淺析“化學能”“焓變”“熵變”的教學要求

王云生

摘要： 依據課程標準分析高中化學課程“化學能”“焓變”“熵變”的教學要求和認識價值;探討“化學能”“焓變”“熵變”教學中存在的問題，并就教學中如何處理通俗性和科學性的關系提出建議。

關鍵詞： 化學能; 焓變; 熵變; 教學要求; 認識價值

文章編號： 10056629（2020）12000305

中圖分類號： G6338

文獻標識碼： B

1研究背景

普通高中化學課程標準（2017年版）在課程內容設置上，延續了2011年普通高中化學課程標準（實驗）的規定，在必修課程主題3，選擇性必修課程模塊1“化學反應原理”主題1、主題2有關“化學反應與能量轉化”“化學反應方向與限度”等教學內容中，引入了化學能、焓變、熵變的概念。要求“知道化學反應可以實現化學能與其他形式能量的轉化，……”;“認識化學能可以與熱能、電能等其他形式能量之間相互轉化，能量的轉化遵循能量守恒定律”，“認識化學能與熱能的相互轉化，恒溫恒壓條件下化學反應的反應熱可以用焓變表示，了解蓋斯定律及其簡單應用”;“知道化學反應是有方向的，知道化學反應的方向與反應的焓變和熵變有關”[1]。

與2011年頒布的普通高中化學課程標準（實驗）相比，2017年版課程標準對這些概念的教學要求更為明確、合理。例如，2011年版標準涉及“化學能”概念的教學要求是：“通過生產、生活中的實例了解化學能與熱能的相互轉化”，“舉例說明化學能與電能的轉化關系及其應用”。2017年版標準修訂為“知道”“認識”化學能與其他形式能量的轉化。對焓變、熵變概念的教學，將2011年“能用焓變與熵變說明化學反應的方向”的要求降低為“知道化學反應的方向與反應的焓變和熵變有關”。無論2011年還是2017年版課程標準，都沒有要求學生理解、掌握化學能、焓變和熵變的定義，只要求學生知道研究化學反應中能量的轉化、化學反應的方向、限度等問題，需要運用這些概念做分析說明。

上述這些內容的教學要求是2011年課程改革后新增加的。化學能、焓變、熵變、自發反應、反應方向這些概念比較抽象，限于高中學生的認識水平，理解有一定困難。各版本教材都沒有對化學能、焓變和熵變等概念的含義做說明。在不要求學生理解、掌握化學能、焓變和熵變等概念含義的情況下，如何借助這些概念說明化學反應中能量的轉化，化學反應的方向、限度等問題，現行各版本教材也未提出通俗而不失科學性的說明。不少一線教師由于缺乏相關的專業知識儲備和教學經驗，不太明白為什么要在高中化學課程中引入這些概念;如何在教學中做通俗、簡明的講解，覺得十分困難。因此，多數高中學生對這些問題的認識處于囫圇吞棗、一知半解的狀態。針對中學教學實際中存在的問題，一些化學教學研究專家在論著中做了解釋說明，提出了自己的見解。例如《中學化學學科理解疑難問題解析》[2]一書就“如何理解焓變與反應熱？”“什么是化學能？”“什么是體系的熵核熵變？”等問題做了解答分析。2017年版化學課程標準對這些概念的學習要求也有了更明確，更適合學生認識水平的規定。但是，由于這些問題不是高考的熱點問題，教學中存在的問題并沒有引起足夠的重視。為了提高教師的學科理解能力，落實課程標準的學習要求，幫助學生為后續學習打好基礎，不應讓這些問題“得過且過”。

2化學能的含義與教學要求

多數一線化學教師只是模模糊糊地知道“化學能”是和化學反應有關的能量。它和物質的內能是什么關系？和“化學反應”又有什么關系？也大多不甚明白。不同專家對要不要給“化學能”定義、怎么下定義，看法也不盡相同。現行各版本教科書也沒有對化學能的含義做介紹、說明，這給教學帶來一定的困擾。

物質中蘊含的全部能量就是物質的內能，包括微粒的動能、勢能、電子能還有核能。化學能和機械能、風能、潮汐能一樣，在稱呼中點明了能的來源。化石燃料燃燒、炸藥爆炸、食物在動物體內發生化學變化，這些在化學變化中釋放出的能，表現形式上可以是熱能、光能、電能等，都源于物質發生化學變化時內能的改變。綠色植物的光合作用，太陽光的光能通過光合反應，轉化為碳水化合物的內能，這部分內能在碳水化合物發生氧化反應轉化為水和二氧化碳時，可以釋放出來。通俗地說，化學能是在化學反應中能發生改變的那部分物質的內能。核能也是物質的內能，但不屬于化學能，因為在化學反應中核能不發生變化。

