“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摘要结合“化学反应原理”(选修4)模块的教学实践，对化学平衡常数的量纲、化学反应进行的方向和沉淀的转化等内容，在更高的层面上进行了深入探讨。

关键词化学反应原理化学平衡常数化学反应进行的方向沉淀的转化化学反应原理(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。

1 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：a A(g)+b B(g) g G(g)+ d D(g)在一定温度下达到平衡时（式中 c (A)、 p (A)分别表示物质A的平衡浓度和平衡分压）：K c 和 K p 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。

K c 和 K p 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 K c 。

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 ）， K c 和 K p 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），K c和K p 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（ K ，上标“”表示标准）。

对于理想气体之间的反应（一般情况下为了简化，对气体均按理想气体处理）：0=Σ Bν BB标准平衡常数的定义式为：K p =∏ B〔 p (B) /p 〕 ν B在上式中， p (B)表示物质B的平衡分压， p 表示标准压力，国家标准规定 p =1 bar(巴)= 100 kPa(过去曾规定为1 atm，即101 325 kPa)，ν B表示物质B的化学计量数（对于反应物其为负，对于产物其为正）。

例如，对于反应N 2(g)+3H 2(g)2NH 3(g)K p =〔 p (NH 3)/ p 〕 2〔 p (N 2)/ p 〕•〔 p (H 2)/ p 〕 3对于反应:C(s)+CO 2(g)2CO(g)K p =〔 p (CO)/ p 〕 2 p (CO 2)/ p由于 K p 的定义式中采用的是相对压力 p/p ，所以 K p的量纲为1。

K p的数值决定于反应的本性、温度，而与压力或组成无关。

对于给定的反应，K p只是温 度的函数。

K p 可以从标准热力学函数求得。

对一个化学反应，热力学等温方程式可写成：Δ r G m( T )=Δ r G m( T )+ RT ln ∏ B 〔 p (B)/ p 〕ν B当反应达到平衡时，Δ r G m( T )=0，则可得：Δ r G m( T ) =- RT ln K p这是 K p 与Δ r G m( T )(标准吉布斯自由能变)的重要关系式。

一个化学反应的Δ r G m(298.15 K)是可以通过查热力学数据表进行计算的，而在任意温度 T 的Δ r G m( T )也可以根据方程Δ G =Δ H － T Δ S 进行计算。

这样，可以利用标准热力学函数从理论上计算任意温度的标准平衡常数，这具有重要的意义。

由于 K p 是根据标准吉布斯自由能变间接计算得到的，所以叫做标准平衡常数。

热力学等温方程式在导出过程中，曾用到理想气体方程式（即 pV=nRT ），所以对数项中反应物和生成物都用气体的相对分压表示含量。

但热力学已经证明，这种关系式同样适用于水溶液体系（含量用浓度 c 表示，规定 c =1 mol•dm-3=1 mol•L-1）：K c =∏ B〔 c (B)/ c 〕ν BΔ r G m( T )=- RT ln K c不过Δ r G m（ T ）必须用溶液态(aq)的Δ r G m进行计算。

例如，对于反应:NH 3•H 2O(aq)NH + 4(aq)+OH -(aq)K c =〔 c (NH + 4)/ c 〕•〔 c (OH -)/ c 〕 c (NH 3•H 2O)/ c可以看出，标准平衡常数与实验平衡常数从量纲和来源看是有区别的。

有专家建议，实验平衡常数 K c表达式中的c可以看成是相对浓度c/c ，由于 c =1 mol•L-1，所以 c/c 与 c （ c 以mol•L-1为单位）在数值上相等， K c 的量纲可以看成1。

K c与K c 的物理意义可用相对浓度加以统一。

同理，实验平衡常数 K p 表达式中的 p 可以看成是相对压力 p/p ，由于 p =1 bar（1 bar=100 kPa），所以 p/p 与 p（p 以bar为单位）在数值上相等， K p 的量纲也可以看成1。

K p与K p 的物理意义可用相对压力加以统一。

考虑到中学生的接受能力，以及在实际计算过程中使用起来更加方便，中学教材中常常将实验平衡常数 K c 和 K p 的量纲作为1来处理（当然，用实际计算得到的量纲来表示是绝对正确的）。

需要说明的是，气相反应的 K c 不能由Δ r G m直接计算得到，而可由 K p 进行换算（具体换算关系不再赘述）。

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。

2 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（Δ G ）。

对于这部分内容，需要注意以下几个问题。

2.1 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2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（Δ G =Δ H － T Δ S ）来判断化学反应的自发性。

即：Δ G ＜0，正反应自发（逆反应非自发）;Δ G ＞0，正反应非自发（逆反应自发）;Δ G =0，反应处于平衡状态。

根据Δ G =Δ H － T Δ S ，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Δ H 、Δ S 是 p =100 kPa、 T =298.15 K 时的数据）。

2.2 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100 kPa、298.15 K的条件下，反应H 2(g)+1/2O 2(g)=H 2O(l)的Δ G =-237.1 kJ/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100 kPa、298.15 K的条件下，如果我们将H 2(g)和O 2(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H 2(g)和O 2(g)的反应机理决定了其反应速率在100 kPa和298.15 K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Δ G 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100 kPa、298.15 K的条件下，反应H 2O(l)=H 2(g)+1/2O 2(g)的Δ G = 237.1 kJ/mol，大于0，是非自发反应。

即在上述条件下，H 2O(l)不会自动分解成H 2(g)和O 2(g)。

但如果外界加入电功，则可以使H 2O(l)电解生成 H 2(g)和 O 2(g)。

这是虽然反应的Δ G 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（100 kPa、298.15 K，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100 kPa、 298.15 K 时，反应CaCO 3(s)= CaO(s)+CO 2(g)的Δ G =130.2 kJ/mol，是非自发的；而在100 kPa、 1 273 K时，上述反应的Δ G =-26.1 kJ/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Δ G 大于0或小于0讨论反应的自发性。