化學平衡常數在中學化學中的考查方式

田鴻鳩 鄒蕭霞

摘 要：在許多試題中，化學平衡常數（用K表示，下同）常作為化學平衡考查的一個“熱點”。

關鍵詞：化學平衡常數；考查方式；“熱點”

主要有以下幾個方面：

一、 判斷可逆反應進行的程度

K值越大，可逆反應平衡體系中生成物越多，正反應進行的程度越大，轉化率越高，反應進行越完全；反之，K值越小，可逆反應平衡體系中生成物越少，正反應進行的程度越小，轉化率越低，反應進行得越不完全。一般來說，當K值大于105時，反應進行完全。

例如，在某溫度時，H2+Cl22HCl，K=5.3×1033，H2+I2（g）2HI，K=48.74。H2與Cl2反應進行的程度大，H2與I2（g）反應進行的程度小，可以確認H2與Cl2的反應進行得完全，不是可逆反應，H2與I2反應進行不完全，是可逆反應。

二、 判斷反應的熱效應

①溫度升高，K值增大，平衡正向移動，正反應吸熱；K值減小，平衡逆向移動，正反應放熱。

②溫度降低，K值增大，平衡正向移動，正反應放熱；K值減小，平衡逆向移動，正反應吸熱。

例如：在一定體積的密閉容器中，對于可逆反應：

Cu（NH3）2Ac+CO+NH3[Cu（NH3）3]Ac·CO，K與T存在如下關系：15℃時，K=5×104，50℃時，K=2，100℃時，K=1.9×10-5。

試判斷該反應為 （填“吸熱”或“放熱”）反應。

解析：通過K與T的關系可得：升高溫度，K值減小，說明平衡逆向移動，正反應放熱。

三、 判斷可逆反應是否平衡以及不平衡時反應進行的方向

對可逆反應mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g），在定溫下的某時刻，QC與K有如下關系：QC=cp（C）·cq（D）cm（A）·cn（B）（QC為濃度商）

當QCK時，反應逆向進行；當QC=K時，反應處于平衡狀態。

例如：在定溫下的密閉容器中存在如下反應：

2SO2+O22SO3（g），已知二氧化硫的起始濃度為0.4 mol/L，氧氣的起始濃度為1 mol/L，經測定某溫度下的平衡常數約為19，當二氧化硫轉化率為50%時，判斷反應是否達到平衡狀態？若未達到，向哪個方向進行？

解析： 2SO2 + O2 2SO3

起始濃度（mol/L）： 0.410

轉化濃度（mol/L）： 0.4×50%0.10.2

轉化后濃度（mol/L）：0.20.90.2

此時：QC=c2（SO3）c2（SO2）·c（O2）=0.220.22×0.9=109<19=K

所以，當SO2轉化率為50%時，反應未達平衡狀態，反應向正反應方向進行。

四、 計算反應物的轉化率

根據轉化率的計算公式：

轉化率=已反應的反應物濃度該反應物的起始濃度×100%

已知平衡常數和平衡濃度（或起始濃度），可以計算起始濃度（或平衡濃度），進而可以計算出反應物的轉化率。

例如：考查方式三中的例題：繼續設問達平衡狀態時，SO2的轉化率應為多少？

解析：設SO2的轉化率為x，則：

2SO2+ O2 2SO3

起始濃度（mol/L）：0.410

轉化濃度（mol/L）：0.4x0.2x0.4x

平衡濃度（mol/L）：0.4（1-x）1-0.2x0.4x

則：（0.4x）2[0.4（1-x）]2·（1-0.2x）≈19 解得：x=0.8

所以SO2的轉化率為80%。

五、 計算可逆反應中某物質的平衡濃度或起始濃度

依據平衡常數和起始濃度來計算平衡濃度，也可依據平衡常數和平衡濃度來計算起始濃度。

例如：在容積為1.0 L的密閉容器中，將1.0 mol H2O和0.2 mol CO混合加熱至600℃，達到下列平衡：H2O（g）+CO（g）H2（g）+CO2（g），K=1.0，試求H2O的平衡濃度。

解析：設x為達到平衡時H2O的平衡濃度，

H2O（g）+CO（g）H2（g）+CO2（g）

開始濃度（mol/L）：1 0.2 0 0

轉化濃度（mol/L）：1-x1-x1-x1-x

平衡濃度（mol/L）：xx-0.81-x1-x

根據K=c（CO2）·c（H2）c（CO）·c（H2O）=（1-x）2x（x-0.8）=1，得x=0.83

故H2O的平衡濃度為0.83 mol/L。

作者簡介：

田鴻鳩，鄒蕭霞，甘肅省武威市，古浪縣第三中學。