地方高校師范專業中學化學與無機化學幾個知識點教學銜接的探討

蔣正靜 王紅艷 殷竟洲 李榮清 徐繼明 張 宇

(淮陰師范學院 化學化工學院，江蘇 淮安 223300)

近年來，各個高校都在陸續啟動各種專業認證，師范專業也不例外。高校的師范專業，更加明確了OBE辦學理念，把培養有理想信念、有道德情操、有較扎實的學識、有仁愛之心的合格的人民教師作為本專業的培養目標。我校作為一個以師范教育為特色的地方師范院校，已經陸續開始了中學教育師范專業認證工作，并以此為契機，進一步提升師范教育的質量。無疑，要成為一名合格的人民教師，具有較扎實的學識是一個基本的、必要的條件。2017版普通高中化學課程標準指出，要以發展化學學科核心素養為主旨，發展高中學生“宏觀辨識與微觀探析”、“變化觀念與平衡思想”、“證據推理與模型認知”、“科學探究與創新意識”、“科學態度與社會責任”五個方面的核心素養[1]。可見，要成為一名合格的中學化學教師任重道遠。在近年的高考模式下，地處蘇北的高校、加上化學專業的社會認知現狀，我校化學師范專業招收的學生中只有部分是高中選修化學的，他們在高中階段，大部分只學習了化學必修1、化學必修2[2,3]，化學基礎是比較薄弱的。在新的招生錄取形勢，高校化學教師，尤其是大一無機化學教師如何讓學生完成化學知識平穩的過渡、有效的銜接，使學生更好地鞏固專業思想面臨嚴峻的挑戰。同時，要使師范專業學生的知識、能力、素養得到全面發展，給未來的學生提供優質的化學師資，必須充分了解高中化學教學要求、知識體系，研究其與大學課程的聯系、承啟關系，理解、把握高中化學內容的“度”，讓師范生站在“教師”的高度，理解大學階段學習內容與中學化學內容的聯系，經過對比、分析，采取切實可行的應對措施，實現大學與高中化學教學的有效銜接，保證化學課程學習體系的延續性和統一性。作為多年從事無機化學教學的一線教師，筆者僅對教學過程中，學生在無機化學學習過程中經常遇到的而在中學化學中由于考慮學生的知識基礎不便說清的幾個知識點的銜接與過渡提一點體會。

1 可逆反應與化學平衡

在中學化學教材中，為了便于理解和掌握，通常說可逆反應在一定條件下、進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再發生變化，反應達到化學平衡[2]。在無機化學教學中，首先要讓學生弄清楚究竟什么是可逆反應，并不是說，既能向正向進行又能向逆向進行的反應就是可逆反應。在中學教材中，考慮到學生的知識背景和認知水平，往往輕描淡寫，在描述時，強調“一定條件”，而作為師范專業學生，心里應該明白這里的“一定條件”內涵是什么？此處的“一定條件”實際上是指正逆處于“同一條件”下。例如，鉛蓄電池充放電反應，反應既能正向進行又能逆向進行，正、逆反應條件都是一定的，但不是同一條件，所以該反應不是可逆反應；其次，可逆反應必須是在封閉系統內進行，化學平衡狀態才能夠達成。如高中化學經常用合成氨的例子供學生討論[4]：高溫高壓和催化劑存在下，氮氣氫氣發生可逆反應，反應器中氨氣、氮氣、氫氣總是同時存在的，因此很多學生就會有一連串的疑惑：合成氨工業是否只能采用間歇式反應器，待一次反應達平衡后再進行下一次反應？原料利用率一定很低了？生產效率一定很低吧？化肥一定很貴吧？而實際情況往往出乎意料，因為反應器(合成塔)并不是封閉體系，而且反應也沒有達到化學平衡狀態，產物不斷引出，未反應掉的反應物循環利用，反應一直在進行中，沒有“停滯”，實際生產效率高，原料利用率高，產品并不昂貴。再次，要讓學生明白化學平衡是熱力學概念，而反應速率是動力學概念，盡管實驗事實確實如上述描述，達到化學平衡時，正反應速率和逆反應速率相等，但反應速率并不在化學平衡討論范圍內，化學平衡也不考慮達到平衡的時間問題。

2 化學平衡常數

中學化學教材中的化學平衡常數，只是一個實驗平衡常數(或經驗平衡常數)，多數情況下，其數值和單位(或量綱)會隨著濃度(或壓力)以及化學反應方程式的書寫(計量系數)不同而不同。因為中學化學中涉及到的化學平衡多為溶液中的反應或單相反應(如Δn=0的氣相反應)，不涉及多相反應，所以數值、單位等不用過多考慮。在無機化學中，隨著接觸的化學反應種類增加，同時為了計算、討論方便，引入了標準平衡常數，其量綱為1，無論單相反應還是多相反應，標準平衡常數都是一個純數(數學上的真數)，在后續的有關計算過程中，諸如對數運算，才不會出現歧義。還要讓同學注意，標準態與中學化學中的標準狀況的區別。標準狀況規定了溫度和壓力(273.15 K，101325 Pa)，而標準狀態，如討論氣體時，只規定了壓力(pθ=100 kPa)，并沒有規定溫度，但很多同學會因為熱力學數據表用的是298.15 K的數據，而誤認為標準態也規定了溫度。

