物理化学在中学化学教学中的应用

物理化学在中学化学教学中的应用

化学化工学院化学师范专业徐佳3071302022

摘要：用物理化学中的知识讨论了中学化学教学中关于书写热化学方程式时要注明物质的状态的原因，用不同反应物或生成物表示的化学反应速度存在的关系，压力对化学平衡的影响，阳离子放电顺序判别等问题。得到了一些适用于中学教学的结论。

关键词：物理化学；中学化学；应用

在中学化学教学内容中, 物理化学知识占了较大比重, 中学教学过程中和历年高考题及竞赛题常遇到一些可应用物理化学知识解决的问题, 如判断几种离子共存的可能性, 金属在溶液中的存在状态, 阴阳离子的放电顺序等, 教师苦于此类题的解答, 学生也难于解题的繁杂。本文利用物理化学知识对有关问题作出解释, 并给出了一些适合中学化学教学的规律。

1 书写热化学方程式时要注明物质的状态的原因

对于氢气和氧气的反应, 中学化学中给出如下两个方程式：

2H2(气) + O2(气) = 2H2O（气）+ 483.6千焦（1）

2H2(气) + O2(气) = 2H2O（液）+ 571.6千焦（2）

两个反应的反应热为何存在如此大的差别, 中学化学中只是给出了定性的说明, 即呈不同聚集状态的物质其能量不同[1](P48)。实际上, 一冷反应的反应热从理论上讲可以由参加反应的各物质的生成热来计算[2](P30), 即

ΔHm = {ΣVBΔHm,f(B)}产物- {ΣVBΔHm,f(B)}反应物（3）

由于稳定单质的生成热规定为零, 即ΔHm,f(H2,g)=0、ΔHm,f(O2,g)=0,液态水和气态水的生成热分别为ΔHm,f(H2O,l)=-285.8KJ.mol-1、Δ

Hm,f(H

2

O,g)=-241.8KJ.mol-1，将上述数值代入（3）式计算出反应（1）、（2）的反应热分别为

ΔHm(1) = 2 × (-241.8) = -483.6KJ

ΔHm(2) = 2 × (-285.8) = -571.6KJ

负号表示反应是放热的, 这与(1)、(2)两式中的”+”号是一致的。可见, 反应(1)、(2)反应热的差别是由气态水和液态水生成热不同所致, 因生成热是与物质聚集状态有关的物理量, 而生成热的数值决定反应热的大小, 所以在书写热化学方程式时必须注明各反应物和生成物的状态。

2用不同反应物或生成物表示的化学反应速度存在的关系。

化学反应的速度通常用单位时间内反应物或生成物浓度的变化来表示[3](P2), 但用不同反应物或生成物表示的反应速度数值上存在差别并存在一定的关系, 例如下列反应

N

2 + 3H

2

= 2NH

3

(4)

可以用反应物N2和H2的消耗速度(-dC N2/dt和-dC H2/dt)来表示反应速度, 也可以用生成物的生成速度(-dC NH3/dt)表示反应速度, 从反应方程式可以看出, 由于每生成2molNH3, 需要消耗1molN2和3molH2,故NH3的生成速率应该是N2消耗速率的二倍，是H2消耗速率的2/3倍。即

dC NH3dt = -2dC N2/dt = -2/3dC H2/dt (5-a)

或

1/2dC NH3dt = -dC N2/dt = -1/3dC H2/dt (5-b)

可见我们可以选用反应中任何一种物质(反应物或生成物)浓度的变化率来表示该反应的速率, 但采用不同物质的浓度变化率来表示时, 反应速率的数值各不相同, 它们之间存在(5-a)或(5-b)式所示的关系,即与反应方程式中各物质

的计量系数之间存在定量的关系[4](P274)。在实际应用时, 通常采用容易测定的反应物或生成物的浓度变化率来表示反应速度。

3压力对化学平衡的影响

理想气体反应的平衡常数K p与K e均只是温度的函数, 不随压力而改变。但K x 却随压力而改变, 所以讨论压力对化学平衡的影响必须从K x与压力的关系开始。根据

K x = K

p

P - ∑v (6)

两边同时取对数

lnK

x = lnK

p

P - ∑vln

p

(7)

在温度不变的条件下, 两边同时对压力求导后可以看出，K x随p的变化关系与反应方程中各物质计量系数的代数和∑v有关,分以下几种情况：

①对于∑v < 0的反应，如

2NO2 = N2O4∑v=-1 (8)

则随着压力的增加, 平衡向正反应的方向移动, 有利于 N2O4的生成;反之, 随着压力的减小,平衡向逆反应方向移动, 有利于NO2的生成。

②对于∑v = 0的反应，如

2HI = H2 + I2∑v=0 (9)

则K x不随压力而变化, 也就是说压力对平衡没有影响。

③对于∑v > 0的反应，如

2SO

3 = 2SO

2

+ O

2

∑v=1 (10)

则K x随压力增加而减小, 平衡向逆反应方向移动, 有利于SO3的生成;反之,随着压力的减小, K x却增大, 平衡向正反应的方向移动, 有利于SO2的生成。

4 阳离子放电顺序判别

中学化学中判断阳离子放电顺序是一个既重要又困难的问题, 什么离子先放电?几种不同离子共存时, 谁先被还原?尤其是析出H2的顺序等, 这些间题屡

屡在中学教学中出现。这里, 我们以中学教学中金属活动性顺序表为基础, 从离子析出电位的角度来讨论阳离子放电顺序, 尤其是析出H2的顺序。

中学常根据金属活动性顺序来判断金属的活泼性,事实上,在电解金属盐类水溶液时究竟发生了什么反应,是析出H2还是金属,还是哪类金属离子先放电, 不仅要考虑它们的ψ平,亦要考虑一定电流密度下的超电势, 阳离子在阴极的析

出电势为[5]:

ψ阳，析= ψ平–ψ阴且ψ平 =ψθ + 0.0592/nlgCm m+

故ψ阳，析=ψθ + 0.0592/nlgCm m+ -η阴

电极上先进行还原反应的是ψ阳，析较大(或负值较小)的反应。下面讨论金属的析出顺序：

在酸性条件下, 使用惰性电极(此时金属和氢在电极上过电位η≈0) , 若[M n+] = 1mol/L时，则ψ阳，析=ψθ，此时可用离子标准电位判断放电顺序, 此顺序表为：

K+ < Ca2+ < Na+ < Mg2+ < Al3+ < Zn2+ < Fe2+ < H+ < Cu2+ < Hg2+ < Ag+

该顺序表与金属活动性顺序表基本一致[5], 按此规律, 学生们很容易作出离子

放电顺序的判断, 如溶液中存在Zn2+、Mg2+、Fe2+、Cu2+、H+等离子谁先放电, 放电顺序又怎样？此时只要查找它们各自的ψθ值(分别为：

-0.7628V,-2.363V,-0.4402V,0.3370V,+0.000V)[6]按阴极析出规律, 就很容易

判断出它们的析出顺序为: Mg2+ < Zn2+ < Fe2+ < H+ < Cu2+。

若C M n+≠1mol/L时，就应考虑浓度对放电顺序的影响, 尤其是当两种金属离