化學平衡

A. 化學平衡，怎麼理解

平衡移動的根本之一就是濃度的變化，A選項加入氬氣，沒有濃度變化。b加熱，反應向右，所以分解率變大，c是對的。d體積變大，濃度就會減少，所以反應向濃度增大進行，也就是向右進行。分解率也是增大。

B. 化學平衡

4.1.4.1 化學平衡的等溫公式

由標准自由焓定義的氣相化學反應的平衡常數pK,等於生成物逸度乘積與反應物逸度乘積之比。即:

地球化學

式中:ep*dp*…為生成物逸度乘積;pa*bp*為反應物逸度乘積。當然,上式也適用於液相和固相間的化學反應。由上式可以導出化學平衡等溫公式:

地球化學

這是用來分析和處理化學平衡問題的一個常用公式。

4.1.4.2 溫度和壓力對化學平衡的影響

4.1.4.2.1 溫度對化學平衡的影響

在壓力不變的情況下,溫度對化學平衡的影響表現為:溫度的微變Tδ會使體系的自由焓產生一個微變Gδ,它的數學意義是:Gδ=-δST

地球化學

現在假設這個體系在溫度T℃時從狀態Z₁變到Z₂,它的焓、熵和自由焓各從H₁、S₁和G₁變到H₂、S₂和G₂,根據上式和式(4.4)可以得出:

地球化學

兩式相減,得:

地球化學

將上式應用於等溫等壓反應的標准焓變,就得出吉布斯-赫爾姆霍茨(Gibbs-Helmholtz)方程:

地球化學

由等溫等壓過程可以進一步得出:

地球化學

將上式與化學平衡等溫公式 聯立,就可以得出:

地球化學

由式(4.22)可以看出:若反應為吸熱反應(△Hθ>0),當溫度升高時,其平衡常數增大;反之,對放熱反應(△θH<0),當溫度降低時,其平衡常數增大。對上式積分後,將有:

地球化學

由此公式可以看出溫度變化會對化學平衡產生的影響。

4.1.4.2.2 壓力對化學平衡的影響

對氣相反應Aa+Bb+…=Ee+Ff+…來說,它的化學平衡常數yK(用分子數表示)和K_p(用分壓表示)間的關系如下式

地球化學

式中:P₀為反應時的總壓力;△V為反應中摩爾數的增量,△V=(e+f+…)-(a+b+…)。由於分壓給出的平衡常數K_p取決於反應時的溫度T,K_p並不隨反應總壓力P₀的大小發生變化。因此,在溫度不變的情況下,可以得到下式:

地球化學

與式(4.24)聯立,可以得出:

地球化學

上式表明:對增體積反應(△V>0),當壓力升高時,其平衡常數K_y減小;對減體積反應(△V<0),當壓力升高時,其平衡常數K_y增大。

由此還可得知:平衡體系的任何狀態參量發生變化,都會使平衡的位置發生轉移,而且轉移的方向總是趨向於抵消狀態參量變化引起的效果。這一規律被稱為平衡位置轉移原理。

C. 關於化學平衡

要理解這個問題，首先要知道阿伏伽德羅定律：同溫同壓下，相同體積的任何氣體【純或者混合氣體】都含有相同的分子數。也就是說：同溫同壓下，相同體積的任何氣體的總物質的量都相同。再換一種說法：溫度不變、總體積不變時，氣體的總壓強與總物質的量成正比。所以，此條件下，如果一個可逆反應的化學方程式的兩邊的氣體的系數之和相等，就意味著，無論反應發生還是不發生，發生到什麼程度【沒有達到平衡或者達到了平衡】，反應體系中氣體的總物質的量不會改變，壓強也不會改變。如果一個可逆反應的化學方程式的兩邊的氣體的系數之和不相等，就意味著，只要反應發生，反應體系中氣體的總物質的量就會改變，壓強也就會改變。直到達到平衡，反應體系中氣體的總物質的量才不會再改變，壓強也不會再改變。
再換一種說法：溫度不變、壓強不變時，氣體的總體積與總物質的量成正比。所以，此條件下，如果一個可逆反應的化學方程式的兩邊的氣體的系數之和相等，就意味著，無論反應發生還是不發生，發生到什麼程度【沒有達到平衡或者達到了平衡】，反應體系中氣體的總物質的量不會改變，總體積也不會改變。如果一個可逆反應的化學方程式的兩邊的氣體的系數之和不相等，就意味著，只要反應發生，反應體系中氣體的總物質的量就會改變，總體積也就會改變。直到達到平衡，反應體系中氣體的總物質的量才不會再改變，總體積也不會再改變。