有人認為，化學能就是物質所蘊藏的一部分內能。化學能是物質內能的一部分，是化學變化中能發生改變的那一部分內能。不提化學反應，直接把化學能視為物質內能的組成部分，是不妥當的。例如，在一定條件下12kg碳單質含有確定數量的內能。只有當這些碳發生燃燒反應時，反應物（包括碳和參加反應的氧氣）中的部分內能會以熱能、光能的形式釋放出來，反應物中還有一部分內能轉化為生成物一氧化碳或二氧化碳的內能。在不同條件下發生的反應不同，以熱能、光能等形式釋放出來的化學能，在數量上也不相同。

有人主張要讓學生真正理解、形成化學能的概念，要給化學能下科學的定義，要從定量視角來說明什么是化學能。例如，“化學能是化學反應前后生成物內能和反應物內能的差”;“在恒溫恒壓下，化學能就是該反應的焓變ΔH”。這一要求在高中化學課程中是否必要？化學能源于化學反應過程中反應體系內能的變化，可以從化學反應中生成物內能和反應物內能的差求得化學反應中釋放的化學能的大小。也可以依據化學反應中反應物分子中化學鍵斷裂吸收的總能量與形成生成物分子中的化學鍵放出的總能量之差來求得反應中的能量變化。還可以利用蓋斯定律，在恒溫恒壓下，在反應不做非體積功的條件下，從已知反應的焓變去求未知反應的焓變。但是，要求學生把化學能與化學反應中鍵能的變化、焓變聯系起來，定量認識化學能，學生的理解是否會更為困難？把化學能等同于“恒溫恒壓下反應的焓變”，“生成物內能和反應物內能的差”是否妥當？

在高中化學教學中不給化學能下定義，學生能理解、形成初淺的化學能的概念嗎？以初中學生元素化合價概念的學習為例，可以說是不成問題的。2001年九年義務教育課程改革制定的義務教育化學課程標準，刪除了要求學生理解、記憶元素化合價概念的定義的教學要求。教師、學生不再為難理解難記憶的化合價定義而苦惱。學生可以通過所認識的化合物的組成的分析，認識到元素彼此化合形成化合物需要按一定的原子數比相結合;知道了化學上借助元素的“化合價”可以了解元素以怎樣的原子數比相結合;理解了化合物有確定組成的事實，能利用科學家從大量事實中歸納的化合價知識正確判斷、書寫常見化合物的化學式，達成學習目標。

進入高中階段學習的學生接觸到許多化學反應，都知道反應過程有能量的釋放或吸收。知道化學反應中，反應體系或者從外部環境吸收熱能、光能或電能，轉化為體系中生成物的內能，或者以熱能、光能或電能等形式向環境釋放反應物中的部分內能。從中不難體會到化學能是在化學反應中可以改變的那部分內能。離開化學反應，就無所謂化學能。“化學能”概念的初步形成，可以幫助學生體會到化學反應中能量可以發生轉化，反應物、生成物的內能可以通過化學能的釋放或吸收而改變;可以體會到化學反應在實現能量轉化和利用上的重要作用。例如，在一定條件下氫氣與氧氣反應生成水蒸氣，發生反應的氫氣和氧氣的一部分內能以熱能的形式釋放出化學能。反之，在一定條件下水蒸氣在高溫或電解條件下，發生化學反應，分解為氫氣和氧氣，反應過程以熱能或電能形式吸收外界的能量，轉化為生成物的內能。當這些氫氣氧氣發生反應，化合生成水蒸氣時，反應物的部分內能，又會以熱能、光能等形式釋放出來。

3焓變概念的初淺介紹與認識價值

選擇性必修課程的化學反應原理模塊要求學生知道，“化學能與熱能的相互轉化，恒溫恒壓下化學反應的反應熱可以用焓變表示，了解蓋斯定律及其簡單與應用”[3]。達成這一教學要求，要幫助學生認識到化學反應體系，從始態轉變為終態，體系的內能會發生變化，體系會向環境傳遞熱或者從環境中吸收熱，會對環境做功或者從環境中獲得功。由于通常研究的化學反應是在恒溫恒壓下進行的，如果反應體系只做體積功，不做電功等其他非體積功，反應體系的內能變化與體系所做的體積功之和，就等于反應體系恢復到反應前溫度時，化學反應吸收或放出的熱量（科學家稱之為恒壓熱效應Qp）。科學家還用反應體系的“焓（H）”的變化量（ΔH）來表示體系的內能的變化與體系在反應過程中對環境做功或者從環境中獲得功之和。因此，在恒溫恒壓下進行的化學反應，如果體系只做體積功，反應的熱效應Qp可以簡單地用體系的焓變（ΔH）來表示。在熱化學方程式中，用焓變表示反應熱。例如氫氣在氧氣中燃燒生成水的熱化學方程式可以表示為：

