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化学规律总结

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http://www.ngedu.net 高中化学知识规律总结 一、中学化学中提及的“化”名目繁多．要判别它们分属何种变化，必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化． 1.风化——结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程． 注意：自然条件． 2.催化——能改变反应速度，本身一般参与反应但质量和化学性质不变．应了解中学里哪些反应需用催化剂．如

8.氢化(硬化)——液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程． 作用：植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变质，便于运输等． 9.皂化——油脂在碱性条件下发生水解反应的过程．产物——高级脂肪酸钠＋甘油 10.老化——橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程． 11.硫化——向橡胶中加硫，以改变其结构(双键变单键)来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程． 12.裂化——在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程． 目的--提高汽油的质量和产量.

13.酯化——醇与酸生成酯和水的过程． 14.硝化(磺化)——苯环上的H被—NO2或—SO3Ｈ取代的过程． 二、基本反应中，有一些特别值得注意的反应或规律．现分述如下： http://www.ngedu.net

1.化合反应：思考：化合反应是指单质间生成化合物的反应吗? 结论：不一定!化合反应即“多合一”的反应，根据反应物和生成物的种类，化合反应又可分为三种． (1)单质＋单质→化合物

(2)单质 ＋ 化合物1 → 化合物2 2FeCl2＋Cl2 ＝ 2FeCl3 4Fe(OH) 2 ＋ O2 ＋ 2H2O ＝ ４Fe(OH)3 2Na2SO3 ＋ O2 ＝ 2Na2SO4 (3)化合物1 ＋ 化合物2 → 化合物3 ①酸性氧化物 ＋ 水 → 可溶性酸 碱性氧化物 ＋ 水 → 可溶性碱

稳定性：碳酸正盐＞碳酸酸式盐＞碳酸 分解条件：(高温) (加热) (常温)

3.置换反应

判断：有单质参与或生成的反应一定是置换反应吗? 结论：反应物或生成物各两种且其中一种必定是单质的反应才称作置换反应． 分类：可有多种分类方法，如根据两种单质是金属或非金属来分；也可根据反应物状态来分；还可以根据两单质的组成元素在周期表中的位置来分． 注意：下列置换反应特别值得重视． ①2Na ＋ 2H2O ＝ 2NaOH ＋ H2↑ ②3Fe ＋4H2O Fe3O4 ＋ 4H2↑ ③F2 ＋ 2H2O ＝ 4HF ＋ O2 ④Cl2 ＋ H2S ＝ S ＋ 2HCl http://www.ngedu.net

⑤2H2S ＋ O2 ＝ 2S ＋ 2H2O ⑥2C ＋SiO2 Si ＋ 2CO ⑦2Mg ＋CO2 2MgO ＋ C ⑧2Al ＋Fe2O3 2Fe ＋ Al2O3 ⑨C ＋H2O CO ＋ H2 ⑩3Cl2 ＋2NH3 N2 ＋ 6HCl ⑾Si ＋4HFSiF4＋ 2H2

4.复分解反应

(1)本质：通过两种化合物相互接触，交换成份，使溶液中离子浓度降低．

(3)基本类型： ①酸 ＋ 碱 → 盐 ＋ 水(中和反应) ②酸 ＋ 盐 → 新酸 ＋ 新盐 ③碱 ＋ 盐 → 新碱 ＋ 新盐 ④盐 ＋ 盐 → 两种新盐 ⑤碱性氧化物＋酸 → 盐＋水 思考题： (1)酸与碱一定能发生反应吗?若能，一定是发生中和反应吗? (2)复分解反应中的每一类反应物必须具备什么条件? (3)盐与盐一定发生复分解反应吗? (4)有盐和水生成的反应一定是中和反应吗? 提示： (1)酸与碱不一定能发生中和反应．联系中和反应的逆反应是盐的水解知识．如：

