化學(xué)平衡教學(xué)中若干問題的探討

陸嬋

摘要： 針對高中化學(xué)平衡知識體系教學(xué)中容易出現(xiàn)的某些概念混淆、理解不透徹等問題進(jìn)行探討，對化學(xué)平衡的一般性和特殊性、酸堿平衡和水解平衡之間的關(guān)系進(jìn)行疏理，從平衡移動的角度舉例闡述化學(xué)平衡的實際應(yīng)用，以期在教學(xué)實踐中落實“變化觀念與平衡思想”核心素養(yǎng)。

關(guān)鍵詞： 化學(xué)平衡; 平衡常數(shù); 平衡移動; 變化觀念與平衡思想; 教學(xué)研討

文章編號： 10056629（2022）07009404

中圖分類號： G633.8

文獻(xiàn)標(biāo)識碼： B

化學(xué)平衡作為化學(xué)反應(yīng)原理知識體系的關(guān)鍵組成部分，是高中化學(xué)教學(xué)的重難點。作為化學(xué)學(xué)科核心素養(yǎng)“變化觀念與平衡思想”的具體教學(xué)載體，化學(xué)平衡與化學(xué)反應(yīng)速率緊密結(jié)合，從熱力學(xué)和動力學(xué)的理論高度，闡述了化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向、限度，以及反應(yīng)的現(xiàn)實性問題，對元素單質(zhì)和化合物的具體變化有指導(dǎo)性的意義。掌握了這部分理論，教師在元素性質(zhì)的變化規(guī)律、具體單質(zhì)和化合物的化學(xué)性質(zhì)教學(xué)過程中就能做到游刃有余。

由于這部分內(nèi)容理論性較強(qiáng)，化學(xué)平衡和化學(xué)反應(yīng)速率分別以熱力學(xué)和動力學(xué)為基礎(chǔ)，涉及較多的基本概念和定律，需要較強(qiáng)的物理背景知識和扎實的數(shù)學(xué)功底，因此對教師自身的理論素養(yǎng)提出了較高的要求，在國內(nèi)，許多學(xué)者也進(jìn)行了諸多的相關(guān)研究[1，2]。在化學(xué)平衡教學(xué)中，依然有不少教師存在概念理解不深刻、公式定律適用界定不清晰、某些相互關(guān)聯(lián)的內(nèi)容無法正確區(qū)分等問題，導(dǎo)致教學(xué)效果差強(qiáng)人意，不利于學(xué)生化學(xué)學(xué)科核心素養(yǎng)的形成。本文就教學(xué)實踐中遇到的一些關(guān)于化學(xué)平衡概念聯(lián)系與區(qū)別等問題加以闡述。

1 化學(xué)平衡移動的應(yīng)用

有了可逆反應(yīng)的概念[3]，學(xué)生對于化學(xué)平衡的定義會掌握得比較好。但一旦反應(yīng)達(dá)到平衡，即意味著反應(yīng)宏觀上的終止，那么學(xué)習(xí)化學(xué)平衡的意義又在哪兒呢？教材接著闡述了一切平衡都只是相對的，暫時的。當(dāng)外界條件改變時，舊的平衡被破壞，在新的條件下重新建立新的平衡。值得一提的是，滬科版選擇性必修新教材中，把以往易引起教師爭論和學(xué)生迷思的勒夏特列平衡移動原理放入了“化學(xué)史話”部分，不再在教材正文中出現(xiàn)，是一次有益的嘗試。

因此在教學(xué)中應(yīng)結(jié)合平衡常數(shù)的含義來指導(dǎo)學(xué)生學(xué)習(xí)化學(xué)平衡移動的應(yīng)用。學(xué)生所學(xué)的知識應(yīng)該是有用的知識，教師在課堂教學(xué)中應(yīng)創(chuàng)設(shè)真實的情境，讓學(xué)生能夠運(yùn)用所學(xué)知識來解決實際問題。以工業(yè)上常用的水煤氣法制備氫氣的反應(yīng)來進(jìn)行平衡移動的教學(xué)，就是一次很好的嘗試。

