【原】平衡移动原理及其应用

王笃年 2022-09-21 发布于北京

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本文发表于《高中数理化》，也是即将由山东科技出版社出版的《用原子的眼睛看世界》的一篇。

“化学平衡的移动”是对化学平衡状态变化的一种形象化描述。

化学平衡是一种动态平衡。

对于一定条件下已达平衡状态的反应体系，如果改变外界条件，致使v_正 ≠ v_逆，则原来的平衡状态被破坏，体系会通过继续发生净向右或净向左的反应，再次达到新的平衡状态。

这个过程叫作“化学平衡的移动”，如图所示：

关于化学平衡的存在及其变化规律，早在19世纪就引起了科学家的注意。

法国化学家勒夏特列(Le Chatelier，1850-1936)是较早研究平衡移动规律的科学家之一，他归纳总结了各种外界条件对平衡体系的影响，于1888年提出了一个定性预测化学平衡的原理，其内容为：

如果改变影响平衡的一个因素，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动，以抗衡该改变。

后人为纪念勒夏特列，把此规律命名为 “勒夏特列原理(Le Chatelier's principle)”，又名“平衡移动原理”。

让我们以合成氨反应N₂+ 3H₂⇌ 2NH₃ △H = -92 kJ·mol^-1为例，分别讨论浓度、压强、温度对化学平衡的影响情况，来对该原理做一充分理解。

其实，勒夏特列原理不仅适用于化学平衡，它几乎适用于一切平衡体系，如物理学里的作用力与反作用力定律（牛顿第三定律）、电磁感应定律（楞次定律），生物学里的细菌和病毒耐药性增长规律；甚至社会学领域里的一些规律（哪里有压迫哪里就有反抗、逆反现象）等，无不显现出该定律的影子。

请大家在学习有关学科过程中认真体会。

从理论上讲，任何过程都具有一定程度的可逆性，可以说，包括化学反应在内的一切宏观变化，都是平衡移动的结果。

1. 运用勒夏特列原理，我们可以很好地理解气体物质的溶解度随温度升高而减小、随压强增大而增大的规律。

气体物质溶解于水的过程是放热的（因为气体分子必须跟水分子发生水合作用才能够溶解，而发生水合作用则要形成相对较强的分子间作用力，形成任何微观作用力的过程都是要释放能量的），用X表示某气体物质，可写出如下溶解过程的平衡表达式：

X(g) + nH₂O(l) ⇌ X·nH₂O(aq) △H< 0

根据勒夏特列原理，升高温度，平衡就会向吸热的方向（左）移动，这将导致气体水合物的破坏，气体分子从溶液中逸出，溶解度下降；增大压强，平衡将向气体体积减小的方向（左边体积为1而右边是0）的移动，故将有更多的气体分子形成水合物而溶解。

2. 复分解反应规律的深化与拓展

我们熟知，复分解反应的一般规律是“有沉淀、气体、弱电解质生成的反应可以进行到底”，在此基础上还引申出很多具体说法，比如“强酸制弱酸”、“两种盐要想发生复分解反应，二者必须都可溶，而产物中至少一种难溶”等等。

随着学习的深入我们发现，上述很多说法并不严谨。

比如，H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄，就是不符合“强酸制弱酸”规律的复分解反应；再如复分解反应AgCl + KI = AgI + KCl可以顺利发生，而AgCl并不易溶解于水；而NH₄HCO₃+ NaCl = NH₄Cl + NaHCO₃的反应产物，看上去又都是可溶的。

之所以会有上述“特殊”的反应，其根本原因是K在起作用。

H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄中，因CuS的Ksp极小（10^-36），即使H₂S酸性极弱，所电离出的S^2-对于形成CuS沉淀也是足够的。Cu²⁺ 不断结合S^2-，将其从体系中分离出去，导致H₂S的电离平衡不断右移，溶液里H⁺浓度越来越大，以至于发生了“弱酸制得强酸”的“反常”现象。

AgCl + KI = AgI + KCl的本质是AgCl + I^- = AgI + Cl^-，该反应的平衡常数：

由于Ksp(AgCl) >> Ksp(AgI)，故此反应的平衡常数极大，反应可以顺利进行。

而反应NH₄HCO₃+ NaCl = NH₄Cl + NaHCO₃ 所以顺利进行，原因是NaHCO₃在该反应条件下的溶解度相对较小，它不断从体系中沉淀析出，导致体系内Na⁺、HCO₃^-浓度不断下降，平衡右移。

3．为什么催化剂不能改变化学平衡状态？

我们知道，催化剂可以通过降低化学反应的活化能，改变反应速率。

但对于可逆反应而言，正、逆反应活化能的降低幅度是相等的，根据活化能（Ea）对反应速率常数（k）的影响规律（见下列公式）可知，使用催化剂时，因它不能改变反应物、产物的状态，故正、逆反应的活化能改变量是一样的，故催化剂能同等幅度地改变正、逆反应速率，但不能改变v_正= v_逆的等量关系，不会影响化学平衡状态。