酸与碱发生的反应也不一定是中和反应．如： 2Fe(OH) 3 ＋ 6HI ＝ 2FeI2 ＋ I2 ＋ 6H2O 2Fe(OH)2 ＋ 10HNO3（稀) ＝ 3Fe(NO3)3 ＋ NO↑＋ 8H2O 故特别要注意氧化性酸(碱)与还原性碱(酸)很可能发生的是氧化—还原反应． (2)复分解反应中反应物的条件： ①盐 ＋ 盐、盐 ＋ 碱的反应物一般要可溶且在溶液中进行或加热时进行．如 ②盐1 ＋ 酸1 → 盐2 ＋ 酸2 一般只需满足以下两条中的各一条：i)强酸制弱酸即酸性：酸1＞酸2 ii)难挥发酸制易挥发酸，即挥发性：酸1＜酸2

原因：上述三种金属硫化物溶解度特小，满足离子反应朝离子浓度降得更低的方向进行． 3)盐与盐可能发生的反应有： ①复分解 ②双水解 ③氧化—还原 ④络合反应 http://www.ngedu.net

现列表比较如下： (4)生成盐和水的反应有： 三、常见的重要氧化剂、还原剂 氧化剂 还原剂

活泼非金属单质：X2、O2、S 活泼金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe 某些非金属单质： C、H2、S

高价金属离子：Fe3+、Sn4+ 不活泼金属离子：Cu2+、Ag+其它：［Ag(NH3)2］+、新制Cu(OH)2 低价金属离子：Fe2+、Sn2+ 非金属的阴离子及其化合物： S2-、H2S、I -、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr

含氧化合物： NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、 HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、 KMnO4、王水 低价含氧化合物： CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、 H2C2O4、含-CHO的有机物： 醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等

既可作氧化剂又可作还原剂的有： S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等，及含-CHO的有机物 四、总结 ①在酸性介质中的反应，生成物中可以有H+、H2O，但不能有OH -； ②在碱性介质中的反应，生成物中无H+； ③在近中性条件，反应物中只能出现H2O，而不能有H+或OH -，生成物方面可以 有H+或OH – 现把H+、OH -、H2O在不同条件下的相互关系列于下表：

条 件 反应物中余O 反应物中缺O 酸性溶液 O + 2H+ → H2O H2O → O + 2H+ 近中性溶液 O + H2O → 2OH - H2O → O + 2H+ 碱性溶液 O + H2O → 2OH - 2OH - → O + H2O http://www.ngedu.net

五、物质内发生的氧化－还原反应 反应类型 实 例

同一物质不同 元素的原子间

光 ４ＨＮＯ３４ＮＯ2↑＋Ｏ2↑＋２Ｈ2Ｏ

或 热

光 ２ＨＣlＯ２ＨＣl＋Ｏ２↑

加 热 ２ＫＭnＯ４Ｋ2ＭnＯ４＋ＭnＯ２＋Ｏ２↑

２ＡgＮＯ３２Ａg＋２ＮＯ２↑＋Ｏ２↑ ２ＫＣlＯ３２ＫＣl＋３Ｏ２↑

同一物质同一元素 不同价态原子间 ５ＮＨ４ＮＯ３＝４Ｎ２↑＋２ＨＮＯ３＋９Ｈ２Ｏ

Ｎa2Ｓ２Ｏ３＋Ｈ２ＳＯ４＝Ｎa2ＳＯ４＋Ｈ２Ｏ＋ＳＯ2↑＋Ｓ↓

同一物质同一元素 同一价态原子间 （歧化反应）

Ｃl2＋２ＮaＯＨ＝NaCl＋ＮaＣlＯ＋Ｈ２Ｏ ３ＮＯ２＋Ｈ２Ｏ２ＨＮＯ３＋ＮＯ ２Ｎa2Ｏ２＋２Ｈ２Ｏ４ＮaＯＨ＋Ｏ２↑ ２Ｎa２Ｏ２＋２ＣＯ２＝２Ｎa２ＣＯ３＋Ｏ２↑ ２Ｈ２Ｏ２ ２Ｈ２Ｏ＋Ｏ２↑ ＣaＯ＋３Ｃ(电炉) CaＣ２＋ＣＯ↑ ＳiＯ２＋３Ｓ ＳiＣ＋２ＣＯ↑ 浓硫酸 Ｈ２Ｃ２Ｏ４ Ｈ２Ｏ＋ＣＯ２↑＋ＣＯ↑

