平衡常數(shù)的妙用

周異虎

摘 ?要：平衡思想是07版普通高中化學課程標準中提出的化學學科核心素養(yǎng)之一，是新高考重點考查的素養(yǎng)，平衡常數(shù)則是平衡思想“王冠”上最璀璨的明珠，是定量化研究平衡的抓手，也是高中生學習中的難點之一，充分地認識并掌握好平衡常數(shù)的有關知識顯得尤為重要。為此很有必要深挖平衡常數(shù)的潛在價值，充分用好平衡常數(shù)這一重要工具，提高平衡思想教學的效果。

關鍵詞：平衡 ?平衡常數(shù) ?反應方向及程度 ?粒子濃度大小 ?鹽溶液的酸堿性 ?平衡移動方向

中圖分類號：G633.8 ? 文獻標識碼：A 文章編號：1672-3791（2020）06（b）-0224-02

從熱力學理論上來說，任何反應都有可逆性，其中一個就是平衡狀態(tài)，該狀態(tài)下反應體系有個重要參數(shù)——平衡常數(shù)。平衡常數(shù)的大小只取決于反應的本性和溫度高低，且平衡常數(shù)越大，說明正反應的程度越大。據(jù)此，由平衡常數(shù)的大小可確定在該溫度下可逆反應中的正反應能達到的程度。該文試從應用的角度談談平衡常數(shù)（中學化學中的五大平衡常數(shù)：化學平衡常數(shù)Kc或Kp、弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)Ka或Kb、水的離子積常數(shù)KW、鹽水解平衡常數(shù)Kh和難溶電解質(zhì)溶度積常數(shù)Ksp）的奇妙作用。

1 ?判斷酸堿的強弱及溶液中非氧化還原反應型離子反應的方向及程度

在所有弱酸的電離常數(shù)Ka或弱堿的電離常數(shù)Kb表達式中，總的冪為1，所以各種弱酸或弱堿的強弱程度可以直接由Ka或Kb的大小反應。在同一溫度下，Ka或Kb越大，弱酸或弱堿就越強，反之亦然。

例1 解釋：為什么強酸可以制出弱酸（這里的強弱只是相對而言），如反應CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl可以發(fā)生，逆反應卻不能進行？

解析：CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl的離子反應式為CH3COO-+H+=CH3COOH

∴假設該反應為可逆反應，其

顯然，該反應的平衡常數(shù)很大，說明正反應進行的較為徹底，為不可逆反應，其逆反應相當于醋酸的電離，程度很小，認為不進行。

再如，CH3COOH+NaCN=CH3COONa+NaCN的離子反應式為CH3COOH+H+=CH3COO-+HCN

∴假設該反應為可逆反應，其

同理，該反應也是不可逆的反應。可見，凡是強酸與弱堿鹽的反應，其的值總大于1，這樣的反應可以發(fā)生，并且比值越大，反應程度越大。同樣的道理，強堿也可以制出弱堿，例如，反應NaOH+NH4Cl=NH3·H2O+NaCl發(fā)生，其逆反應就不存在。

例2 反應H2S+CuSO4=H2SO4+CuS↓違反了上述規(guī)律，為什么程度卻很大？

解析：表面上看該反應是很弱的酸（氫硫酸）制出了強酸（硫酸），不應該存在。但該反應可以認為由以下過程疊加而成：（1）H2S（aq）H+（aq）+HS-（aq） ?Ka1=1.3×10-7;

（2）HS-（aq）H+（aq）+S2-（aq） ?Ka2=7.1×10-15;（3）CuS（s）====Cu2+（aq）+S2-（aq） ?Ksp=6.3×10-36。

∴（1）+（2）-（3）得：H2S（aq）+Cu2+（aq）=2H+（aq）+CuS（s）

顯然，在生成極難溶于水的CuS推動下，弱酸（氫硫酸）制出了強酸（硫酸）?？此品闯Ｇ闆r其實屬于正常。

例3 請解釋沉淀轉(zhuǎn)化為何一般總是溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的沉淀容易實現(xiàn)，且溶解度差異越大，轉(zhuǎn)化越容易，如Mg（OH）2轉(zhuǎn)化為Fe（OH）3？

