巧用平衡常数 解析平衡规律
2019-09-10司志兵
司志兵
化学平衡常数是利用函数方法，定量描述化学平衡，揭示化学平衡规律的一种有效手段。它对于化学平衡移动的理解，化学平衡的计算，都有着重要的意义。在实际教学中，我尝试按照平衡常数基本特征，巧妙利用平衡常数，借助数学推理加以定量证明来解析动态平衡相关规律，收到了比用平衡移动原理进行的定性推断更科学、更直观、更具有说服力的效果。现精选几例介绍如下，仅供参考：
典例一：在一定温度下，体积为1L的密闭容器中，加入1molA和1molB，发生反应A（g）+B（g） ⇌2C（g），达到平衡时，C的浓度为0.8mol/L，求此时A、B的转化率分别为 、 。若保持条件不变，再增加1molA，则B的转化率将会 ，而A的转化率将会 （填“增大”、“减小”或“不变”） 。
这样的题目大家都比较熟悉，解起来也并不复杂，第一个问题中A、B的转化率利用“三段式”方法很容易便可解出均为40%（此处不再作解析）。我们重点来说一下第二个问题，其实这个问题也不是很难解决，运用咱们熟悉的转化率规律----在多种反应物形成的可逆反应体系达到平衡后，保证其他条件不变，增加一种反应物的浓度（要求非固体或纯液体），可以增大其他反应物的转化率，而该物质的转化率降低。就可以得出B的转化率增大，A的转化率降低。
此规律使用起来虽说方便，但是这也使很多同学在学习的时候难免产生疑问：“为什么会是这样的？”有不少教师都尝试用平衡原理定性的解释一二，或有时干脆就告诉学生记住就行。仔细想来，如果我们借助于化学平衡常数便可以很直观的定量解出结果，充分说明此规律的广泛含义。
具体解析如下：
第一次建立平衡体系时：A（g）+B（g） ⇌ 2C（g）
起始浓度（mol/L） 1 1 0
转化浓度（mol/L） 0.4 0.4 0.8
平衡浓度（mol/L） 0.6 0.6 0.8
所以，该条件下反应的平衡常数K=0.82/（0.6×0.6）=16/9
再加入1molA后，根据勒夏特列原理，平衡会向正反应方向移动（也可以用平衡常数和浓度商关系判断）。B的转化率一定提高，那该如何确定A呢？
第二次建立平衡体系时：A（g） +B（g） ⇌ 2C（g）
起始浓度（mol/L） 1.6 0.6 0.8
转化浓度（mol/L） x x 2x
平衡浓度（mol/L） 1.6-x 0.6-x 0.8-2x
在条件不变时，平衡常数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的转化率=（0.4+0.14）/（1+1）×100%=27%<40%，而B的转化率=（0.4+0.14）/1×100%=54%>40%。这样看来，问题便迎刃而解了。
典例二：把2.0molPCl3和1.0molCl2充入体积固定的密闭容器中，在一定条件下发生反应：PCl3（g）+Cl2（g） PCl5（g），达到平衡时，PCl5为0.4mol。如果此时移走1.0molPCl3和0.5molCl2，在相同温度下再达到平衡时，PCl5的物质的量是（ ）。
A.0.4mol B.0.2mol
C.小于0.2mol D.大于0.2mol小于0.4mol
【人教版高中化学选修4《化学反应原理》P38习题8】
一般来说，这种题目常采用隔板法并借助于等效平衡原理解释。当移走1.0molPCl3和0.5molCl2相当于一开始加入1.0molPCl3和0.5molCl2，若不考虑平衡的移动，PCL5就有0.2mol，可看作用隔板将体积压缩为容器体积的一半，这样，移走前后的反应就会等效平衡了，然后，把隔板抽掉，由于体积变大，压强变小，平衡左移。故实际小于0.2mol。所以选C。
但是这种方法对于初步接触等效平衡的学生来说，在理解上有很大的困难，问题的关键就是前后两个不等效的状态，通过中间虚拟的假设态，先做出等效判断后，再依据条件变化合理推断平衡移动问题，这是一个难点，所以，我也尝试通过运用平衡常数来解决。
具体解析如下：
为了便于求算，先假设容器体积为1L。
第一次建立平衡体系时：PCl3（g）+Cl2（g）⇌ PCl5（g）
起始浓度（mol/L） 2.0 1.0 0
转化浓度（mol/L） 0.4 0.4 0.4
平衡浓度（mol/L） 1.6 0.6 0.4
该条件下反应的平衡常数K =0.4/1.6×0.6=5/12
当移走1.0molPCl3和0.5molCl2时，就可以当作又一次平衡的建立起始关系。由于反应物浓度的减小，平衡应该向逆反应方向移动（此结论也可以用平衡常数与浓度商关系判断），逐步建立新的平衡。
第二次建立平衡体系时： PCl3（g） +Cl2（g） ⇌ PCl5（g）
起始浓度（mol/L） 0.6 0.1 0.4
转化浓度（mol/L） x x x
平衡濃度（mol/L） 0.6+x 0.1+x 0.4-x
在条件不变时，平衡常数K =（0.4-x）/（0.6+x）（0.1+x）=5/12
解得：x=0.27（近似值）
故重新达到平衡时，PCl5的物质的量为0.4mol-0.27mol=0.13mol，因此选C。
典例三：对“弱电解质溶液越稀，电离程度越大”的解释。
很多时候，大家可能都比较习惯根据勒夏特列原理，对于气体参加的可逆反应，减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。同理，对于弱电解质的电离平衡来说，加水稀释，弱电解质分子和离子的浓度都同等倍数地减小，相当于气体反应减小压强，平衡必然向着化学计量数大的方向移动，故电离平衡向正反应方向移动，电离程度增大。
但是勒夏特列原理定义中减弱一词的含义较难理解，可如果我们使用电离平衡常数通过计算，定量进行比较，可以较好的突破平衡移动方向的判断这个难点。所以，可利用平衡常数是将电离平衡移动原理定性的判断转化为定量的计算，从而使判断电离平衡移动更为准确。
具体解析如下：
在一定温度下，某一弱电解质的电离平衡常数保持不变。例如：醋酸的电离平衡为：CH3COOH ⇌ H++CH3COO-
Ka =c（H+）·c（CH3COO-）/c（CH3COOH）
在一定温度下，若醋酸溶液中各粒子浓度的关系如下：
CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO-
平衡浓度（mol·L-1）： 2 0.02 0.02
稀释1倍（mol·L-1）： 1 0.01 0.01
根据稀释前Ka =0.02×0.02/2=2×10-4
加水稀释1倍后：c（H+）·c（CH3COO-）/c（CH3COOH）=0.01×0.01/1=1×10-4 因此，若满足达到平衡时Ka不变，c（H+）、c（CH3COO-）需增大，c（CH3COOH）需减小，那么醋酸的电离平衡必然要向正反应方向移动，使电离程度增大。 通过以上几个案例的分析，可以看出平衡常数是解答动态平衡问题的重要工具，是解决学平衡问题的一种重要的手段和方法。恰当运用平衡常数，可以很好的帮助学生对平衡相关知识理解升华，在教学中会得到事半功倍的效果。
