淺談矛盾的辯證原理在離子極化理論教學中的應用

王紅艷，王凱，焦桓，劉志宏,＊

1陜西師范大學化學化工學院，西安 710119

2中國人民解放軍空軍勤務學院科研處，江蘇 徐州 221000

大學教育注重培養學生的科學思維，旨在教學實踐過程中，通過構建系統的知識框架，滲透科學的學習方法，幫助學生完善自學能力。對于化學專業的本科生，無機化學是他們進入大學接觸的第一門專業基礎課，承載著幫助學生轉變思維、適應大學教育的重要職責。然而，習慣于傳統應試教育的大一新生，雖有著強烈的學習動力與目標，以及對大學生活的憧憬與規劃，但對于較快的教學節奏有諸多不適。尤其是一些抽象的概念與理論容易導致思考難、理解難及鞏固難等問題，往往讓學生認為無機化學冗雜、無序、沒有規律，厭學情緒油然而生。因此，如何將高中階段的教學方法與大學教學模式相互滲透銜接，在潛移默化中加深學生對抽象化學理論的認知與理解，進而熟練掌握與應用，最終養成自主學習的習慣是無機化學教師不斷研究、探索與實踐的課題[1]。

高中教學中，教師常采用對立統一的矛盾辯證規律解釋某些化學現象，起到了良好的效果[2]。例如判斷酸式鹽如NaHSO3溶液酸堿性問題時，可將鹽的解離與水解視為矛盾，比較解離與水解平衡常數不難發現前者大于后者，電離產生H+是主要矛盾，因此NaHSO3呈酸性。然而，NaHCO3溶液顯堿性是由于水解轉化為主要矛盾所致。可見，將矛盾分析法滲透到教學過程中，不僅可教會學生學習化學的本質，還可培養學生思維的靈活性與科學性。

根據辯證唯物主義的觀點：矛盾分析法主要包括把矛盾一分為二的觀點、矛盾的普遍性與特殊性觀點、具體矛盾問題具體分析觀點和矛盾“兩點論”與“重點論”相統一的觀點[3,4]。矛盾存在于一切事物中，化學也不例外。縱觀無機化學的發展史和整個內容，充滿著各種矛盾[5]。例如：弱電解質溶液中存在著電離與結合的矛盾，難溶物質存在沉淀與解離的矛盾，化學反應存在舊鍵斷裂與新鍵形成以及吸收能量與放出能量的矛盾等等。近年來，針對大一學生，我們將矛盾分析方法滲透在抽象概念與理論的教學過程中，對促使學生建立系統、全面和創新的學習方法與科學思維起到了顯著效果。下面以離子極化作用的教學過程為例，討論與總結我們在無機化學課程教學中運用矛盾的辯證原理對該概念實施教學措施的一些認識和體會（圖1）。

圖1 矛盾辯證原理在離子極化中的應用

1 離子極化的定義、發展及影響因素——認識矛盾的兩個對立面是利用矛盾辯證法的基礎

早期人們在研究離子化合物性質時，發現一些與經典離子鍵理論相悖的事實。作為離子鍵理論的重要補充，波蘭化學家 Fajans于 1923年首次提出了離子極化理論。他認為離子相互作用時能引起離子外層電子云的變形：陰離子在陽離子的電場中電子云會發生收縮，陽離子在陰離子電場中電子云會發生膨脹。這種離子在外電場中的變形稱為離子極化。他認為影響極化的因素有兩點：1）起極化作用離子的極化能力；2）被極化離子的可變形性。同時將有利于極化的三種條件：正離子半徑小；負離子半徑大；離子的電荷數大總結為“法揚斯規則”[6]。

