淺析化學(xué)反應(yīng)的幾個(gè)問(wèn)題

白路山

化學(xué)方程式是化學(xué)反應(yīng)的靈魂，是中學(xué)化學(xué)的重要用語(yǔ)，深受化學(xué)高考的青睞。尤其在近幾年化學(xué)高考命題中，常出現(xiàn)中學(xué)未涉及但要求利用信息來(lái)完成的方程式，或變相地要求書(shū)寫(xiě)離子方程式、熱化學(xué)方程式、電極反應(yīng)式等。無(wú)庸質(zhì)疑，這些都有效地考查了學(xué)生的化學(xué)基本素養(yǎng)。下面從四個(gè)角度談一下化學(xué)反應(yīng)的發(fā)生和對(duì)化學(xué)反應(yīng)的認(rèn)識(shí)。

一、溶液的酸堿性制約著元素存在方式

反應(yīng)物和產(chǎn)物是化學(xué)反應(yīng)的始和終，每一元素通過(guò)化學(xué)反應(yīng)都要找到自己的合理歸宿。我們知道，呈現(xiàn)酸性和堿性的物質(zhì)不能共存，它們相互作用會(huì)向中性變化。溶液的酸堿性直接影響著元素存在的方式，如+4價(jià)的碳在酸性條件下變?yōu)镃O2，在堿性條件下以CO2-3形式存在；KMnO4在酸性介質(zhì)中被還原為Mn2+，堿性介質(zhì)中被還原為K2MnO4，中性介質(zhì)中被還原為MnO2；反應(yīng)物微粒若需要氧離子，在酸性介質(zhì)中，溶液中的H2O提供氧離子，生成H+，堿性介質(zhì)中，OH-提供氧離子而生成H2O；反應(yīng)物微粒若舍棄氧離子時(shí)，在酸性介質(zhì)中，氧離子與H+結(jié)合成H2O，在堿性介質(zhì)中，氧離子與H2O結(jié)合成OH-。因此，化學(xué)反應(yīng)中的產(chǎn)物形式要兼顧溶液的酸堿性。

二、微粒作用是化學(xué)反應(yīng)的主要形式

物質(zhì)間的反應(yīng)，歸根結(jié)底是微粒間作用，這就要求弄清哪些微粒間有反應(yīng)，哪些微粒間無(wú)作用，要把握微粒間作用的原因。如：陰陽(yáng)離子的同性相斥，異性相吸。在水解反應(yīng)中，陽(yáng)離子結(jié)合OH-，陰離子結(jié)合H+，故陰離子水解導(dǎo)致溶液呈堿性，陽(yáng)離子水解導(dǎo)致溶液呈酸性。在電解反應(yīng)中，陰離子在陽(yáng)極放電，陽(yáng)離子在陰極放電，這就導(dǎo)致了還原性很強(qiáng)的Fe2+在陽(yáng)極難以放電，而氧化性很強(qiáng)的MnO-4在陰極也難以放電。OH-與HCO-3的反應(yīng)，也應(yīng)從HCO-3發(fā)生電離生成H+，H+再與OH-反應(yīng)，不應(yīng)是OH-與HCO-3的直接結(jié)合，這是同性相斥的緣故。

在溶液中，離子反應(yīng)的趨勢(shì)是向微粒濃度減小的方向進(jìn)行，生成弱電解質(zhì)、沉淀、氣體等，同時(shí)還存在微粒反應(yīng)的先后順序和結(jié)合能力。如Ca（OH）2與NH4HCO3反應(yīng)，可看作先是OH-與HCO-3結(jié)合生成CO2-3，然后CO2-3再與Ca2+生成沉淀CaCO3，上述反應(yīng)完成后，OH-再與NH+4生成弱電解質(zhì)NH3·H2O。在化學(xué)反應(yīng)中，不管微粒間如何結(jié)合，溶液都要維持電中性，離子方程式要遵循電荷守恒。