反應(yīng)的化學(xué)方程式如下，已知Kθ=1.0。給出不同數(shù)據(jù)，讓學(xué)生研究反應(yīng)物的起始濃度與轉(zhuǎn)化率之間的關(guān)系。

CO（g）+H2O1123KFe2O3CO2（g）+H2（g）

始態(tài)1/（mol·L-1）2.03.000

始態(tài)2/（mol·L-1）2.05.000

始態(tài)3/（mol·L-1）1.05.000

平衡/（mol·L-1）xx

首先列出此反應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式。需要注意的是，本例題中反應(yīng)物和產(chǎn)物的化學(xué)計量數(shù)之和相等（∑ν=0），所以題目所給的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)可以用濃度實驗平衡常數(shù)代替，所得計算結(jié)果一致。

Kθ=[pCO2/pθ][pH2/pθ][pCO/pθ][pH2O/pθ]=[CO2][H2][CO][H2O]

（1） =x2（2.0-x）（3.0-x）=1x=1.2，CO轉(zhuǎn)化率=1.22.0×100%=60%

（2） Kθ=x2（2.0-x）（5.0-x）=1x=1.4，CO轉(zhuǎn)化率=1.42.0×100%=70%

（3） Kθ=x2（1.0-x）（5.0-x）=1x=0.83，CO轉(zhuǎn)化率=0.831.0×100%=83%

由這樣一道來源于真實生產(chǎn)創(chuàng)設(shè)的情境習(xí)題，學(xué)生能夠鞏固“當(dāng)溫度不變，平衡常數(shù)不變;改變濃度，平衡發(fā)生移動的”知識，并且通過增大H2O與CO的比例，即增加易得且價廉的原料H2O的濃度，有利于CO的轉(zhuǎn)化，生成更多的清潔能源這一結(jié)論，有利于加深學(xué)以致用的觀念。

2 各類化學(xué)平衡的關(guān)系

無論中學(xué)教材還是大學(xué)教材，在介紹化學(xué)平衡知識內(nèi)容后，緊接著就是酸堿平衡和沉淀溶解平衡的學(xué)習(xí)，這樣的編寫是符合邏輯順序和認(rèn)知體系的。化學(xué)平衡是總領(lǐng)，酸堿平衡和沉淀溶解平衡是局部，它們之間是一般規(guī)律與具體環(huán)境的聯(lián)系。但教師在進(jìn)入各類特定環(huán)境下的平衡教學(xué)時，往往會只見樹木不見森林，不自覺地造成概念上的混淆，無法區(qū)分彼此的關(guān)系，將從屬關(guān)系認(rèn)為并列關(guān)系，且不能很好地區(qū)分具體平衡體系之間的關(guān)聯(lián)。下面就幾個具體問題進(jìn)行闡述。

2.1 一般與特殊的關(guān)系

中學(xué)化學(xué)以無機(jī)反應(yīng)為主。無機(jī)化學(xué)反應(yīng)大多數(shù)是在水溶液中進(jìn)行的，參與這些反應(yīng)的物質(zhì)主要是酸、堿和鹽，它們都是電解質(zhì)，在水溶液中能電離成帶電的離子。因此，酸、堿、鹽之間的反應(yīng)實際上是離子反應(yīng)。這些在水溶液中的離子反應(yīng)，活化能較低，反應(yīng)速率很快，反應(yīng)過程主要受平衡控制，通常主要研究其平衡問題。

這些反應(yīng)一般在溶液中進(jìn)行，壓力對其反應(yīng)的影響可忽略。同時，這類反應(yīng)的熱效應(yīng)較小，平衡常數(shù)隨溫度的變化也可不考慮，因此主要考慮濃度對這類平衡的影響以及平衡的移動?？梢杂脠D1來明確表示各類平衡之間的關(guān)系。