現今離子極化理論逐步完善，現行使用教材將離子極化表述為：“離子自身電場的作用使周圍其他離子的正、負電荷重心不重合，產生誘導偶極的過程。”“陽離子帶正電荷，半徑一般較小，它對相鄰的陰離子起到誘導作用。因此，陽離子的主要作用是極化周圍的陰離子。”“離子極化的強弱決定于該離子對周圍離子施加的電場強度。”“離子極化可使異電荷離子的電子云變形。陰離子半徑一般較大，外層有較多的電子，容易變形，在誘導過程中產生臨時的誘導偶極，因此離子的變形性主要指陰離子[7]。”離子極化的結果使電子云發生強烈的變形，陰陽離子之間部分電子云密度重疊，引起離子化合物中離子鍵成分減少，共價性增加，從而產生一定的結構效應，導致同族或同周期化合物的溶解度、熔沸點、顏色、晶型和熱穩定性等產生系列變化或顯著差異。

此外，教材總結了陽離子極化力強弱與其結構之間的關系[7]：

（1）電荷：陽離子電荷越高，極化力越強；

（2）半徑：電荷數相等，價電子結構等相同的離子，半徑越小，極化力越強；

（3）電子層結構不同的陽離子，極化力順序為：18e，2e，18+2e＞9-17e＞8e；

同時，離子變形性也與離子結構密切相關：

（1）價電子層結構相同的離子，隨著負電荷數目的減小和正電荷數目的增加，變形性減小；

（2）價電子層結構相同的離子，電子層越多，離子半徑越大，變形性越大；

（3）18e和9-17e電子構型的離子，其變形性比半徑相近、電荷數相同的8電子構型離子大得多；

（4）復雜陰離子的變形性不大，而且復雜陰離子中心離子氧化數越高，變形性越小。

這些描述看似清晰明確，但對大一學生來說過于抽象。學生經常會有疑問：既然陽離子是極化的主要原因，是不是就不用關注陰離子，那為什么又提陰離子變形性；是不是陽離子只極化不變形，陰離子只變形不極化；極化和變形是什么關系等等，這些問題常常困擾學生，引發教學難度。我們嘗試利用矛盾分析法剖析離子極化理論，找出此概念中矛盾的兩個方面。離子極化可理解為：排列在離子晶體晶格中的陰陽離子可相互為對方提供電場，離子在電場中導致自身原子核與電子云發生相對位移，產生誘導偶極，發生了與分子極化類似的離子極化作用。離子產生電場使周圍異電荷離子受到極化而發生變形的能力稱為該離子的極化力，離子作為被極化對象被異電荷離子極化而發生電子云變形的性質稱為該離子的變形性。同種性質的離子電荷越集中，半徑越小，極化力越強，不容易變形；反之則極化力弱，更容易變形。因此，極化和變形互為矛盾，兩者相互對立又相互依存。陰陽離子均可極化和變形，只是陽離子極化能力強，陰離子變形性強。極化是變形的原因，變形是極化的結果，變形抵消和平衡極化，極化引起的變形也可反過來影響極化。

2 陽離子的極化力與陰離子的變形性——離子極化作用中的主要矛盾

認識離子極化中矛盾的兩個方面——極化與變形，這為利用矛盾分析法發現問題、分析問題和解決問題提供了前提。那為什么陽離子的極化能力強，陰離子的變形能力強？早期Fajans提出的極化理論只是一種定性的規則，隨后，國內外不少科學家試圖通過建立定量關系，準確比較和評估極化理論，特別是我國溫元凱等人經過十幾年離子極化理論的定量研究工作，初步建立起離子極化的定量與半定量理論[8]。雖然這些理論在基礎無機化學中沒有推廣，也具有一定的局限性，但對于學生理解極化理論卻大有裨益。離子極化可用偶極距和極化力衡量。偶極矩是極化率與電場強度的乘積，代表著離子的變形。極化力與離子勢（離子電荷數平方與半徑的比值）成正比。表 1列出了利用普遍采用的晶體折射度求得的離子極化率的平均值，不難發現，陽離子的極化率普遍較小，而陰離子的極化率較大，即陰離子的變形性大。而陰離子半徑較大使得其離子勢較之價態相同的陽離子小很多[9]。因此，極化力主要與陽離子有關，變形性主要由陰離子體現。

