中學化學教學中的平衡思想

吳福來

（福建省長樂第七中學，福建長樂 350206）

引 言

在以立德樹人為根本任務的背景下，《普通高中化學課程標準（2017年版)》指出，“變化觀念和平衡思想”是化學學科核心素養內容之一[1]。建立平衡思想是培養中學生核心素養的重要組成部分。現代社會最需要的是思想創新和理論創新。每次理論的突破都會帶來科學和社會的巨大進步。

化學變化有一定速率和一定限度，外界條件改變，反應速率和反應限度可能會隨之變化，但變化應遵循一定規律，不是亂為之。化學核心素養要求學生能多角度、多方法分析化學反應，并能運用平衡思想解釋生活中的化學現象，解決化工生產中的實際問題。

一、化學平衡概念

（一）化學平衡概念的提出

在同一條件下，可向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應，稱為可逆反應。例如，2NO2(紅棕色)N2O4(無色)，反應開始時若NO20.5 mol·L-1,N2O40 mol·L-1,反應開始時只能向正反應方向(2NO2→N2O4) 進行，N2O4一旦生成，濃度不為0，逆反應(N2O4→2NO2)也隨之發生。NO2濃度逐漸減小，正反應速率逐漸減小；N2O4濃度逐漸增大，逆反應逐漸增大。一段時間后，反應物NO2、生成物N2O4濃度不再變化，我們就說建立了化學平衡。在一定條件下，可逆反應(如上述反應2NO2N2O4)進行到一定程度時，正反應速率(V正)和逆反應速率(V逆)相等，反應物濃度[c(反應物)]和生成物濃度[c(生成物)]不再發生變化，反應達到化學平衡狀態。

（二）化學平衡的分類

平衡有物理平衡和化學平衡，本文只討論化學平衡。有一定程度可逆的化學反應都存在化學平衡，化學平衡分類如圖1。

圖1

化學平衡(狹義)和(弱電解質)電離平衡是(鹽類)水解平衡的前提和基礎。大學無機化學酸堿質子理論中是沒有鹽的概念的，只有沉淀溶解平衡。

二、化學平衡的特征

化學平衡指的是化學平衡狀態，其具有兩個最基本的特征：(1)正逆反應速率相等(V正=V逆)；(2)反應體系中各物質的濃度保持不變。另外，化學平衡是動態平衡，條件改變，平衡也有可能被打破，平衡發生移動直到建立新的平衡。因此，化學平衡研究的對象是一定條件下的可逆反應，其有“四大特征”：等、定、動、變。如反應物濃度不會變為0，轉化率＜100%；生成物濃度也不會達到理論的最大值，產率也＜100%，在某一時刻后不再改變，其就達到了平衡。

改變條件，化學平衡是否發生平衡移動？根本依據：當v(正)＝v(逆)時，平衡不移動；當v(正)≠v(逆)時，不平衡（如圖2）。直接依據：各組分的濃度保持不變。如果平衡移動，那么移動的方向如何？(1)若v(正)＞v(逆)，平衡向正反應(向右)方向移動；(2)若v(正)＜v(逆)，平衡向逆反應(向左)方向移動。

圖2

三、化學平衡的規律

（一）勒夏特列原理

法國化學家勒夏特列(Le chatelier)在前人的研究基礎上總結提出，如果改變影響平衡的條件之一，如壓強(用P 表示)、濃度(用c 表示)、溫度(用T 表示)，平衡就向著減弱這個改變的方向移動，這就是勒夏特列原理(也叫作平衡移動原理)。(1)若壓強P 增大時，平衡就向氣體分子數目減少的方向移動；若P 減小了，平衡就向氣體分子數目增加的方向移動。(2)當溫度T 升高時，平衡就向吸熱的方向移動；若T 降低時，平衡就向放熱的方向移動。(3)若增加c(反應物)或減小c(生成物)時，平衡就向右移動；若減小c(反應物)或增加c(生成物)時，平衡就向左移動。平衡移動原理是一條普遍規律，只要是動態平衡都適用。具體到特定的反應平衡應具體分析，如工業合成氨的反應。

正反應是放熱的，有氣體參加且體積縮小的可逆反應。那么，改變條件后，該化學平衡如何移動就很好分析了。(1)若溫度T 升高時，平衡就向吸熱(向左)的方向移動；若T 降低時，平衡就向放熱(向右)的方向移動。(2)若壓強P 增大時，平衡就向減少氣體分子數目(向右)的方向移動；若P 減小時，平衡就向增加氣體分子數目(向左)的方向移動。(3)若增加c(反應物)或減小c(生成物)時，平衡就向右移動；若減小c(反應物)或增加c(生成物)時，平衡就向左移動。

該原理只適用于已達到平衡后的體系。判斷平衡的移動方向，反應的特點要分析正確全面。特別應指出固體或純液體沒有濃度可言，改變用量不會影響化學平衡。

（二）化學平衡常數

化學平衡常數是用來定量研究化學平衡的。如上述合成氨的反應平衡常數，還有離子積常數、溶解平衡常數等。平衡常數中用Kc 表示物質的量濃度，Kp 表示分壓，高中平衡常數K 就是Kc。

若方程式寫法不同，反應物與生成物互換，則平衡常數互為倒數；計量系數為2 倍，平衡常數為平方關系，如K 則有

如果用Qc 表示濃度商，計算公式與Kc 一樣，但表示意義不同。則有Qc 與Kc 的大小關系平衡移動方向：（1）若濃度商Qc 與平衡常數Kc 相等 ，反應處于平衡；（2）若Qc 與Kc 不等，則未平衡，①如果Qc 大于Kc，反應向左進行；②如果Qc 小于Kc，反應向右進行。

四、化學平衡的應用

在工業生產中，如制硫酸（H2SO4）中二氧化硫的氧化，合成氨（NH3）等反應都是可逆反應，生產中反應會達到化學平衡，反應在此條件下達到最大限度，原料反應物達到最大的轉化率。在工業生產中應盡量提高轉化率和反應速率來提高生產效益，這就是研究化學平衡及平衡移動的規律和影響條件的出發點和目的。

例如，在工業制硫酸過程中的第二階段，SO2催化氧化過程發生的反應是典型的可逆反應，正反應是①放熱，②體積縮小。升高溫度提高反應速率，提高時效，對生產SO3有利，但SO2的轉化率降低，原料的利用率和SO3的產率降低，又對生產不利。因此，我們在提高反應速率的同時，又要考慮提高轉化率、產率，還要考慮催化劑活性、生產安全性等多個要素，工業上選擇的條件是：①為了提高成本較高的SO2利用率，增加過量的氧氣（空氣中的氧氣）采用1:1.6 而不是1:0.5；②催化劑（鐵觸媒）活性450℃最佳；③提高反應速率保證SO2的轉化率，考慮催化劑的活性，T 為450～550℃最佳。

結 語

勒夏特列(平衡移動)原理適用于一切動態平衡，化學平衡適用，物理平衡也適用。平衡思想體現了科學辯證的思想，小到一個具體的可逆化學反應，大到整個物質世界。平衡思想是分析、解決問題的重要手段和方法，化學反應是合成新材料、新藥物的重要途徑，化學變化與平衡思想也是重要的科學素養。