只有真正認(rèn)知并理解圖示關(guān)系，教師才能在教學(xué)中少犯將化學(xué)平衡與酸堿平衡并列等概念性錯誤。當(dāng)然，中學(xué)階段只要求掌握前兩類平衡，而不要求氧化還原平衡和配位解離平衡的學(xué)習(xí)。針對學(xué)有余力的學(xué)生，還可以講授酸堿平衡為均相過程，沉淀溶解平衡為多相平衡的觀念，以鞏固前期所學(xué)分散系的概念。

2.2 酸堿平衡與水解平衡

鹽類水解反應(yīng)在試題中的頻繁出現(xiàn)說明了其重要性和復(fù)雜性，也對部分教師的平衡概念的理解造成了混淆，將水解平衡與酸堿平衡并列。

事實上，自1923年Brnsted和Lawry各自獨立提出酸堿質(zhì)子理論后，便模糊了鹽的概念。酸、堿可以是中性物質(zhì)，也可以是正離子或負(fù)離子，教材上常見的鹽類水解舉例，H2O+Ac-HAc+OH-，醋酸根即可歸類為堿。質(zhì)子理論不僅擴(kuò)大了酸堿范圍，而且把中和、解離、水解等反應(yīng)統(tǒng)一為質(zhì)子傳遞反應(yīng)，使得從更高層次而言，化學(xué)反應(yīng)可以簡單地劃為兩類： 酸堿反應(yīng)和氧化還原反應(yīng)。

當(dāng)然，這并不意味著鹽的概念和水解反應(yīng)不再重要，相反，鹽類、水解反應(yīng)等概念由于研究問題的方便性還將長期存在。但作為教師，應(yīng)該對這些概念有清晰的認(rèn)識。

由此拓展開來，呼應(yīng)開始的可逆反應(yīng)和化學(xué)平衡產(chǎn)生的條件，強(qiáng)電解質(zhì)在水中是完全電離的，因此不存在解離平衡，即強(qiáng)酸和強(qiáng)堿沒有解離常數(shù);弱酸和弱堿在水中是部分電離的，其強(qiáng)度取決于酸堿在水溶液中的電離程度，以酸和堿的平衡常數(shù)Ka和Kb表示。若將弱酸、弱堿視為化學(xué)反應(yīng)通式中的反應(yīng)物，電離出的H+、 OH-等視為產(chǎn)物，則酸堿平衡常數(shù)Ka和Kb與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K一脈相承。

解離平衡實際上是弱酸、弱堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡，因此酸堿在溶液中表現(xiàn)出來的強(qiáng)度，不僅與酸堿本性有關(guān)，同時與溶劑的本性有關(guān)，這屬于溶劑的區(qū)分效應(yīng)和拉平效應(yīng)了。例如醋酸在水溶液中是弱酸，但溶劑換成液氨后，醋酸能在其中完全電離，HAc+NH3（l）NH+4+Ac-，表現(xiàn)為強(qiáng)酸。一般而言，酸可以拉平堿、區(qū)分酸;堿可以拉平酸、區(qū)分堿。

再看之前的熱點討論問題，NaHCO3溶液中各種粒子濃度大小的比較，如果認(rèn)識到NaHCO3屬于既可給出質(zhì)子，又可接受質(zhì)子的兩性物質(zhì)，則就能抓住酸堿平衡的本質(zhì)問題，從NaHCO3在溶液中存在如下兩種平衡來進(jìn)行討論，而不至于產(chǎn)生混亂。

作為酸： HCO-3H++CO2-3

作為堿： HCO-3+H2OOH-+H2CO3

2.3 溶度積常數(shù)與溶解度

物質(zhì)的溶解度只有大小之分，沒有在水中不溶解的物質(zhì)，溶度積常數(shù)是表示標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時難溶電解質(zhì)達(dá)到沉淀溶解平衡的溶解能力大小。與酸堿解離常數(shù)一致，溶度積常數(shù)是標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)在沉淀溶解平衡這一具體環(huán)境下的特殊表達(dá)，因此用下標(biāo)加以區(qū)別標(biāo)志。Kθsp受溫度影響較大，而改變離子濃度對其數(shù)值沒有影響，只引起濃度改變的平衡移動。