D. 化學平衡的本質

從化學平衡的定義來看，判斷一個可逆反應是否達到平衡有兩個標志：一是正逆反應速率相等，二是各組分的濃度不再變化。 實際判斷中，如果我們利用密度，壓強，濃度、顏色改變，各成分含量，混合氣體的相對分子質量等相關物理量可推出各組分的濃度不再變化這個結論，那麼這些物理量也可以作為判斷依據。 具體情況是： 壓強：對於有氣體生成和參與反應的實驗，並且前後壓強有改變，比如NH3（g）+H2O===NH4.OH,壓強不再變化時說明達到了平衡。 通過顏色， 對於顏色有變化的反應可以用 比如2NO+O2===2NO2（可逆反應）， 其他的方法 1 恆容 a 等體積反應 由於反應前後外界體積不變，體系自身壓強也不變，質量守恆，所以密度等於質量除以體積，質量體積都不變，所以密度一直不變。即密度不能作為平衡的標志。平均摩爾質量等於總質量除以總物質的量，所以摩爾質量不變也不能作為平衡的標志。b 不等體積反應由於反應前後外界體積不變，體系自身壓強改變，質量守恆，所以密度等於質量除以體積，質量體積都不變，所以密度一直不變。即密度不能作為平衡的標志。平均摩爾質量等於總質量除以總物質的量，總物質的量變，所以摩爾質量不變可以作為平衡的標志。 2 恆壓 a 等體積反應 由於反應前後外界壓強不變，體系自身體積也不變，所以壓強不能作為平衡的標志。質量守恆，密度等於質量除以體積，質量體積都不變，所以密度一直不變。即密度不能作為平衡的標志。平均摩爾質量等於總質量除以總物質的量，所以摩爾質量不變也不能作為平衡的標志。b 不等體積反應 由於反應前後外界壓強不變，體系自身體積改變，所以壓強不能作為平衡的標志。質量守恆，密度等於質量除以體積，體積改變，所以密度一直在變。即密度可以作為平衡的標志。平均摩爾質量等於總質量除以總物質的量，所以摩爾質量不變能作為平衡的標志。但是，如果體系中有非氣體出現，比如上題把A改為固體後，就屬於等體反應，則對於氣體來說，隨著反應的進行，氣體總質量是增大的，但體積不變，則密度不變可作為標志。，總物質的量不變，則平均摩爾質量是一直在增大的，則平均摩爾質量是可以作為標志的。 謝謝觀看，祝你學習進步。

E. 什麼是化學平衡

化學平衡狀態是指在一定條件下的可逆反應里，正反應速率等於逆反應速率，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。
化學平衡的特徵
①「動」，化學平衡是動態平衡，即處於化學平衡狀態時，化學反應並沒有停止，而是正逆反應速率相等罷了。
②「定」，由於達到化學平衡狀態時的正逆反應速率相等，所以，該狀態下反應混合物中各組分的質量分數保持一定，不再改變。
③「變」，化學平衡是有條件的，即「定」是相對的、暫時的，而「動」則是絕對的。當改變影響化學平衡的某一個條件（如溫度、壓強、濃度）時，原有的化學平衡狀態會被破壞，直至在新的條件下建立新的平衡狀態。