解析：Mg（OH）2轉(zhuǎn)化為Fe（OH）3的離子方程式為：3Mg（OH）2+2Fe3+====3Mg2++2Fe（OH）3

∴若該反應為可逆反應，其

反應的完成趨勢大得驚人。

綜上所述，溶液中非氧化還原反應型離子反應的方向可以由確定反應的平衡常數(shù)K的大小來判定，確定平衡常數(shù)K的能力是《化學反應原理》中平衡思想的關鍵能力，反映著學生是否真正對平衡思想理解和融會貫通了，也是新高考將來必考的能力。

2 ?判斷溶液中粒子濃度大小或水解鹽溶液的酸堿性

應用平衡常數(shù)的定量化功能，可以幫助判斷溶液中粒子濃度大小或水解鹽溶液的酸堿性。

例4 請確定NaH2PO4溶液的酸堿性，并排出粒子濃度的順序來。

解析：NaH2PO4溶液中存在的過程如下（一定要按程度由大到小的順序排列）：

（1）NaH2PO4=Na++H2PO4-

（2）H2PO4-H++HPO42- ?Ka2=6.3×10-8

（3）H2PO4-+H2OH3PO4+OH-

（4）HPO42-H++PO43- ?Ka3=4.2×10-13

（5）H2OH++OH- ?KW=1.0×10-14

又∵影響溶液酸堿性的過程（2）（3）（4）中Ka2>>Kh>Ka3

∴NaH2PO4溶液中，c（H+）>c（OH-），溶液呈酸性（較強），依照以上由強到弱的變化趨勢不難排出粒子濃度的順序如下：c（Na+）>c（H2PO4-）>c（H+）>c（HPO42-）>c（OH-）>

c（H3PO4）>c（PO43-）。

可以看出，多元弱酸與強堿形成的酸式鹽溶液的酸堿性取決于酸式鹽陰離子水解程度與自身第一步電離程度的相對大小，可由酸式鹽陰離子水解平衡常數(shù)Kh與鹽酸式陰離子自身第一步電離平衡常數(shù)（不是相應酸的第一步電離，如H2PO4-的第一步電離平衡常數(shù)為Ka2，而不是Ka1）的相對大小來判定。

3 ?判斷平衡移動方向

判斷平衡移動方向，用平衡移動原理（又叫勒夏特列原理）或外界條件對平衡影響規(guī)律去解決比較合適，用平衡常數(shù)與濃度商或離子積的相對大小也可以做出判斷，兩種方法比較：前者抽象難理解，但掌握了以后用起來簡便易行，后者剛好相反。所以剛開始學習平衡移動原理（又叫勒夏特列原理）或外界條件對平衡影響規(guī)律時，建議結(jié)合平衡常數(shù)的必要推導幫助學生過好原理的理解關。

例5 為什么在其他條件不變時，增大壓強平衡會向著氣體體積縮小的方向移動？

解析：已知，在一定條件下容積為V的密閉容器中反應aA（g）bB（g）達平衡時，（為了方便推導，這里只取一種反應物和一種生成物）。

某時刻瞬間將容器的容積減半（V→V/2），則壓強加倍，A、B的濃度瞬間加倍，此時有：

反應體系的

∴當aK，平衡逆向移動;當a=b時，QC=K，平衡不移動;當a>b時，QC

總之，在其他條件不變時，增大壓強平衡會向著氣體計量數(shù)和小的方向移動，減小壓強平衡會向著氣體計量數(shù)和大的方向移動，如果反應前后氣體計量數(shù)和相等，平衡則不發(fā)生移動。

弱電解質(zhì)稀溶液在稀釋時電離平衡正向移動、溶液混合過程中難溶電解質(zhì)是否析出沉淀等原理的理解與此類似，這里不再贅述。

以上，談了筆者對平衡常數(shù)應用粗淺的認識，平衡常數(shù)的應用并不止這些，由于才疏學淺，可能掛一漏萬，并沒有將平衡常數(shù)神奇美妙之處充分地展現(xiàn)出來，希望有更多的人參與到挖掘平衡常數(shù)這一寶貴礦產(chǎn)的交流研討中，豐富大家對平衡常數(shù)的認識，讓平衡思想這一化學核心素養(yǎng)扎根學生的腦海。

參考文獻

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