巧用平衡常數 解析平衡規律

司志兵

化學平衡常數是利用函數方法，定量描述化學平衡，揭示化學平衡規律的一種有效手段。它對于化學平衡移動的理解，化學平衡的計算，都有著重要的意義。在實際教學中，我嘗試按照平衡常數基本特征，巧妙利用平衡常數，借助數學推理加以定量證明來解析動態平衡相關規律，收到了比用平衡移動原理進行的定性推斷更科學、更直觀、更具有說服力的效果。現精選幾例介紹如下，僅供參考：

典例一：在一定溫度下，體積為1L的密閉容器中，加入1molA和1molB，發生反應A（g）+B（g） ?2C（g），達到平衡時，C的濃度為0.8mol/L，求此時A、B的轉化率分別為? ? ?、? ? ?。若保持條件不變，再增加1molA，則B的轉化率將會? ? ? ?，而A的轉化率將會? ? ? （填“增大”、“減小”或“不變”） 。

這樣的題目大家都比較熟悉，解起來也并不復雜，第一個問題中A、B的轉化率利用“三段式”方法很容易便可解出均為40%（此處不再作解析）。我們重點來說一下第二個問題，其實這個問題也不是很難解決，運用咱們熟悉的轉化率規律----在多種反應物形成的可逆反應體系達到平衡后，保證其他條件不變，增加一種反應物的濃度（要求非固體或純液體），可以增大其他反應物的轉化率，而該物質的轉化率降低。就可以得出B的轉化率增大，A的轉化率降低。

此規律使用起來雖說方便，但是這也使很多同學在學習的時候難免產生疑問：“為什么會是這樣的？”有不少教師都嘗試用平衡原理定性的解釋一二，或有時干脆就告訴學生記住就行。仔細想來，如果我們借助于化學平衡常數便可以很直觀的定量解出結果，充分說明此規律的廣泛含義。

具體解析如下：

第一次建立平衡體系時：A（g）+B（g） ? 2C（g）

起始濃度（mol/L） 1? ? ? 1? ? ? ? 0

轉化濃度（mol/L） 0.4? ? 0.4? ? ? 0.8

平衡濃度（mol/L） 0.6? ? 0.6? ? ? 0.8

所以，該條件下反應的平衡常數K=0.82/（0.6×0.6）=16/9

再加入1molA后，根據勒夏特列原理，平衡會向正反應方向移動（也可以用平衡常數和濃度商關系判斷）。B的轉化率一定提高，那該如何確定A呢？

第二次建立平衡體系時：A（g）? +B（g）? ?? ?2C（g）

起始濃度（mol/L） 1.6? ? ? 0.6? ? ? ? 0.8

轉化濃度（mol/L） x? ? ? ? x? ? ? ? ? 2x

平衡濃度（mol/L） 1.6-x? ?0.6-x? ? 0.8-2x

在條件不變時，平衡常數K=（0.8-2x）2/（1.6-x）（0.6-x）=16/9

解得x=0.14

所以可知，此時A的轉化率=（0.4+0.14）/（1+1）×100%=27%<40%，而B的轉化率=（0.4+0.14）/1×100%=54%>40%。這樣看來，問題便迎刃而解了。

典例二：把2.0molPCl3和1.0molCl2充入體積固定的密閉容器中，在一定條件下發生反應：PCl3（g）+Cl2（g）? PCl5（g），達到平衡時，PCl5為0.4mol。如果此時移走1.0molPCl3和0.5molCl2，在相同溫度下再達到平衡時，PCl5的物質的量是（? ?）。

A.0.4mol? B.0.2mol

C.小于0.2mol? ? D.大于0.2mol小于0.4mol

【人教版高中化學選修4《化學反應原理》P38習題8】

一般來說，這種題目常采用隔板法并借助于等效平衡原理解釋。當移走1.0molPCl3和0.5molCl2相當于一開始加入1.0molPCl3和0.5molCl2，若不考慮平衡的移動，PCL5就有0.2mol，可看作用隔板將體積壓縮為容器體積的一半，這樣，移走前后的反應就會等效平衡了，然后，把隔板抽掉，由于體積變大，壓強變小，平衡左移。故實際小于0.2mol。所以選C。

