簡介
有關化學組成、化學變化中，量和能量的關係及其計算。其根本出發點是原子論、質能守恆定律及一些化學的基本定律。
化學平衡
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。化學平衡則是指在巨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。
化學平衡在分析化學中有著極為重要的套用。
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。
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。
化學反應速率
化學反應速率是指表示化學反應進行的快慢。通常以單位時間內反應物或生成物濃度的變化偵（減少值或增加值）來表示，反應速度與反應物的性質和濃度、溫度、壓力、催化劑等都有關，如果反應在溶液中進行，也與溶劑的性質和用量有關。其中壓力關係較小(氣體反應除外），催化劑影響較大。可通過控制反應條件來控制反敁速率以達到某些目的。
對於沒有達到化學平衡狀態的可逆反應:v（正）≠v（逆）
還可以用：v(A) / m=v(B) /n=v(C) /p=v(D) /q
不同物質表示的同一化學反應的速率之比等於化學計量數之比。本式用於確定化學計量數，比較反應的快慢，非常實用。
同一化學反應的速率,用不同物質濃度的變化來表示，數值不同。故,在表示化學反應速率時,必須指明物質。
化學計量法
化學計量法（Stoichiometry），是在以化學理論和事實為依據的定性分析基礎上，利用數理統計方法建立一組聯立方程式，來描述預測目標與相關變數之間化學行為結構的動態變化關係。這組聯立方程式稱為化學計量模型。它是比較先進、能取得較好預測結果的一種預測方法。
化學計量法是指被分析物質與某試劑反應時，加入的試劑量少於化學計量時的一種測定元素的方法。通常對金屬離子進行分離時，加入反應的試劑量大大超過化學計算量。如果加入反應的試劑量少於化學計算量（一般為化學計量的5～7%），則被分離元素相對過量，但所加入的試劑則可完全反應。此時如果在標準樣品溶液和被測樣品溶液中嚴格加入兩份相同量的試劑，選擇一種成熟的分離方法（如萃取分離法），則可保證分離出兩個重量相等的元素。將此法原理套用於放射性同位素稀釋法，可簡化操作手續，提高分析靈敏度。廣泛用於環境和生物樣品、半導體材料、岩樣等的分析測定。
