在线基础化学/化学平衡原理

  第10章 化学平衡原理

在本课程中，我们研究化学反应时，使用“反应箭头”来表示反应物转化为产物的过程。这里的意思是反应是“不可逆的”，沿着箭头的方向进行。然而，我们在化学中遇到的许多简单反应不是不可逆的，而是以两个方向进行，产物很容易转化回反应物。当一组这样的反应以速率在一个方向上的转化等于另一个方向上的转化速率时，我们说反应处于平衡状态。平衡体系用一组双箭头表示，指向相反方向。理解平衡对于理解酸碱行为、溶解度现象等概念至关重要。

  10.1 平衡反应的概念

纯四氧化二氮 (N₂O₄) 是一种无色的气体，被广泛用作火箭燃料。虽然 N₂O₄ 是无色的，但当一个容器充满纯 N₂O₄ 时，气体迅速开始变成深棕色 (图 10.1)。显然正在发生化学反应，事实上，化学分析告诉我们，容器中的气体不再是纯 N₂O₄，而是变成了四氧化二氮和二氧化氮的混合物；N₂O₄ 正在发生分解反应生成 NO₂。如果将气体混合物冷却，它会再次变为无色，分析告诉我们它又是几乎纯的 N₂O₄；这意味着混合物中的 NO₂ 也可以发生合成反应重新形成 N₂O₄。对 N₂O₄ 和 NO₂ 在不同时间的相对浓度的更详细分析给了我们图中显示的数据 图 10.2。最初，只有 N₂O₄ 存在。随着反应进行，N₂O₄ 的浓度降低，NO₂ 的浓度增加。但是，如果你仔细观察这个图，在一段时间后，N₂O₄ 和 NO₂ 的浓度已经稳定了，只要温度不变，两种气体的相对浓度就会保持不变。

一摩尔 N₂O₄ 可逆反应形成两摩尔 NO₂ 是化学平衡的典型例子。我们在第 9 章处理水的自动分解形成水合氢离子和氢氧根离子以及弱酸在水溶液中的解离时，遇到了平衡的概念。

2 H₂O ⇄ H₃O⁺ + HO^–

水的自动分解；见第 8.5 节

当我们写这些化学方程式时，我们用双箭头来表示反应在两个方向上进行。使用这种约定，四氧化二氮分解形成两个二氧化氮分子的解离可以表示为

N₂O₄ ⇄ 2 NO₂

如果再次保持气体混合物的温度恒定，并改变容器中气体的总压强，分析表明 N₂O₄ 的分压随 NO₂ 的分压的平方而变化 (图 10.3；记住，理想气体定律告诉我们气体的分压 P_气体 与容器中该气体的浓度成正比)。在数学上，两种气体的分压之间的关系可以用方程 1 来表达。

${\frac {\left(P_{NO_{2}}\right)^{2}}{P_{N_{2}O_{4}}}}=K$

方程 1。

  10.2 平衡常数

方程 1 中的常数称为该反应的平衡常数。该反应的平衡常数告诉我们，无论压强（或浓度）如何，两种气体的混合物都会发生反应，使得分压之比达到一个恒定值，由平衡常数 K 给出。一旦达到这个恒定比值，这意味着反应停止了吗？当然不是；查看 图 10.2。在图中 N₂O₄ 和 NO₂ 的浓度恒定（线是水平的）区域，N₂O₄ 仍然分解形成两个 NO₂ 分子，而两个 NO₂ 分子仍然反应合成一个 N₂O₄ 分子，但线是水平的，因为速率两个化学反应已经变得恒定；N₂O₄ 的分解速率与两个 NO₂ 分子反应形成 N₂O₄ 的速率相同。 (图 10.4)

理论上，所有化学反应都是平衡反应。然而，在实践中，大多数反应在逆方向上的速度非常慢，因此被认为是“不可逆的”。当反应产生气体、形成沉淀或伴随大量热量或光（例如，燃烧）的产生时，该反应基本上是不可逆的。然而，许多化学反应是容易可逆的，对于这些反应，平衡常数的数学表达式可以用一组简单的规则来写。

