例析化學平衡常數的兩種應用

方孫斌

1.可逆反應轉化的程度比較和移動方向的判斷

化學平衡移動（勒夏特列）原理定義中減弱一詞的含義較難理解，若使用化學平衡常數通過計算，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，平衡常數是將化學平衡移動原理定性的判斷轉化為定量的計算，從而使判斷平衡移動更為準確。用平衡常數也可以快速的解決勒夏特列原理無法解釋的問題。因此引入濃度商，一定溫度的可逆反應在任意狀態下，生成物濃度的系數次冪之積與反應物濃度系數次冪之積的比值，這個比值稱為濃度商，一般用Q表示。若Q =K，體系處于化學平衡；若QK，反應向逆向進行。

例1 （2017屆鹽城中學期末試題）一定溫度下，向3個初始體積均為1.0 L的密閉容器中按表1所示投料，發生反應

N2（g）+3H2（g）2NH3（g） ΔH<0

達到平衡，下列說法錯誤的是（ ）。

試題剖析 選項A需比較Ⅰ和Ⅱ反應物的轉化率，則以Ⅰ為參考，由于正反應為放熱反應，所以Ⅱ的絕熱恒容體系建立平衡后體系溫度更高，運用等效平衡理論，相當于對Ⅰ建立的平衡體系升高溫度，則平衡逆向移動，反應物的轉化率降低，則得出α1>α2，故A正確；選項B要判斷平衡時NH3的物質的量b的值，還以Ⅰ為參考，運用等效平衡理論，將Ⅲ容器體積擴大至2.0 L，則平衡時NH3的物質的量為2.4 mol，再將Ⅲ容器體積縮小至1.0 L，相當于對Ⅰ建立的平衡體系增大壓強，平衡正向移動，則Ⅲ容器達到平衡時NH3的物質的量b>2.4，故B錯誤；選項C達到平衡時容器Ⅱ的溫度比容器Ⅰ高，容器Ⅱ中的反應速率比容器Ⅰ中的大，故C正確；選項D對Ⅰ容器中平衡時可計算出在該溫度下的化學平衡常數K：

N2（g） + 3H2（g）2NH3（g）

起始濃度130

變化濃度0.61.81.2

平衡濃度0.41.21.2

則K=1.22/（0.4×1.23）=1.736

保持溫度不變，向容器Ⅰ中再充入0.1 mol N2、0.2 mol H2、0.2 mol NH3，則得c（N2）2=0.5 mol/L、c（H2）2=1.4 mol/L、c（NH3）2=1.4 mol/L，

則濃度商Q=1.42/（0.5×1.43）=1.020

答案：B。

2.判斷反應的熱效應

因化學反應總伴隨著能量變化，則反應前后就會有溫度的變化，而溫度變化是平衡狀態、反應物轉化率、影響化學平衡的移動主要因素之一，化學平衡常數只與溫度有關，則有時需通過化學平衡常數來考查反應的熱效應。

例2 （2017屆揚州中學期末試題，節選）煤化工通常通過研究不同溫度下平衡常數以解決各種實際問題。已知等體積的CO和水蒸氣進入反應器時，會發生如下反應：

CO（g）+H2O（g）H2（g）+CO2（g）該反應平衡常數隨溫度的變化見表2。

（1）該反應的平衡常數的表達式為：。

（2）該反應的正反應方向是反應（填“吸熱”或“放熱”），若在500℃時進行，設起始時CO和H2O的濃度均為0.020 mol·L-1，在該條件下CO的平衡轉化率為。

試題剖析 （1）考查化學平衡常數表達式書寫，根據定義可寫出K=c（CO2）·c（H2）c（H2O）·c（CO）。

（2）由題中表示信息可知溫度升高，平衡常數K減小，可推斷平衡逆向移動，根據化學平衡移動原理：溫度升高，平衡向吸熱方向移動，因此逆反應為吸熱反應，則正反應為放熱反應；500℃時K=9，則設CO的濃度變化量為x，則

CO（g）+H2O（g）H2（g）+CO2（g）

起始量（mol/L）： 0.020.0200

變化量（mol/L）： xxxx

平衡量（mol/L）：0.02-x0.02-xxx

由x×x（0.02-x）×（0.02-x）=9，解得x=0.015，故CO的轉化率為0.015/0.02×100%=75%。

（收稿日期：2017-05-18）