六、反应条件对氧化－还原反应的影响． １. 浓度：可能导致反应能否进行或 产物不同

3.溶液酸碱性. 2S2- ＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O 5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存. Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O 一般含氧酸盐作氧化剂时,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强. 七、离子共存问题 离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应）. 一般可从以下几方面考虑 1．弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH-不能大量共存. 2．弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、 AlO2-均与H+不能大量共存. http://www.ngedu.net

3．弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱酸分子；遇强碱（OH-）生成正盐和水. 如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等 4．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存. 如：Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等；Ag+与Cl-、Br-、I- 等；Ca2+与F-，C2O42- 等 5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存. 如：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等 Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等 6．若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存. 如：Fe3+与I-、S2-；MnO4-（H+）与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子； S2-、SO32-、H+ 7．因络合反应或其它反应而不能大量共存 如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等； H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存. 八、离子方程式判断常见错误及原因分析 (1)违背反应客观事实 如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应 (2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡 如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒 (3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式 如：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I-错因：HI误认为弱酸. (4)反应条件或环境不分： 如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：强酸制得强碱 (5)忽视一种物质中阴、阳离子配比. 如：H2SO4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O 正确：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O (6)“＝”“ ”“↑”“↓”符号运用不当 如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+注意：盐的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓” 九、判断金属性或非金属性的强弱 金属性强弱 非金属性强弱 最高价氧化物水化物碱性强弱 最高价氧化物水化物酸性强弱 与水或酸反应，置换出H2的易难 与H2化合的易难及生成氢化物稳定性 活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质 阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属 阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱的为非金属性强 原电池中负极为活泼金属，正极为不活泼金属 将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，氧化成低价的为非金属性弱的单质 电解时，在阴极先析出的为不活泼金属 电解时，在阳极先产生的为非金属性弱的单质 十、比较微粒半径的大小 无论是原子还是离子（简单）半径，一般由原子核对核外电子的吸引力及电子间的排斥力的相对大小来决定.故比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子排斥情况.具体规律小结如下： 1. 核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大.即同种元素： 阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径 如:H+＜H＜H-; Fe＞Fe2+ ＞Fe3+ ；Na+＜Na；Cl＜Cl- 2. 电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．即具有相同电子层结构的微粒， 核电荷数越大，则半径越小．如： (1)与He电子层结构相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+ (2)与Ne电子层结构相同的微粒： O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+ (3)与Ar电子层结构相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+ 3. 电子数和核电荷数都不同的微粒：

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高中化学必修二元素周期表规律总结

高中化学必修二元素周期表规律总结

主要先认清主族与副族相应的金属性和非金属性就会了随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增，在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高；同一族的元素性质相近。

主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。

同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。

如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小化合价一价氢氯钾钠银，二价氧钙钡镁锌。

三铝四硅五价磷，二三铁二四碳，莫丢二三四五氮，铜汞二价最常见，单质零价记心间。

常见原子团化合价口决负一硝酸氢氧根（硝酸根NO3- ,氢氧根OH-），负二硫酸碳酸根(硫酸根【SO4】2-碳酸根【CO3】2-)，还有负三磷酸根(【PO4】3-)，只有铵根(NH4+)是正一记金属活动性顺序表可以按照下面的口诀来记：钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。

周期表分行列，7行18列，行为周期列为族。

周期有七，三短（1，2，3）三长（4，5，6）一不全（7），2 8 8 18 18 32 32满6、7镧锕各15。

族分7主7副1Ⅷ零，长短为主，长为副。

1到8重复现，2、3分主副，先主后副。

Ⅷ特8、9、10，Ⅷ、副全金为过渡。

==================================================== =============结合元素周期表，元素周期律可以表述为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。