1. 产物的分压（或摩尔浓度）写在表达式的分子中，反应物的分压（或浓度）写在分母中。
2. 如果有一个以上的反应物或有一个以上的产物，则将分压（或浓度）相乘。
3. 然后将每个反应物或产物的分压（或浓度）提高到数值等于平衡化学方程式中该项的化学计量系数的幂。
4. 以固体或液体形式存在的反应物或产物不出现在平衡表达式中。

因此，对于氮气与氢气反应生成氨的反应

N₂ (g) + 3 H₂ (g) ⇄ 2 NH₃ (g)

平衡常数的表达式中，氨气的分压位于分子，并且平方，对应于平衡方程式中的系数“2”；$\left(P_{NH_{3}}\right)^{2}$。因为有两个反应物，所以氮气和氢气的分压将在分母中相乘。氮气的分压将被提高到“一次方”（不显示）并且氢气的分压将被立方，对应于系数“3”；$\left(P_{N_{2}}\right)\left(P_{H_{2}}\right)^{3}$。平衡常数的最终表达式在方程式 2 中给出。

${\frac {\left(P_{NH_{3}}\right)^{2}}{P_{N_{2}}\left(P_{H_{2}}\right)^{3}}}=K$

方程式 2。

示例 10.1 写平衡表达式

对于以下显示的化学反应，请根据反应物和产物的分压写出平衡常数的表达式。

PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g)
2 NOCl (g) ⇄ 2 NO (g) + Cl2 (g)

练习 10.1 写平衡表达式

对于以下显示的化学反应，请根据反应物和产物的分压写出平衡常数的表达式。

PCl3 (g) + 3 NH3 (g) ⇄ P(NH2)3 (g) + 3 HCl (g)

  10.3 计算平衡值

平衡常数的数值告诉我们关于最终平衡混合物中反应物和产物的比率。同样，平衡常数的大小告诉我们关于该混合物的实际组成的信息。

在图 10.5中显示的三个平衡系统中，第一个描绘了一个反应，其中产物与反应物的比率非常小。由于平衡常数的表达式由产物压力（或浓度）除以反应物压力（或浓度）给出，因此该系统的平衡常数K也很小。在第二个示例中，反应物和产物的浓度显示为相等，使比率（平衡常数）等于“1”。在最后一个示例中，产物显示为在平衡混合物中占主导地位，使比率${}^{\left(P_{Products}\right)}\!\!\diagup \!\!{}_{\left(P_{Reactants}\right)}\;$非常大。在这些示例中，反应物和产物的化学计量比为一，只有一个反应物和一个产物；如果涉及多个反应物或产物，它们的浓度之间的关系会更加复杂，但该比率始终由K的表达式给出。这个事实允许我们使用平衡反应的数据，如果已知K，则可以计算反应物和产物的浓度。同样，如果所有平衡浓度已知，我们可以使用它们来计算平衡常数的值。

在这些类型的题中，ICE 表格通常很有用。此表格包含初始浓度（或压力）、平衡浓度和初始状态和平衡状态之间发生的任何变化的条目。例如，考虑一氧化碳和氯气之间的反应生成光气，这是一种在第一次世界大战中用作化学战剂的致命化合物。(图 10.6)

CO (g) + Cl₂ (g) ⇄ COCl₂ (g)

典型的平衡问题可能如下所示

CO 和 Cl₂ 的混合物最初分压分别为 CO 为 0.60 个大气压，Cl₂ 为 1.10 个大气压。混合物达到平衡后，COCl₂ 的分压为 0.10 个大气压。确定K的值。