F. 化學平衡

1.化學反應等溫方程式

對任意化學反應dD+eE+…→gG+hH+…,吉布斯自由能的變化為

地球化學

這就是化學反應等溫方程式。式中:Q_f 稱為「逸度商」,可以通過各物質的逸度求算;

(T)值也可以通過多種方法計算,從而可得Δ_rG_m的值。

當體系達到平衡,Δ_rG_m=0 ,則:

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稱為熱力學平衡常數,它僅是溫度的函數。在數值上等於平衡時的「逸度商」,是量綱為1的量。因為它與標准化學勢有關,所以又稱為標准平衡常數。對於理想氣體,化學反應等溫式也可表示為

地球化學

即:

>Q_P,Δ_rG_m<0,反應向右自發進行;

<Q_P,Δ_rG_m>0,反應向左自發進行;

=Q_P,Δ_rG_m=0,反應達到平衡。

在實際應用中,會碰到一些經驗平衡常數,如K_p、K_x、K_c、K_a 等,其定義分別為

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地球化學

地球化學

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上面四式中:p、x、c、a分別表示壓力、摩爾分數、體積摩爾濃度、活度。

例1 以黃鐵礦和磁鐵礦的平衡反應說明平衡常數的計算方法及其意義。列出化學反應方程式,配平方程,加入流體相。由參考文獻查得25℃(298K)和 223℃(500K)時各相的

如下(趙倫山等,1988):

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(1)計算298K時的平衡常數

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為一高的正值,說明在25℃(

)時反應強烈地向左進行,黃鐵礦被氧化為磁鐵礦。將

值代入化學反應等溫方程式求出平衡常數:

地球化學

由於

,因此,反應進行的方向受O₂和S₂分壓控制。地表條件下

=0.21×10⁵Pa,代入上式求得:

地球化學

計算結果表明,在地表25℃及

=0.21×10⁵Pa條件下反應(3-30)強烈地向左進行,黃鐵礦是不穩定的 (磁鐵礦也應進一步被氧化)。因為根據平衡常數計算在該條件下為保持磁鐵礦-黃鐵礦平衡共生,要求

=5×10²¹Pa,這在地表是不可能出現的條件。

(2)計算 500K時反應 (3-30)的平衡常數

地球化學

求平衡常數:

地球化學

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用同樣方法計算下列反應在223℃時的

:

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表明磁鐵礦和鏡鐵礦的平衡反應只受

控制,在223℃時二者平衡共生時的

=3.54×10^-32 Pa。

對反應:

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將以上三個反應(3-30～3-32)聯系起來,把後兩個反應的平衡

和

代入磁鐵礦-黃鐵礦反應中有

地球化學

由此得出結論:鏡鐵礦-磁鐵礦和磁黃鐵礦-黃鐵礦四個礦物不可能同時平衡共生。但是在熱液礦脈(223℃)中磁鐵礦-黃鐵礦的平衡共生是可能的,其形成條件是:

=3.54×10^-32Pa,

>5.25×10^-11Pa,反應(3-32)向右進行,或

<3.54×10^-32Pa,

=5.25×10^-11Pa,反應(3-31)向左進行。需要按計算結果提高

或減小

,即按計算的平衡逸度數值提高

,這時根據式(3-32),磁黃鐵礦不能出現,可能形成黃鐵礦-磁鐵礦組合含有鏡鐵礦;或者按平衡逸度值降低

,則據式(3-31)鏡鐵礦不出現,形成黃鐵礦-磁鐵礦組合,含有磁黃鐵礦。因此,平衡常數的計算有助於解釋礦物共生組合各相和推斷其形成條件。

2.溫度對平衡常數的影響

溫度對平衡常數的影響,可以通過Van't Hoff公式看出,其微分式為

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對於吸熱反應,

>0,升高溫度,

增加,對正反應有利;對於放熱反應,

<0,升高溫度,

降低,對正反應不利,對逆反應有利。若溫度區間不大,

可視為常數,定積分為

地球化學

這公式常用來從已知一個溫度下的平衡常數計算另一溫度下的平衡常數。若

值與溫度有關,則將其關系式直接代入微分式進行積分。

例2 形成硅灰石的化學反應如下:

