6 mol·L－1×0.6 mol·L－1)＝0.5。
M(g)＋N(g)
P(g)＋Q(g)
(2)
起始/mol·L－1 4 a 00
平衡/mol·L－1 2 a－2 2 2
由K＝2×(a－2(2×2)＝0.5，解得a＝6。
M(g)＋N(g)
P(g)＋Q(g)
(3)
起始/mol·L－1 b b0 0
平衡/mol·L－1 b(1－x) b(1－x) bx bx
由K＝[b(1－x((bx mol·L－1)＝0.5，解得x≈0.414＝41.4%。
答案(1)25%(2)6(3)41.4%
【典例8】 在2 L的密闭容器中，放入0.4 mol A和0.6 mol B，在一定温度下，压强为p，加入催化剂(体积忽略)，发生反应：2A(g)＋3B(g)催化剂()xC(g)＋2D(g)，保持温度不变，在a min后反应达到平衡状态，容器中c(D)＝0.1 mol·L－1，容器内压强变为0.9p，则：
(1)物质B的转化率是________。
(2)化学反应速率v(C)是________________。
(3)x为________。
解析2A(g)＋ 3B(g)
xC(g)＋ 2D(g)
起始/mol 0.4 0.6 0 0
转化/mol 0.2 0.3 0.1x 0.2
平衡/mol 0.2 0.3 0.1x 0.2
α(B)＝0.6 mol(0.3 mol)100%＝50%。
同温同体积下气体的压强之比等于气体的物质的量之比：(0.6＋0.4)∶(0.2＋0.3＋0.1x＋0.2)＝1∶0.9，解得x＝2，v(C)＝0.2mol/(2 La min)
＝a(0.1) mol·L－1·min－1。
答案(1)50%(2)a(0.1) mol·L－1·min－1(3)2
五、全面解读外界条件对化学反应速率的影响规律
影响化学反应速率的因素包括内因和外因。内因是指反应物本身的性质；外因包括浓度、温度、压强、催化剂、反应物颗粒大小等。这些外界条件对化学反应速率影响的规律和原理如下：
1．浓度
(1)浓度增大，单位体积内活化分子数增多(活化分子百分数不变)，有效碰撞的几率增加，化学反应速率增大。
(2)浓度改变，可使气体间或溶液中的化学反应速率发生改变。固体或纯液体的浓度可视为常数，它们的物质的量的变化不会引起反应速率的变化，但固体颗粒的大小会导致接触面积的变化，故影响化学反应速率。
2．压强
改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变。对于有气体参加的反应体系，有以下几种情况：
(1)恒温时：增大压强引起(――→)体积缩小引起(――→)浓度增大引起(――→)反应速率增大。
(2)恒容时：
①充入气体反应物引起(――→)反应物浓度增大引起(――→)总压增大引起(――→)反应速率增大。
②充入“稀有气体”引起(――→)总压增大，但各物质的浓度不变，反应速率不变。
(3)恒压时：充入“稀有气体”引起(――→)体积增大引起(――→)各物质浓度减小引起(――→)反应速率减小。
3．温度
(1)温度升高，活化分子百分数提高，分子间的碰撞频率提高，化学反应速率增大。
(2)温度升高，吸热反应和放热反应的速率都增大。实验测得，温度每升高10 ℃，化学反应速率通常增大为原来的2～4倍。
4．催化剂
(1)催化剂对反应历程的影响通常可用图表示(加入催化剂，B点降低)。催化剂能改变反应路径、降低活化能、增大活化分子百分数、加快反应速率，但不影响反应的ΔH。
(2)催化剂只有在适宜的温度下活性最大，反应速率才达到最大。
(3)对于可逆反应，催化剂能够同等程度地改变正、逆反应速率，对化学平衡状态无影响，生产过程中使用催化剂主要是为了提高生产效率。
[特别提示] 在分析多个因素(如浓度、温度、反应物颗粒大小、催化剂、压强等)对反应速率的影响规律时，逐一改变一个因素而保证其他因素相同，通过实验分析得出该因素影响反应速率的结论，这种方法叫控制变量法。