一氧化碳和氯气的初始压力放在第一行，光气的平衡压力放在最后一行。最初，光气的压力为零，因此放在第一行；因此，光气的变化为“+ 0.10 个大气压”。

	$P_{CO}$	$P_{Cl_{2}}$	$P_{COCl_{2}}$
=== 初始 ===	0.60 个大气压	1.10 个大气压	0 个大气压
变化			+ 0.10 个大气压
平衡			0.10 个大气压

因为需要一摩尔的 CO 来生成一摩尔的 COCl₂，所以为了生成分压为 0.10 个大气压的 COCl₂，CO 的分压必须下降 0.10 个大气压（变化），这将使一氧化碳的最终（平衡）压力为 0.50 个大气压。同样，需要一摩尔的氯气来生成一摩尔的 COCl₂，这使得氯气的变化为 0.10 个大气压，而平衡分压为 1.00 个大气压。完整的表格如下所示。

	$P_{CO}$	$P_{Cl_{2}}$	$P_{COCl_{2}}$
=== 初始 ===	0.60 个大气压	1.10 个大气压	0 个大气压
变化	-0.10 个大气压	-0.10 个大气压	+ 0.10 个大气压
平衡	0.50 个大气压	1.00 个大气压	0.10 个大气压

生成光气的平衡表达式的表达式由方程式 3 给出。

${\frac {P_{COCl_{2}}}{P_{CO}P_{Cl_{2}}}}=K$

方程式 3。

将表格中的值代入此方程式

$K={\frac {P_{COCl_{2}}}{P_{CO}P_{Cl_{2}}}}={\frac {\left(0.10\right)}{\left(0.50\right)\left(1.00\right)}}=0.20$

请注意，气相反应的平衡常数通常不带单位，尽管有时会在从摩尔浓度计算的平衡常数中使用单位。许多教科书通过添加下标来区分从分压和摩尔浓度计算的平衡常数；K_P 和 K_c。在这本书中，我们只使用 K 和 K_c 来表示两者；K 的值将始终表示从分压数据计算的常数。

示例 10.2 确定平衡值

对于以下所示的反应，所有四种气体都以 0.500 个大气压的初始分压被引入容器中，并使其达到平衡；在平衡时，发现 SO₃ 的分压为 0.750 个大气压。确定 K 的值。

SO₂ (g) + NO₂ (g) ⇄ SO₃ (g) + NO (g)

练习 10.2 确定平衡值

对于上述反应，在平衡常数为 K = 9.00 的条件下，SO₃ 和 NO 的初始分压为 0.500 个大气压。发现 SO₂ 的平衡分压为 0.125 个大气压。计算 SO₃ 的平衡分压。

 

  10.4 在平衡计算中使用摩尔浓度

正如我们在前面的部分中多次指出的那样，理想气体定律（第 10 章）告诉我们，气体的**分压**和该气体的**摩尔浓度**成正比。我们可以简单地从组合气体定律开始来证明这一点

$P_{gas}V=nRT$

如果我们将两边除以体积 V，并声明 V 必须以升表示，则该方程的右侧现在包含 $\left({}^{n}\!\!\diagup \!\!{}_{V_{liters}}\;\right)$。意识到气体摩尔数 (n) 除以升体积等于摩尔浓度 M，该表达式可以改写为

$P_{gas}=MRT$

使用此表达式，摩尔浓度可以轻松地替换为分压，反之亦然。

示例 10.3 在平衡计算中使用摩尔浓度

对于以下所示的反应，如果 SO₃、NO 和 SO₂ 的摩尔浓度均为 0.100 M，则 NO₂ 的平衡浓度是多少？

练习 10.3 在平衡计算中使用摩尔浓度

对于一氧化碳和氯气反应生成光气的反应，从分压计算的平衡常数为 K = 0.20。此值如何与在相同条件下从摩尔浓度计算的平衡常数 K_C 相关联？

CO (g) + Cl₂ (g) ⇄ COCl₂ (g)

