发挥化学平衡常数在中学平衡教学中的核心作用

□四川省成都七中嘉祥外国语学校 曾定军

化学平衡属于化学热力学的研究范畴，同时也是分析化学的基础，在整个化学知识体系中有着不可或缺的重要地位，中学化学教学也对化学平衡尤为重视。人教版高中化学教科书考虑到中学生的认知水平，分别在必修2和选修4两个阶段以螺旋上升的方式设计化学平衡教学。[1］必修阶段要求学生了解可逆反应，认识化学反应的限度（化学平衡状态）；选修阶段上升到要求学生认识化学平衡移动（勒夏特列原理），了解化学平衡常数（K）的含义，并能够利用化学平衡常数进行简单的计算。从必修到选修，学生对化学平衡这一主题的学习实现了从定性到定量的转变。化学平衡是电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的理论基础，化学平衡常数则是基于定量的四大平衡的核心内容，[2］对于学生深度理解并建立平衡思想有着至关重要的作用，在中学化学教学中应该加强平衡常数学习。

一、规范化学平衡常数（K）的表示方法

在 T温度下，对于可逆反应 A（g）+B（g）（g）+ （g），实验表明，生成物浓度幂的连乘积与反应物浓度幂的连乘积之比，是一个常数，可用Kc来表示，称为浓度平衡常数。[3］计算公式为其中c表示各物质的物质的量浓度，单位mol/L。由公式我们不难推出，Kc是存在单位（量纲）的，为（mol/L）p+q-m-n，只有p+q=m+n时，单位才为1。同样道理，对于气体参与的反应，如果用气体分压P来代替浓度，可以推出另一种平衡常数Kp，称为压强（压力）平衡常数，计算公式若气体分压P取单位Pa，则Kp存在单位，为（Pa）p+q-m-n，只有 p+q=m+n 时，单位才为1。这两种平衡常数的表示方法均需要通过实验测定出物质的浓度或者分压，统称为经验平衡常数，在单位确定的情况下，其数值只随温度而变化。

经验平衡常数由实验直接测定，操作不便，化学中更常使用的是由热力学公式推导出的标准平衡常数Kθ。Kθ也可类似Kc、Kp的公式表达，只是浓度要除以标准浓度（1 mol/L），压强也要除以标准压强（100 kPa）之后再代入公式计算。这样就可以将浓度、压强单位都约掉，于是Kθ单位为“1”，或称为无量纲。

人教版选修4对于化学平衡常数用字母K表示，并且不带单位。根据教材P29的阐述，我们可以确定教材所指为浓度平衡常数Kc。考虑到高中学生现有知识水平，教材以 H2（g） +X2（g） 2HX（g）（X 表示卤素）为例，通过实验数据计算出的K未带单位，其根本原因在于该反应前后气体分子数不变，故将单位“1”省略不写。P30两道利用平衡常数进行计算的例题同样是前后气体分子数不变的反应。这样就回避了平衡常数存在单位的情境，带给学生甚至教师以较大的困惑。2014年全国高考新课标2卷第26题（2）问，要求列式计算温度T是反应的平衡常数K2，计算结果中单位为mol/L。2014年全国高考新课标1卷第28题（3）问，对反应CH2=CH2（g）+H2O（g） C2H5OH（g），要求学生用平衡分压代替平衡浓度计算该反应的平衡常数 （分压=总压×物质的量分数），计算结果中单位为（MPa）-1。这样的考核要求让师生措手不及，“平衡常数到底带不带单位”成为教研活动中的热点话题。2015年四川高考选择第7题D选项：“用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数KP=24.0P总”（气体分压 （P分）=气体总压 （P总）×体积分数）。高考要求的进一步提高，意味着在中学教学中我们绝对不能再像以往一样，给学生一个粗略的甚至是不准确的K的表达。在中学教学中必须让学生明确知道Kc与Kp两种经验平衡常数的表达，以及量纲的有无。[4］

同时我们还要注意到，水溶液中的离子平衡部分，还将涉及到多个平衡常数，如酸碱电离常数（Ka、Kb），水的离子积常数Kw，盐的水解常数Kh，难溶电解质的溶度积常数Ksp，这些常数均未带单位，都应理解为标准平衡常数，在教学中要正确认识。

二、化学平衡常数（K）对于平衡移动方向判定的重要意义

中学化学教学中，对平衡移动方向这一教学重难点往往采用先实验现象观察，再运用v-t图表示v正和v逆的变化趋势，最后推出外界条件对平衡移动的影响，并最终统一于勒夏特列原理这一教学模式。[5］这样的知识处理方式固然能让多数学生掌握几个平衡移动的经典结论，但并不严谨的推导并不能让学生真正理解平衡。

