淺談中學化學中平衡思想的應用

石金花

我們的化學世界里，平衡理論的應用無處不在，高中化學選修四課本中的化學平衡理論是高中學生在化學學習過程中感覺較困難的一部分，許多學生對這部分知識的印象是零散、多變，但對這部分內容的理解和掌握程度直接影響后續對電離平衡、鹽類水解平衡等內容的學習，所以這部分內容在高中化學中起著重中之重的作用。本文針對化學平衡理論的應用及在應用中經常出現的一些問題作簡單梳理，教學中有意識地將它們加以歸納和總結，可以使平衡理論知識系統化，便于學生對比學習。

一、物質的溶解平衡

初中化學中，依據物質的溶解度不同把物質分為易溶、可溶、微溶、難溶（或不溶），但溶解是絕對的，不溶是相對的。無論物質處于何種狀態，在溶液中只要達到飽和，就存在著一個溶解平衡。如：溶液中固體溶質溶解和溶質分子回到固體溶質表面的結晶過程一直在進行，且二者速率相等時即達到溶解平衡狀態，但當改變溫度時，溶解與結晶的速率不再相等，平衡狀態被破壞，再達到一個新的平衡狀態，所以溶解平衡具有逆、等、動、定、變五大特征。對于化學反應體系來說，達到類似這樣的狀態就應當稱作化學平衡狀態。

二、可逆反應中的化學平衡

所有的化學反應都可以看作是可逆的，但通常研究的可逆反應是指平衡常數在10-7到107之間的反應。當從左向右的正反應與從右向左的逆反應的反應速率相等時，反應即達到了“限度”，達到了化學平衡狀態，但正逆變化過程仍在繼續。既然是平衡狀態，那么化學平衡狀態也具有如下特點：逆、等、動、定、變。當條件改變時（如：濃度、溫度、壓強），平衡被破壞，通過平衡移動達到新的平衡狀態。

例如：煤的氣化反應

△H=+131.3kJ·mol-1

（1）改變濃度：①增大水蒸氣濃度或減小CO或H2濃度，依據勒夏特列原理，平衡向著減弱這種改變的方向移動，所以正移。但改變碳的量將無法使平衡移動，因固體濃度不隨量的改變而改變。

②同理，減小水蒸氣濃度或增大CO或H2濃度，平衡將逆向移動。

（2）改變溫度：①升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，所以平衡正移。

②降低溫度，平衡逆移。

（3）改變壓強：①增大壓強，向氣體體積減小的方向移動，所以平衡逆移。

②減小壓強，平衡正移。

（4）加入催化劑：由于催化劑可以同等程度地加快正逆反應速率，所以平衡不發生移動。

三、電離平衡

弱電解質在水溶液中的電離存在電離平衡狀態。當分子電離的速率等于離子結合成分子的速率時，即構成電離平衡，外界條件改變時電離平衡也會發生平衡移動。例如：以下各物質可以促進水電離平衡的有：①NaClO②CuCl2③HCl④NaHC03⑤NaOH

分析：從平衡移動原理來考慮

當加入NaClO后，電離產生ClO-，結合水電離產生的H+生成弱電解質HClO，C（H+）減小，使水的電離平衡正向移動，即促進水的電離；

當加入HCl后，電離產生H+，體系中C（H+）增大，使平衡逆向移動，即抑制了水的電離平衡。

所以可得知，電離平衡也是暫時的、相對的動態平衡。

四、鹽類水解平衡

在教學中發現，學生有時難以判斷鹽溶液的酸堿性，究其原因是沒能很好地理解鹽類水解平衡的實質，因而不能靈活應用平衡理論來分析其酸堿性。現從化學平衡角度來透徹地分析鹽溶液為什么會顯堿性或酸性及影響鹽類水解平衡的因素。

1.強堿弱酸鹽

以CH3COONa溶液為例：CH3COO-結合水電離產生的H+生成弱電解質CH3COOH，破壞了H2O的電離平衡，使H2O電離產生的H+與OH-不再相等，且C（OH-）>C（H+），所以該溶液呈堿性。

2.強酸弱堿鹽

以NH4Cl溶液為例：NH4+結合水電離產生的OH-生成弱電解質生成NH3·H2O，破壞了H2O的電離平衡，使C（OH-）

3.強酸強堿鹽

以NaCl溶液為例：電離產生的Na+與Cl-都不能與水電離產生的H+或OH-結合，即不水解，所以仍然滿足C（OH-）=C（H+），溶液呈中性。

水解平衡也是一個動態平衡，當外界條件改變時，水解平衡會發生移動。升高溫度或稀釋都可以促進鹽類水解；改變水溶液中H+或OH-濃度也能促進或抑制鹽類水解。

總而言之，學好中學化學首先要夯實反應原理部分，只有熟練地掌握化學平衡理論才能正確地解決以上四種平衡狀態中的各種問題。我們在教會學生化學知識的同時最重要的是能讓學生掌握一種分析問題、解決問題的思路和方法，并將其類比拓展到解決別的問題上。這對于培養學生終身的科學素養意義深遠，是一個人實現可持續發展的基礎。

參考文獻：

劉知新.化學教學論[M].高等教育出版社，2006.

編輯 張珍珍