元素周期律的本质：元素核外电子排布的周期性决定了元素性质的周期性。

元素周期律的内容：原子半径变化示意图一、原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。

化学元素周期表的规律总结

化学元素周期表的规律总结

化学元素周期表规律化学元素周期表的规律总结1、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减，其中0族元素除外。

2、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数也会随之递增，元素金属性递增，非金属性则递减。

元素周期表规律1、原子半径的规律(1)除了第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小；(2)同一族的元素从上到下，随着电子层数增多，原子的半径也会随之增大。

2、元素化合价的规律(1)除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外)；(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同。

3、单质的熔点规律(1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；(2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。

4、元素的金属性与非金属性规律(1)同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；(2)同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。

5、最高价氧化物和水化物的酸碱性规律元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。

6、非金属气态氢化物规律元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。

同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强;同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。

7、单质的氧化性、还原性规律一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱;元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。

8、热稳定性规律同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下减少，与非金属元素电负性变化规律一样。

初中化学物质间反应关系规律总结(呕心沥血之作)

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⑴、⑼、(10) ⑵、⑶ ⑷、⑸、⑺ ⑶、⑸、⑹、(10⑵、⑷ ⑴ (13) (14)(16) (15) (18) (17) (19) (19) ⑺ ⑹(20) 化学物质反应关系规律图⑴.金属单质+非金属单质→无氧酸盐 (化合反应) 2Na+Cl 2点燃2NaCl⑵.金属氧化物+非金属氧化物→含氧酸盐 （化合反应）CaO+SiO 2高温CaSiO 3 (高炉炼铁除去铁矿石中的SiO 2)⑶.酸+碱性氧化物→盐+水 (复分解反应)6HCl+Fe 2O 3==2FeCl 3+3H 2O H 2SO 4+CuO ==CuSO 4+H 2O2HCl+CaO ==CaCl 2+H 2O 3H 2SO 4+ Fe 2O 3==Fe 2(SO 4)3+3H 2O⑷.碱+酸性氧化物→盐+水 (不属于复分解反应)Ca(OH)2+CO 2==CaCO 3↓+H 2O 2NaOH+SO 2==Na 2SO 3+H 2O2NaOH+CO 2==Na 2CO 3+H 2O 2NaOH+SO 3==Na 2SO 4+H 2O⑸.酸+碱→盐+水 (复分解反应)HCl+NaOH ==NaCl+H 2O H 2SO 4+Cu(OH)2==CuSO 4+2H 2O⑹.酸+盐→新酸+新盐 (复分解反应) HCl +AgNO 3 ==AgCl ↓+HNO 32HCl+CaCO 3==CaCl 2+H 2O+CO 2↑ H 2SO 4+BaCl 2==BaSO 4↓+2HCl 2HCl+Na 2CO 3==2NaCl+H 2O+CO 2↑ HCl+NaHCO 3==NaCl+H 2O+CO 2↑ ⑺.碱+盐→新碱+新盐 (复分解反应) 反应物中的碱和盐必须都溶于水2NaOH+ CuSO 4 ==CuCl 2 +Cu(OH)2↓ Ca(OH)2+ 2NH 4Cl == CaCl 2+2NH 3↑+2H 2O 3NaOH+ FeCl 3 ==3NaCl +Fe(OH)3↓ Ca(OH)2+ Na 2CO 3== CaCO 3↓+2NaOH⑻.盐+盐→两种新盐(复分解反应) 反应物中的盐必须都溶于水AgNO3+NaCl==AgCl↓+NaNO3 Ba(NO3)2+(NH4)2SO4==BaSO4↓+2NH4NO3⑼.金属1+盐1→金属2+盐2 (置换反应)条件：①金属1的活动性比金属2强；②盐1必须溶于水；③K.Ca.Na不参加这类置换反应。

