高中化学应急在线等。

考点归纳:纵观近几年关于原子结构和元素周期系的化学试题，大致有以下几个考点:

1.确定新元素在元素周期表中的位置，并预测其性质。

2.考察创新能力。打破三维世界中元素的正常排列规律，让参赛选手在新的条件或“规则”条件下电子配置或重绘元素周期表，猜测元素的化合价和性质。

3.根据几种元素之间的关系，推断它们在元素周期表中的位置。

4.应用化学、物理等学科知识，考察最新科技成果。

趋势预测:未来化学竞赛题将更加强调化学与物理知识点的联系，以及原子结构和周期系知识在日常生活中的应用。考察参赛选手打破“旧知识”，建立“新知识”的创造性思维能力。笔者认为，如果考察以上知识点，还是会在以上几个方面做文章。

一.相对原子质量

元素的相对原子质量(原子量)是指一种元素的1摩尔质量与核素12C的1/12摩尔质量之比。这个定义说明:①元素的相对原子质量是一个纯数。②单核元素的相对原子质量等于该元素的核素的相对原子质量。③多核素元素的相对原子质量等于该元素天然同位素相对原子质量的加权平均值。

二。原子结构

(1)原子结构的玻尔行星模型(核外电子运动)

1.氢的原子光谱

1833年，巴尔末发现氢原子光谱可见光区各谱线波长之间的关系是b为常数。

在1913中，Ridderborg得出谱线间一般关系的通式为ν= R(1/n 12-1/N22)，R为里德伯常数，值为3.19× 1000。对应于每个区域的谱线的上述公式n1和n2之间的关系如下:

紫外区:n 1 = 1，N2 = 2，3，4...

可视区域:N1 = 2，N2 = 3，4，5。.......

红外区域:n1 = 3，N2 = 4，5，6...

2.玻尔理论(核外电子运动的特征)

1913年，玻尔为了阐明氢原子光谱实验的结果，在普朗克的量子论、爱因斯坦的光子学理论和卢瑟福的有核原子模型的基础上，提出了原子结构理论的三个假说，称之为玻尔理论。要点如下:

(1)原子核外的电子在任何轨道上都不绕原子核运动，但轨道角动量p必须满足以下条件:

P = NH/2π，n为正整数，h为普朗克常数。满足上述条件的轨道称为稳定轨道，在稳定轨道上运动的电子不释放能量。

②电子的轨道离原子核越远，能量越高。通常情况下，电子在最靠近原子核的轨道上运动，此时原子的能量最低，称为基态。当原子从外界获得能量时，电子可以跳到远离原子核的高能轨道上，此时称为激发态。

(3)激发态不稳定，电子会从较高能级跃迁到较低能级，多余的能量以光的形式释放出来。

同时，玻尔还根据经典力学和量子化条件计算并推导出能量公式:

玻尔的理论有很大的局限性。只能解释氢的原子光谱，不能解释多电子体系的原子光谱，甚至不能解释氢光谱的精细结构。19世纪初，由于光的干涉、衍射和光电效应的实验，人们认识了微观粒子运动的特殊规律——波粒二象性，这两个性质由普朗克常数e = h ν p = h/λ定量联系起来，从而很好地揭示了光的本质。其中e是能量，p是动量，λ是波长，h是普朗克常数。后来电子衍射实验证明波长λ=h/mυ，m是电子的质量，υ是电子的速度。

(2)氢原子结构(核外电子的运动状态)的量子力学模型

①概率密度和电子云

| ψ | 2代表电子出现在核外空间单位体积元素中的概率，称为概率密度。概率密度和该区域总体积的乘积就是电子出现在该区域的概率。

电子云是描述电子在核外空间运动的图像，与概率密度| ψ | 2有关。它从统计概念上作出了核外电子出现的概率密度的直观图示。就是| ψ | 2的具体形象。

②四个量子数的物理意义

A.主量子数n它代表电子层数，电子离原子核的平均距离和能级。值为1，2，3，…，0(正整数)。

B.角量子数l它决定了原子轨道(或电子云)的形状，其值为0，1，2，...，(n-l)。比如当L = 0时，是一个S轨道，呈星形分布；当l = 1时，是呈哑铃形分布的P轨道；当l = 2时，它是一个呈花瓣状分布的D轨道。在多电子系统中，L也与能量有关，就像同一主层中各子层的能量不同一样，即ens < enp < end。

