“化學平衡常數”應用的教學體會

“化學平衡常數”應用的教學體會

　　“化學平衡常數”應用的教學體會
　　
　　作者/楊啟明 李飛艷
　　
　　在學習化學平衡知識時，學生對化學平衡常數的應用認識較為淺薄。但實際上，很多較難的化學平衡問題都可以通過化學平衡常數K進行解決，甚至包括電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的一些問題，它們都是以化學平衡為基礎的。
　　
　　例如有些學生不太理解“濃度越小，弱電解質的電離程度越大”，其實這個問題就可以通過平衡常數K與Qc的關系解決。
　　
　　所以，Qc＜Ka，平衡向右移動，電離程度變大。
　　
　　由以上例題可知，平衡常數的應用是非常重要的。通過化學平衡常數不僅可以直接判定一個反應進行的程度，也可以間接通過平衡常數判定可逆反應進行的方向或移動的方向，還可以用于熱效應的判定。現總結如下：
　　
　　1. 判斷方向
　　
　　（1） 起始反應的方向。在一定條件下，可逆反應中各組分的濃度已知，可逆反應將向什么方向進行？這樣的問題我們可以用化學平衡常數K就能輕松解決。
　　
　　方法：將所給各組分的濃度代入平衡常數表達式中而得到Qc，若Qc＞K，則表明加入的物質中生成物濃度大了，而反應物濃度小了，平衡將逆向進行；若Qc＜K，則平衡正向進行；若Qc＝K，則表示可逆反應已達平衡狀態。因此，利用Qc與K是否相等，可判定可逆反應是否達平衡狀態。
　　
　　例如吸熱反應N2（g）＋O2（g）？葑2NO（g），在2 000℃時，K=6.2×10-4。2 000℃時，向10L密閉容器中放入2.94×10-3molNO，2.50×10-1molN2和4.00×10-2molO2，通過計算回答：①此反應的初始狀態是否為化學平衡狀態？②若非化學平衡狀態，反應將向哪個方向進行以達到化學平衡狀態？
　　
　　解析：由題信息我們可以很容易計算出N2、O2、NO的濃度分別為2.94×10-4mol/L、2.50×10-2mol/L、4.00×10-3mol/L，再通過計算Qc=8.60×10-4＞K，所以該反應未達平衡，反應將逆向進行。
　　
　　（2）平衡移動的方向。如果可逆反應改變反應物和生成物濃度時，平衡將向什么反向移動？方法與（1）中一樣，仍用Qc與K的關系。
　　
　　例如800℃時，化學平衡CO（g）＋H2O（g）？葑CO2（g）＋H2（g）的平衡常數K為1，若達到平衡后其他條件不變，將C（H2O）增大到原來的2倍，同時將C（CO2）增大到原來的3倍，化學平衡將向什么方向移動？我們可將所改變的濃度代入到平衡常數表達式而得到Qc，很顯然Qc＞K，因此平衡將向逆反應方向移動。
　　
　　2. 判斷反應熱效應
　　
　　平衡常數K值的大小只與外界的溫度有關。溫度發生變化，平衡常數也隨著改變。若溫度升高，K值變大，則正反應為吸熱反應；若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應。
　　
　　3. 判定轉化率
　　
　　一定溫度下，K值越大，反應進行得越完全，反應物轉化率就越高，反之就越低。所以，我們可利用K的大小判定反應物轉化率的大小。
　　
　　例如27℃時，反應（1）：N2（g）＋O2（g）？葑2NO（g），K=3.84×10-31，反應②：2SO2（g）＋O2（g）？葑2SO3（g），K=
　　
　　3.10×1025，判斷這兩個反應進行的程度？
　　
　　很明顯，第一個反應的平衡常數很小，說明其反應的程度很小，幾乎不能發生。而后一個反應的平衡常數很大，說明這個反應進行的比較完全，轉化率就很大。
　　
　　（山東省膠州市第二中學）

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