  10.5 勒夏特列原理：应力和平衡

考虑一个处于平衡状态的简单化学体系，例如四氧化二氮：二氧化氮。质量作用定律指出，当该体系达到平衡时，产物与反应物的比率（在给定温度下）将由平衡常数 K 定义。现在想象一下，在达到平衡后，将更多四氧化二氮引入容器中。为了使比率保持恒定（由 K 定义），你添加的 N₂O₄ 中的一些必须转化为 NO₂。在平衡体系中添加反应物或产物通常被称为“应力”。体系对这种应力的响应由勒夏特列原理决定，该原理指出，如果对处于平衡状态的化学反应施加“应力”，则该体系将向最佳地减少施加在体系上的应力的方向调整。再次，应力是指浓度的变化、压力的变化或温度的变化，具体取决于所检查的体系。如果改变压力或温度，则K 的数值将发生变化；如果只涉及浓度变化，则K 不会发生变化。我们将在普通化学中考虑温度和压力的影响，但现在请记住；在平衡反应中，引入更多的产物会使质量平衡向更多反应物的方向移动，但产物/反应物的比率（由平衡表达式定义）不会发生变化，因此K 不会发生变化。

  10.6 涉及酸和碱的平衡

在第 8 章中，我们了解到“弱酸”在溶液中仅部分解离，而“强酸”则完全解离。现在我们对平衡的概念有了更好的理解，这两类布朗斯台德酸可以简单地根据它们的平衡常数来区分。对于在水中解离形成 B^– 和水合氢离子的酸 BH，我们可以写出如下所示的简单平衡表达式。

BH(aq) + H₂O(l) ⇄ B^–(aq) + H₃O⁺(aq)

$K_{C}={\frac {\left[H_{3}O^{+}\right]\left[B^{-}\right]}{\left[BH\right]}}=''K_{a}''$

方程式 4。

你应该注意此方程中的两件事；水的项没有出现（记住，固体和液体永远不会写进平衡表达式中），并且 K_C 的平衡常数被写为K_a ，以表示这是一个酸解离平衡。现在，正如我们在第 8 章中了解到的那样，强酸是“完全解离的”，这仅仅意味着 [BH] 非常非常小，因此强酸的 K_a 非常非常大。弱酸仅“部分解离”，这意味着溶液中存在大量 BH 和 B^–，因此弱酸的 K_a 很“小”。对于大多数常见的弱酸，K_a 的值将在 10^-3 到 10^-6 的范围内。例如，考虑乙酸（醋中的酸性成分），其中 K_a = 1.8 × 10^-5。

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇄ CH₃COO^–(aq) + H₃O⁺(aq)

$K_{a}={\frac {\left[H_{3}O^{+}\right]\left[CH_{3}COO^{-}\right]}{\left[CH_{3}COOH\right]}}=1.8\times 10^{-5}$

方程 5.

示例 10.4 涉及酸和碱的平衡

一系列酸具有以下Ka 值：按最强酸到最弱酸的降序排列。

A. 6.6 × 10^–4B. 4.6 × 10^–4C. 9.1 × 10^–8D. 3.0 × 10²

练习 10.4 涉及酸和碱的平衡

At 25.0 oC, the concentrations of H3O+ and OH– in pure water are both 
1.00 × 10-7 M, making Kc = 1.00 × 10-14 (recall that this equilibrium constant is generally referred 
to as Kw). At 60.0o C, Kw increases 
to 1.00 × 10-13. What is the pH of a sample of pure water at 60.0o C?

