化学平衡理论的应用

沈镇和

化学平衡理论是高中化学课程的重要内容，其理论在以后的学习中不断地应用。弱电解质的电离平衡（包括水的电离平衡）、盐类对水解平衡以及难溶物的溶解平衡都可以看成是化学平衡的延伸和应用。理解这些平衡的思维方式与化学平衡非常相似，有很强的可比性。以上内容在高中化学的学习中有非常重要的地位，也是高考常考的知识点。以下就化学平衡理论在上述内容中的应用加以归纳，试理出该理论在应用过程中的异同点。

一、化学平衡的判断

在一定条件下，当一个可逆反应的正反应速率等于逆反应速率，反应体系中各物质的浓度保持不变，该可逆反应就达到平衡状态。

平衡类型 平衡特点

弱电解质的电离平衡（以CH3COOH为例） 溶液中CH3COOH、CH3COO-、H+、OH-浓度保持不变。

水的电离平衡 水中H+、OH-浓度保持不变。

水解平衡（以CH3COONa为例） 溶液中CH3COOH、CH3COO-、H+、Na+、OH-浓度保持不变。

难溶物的溶解平衡（以BaSO4为例） 溶液中Ba2+、SO42-浓度保持不变。

二、平衡移动

当外界条件发生改变时，可逆反应的平衡向减弱这种改变的方向移动直到建立新的平衡状态。这就是平衡移动原理即勒夏特列原理。

平衡类型 方程式 条件改变示例

弱电解质的电离平衡（以CH3COOH为例） CH3COOH? CH3COO-+H+ 加入氢氧化钠使H+浓度减小，平衡右移。

水的电离平衡 H2O?H++OH- 加入盐酸使H+浓度增大，平衡左移;加入氢氧化钠使OH-浓度增大，平衡左移。

水解平衡（以CH3COONa为例） CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH- 加入氢氧化钠使OH-浓度增大，平衡左移。

难溶物的溶解平衡（以BaSO4为例） BaSO4（s）?Ba2+（aq）+SO42-（aq） 加入硫酸使SO42-浓度增大，平衡左移。

三、平衡常数

化学平衡常数是指在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，也不管反应物起始浓度大小，最后都达到平衡，这时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值。

例如对于任意可逆化学反应 mA+nB?pC+qD;△H<0在一定温度下达到化学平衡时，其平衡常数表达式为：

化学平衡常数的意义。一般的，K越大，可逆反应进行的程度越大，反应物的转化率越大。

化学平衡常数的影响因素。一般认为，化学平衡常数K（Kc）只与温度有关，与其他外界条件无关。由于该可逆反应是放热反应，温度升高，平衡向逆反应方向移动，K减小。反之温度降低，平衡向正反應方向移动，K增大。

化学平衡常数应用。若Qc=K，则可逆反应的正反应速率等于逆反应速率，该反应达到平衡状态。若Qc>K，则可逆反应的正反应速率小于逆反应速率，平衡向逆反应方向移动。若Qc

（注意：Qc的表达式与K相同，Qc表达式中各物质的浓度为任意时刻，而K表达式中各物质的浓度为平衡浓度）

以下分别讨论温度对各平衡常数的影响及各平衡常数的应用。

（1）温度对各平衡常数影响比较。

平衡类型 平衡热效应 平衡移动的方向 温度变化影响

弱电解质的电离平衡（以CH3COOH为例） 吸热 向正方向移动 Ka、Kb增大

水的电离平衡 吸热 向正方向移动 Kw增大

水解平衡（以CH3COONa为例） 吸热 向正方向移动 K增大

难溶物的溶解平衡（以BaSO4为例） 大部分为吸热（少数为放热如氢氧化钙） 向正方向移动（氢氧化钙相反） Ksp增大（氢氧化钙Ksp减小）

（2）Ka（Kb）越大，说明弱酸（弱碱）的电离程度越大，弱酸（弱碱）的酸性（碱性）越强。

水解平衡的K越大，说明盐类水解进行的程度越大，水解得越完全。

难溶电解质的Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。一般情况下，Ksp越大，难溶电解质的溶解能力越强。

（3）弱电解质的电离平衡（包括水的电离平衡）、盐类对水解平衡中Qc与K的关系的应用较为少见，这三种平衡的移动方向一般用勒夏特列定理判断。在沉淀溶解平衡中则有较重要的用途，如下（以BaSO4为例）：

若溶液中c（Ba2+）·c（SO42-）=Ksp（BaSO4），该溶液为饱和溶液，体系中沉淀溶解的速率和溶液中离子产生沉淀的速率相等，溶液中各种离子的浓度保持不变，即体系处于平衡状态。

若溶液中c（Ba2+）·c（SO42-）>Ksp（BaSO4），体系中离子产生沉淀的速率大于沉淀溶解的速率，则溶液中会析出沉淀。这是判断一种溶液是否会析出沉淀的重要依据。

若溶液中c（Ba2+）·c（SO42-）

以上就化学平衡理论在高中化学学习中各种平衡的应用以及各平衡使用中的异同进行总结和归纳。希望能有助于理清思路，便于应用。