2H2（g）+O2（g）2H2O（l）ΔH=-571.6kJ·mol-1

在中學化學課程中引入焓變的概念，可以幫助學生初淺地了解通常研究的化學反應，在不做非體積功的情況下，反應熱效應、反應體系內能變化、反應體系所做的功三者之間的關系，更科學地描述化學反應的熱效應。

教師自己要了解如何依據熱力學原理推導出焓與焓變的概念，才能深入淺出地講解，幫助學生了解焓變的概念。任何變化過程都是由始態和終態決定的。反應體系中有一定種類、一定數量的反應物、生成物，各種物質有一定的聚集狀態。體系有一定的體積，并處于一定的溫度、壓力下，蘊含著一定的能量。化學反應中，體系的內能變化、體系對環境做功（或環境對體系做功）、體系向環境傳遞的熱（或從環境吸收的熱），三者之間存在著嚴格的數量關系。通常討論的化學反應體系是和環境有能量交換而無物質交換的封閉體系。體系與環境間的能量交換，表現為體系內能的變化、體系對環境做功或體系從環境中獲得功、體系的反應熱效應。根據熱力學第一定律（在任何過程中，總能量是守恒的），體系內能的變化ΔU與體系從環境中吸收的熱Q、體系對環境做的功W之間的關系可以表達為： ΔU=Q-W。在恒溫恒壓下進行的化學反應，當體系只做體積功（W體積）（如不做電功），反應的熱效應（Qp）與內能的變化的關系可以表示為： ΔU=Qp-W體積=Qp-P（V2-V1）。

由此可知，反應的熱效應Qp=ΔU+P（V2-V1）=U2-U1+P（V2-V1）=（U2+PV2）-（U1+PV1）。該關系式說明，通常討論的在恒溫恒壓下進行的化學反應如果體系只做體積功，反應的熱效應Qp等于反應體系的內能變化與體系所做功的和。科學家用反應體系的焓H代表反應體系的內能和體系的體積與壓強的積。即H表示（U+PV）。可以得到：

Qp=（U2+PV2）-（U1+PV1）=H2-H1=ΔH

教學中，不要求學生從熱力學原理來分析和推導焓和焓變的概念。教師可以通過實例幫助學生認識，通常研究的化學反應體系，例如容器中的酸堿溶液體系發生的中和反應，氫氣氧氣化合生成水蒸氣，在化學反應過程中，體系的內能會發生變化、體系可以對環境做功或從環境中獲得功（反應體系體積膨脹對環境做功，或者反應體系體積縮小，從環境中獲得功）、體系和環境間會發生熱的傳遞（向環境放熱或從環境吸收熱）。體系的內能的變化、體系對環境做功（或環境對體系做功）、體系向環境傳遞的熱（或從環境吸收的熱）三者之間存在著嚴格的數量關系。

教師可以直接告訴學生，

科學家依據能量守恒原理，經過一系列嚴密的推導，得到一個結論： 通常研究的化學反應在恒溫恒壓進行時，反應的熱效應（Qp）等于反應中體系的內能變化、體系所做的功（或環境對體系所做的功）之和。把反應體系內能變化和體系所做的功（或環境對體系所做的功）的總和稱為體系的焓變（ΔH），這樣就可以簡單地用體系的焓變（ΔH）來表示反應的熱效應（Qp）。

4化學反應方向、熵概念與反應自發性判斷的教學

依據2017年版化學課程標準對于化學反應方向和熵的學習要求，要幫助學生知道： 化學反應是有方向的;反應方向和焓變、熵變有關。不少化學教師在教學中感到焓和熵的概念抽象，教師難講、學生難接受，而且上述教學要求，“欲言又止、吞吞吐吐”，難以把握。

幫助學生認識“化學反應是有方向的;反應方向和焓變、熵變有關”，要求教師通過通俗的啟發式講解幫助學生初淺了解（知道）什么是反應方向，什么是反應體系的焓變、熵變，知道它們之間有關聯，要依據反應的焓變、熵變，有時還要考慮反應的溫度條件做綜合判斷。但是，不要求知道它們之間是如何關聯的，更不要求知道如何依據反應體系的熵變、焓變來確定反應的方向。