  10.7 弱酸溶液的pH

对于强酸溶液，计算[H₃O⁺] 浓度很简单；因为酸是 100% 解离的，所以水合氢离子浓度等于强酸的摩尔浓度（当然，这仅适用于一元酸，如 HCl 或 HNO₃；对于 H₂SO₄，[H₃O⁺] = 2 × [H₂SO₄] 等等）。但是，对于弱酸，水合氢离子浓度将远小于酸的摩尔浓度，并且必须使用K_a 的值来计算 [H₃O⁺]。我们可以使用ICE 表来处理这个问题，就像我们之前处理平衡问题一样。如果我们准备了一个正好为 0.50 M 的醋酸溶液（图 10.7），那么最初 [CH₃COOH] 为 0.50 M，而 [CH₃COO^–] 和 [H₃O⁺] 均为零。少量的 CH₃COOH 会电离；我们称之为x，使 [CH₃COOH] 的变化为“-x”，使 [CH₃COO^–] 和 [H₃O⁺] 增加了“+x”。最后，[CH₃COOH] 的平衡浓度将为（0.50 M – x)，而 [CH₃COO^–] 和 [H₃O⁺] 将为x。完成的表格如下所示。

	[CH3COOH]	[CH3COO–]	[H3O]+
=== 初始 ===	0.50 M	0	0
变化	- x	+ x	+ x
平衡	0.50 M - x	x	x

醋酸的K_a 表达式在方程 5 中给出。代入我们的平衡值

$K_{a}=1.8\times 10^{-5}={\frac {\left[H_{3}O^{+}\right]\left[CH_{3}COO^{-}\right]}{\left[CH_{3}COOH\right]}}={\frac {x^{2}}{0.50-x}}$

$orx^{2}+9.0\times 10^{-6}x-1.8\times 10^{-5}=0$

方程 6.

方程 6 是一个二次方程，我们可以使用标准二次公式来求解它。但是，这是没有必要的，因为醋酸是一种弱酸，根据定义，溶液中存在的解离形式非常少，这使得量x 非常非常小。如果x 远小于 0.50 M（我们最初的醋酸浓度），那么（0.50 M – x)  0.50 M，并且方程 6 简化为

$K_{a}=1.8\times 10^{-5}={\frac {\left[H_{3}O^{+}\right]\left[CH_{3}COO^{-}\right]}{\left[CH_{3}COOH\right]}}={\frac {x^{2}}{0.50}}$

$orx=\left[H_{3}O^{+}\right]={\sqrt {\left(1.8\times 10^{-5}\right)\times 0.50}}=3.0\times 10^{-3}M$

我们可以通过代入x 来验证我们的假设；（0.50 – 0.0030) = 0.497，四舍五入到两位有效数字为 0.50。由于弱酸的水合氢离子浓度非常小，对于大多数典型溶液，水合氢离子浓度可以简单地估计为

$\left[H_{3}O^{+}\right]={\sqrt {K_{a}\times C_{0}}}$

方程 7.

其中 C₀ 是弱酸的初始摩尔浓度。

示例 10.5 弱酸溶液

a) Nitrous acid (HNO2) is a weak acid with a Ka of 4.3 × 10-4. 
Estimate the hydronium ion concentration and the pH for a 0.50 M solution 
of nitrous acid in distilled water. 

b) Acetic acid is a weak acid with Ka = 1.8 × 10-5. For a solution of 
acetic acid in water, the [H3O+] is found to be 
4.2 × 10-3 M. What is the concentration of unionized acetic acid in this solution? 

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇄ CH₃COO^–(aq) + H₃O⁺(aq)

c) A solution is prepared in which acetic acid is 0.700 M and its conjugate base, 
acetate anion is 0.600 M. As shown above, the Ka of acetic acid 
is 1.8 x 10-5; what will the pH of this solution be?

练习 10.5 写平衡表达式

你需要在纯水中具有多少浓度的弱酸醋酸（K_a = 1.8 × 10^-5）
才能使最终的 pH 值为 2.38？

  10.8 溶解度平衡

在第 5 章中，我们学习了一类涉及形成在水中“不溶”的固体的反应，这些固体从溶液中析出。在这些“沉淀反应”中，一种离子盐被描述为“不溶”，从而推动反应朝产物形成的方向进行。氯化银就是一个典型的例子。如果您将硝酸银（几乎所有硝酸盐在水中都是“可溶”的）与氯化钠混合，就会形成大量的白色氯化银沉淀物，而硝酸银被认为是“不溶”的 (图 10.8)。