表1 離子的極化率（×106 pm3）[9]

唯物辯證法認為：在復雜事物的發展過程中有許多矛盾同時存在，其中必有一種是主要矛盾，它的存在決定和發展、規定或影響著事物復雜矛盾體系中其他矛盾的存在和發展，而非主要矛盾則處于從屬的、對事物發展不起決定作用的地位，即所謂的次要矛盾[3]。離子極化運動中的主要矛盾是陽離子的極化與陰離子的變形之間的競爭、對弈與統一。由于離子極化的結果是離子鍵中離子性成分的缺失，溫元凱等[8]將離子晶體的晶格能與純離子模型晶格能之間的差值定義為離子極化能。通過研究多種非標準離子晶體的極化能發現：同種陽離子鹽的離子極化能與陰離子的極化率成正比，同種陰離子鹽的離子極化能與陽離子的極化力成正比。表2是鹵化銀的晶格能，可以看到，玻恩-哈伯循環確定的晶格能實驗值系統大于理論計算值，這表明在離子晶格中有明顯的共價鍵能的貢獻，共價成分越多，玻恩-哈伯熱化學循環計算所得的晶格能的實驗值與理論計算值之差也就越大[10]。這是極化作用依次增強的直接證據。

表2 鹵化銀的晶格能[10]

3 離子極化的本質是核電荷吸引——抓住主要矛盾的主要方面

辯證唯物主義觀點認為：事物的性質主要取決于取得支配地位矛盾的主要方面，因此找出陽離子極化與陰離子變形這一主要矛盾的主要方面，許多問題便可迎刃而解。陽離子對陰離子的核電荷吸引是引起陰離子感應偶極的產生導致離子極化的原因。因此，陽離子的電荷和半徑是影響矛盾的主要方面，陽離子電荷越高，半徑越小，極化力越強。當陽離子相同時，陰離子的變形性是離子極化作用矛盾的主要方面。負電荷數、離子半徑，以及復雜陰離子的中心氧化數均對陰離子的極化率產生影響，進而影響陰離子的變形性。

典型舉例1：利用離子極化解釋熔沸點變化規律。

離子晶體的熔化或氣化可認為是克服離子間靜電引力的過程。一般而言，離子半徑越小，電荷數越高，離子晶體的熔沸點越高。然而，NaCl、MgCl2和AlCl3的熔沸點卻依次降低。這一現象可用離子極化加以解釋。由于第二周期主族元素的陽離子從左至右隨核電荷數的增加半徑依次減小，而電荷依次升高，因此離子極化作用增強，化學鍵離子性成分降低，晶格能的降低，導致化合物熔沸點下降。同理，堿土金屬離子從上到下離子半徑逐漸增大，陽離子極化力減弱，化學鍵離子性成分逐漸增多，晶格能增大，導致熔點升高（表3）。

表3 堿土金屬氯化物的熔點[11]

典型舉例2：利用離子極化解釋相同元素同價態Co（II）氫氧化物、氧化物及硫化物顏色的變化規律。

S2-半徑最大，負電荷最高，變形性最大；OH-與O2-具有相近的離子半徑，負電荷較高的O2-變形性較強，因此Co（OH）2、CoO、CoS隨陰離子極化率的增加，極化作用逐漸增強，導致顏色逐漸加深（表4）。

表4 Co（II）化合物的顏色和極化率[12]

可見，抓住了離子極化中的主要矛盾以及主要矛盾的主要方面，一些問題便可迎刃而解。

4 離子極化作用中矛盾及其矛盾主次方面的轉化

對于簡單離子化合物，陽離子電荷與半徑或者說是離子勢可認知為影響極化作用的主要矛盾的主要方面，然而在解釋一些具有多層電子、且半徑較大的過渡金屬離子化合物的相關性質規律時，僅考慮離子勢往往會遇到困難。如AgCl和NaCl均為6配位的NaCl晶型，且陽離子具有相同的電荷數，離子半徑也相差不多（Ag+半徑為 115 pm，Na+為 102 pm）[7]，二者具有相近的離子勢，然而AgCl的熔點為455 °C，NaCl的熔點卻高達800.7 °C。如何理解？

