“化学反应原理”模块教学中几个问题的探讨，本文主要内容关键词为：化学反应论文,几个问题论文,模块论文,原理论文,教学中论文，此文献不代表本站观点，内容供学术参考，文章仅供参考阅读下载。
化学反应原理（选修4）模块是高中化学选修课程之一，在教学实践过程中，该模块已经成为理科学生必选的模块。从课程标准的要求来看，有些内容如“能用焓变和熵变说明化学反应的方向”“能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质”等，在以前的高中化学课程中没有出现过，广大教师不太熟悉。本文拟结合这些内容，对教学实践过程中反映出来的问题作一些探讨，供广大教师教学过程中参考。
一、化学平衡常数的量纲
“知道化学平衡常数的含义，能利用化学平衡常数计算反应物的转化率”是课程标准的内容之一。根据这一要求，教材中编入了有关化学平衡常数的内容。但不同版本的教材对化学平衡常数的量纲（或称单位）的处理不尽相同：有的带量纲，有的不带量纲，这使教师在教学过程中产生了一些困惑。那么，如何正确看待这一问题呢？
实际上，平衡常数有实验平衡常数和标准平衡常数之分，前者的量纲取决于平衡常数的表达式，后者的量纲为1。
我们知道，对于一般的可逆反应：
分别称为浓度平衡常数和压力平衡常数，它们都是从实验数据归纳得到的，所以称为实验平衡常数。这就是中学化学教材中介绍的平衡常数。能使中学生很直观地体会平衡常数不随浓度或分压而变化，一般情况下只与温度有关，而中学用得比较多的是
。
从上式可以看出，对于反应物化学计量数之和等于生成物化学计量数之和的反应（即上述反应中a+b=g+d），的量纲为1（一般不写出），与压力、浓度所用的量纲无关。
而对于反应物化学计量数之和不等于生成物化学计量数之和的反应（即上述反应中a+b≠g+d），的量纲不为1，其量纲就与压力、浓度所用的量纲有关，这给有关平衡的计算带来许多麻烦。另外，某些反应中物质的平衡浓度或平衡分压是无法由实验直接测定的，同时也不便于与研究平衡有重要价值的热力学函数相联系，因此大学教材中用得比较多的是标准平衡常数（
，上标
表示标准）。
总之，实验平衡常数的数值，常常根据实验时浓度或压力所采用的量纲不同而发生改变。在实际计算过程中，量纲的使用只要保持一致即可。对于不同的反应体系，如气相反应、溶液中的反应等，标准平衡常数的表达形式也是多种多样的。要想对标准平衡常数有更深入的了解，请参考大学的《普通化学》或《物理化学》教材。
二、化学反应进行的方向
对于化学反应进行的方向，课程标准的要求是“能用焓变和熵变说明化学反应的方向”。考虑到学生的知识基础，人教版教科书从学生的生活经验出发，分别介绍了判断化学反应方向的焓判据和熵判据，并指出要正确判断化学反应的自发性，需要综合考虑体系的焓变和熵变。此外，在“科学视野”栏目中介绍了自由能变化（ΔG）。对于这部分内容，需要注意以下几个问题。
1.化学反应自发性的判据
焓判据和熵判据是判断化学反应自发性的两个方面，但都不能独立地作为自发性的判据。对于恒温、恒压不做非体积功（像机械功、电功等都属于非体积功）的一般反应（大多数化学反应均如此），应该用综合焓判据和熵判据的自由能判据（ΔG=ΔH-TΔS）来判断化学反应的自发性。即：
ΔG＜0，正反应自发（逆反应非自发）；
ΔG＞0，正反应非自发（逆反应自发）；
ΔG=0，反应处于平衡状态。
根据ΔG=ΔH-TΔS，应该将焓变、温度和熵变3个因素综合起来判断化学反应的自发性。据此，化学反应的自发性可分为以下4种类型，如表1所示（反应实例中ΔH、ΔS是
、T=298.15K时的数据）。
表1 化学反应自发性的分类
续表
2.对于化学反应自发性的认识
一般认为，在给定条件下能自动进行的反应叫做自发反应。需要说明的是：
(1)反应自发并不意味着反应迅速。例如，在100kPa、298.15 K的条件下，反应
