三大“平衡”的命題角度及解題指導思路漫談

葉機武

1。 溶解平衡

溶質微粒濃度類試題不但與電離平衡有關，還有關于水解，因此是主流試題，最終形成一種酸、堿與鹽的混合溶液，這就是試題情境的共同之處。學生在進行知識的復習時，基于對鹽類水解規律和水解實質的掌握，必須學會應用規律，該思路可簡單理解為水解實質；水解規律；應用水解規律。將規律系統地、有步驟地、分層次地練習，例如：判斷有關酸堿性強弱、兩個守恒、比較離子濃度等等。在對難溶電解質溶解平衡進行復習時，要了解到電離平衡、化學平衡與水中難溶電解質沉淀溶解平衡相同，其與平衡的基本特征相符，再弄明白怎樣生成、轉化或溶解沉淀的，以及沉淀的溶度積與溶解度的關系。

例如：Ag2S、AgI、AgCl在水溶液中存在溶解平衡，但是均難溶于水，達到溶解平衡時，離子在溶液中的濃度的乘積用常數表示。含有溶質各0。1 mol的Na2S、KI、NaCl溶于某混合溶液中，將一定濃度的AgNO3加入該溶液中。可提出問題如下：加入AgNO3溶液物質的量濃度是多少？比較濃度積常數大小？

2。電離平衡

在指導學生進行復習時，因為該內容概念較多，因此有必要先明白概念的外延和內涵。認真辨析容易混淆、相似、相關的概念，留意關鍵字、詞，對相關知識點認真進行剖析。知識的靈活運用以概念清楚為前提。以真題進行說明，對電解質溶液導電能力大小進行衡量的物理量就是電導率，中和滴定的終點可根據變化著的溶液電導率來確定。在常溫條件下，學生利用該原理，對氨水物質的量濃度和NaOH溶液濃度分別進行測定后，獲得曲線，如圖1所示。

溶液和氨水分別為100 mL，準備待測；鹽酸0。40 mol·L-1為標準溶液。為檢驗中和滴定反應，指出以下四項中錯誤的一項：① NaOH溶液的pH為13；②0。10 mol·L-1為氨水溶液物質的量濃度；③當滴定終點到來時，M點溶液pH為7，N點溶液pH小于7；④所得曲線在滴定溶液時為b。 NaOH+HClNaCl+H2O，NH3·H2O+HClNH4Cl+H2O。電導率轉折點通過電導率曲線能夠看出其為滴定的終點，因此得出相同量的100 mL NaOH溶液、100 mL氨水消耗鹽酸物質的量。雖然NaOH溶液與氨水的濃度是相同的0。10 mol·L-1，但是pH卻不同，氨水pH無法計算，而NaOH溶液pH為13。NaOH溶液與氨水濃度相同，弱電解質電導率低、強電解質 電導高，因此，滴定終點就是電導率的轉折點，推導出M點為NH4Cl，pH小于7，N點為NaCl，其pH等于7，所以③才是正確答案。

3。化學平衡

該考點與科研、生活、生產聯系緊密，其內容具有很強的理論性，考題區分度較好，綜合性強，學生在進行復習時應注意下述四點，第一，在解決化學平衡與化學反應速率問題中，注意化歸法與三步分析法的應用；第二，強化理解兩種不同類型等效平衡，在解題的過程中深化等效平衡問題的解決思路；第三，強化分析化學平衡與化學反應速率有關圖像，培養良好分析方法和習慣，如標點線面方法等。理解化學平衡移動、反應速率變化、反應速率原理和外界因素影響；第四，學會、理解判斷化學平衡狀態特征方法、計算化學反應速率方法，尤其是在判斷化學平衡狀態或平衡移動方向時利用濃度商與平衡常數大小作為依據。實例說明，短周期元素所形成的四種氣體單質分別為A、B、C、D，普通鋅錳干電池電解質為H，圖2為相關轉化關系。

提問：在400℃條件下進行反應，能夠判斷該反應達到化學平衡狀態依據是下列哪項？多選題。①0。50 mol、1。0 mol、0。50 mol分別為D、B、Y的物質的量；②3v逆（D）=v正（B）；③保持容器內壓強不發生改變；④保持混合氣體密度不發生改變。解題思路如下：對H2（g）+3N2（g）2NH3（g）滿足平衡狀態的依據進行分析，當400℃條件下K=Qc，化學反應平衡了，因此選項①是正確的；3v正（H2）v逆（NH3），因此選項②是錯誤的；平衡的標志就是壓強不變，選項③正確；選項④中始終保持不變的是混合氣體密度顯然也是錯誤的。因此，正確答案應該是選項①和③。

結束語溶解平衡、水解平衡、化學平衡三大平衡在新課改大力推進的當今教育形勢下，受到高考命題者越來越多的關注，文章結合考點實例進行介紹，體現了三大平衡知識點價值。三大平衡開闊了問題研究，并且從定性層面將化學理論的學習與研究提升到定量層面上來，成為高中化學新增知識點的新方向。提供了自主學習的機會，為學生自主探究和自主解決問題提供了保障，是高中化學實驗教學優化的的有效途徑。

總之，高中化學實驗教學要在培養學生良好的實驗習慣、加強學生動手操作、增加設計實驗和學生自主實驗的基礎上，促進學生化學實驗能力跨越式發展，助力于高中化學實驗教學質量的提高。教師要重點在化學實驗教學過程中不斷的優化、改進，讓化學實驗真正起到提高能力，拓寬化學思維，激發學習興趣的作用。endprint