3 金屬活動性與金屬性

很多同學一直分不清它們的區別和聯系。在學習了電極電勢后，從電極電勢看，鋰的電極電勢代數值是最小的，說明鋰的還原性是最強的[5]。中學教材中，學生學習了元素周期律后，經常會討論為什么金屬性順序是鉀鈉鋰順序降低，從原子結構知識，很容易加以解釋。于是就會產生疑惑，這似乎與大學的知識相矛盾？

有很多教師和同學對此都有探討[5,9,10]。筆者認為讓學生從以下幾個方面理解，厘清思路，可能會更清晰、更易掌握一些：

第一、金屬性和金屬活動性討論的范疇、角度不同。金屬性是元素的性質，是某元素原子的性質，而金屬活動性是單質的性質，是大量原子通過特定方式形成的一個集體的性質。

第二、決定強弱的因素及判斷強弱的依據不同。金屬性討論的是原子(不局限于金屬原子)在化學反應中失去電子成為陽離子的傾向，主要由原子結構決定，決定金屬性強弱的因素有原子的半徑、第一電離能、電子親和勢、電負性甚至產物的價態，其中，第一電離能最重要(顯然不是唯一)。故通常金屬性的強弱可以用金屬元素的電離能或電負性大小來衡量。由此，從第一電離能的數據，可知鉀、鈉的金屬性要比鋰強。金屬活動性是金屬單質(一般不會討論非金屬)在稀酸或水中置換出氫氣(或熔融狀態下置換其他金屬)能力的一個定性描述。判斷金屬活動性大小的依據是金屬的半反應對應的電極電勢，影響其值大小的因素有氧化還原電對的本性(如金屬在水中離子化的傾向，強弱由升華能、電離能和水合能等決定)、濃度(壓力)、溫度、物質(包括反應物、產物等)的形態等。

第三、兩者的關系，通常情況下金屬性與金屬活動性大小是一致的，但有反常情況。金屬活動性顯然與構成金屬的原子的性質密切相關，金屬性強，金屬原子易失去電子，表現在整體上，金屬活動性就強。因金屬活動性不僅僅依賴于此，還與反應物產物的結構、性質以及反應條件有關，綜合起來，出現反常現象也就不奇怪了。例如，鋰的金屬性和金屬活動性就不一致，鋰的電極電勢除了與鋰原子結構、金屬鋰的物理性質有關，還與反應的產物相關，因為Li有較小的原子半徑，易于水分子結合生成水合離子而釋放出較多的能量，這又抵消了因原子半徑小等不利因素，故鋰的電極電勢代數值最小[6]。

第四、金屬活動性與反應的劇烈程度不一定完全一致，金屬活動性和反應的劇烈程度無關。例如：如果按電極電勢高低來排列金屬活動性順序[2]，很快就會發現一個問題，Ca的電極電勢比Na的小，活動性應比Na強，但與水反應Na更激烈，這似乎是矛盾的，作為師范專業的學生如何解決這個問題、完成過渡和銜接呢？首先必須讓學生明白，電極電勢是熱力學數據，表示熱力學的反應活性，衡量反應的趨勢或能力問題，與反應速率無關，不能保證熱力學性質與動力學性質不發生矛盾，反應趨勢(能力)大，不代表反應一定能發生或反應一定更加激烈；反應速率不是熱力學性質，與電極電勢大小無關。這就容易說明Ca活動性應比Na強，活動性順序表中Ca在Na前。同理，銫與水反應會爆炸，而鋰與水反應很平和，不能誤認為銫比鋰活潑。鋰的電極電勢代數值是最小的，因此，鋰仍是活動性最強的金屬說明鋰的還原性是最強的[6]。

4 金屬活動性順序與電極電勢

提起金屬活動性順序表，很多同學馬上就能熟練地背出：鉀鈣鈉鎂鋁……，然而這是基于中學生的知識背景與認知水平的一個定性的說法，并不涉及反應中離子的濃度問題。學習了無機化學，學生們應該知道，金屬活動性順序表的依據就是標準電極電勢，標準電極電勢是在標態下(溫度通常為298.15 K)的數據。例如，錫與鉛離子反應，標態下用錫與鉛離子溶液反應，確實沒錯：

標準態時，E?=E?(Pb2+/Pb)-E?(Sn2+/Sn)=-0.126V-(-0.136V)=0.010V > 0

反應自發向右進行。即，錫可以置換鉛。

然而，當非標準態時，如鉛離子濃度降低時到一定程度時，反應可能逆轉。通常情況下自然會想到用電極電勢或電池電動勢來解釋。例如當鉛離子濃度是錫離子濃度的十分之一時，則：

E=E(Pb2+/Pb)-E(Sn2+/Sn)