Kθsp越小，表明物質(zhì)越難溶。不同類型的難溶電解質(zhì)不能簡單地用Kθsp來判斷溶解度的大小。用溶度積常數(shù)比較難溶電解質(zhì)的溶解性能時，只能在相同類型的化合物之間進(jìn)行。

溶解度用來表示各類物質(zhì)（包括電解質(zhì)和非電解質(zhì)、易溶電解質(zhì)和難溶電解質(zhì)）的溶解性能，而溶度積常數(shù)只用來表示難溶電解質(zhì)的溶解性能。例如NaCl在水中有一定的溶解度，但卻不能將飽和NaCl水溶液中兩種離子濃度的乘積叫溶度積。

Kθsp不受外加的共同離子濃度的影響，而溶解度則不同。例如，在BaSO4飽和溶液中加入BaCl2，盡管外加了Ba2+離子，達(dá)到新的平衡后Kθsp不變，但BaSO4的溶解度卻減小了。由溶度積和溶解度的關(guān)系可以指導(dǎo)具體的實驗操作： 在定量分離沉淀時，要注意選擇洗滌劑。如制得BaSO4沉淀0.10g，若用10mL純水洗滌，將損失2.66×10-4g，損失率達(dá)0.27%;如果用0.01mol/L的H2SO4溶液洗滌，僅損失2.5×10-5g（損失率0.025%），即溶度積不變，但溶解度降低了。

需要注意的是，加入過量沉淀劑可使被沉淀離子完全沉淀，但并不是越過量越好，太多的沉淀劑往往會引起副反應(yīng)（酸溶、配位），反而增大沉淀的溶解度，如AgCl溶于過量的Cl-溶液生成AgCl-2配離子。因此，沉淀劑一般以過量20%～50%為宜。

2.4 平衡移動——不同平衡之間的競爭

反應(yīng)到達(dá)平衡狀態(tài)是暫態(tài)，而平衡的移動是常態(tài)。事實上，各類具體的平衡之間并非各行其是、沒有關(guān)聯(lián)，而是密切相關(guān)的。各種平衡之間的競爭關(guān)系促成了平衡的移動，最終的落腳點依舊是化學(xué)平衡，并以標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)來定量確定溶液中各種粒子的濃度。

以沉淀的溶解為例，難溶弱酸鹽沉淀與強(qiáng)酸反應(yīng)生成弱酸、難溶氫氧化物沉淀與強(qiáng)酸反應(yīng)生成水，本質(zhì)上均為酸堿平衡與沉淀溶解平衡之間的競爭，要撥開重重迷霧，以總反應(yīng)入手，抓住反應(yīng)的本質(zhì)，理清不同平衡之間的聯(lián)系。來看下面具體例子。

欲使0.10mol的FeS溶于1.0L鹽酸中，各需鹽酸的最低濃度是多少？

首先，需要依題意寫出反應(yīng)的化學(xué)方程式，

FeS（s）+2H+（aq）Fe2+（aq）+H2S（aq）

繼而列出反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式，

Kθ=[Fe2+][H2S][FeS][H+]2×[S2-][S2-]=Kθsp（FeS）Kθa1·Kθa2（H2S）

至此，其中的關(guān)系便豁然開朗： 總反應(yīng)是沉淀溶解平衡和弱酸解離平衡之間的競爭，當(dāng)FeS溶于水達(dá)到沉淀溶解平衡后，如果將其中加入強(qiáng)酸，則平衡產(chǎn)物S2-會與H+結(jié)合，造成平衡向右移動，達(dá)到沉淀溶解的目的，而反應(yīng)具體進(jìn)行的程度則與沉淀溶解平衡的溶度積常數(shù)和弱酸解離平衡的弱酸的電離常數(shù)均相關(guān)。后續(xù)計算步驟如下，不再贅述。

