潘紅梅

摘? ?要：平衡常數(shù)是化學平衡中最重要的核心概念，用于定量表征反應進行的程度。一定溫度下，反應達平衡時的狀態(tài)可能不相同，但平衡常數(shù)相等。這為研究化學反應提供了定量依據(jù)，尤其是真實情境下復雜的反應體系，可運用平衡常數(shù)進行定量分析。

關(guān)鍵詞：平衡常數(shù);化學反應;相等;分析;定量

2017年版課程標準要求學生能夠認識化學平衡常數(shù)是表征化學反應限度的物理量，知道化學平衡常數(shù)的含義。多年的教學實踐發(fā)現(xiàn)學生對平衡常數(shù)的認識存在兩個問題：“溫度決定平衡常數(shù)”“平衡常數(shù)與化學反應的關(guān)聯(lián)”。究其原因就是不理解平衡常數(shù)的特征、含義，不能利用平衡常數(shù)從定量的角度認識化學反應，本文就此展開論述。

1? 溫度決定平衡常數(shù)

對于平衡常數(shù)特征的教學，通常采用“根據(jù)實驗時測量的各組分濃度，求算平衡常數(shù)”。下面以工業(yè)制氫氣的兩個反應為例，其中表1提供了反應1：CO（g）+H2O（g）？葑CO2（g）+H2（g），ΔH<0，在不同的溫度、壓強下，各組分的初始濃度、平衡濃度;表2呈現(xiàn)了反應2：C（s）+H2O（g）？葑CO（g）+H2（g），ΔH>0，在不同的溫度、壓強下，各組分的初始濃度、平衡濃度。

根據(jù)表1、表2中平衡常數(shù)的計算結(jié)果，平衡常數(shù)與溫度之間的關(guān)系落地生成：“平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度相同平衡常數(shù)相等”，同時還收獲了“不同的平衡狀態(tài)具有相同的平衡常數(shù)”，為工業(yè)生產(chǎn)中化學反應的調(diào)控提供重要依據(jù)。

通過實驗數(shù)據(jù)，總結(jié)了溫度與平衡常數(shù)的關(guān)系，大部分學生只機械地記住這一結(jié)論，沒感受科學家是如何認識溫度與平衡常數(shù)的關(guān)系。事實上，荷蘭化學家范特霍夫已經(jīng)從熱力學原理推導出標準平衡常數(shù)隨溫度變化的關(guān)系式：從關(guān)系式可知，升高溫度，放熱反應的化學平衡常數(shù)減小，吸熱反應的化學平衡常數(shù)增大。利用關(guān)系式ln=（-），還可以判斷變化過程中的熱效應以及平衡移動方向。例如根據(jù)表3中一水合氨的電離平衡常數(shù)隨溫度的變化關(guān)系，推斷“氨水的電離是吸熱的過程，升高溫度有利于一水合氨向電離方向移動”。

相比之下，較難的多相反應CaCO3（s）？葑CaO（s）+CO2（g），若保持溫度不變，縮小容器體積，則c（CO2）隨時間變化關(guān)系如圖1所示。再次達平衡時，c（CO2）保持不變的根本原因：“溫度相同平衡常數(shù)（K）相等，而K=c（CO2）”。

2? 定量地認識化學反應

2.1? 理解“反應”“平衡”

平衡常數(shù)的大小反映了化學反應可能進行的程度。平衡常數(shù)的數(shù)值越大，說明反應可以進行得越完全[ 1 ]。一般認為，平衡常數(shù)非常大（K>105）為完全反應，平衡常數(shù)非常?。↘<10-5）基本不發(fā)生反應，10-5<K<105為可調(diào)控反應，提供了定量地認識化學反應依據(jù)。在反應體系中，學生常分不清“化學反應”“化學平衡”誰占主導，教師可引導學生用平衡常數(shù)從定量的角度理解主次關(guān)系。例如鹽酸與醋酸鈉溶液混合時，化學反應方程式：HCl（aq）+CH3COONa（aq）=CH3COOH（aq）+NaCl（aq），平衡常數(shù)K==5.68×104。與此同時，混合溶液中存在醋酸的電離平衡：CH3COOH? ?？葑CH3COO-+H+，平衡常數(shù)Ka=1.76×10-5[ 2 ]。

以平衡常數(shù)作為依據(jù)，學生很容易判斷該混合體系以“化學反應”為主，從而快速解答水溶液體系中微粒關(guān)系問題，進而建立復雜反應體系的微粒分析模型。

2.2? 判斷反應產(chǎn)物

熟悉物質(zhì)間的“陌生”反應同樣可以用化學平衡常數(shù)來定量分析，之所以說“熟悉”“陌生”，“熟悉”是學生能對反應進行簡單的類比，但往往會類推出錯誤的結(jié)果;“陌生”是教材中出現(xiàn)過但只作模糊處理，內(nèi)容不明示。例如“漂白粉在使用時需要加水浸泡片刻，才能更好地發(fā)揮漂白效果，因為次氯酸鹽溶于水后與空氣中的二氧化碳反應生成次氯酸”[ 3 ]。那么家庭中經(jīng)常使用的84消毒液（主要成分是NaClO）漂白原理如何？絕大多數(shù)同學依據(jù)漂白粉的反應原理，認為反應產(chǎn)物是Na2CO3和HClO，而實際上生成了NaHCO3和HClO。