化学平衡中转化率求法和规律总结

化学平衡中转化率求法和规律总结

化学平衡中转化率求法和规律总结 平衡转化率＝%100-⨯该反应物的起始浓度该反应物的平衡浓度某反应物的起始浓度 或:平衡转化率＝%100-⨯质的量该反应物的起始起始物量该反应物的平衡物质的量某反应物的起始物质的 平衡转化率＝%100)()(⨯或物质的量的浓度质的量该反应物的起始起始物或物质的量浓度量某反应物转化的物质的 规律反应物用量的改变对转化率的一般规律1若反应物只有一种：a Ag b Bg + c Cg;在不改变其他条件时恒温恒容;增加A 的量平衡向正反应方向移动;但是A 的转化率与气体物质的计量数有关：可用等效平衡的方法分析..①若a ＝ b + c ：A 的转化率不变；②若a ＞ b + c ： A 的转化率增大；③若a ＜ b + c A 的转化率减小..2若反应物不只一种：a Ag + b Bg c Cg + d Dg;①在不改变其他条件时;只增加A 的量;平衡向正反应方向移动;但是A 的转化率减小;而B 的转化率增大..②若按原比例同倍数地增加A 和B;平衡向正反应方向移动;但是反应物的转化率与气体物质的计量数有关：如a +b = c + d ;A 、B 的转化率都不变；如a + b ＞c + d ;A 、B 的转化率都增大；如a + b ＜ c + d ;A 、B 的转化率都减小..3、充入“惰性气体”增大压强判断各反应物转化率变化对于可逆反应aAg ＋bBg cCg ＋dDg;a ＋b ≠c ＋d;在压强变化导致平衡移动时;学生感到困惑的是充入“惰性气体”化学平衡朝哪个方向移动 转化率如何变化 可归纳为以下两方面：1恒温恒容条件下充入“惰性气体”;化学平衡不移动..因平衡体系的各组分浓度均未发生变化;故各反应物转化率不变..2恒温恒压条件下充入“惰性气体”;化学平衡向气体体积增大的方向移动..因为此时容器容积必然增大;相当于对反应体系减压;继而可判断指定物质的转化率变化..4、NO 2、N 2O 4平衡问题2NO 2g N 2O 4g1恒温、恒容的条件下;若分别向容器中通入一定量的NO 2气体或N 2O 4气体;重新达到平衡后：可视为加压;平衡都向右移动;达到新平衡时NO 2的转化率都增大;N 2O 4 的转化率将减小..NO 2体积分数减小;N 2O 4体积分数增大;混合气体相对分子质量增大..若要求某一时刻的转化率只要把平衡时的反应物浓度或物质的量改为某一时刻的反应物浓度或物质的量即可..现将有关平衡转化率的问题小结如下：1. 对有多种反应物的可逆反应达到平衡后加其一..这种情况不管状态如何均认为所加物本身转化率减小其它物质转化率增大例1：;反应达到平衡后增大的浓度;则平衡向正反应方向移动;的转化率增大;而的转化率降低.. 逆向运用:例2.反应: 3Ag+Bg 3Cg+2Dg 达到平衡后加入C 求A 的转化率 分析：加入C 促使D 向A 、B 进一步转化故D 向A 、B 转化的转化率增大而A 、B 向C 、D 转化的转化率减小..2. 对只有一种反应物的可逆反应达到平衡后再加..由于反应只有一种所以无论往反应物加多少量都可视为等比例增加反应物的用量;故认为有两种情况：1恒温恒压：由于恒温恒压时等比例扩大或缩小反应物的用用量均与原平衡等效故转化率不变;各反应物和生成物的体积分数不变;各反应物和生成物物质量会跟原平衡相比;等比例增加;但浓度不变2恒温恒容：此时可以看成反应叠加后;增大压强使平衡向气体总系数小方向移动; 例3．;反应达到平衡后;再向密闭容器中加入;反应达到平衡时NO 2、N 2O 4的物质的量或物质的量浓度均增大;颜色变深;NO 2转化率增大..