在擁有強(qiáng)氧化性微粒的溶液中，還原性強(qiáng)的微粒不能存在，應(yīng)被氧化，在擁有強(qiáng)還原性微粒溶液中，氧化性強(qiáng)的微粒不能存在，應(yīng)被還原。反應(yīng)物中，元素的化合價(jià)若有升高則一定有降低，這樣可由已知元素的化合價(jià)升降，來(lái)判斷未知元素化合價(jià)的升降，進(jìn)一步確定物質(zhì)的歸宿。

在化學(xué)方程式中，有的能表示微粒間的真實(shí)作用，有的只表示物質(zhì)的始與終，并不能體現(xiàn)微粒間的作用方式，如催化反應(yīng)，只有確定反應(yīng)機(jī)理后才能說(shuō)明微粒的具體作用。熱化學(xué)方程式更是關(guān)注熱效應(yīng)的多少，并隨著始終的存在方式而發(fā)生變化，這與反應(yīng)能否發(fā)生或如何發(fā)生無(wú)關(guān)。

三、平衡原理常用于釋疑“另類(lèi)”反應(yīng)

化學(xué)平衡原理是中學(xué)化學(xué)中重要的理論之一，大部分化學(xué)反應(yīng)可看作可逆反應(yīng)，故常用平衡原理來(lái)解釋化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的原因。如：強(qiáng)酸可制弱酸，非揮發(fā)性酸可制揮發(fā)性酸，其本質(zhì)仍遵循平衡移動(dòng)原理。因此，雖然酸性強(qiáng)弱為H2CO3＞HClO＞HCO-3，但因生成沉淀，CO2+Ca(ClO)2+H2OCaCO3+2HClO仍可反應(yīng)，同理H2S+CuSO4CuS↓+H2SO4也就不用懷疑了。又因有氣體生成，反應(yīng)能進(jìn)行的如：Na+KClNaCl+K↑,2C+SiO2Si+2CO↑,SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑,又如因濃度影響3Fe+4H2O(g)高溫Fe3O4+4H2可看作可逆反應(yīng)。

四、物質(zhì)的穩(wěn)定性是化學(xué)反應(yīng)的另一趨勢(shì)

由不穩(wěn)定物質(zhì)轉(zhuǎn)化為穩(wěn)定物質(zhì)常用于解釋反應(yīng)的發(fā)生。但反應(yīng)條件又常影響著物質(zhì)的穩(wěn)定性，故條件不同，物質(zhì)的穩(wěn)定性不同，化學(xué)反應(yīng)的方向也可發(fā)生變化，產(chǎn)物也隨之不同。如+1價(jià)的Cu在高溫下穩(wěn)定，在酸性條件下易發(fā)生歧化反應(yīng)，Na2S2O3在中性或堿性條件下能穩(wěn)定存在，在酸性條件下易發(fā)生歧化。Fe3O4、Na2O2在高溫下穩(wěn)定，也易生成。Cl2、S、NO2在堿性條件下常發(fā)生歧化反應(yīng)。故掌握一些條件對(duì)反應(yīng)趨勢(shì)的影響規(guī)律對(duì)化學(xué)的學(xué)習(xí)至關(guān)重要。

總之，在借用信息書(shū)寫(xiě)陌生的化學(xué)方程式或依據(jù)部分產(chǎn)物推斷其它產(chǎn)物中，還經(jīng)常出現(xiàn)審題不清，不配平，不寫(xiě)反應(yīng)條件，不標(biāo)沉淀、氣體符號(hào)，答非所問(wèn)，丟三落四等現(xiàn)象，因此，書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式在促進(jìn)學(xué)生對(duì)化學(xué)反應(yīng)規(guī)律掌握的同時(shí)，還有助于培養(yǎng)學(xué)生嚴(yán)謹(jǐn)?shù)目茖W(xué)態(tài)度和有意識(shí)地從化學(xué)視角解決問(wèn)題的能力。(收稿日期： 2013-11-22)