的ΔG=-237.1 kJ/mol，远小于0，说明该反应在给定条件下是自发进行的，即氢气和氧气可以自发地起反应生成水，而且反应的趋势还非常大。但事实上，在100kPa、298.15 K的条件下，如果我们将
(g)和
(g)混合在一起，无论经过多长时间，上述反应几乎不会发生，也观察不到水的生成。这是因为(g)和(g)的反应机理决定了其反应速率在100kPa和298.15K时是无限慢的。也就是说，化学热力学的判断只是提供反应自发的可能性，即预言在给定条件下反应能不能发生，发生到什么程度（平衡问题）等；至于如何把可能性变成现实性，则要考虑反应机理和反应速率，而反应机理和反应速率属于化学动力学讨论的范畴。
(2)反应非自发并不意味着反应不可能发生。反应非自发，只是说明该反应在给定条件下不会自动发生。如果对反应施加外力，可以使非自发的反应实际发生，但是，该反应在给定条件下本质上仍然是非自发的。即利用ΔG大于0或小于0讨论反应的自发性时，指的是恒温、恒压不做非体积功时反应的性质。例如，在100kPa、298.15K的条件下，反应
的ΔG=237.1kJ/mol，大于0，是非自发反应。即在上述条件下，
(l)不会自动分解成(g)和(g)。但如果外界加入电功，则可以使(l)电解生成(g)和(g)。这是虽然反应的ΔG大于0，但在外界的帮助下可以进行反应的一个例子。但是，在给定条件下（100kPa、298.15K，不做非体积功），上述反应的本质仍然是非自发的，即不会自动发生。
(3)改变给定条件可以改变反应的自发性。由于反应的自发性与给定条件有关，所以改变给定条件可以改变反应的自发性。例如，在100kPa、298.15K时，反应
的ΔG=130.2 kJ/mol，是非自发的；而在100 kPa、1273K时，上述反应的ΔG=-26.1kJ/mol，是自发的。即温度升高，反应由非自发变成了自发。但是，对于任何温度下都不能自发进行的反应（如表1中类型2），即使升高温度，反应仍然是非自发的。
其实，反应自发性的判断是非常复杂的。如果化学反应在恒温、恒压条件下，除体积功外还做非体积功，则不能利用ΔG大于0或小于0讨论反应的自发性。此外，通常从手册中查到的热力学数据大多是标准状态
时的数据（表示为
，温度一般为298.15K），利用由此计算出来的ΔG来讨论反应的自发性时，一定要注意使用条件。对于非标准状态和温度不是298.15 K时反应AG的计算和自发性的判断，则远远超出了中等化学研究的范围，可以参考有关的大学教材。
三、沉淀的转化
“能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质”是课程标准的内容要求之一。在介绍沉淀的转化时，人教版教科书通过两个实验：AgCl沉淀转化为AgI沉淀，AgI沉淀又转化为
沉淀；
沉淀转化为
沉淀引导学生得出结论：一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。应该说，这个结论对于绝大多数沉淀转化的反应是适用的。需要注意的是，教学过程中不要将这个结论绝对化，认为溶解度小的沉淀转化成溶解度略大的沉淀是不可能的，那是不全面和不科学的。
因此，一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀是很容易实现的；而反过来，溶解度小的沉淀转化成溶解度较大的沉淀比较困难，但并非不可能。沉淀的转化除与溶解度或溶度积有关外，还与离子浓度有关。当涉及两种溶解度或溶度积相差不大的难溶物质的转化，尤其是有关离子的浓度有较大差别时，必须进行具体分析或计算，才能确定反应进行的方向。
对于“化学反应原理”模块中涉及的以上内容，教师应做到心中有数，以便在教学过程中能够准确理解和把握。需要注意的是，在教学过程中不要向学生过分强调这些内容，以避免引起不必要的深究。