平衡後速率

① 達到化學平衡後反應速率怎麼算，請舉例說明

對於反應aA+bB——>cC+dD，反應物的初始濃度為C0,當達到平衡時，反應物的最終濃度為C，所經歷的時間為t，那麼該反應的反應速率就是對於A為（CA0-C)/t,單位一般是mol/min，對於B速率就是用A的速率和A與B的系數比來計算

② 化學平均反應速率和達到平衡後的速率一樣嗎 平均反應速率和達到平衡後的速率有正負嗎

第一個問題,不一樣,理由同樓上；
第二個問題,有.按生成物增加來算的話,速率為正；按反應物減少來算的話,速率為負.

③ 化學平均反應速率和達到平衡後的速率一樣嗎

平均反應速率和達到平衡後的速率都是標量，只有大小，只能為正。

④ 化學平衡時反應速率的比值

在達到反應平衡之前比值不一樣.反應平衡時,反應物和生成物的物質的量都不再變化,各物質反應速率之比等於其化學反應計量數之比.這樣解釋清楚嗎?不懂的話再具體問我~

⑤ 平衡移動時的速率變化曲線

關鍵看在改變條件的瞬間正反應和逆反應速率的相對大小.比如有一條曲線是遞減的（設逆反應）,又一條是遞增的（正反應）,由於瞬間逆反應速率大於正反應,所以我們說平衡向逆反應方向移動.

⑥ 化學平衡移動前後速率的變化如何理解

hi我，細講
移動前後因為平衡常數的改變引起了平衡濃度的改變

⑦ 平衡反應速率

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物質的化學勢。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。化學平衡是—種動態平衡 [1] 。
用可逆反應中正反應速率和逆反應速率的變化表示化學平衡的建立過程。化學平衡的本質：正反應速率等於逆反應速率。
基本含義
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。化學平衡則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物質的化學勢。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。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。
通常說的四大化學平衡為氧化還原平衡、沉澱溶解平衡、配位平衡、酸鹼平衡。 [2]
化學平衡在分析化學中有著極為重要的應用。
平衡常數
化學平衡常數，是指在一定溫度下，可逆反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，也不管反應物起始濃度大小，最後都達到平衡，這時各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值是個常數，用K表示，這個常數叫化學平衡常數。 [3]
反應aA（g）+bB（g）=cC（g）+dD（g）
K=（Cc×Dd）/（Aa×Bb）
平衡移動
在化學反應條件下，因反應條件的改變，使可逆反應從一種平衡狀態轉變為另一種平衡狀態的過程，叫化學平衡的移動。化學平衡發生移動的根本原因是正逆反應速率不相等，而平衡移動的結果是可逆反應到達了一個新的平衡狀態，此時正逆反應速率重新相等（與原來的速率可能相等也可能不相等）。
影響化學平衡移動的因素主要有濃度、溫度、壓強等。
平衡過程
(1)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．
(2)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。

⑧ 可逆反應達到平衡後反應速率為零嗎

不是零.Δc/Δt是計算公式,你可以分正逆向看,正向時某生成物質的濃度增加,除以段時間即為正速率,逆向,該時間內此物質的濃度減小,可算其速率為逆速率,兩速率相等並不為零