分析：该反应可认为后加入NO 2与原反应进行叠加;叠加后气体总体积增加;为了使体积维持不变;只能向体系加压从而引起叠加后的平衡向生成N 2O 4的方向移动.. 逆向运用:例4．;反应达到平衡后;再向密闭容器中加入N 2O 4;反应达到平衡时NO 2、N 2O 4的物质的量或物质的量浓度均增大;颜色变深;N 2O 4向NO 2转化的转化率减小..分析：该反应可认为后加入NO 2与原反应进行叠加;叠加后气体总体积增加此时;NO 2的量会比原来的多;为了使体积维持不变;只能向体系加压从而引起叠加后的平衡向生成N 2O 4的方向移动..例5． 反应达到平衡后;再向密闭容器中加入;达到平衡后;PCl 3的物质的量会填“增加”但是反应达到新的平衡时PCl 5物质的量会 填“增加”的转化率填减小; PCl 5在平衡混合物中的百分含量较原平衡时填“增加”答案：增加、增加、减小;增加例6． 反应达到平衡后;再向密闭容器中加入HI;HI 的平衡转化率 不变;..H 2的物质的量 增加;I 2的物质的量 增加 ..3. 对有多种反应物的可逆反应达到平衡时按等比例加入各种反应物..也有2种情况： 1恒温恒压：由于恒温恒压时等比例扩大或缩小反应物的用用量均与原平衡等效;故转化率不变;各反应物和生成物的体积分数不变;各反应物和生成物物质量会跟原平衡相比;等比例增加;但浓度不变..2恒温恒容：此时可以看成反应叠加后;增大压强使平衡向气体总系数小方向移动.. 例7．..在密闭容器中按的比例充入和;反应达到平衡后;若其它条件不变;再按的比例充入和;反应重新达到平衡后;和的平衡转化率都有等同程度的增大..即反应达到平衡后按物质的量的比例增大反应物浓度;达到新的化学平衡时;各反应物的转化率均有等同程度的增大..例8．..反应达到平衡后按比例增大反应物浓度;达到新的化学平衡时;各反应物的转化率均有等同程度的减小..总结：其实问题2、3都是等比例扩大或缩小反应物用量的问题;大家只要抓住这类问题的模型特征;便能轻松解决这类问题..4．等温等压下对于有多种反应物的可逆反应达到平衡时不按比例加入各种反应物..一般先让加入量满足等效平衡;然后把多出来或少的看成是单独再加入减少的物质;利用问题一的办法来解决..此类问题一般讨论恒温恒压例9．某温度下;在一容积可变的容器中;反应2Ag+Bg=== 2Cg达到平衡时;A、B、C的物质的量分别为4mol、2mol、4mol..保持温度和压强不变;平衡后再向体系中加各加入1molA和1molB本题通过一边倒去后可得到原平衡的起始量为：2Ag + Bg=== 2Cg起始物质量/mol 8 4 0加入1molA和1molB后起始物质量变为：起始物质量/mol 9 5 0所以我们可以把9molA和5molB看成先加9molA和4.5molB后满足等效此时按问题3恒温恒压的情况来处理后再单独加入0.5molB此时可以再进一步按问题1处理特别注意：1．解决这类问题一定要理解题型特征2．要理解“等比例”所指的是与原平衡起始用量等比例;而不是与化学计量数等比例如2Ag+Bg=== 2Cg 3种不同起始量是否等比例我们通过一边倒便很容易看出来2Ag + Bg=== 2Cg 2Ag + Bg=== 2Cg① 3 1 0 ① 3 1 0② 3 2 2 ② 5 3 0③ 3 2 3 ③ 6 2 0原加入情况一边倒后的情况在上述3种加料中③与①是等比例;而②与①是不等例的..例10．某温度下;在一容积可变的容器中;反应2Ag+Bg=2Cg达到平衡时;A、B、C的物质的量分别为4mol、2mol、4mol..保持温度和压强不变;平衡后再向体系中加各物质按下列情况加入平衡怎样移动A．均加1mol; B.均减1mol答案：A右移 B左移。