化學(xué)方程式是化學(xué)反應(yīng)的靈魂，是中學(xué)化學(xué)的重要用語(yǔ)，深受化學(xué)高考的青睞。尤其在近幾年化學(xué)高考命題中，常出現(xiàn)中學(xué)未涉及但要求利用信息來(lái)完成的方程式，或變相地要求書(shū)寫(xiě)離子方程式、熱化學(xué)方程式、電極反應(yīng)式等。無(wú)庸質(zhì)疑，這些都有效地考查了學(xué)生的化學(xué)基本素養(yǎng)。下面從四個(gè)角度談一下化學(xué)反應(yīng)的發(fā)生和對(duì)化學(xué)反應(yīng)的認(rèn)識(shí)。

一、溶液的酸堿性制約著元素存在方式

反應(yīng)物和產(chǎn)物是化學(xué)反應(yīng)的始和終，每一元素通過(guò)化學(xué)反應(yīng)都要找到自己的合理歸宿。我們知道，呈現(xiàn)酸性和堿性的物質(zhì)不能共存，它們相互作用會(huì)向中性變化。溶液的酸堿性直接影響著元素存在的方式，如+4價(jià)的碳在酸性條件下變?yōu)镃O2，在堿性條件下以CO2-3形式存在；KMnO4在酸性介質(zhì)中被還原為Mn2+，堿性介質(zhì)中被還原為K2MnO4，中性介質(zhì)中被還原為MnO2；反應(yīng)物微粒若需要氧離子，在酸性介質(zhì)中，溶液中的H2O提供氧離子，生成H+，堿性介質(zhì)中，OH-提供氧離子而生成H2O；反應(yīng)物微粒若舍棄氧離子時(shí)，在酸性介質(zhì)中，氧離子與H+結(jié)合成H2O，在堿性介質(zhì)中，氧離子與H2O結(jié)合成OH-。因此，化學(xué)反應(yīng)中的產(chǎn)物形式要兼顧溶液的酸堿性。

二、微粒作用是化學(xué)反應(yīng)的主要形式

物質(zhì)間的反應(yīng)，歸根結(jié)底是微粒間作用，這就要求弄清哪些微粒間有反應(yīng)，哪些微粒間無(wú)作用，要把握微粒間作用的原因。如：陰陽(yáng)離子的同性相斥，異性相吸。在水解反應(yīng)中，陽(yáng)離子結(jié)合OH-，陰離子結(jié)合H+，故陰離子水解導(dǎo)致溶液呈堿性，陽(yáng)離子水解導(dǎo)致溶液呈酸性。在電解反應(yīng)中，陰離子在陽(yáng)極放電，陽(yáng)離子在陰極放電，這就導(dǎo)致了還原性很強(qiáng)的Fe2+在陽(yáng)極難以放電，而氧化性很強(qiáng)的MnO-4在陰極也難以放電。OH-與HCO-3的反應(yīng)，也應(yīng)從HCO-3發(fā)生電離生成H+，H+再與OH-反應(yīng)，不應(yīng)是OH-與HCO-3的直接結(jié)合，這是同性相斥的緣故。

在溶液中，離子反應(yīng)的趨勢(shì)是向微粒濃度減小的方向進(jìn)行，生成弱電解質(zhì)、沉淀、氣體等，同時(shí)還存在微粒反應(yīng)的先后順序和結(jié)合能力。如Ca（OH）2與NH4HCO3反應(yīng)，可看作先是OH-與HCO-3結(jié)合生成CO2-3，然后CO2-3再與Ca2+生成沉淀CaCO3，上述反應(yīng)完成后，OH-再與NH+4生成弱電解質(zhì)NH3·H2O。在化學(xué)反應(yīng)中，不管微粒間如何結(jié)合，溶液都要維持電中性，離子方程式要遵循電荷守恒。