E=-0.019V < 0

所以上述反應的方向發生逆轉，即錫不能置換鉛。

有些金屬可以在酸度很小的時候，就能將氫氣置換出來，有些金屬在酸的濃度較稀的時候幾乎看不到反應的發生，當酸的濃度增大時，則反應可明顯地進行，有的同學就會好奇，如果用金屬銅與鹽酸反應，增加鹽酸的濃度是否反應也能進行呢？即反應：Cu+2H+=Cu2++H2能否正向進行？可以應用電極電勢的知識加以解釋：

Cu+2H+=Cu2++H2

(+)2H++2e-=H2(-)Cu -2e-=Cu2+

E=E(H+/H2) -E(Cu2+/Cu)

=0+0.059 lgc(H+)-0.34-0

=-0.34+0.059lgc(H+)≥0

lgc(H+)≥5.76

c(H+)≥5.79×105(mol·L-1)

通過有關計算看出，要使該反應發生，鹽酸的濃度最少達到約5.79×105mol·L-1，顯然，這個反應條件無法滿足，通常是不會發生的。實際情況是，濃鹽酸濃度約為12 mol·L-1，因此，依理論計算結果可以得出結論：該反應實際上不可能進行。但是，作為師范生，要認識到，金屬銅與鹽酸不反應，這一結論也不是絕對的，當產物的形態發生變化時，金屬的電極電勢會發生改變，如：在濃鹽酸中，加熱，當產物為配酸時，降低了銅的電極電勢，則金屬銅與濃鹽酸的反應：Cu+6HCl=2H2[CuCl3]+H2，也是可以發生的。

嚴格地說，金屬活動性順序適用于水溶液，對非水溶液體系、高溫固相反應等體系往往不適用。

拓展一下，學生們自然會聯想到實驗室用二氧化錳與鹽酸反應制取氯氣的反應，在中學化學學習時，老師一定會強調鹽酸必須是濃鹽酸。同樣的反應物，為什么要濃鹽酸可以而稀鹽酸不行呢？師范專業的大學生要清楚地解決這個問題，還是從電池電動勢入手，通過能斯特方程進行有關計算，問題迎刃而解。

E?(MnO2/Mn2+)=1.2293V

E?(Cl-/Cl2)=1.360V

標態時：

E?=E?(MnO2/Mn2+) -E?(Cl-/Cl2)

=1.2293V -1.360V=-0.131V<0

所以，標準狀態時，反應不能進行。

當用濃鹽酸時(濃度以12 mol·L-1記)，則：

=1.36V

=1.30V

E=E(MnO2/Mn2+)-E(Cl-/Cl2)

=1.36V-1.30V

=0.06V>0

所以，二氧化錳與濃鹽酸反應可以發生。

5 電解質與電離

6 鍵的極性與分子的極性

很多同學在中學階段只學習過化學必修1和必修2，沒有學習過物質結構與性質這部分內容，對于雙原子分子，根據化學鍵的極性對分子的極性進行判斷，化學鍵有極性則分子就有極性，化學鍵是非極性的分子就是非極性分子，沒有問題。但是，對于多原子分子極性的判斷，面臨很大的困難。如何確定正負電荷重心是否重合，進而判斷分子的極性？對于以極性鍵結合的多原子分子，在中學選修模塊《物質結構與性質》教材中，強調要根據分子的幾何構型進行判斷，在無機化學的學習中，通過雜化軌道理論或價層電子對互斥理論，經過反復練習，根據分子的對稱性，也可以進行基本的判斷。對于非極性鍵結合的多原子分子，往往想當然認為其必然是非極性分子，當出現特殊情況時，如在判斷臭氧分子極性時，大部分同學就陷入迷茫，按中學教學內容，相同原子O形成的化學鍵為非極性鍵，所以，由非極性鍵結合形成的分子，理所應該是非極性分子，而無機化學學習中，得知臭氧為極性分子，覺得匪夷所思。通過分析臭氧分子的結構看出，臭氧分子為V形，處于中心位置的O原子上孤電子對與兩側氧原子上的孤電子對產生的偶極并不能完全抵消，整個分子的正負電荷重心不能重合，同時分子中的離域π鍵的貢獻，使得分子具有極性且比較穩定。當然這是唯一一個有極性的單質分子，是個特例。這就讓學生形成一個新的概念，并不是由非極性鍵結合的分子就一定是非極性分子[7]。

7 化合價與氧化數

在初中化學里就學習了化合價的概念，是根據化合物中不同元素原子數目比值關系總結出的數值。由化合價的概念知道，化合價只能取整數，隨著接觸的物質種類的增多，計算化合價就遇到了困難，即使是四氧化三鐵這樣的常見物質，也無法用化合價的概念去解釋鐵的化合價。對無機化學的學習中，引入了氧化數的概念，是對化合價概念的科學的修正和發展，讓學生用發展的眼光研究化學問題是十分必要的。

8 結語

無機化學是化學師范專業第一門專業主干課程，與中學化學聯系最為密切。地方高校化學師范專業學生，由于知識背景的限制，基礎相對薄弱，對知識的理解和掌握易僵化，教條，做好中學化學與大一無機化學知識的過渡與銜接，非常必要。通過幾個重要知識點的分析探討，提出了相應的解決方法。