化學平衡教學中若干問題的探討

陸嬋

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

關鍵詞： 化學平衡; 平衡常數; 平衡移動; 變化觀念與平衡思想; 教學研討

文章編號： 10056629（2022）07009404

中圖分類號： G633.8

文獻標識碼： B

化學平衡作為化學反應原理知識體系的關鍵組成部分，是高中化學教學的重難點。作為化學學科核心素養“變化觀念與平衡思想”的具體教學載體，化學平衡與化學反應速率緊密結合，從熱力學和動力學的理論高度，闡述了化學反應進行的方向、限度，以及反應的現實性問題，對元素單質和化合物的具體變化有指導性的意義。掌握了這部分理論，教師在元素性質的變化規律、具體單質和化合物的化學性質教學過程中就能做到游刃有余。

由于這部分內容理論性較強，化學平衡和化學反應速率分別以熱力學和動力學為基礎，涉及較多的基本概念和定律，需要較強的物理背景知識和扎實的數學功底，因此對教師自身的理論素養提出了較高的要求，在國內，許多學者也進行了諸多的相關研究[1，2]。在化學平衡教學中，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、某些相互關聯的內容無法正確區分等問題，導致教學效果差強人意，不利于學生化學學科核心素養的形成。本文就教學實踐中遇到的一些關于化學平衡概念聯系與區別等問題加以闡述。

1 化學平衡移動的應用

有了可逆反應的概念[3]，學生對于化學平衡的定義會掌握得比較好。但一旦反應達到平衡，即意味著反應宏觀上的終止，那么學習化學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生迷思的勒夏特列平衡移動原理放入了“化學史話”部分，不再在教材正文中出現，是一次有益的嘗試。

因此在教學中應結合平衡常數的含義來指導學生學習化學平衡移動的應用。學生所學的知識應該是有用的知識，教師在課堂教學中應創設真實的情境，讓學生能夠運用所學知識來解決實際問題。以工業上常用的水煤氣法制備氫氣的反應來進行平衡移動的教學，就是一次很好的嘗試。

反應的化學方程式如下，已知Kθ=1.0。給出不同數據，讓學生研究反應物的起始濃度與轉化率之間的關系。

CO（g）+H2O1123KFe2O3CO2（g）+H2（g）

始態1/（mol·L-1）2.03.000

始態2/（mol·L-1）2.05.000

始態3/（mol·L-1）1.05.000

平衡/（mol·L-1）xx

首先列出此反應的平衡常數表達式。需要注意的是，本例題中反應物和產物的化學計量數之和相等（∑ν=0），所以題目所給的標準平衡常數可以用濃度實驗平衡常數代替，所得計算結果一致。

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轉化率=1.22.0×100%=60%

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

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

由這樣一道來源于真實生產創設的情境習題，學生能夠鞏固“當溫度不變，平衡常數不變;改變濃度，平衡發生移動的”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的轉化，生成更多的清潔能源這一結論，有利于加深學以致用的觀念。

2 各類化學平衡的關系

無論中學教材還是大學教材，在介紹化學平衡知識內容后，緊接著就是酸堿平衡和沉淀溶解平衡的學習，這樣的編寫是符合邏輯順序和認知體系的?；瘜W平衡是總領，酸堿平衡和沉淀溶解平衡是局部，它們之間是一般規律與具體環境的聯系。但教師在進入各類特定環境下的平衡教學時，往往會只見樹木不見森林，不自覺地造成概念上的混淆，無法區分彼此的關系，將從屬關系認為并列關系，且不能很好地區分具體平衡體系之間的關聯。下面就幾個具體問題進行闡述。

2.1 一般與特殊的關系

中學化學以無機反應為主。無機化學反應大多數是在水溶液中進行的，參與這些反應的物質主要是酸、堿和鹽，它們都是電解質，在水溶液中能電離成帶電的離子。因此，酸、堿、鹽之間的反應實際上是離子反應。這些在水溶液中的離子反應，活化能較低，反應速率很快，反應過程主要受平衡控制，通常主要研究其平衡問題。

這些反應一般在溶液中進行，壓力對其反應的影響可忽略。同時，這類反應的熱效應較小，平衡常數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系。

只有真正認知并理解圖示關系，教師才能在教學中少犯將化學平衡與酸堿平衡并列等概念性錯誤。當然，中學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習。針對學有余力的學生，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，以鞏固前期所學分散系的概念。

2.2 酸堿平衡與水解平衡

鹽類水解反應在試題中的頻繁出現說明了其重要性和復雜性，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子理論后，便模糊了鹽的概念。酸、堿可以是中性物質，也可以是正離子或負離子，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。質子理論不僅擴大了酸堿范圍，而且把中和、解離、水解等反應統一為質子傳遞反應，使得從更高層次而言，化學反應可以簡單地劃為兩類： 酸堿反應和氧化還原反應。