在擁有強(qiáng)氧化性微粒的溶液中，還原性強(qiáng)的微粒不能存在，應(yīng)被氧化，在擁有強(qiáng)還原性微粒溶液中，氧化性強(qiáng)的微粒不能存在，應(yīng)被還原。反應(yīng)物中，元素的化合價(jià)若有升高則一定有降低，這樣可由已知元素的化合價(jià)升降，來(lái)判斷未知元素化合價(jià)的升降，進(jìn)一步確定物質(zhì)的歸宿。

在化學(xué)方程式中，有的能表示微粒間的真實(shí)作用，有的只表示物質(zhì)的始與終，并不能體現(xiàn)微粒間的作用方式，如催化反應(yīng)，只有確定反應(yīng)機(jī)理后才能說(shuō)明微粒的具體作用。熱化學(xué)方程式更是關(guān)注熱效應(yīng)的多少，并隨著始終的存在方式而發(fā)生變化，這與反應(yīng)能否發(fā)生或如何發(fā)生無(wú)關(guān)。

三、平衡原理常用于釋疑“另類(lèi)”反應(yīng)

化學(xué)平衡原理是中學(xué)化學(xué)中重要的理論之一，大部分化學(xué)反應(yīng)可看作可逆反應(yīng)，故常用平衡原理來(lái)解釋化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的原因。如：強(qiáng)酸可制弱酸，非揮發(fā)性酸可制揮發(fā)性酸，其本質(zhì)仍遵循平衡移動(dòng)原理。因此，雖然酸性強(qiáng)弱為H2CO3＞HClO＞HCO-3，但因生成沉淀，CO2+Ca(ClO)2+H2OCaCO3+2HClO仍可反應(yīng)，同理H2S+CuSO4CuS↓+H2SO4也就不用懷疑了。又因有氣體生成，反應(yīng)能進(jìn)行的如：Na+KClNaCl+K↑,2C+SiO2Si+2CO↑,SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑,又如因濃度影響3Fe+4H2O(g)高溫Fe3O4+4H2可看作可逆反應(yīng)。

四、物質(zhì)的穩(wěn)定性是化學(xué)反應(yīng)的另一趨勢(shì)

由不穩(wěn)定物質(zhì)轉(zhuǎn)化為穩(wěn)定物質(zhì)常用于解釋反應(yīng)的發(fā)生。但反應(yīng)條件又常影響著物質(zhì)的穩(wěn)定性，故條件不同，物質(zhì)的穩(wěn)定性不同，化學(xué)反應(yīng)的方向也可發(fā)生變化，產(chǎn)物也隨之不同。如+1價(jià)的Cu在高溫下穩(wěn)定，在酸性條件下易發(fā)生歧化反應(yīng)，Na2S2O3在中性或堿性條件下能穩(wěn)定存在，在酸性條件下易發(fā)生歧化。Fe3O4、Na2O2在高溫下穩(wěn)定，也易生成。Cl2、S、NO2在堿性條件下常發(fā)生歧化反應(yīng)。故掌握一些條件對(duì)反應(yīng)趨勢(shì)的影響規(guī)律對(duì)化學(xué)的學(xué)習(xí)至關(guān)重要。

總之，在借用信息書(shū)寫(xiě)陌生的化學(xué)方程式或依據(jù)部分產(chǎn)物推斷其它產(chǎn)物中，還經(jīng)常出現(xiàn)審題不清，不配平，不寫(xiě)反應(yīng)條件，不標(biāo)沉淀、氣體符號(hào)，答非所問(wèn)，丟三落四等現(xiàn)象，因此，書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式在促進(jìn)學(xué)生對(duì)化學(xué)反應(yīng)規(guī)律掌握的同時(shí)，還有助于培養(yǎng)學(xué)生嚴(yán)謹(jǐn)?shù)目茖W(xué)態(tài)度和有意識(shí)地從化學(xué)視角解決問(wèn)題的能力。(收稿日期： 2013-11-22)

