时间：2023-05-29 18:20:34
一、化学平衡常数的性质特点
1．在一定温度下，可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始，无论反应混合物的起始浓度是多少，当反应达到平衡状态时，各物质的浓度保持不变。生成物浓度的幂次方乘积与反应物浓度的幂次方乘积之比是一个常数，这个常数叫化学平衡常数，用K表示。
对于可逆反应：aA（g） ＋ bB（g） cC（g） ＋ dD（g）
K＝[C]c[D]d /[A]a[B]b
2．化学平衡常数K只针对达到平衡状态的可逆反应适用，不能用任意状态的浓度。
3．化学平衡常数与化学反应的本性有关，与方程式的书写一一对应。对于同一可逆反应，正、逆反应方向的平衡常数互为倒数。
4．化学平衡常数中的浓度只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。对于固体或溶剂，它们的浓度为常数，不列入表达式中。
5．对于确定的可逆反应，化学平衡常数只随温度变，与浓度、压强、催化剂等均无关。
6．化学平衡常数有单位。在化学平衡常数表达式的运算过程中计算得出。
二、化学平衡常数的应用
1．表示可逆反应进行的程度，估计反应的可能性。
K值越大，表示反应越易进行，反应物转化率越大，反应进行的越完全。一般地，当K>105时，该反应进行基本完全了。
2．判断反应进行的方向、反应是否达到平衡状态。
对于可逆反应：aA（g） ＋ bB（g） cC（g） ＋ dD（g）的任意状态，浓度商Q＝cc(C)・cd(D)/ca(A)・cd(D),Q>K时，反应逆向进行；Q＝K时，反应已达平衡；Q
3．计算方程式中某物质平衡状态的浓度。如果已知平衡常数和其它物质平衡状态的浓度，即可求未知物质的平衡浓度。
三、化学平衡常数的常见考查点
1．考查化学平衡常数表达式的书写
2．考查化学平衡常数的影响因素
平衡常数K只受温度影响，与任何一种反应物或生成物的浓度变化无关，也与压强、催化剂等无关。任何可逆反应，当温度保持不变，改变影响化学平衡的其它条件时，即使平衡发生移动，K值也不变。若正反应是吸热反应，由于升高（或降低）温度时平衡向正（或逆）反应方向移动，K增大（或减小）；若正反应是放热反应，由于升高（或降低）温度时平衡向逆（或正）反应方向移动，K减小（或增加）；所以温度升高时平衡常数可能增大，也可能减小，但不会不变。
3．考查化学平衡常数的简单计算
例析：在一定温度下，将100 mL氢气和氮气的混合气体充入密闭容器中进行反应，达到平衡时维持温度不变，测得混合气体的密度是反应前的1.25倍，平均分子量为15.5，则达到平衡时氮气的转化率为多少？
解析：在同温同压下，反应前后的气体的总质量保持不变 ，则混合气体的密度与体积成反比。
设混合气体中氮气的体积为a，则氢气的体积为：100－a，则有：
N2＋3H2 2NH3
起始（L）a100－a0
转化（L）x 3x2x
平衡（L）a－x 100－a－3x 2x
则有：ρ前/ρ后＝V前/V后；100/（100－2x）＝1.25，x＝10mL。
又同温同压下，气体的体积比等于物质的量 之比，则有：
混合气体的相对分子质量等于混合气体的总质量与混合气体的总物质的量之比，则有：
混合气体的总质量＝28a＋2（100－a），
则有：［28a＋2（100－a）］/100－2x＝15.5，可得：
a＝40 mL
【中图分类号】 G633.8 【文献标识码】 A
【文章编号】 1004―0463（2016）19―0125―01
[复习引入]通过上节课的学习，我们知道了浓度、压强和温度对化学平衡的影响。今天这节课我们继续来探讨化学平衡的问题。