尽管如此，如果您取上述氯化银沉淀物上面的澄清溶液进行化学分析，您会发现钠离子、硝酸根离子以及痕量的氯离子和银离子。银离子和氯离子的浓度约为 1.67 × 10^-5 M，远低于我们通常使用的浓度，因此我们说氯化银“不溶于水”。当然，这不是真的。溶解度是一个平衡，其中离子从固体表面离开并进入溶液，同时离子重新沉积在固体表面。对于氯化银，我们可以写出平衡表达式如下

AgCl(s) ⇄ Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)

为了写出该溶解反应的平衡常数表达式，我们需要回顾本章第 10.2 节中提到的规则；规则 #4 指出，“以固体或液体形式存在的反应物或产物不会出现在平衡表达式中。” 由于氯化银是固体，因此平衡常数表达式很简单，

$K_{sp}=\left[Ag^{+}\right]\left[Cl^{-}\right]$

请注意，我们将平衡常数表示为K_sp，其中“sp”表示溶解度平衡或“溶解度积”（离子浓度的乘积）。我们可以从上面提到的分析数据中计算出氯化银的K_sp 值；在 25˚ C 时，固体氯化银上方的水溶液的银离子和氯离子浓度为 1.67 × 10^-5 M。由于银离子和氯离子的浓度均为 1.67 × 10^-5 M，因此在这些条件下K_sp 的值必须为

$K_{sp}=\left[Ag^{+}\right]\left[Cl^{-}\right]=\left(1.67\times 10^{-5}\right)^{2}=2.79\times 10^{-10}$

这个值非常小，考虑到氯化钠的K_sp 约为 29！

对于诸如 PbI₂ 之类的盐 (图 10.9)，化学分析表明，在饱和溶液中（在特定条件下，例如温度、压力等下的最大平衡溶解度）的铅浓度约为 1.30 × 10^-3 M。为了计算碘化铅 (II) 的K_sp，您必须首先写出化学方程式，然后写出K_sp 的平衡表达式，最后只需代入离子浓度即可。在您进行此操作时，请记住，每有一个铅离子就有两个碘离子，因此铅 (II) 和碘的浓度分别为 1.30 × 10^-3 M 和 2.60 × 10^-3 M。

PbI₂(s) ⇄ Pb²⁺(aq) + 2 I^-(aq)

$K_{sp}=\left[Pb^{2+}\right]\left[I^{-}\right]^{2}=\left(1.30\times 10^{-3}\right)\left(2.60\times 10^{-3}\right)^{2}=8.79\times 10^{-9}$

  学习要点

• 如果两个相反的化学反应以相同的速度同时进行，则称这两个过程处于平衡状态。这两个相反的反应用双箭头 (⇄) 连接表示。相反化学反应及其平衡表达式的示例如下

N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g) 和 2 NH₃(g) → N₂(g) + 3 H₂(g)

平衡将写成：N₂(g) + 3 H₂(g) ⇄ 2 NH₃(g)

• 平衡常数 (K) 是一个数值，用于关联处于平衡状态的化学反应的产物和反应物的浓度。平衡常数的数值与反应物的初始浓度无关，但与温度有关。平衡常数通常不带单位（尽管它们可能有单位）。
• 由于平衡常数写成产物的浓度（或分压）除以反应物的浓度（或分压），因此较大的K 值意味着平衡混合物中产物比反应物多。同样，较小的K 值意味着在平衡状态下，反应物比产物多。
• 基于分压的平衡常数通常写成K_P，而基于摩尔浓度的平衡常数通常写成K_c。
• 可以根据反应的平衡化学方程式写出平衡常数表达式。质量作用定律关于平衡表达式规定了以下内容
  1. 产物的分压（或摩尔浓度）写在表达式的分子中，而反应物的分压（或浓度）写在分母中。
  2. 如果有多个反应物或多个产物，则分压（或浓度）将相乘。
  3. 然后将每个反应物或产物的分压（或浓度）乘方，该方幂在数值上等于平衡化学方程式中该项的化学计量系数。
  4. 以固体或液体形式存在的反应物或产物不会出现在平衡表达式中。