（已知25℃時，K（HClO）=2.95×10-8，Ka1（H2CO3）=4.3×10-7，Ka2（HCO3-）=5.61×10-11[ 2 ]）

如何用平衡常數(shù)判斷該反應產(chǎn)物呢？設(shè)NaClO+H2O+CO2=NaHCO3+HClO平衡常數(shù)為K1：

=14.58

假設(shè)2NaClO+H2O+CO2=Na2CO3+2HClO平衡常數(shù)為K2：

=2.77×10-2

兩個化學反應的平衡常數(shù)相差526倍，由此可以斷定：向次氯酸鹽溶液中通入CO2，無論CO2量如何，次氯酸鹽溶于水后與空氣中的二氧化碳反應都理應生成次氯酸和碳酸氫鹽。

2.3? 分析復雜反應

漂白粉漂白時為何就生成CaCO3？下面繼續(xù)計算Ca（HCO3）2轉(zhuǎn)化成CaCO3（Ca2++2HCO3-=CaCO3+H2O+CO2）的平衡常數(shù)K3：

從平衡常數(shù)K3=4.76×104，可以判斷上述反應比較完全。實驗時使用的試劑有0.0001mol·L-1CaCl2、0.0001mol·L-1NaHCO3溶液、飽和NaHCO3溶液、飽和CaCl2溶液。當飽和NaHCO3溶液與飽和CaCl2溶液混合時，先產(chǎn)生白色沉淀隨后有氣體生成;若把濃度均為0.0001mol·L-1的NaHCO3溶液和CaCl2溶液混合時無上述現(xiàn)象，這也剛好解釋了能否用CaCl2鑒別Na2CO3、NaHCO3這一具有爭議性的問題。

為什么試劑的濃度會使實驗現(xiàn)象出現(xiàn)差異？從定量的角度分析如下：隨著CaCl2溶液的加入，促使NaHCO3溶液中HCO3-電離程度大于其水解程度。即HCO3-？葑CO32-+H+是NaHCO3溶液中的主要平衡，此時，Ca2+與CO32-結(jié)合生成CaCO3，HCO3-結(jié)合電離出的H+形成H2CO3。在飽和溶液中，Ca2+與CO32-的濃度積（Qc）大于Ksp，產(chǎn)生白色沉淀;濃度均為0.0001mol·L-1的溶液中，Ca2+與CO32-的濃度積（Qc）小于或等于Ksp，宏觀上無現(xiàn)象。

反應體系中能否產(chǎn)生沉淀，可用溶度積規(guī)則[ 1 ]進行定量分析。飽和CaCl2溶液通CO2氣體無沉淀產(chǎn)生的原因：c（HCO3-）、c（H+）主要來自H2CO3的第一步電離，溶液中c（HCO3-）≈c（H+），故c（CO32-）Ka2（HCO3-）=5.61×10-11 mol·L-1，此時Qc=c（Ca2+）·c（CO32-）=3.01×10-10<Ksp。

（已知25℃時，飽和CaCl2溶液的濃度約為5.38mol·L-1，Ksp=4.96×10-9 [ 2 ]）

酸和鹽的反應原理，在初中和高一階段，學生只會根據(jù)“強”酸制“弱”酸的反應規(guī)律進行定性解釋，但“強制弱”的反應規(guī)律不具有普適性，最典型的化學反應“CuSO4溶液中通H2S氣體時會產(chǎn)生黑色沉淀CuS，同時生成硫酸”，其平衡常數(shù)K===7.9×1016 [ 2 ] ？垌105，可認為完全反應。因此，選擇性必修《化學反應原理》中引入了“平衡常數(shù)”，它打開了我們認識化學反應的新視角，有助于我們?nèi)娴卣J識化學反應。

為落實化學學科核心素養(yǎng)，實現(xiàn)新一輪教改目標，教學中要求應用已有的知識解答真實的情境問題，而真實的問題一般都是復雜的反應體系，復雜體系的反應要求能從客觀的實驗現(xiàn)象進行定量地解釋、分析。因此，教師要加強對平衡常數(shù)知識的有效整合，利用平衡常數(shù)，幫助學生從定量的角度全面認識化學反應。

參考文獻：

[1] 王磊，陳光巨.化學反應原理（選擇性必修一）[M].濟南：山東科技出版社，2019：99，54，109.

[2] 王祖浩.化學反應原理[M].南京：鳳凰教育出版社，2014：99-100.

[3] 王祖浩.化學第一冊（必修）[M].南京：鳳凰教育出版社，2019：62.

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