【典例9】 某探究小组用HNO3与大理石反应过程中质量减小的方法，研究影响反应速率的因素，所用HNO3浓度为1.00 mol·L－1、2.00 mol·L－1，大理石有细颗粒与粗颗粒两种规格，实验温度为298 K、308 K。
请完成以下实验设计表，并在实验目的一栏中填出对应的实验编号：
实验编号
T/K
大理石
规格
H NO3浓度/mol·L－1
实验目的
①
298
粗颗粒
2.00
(Ⅰ)实验①和②探究HNO3浓度对该反应速率的影响(Ⅱ)实验①和________探究温度对该反应速率的影响(Ⅲ)实验①和________探究大理石规格(粗、细)对该反应速率的影响
②
③
粗颗粒
④
解析 考查影响反应速率的因素的实验设计。实验①和②探究HNO3浓度对反应速率的影响，故大理石规格和反应温度应相同，而HNO3浓度不同；同理，①和③应选择不同的温度、①和④应选择不同的规格，而另外2个条件相同。
答案②298 粗颗粒 1.00③3082.00
④298 细颗粒 2.00(Ⅱ)③(Ⅲ)④
【例10】 等质量的铁与过量的盐酸在不同的实验条件下进行反应，测定在不同时间t产生气体体积V的数据，根据数据绘制得到下图，则曲线a、b、c、d所对应的实验组别是()
组别
c(HCl)/mol·L－1
温度/℃
状态
1
2.0
25
块状
2
2.5
30
块状
3
2.5
50
块状
4
2.5
50
粉末状
A．4－3－2－1 B．1－2－3－4
C．3－4－2－1 D．1－2－4－3
解析 化学反应速率与温度、浓度和固体物质的表面积大小有关，实验1的盐酸的浓度最小，反应的温度最低，所以化学反应速率最小；物质状态相同时由于实验3的反应温度比实验2的反应温度高，所以反应速率实验3的大于实验2的；而实验4和实验3盐酸的浓度相同，反应的温度也相同，但物质的状态不相同，所以实验4的反应速率大于实验3的。
答案A
六、化学反应速率和化学平衡图像题目类型及其分析方法
化学反应速率和化学平衡图像题是化学试题中的一种特殊题型，其特点是图像是题目的主要组成部分，把所要考查的化学知识寓于图中曲线上，具有简明、直观、形象的特点。化学反应速率和化学平衡图像题目类型及其分析方法如下：
1．主要题型
(1)分析条件对化学反应速率及平衡的影响。
(2)由反应判断图像的正误。
(3)由图像判断反应特征(确定反应中各物质的化学计量数、判断热效应或气体物质化学计量数间的关系)。
(4)由反应和图像判断图像或曲线的物理意义。
(5)由图像判断指定意义的化学反应。
(6)由反应和图像判断符合图像变化的外界条件等。
化学反应速率和化学平衡图像，若按其图像特点、纵坐标与横坐标表示的意义可分为
①浓度—时间图：此类图像能说明平衡体系中各组分在反应过程中的浓度变化情况。如A＋B
AB反应情况如图1所示，解该类图像题要注意各物质曲线出现折点(达到平衡)的时刻相同，各物质浓度变化的内在联系及比例符合化学方程式中的化学系数关系。
②速率—时间图：如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图2所示的情况，解释原因：AB段(v渐增)，因反应为放热反应，随反应的进行，温度渐高，导致反应速率增大；BC段(v渐小)，主要原因是随反应的进行，溶液中c(H＋)逐渐减小，导致反应速率减小。故分析时要抓住各阶段的主要矛盾，认真分析。
③含量—时间—温度(压强)图：常见形式有如下几种。(C%指生成物的质量分数；B%指某反应物的质量分数)
④恒压(温)线(如下图所示)：该类图的纵坐标为物质的平衡浓度(c)或反应物的转化率(α)，横坐标为温度(T)或压强(p)，常见类型如下所示：
⑤百分含量—温度图
对于反应mA(g)＋nB(g)
pC(g)＋qD(g)ΔH<0，M点前，表示化学反应从反应物开始，则v正>v逆；M点为平衡点，M点后为平衡受温度的影响情况。
2．分析方法
分析解答化学反应速率和化学平衡图像题目的方法技巧可概括为
9字步骤：看图像，想规律，作判断；
8字技巧：定一议二，先拐先平。
(1)看图像
