南國定

(甘肅省酒泉中學 735000)

一、判斷化學平衡移動方向

A.均加倍 B.均減半

C.均增加1mol D.均減少1mol

解析首先算出原平衡時的平衡常數(shù)，設氣體體積為1L，則K=42/(42×21)=0.5.A均加倍，因體積可變，假設原體積為1L(下同)，體積變?yōu)?L，則起始濃度變?yōu)?/2=4，4/2=2，8/2=4，Q=42/(42×21)=0.5=K，平衡不移動；B均減半，與A同理不難算出Q=0.5=K，平衡不移動；C均增加1mol，假設體積不變計算Q=52/(52×31)=1/3K=0.5，平衡逆移.故選C.

二、解釋弱電解質溶液“越稀越電離”

典例2 將室溫下1L 0.1mol/L的CH3COOH溶液，加水稀釋到2L，則原電離平衡如何移動？

解析原溶液：(設電離了的醋酸濃度為xmol/L)

開始 (mol/L) 0.1 0 0

電離xxx

平衡 0.1-xxx

Ka=c(CH3COO-)·c(H+)/c(CH3COOH)=x·x/(0.1-x)=x2/(0.1-x)≈x2/0.1=10x2，加水稀釋至2L后溶液：

Qc=c(CH3COO-)·c(H+)/c(CH3COOH=x/2·x/2/(0.1-x)/2=x2/4/(0.1-x)/2 ≈0.5x2/0.1=5x2

三、解釋鹽溶液溶液“越弱越水解”

典例3 將室溫下1L0.1mol/L的CH3COONa溶液，加水稀釋到2L，則原水解平衡如何移動？

解析用三段式算出原溶液(方法類似典例1)：

的水解平衡常數(shù)Kh=c(CH3COOH)·c(OH-)/c(CH3COO-)=10x2，再算出加水稀釋至2L后溶液的：Qc=5x2

四、通過溶度積常數(shù)判斷是否沉淀完全

典例4 已知Ksp(CuS)=1.3×10-36mol2/L2、Ksp(MnS)=2.6×10-13mol2/L2，工業(yè)生產中常用MnS作為沉淀劑除去工業(yè)廢水中的Cu2+，該反應能否將工業(yè)廢水中的Cu2+沉淀完全？

解析除去Cu2+的離子方程式為：

加入MnS，根據(jù)MnS的溶解平衡

計算出平衡時：c(S2-)=c(Mn2+)=Ksp(MnS)1/2=(2.6×10-13mol2/L2)1/2=5.1×10-7mol/L，則c(Cu2+)=Ksp(CuS)/c(S2-)=1.3×10-36mol2/L2/5.1×10-7mol/L≈2.5×10-30mol/L<10-5mol/L，故Cu2+沉淀完全.

五、利用平衡常數(shù)計算鹽溶液的pH

解析由題知CO2過量，產物只有NaHCO3和Na2CO3，二者水解溶液顯堿性(一級水解為主).

c(OH-)=(1×10-14/5×10-11) ×(1/ 2)=1×10-4

c(H+)=Kw/c(OH-) =1×10-14/1×10-4)=1×10-10

pH=-lgc(H+)=-lg1×10-10=10

六、計算反應物的轉化率

解析同一反應相同溫度下起始濃度不同，建立的兩種平衡狀態(tài)不同，但平衡常數(shù)相同，此為該題隱性的關鍵.從而首先由一種起始濃度求出平衡常數(shù)，再求另一種起始濃度對應的轉化率，不難解得CO轉化率為75%.

另外，課文中明確指出，當K>105時視為反應進行完全；因此還可用平衡常數(shù)進行判斷可逆反應進行的程度、判斷化學反應的熱效應等.

總之，化學平衡常數(shù)K，在不同平衡體系中有不同表達式，水的離子積Kw，弱酸電離常數(shù)Ka，弱堿電離常數(shù)Kb，鹽水解常數(shù)Kh,，難溶電解質溶度積常數(shù)Ksp，但都符合勒夏特列原理，重視將平衡常數(shù)在解題中靈活應用，可收到事半功倍的效果.