1.浓度（c）对平衡移动的影响。

单一物质浓度的变化对平衡移动的影响用v正和v逆的变化来分析尚可，但对于涉及多种物质浓度变化的情境，往往无能为力。例如：对于典型可逆反应N2（g）+3H2（g） 2NH3（g），平衡时，充入一定量的 N2，若维持温度与体积不变，由于c（N2）增大，平衡正向移动；若维持温度与压强不变，平衡如何移动？[6］由于充入N2时气体体积膨胀，虽然 c（N2）增大，但 c（H2）和 c（NH3）均减小，因此无法判断平衡移动方向。但如果利用平衡常数K与浓度商Q的大小关系则可以轻松判断。Q的计算表达式与K一样，当某条件下的Q=K，表示恰好平衡；Q＜K，表示未达平衡，正向反应；Q＞K，则表示逆向反应。又如：保持温度不变，向pH=4的CH3COOH溶液中加入等体积的pH=4的稀盐酸，判断CH3COOH的电离平衡是否移动？利用CH3COOH的电离平衡常数，c（H+）不变，而 c（CH3COOH）和 c（CH3COO—）均减半，可推出平衡并不移动。

2.压强（P）对平衡移动的影响。

在中学课堂教学中，很难在课堂实验条件下改变压强判断平衡移动，即使对于针筒实验2NO2（g） N2O4（g），因操作原因，通过观察颜色变化判断平衡移动方向很难做到。而从v—t图的角度分析，学生往往很难理解为何在保持恒温条件下压缩容器，可逆反应N2（g）+3H2（g） 2NH3（g）的v正和、v逆增大幅度不同，而可逆反应 I2（g）+H2（g） 2HI（g）的 v正和 v逆增大幅度相同，因此导致出现不一样的平衡移动。实际教学过程中教师采用这样的语言来描述：“压强对于气体起作用，气体越多，作用越明显，因此方程式中气体分子数多的一侧受压强的影响明显，即加压时，气体分子数多的一侧速率增大得更多。”但这样的描述仍较为牵强，利用平衡常数则可以解决此难点。如对于可逆反应N2（g）+3H2（g）2NH3（g），恒温下将体积压缩为原来的一半，Q=1/4K＜K，故平衡正向移动，而恒温下将体积膨胀为原来的两倍，Q=4K＞K，平衡逆向移动。 对于可逆反应 I2（g）+H2（g） 2HI（g），无论膨胀或者压缩，Q=K，平衡始终不移动。同样，对于恒温恒容或者恒温恒压条件下充入惰性气体时平衡是否移动也可用此法快速判定。大家还应该意识到，在对溶液进行稀释或浓缩的过程中，弱电解质的电离平衡以及盐类的水解平衡可以类比于对有气体参与的反应进行加压或减压的影响进行分析。

3.温度（T）对平衡移动的影响。

在中学课堂教学中，借助于颜色变化，通过在冷水和热水中可逆反应 2NO2（g） N2O4（g），△H＜0 的移动方向的判定，可以初步得出结论：升温，平衡向吸热方向移动；降温，平衡向放热方向移动。但温度变化的同时还伴随着压强的改变，这意味着对于气体分子数变化的反应，还需考虑两者中何者是主要因素的问题，因此，由个例推广到普遍缺乏足够的实验基础。从v-t图的角度分析，学生又往往很难理解为何温度对吸热反应的影响比放热反应更加显著。一些教师在教学过程中，利用碰撞理论“活化能”的概念加以阐述。对于放热反应（如图1），正反应活化能（E1） ＜ 逆反应活化能（E2），可见温度对于生成物分子的活化将起到更为重要的作用，也就是说温度对逆反应（吸热反应）影响更加显著。故升高温度，逆反应（吸热反应）速率增大得多；降低温度，逆反应（吸热反应）速率降低得多。毫无疑问，这样的处理也是缺乏理论支撑的，过于草率，学生一旦追问为什么，教师往往难以回答。那是否可以利用平衡常数解决这一教学难点？

图1

教学中可以给出一些实验素材，认识不同温度下反应各物质的浓度关系，学生通过分析温度对平衡常数的影响得出结论。[7］借助范特荷夫方程式，则能从更本质的角度展开分析：设T1时，标准平衡常数为，T2时，标准平衡常数为，当温度变化范围不大时，θ是定值，满对于放热反应，△H＜0，当升高温度（T2＞T1）时，可以求出 K2θ＜K1θ，即平衡逆向移动。因此推出结论，升温，平衡向吸热方向移动。

三、运用化学平衡常数（K）解决几个中学化学中的疑难

在中学化学平衡教学中，学生、教师经常会感觉难度较大，有不少问题从定性角度不好解释，而利用化学平衡常数（K），则能有效解决多个疑难。

1.关于溶液稀释过程中的离子浓度变化。

常温下，将0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液加水稀释，在此过程中，下列表达式的数据如何变化？