[H+]=[Fe2+][H2S]·Kθa1·Kθa2Kθsp（FeS）

=0.10×0.10×1.1×10-7×1.3×10-136.3×10-18

=4.8×10-3mol·L-1

求出的[H+]為保持平衡需在溶液中游離的H+濃度，還需考慮溶解FeS的過程中消耗的H+，則HCl最低濃度為

0.10×2mol·L-1+4.8×10-3mol·L-1=0.21mol·L-1

同理，雖然中學(xué)階段對氧化還原平衡和配位解離平衡不做要求，但教師需要知道： 沉淀、弱電解質(zhì)、配合物等的形成，會造成溶液中某些離子濃度降低，若將此離子與它對應(yīng)的還原態(tài)或氧化態(tài)組成電對時，測定其電極電勢，即可計算出溶液中該離子的濃度，進(jìn)一步求算出難溶電解質(zhì)的溶度積常數(shù)Kθsp、弱電解質(zhì)的解離常數(shù)Kθa、 Kθb，以及配合物的穩(wěn)定常數(shù)β;而向配位解離平衡系統(tǒng)中加入酸、堿、沉淀劑、氧化劑或還原劑，這些試劑可能會與中心金屬或配體發(fā)生反應(yīng)，改變平衡各組分的濃度，導(dǎo)致配位平衡發(fā)生移動。由此可見，水溶液中的四大平衡之間并不是彼此孤立的，它們之間往往存在著競爭，當(dāng)一個平衡發(fā)生移動，會造成相應(yīng)的連鎖反應(yīng)，引起其他平衡移動。

3 結(jié)語

新課標(biāo)頒布后，各版新教材在必修和選擇性必修教材中均針對化學(xué)平衡及其移動內(nèi)容進(jìn)行了重新編寫。核心素養(yǎng)“變化觀念與平衡思想”要求“能認(rèn)識物質(zhì)是運(yùn)動和變化的，知道化學(xué)變化需要一定的條件，并遵循一定規(guī)律;認(rèn)識化學(xué)變化的本質(zhì)特征是有新物質(zhì)生成，并伴有能量轉(zhuǎn)化;認(rèn)識化學(xué)變化有一定限度、速率，是可以調(diào)控的。能多角度、動態(tài)地分析化學(xué)變化，運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)原理解決簡單的實際問題”[4]。這對教與學(xué)雙方主體都提出了新的要求。

2021年版滬科版《普通高中教科書·化學(xué)》必修第二冊中簡要介紹了可逆反應(yīng)、化學(xué)平衡以及平衡移動的概念，然后在選擇性必修1《化學(xué)反應(yīng)原理》中又詳細(xì)闡述了化學(xué)反應(yīng)的方向、限度，并專章介紹了水溶液中的離子反應(yīng)與平衡。這樣的編寫順序符合學(xué)生的認(rèn)知水平和學(xué)習(xí)能力，是一次有益的嘗試。滬科版高中化學(xué)必修教材的編制廣泛吸收了國內(nèi)外各類高中化學(xué)教材的編寫經(jīng)驗，充分征集并聽取了專家與學(xué)者、學(xué)校與一線教師的意見，具有較好的教學(xué)引導(dǎo)性與示范性[5]。作為教學(xué)一線的教師，應(yīng)該領(lǐng)悟思路、吃透教材，只有不斷加強(qiáng)學(xué)習(xí)，將專業(yè)知識應(yīng)用于教學(xué)實踐，才能做到教學(xué)相長，常教常新。

參考文獻(xiàn)：

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[2]姜顯光， 鄭長龍， 關(guān)于化學(xué)平衡學(xué)科理解的幾個問題——基于一位國內(nèi)重點大學(xué)物理化學(xué)教授的訪談資料[J]. 化學(xué)教學(xué)， 2021， （7）： 88～93.

[3]麻生明、 陳寅主編. 普通高中教科書·化學(xué)·必修·第二冊[M]. 上海： 上?？茖W(xué)技術(shù)出版社， 2021： 50.

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