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(1)從自由能判據判斷標准狀態下298K時反應進行的方向

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所以標准壓力下,溫度為298K時,反應自發向左進行。

(2)計算標准狀態下298K時化學反應的平衡常數

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(3)計算標准狀態下 500K時化學反應的平衡常數

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假定

不隨溫度變化,由式(3-34)得

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(4)估算標准狀態下形成硅灰石所需要的最低溫度

假定

和

不隨溫度而變化,則由

得

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(5)計算二氧化碳的逸度與體系溫度的關系,繪制ln(

)～T相圖由式 (3-34)得

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因為

,所以可得

=18.966-

,繪制的

～T相圖見圖3-1。由圖中可明顯看出在標准態壓力下,該反應的轉化溫度近似為550K。

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—二氧化碳的逸度;

—標准態壓力(0.1MPa);T—溫度;CaCO₃—方解石;SiO₂—磷石英;]]

3—硅灰石;CO₂—二氧化碳

3.壓力對平衡常數的影響

對於理想氣體反應dD+eE+…→gG+hH+…,p_B=c_BRT,

=

,

=

(T)=

,所以

地球化學

即

僅是溫度的函數,壓力對它沒有影響。同理,

也僅是溫度的函數,壓力對它也沒有影響。但是對於K_x ,得

地球化學

由上式可以看出K_x與壓力有關,如果

<0,氣體分子數減少,加壓後反應正向進行,反之亦然。驗證了Le chatelier原理:增加壓力,反應向氣相體積減小的方向進行。

對於復相 (凝聚相+氣相)反應,因為壓力對凝聚相的體積影響較小,所以一般情況下只考慮氣相,式 (3-36)仍然成立。對於只有凝聚相的反應,若凝聚相彼此都處於純態,則

地球化學

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例3 以金剛石和石墨的轉化為例,已知C(金剛石)和C(石墨)在298.15K時的

分別為2.87kJ·mol^-1和0kJ·mol^-1。在298.15K和標准壓力(0.1MPa)時二者的密度分別為3.513×10³ kg·m^-3和2.260×10³ kg·m^-3。

(1)在298.15K和標准壓力下,石墨與金剛石哪一個穩定?

(2)在298.15K時需要多大的壓力才能使石墨轉變為金剛石?

解:(1)C (石墨)= C (金剛石)

(298.15K)=2.87kJ·mol^-1,這說明常溫常壓下石墨穩定。]]

=-ΔV_m

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令ΔG_m(P)<0,則解得P>1.52×10⁹Pa,約為 15000 大氣壓。這說明在常溫高壓下,石墨可以轉變為金剛石 (圖3-2)。

圖3-2 常溫下石墨-金剛石的轉化壓力

ΔG_m—石墨轉化為金剛石的自由能變化;T—溫度;P—壓力

G. 化學平衡是指什麼

化學平衡是指在宏觀條件一定的可逆反應中，化學反應正逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再改變的狀態。可用ΔrGm=ΣνΑμΑ=0判斷，μA是反應中A物質的化學式。根據勒夏特列原理，如一個已達平衡的系統被改變，該系統會隨之改變來抗衡該改變。

H. 什麼是化學平衡狀態

化學平衡狀態就是化學反應的正反應速率和逆反應速率相等，達到平衡的狀態。
對於反應：aA+bB=yY+zZ
A=-(-aμA-bμB+yμY+zμZ)=0,則反應達到平衡，μA指的是物質A的化學勢