當然，這并不意味著鹽的概念和水解反應不再重要，相反，鹽類、水解反應等概念由于研究問題的方便性還將長期存在。但作為教師，應該對這些概念有清晰的認識。

由此拓展開來，呼應開始的可逆反應和化學平衡產生的條件，強電解質在水中是完全電離的，因此不存在解離平衡，即強酸和強堿沒有解離常數;弱酸和弱堿在水中是部分電離的，其強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Ka和Kb表示。若將弱酸、弱堿視為化學反應通式中的反應物，電離出的H+、 OH-等視為產物，則酸堿平衡常數Ka和Kb與標準平衡常數K一脈相承。

解離平衡實際上是弱酸、弱堿的質子轉移平衡，因此酸堿在溶液中表現出來的強度，不僅與酸堿本性有關，同時與溶劑的本性有關，這屬于溶劑的區分效應和拉平效應了。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-，表現為強酸。一般而言，酸可以拉平堿、區分酸;堿可以拉平酸、區分堿。

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，如果認識到NaHCO3屬于既可給出質子，又可接受質子的兩性物質，則就能抓住酸堿平衡的本質問題，從NaHCO3在溶液中存在如下兩種平衡來進行討論，而不至于產生混亂。

作為酸： HCO-3H++CO2-3

作為堿： HCO-3+H2OOH-+H2CO3

2.3 溶度積常數與溶解度

物質的溶解度只有大小之分，沒有在水中不溶解的物質，溶度積常數是表示標準狀態時難溶電解質達到沉淀溶解平衡的溶解能力大小。與酸堿解離常數一致，溶度積常數是標準平衡常數在沉淀溶解平衡這一具體環境下的特殊表達，因此用下標加以區別標志。Kθsp受溫度影響較大，而改變離子濃度對其數值沒有影響，只引起濃度改變的平衡移動。

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

溶解度用來表示各類物質（包括電解質和非電解質、易溶電解質和難溶電解質）的溶解性能，而溶度積常數只用來表示難溶電解質的溶解性能。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系可以指導具體的實驗操作： 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（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

反應到達平衡狀態是暫態，而平衡的移動是常態。事實上，各類具體的平衡之間并非各行其是、沒有關聯，而是密切相關的。各種平衡之間的競爭關系促成了平衡的移動，最終的落腳點依舊是化學平衡，并以標準平衡常數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酸反應生成弱酸、難溶氫氧化物沉淀與強酸反應生成水，本質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，以總反應入手，抓住反應的本質，理清不同平衡之間的聯系。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的化學方程式，

FeS（s）+2H+（aq）Fe2+（aq）+H2S（aq）

繼而列出反應的標準平衡常數表達式，

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

至此，其中的關系便豁然開朗： 總反應是沉淀溶解平衡和弱酸解離平衡之間的競爭，當FeS溶于水達到沉淀溶解平衡后，如果將其中加入強酸，則平衡產物S2-會與H+結合，造成平衡向右移動，達到沉淀溶解的目的，而反應具體進行的程度則與沉淀溶解平衡的溶度積常數和弱酸解離平衡的弱酸的電離常數均相關。后續計算步驟如下，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、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的還原態或氧化態組成電對時，測定其電極電勢，即可計算出溶液中該離子的濃度，進一步求算出難溶電解質的溶度積常數Kθsp、弱電解質的解離常數Kθa、 Kθb，以及配合物的穩定常數β;而向配位解離平衡系統中加入酸、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生反應，改變平衡各組分的濃度，導致配位平衡發生移動。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，當一個平衡發生移動，會造成相應的連鎖反應，引起其他平衡移動。

3 結語

新課標頒布后，各版新教材在必修和選擇性必修教材中均針對化學平衡及其移動內容進行了重新編寫。核心素養“變化觀念與平衡思想”要求“能認識物質是運動和變化的，知道化學變化需要一定的條件，并遵循一定規律;認識化學變化的本質特征是有新物質生成，并伴有能量轉化;認識化學變化有一定限度、速率，是可以調控的。能多角度、動態地分析化學變化，運用化學反應原理解決簡單的實際問題”[4]。這對教與學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》必修第二冊中簡要介紹了可逆反應、化學平衡以及平衡移動的概念，然后在選擇性必修1《化學反應原理》中又詳細闡述了化學反應的方向、限度，并專章介紹了水溶液中的離子反應與平衡。這樣的編寫順序符合學生的認知水平和學習能力，是一次有益的嘗試。滬科版高中化學必修教材的編制廣泛吸收了國內外各類高中化學教材的編寫經驗，充分征集并聽取了專家與學者、學校與一線教師的意見，具有較好的教學引導性與示范性[5]。作為教學一線的教師，應該領悟思路、吃透教材，只有不斷加強學習，將專業知識應用于教學實踐，才能做到教學相長，常教常新。

參考文獻：

[1]倪志剛， 化學平衡教學中的學生核心素養培育[J]. 化學教學， 2017， （12）， 19～24.

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

[3]麻生明、 陳寅主編. 普通高中教科書·化學·必修·第二冊[M]. 上海： 上海科學技術出版社， 2021： 50.

[4]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： 4.

[5]滬科版高中化學教材編寫組. 滬科版高中化學必修教材的編制策略與特色分析[J]. 化學教學， 2021， （10）： 3～9.