化學(xué)方程式是化學(xué)反應(yīng)的靈魂，是中學(xué)化學(xué)的重要用語(yǔ)，深受化學(xué)高考的青睞。尤其在近幾年化學(xué)高考命題中，常出現(xiàn)中學(xué)未涉及但要求利用信息來(lái)完成的方程式，或變相地要求書(shū)寫(xiě)離子方程式、熱化學(xué)方程式、電極反應(yīng)式等。無(wú)庸質(zhì)疑，這些都有效地考查了學(xué)生的化學(xué)基本素養(yǎng)。下面從四個(gè)角度談一下化學(xué)反應(yīng)的發(fā)生和對(duì)化學(xué)反應(yīng)的認(rèn)識(shí)。

一、溶液的酸堿性制約著元素存在方式

反應(yīng)物和產(chǎn)物是化學(xué)反應(yīng)的始和終，每一元素通過(guò)化學(xué)反應(yīng)都要找到自己的合理歸宿。我們知道，呈現(xiàn)酸性和堿性的物質(zhì)不能共存，它們相互作用會(huì)向中性變化。溶液的酸堿性直接影響著元素存在的方式，如+4價(jià)的碳在酸性條件下變?yōu)镃O2，在堿性條件下以CO2-3形式存在；KMnO4在酸性介質(zhì)中被還原為Mn2+，堿性介質(zhì)中被還原為K2MnO4，中性介質(zhì)中被還原為MnO2；反應(yīng)物微粒若需要氧離子，在酸性介質(zhì)中，溶液中的H2O提供氧離子，生成H+，堿性介質(zhì)中，OH-提供氧離子而生成H2O；反應(yīng)物微粒若舍棄氧離子時(shí)，在酸性介質(zhì)中，氧離子與H+結(jié)合成H2O，在堿性介質(zhì)中，氧離子與H2O結(jié)合成OH-。因此，化學(xué)反應(yīng)中的產(chǎn)物形式要兼顧溶液的酸堿性。

二、微粒作用是化學(xué)反應(yīng)的主要形式

物質(zhì)間的反應(yīng)，歸根結(jié)底是微粒間作用，這就要求弄清哪些微粒間有反應(yīng)，哪些微粒間無(wú)作用，要把握微粒間作用的原因。如：陰陽(yáng)離子的同性相斥，異性相吸。在水解反應(yīng)中，陽(yáng)離子結(jié)合OH-，陰離子結(jié)合H+，故陰離子水解導(dǎo)致溶液呈堿性，陽(yáng)離子水解導(dǎo)致溶液呈酸性。在電解反應(yīng)中，陰離子在陽(yáng)極放電，陽(yáng)離子在陰極放電，這就導(dǎo)致了還原性很強(qiáng)的Fe2+在陽(yáng)極難以放電，而氧化性很強(qiáng)的MnO-4在陰極也難以放電。OH-與HCO-3的反應(yīng)，也應(yīng)從HCO-3發(fā)生電離生成H+，H+再與OH-反應(yīng)，不應(yīng)是OH-與HCO-3的直接結(jié)合，這是同性相斥的緣故。

在溶液中，離子反應(yīng)的趨勢(shì)是向微粒濃度減小的方向進(jìn)行，生成弱電解質(zhì)、沉淀、氣體等，同時(shí)還存在微粒反應(yīng)的先后順序和結(jié)合能力。如Ca（OH）2與NH4HCO3反應(yīng)，可看作先是OH-與HCO-3結(jié)合生成CO2-3，然后CO2-3再與Ca2+生成沉淀CaCO3，上述反應(yīng)完成后，OH-再與NH+4生成弱電解質(zhì)NH3·H2O。在化學(xué)反應(yīng)中，不管微粒間如何結(jié)合，溶液都要維持電中性，離子方程式要遵循電荷守恒。