（1） 知道化學反應具有方向性。在教學中要運用實例幫助學生認識在一定條件下（即在一定的溫度、壓強下），不需要外界環境對反應體系做功，反應體系只能自動朝一個方向進行，而相反方向的反應是不能自動進行的。例如，常溫常壓下可燃物的燃燒、酸堿的中和反應，高溫下CaCO3的分解反應、NH4Cl的熱分解都不需要外界做功就能自動發生。與這些反應方向相反的反應（如，常溫下燃燒產物自動還原為可燃物、鹽自動轉化為酸和堿，高溫下氧化鈣和二氧化碳、氨氣和氯化氫氣體分別自動化合生成碳酸鈣、氯化銨）沒有外界對反應體系做功，是不能發生的。有些學生不理解“環境對反應體系做功（提供能量）”的含義，往往把高溫下發生的反應，視為外界對反應體系提供了能量。要用學生熟悉的實例糾正錯誤的前概念。例如，讓學生思考，在溫度達到可燃物的著火點時，燃燒才能發生，這是不是意味著可燃物燃燒需要外界提供能量，是非自發反應？水在電解條件下才能分解為氫氣、氧氣，為什么可以說明水的分解是非自發反應？此外，要幫助學生認識自發反應，指的是在一定條件下，不需要外界提供能量可以自動發生的反應，指的是反應發生的趨勢，但并不意味著反應在該條件下一定有明顯的反應速率。例如，在常溫常壓下氮氣氫氣化合生成氨，是自發反應，但反應速率極慢，實際上經過很長的時間，也難以覺察到有氨氣生成。

（2） 知道一個體系總是趨向于處于較低的能量狀態，使體系處于較為穩定的狀態。可以列舉實際例子，幫助學生認識通常研究的在恒溫恒壓下發生的化學反應，在不做非體積功時，體系焓減小[焓變ΔH小于零（ΔH<0），即體系的內能降低、體系做功的本領減小（或從環境獲得功減少）]有利于反應的自發進行。

（3） 知道在一個與環境沒有物質和能量交換的孤立系統中，微觀粒子熱運動混亂程度總是在增加的。

科學家用“熵”（S）來度量系統中微觀粒子熱運動的混亂程度。

熵是一個難以理解的熱力學概念。不宜從定義出發作講解。可以借助學生易于理解的例子，做啟發式講解。例如，一小粒高錳酸鉀晶體在水中組成的體系，在和外界沒有物質和能量交換的情況下，鉀離子和高錳酸根離子總是會從有序排列的晶體中脫離，分散到水中，最終均勻地分散到水中，使體系達到最大的混亂度。相反一杯高錳酸鉀溶液處于孤立體系中，鉀離子和高錳酸根離子永遠不可能集聚成具有一定內部結構的晶體。自然界中所有的孤立體系總是存在著由有序自發地轉變為無序，使體系混亂度增加的傾向。科學家用“熵”（S）來度量一個系統中微觀粒子熱運動的混亂程度。體系的混亂度增大，即體系的熵不斷增大。一個反應體系熵的增大，即體系的熵增（ΔS>0）有利于反應的自發進行。

（4） 知道反應體系的焓的變化（焓變）、熵的變化（熵變）都對反應的自發性有影響。要正確判斷反應可否自發進行，要綜合考慮反應的焓變與熵變。當反應體系焓的變化、熵的變化對反應自發性的影響不一致時（例如焓趨于增加，不利于反應的自發進行;熵趨于增加，有利于反應的自發進行），還要考慮反應體系的溫度對反應自發性的影響，因為反應溫度會影響體系熵的變化。例如，碳酸鈣的分解反應： CaCO3（s）CaO（s）+CO2（g），ΔH大于0，不利于反應的進行;而ΔS大于0，有利于反應的進行。要考慮溫度條件才能做出正確判斷。事實上，在常溫下該反應不能自發發生，而在1000℃時則可以自發進行。

高中化學教學幫助學生了解熵、認識孤立體系中熵總是趨于增大的，可以讓學生初步認識到一個系統（無論是化學反應體系、有機體，還是社會），如果處于孤立狀態，不與環境發生物質或能量的交換，熵會不斷增加，混亂度不斷增大，將從有序走向無序，最終體系將無法維持正常的運行。體系要維持有序的運動狀態，不使混亂程度不斷增加，必須與環境進行能量和物質交換，使系統的發展過程一定會增加的熵得以去除。因此，有機體的健康發展、有序運行，需要從環境中得到負熵，抵消系統運行產生的熵的增加。正如薛定諤指出的：“有機體賴以生存的東西就是負熵。”“新陳代謝在本質上就是有機體成功地去除所有因存活而不可避免地產生的熵。[4]”

參考文獻：

[1][3]中華人民共和國教育部制定. 普通高中化學課程標準（2017年版）[S]. 北京： 人民教育出版社， 2018： 28.

[2]吳星. 中學化學學科理解疑難問題解析[M]. 上海： 上海教育出版社， 2020： 149～161.

[4]薛定諤. 生命是什么[M]. 北京： 北京大學出版社， 2018.