高中化學重難點分類突破

張玲

摘 要：在中學，包括了氧化還原反應、離子反應和化學反應的《化學能源及能量變化》是化學中的重中之重，很多同學也在這里栽了跟頭，很多同學也為之苦惱，為了在高考中取得好成績，我們就要一步一步將腳印踩實，打好基礎。所以，為了更好地學習和復習這一部分的內容，我將對此進行總結。

關鍵詞：化學反應；能量變化；突破

疑難點一：氧化還原反應相關概念辨析，比較有結構層次

首先，判斷相關的化學反應類型要看實驗的實質，即物質電子得失的問題。被氧化的物質失去電子，相反的，由于液態物質中處于電平衡狀態，被還原的物質也就要得到電子，也就是說失電子數目必定等于得電子數目；其次，要注意是哪個元素的化合價改變了，要是熟悉，我們可以將所有元素的化合價都一一標在對應元素的上方，這樣做題下來，就很容易看到哪個元素的化合價改變了；最后，在沒有給出反應方程式的題目中還要注意一下反應發生的環境，是酸性、堿性、亦或是中性，考慮一下對應液體對反應有沒有影響。常見的疑難點就是一些不多見的元素有多個化合價，就比如說Cu有+1、+2價的化合價，N也有幾個不同的化合價，其實在判斷化和價的時候，方法有二：①根據平時老師額外講出的特殊元素的化合價，將其背下，這樣做題會比較高效率；②先判斷其它元素的化合價變化，這樣耗時相對會比較多。

疑難點二：氧化還原反應的綜合應用

對于氧化還原的解答時注意幾點：①關于氧化還原方程式中氧化性與還原性強弱的比較，必須看準題目要求，采用分析比較法和觀察電子的得失情況，細心作答；②關于氧化還原的配平，一般有幾個方法：順向法、逆向法、整體法以及零價法。另外，還要注意題目所給的條件，先判斷生成物，由反應物推出生成物的元素，注意是否有參入其他元素，造成生成物生成其他物質，然后再配平；如果是離子反應，還應注意反應是否為離子反應，可以考慮用電荷守恒配平；③對于氧化還原的計算，一般采用守恒法，根據氧化劑和還原劑電子的得失電子相等，通過守恒關系列出相關關系式求解；④對于自己沒有思路的題目，可以采取多次觀察題目。對于信息題，將有關元素氧化還原反應知識和物質變化、實驗現象寫下，觀察期間存在的內在聯系和隱含的條件。要是實在沒有辦法，可以考慮將反應物有可能的化合價寫出來，再一一匹配，最終得到答案。

疑難點三：離子方程式的書寫及判斷

對于這個高考的必考題，我們要好好對待，其中這種題目的陷阱在于下列幾種情況：①所給的現象違背了反應事實：價態變化不合化合價守恒定律，在價態變化失實情況下，要注意生成物是否能生成；反應物質失實，一般失實的反應方程式中，常表現為寫錯離子符號和化學式，在應對這種情況，可以先判斷離子兩邊的電性是否相等，一般題目用此方法都可以排除一個錯誤的選項，再觀察其他選項。一般要注意Na2Co3，NaO2，Na2O2的化合價變化；②用錯連接符號：一般為可逆反應與離子反應的混淆，平衡狀態與非平衡狀態的混淆，以及符號可逆符號與等號的混淆；其次為無機化合物與有機化合物的混淆，而亂用箭頭和等號，這就要同學們細心觀察的；③用錯物質狀態符號，常因為反應程度不同而錯用狀態符號，或者在反應中作為生成物的，在方程式中沒有漏寫沉淀符號，生成物為氣體時漏寫氣態符號。特別要注意反應的程度，不同的反應程度可能會生成不同的生成物；④用錯反應的用量，想某溶液中加入酸或堿，要考慮量的問題，過量的酸或堿往往會對中和反應或其它反應造成影響，導致理想的生成物變成另外的物質，由此可能導致實驗有較大的誤差；滴加反應物的順序不同也會導致反應物的實質反應的用量。例如向碳酸鈉溶液中滴加幾滴鹽酸，反應物鹽酸是少量的，若是在鹽酸中滴加碳酸鈉溶液就不是這種情況了，這就相當于鹽酸過量了，由此，兩者的生成物也是不一樣的，前者的鹽酸為少量，反應程度較低，生成物是碳酸氫根離子，而后者的量足夠甚至過量，反應程度完全，生成物為二氧化碳，具體的還是要根據題目判斷了，所以總結下來要注意反應程度和反應物量的問題；⑤錯用物質的表述方式，陷阱在于把難溶、難電離的物質寫成離子形式。對于這種棘手的題目，我們要熟記一般的難溶、難電離的物質，就可以在我們做題時有條件反射，一眼就能看出其形式的錯誤。還有的就是把易溶、易電離的物質寫成化學式，這是一種逆向的思維，同學們一般看著覺得沒有寫錯，就不會很注重其題目所要求的反應方程式類型，也就很難察覺到，就要我們通過細心辨識。也可以在判斷之前了解該方程式是離子方程還是其它方程式，規定好之后，所要考慮的就可以大大縮小；⑥漏掉部分方程式，兩個溶液互相反應，不一定只有一個方程式，我們要考慮多方面的，可以先將兩溶液所含的離子，水溶后變成的離子寫在一塊，看看它們之間哪個會相互反應，看看結合之后是否會生成沉淀、氣體等物質，若可以，則可以相互反應。