在擁有強(qiáng)氧化性微粒的溶液中，還原性強(qiáng)的微粒不能存在，應(yīng)被氧化，在擁有強(qiáng)還原性微粒溶液中，氧化性強(qiáng)的微粒不能存在，應(yīng)被還原。反應(yīng)物中，元素的化合價(jià)若有升高則一定有降低，這樣可由已知元素的化合價(jià)升降，來(lái)判斷未知元素化合價(jià)的升降，進(jìn)一步確定物質(zhì)的歸宿。

在化學(xué)方程式中，有的能表示微粒間的真實(shí)作用，有的只表示物質(zhì)的始與終，并不能體現(xiàn)微粒間的作用方式，如催化反應(yīng)，只有確定反應(yīng)機(jī)理后才能說(shuō)明微粒的具體作用。熱化學(xué)方程式更是關(guān)注熱效應(yīng)的多少，并隨著始終的存在方式而發(fā)生變化，這與反應(yīng)能否發(fā)生或如何發(fā)生無(wú)關(guān)。

三、平衡原理常用于釋疑“另類(lèi)”反應(yīng)

化學(xué)平衡原理是中學(xué)化學(xué)中重要的理論之一，大部分化學(xué)反應(yīng)可看作可逆反應(yīng)，故常用平衡原理來(lái)解釋化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的原因。如：強(qiáng)酸可制弱酸，非揮發(fā)性酸可制揮發(fā)性酸，其本質(zhì)仍遵循平衡移動(dòng)原理。因此，雖然酸性強(qiáng)弱為H2CO3＞HClO＞HCO-3，但因生成沉淀，CO2+Ca(ClO)2+H2OCaCO3+2HClO仍可反應(yīng)，同理H2S+CuSO4CuS↓+H2SO4也就不用懷疑了。又因有氣體生成，反應(yīng)能進(jìn)行的如：Na+KClNaCl+K↑,2C+SiO2Si+2CO↑,SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑,又如因濃度影響3Fe+4H2O(g)高溫Fe3O4+4H2可看作可逆反應(yīng)。

四、物質(zhì)的穩(wěn)定性是化學(xué)反應(yīng)的另一趨勢(shì)

由不穩(wěn)定物質(zhì)轉(zhuǎn)化為穩(wěn)定物質(zhì)常用于解釋反應(yīng)的發(fā)生。但反應(yīng)條件又常影響著物質(zhì)的穩(wěn)定性，故條件不同，物質(zhì)的穩(wěn)定性不同，化學(xué)反應(yīng)的方向也可發(fā)生變化，產(chǎn)物也隨之不同。如+1價(jià)的Cu在高溫下穩(wěn)定，在酸性條件下易發(fā)生歧化反應(yīng)，Na2S2O3在中性或堿性條件下能穩(wěn)定存在，在酸性條件下易發(fā)生歧化。Fe3O4、Na2O2在高溫下穩(wěn)定，也易生成。Cl2、S、NO2在堿性條件下常發(fā)生歧化反應(yīng)。故掌握一些條件對(duì)反應(yīng)趨勢(shì)的影響規(guī)律對(duì)化學(xué)的學(xué)習(xí)至關(guān)重要。

總之，在借用信息書(shū)寫(xiě)陌生的化學(xué)方程式或依據(jù)部分產(chǎn)物推斷其它產(chǎn)物中，還經(jīng)常出現(xiàn)審題不清，不配平，不寫(xiě)反應(yīng)條件，不標(biāo)沉淀、氣體符號(hào)，答非所問(wèn)，丟三落四等現(xiàn)象，因此，書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式在促進(jìn)學(xué)生對(duì)化學(xué)反應(yīng)規(guī)律掌握的同時(shí)，還有助于培養(yǎng)學(xué)生嚴(yán)謹(jǐn)?shù)目茖W(xué)態(tài)度和有意識(shí)地從化學(xué)視角解決問(wèn)題的能力。(收稿日期： 2013-11-22)