矛盾分析法認為凡是矛盾，必有斗爭，一切主要矛盾與次要矛盾、主要矛盾的主要方面與次要方面均互相作用、互相斗爭、互相制約，在一定條件下亦互易其位、互相轉化[3]。從極化定義可知，極化主要是極化離子的原子核對被極化離子電子的吸引所產生的形變。由于離子自身電子的屏蔽作用削弱了原子核對電子的吸引，因此離子極化的本質應修正為有效核電荷對電子的吸引。有效核電荷與電子結構密切相關，應考慮自身電子的屏蔽常數。過渡金屬以及長周期的p區元素，其陽離子的d電子更加裸露，屏蔽能力弱，具有更高的有效核電荷，導致極化能力增強。因此，對于具有18e、18+2e以及9-17e電子構型的陽離子，應將電子構型轉化為矛盾的主要方面。Ag+屬于18e構型，其極化能力較之8e構型的Na+更強，導致AgCl中化學鍵的共價性成分升高，熔點較低。

5 附加極化——矛盾的對立統一

前面提到，由于陽離子的變形性小，一般只考慮陽離子對陰離子的極化，而不考慮其變形對極化作用的影響。然而，對具有18e、18+2e、9-17e電子構型且半徑較大的陽離子，因變形性的增加，削弱極化的變形又會轉化為促進極化的積極因素。此類陽離子除了保持對陰離子的極化之外，其自身的變形也增強了陰離子對陽離子極化的能力，產生了陰陽離子間的相互極化。這種由陽離子變形性引起的極化增強現象稱為附加極化。可見，附加極化是極化與變形兩個矛盾的對立面相互統一的結果。同族陽離子半徑越大，附加極化作用遞增，同時陰離子變形性越大，附加極化作用也越強。

典型舉例3：解釋ZnI2的熔點為何大于CdI2。

Zn2+與Cd2+同屬于第IIB族元素，具有相同的18e電子構型，后者離子半徑較大，變形性增加，與I-作用時，產生了較強的附加極化作用，因此CdI2中共價性成分增大，導致熔點較低。

6 反極化作用——矛盾的復雜性

圖2 HNO3分子中存在的反極化作用

7 離子極化的局限性——矛盾的普遍性與特殊性

8 結語

我們將矛盾分析方法充分合理地滲透在離子極化教學過程中，堅持“兩點論”，幫助學生分析了解矛盾的兩個方面，堅持“重點論”，幫助學生把握主要矛盾和矛盾的主要方面以及主次矛盾、主要矛盾主次方面的互相轉換，并結合“兩點論”和“重點論”的統一列舉實例解決實際問題，同時關注矛盾的普遍性與特殊性以及復雜性教會學生分析具體問題。實踐表明，矛盾辯證原理的應用可有效梳理離子極化的原理及其影響因素，成功化解知識點難度與學生理解之間存在差異的問題，有助于學生對知識點的理解與應用。作為馬克思主義哲學的重要組成部分，矛盾分析方法不僅有利于培養學生的歸納能力及科學思維，更重要的是幫助學生樹立實事求是、具體問題具體分析的科學思政觀。矛盾辯證原理作為哲學原理，具有普遍意義，除適用于離子極化理論外，在講授酸式鹽酸堿性、化學平衡、同離子效應、第二周期多電子元素電子親和能及其原子間形成的共價單鍵鍵能較小等問題時也具有重要應用價值，我們將在今后的教學過程中不斷實踐，讓學生體會化學知識的系統性以及能力培養的重要性。