疑難點四：反應熱的相關綜合問題

要熟練掌握反應熱的知識點容易，但要在考試中全會做這類的題目并且完全答中是比較難的，現在我給大家理清一下做這類題目的思路和方法：首先我們要從定義開始，理透反應熱的概念，其次我們要分清放熱反應和吸熱反應的表現。其中還要注意鍵能、內能及其穩定性的關系，物質的鍵能越小，其內能越高，穩定性越差。緊記吸熱和放熱的表示方法，不要因為錯記而亂了陣腳。對于熱化學方程式，我們要牢記幾點：ΔH的符號，當反應為放熱反應時ΔH為負，當反應為吸熱反應時，ΔH符號為正的，一般ΔH的單位為kg/mol；絕大多數ΔH是在條件為25℃、101325Pa下測定的，書寫熱化學方程式的時候就要注意這一點；即物質的狀態。在熱化學方程中，要注意反應物以及生成物的狀態，氣體、液體、固體和溶液都要一一區別開來，且謹記一點，熱化學方程式中不能出現沉淀和氣體符號，同學們要準確區分開來。注意化學計量數，由于ΔH與反應物的反應量有關，所以熱化學方程式中的個物質前所對應的系數要與ΔH成比例，如果化學計量數加倍，ΔH值也要加倍。注意ΔH計算方式有三種，可以從不同的方面計算，從而減少計算量。

參考文獻：

[1]卓秋紅.化學反應與能量變化疑難聚焦[J].2012，09.

[2]卓秋紅.“化學反應與能量變化易錯點分析”的探討[J].數理化解題研究，2008，01：49-54.endprint

張瑜

摘 要：化學平衡是高中化學的重要內容，也是高考的必考知識。作為研究可逆化學反應的核心知識，化學平衡原理在化學教學中有著極為廣泛的應用。如何指導學生運用化學平衡原理來解決實際問題是每一名高中化學教師所要切實探究的課題。本文從化學平衡原理的概念出發，結合到化學平衡原理的重要特征，對學生在應用化學平衡原理解答化學問題的過程中存在的一些問題進行探究。

關鍵詞：化學平衡；化學平衡原理；概念及應用；問題及對策

化學平衡作為高中化學理論的核心組成部分，其對于幫助學生深刻理解化學現象、化學反應本質具有重要意義。一方面，相對于其他化學知識而言，化學平衡原理更加抽象，學生學習和使用起來更有難度；另一方面，由于化學平衡原理與化學實驗研究、化工生產過程等過程聯系十分緊密，其也是歷年來高考化學學科的考察重點。筆者結合到自身的教學經驗，舉例探究學生在化學平衡原理的應用過程中存在的幾個需要解決的問題。

一、化學平衡原理的概念及應用

1.概念

在探究化學平衡原理之前，我們先對“化學平衡”這一概念做簡要釋義。化學平衡是基于可逆化學反應（在一定條件下，反應既可以正向進行又可以逆向進行的化學反應）提出的一個概念，其是指：在一定的宏觀條件下（溫度、壓強、體積等）的可逆化學反應中，化學反應的正反應速率等于逆反應速率，這在具體的化學反應中直觀表現為反應物和生成物的各組分濃度不再發生變化。在可逆化學反應中，用正逆化學反應速率來表示化學平衡可以得到化學平衡的本質：正反應速率等于逆反應速率。化學平衡原理又叫做“勒夏特列原理”。從本質上來看，化學平衡原理是一個能夠定性預測化學平衡點的原理。在高中化學教材中，化學平衡原理被表示為：改變可逆反應的宏觀條件（反應物或生成物的濃度，反應體系的壓強、溫度、體積等），原有的化學平衡將會被打破，化學反應將會朝向減弱這種改變的方向進行（移動），直至建立新的化學平衡。

2.化學平衡原理的應用

化學平衡原理是研究化學平衡問題的重要手段，高中化學涉及到的所有平衡移動問題都可以用化學平衡原理來判斷和解釋。為此，深刻理解和掌握化學平衡原理對于學生而言十分重要。下面就化學平衡原理在高中化學問題中的應用進行簡單介紹。