• 以平衡表达式为例，考虑氮气和氢气反应生成氨气的反应。氨气的分压将出现在分子中，并将被平方。由于有两个反应物，因此氮气和氢气的分压将相乘出现在分母中。氮气的分压将被乘以“一次方”（不显示），而氢气的分压将被立方。

N₂ (g) + 3 H₂ (g) ⇄ 2 NH₃ (g)

${\frac {\left(P_{NH_{3}}\right)^{2}}{P_{N_{2}}\left(P_{H_{2}}\right)^{3}}}=K$

• 如果已知给定反应的平衡值，则只需将这些值代入平衡表达式即可计算出平衡常数。然而，很多时候，只给出选定反应物和产物的初始值和平衡值。在这些情况下，初始值和平衡值将排列在一个ICE 表格中，并且根据反应化学计量来计算初始状态和平衡状态之间的变化。
• 由于气体的分压与该气体的摩尔浓度成正比，因此可以用以下方法重新排列理想气体定律，以给出气体摩尔浓度与其分压之间的表达式。

$P_{gas}V=nRT$；用升表示的体积除以该方程，得到$\left({}^{n}\!\!\diagup \!\!{}_{V_{liters}}\;\right)$，等价于摩尔浓度，M； 或者，$P_{gas}=MRT$

• 勒夏特列原理指出，如果在平衡状态的化学反应中施加“胁迫”，系统将朝着最大程度减少施加的胁迫的方向进行调整。在这种情况下，胁迫指的是浓度变化、压力变化或温度变化，尽管这里只考虑浓度。如果压力或温度发生变化，数值K会发生变化；如果只有浓度变化，K不会变化。在一个处于平衡状态的反应中，添加更多的产物会导致质量平衡向更多的反应物方向移动，添加更多的反应物会导致更多的产物形成，但是产物/反应物的比率（如平衡表达式定义的）不会改变，因此，K不变。

• 对于在水中解离形成其共轭碱和水合氢离子的弱酸，平衡常数称为K_a。由于弱酸只是“部分解离”的，因此溶液中BH的浓度很大，因此弱酸的K_a很“小”（在10^-3到10^-6范围内）。例如，醋酸（醋中的酸性成分）的酸解离常数为K_a = 1.8 x 10^-5。

CH₃COOH(aq) + H₂O(l) ⇄ CH₃COO^-(aq) + H₃O⁺(aq)

• 对于水中的弱酸溶液，水合氢离子的浓度会非常小。如果弱酸的浓度相当大（通常大于 0.01 M），则未解离的酸的浓度将远大于 [H₃O⁺]。因此，水合氢离子浓度（因此，pH 值）可以通过以下公式从弱酸的K_a和酸的初始浓度（C_o）相当准确地估算出来

$\left[H_{3}O^{+}\right]={\sqrt {K_{a}\times C_{0}}}$

• 定义难溶离子化合物的溶解度的平衡常数定义为K_sp，其中“sp”代表“溶解度积”。由于作为固体或液体存在的反应物或产物不会出现在平衡表达式中，因此对于氯化银，K_sp的表达式将写成

AgCl(s) ⇄ Ag⁺(aq) + Cl^-(aq) ;

$K_{sp}=\left[Ag^{+}\right]\left[Cl^{-}\right]$

• 对于氯化银，在 25 ^oC 时的溶解度为 1.67 × 10^-5 M。这意味着溶液中银离子和氯离子的浓度都是 1.67 × 10^-5 M，使得在这些条件下的K_sp值为

$K_{sp}=\left[Ag^{+}\right]\left[Cl^{-}\right]=\left(1.67\times 10^{-5}\right)^{2}=2.79\times 10^{-10}$

  补充问题

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