4．“變”--任何化學平衡狀態(tài)均是暫時的、相對的、有條件的(與濃度、壓強、溫度等有關)。而與達平衡的過程無關(化學平衡狀態(tài)既可從正反應方向開始達平衡，也可以從逆反應方向開始達平衡)。

3．“動”--指定化學反應已達化學平衡狀態(tài)時，反應并沒有停止，實際上正反應與逆反應始終在進行，且正反應速率等于逆反應速率，所以化學平衡狀態(tài)是動態(tài)平衡狀態(tài)。

2．“定”--當一定條件下可逆反應一旦達平衡(可逆反應進行到最大的程度)狀態(tài)時，在平衡體系的混合物中，各組成成分的含量(即反應物與生成物的物質(zhì)的量，物質(zhì)的量濃度，質(zhì)量分數(shù)，體積分數(shù)等)保持一定而不變(即不隨時間的改變而改變)。這是判斷體系是否處于化學平衡狀態(tài)的重要依據(jù)。

在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組成成分的含量保持不變的狀態(tài)叫做化學平衡。

1．“等”--處于密閉體系的可逆反應，化學平衡狀態(tài)建立的條件是正反應速率和逆反應速率相等。即v(正)=v(逆)≠0。這是可逆反應達到平衡狀態(tài)的重要標志。

2．外內(nèi)：

(1)濃度：濃度越大，分子之間距離越短，分子之間碰撞機會增大，發(fā)生化學反應的幾率加大，化學反應速率就快；因此，化學反應速率與濃度有密切的關系，濃度越大，化學反應速率越快。增大反應物的濃度，正反應速率加快。

(2)溫度：溫度越高，反應速率越快(正逆反應速率都加快)。

(3)壓強：對于有氣體參與的化學反應，通過改變?nèi)萜黧w積而使壓強變化的情況：

PV=nRT, P=CRT。壓強增大，濃度增大(反應物和生成物的濃度都增大，正逆反應速率都增大，相反，亦然)。

(4)催化劑：改變化學反應速率(對于可逆的反應使用催化劑可以同等程度地改變正逆反應速率)。

1．內(nèi)因：反應物本身的性質(zhì)(如：硫在空氣中和在氧氣中燃燒的速率明顯不同)。

3．相互關系：4NH₃+5O₂4NO+6H₂O(g)

v(NH₃)∶v(O₂)∶v(NO)∶v(H₂O)=4∶5∶4∶6

2．單位:mol/(L·s);mol/(L·min);mol/L·S。

用單位時間里反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。

1．表示方法：v=△c/△t

4、趣味實驗(藍瓶子實驗)：

　將4 g葡萄糖和4g NaOH加入一透明塑料瓶，再加150mL水和2-3滴亞甲基藍試液(一種藍色的氧化還原指示劑)，加蓋振蕩后溶液為　　 色，靜置后溶液變?yōu)?u>　　 色，再振蕩又變?yōu)?u>　　 色，靜置后又為　　　 色，試解釋實驗原理。