C.磁量子数m决定了原子轨道(或电子云)在空间的延伸方向。这些值是0，1，2，…，l。

比如当l = 1时，m可以有三个值，分别是0、+1和-1，说明P子层的轨道有三个不同的延伸方向，分别是px、py和pz。

D.自旋量子数ms与N、L、M无关，不是求解薛定谔方程的结果，而是实验测量的结果。证明了电子绕自己的轴顺时针或逆时针旋转。这些值分别是+1/2或-1/2。

3.核外电子构型、元素周期系和元素周期

1.核外电子组态定律:①最小能量原理。②泡利不相容原理。③亨特法则。

2.屏蔽效应在多电子原子中，一部分核电荷被其他电子对一个电子的排斥抵消，导致有效核电荷减少，削弱核电荷对电子的吸引力。这种效应称为屏蔽效应或屏蔽效应。由于屏蔽效应，主量子数相同的不同子层的能级被分裂。l小电子，其他电子对其屏蔽作用很小，其能量较低，即ens < enp < end < enf。

3.钻穿效应是指外层电子钻入内部空间并靠近原子核的现象。各子层的电子钻效应顺序为ns > NP > nd > nf。电子钻得越深，被其他电子屏蔽得越少，原子核的吸引力越强，能量越低。因此，n相同而l不同的各子层的轨道能量顺序为ens < enp < end < enf。当n和l不同时，能级交错，即E4s

4.原子结构和元素在周期表中位置的关系

(1)一个元素的周期数一个原子最外层的n数就是该元素的周期数。一个能级组相当于一个周期，周期分为长周期和短周期。短周期(只有S和P能级包含在能级组中)。长周期(能级组不仅包含S和P能级，还包含D和F能级)。

(2)具有相同族数和价电子结构的元素组成一个族。氏族有两种:主氏族和辅氏族。通常主家叫a家，辅家叫b家。

A族元素:其族数等于ns和np层上的电子，如3s23p4，是第三周期的ⅵ A族元素。

B族元素:a .当(n-1)dns层上的电子总数为3~7时，电子值为该元素的B族数。例如，5d56s2是第六周期的VII B族元素。

B.(n-1)dns层上的电子总数为8~10时，都属于VIII族元素，例如3d84s2就是第四周期的VIII族元素。

C.当(n-1)d10ns时，ns层上的电子总数为b组数。例如，4d105s2是第五周期中的第II族元素。

③元素周期表中的元素分组

5.原子结构和元素性质之间的周期关系

(1)元素周期表中原子半径变化规律:在同一个主族中，随着从上到下电子层数的增加，原子半径依次增大。虽然从上到下核电荷增加，原子半径有减小的趋势，但不是主要因素。B族元素变化不明显，尤其是第五、第六周期的元素，由于镧系收缩，半径非常相似。同期，对于短周期，随着原子核电荷数从左到右的增加，原子核对外层电子的吸引能力相应增加，原子半径逐渐减小。对于长周期，随着核电荷的增加，新增加的电子被填充在(n-1)d轨道中。对于决定原子半径的最外层电子层，第二外层电子的屏蔽作用远大于最外层电子，所以从左到右增加的核电荷大部分被增加的(n-1)d电子屏蔽，即有效核电荷增加较慢，所以原子半径从左到右减少很少。当电子层结构为(n-1)d10时，由于对外层电子有很大的屏蔽作用，原子半径略有增大。当电子壳层结构为(n-2)f7和(n-2)f14时，同样，原子半径会略有增大，每个周期结束时稀有气体的原子半径会突然增大。(稀有气体的半径为范德瓦尔斯半径)。

②电负性元素的电离势和电子亲和势只是从一个方面反映了原子获得和失去电子的能力，两者都有一定的局限性。当原子相互结合时，失去电子和获得电子的难度必须一起考虑。原子吸引分子中电子的能力通常称为元素的电负性。根据元素的电负性，统一测量金属和非金属元素的强度。元素的电负性也呈现周期性变化，总的趋势是:同周期从左到右递增，同族从上到下递减。所以周期表显示右上的元素氟电负性最大，也就是非金属元素最强，左下的元素铯电负性最小，也就是金属元素最强。

4.基态构型(包括中性原子、正离子和负离子)用S、P、D等表示。

第二章分子结构

赛点归纳:分子结构的判断是化学最基础的知识，也是化学竞赛的知识点。近年来化学竞赛中分子结构的考查中经常出现的知识点有:

1.根据杂化轨道理论，判断中心原子的杂化状态。

2.根据路易斯电子理论判断分子形状。

3.根据价层电子对排斥理论判断分子形状。

4.根据等电子原理判断未知分子的结构。

当然，考题的形式是多种多样的，考试的形式也不是单一的，往往是多种形式混合在一起的。基于多年的培训经验，笔者认为，学员在学习有关分子结构的知识时，应先学习Lewis电子理论，再学习价电子对排斥理论，Lewis电子理论可以基于前两种理论。

趋势预测:未来化学竞赛题中对分子结构的考查仍将是考察参赛选手空间感知能力的重要内容，考查的强度可能会加大。有兴趣的选手可以分析一下近几年的初试题，不难得到答案。对分子结构的研究可以增加信息量，考察近年来最新的科技成果。总之，由于对分子结构的判断会涉及到数学知识，所以从考察参赛者综合素质的角度来说，关于分子结构的题永远是化学竞赛中的主要题型。

一、路易斯结构式

美国化学家刘易斯认为，组成物质的两个原子各自取出一个电子形成一对，通过这个* * *电子对相互结合形成物质。他还认为稀有气体的最外层电子组态是稳定组态，其他原子倾向于利用电子将其最外层转化为稀有气体的8电子稳定组态——八角定律。路易也把“* * *电子对”* *价键所维持的化学力称为。后人把这个概念称为刘易斯价键理论。除了用于形成* * *价键的成键电子外，分子中往往还有未用于形成* * *价键的未束缚电子，也称为孤对电子。后人把这个加了孤对的结构式称为刘易斯结构式。

2.单键、双键和三键-σ键和π键

σ键的特点是两个原子轨道沿键轴以“头对头”的方式重叠，重叠部分沿键轴呈圆柱对称。这样重叠程度大，所以σ键的键能大，稳定性高。π键的特点是两个原子轨道平行重叠，即“肩并肩”，重叠部分相对于通过一个键轴的平面镜像反对称。它的重叠小，所以稳定性差。

三。价层电子排斥模型

分子的构型主要取决于价电子层中电子对(包括成键电子对和孤电子对)的相互排斥。但是，分子的构型总是采用电子对间斥力最小的构型。

①如果中心的价层电子对都是成键电子对，判断构型就很简单了。

电子对数构型的例子

2线性BeCl2，HgCl2

3个平面三角形BF3、BCl3

四面体CH4，NH4+，CCl4，SiCl4

5三角双锥形PCl5，PF3Cl2，SbCl5

六面体SF6

(2)如果中心原子的价层中有孤电子对，每个孤电子对占据一个单键电子对的位置(等价单键位置可以任意选择，不等价单键应根据电子对间斥力最小原则选择。例如，在三角形双锥中，孤电子对只允许占据平面三角形中的任何单键位置)。

(3)如果分子中存在双键或三键，电子仍适用互斥理论，重键视为单键。例如，CO2分子是线性的O = C = O..

④价电子对之间的斥力取决于电子对之间的夹角和电子对的成键。电子对之间的夹角越小，排斥力越大。电子对之间的排斥顺序是孤电子对之间的排斥>孤电子对与成键电子对之间的排斥>成键电子对与成键电子对之间的排斥。

⑤计算中心原子电子层的价电子对数，即中心原子的价电子加上配体提供的电子之和除以2。当氧基原子作为配体时，可以认为它不提供* * *电子(例如PO43+的中心原子P有五个价电子，加上三个电荷和* * *八个电子，即四个价电子对)，但当氧基原子作为中心原子时，可以认为它提供六个价电子(例如SO3的中心原来在S中提供六个价电子，氧作为配体不提供电子，所以中心，如果讨论的物质是阳离子，比如NH4+，中心原子有5个N价电子2S22P3 * * *加上4个配体各提供1个电子，减去1个电荷* * *和8个电子，即4个价电子。

四。杂化轨道理论

关键是分子形成时，由于原子的相互作用，不同类型的能量相近的原子轨道混合在一起，形成一组新的能量相同的杂化轨道，杂化轨道的数目等于组成杂化轨道的原子轨道的数目；杂化轨道可分为两种:等杂化和不等杂化；杂化轨道成键时，要求轨道重叠最大，键间排斥最小。