A.（H+） B.c（H+）/ （CH3COOH） C.（H+）·c（OH-）D. （OH-）/c（H+）

我们知道在稀释过程中，c（CH3COOH）逐渐减小，但电离程度增大，n（H+）增大，根据勒夏特列原理，平衡移动只能减弱 c（H+）变小这一趋势，故最终 c（H+）减小了，A减小。C为Kw的表达式，在恒温时应该保持不变。 而 c（H+）减小的同时，c（OH-）增大，故 D 增大。 对于另外3个选项，可使用“极限”思想判断，如B选项若无限稀释，c（H+）接近 10-7mol·L-1，c（CH3COOH）接近于 0，故两者的商增大。这种极限思想不失为一种解决问题的方法，但如果利用平衡常数更有利于从原理上解决这一问题：对于一元弱酸，在一定温度下，CH3COOH的电不变，故E为定值。稀释时，c（CH3COO-）减小，故B增大。选项F可以看做是Ka/Kw，故为定值。可见，平衡常数对于稀释过程中离子浓度的乘积或者商的变化是一种更为根本的判定方法。

2.关于酸式盐的水溶液的酸碱性判断。

对于酸式盐的酸碱性，中学教师往往会要求学生们记住 NaHCO3溶液显碱性，NaHSO3溶液显酸性，Na2HPO4溶液显碱性，NaH2PO4溶液显酸性……尤其是前面两种物质更为常见，这其中的理论依据往往以NaHCO3水解程度大于电离程度，NaHSO3电离程度大于水解程度来定性解释。这样学生并未从根本上认识电离与水解强弱到底该如何比较，同理，学生们对于等浓度的CH3COOH与CH3COONa溶液中，CH3COOH的电离强于CH3COONa的水解，以及等浓度的NH3·H2O与NH4Cl溶液中，NH3·H2O的电离强于NH4Cl的水解，也就难以真正理解。因此，将教材上“科学视野”中盐的水解常数讲通讲透也就非常有必要了。如对于H2CO3，存在如下平衡：

则其水解过程中，

查阅相关K的数值，即可通过比较对应K值得大小，从定量角度判断出电离和水解谁更强，从而判断溶液酸碱性，而不是死记硬背几个结论。[8］

3.关于0.1mol·L-1的NaHCO3溶液中的微粒浓度大小关系问题。

溶液中微粒浓度大小关系是高考重点内容，四川省高考化学更是连续3年在选择题中出现。如 “常温下，0.10mol·L-1的NaHCO3溶液中的微粒浓度大小关系”，这类问题不仅学生困惑不解，就连一些教师也无法给出正确答案。事实上，该条件下溶液中微粒浓度大小关系为：c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（H2CO3）＞c（CO）＞c（OH-）＞c（H+）。

大家首先意识到NaHCO3溶液显碱性，水解程度大于电离程度， 于是有如下结论：c （Na+）＞c （HCO）＞c（H2CO3）＞c（CO32-）以及 c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（OH-）＞c（H+）。 但较难理解的是，为何 c（CO32-）和 c（H2CO3）排在c（OH-） 和 c（H+）之前？ 不少人认为：HCO3-水解产生OH-和 H2CO3，而水的电离也要产生 OH-，因而 c（OH-）大于 c（H2CO3）。这显然忽略了 HCO3-水解产生的 OH-与HCO3-电离产生的H+要结合生成水，这对其水解与电离均会促进。虽然这从定性的角度分析也能得出结论，但如利用平衡常数（K）计算得到明确数据再来判断则更加准确也更为直观。

利用 H2CO3的电离平衡常数 Ka1=4.4*10-7，Ka2=4.7*10-11，根据酸式盐 c（H+）的最简式计算方法：c（H+）=可以求出 c（H+）=4.5*10-9mol·L-1，继而由 Kw求出 c（OH-）=2.2*10-6mol·L-1。 考虑到电离水解都比较微弱， 可以取 c （HCO3-）=0.10mol·L-1， 利用公式 Ka1=可以求得 c（H2CO3）=1.0*10-3mol·L-1，远大于 c（OH-）。 再利用公式求得 c（CO）=1.0*10-3mol·L-1。 由于前面 c（H+）由最简式计算得出，故 c（H2CO3）与 c（CO32-）计算结果基本一致，其大小可利用NaHCO3溶液中水解程度大于电离程度判断，最终得出完整排序。

化学平衡常数是化学平衡的核心，是定量化学的基础，在中学化学教学中充分发挥其作用，有利于学生理解化学平衡的本质。同时，这也是形成化学思维、构建化学核心知识体系、培养学生化学学科核心素养的有效途径。