巧用平衡常數(shù) 解析平衡規(guī)律

司志兵

化學平衡常數(shù)是利用函數(shù)方法，定量描述化學平衡，揭示化學平衡規(guī)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(shù)基本特征，巧妙利用平衡常數(shù)，借助數(shù)學推理加以定量證明來解析動態(tài)平衡相關規(guī)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?，F(xiàn)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(fā)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(zhuǎn)化率分別為? ? ?、? ? ?。若保持條件不變，再增加1molA，則B的轉(zhuǎn)化率將會? ? ? ?，而A的轉(zhuǎn)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(zhuǎn)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(zhuǎn)化率規(guī)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(zhuǎn)化率，而該物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率降低。就可以得出B的轉(zhuǎn)化率增大，A的轉(zhuǎn)化率降低。

此規(guī)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(chǎn)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(shù)便可以很直觀的定量解出結(jié)果，充分說明此規(guī)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(zhuǎn)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(shù)K=0.82/（0.6×0.6）=16/9

再加入1molA后，根據(jù)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(shù)和濃度商關系判斷）。B的轉(zhuǎn)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(zhuǎn)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(shù)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(zhuǎn)化率=（0.4+0.14）/（1+1）×100%=27%<40%，而B的轉(zhuǎn)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(fā)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(zhì)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(tài)，通過中間虛擬的假設態(tài)，先做出等效判斷后，再依據(jù)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(shù)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(zhuǎn)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(shù)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(jié)論也可以用平衡常數(shù)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(zhuǎn)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(shù)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(zhì)的量為0.4mol-0.27mol=0.13mol，因此選C。

典例三：對“弱電解質(zhì)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(jù)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(zhì)的電離平衡來說，加水稀釋，弱電解質(zhì)分子和離子的濃度都同等倍數(shù)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(shù)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(shù)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(shù)是將電離平衡移動原理定性的判斷轉(zhuǎn)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(zhì)的電離平衡常數(shù)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(jù)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(shù)是解答動態(tài)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(shù)，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。