一看“面”(即看清横坐标和纵坐标)；二看“线”(即看线的走向、变化的趋势)；三看“点”(即起点、终点、转折点、拐点、交叉点)；四看辅助线(如等温线、等压线、平衡线等)；五看定量图像中有关量的多少。
(2)想规律
即联想外界条件的改变对化学反应速率和化学平衡的影响规律。
(3)作判断
依题意仔细分析，作出正确判断。特别值得注意的是
①图像中有三个量时，应确定一个量不变，再讨论另两个量的关系，即“定一议二”。
②曲线中先出现拐点的，该曲线在所示条件下先出现平衡，该曲线所示的温度较高或压强较大或使用了催化剂，即“先拐先平”。
③如果曲线反映达到平衡的时间不同但平衡状态相同，则可能是加入催化剂或对气体体积不变的反应改变压强使其速率发生变化但平衡不移动，或是几种等效平衡的曲线。
④化学反应速率在平衡图像中往往隐含出现，曲线斜率大的表示反应速率快，相应的条件可能是温度较高或压强较大或使用了催化剂。
【例11】 已知某可逆反应mA(g)＋nB(g)qC(g)ΔH在密闭容器中进行。如图表示在不同时刻t、温度T和压强p下B物质在混合气体中的体积分数φ(B)的变化情况。下列推断中正确的是()
A．p1>p2，T1<T2，m＋n>q，ΔH<0
B．p1<p2，T1>T2，m＋n>q，ΔH>0
C．p1>p2，T1<T2，m＋n<q，ΔH<0
D．p1<p2，T1>T2，m＋n<q，ΔH>0
解析 比较温度或压强的大小，就是要比较达到平衡所用的时间，时间越短，则温度或压强越高。比较T2、p1和T1、p1可知T1>T2，由T1→T2，T降低，φ(B)增大，平衡左移，则正反应为吸热反应，ΔH>0；比较T1、p1和T1、p2可知p2>p1，由p1→p2，p升高，φ(B)增大，平衡左移，则m＋n<q。
答案 D
【例12】 反应：2H2SO4(l)===2SO2(g)＋O2(g)＋2H2O(g)
ΔH＝550 kJ·mol－1，它由两步组成：
Ⅰ.H2SO4(l)===SO3(g)＋H2O(g)ΔH＝177 kJ·mol－1；
Ⅱ.SO3(g)分解。
L(L1、L2)、X可分别代表压强或温度。如图，表示L一定时，Ⅱ中SO3(g)的平衡转化率随X的变化关系。
(1)X代表的物理量是________。
(2)判断L1、L2的大小关系，并简述理由：__________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析 根据盖斯定律得2SO3(g)===2SO2(g)＋O2(g)的ΔH＝550 kJ·mol－1－2177 kJ·mol－1＝196 kJ·mol－1，故升高温度，平衡正向移动，SO3的平衡转化率增大；增大压强，平衡逆向移动，SO3的转化率减小，故X代表的物理量为压强，曲线L1对应的温度比L2低。
答案(1)压强 (2)L1<L2，SO3分解的热化学方程式：2SO3(g)===2SO2(g)＋O2(g)ΔH＝196 kJ·mol－1，当压强一定时，升高温度，SO3的平衡转化率增大。
七、运用“化归思想”理解等效平衡原理
1．用“化归思想”理解不同条件下等效平衡原理
(1)恒温恒容条件
①恒温恒容时，对一般可逆反应，不同的投料方式如果根据化学方程式中化学系数之比换算到同一边时，反应物(或生成物)中同一组分的物质的量完全相同，即互为等效平衡。
②恒温恒容时，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，不同的投料方式如果根据化学方程式中化学系数的比例换算到同一边时，只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的比例相同，即互为等效平衡。
(2)恒温恒压条件
在恒温恒压时，可逆反应以不同的投料方式进行反应，如果根据化学方程式中化学系数比换算到同一边时，只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的比例相同，即互为等效平衡。此时计算的关键是换算到一边后只需比例相同即可。
条件
等效条件
结果
恒温恒容：反应前后气体分子数不等的可逆反应
投料换算成相同物质表示的物质的量相同