I. 化學平衡的特徵

1、化學平衡的建立和特徵

(1)可逆反應

①定義:在同一反應體系中，在相同條件下，既能向正反應方向自動進行又能向逆反應方向自動進行的反應。

②特點

➊可逆反應必須是同一條件下既能正反應方向進行又能逆反應方向進行的反應，對於在不同條件向向正、逆兩個反應方向進行的反應則不認為是可逆反應;

❷可逆反應是不能進行到底的，不能實現完全轉化。

(2)化學平衡狀態

①定義:在一定條件下的可逆反應中，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態，叫做化學平衡狀態，簡稱化學平衡;

②化學平衡的建立

對於可逆反應，不管從正反應開始(只投入反應物)，還是從逆反應開始(只投入生成物)，或從正逆反應同時開始(同時投入反應物和生成物)， 在一定條件下都會達到v(正) = v(逆) 的狀態。當v(正) 和v(逆)相等時，單位時間內同一物質消耗和生成的量完全相等，因而各物質的濃度和含量保持一定， 即達到平衡狀態。構成化學平衡體系的基本要求是反應物和所有的生成物均處於同一反應體系中，反應條件(溫度、濃度、壓強等)保持不變。

(3)化學平衡的特徵

逆:只有可逆反應才能達到化學平衡狀態;

動:是動態平衡，正、逆反應仍在不斷進行;

等: v(正=v(逆)≠0;

定:各組分的濃度及百分含量保持不變;

變:當影響化學平衡的外界條件發生變化使v(正≠v(逆)時，平衡便會發生移動使各組分的濃度、百分含量發生變化，直至建立新的平衡。

2、化學平衡的移動

(1)化學平衡移動的含義

當一個可逆反應達到平衡後，如果改變溫度、壓強、濃度等反應條件，原來的平衡狀態被破壞，化學平衡發生移動，平衡混合物種各組分的質量分數也隨著改變，在一段時間後達到新的平衡狀態，這種由原平衡狀態向新平衡狀態的變化過程，就是化學平衡的移動。

可以歸納為:某條件下的化學平衡一> 平衡被破壞一段時間後 一→「新條件下的新化學平衡

(2)化學平衡移動與化學反應速率的關系

當與化學平衡體系有關的外界條件發生改變以後，

v(正> v(逆)，平衡向正反應方向移動;

v(正= v(逆)，化學平衡不發生移動;

v(正< v(逆)，化學平衡向逆反應方向進行。

(3)影響化學平衡移動的因素

①濃度

在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，都可以使化學平衡向正反應方向移動;增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以是化學平衡向逆反應方向進行。

②壓強

對反應前後氣體總體積發生變化的反應，在其他條件不變時，增大壓強會使平衡向氣體體積縮小的方向移動，減小壓強會使平衡向氣體體積增大的方向移動。

例如: 高溫高壓，cat,N2(g) + 3H2(g)二2NH3(g)

加壓，v(正)增大、v(逆)增大， v(正)增大的倍數大，平衡向正反應方向移動;若減壓，v(正)、 v(逆)均減小，v(正)減小的倍數大，平衡向逆反應方向移動，加壓、減壓後v- t關系圖像如下圖:

③溫度

在其他條件不變時，溫度升高平衡向吸熱反應的方向移動，溫度降低平衡向放熱反應的方向移動。

對於2NO2(g)=N2O4(g) ΔH < 0，加熱時顏色變深，降溫時顏色變淺。該反應升溫、降溫時v一t關系圖像如下圖:

④催化劑

由於催化劑能同等程度地改變正、逆反應速率，所以催化劑對化學平衡無影響，U一t圖像為:

3、勒夏特列原理

(1)原理內容

如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強、溫度)，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。勒夏特列原理又叫平衡移動原理。

(2)分析思路

(3)適用范圍

平衡移動原理適用於化學平衡、溶解平衡、電離平衡、水解平衡等動態平衡

(4)注意事項

①平衡向「減弱」外界條件變化的方向移動，但不能「抵消」外界條件的變化;