⑨ 請問達到化學平衡後的平均反應速率應該怎麼求，如果繼續用濃度變化量

解：（1）①根據題意列式計算，從表中分析可知，20min時反應已達平衡，C（NH3）=0.20mol/L根據反應N2+3H2催化劑.△2NH3初始濃度（mol/L）：0.51.30變化濃度（mol/L）：0.10.30.2平衡濃度（mol/L）：0.41.00.25min內，氨氣生成濃度為0.08mol/L，則氮氣的消耗濃度為0.04mol/L；消耗N2的平均反應速率=0.04mol/L5min=0.008mol/L•minK=[NH3]2[N2]•[H2]3=0．220.4×1．03=0.1（L/mol）2反應達到平衡後，若往平衡體系中加入H2、N2和NH3各2mol，此時氮氣、氫氣、氨氣的濃度分別為：0.4+1=1.4mol/L、1.0+1=2mol/L、0.2+1=1.2mol/L；計算濃度商Q=C2(NH3)C(N2)×C3(H2)=1．221.4×23=0.13（L/mol）2Q＞K，平衡向逆向進行，v（N2）正＜v（N2）逆故答案為：0.008mol．L-1．min-1；0.1；＜②A、是速率之比，反應過程中按照比例進行反應，故A不能判斷該反應達到化學平衡狀態；B、按照速率之比等於系數之比，表述的是正反應速率，當某種物質的正反應速率和逆反應速率相等是表明反應達到平衡，所以當3v（N2）正=v（H2）逆時反應達到平衡，故B不能判斷該反應達到化學平衡狀態；C、反應是體積變化的反應，當容器內壓強保持不變，說明反應達到平衡，故C能判斷該反應達到化學平衡狀態；D、反應體系內質量守恆，體積一定，故混合氣體的密度不變，所以混合氣體的密度保持不變，不能說明反應達到平衡，故D不能判斷該反應達到化學平衡狀態；E、此反應是反應前後氣體體積改變的反應，容器內氣體質量不變，氣體總物質的量不變，容器內混合氣體的平均分子量不變，能說明反應達到平衡，故E能判斷該反應達到化學平衡狀態；故答案為：CE；③若改變某一條件，達新平衡時n（H2）=1.60mol，說明氫氣增大，可能是改變條件平衡逆向進行，增加氫氣的量；A、平衡不一定正向進行，增大氫氣的量可以符合，故A錯誤；B、可能是向容器中加入了一定量的H2氣體，使氫氣量增大，故B正確；C、該反應是放熱反應，降低了容器的溫度，平衡向正反應方向進行，氫氣的量減少，故C錯誤；D、縮小容器的體積，相當於增大壓強，平衡向氣體體積減小的方向進行，該反應正向是氣體體積減少的反應，所以縮小體積，平衡正向進行，氫氣的量減少，但體積減小帶來的濃度增大比平衡移動帶來氫氣的減少程度大，最終可以是氫氣量增大，故D正確；故答案為：CE；BD；（2）依據平衡計算的方法列式討論N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）起始量（mol/L）0.20.30.2變化量（mol/L）平衡量（mol/L）abc反應正向進行則0.100.4反應逆向進行則0.30.60所以平衡時濃度的取值范圍：0.1＜a＜0.30＜b＜0.60＜c＜0.4①只有B符合；②a的取值范圍是0.1＜a＜0.3；③利用極值轉化進行計算N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）起始量（mol/L）0.20.30.2平衡量（mol/L）abc極值轉化a+0.5cb+1.5c0a+0.5c=0.2b+1.5c=0.3；整理得（Ⅰ）a與b的關系為3a=b+0.3（Ⅱ）a、b、c的關系溫度變化．平衡常數不變，K=0.1，根據平衡常數計算式代入得到：c2/（a×b3）=0.1故答案為：①B；②0.1＜a＜0.3；③（I）3a=b+0.3；（Ⅱ）c2/（a×b3）=0.1；（3）2N2（g）+6H2O（l）⇌4NH3（g）+3O2（g），此反應是氣體體積增大的反應，所以是熵增大的反應，故反應的△S＞0；①N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H=-92.4kJ/mol；氫氣的燃燒熱285.8kJ/mol，反應的熱化學方程式為②H2（g）+12O2（g）=H2O（l）△H=-285.8kJ/mol以上兩熱化學方程式消去氫氣合並，①×2+②×6得到熱化學方程式為：2N2（g）+6H2O（l）⇌4NH3（g）+3O2（g）△H=+1530kJ/mol故答案為：＞；+1530kJ/mol．