两次平衡时各组分百分含量、n、c均相同
恒温恒容：反应前后等气体分子数的可逆反应
投料换算成相同物质表示的物质的量等比例
两次平衡时各组分百分含量相同，n、c同比例变化
恒温恒压：所有可逆反应
投料换算成相同物质表示的物质的量等比例
两次平衡时各组分百分含量相同，n、c同比例变化
2.利用“一边倒法”判断等效平衡
判断等效平衡四步曲：第一步，“看”：观察可逆反应特点(物质状态、气体分子数)，判断反应前后等气体分子数的可逆反应和反应前后不等气体分子数的可逆反应；第二步，“挖”：挖掘题目条件，区分恒温恒容和恒温恒压，注意密闭容器不等于恒容容器；第三步，“倒”：采用一边倒法，将起始物质转化成一边的物质；第四步，“联”：联系等效平衡判断依据，结合题目条件判断是否达到等效平衡。
3．“中间态”法构建等效平衡
(1)构建恒温恒容平衡思维模式
新平衡状态可以认为是两个原平衡状态简单的叠加并压缩而成，相当于增大压强。
(2)构建恒温恒压平衡思维模式
新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。
【典例13】 已知：t ℃时，2H(g)＋Y(g)
2I(g)ΔH＝－196.6 kJ·mol－1，此温度下，在一压强恒定的密闭容器中，加入4 mol H和2 mol Y反应，达到平衡后，Y剩余0.2mol。若在上面的平衡体系中，再加入1 mol气态的I物质，t ℃时达到新的平衡，此时H物质的物质的量n(H)为()
A．0.8 mol B．0.6mol C．0.5 mol D．0.2 mol
解析 本题考查恒温恒压条件下等效平衡原理。根据反应式知，“4 mol H和2mol Y反应达到平衡后，Y剩余0.2mol”，即Y转化了1.8mol，根据化学计量数之比，H必转化了3.6mol，即H的转化率等于Y的转化率＝2 mol(1.8 mol)100%＝90%。
2H(g)＋Y(g)
2I(g)
起始(Ⅰ) 4 mol 2 mol 0
起始(Ⅱ) 4 mol 2 mol 1 mol
起始(Ⅲ) 5 mol 2.5 mol 0
该可逆反应在恒温、恒压条件下反应，按起始(Ⅱ)与起始(Ⅲ)投料能达到同一平衡状态，而起始(Ⅰ)与起始(Ⅲ)达到的平衡状态为等效平衡，即平衡时H的转化率相等，故达到新平衡时剩余H的物质的量为n(H)＝5mol(1－90%)＝0.5 mol。
答案 C
[解题反思] 通过【典例13】的分析解答可知，在处理有关等效平衡问题时要掌握以下要点：(1)区别条件，即恒温恒压与恒温恒容。(2)学会转化，将各种条件进行转化，换算成同一边物质。(3)等效平衡含义：等效平衡指平衡体系中各物质的物质的量百分含量或质量百分含量相等，其中完全等效平衡，其对应物质的浓度相等。
【典例14】 已知H2(g)＋I2(g)
2HI(g)ΔH<0，有相同容积的定容密闭容器甲和乙，甲中加入H2和I2各0.1 mol，乙中加入HI 0.2 mol，相同温度下分别达到平衡。欲使甲中HI的平衡浓度大于乙中HI的平衡浓度，应采取的措施是()
A．甲、乙提高相同温度
B．甲中加入0.1 mol He，乙不改变
C．甲降低温度，乙不变
D．甲增加0.1 mol H2，乙增加0.1mol I2
解析 本题考查化学平衡移动和恒温恒容条件下的等效平衡原理。根据化学平衡只与始、终态有关，与路径无关。甲、乙能达到同一平衡状态，HI浓度相等。升高温度HI浓度都减小，不能判断甲中HI的平衡浓度大于乙中HI的平衡浓度，A选项错误；向甲中充入氦气，因为容积不变，各物质浓度不变，平衡不移动，甲、乙中HI的平衡浓度相等，B选项错误；对甲降温，平衡向右移动，HI浓度增大，乙中HI浓度不变，C选项正确；甲增加0.1 mol H2，乙增加0.1 mol I2，甲、乙中HI浓度增大程度相等，故甲、乙中HI的平衡浓度相等，D选项错误。
答案 C
[解题反思] 化学平衡与起始反应物投料有关，与路径无关。采用“一边倒法”，将产物全部转化成反应物，在等温等容条件下，只要起始物质浓度相等，都能达到同一平衡状态。