②v(正)增大並不意味著平衡一定正反應方向移動， 只有V(正>V(逆)時才可以肯定平衡向正反應方向移動。

③當平衡向正反應方向移動時，反應物的轉化率並不一定提高，生成物的體積分數並不一定增大(因為反應物或生成物總量增大了)， 增大一種反應物的濃度會提高另外- -種反應物的轉化率;

④存在平衡且平衡發生移動時才能應用平衡移動原理。

4、化學平衡常數

(1)定義

在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一-個常數，這個常數就是該反應的化學平衡常數，符號為K。

(2)表達式

對於某可逆反應

aA(g) + bB(g)=pC(g) + qD(g)，在一定溫度下，達到平衡時K =

(3)注意事項

①化學平衡常數只與溫度有關，與反應物或生成物的濃度無關。

②反應物或生成物中有固體或純液體存在時，由於其濃度可看做"1」而不代入公式;

③化學平衡常數是指某- -具體反應的平衡常數，若反應方向改變，則平衡常數改變，且互為倒數關系。

J. 化學平衡特徵

根據吉布斯自由能判據，當ΔrGm=0時，反應達最大限度，處於平衡狀態。化學平衡的建立是以可逆反應為前提的。可逆反應是指在同一條件下既能正向進行又能逆向進行的反應。絕大多數化學反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。 化學平衡的過程（動力學角度） 從動力學角度看，反應開始時，反應物濃度較大，產物濃度較小，所以正反應速率大於逆反應速率。隨著反應的進行，反應物濃度不斷減小，產物濃度不斷增大，所以正反應速率不斷減小，逆反應速率不斷增大。當正、逆反應速率相等時，系統中各物質的濃度不再發生變化，反應就達到了平衡。此時系統處於動態平衡狀態，並不是說反應進行到此就完全停止． 化學平衡的過程（微觀角度） 從微觀角度講則是因為在可逆反應中，反應物分子中的化學鍵斷裂速率與生成物化學鍵的斷裂速率相等所造成的平衡現象。 四大化學平衡 通常說的四大化學平衡為化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡。 化學平衡在分析化學中有著極為重要的應用化學平衡的特徵 化學平衡狀態具有逆，等，動，定，變、同等特徵。 逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。 等：平衡時，正逆反應速率相等，即v正=v逆。（對於同一個物質，v正=v逆數值上相等；對於不同物質，vA正：vB逆=a：b，即等於系數比） 動：平衡時，反應仍在進行，是動態平衡，反應進行到了最大程度。 定：達平衡狀態時，反應混合物中各組分的濃度保持不變，反應速率保持不變，反應物的轉化率保持不變，各組分的含量保持不變。 變：化學平衡跟所有的動態平衡一樣，是有條件的，暫時的，相對的，當條件發生變化時，平衡狀態就會被破壞，由平衡變為不平衡，再在新的條件下建立新平衡。 同：對於一個確定的可逆反應，不管是從反應物開始反應，還是從生成物開始反應，抑或是從反應物和生成物同時開始， 只要滿足各組分物質濃度相當，都能夠達到相同的平衡狀態。 [編輯本段]影響化學平衡的因素 影響化學平衡的因素有很多. 如壓強\溫度\濃度\等.（注意：催化劑不影響化學平衡，僅影響反應速率） 在其他條件不變的情況下,增大反應物濃度或減小生成物濃度,可使平衡向正反應方向移動，反之，向逆反應方向移動； 對於有氣體參加的反應，在其他條件不變的情況下,增大壓強，可使平衡向體積減小的方向移動，反之，向體積增大方向移動； NO2-N2O4平衡球 在其他條件不變的情況下,升高體系的溫度,可使平衡向吸熱方向移動，反之，向放熱的方向移動。 在其他條件不變的情況下,加入催化劑，化學平衡不移動。 勒夏特列原理:如果改變影響平衡的一個條件(濃度壓強或溫度等),平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。