（1）應用于濃度改變（其他條件不變）的化學平衡

根據化學平衡原理中的“改變化學反應宏觀條件，化學反應將會朝向減弱這種改變的方向進行”，那么增加化學反應體系某一反應物的濃度或減少某一生成物的濃度，化學反應將會朝向減少此反應物濃度的方向進行，原有的化學平衡被打破，新的化學平衡建立。平衡移動的結果是使反應體系中增加的反應物減少或使減少的生成物增加，化學平衡向正反應方向移動；同樣地，減少化學反應體系某一反應物的濃度或增加某一生成物的濃度，平衡移動的結果是使反應體系中減少的反應物增加或使增加的生成物減少，化學平衡向逆反應方向移動。

以合成氨反應表示：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g），我們增加反應體系中N2的濃度，根據化學平衡原理，NH3的量會增加以使得N2的量減少。

（2）應用于溫度改變（其他條件不變）的化學平衡

這里涉及到吸熱反應和放熱反應，升高反應溫度，化學反應體系熱量增加，化學反應朝著減少反應體系熱量的方向移動，如果是放熱反應，則化學平衡逆向移動；反之亦然。

仍以合成氨反應表示：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-92kJ/mol。這是個放熱反應，如果降低反應體系溫度，化學平衡正向移動，從而使得產物增加。但值得注意的是，在實際的合成氨反應中，放熱溫度仍舊被設定為一個較高的值，這主要是處于提高該反應催化劑活性的考慮。

（3）應用于壓力改變（其他條件不變）的化學平衡

增加某一反應物的壓強或減小某一生成物的壓強，化學反應將會朝著減弱（減小該反應物壓強或增大該生成物的壓強）這種改變的方向進行，化學平衡正向移動；反之亦然。

仍舊以合成氨反應表示：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）。增加反應物N2或者H2的壓強，NH3的壓強將會增大以減小N2或H2的壓強。但值得注意的是，對反應左邊和右邊系數和相等時，不論外部壓強不對平衡產生影響。如CO（g）+H2O（g）?CO2（g）+H2（g），改變某一分組的壓強，平衡不移動。

二、化學平衡原理的應用中需要重點解決的問題

（一）外界條件改變反應速率引起平衡移動的問題

外界條件改變反應速率是引起平衡移動的根本原因，學生容易受到題設條件的干擾而判斷失誤，例如對于反應N2（g）+3H2（g）?2NH3（g），問：增大反應體系壓強，正逆反應速率如何變化，多數學生的理解是增大壓強平衡右移，故V正增大，V逆減小，這是錯誤的理解。正確的理解應該是增大壓強正逆反應速率同時增加，但V正增加的倍數>V逆增加的倍數，故平衡右移。

（二）圖像判斷、比較平衡問題

利用圖像判斷、比較化學平衡也是化學平衡原理常見的應用形式。如圖，學生對此類題目容易產生錯誤的理解：他們認為T1折線在T2折線的上方，故T1>T2，判斷T1折線的反應先達到化學平衡。正確的分析方法為：T2折線的反應先達到化學平衡，在對應溫度下，T2折線的反應速率>T1，隨著溫度的升高，反應速率加快，T2折線先達到化學平衡。

對于圖像類問題，可遵循“由點到線、面”，“先拐先平、定一議二”的方法。

（三）轉化率問題

利用化學平衡原理解決化學反應的轉化率是一類常見的題目，這一類題目的綜合性較強，學生常由于混淆了思路而導致錯解。學生的常規思路：化學平衡右移，反應物的轉化率增大。這種方法過于絕對，容易導致錯解。以aA（g）+bB（g）?cC（g）為例，總結規律如下：

1.aA（g）+bB（g）?cC（g），條件，增加組分A的量，平衡右移。

如：①a+b=c，A的平衡轉化率不變；②a>b+c，A的平衡轉化率增大；③a

2.aA（g）+bB（g）?cC（g）+dD（g）

（1）僅增加A的量，平衡右移，A的轉化率減小，B的轉化率增大。

（2）按相同比例增加A、B的量：

如：①a+b=c+d，A、B的轉化率均不變；②a+b>c+d，A、B的轉化率均增大；③a+b

（四）等效平衡

等效平衡的建立主要分兩種情況探究：可逆反應兩邊氣體相等或不等。兩種情況均假定反應朝某一方向進行到底，可以得到規律：

兩邊氣體不相等：恒溫恒容，對應量相同可視為等效平衡；恒溫恒壓，對應量成比例可視為等效平衡，如，2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g）。

兩邊氣體相等：恒溫恒容和恒溫恒壓時對應量均成比例，則可以視為等效平衡，如，2HI（g）?H2（g）+I2（g）。

參考文獻：

[1]湯元清.淺談高中化學平衡移動原理的應用[J].數理化學習（高中版），2014（12）：43-44.

[2]王雯.例談“勒夏特列原理”處理化學平衡問題中的幾個誤區[J].中學化學，2016（4）：55-57.

[3]阮昌宏.化學平衡中的幾個問題[J].中學化學教學參考，2014（16）：65-66.