同构杂化轨道型角分子的空间构型举例

Sp Hybrid 1080线性BtCl3

Sp2混合1200平面三角形HgCl2

Sp3杂化109028/四面体CH4，SiH4，NH4+

Sp3d2杂交900和1800八面体SF6

不等杂化轨道类型(杂化轨道中存在孤对)

不等sp3混合104045/三角H2O H2S

10705/三棱锥NH3 PH3

五个。* * *轭大π键原理与等电子体

(1)苯分子中的P-p大π键

在苯的路易斯结构中，碳碳键可分为单键和双键，满足碳的四价性。但实际上，正如我中学化学所学，苯分子中所有碳碳键的键长和键能是没有区别的。这个矛盾可以用苯环中的碳原子形成p-p大π键的概念来解决——苯分子中的碳原子被sp2杂化，利用三个杂化轨道分别形成三个σ键，所以苯分子中存在键角。苯分子的每个碳原子仍有一个不参与杂化的P轨道，垂直于分子平面，相互平行。很明显，每个碳原子左右两边的相邻碳原子没有区别。认为不参与杂化和杂化的碳原子的P轨道上的电子只与相邻碳原子的平行P轨道上的一个电子形成σ键，而不与相邻碳原子的平行P轨道形成π键，或者反之，显然是不合逻辑的。最好认为所有六个“肩并肩”平行P轨道上的***6个电子一起形成一个大π键分散在整个苯环上。

(2)丁二烯中的p-p大π键

丁二烯的分子式是H2C=CH-CH=CH2。四个碳原子都和三个原子相邻，所以都被sp2杂化，这些杂化的轨道互相重叠形成分子σ骨架，这样所有的原子都在同一个平面。每个碳原子也有一个非杂化的P轨道，垂直于分子平面，每个P轨道有一个电子。所以丁二烯分子中存在一个“4轨道4电子”的p-p大π键。∏ a b通常用作大π键的符号，其中A代表平行P轨道数，B代表平行P轨道的电子数。此外，CO2分子、CO32-和O3分子都含有大π键。

(3)等电子体原理

具有相同通式-AXM和相同价电子数的分子或离子具有相同的结构特征。这个原理叫做“等电子原理”。例如，CO2、CNS-、NO2+和N3-具有相同的通式-AX2，价电子总数为16。它们有相同的结构——线性分子。中心原子上没有孤对，采用sp杂化轨道形成线性σ骨架，键角为1800。分子中有两套∏43p-。类似地，SO2、O3和NO2-是等电子体，而SO42-和PO43-是等电子体。

不及物动词* *价分子的性质和分子间作用力

(1)键参数是表征价键性质的一些物理量，如键级、键能、键角、键长、键极性等。

①键级=(成键电子数-反键电子数)/2

②键能:对于AB双原子分子，键能为离解能d。

对于多原子分子，键能是多重键的平均离解能，如NH3分子的N-H键能。

③键长:即一个分子中两个原子核之间的平衡距离。

④键角:即分子中键之间的夹角。

⑤键的极性:* *价键可分为非极性* * *价键和极性* * *价键，可用参与成键的两个原子的电负性差来衡量。电负性差大于1.7时，可认为是离子键；电负性差在1.7和0之间，可以认为是极性价键；电负性差等于零，是非极性价键。

(2)分子间力和氢键

1.分子可分为极性分子和非极性分子。极性分子:分子中正负电荷的重心不重合；非极性分子:分子中正负电荷的重心重合。

根据偶极矩，分子的极性是什么？衡量一下，？=o .是非极性分子。分子越大，极性越强。

=q.L

q是偶极一端的电荷，L是分子的偶极距。

2.分子间力，即范德华力，比化学键的键能小一两个数量级。它包括:①取向力:永久偶极子之间的相互作用力。②诱导力:诱导偶极子与永久偶极子之间的力。(3)分散力:瞬时偶极子产生的相互作用力。

3.氢键结合

氢键通常可以表示为X-H...Y，X和Y代表电负性大、原子半径小的原子，如F、O和N..x和y可以是相同的元素或不同的元素。

氢键具有方向性和饱和性，键能类似于分子间力，可分为两类:

(1)分子间氢键:如H2O分子间的氢键。

(2)分子内氢键:例如邻硝基苯酚的分子内氢键；

第三章晶体结构

赛点归纳:晶体结构是化学竞赛题的重要组成部分，因为晶体结构可以考验参赛者的空间感知能力和数学技能。因此，仔细分析近几年的化学竞赛题，晶体结构题有以下几种形式:

1.简单考察一个晶体的三维结构(主要是立方晶胞)。Avon Gadereau常数是微观和宏观之间的桥梁。

2.检查簇化合物。参与者应理解“化学环境”的含义。欧拉公式常用于凸多面体。

3.考查关于晶体缺陷的知识。构成晶体的粒子具有整数比。需要了解离子填充四面体、八面体或立方孔的知识。

4.晶体结构简单，但是需要建立数学模型才能快速回答。比如根据数学知识，对化学问题进行数学概括，得出通式，然后根据通式求解化学问题。

趋势预测:近年来，化学竞赛试题在考查晶体结构时呈现出多元化的趋势，从考查简单的晶体结构到考查需要建立数学模型的结构题，其间出现了“分块设计，分子积木”等一些考题形式。所以笔者认为未来晶体结构试题的知识深度会呈下降趋势，但对参赛选手的能力要求会越来越高。即考察一些特殊情况下关于破除旧知识，建立新知识的问题。

一.晶体和晶胞

(1)晶体的本质特征是它的“自律性”，即晶体可以自发地呈现封闭的正凸多面体形状。可分为单晶和双晶，有些饿晶物质看不到规则形状，是多晶。自然条件下形成的单晶形状丰富多样，但借助几何知识，可以找到相同的晶面，晶面之间的二面角——“晶面夹角”不变。称之为晶面夹角不变定律。

在晶体的微观空间中，原子是有规则有序排列的。对于一个理想的完美晶体来说，这种周期性是单调的，不可改变的，这是晶体的普遍特征，叫做平移对称。

(2)细胞的基本特征以及细胞中原子的坐标和计数。

该晶胞是可平移的，并且该晶胞具有相同的顶角、相同的平行平面和相同的平行边。没有可译性，就不是单位细胞。平行六面体的几何特征可以由边长和夹角的关系来确定。Blavy单元的边长和夹角称为单元参数。通常用向量xa+yb+zc中的x，y，z y，z三个数组来表示原子在细胞中的位置，称为原子坐标。原子坐标的绝对值范围是1 > ∣ x (y，z) ∣≥ 0。如果值是1，就相当于移位到另一个单元格，和值为零没什么区别。

(3)素细胞和复细胞——体心细胞、面心细胞和底心细胞以及14 Blavy点阵。

晶胞是描述晶体微观结构的基本单位，但不一定是最小单位。原胞是晶体微观空间中最小的基本单位，小得不能再小了。素胞中的原子集合相当于晶体微观空间中的最小原子集合，称为结构单元。复杂细胞是原始细胞的多倍体；分裂中心细胞(二倍体)、面中心细胞(四倍体)和底中心细胞(二倍体)三种。

(4)布拉保持7系和晶胞的素复组合，总共只有14种晶胞，在结晶学上称为Blavy点形成。

二。晶体的类型

1.金属晶体

晶体中晶格节点上的粒子是金属原子或金属离子，结合力是金属键(自由电子)。其特点是比重大，有金属光泽，导电导热，延展性好。金属晶体中原子间的化学作用力称为金属键。金属键是一种离域化学键，遍布整个晶体。金属键理论包括修正价键理论和能带理论。

2.离子晶体

电离阶段的晶体属于离子晶体，如NaCl和CsCl。在离子晶体中，晶格节点上的粒子是正负离子，粒子之间的作用力是静电引力。晶体的特点是熔点、沸点高，硬度大，但易碎，延展性差，在熔融状态或水溶液中都能导电。当一个电负性小的活性金属原子遇到一个电负性大的活性非金属原子时，由于原子间的电子转移形成正负离子，静电作用形成的化学键称为离子键。

(1)离子键的本质是静电力，没有方向性和饱和性。

(2)离子的特性，即离子的电荷、离子的半径和离子的电子层构型。

(3)离子的电子层构型如下:

电子配置:如Li+，Be2+等。

8电子构型:如N a+、Ca2+和一些简单阴离子Cl-、O2+等。

18的电子组态:如Zn 2+，Hg2+，Cu+，Ag+等。

18+2的电子构型:即次外层18+最外层2，如P2+，Sn2+等。

9~17不规则构型:如Fe2+，Cr3+，Mn2+等。

(4)离子键的强度通常用晶格能U的大小来衡量..