但是這種方法對于初步接觸等效平衡的學生來說，在理解上有很大的困難，問題的關鍵就是前后兩個不等效的狀態，通過中間虛擬的假設態，先做出等效判斷后，再依據條件變化合理推斷平衡移動問題，這是一個難點，所以，我也嘗試通過運用平衡常數來解決。

具體解析如下：

為了便于求算，先假設容器體積為1L。

第一次建立平衡體系時：PCl3（g）+Cl2（g）? PCl5（g）

起始濃度（mol/L） 2.0? ? ?1.0? ? ? ? 0

轉化濃度（mol/L） 0.4? ? 0.4? ? ? ? ?0.4

平衡濃度（mol/L） 1.6? ? 0.6? ? ? ? ?0.4

該條件下反應的平衡常數K =0.4/1.6×0.6=5/12

當移走1.0molPCl3和0.5molCl2時，就可以當作又一次平衡的建立起始關系。由于反應物濃度的減小，平衡應該向逆反應方向移動（此結論也可以用平衡常數與濃度商關系判斷），逐步建立新的平衡。

第二次建立平衡體系時： PCl3（g） +Cl2（g） ?? ?PCl5（g）

起始濃度（mol/L） 0.6? ? ? ? 0.1? ? ? ? ?0.4

轉化濃度（mol/L） ? x? ? ? ? ? x? ? ? ? ? ?x

平衡濃度（mol/L） 0.6+x? ? ? 0.1+x? ? ? ?0.4-x

在條件不變時，平衡常數K =（0.4-x）/（0.6+x）（0.1+x）=5/12

解得：x=0.27（近似值）

故重新達到平衡時，PCl5的物質的量為0.4mol-0.27mol=0.13mol，因此選C。

典例三：對“弱電解質溶液越稀，電離程度越大”的解釋。

很多時候，大家可能都比較習慣根據勒夏特列原理，對于氣體參加的可逆反應，減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。同理，對于弱電解質的電離平衡來說，加水稀釋，弱電解質分子和離子的濃度都同等倍數地減小，相當于氣體反應減小壓強，平衡必然向著化學計量數大的方向移動，故電離平衡向正反應方向移動，電離程度增大。

但是勒夏特列原理定義中減弱一詞的含義較難理解，可如果我們使用電離平衡常數通過計算，定量進行比較，可以較好的突破平衡移動方向的判斷這個難點。所以，可利用平衡常數是將電離平衡移動原理定性的判斷轉化為定量的計算，從而使判斷電離平衡移動更為準確。

具體解析如下：

在一定溫度下，某一弱電解質的電離平衡常數保持不變。例如：醋酸的電離平衡為：CH3COOH? ?? H++CH3COO-

Ka =c（H+）·c（CH3COO-）/c（CH3COOH）

在一定溫度下，若醋酸溶液中各粒子濃度的關系如下：

CH3COOH? ?? H+? ?+? CH3COO-

平衡濃度（mol·L-1）：? ? ? 2? ? ? ?0.02? ? ?0.02

稀釋1倍（mol·L-1）：? ? ? 1? ? ? ?0.01? ? ?0.01

根據稀釋前Ka =0.02×0.02/2=2×10-4

加水稀釋1倍后：c（H+）·c（CH3COO-）/c（CH3COOH）=0.01×0.01/1=1×10-4

因此，若滿足達到平衡時Ka不變，c（H+）、c（CH3COO-）需增大，c（CH3COOH）需減小，那么醋酸的電離平衡必然要向正反應方向移動，使電離程度增大。

通過以上幾個案例的分析，可以看出平衡常數是解答動態平衡問題的重要工具，是解決學平衡問題的一種重要的手段和方法。恰當運用平衡常數，可以很好的幫助學生對平衡相關知識理解升華，在教學中會得到事半功倍的效果。