[师生活动]我们一起来观察课本29页的数据表。共有六组不同的起始加入量，得到了六个不同的平衡状态，表中把平衡时各物质的不同浓度按这样来计算，发现得到的数值是近似相等的。
[问]如果按、C（HI）・CC这样来计算看看是什么结果？
[学生活动]分组计算――汇报结果――结论不相等
[过渡]为什么单单按这样来计算就相等了？
[学生活动]大家再仔细观察，这个算式在表达上有什么特征？
[小结学生的回答]算式是HI系数次幂与H2系数次幂和I2系数次幂的积的比值。显然这不是赶巧，那么，我们便有理由得出对于可逆反应：
mA（g）+ nB（g）?pC（g）+ qD（g），就应该有：=常数
确实是这样，人们通过实验对不同可逆反应中各物质的平衡浓度进行测定，然后经过多次计算尝试，归纳得出就是一个常数。
一、平衡常数的概念
[问]平衡常数K有没有单位？应该有，但我们发现一般不写。
[练习]书写下列可逆反应平衡常数的表达式并比较4中K1、K2、K3之间的关系。
[小结]对于固体、纯液体和稀溶液中的水，因为它们量的变化、浓度的变化是忽略不计的，在平衡常数的表达式中通常用1来代替，对于非水溶液中的水则要表达出来。
二、平衡常数的意义
[学生活动]请同学们再来观察课本29页的数据表。我们发现，在温度一定的情况下，不管反应是从正向开始还是逆向开始，平衡常数都是不变的；平衡浓度不同，平衡常数也是不变的。说明平衡常数与途径无关，与浓度无关。
[问]上面六个平衡体系平衡压强是否相同？说明了什么问题？
[小结学生活动]平衡浓度不同，说明单位体积内分子的数目不同，则压强不同（阿伏伽德罗定律）。
得出结论：平衡常数与浓度、压强、途径无关。
1.平衡常数与浓度、压强、途径无关。
[学生活动]对于可逆反应H2（g）+I2（g）?2HI（g） H
在400℃的甲容器中达到平衡，H2（g） + I2（g） ? 2HI（g）
起始时浓度为 m mol・L-1 n mol・L-1 0
平衡浓度分别为a1mol・L-1 b1mol・L-1 c1mol・L-1
平衡常数K1=
在450℃的乙容器中达到平衡，H2（g） + I2（g）?2HI（g）
起始时浓度为 m mol・L-1 n mol・L-1 0
平衡浓度分别为 a2mol・L-1 b2mol・L-1 c2mol・L-1
平衡常数K2=
K1与K2是否相等？如果不相等，那么与温度之间存在什么样的关系？
[小结学生活动]该反应正反应为放热反应，当温度升高，按平衡移动原理，平衡要向逆反应方向移动，则
2.平衡常数会随温度的变化而变化。
正反应为放热的反应，温度升高，K值减小，反之，K值增大；
正反应为吸热的反应则相反。
[过渡] 这就意味着：
①可以通过平衡常数，判断某一时刻，可逆反应是否达到平衡状态。举例说明。②可以通过平衡常数，进行平衡时各物质浓度之间的计算。举例说明。
关键词 化学平衡常数 分配系数 实验教学 绿色化学实验
化学平衡常数及分配系数测定实验是一个经典的物理化学实验，测定I2在CCl4和H2O中的分配系数k以及反应I2+KI=KI3的平衡常数KC。本实验涉及到的操作为标准的硫代硫酸钠溶液标定单质碘。通过该实验可以帮助学生更好地理解分配系数的物理意义和化学平衡常数的测定方法。该实验设计思路清晰，易于操作，但是由于学生操作不当，会使实验结果误差很大；同时该实验内容未能及时更新，与当前绿色化学理念相左，因此结合我们长期的教学与管理实践经验，对该实验中存在的一些问题进行讨论，并对这些问题提出一些改进建议。
一、实验方法设计思路
在恒温、恒压下I2和KI在水溶液中建立如下平衡：
