化学反应原理模块教学中几个问题的探讨

“化学反应原理”模块教学中几个问题的探讨

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、298.15K的条件下，反应的ΔG=-237.1kJ/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、298.15K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=130.2kJ/mol，是非自发的；而在100kPa、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298.15K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