u可以根据热力学的相关数据通过波恩-哈勃循环计算出来。

3.分子晶体和原子晶体

例如CO2、HCl、I2等。在分子晶体中，晶格节点上的粒子是分子(包括极性或非极性)，粒子之间的作用力是范德华引力。分子中原子间的价键是* * *。所以晶体的熔点和沸点低，硬度小，固体不导电，熔化时一般不导电。只有极性很强的分子晶体(如HCl)溶于水，由于电离而导电。例如金刚石、硅、硼、二氧化硅、碳化硅、氮化硼等。，晶格节点上的粒子是原子，原子之间通过价键相连。所以熔点沸点高，硬度高，不导电不导热，但Si和SiC具有半导体性质。

4.混合晶体

像石墨、石棉和云母这样的晶体在它们的晶体中有各种各样的力。

以石墨为例，层内(即C原子之间)的粒子通过价键结合，同时存在自由流动的电子(相当于金属键)，各层之间通过范德华引力连接。所以有光泽，能导电导热，易滑。

三。原子坐标。晶胞中原子或分子数目的计算及其与化学式的关系

通常用向量xa+yb+zc中的x，y，z三个数组来表示原子在细胞中的位置，称为原子坐标。比如原子在单元格原点(顶角)的坐标是0，0，0；位于胞体中心的原子坐标为1/2，1/2，1/2；位于ab平面上

心脏的原子坐标是1/2，1/2，0；ac平面中心的原子坐标为1/2，0，1/2；等一下。原子坐标的绝对值范围是1 >；|x(y，z)|≥0 .如果值是1，就相当于转移到另一个单元格，和值0没什么区别。比如单元格顶角的八个原子坐标都是0，0，0。别忘了:只要细胞的一个顶点有原子，其他七个顶点也必须有相同的原子，否则平行六面体就失去了可译性，就不是细胞了。同样，两个平行ab面的面心原子的坐标是1/2，1/2，0，其中一个必须有另一个，否则不再是晶胞。另一方面，不同坐标的原子即使是同类也不能视为等价码，比如坐标为0，1/2和1/2的原子是不等价的。

4.原子堆积与晶胞的关系。

第四章化学平衡

赛点归纳:近年来化学竞赛题中多次考查溶剂化酸碱理论和化学平衡的知识。主要考题有:

1.化学平衡常数的计算。包括热化学平衡常数、酸碱平衡常数、沉淀-溶解平衡常数和配位平衡常数的计算。

2.非水溶剂化学。常见的非水溶剂有BrF3、N2O4、液氨和液态SO2。

趋势预测:由于化学平衡常数在一定程度上可以衡量反应的可行性，因此化学平衡常数是定量解释反应可行性的基础，也必然是化学竞赛考试中常见的考试内容。非水溶剂对参赛者来说是陌生的物质。除了与许多物质发生反应外，还可以与物质的导电性和电离性知识相关，因此可以测试学生灵活运用知识的能力。笔者认为上述竞赛题在以后的化学竞赛题中还是会出现的。

一.化学平衡

当可逆反应进行到v正=V负，或者从化学热力学的角度来说，当可逆反应进行到其自由能变化⊿ G = 0时，称为化学平衡态。化学平衡态是一个热力学概念，是指体系中的化学反应既无向前自发性也无向后自发性的一种状态。热力学假设所有的化学反应都是可逆的。当化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度或分压不会发生变化，反应会“停滞”，但这只是表面现象。本质上，正反应和负反应都在进行，所以化学平衡是一种“动态平衡”。例如:溶解平衡，即气体或固体溶解于水(或其他溶剂)中，最终形成饱和溶液。

二。平衡常数

1.当任何可逆反应在一定温度下达到平衡时，Aa+bB Dd+Ee

平衡常数可以表示为:k = [d] d [e] e/[a] a [b] b。

通常，溶液中可逆反应的平衡常数用Kc表示。此时各物质的平衡浓度单位为mol/l，气相可逆反应用Kp表示。

这意味着每种物质的浓度都被平衡时的分压所代替。对于气相可逆反应，Kc和Kp之间的关系如下:

⊿n是反应前后气体分子数之差，相当于反应式中的(d+e)-(a+b)。

2.平衡常数的物理意义

(1)平衡常数是某种反应的特征常数，不随物质的初始浓度(或分压)而变化，只取决于反应的性质。

(2)平衡常数表示可逆反应的程度。

(3)平衡常数的表达式表示系统在一定温度下达到平衡的条件。

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