为了测定平衡常数，应在不扰动平衡状态的条件下，测定平衡组成。当上述反应达到平衡时，用Na2S2O3标准溶液来滴定溶液中I2的浓度，随着I2的消耗，平衡向左移动，使KI3持续分解，最终只能测得溶液中I2和KI3的总量。由于KI和KI3均不溶于CCl4，只有I2既可溶于CCl4也可溶于H2O，当温度和压力一定时，上述化学平衡及I2在CCl4层和H2O层中的分配平衡同时建立。为了测定上述体系I2的平衡浓度，本实验首先设计一个实验，即体系中没有KI存在，只有I2在CCl4及H2O中的分配平衡，测定I2在CCl4和H2O中平衡浓度，利用下式求出实验温度下I2在两液相中的分配系数k。
由于分配系数只是温度的函数，当温度不变时，分配系数为常数。利用已测出的分配系数，来计算分配平衡和化学平衡都存在的体系中水层I2的平衡浓度，然后可求出KI3和KI的平衡浓度。
二、实验操作中常出现的问题及解决办法
在长期的教学与管理实验的实践中发现，学生操作和现存实验装置中都存在一定的问题，导致学生在实验中出现一些问题，增加了实验误差。以下我们讨论三个方面的问题。
1.移液管取液不准确
用移液管取液时会有一些困难，一是取水层时需量取50 mL水层溶液，由于所取体积较大，而且水层密度较大，在取液时不易控制，调好刻度后，从母液中取出移液管会有液滴滴落，使得实际量取的体积不足50 mL，这样结果会产生偏差；而取四氯化碳层时，由于四氯化碳在下层，如果取出的溶液中混有少量的水，必然会对结果产生影响，而且四氯化碳在移液管中形成的液面也不好观察，极易产生误差。
要解决上述问题，我们只需要准备一个25mL的移液管和一个10mL带刻度的移液管，把原需取50mL水层改为取25mL水层，这样不但可以降低取液的难度，还可以减少硫代硫酸钠的用量，当然为了提高准确度，可以适当的降低硫代硫酸钠的浓度；用10 mL带刻度的移液管移取四氯化碳层时，一定要让移液管中上层保留约1mL的水溶液，然后以水层的凹液面为准，把刻度调到移液管的10mL的刻度线，缓慢的放开手指，把四氯化碳层放在一个干净的锥形瓶中，直到水层的凹液面刚好到5 mL所在的刻度线才停止放液，这样就很好的解决了四氯化碳液面不好观察及混入水层的问题。
2.淀粉指示剂加入过早
指示剂过早的加入，会使单质碘进入淀粉颗粒中，在滴定过程中很难把这部分碘滴定。要解决这个问题只能是尽量晚加淀粉溶液，在滴定四氯化碳层时甚至可以不用淀粉溶液也可以准确滴定到终点，可以通过四氯化碳层的颜色来判断终点。
3.滴定四氯化碳层时滴加速度过快
硫代硫酸钠与单质碘的反应速率很快，但是单质碘从四氯化碳层转移到水层很慢，有些同学滴定过程速度过快，造成水层已经无色，甚至已过量，尽管此时四氯化碳层还有颜色，但实际已经过了滴定终点。因此在滴定四氯化碳层时，要少滴多振荡；或者在取出的四氯化碳层样品中加入适量的KI。
三、本实验的绿色化改进
在物理化学实验中，教师要首先自觉学习并树立良好的绿色化学意识，老师应把绿色化学意识贯彻到教学中去。把具体的实验体系与环境、能源、成本联系起来，设计对环境友好的、耗能和成本低的实验。
要在物理化学实验中推行绿色化实验，必须要保证实验教学效果。在本实验中，我们通过对实验内容进行改进，主要是减少药品用量。上表列出了改进前后一些试剂的用量对比，也列出了改进前后实验结果的对比。其中，KI的浓度在改进前后分别为0.1000 mol/L和0.0200 mol/L；Na2S2O3的浓度在改进前后分别为0.0201mol/L和0.0040 mol/L。从表中可以看出，改进后单质碘、KI和Na2S2O3的用量约为改进前的20%，改进后实验测定的平衡常数（平均值644）与30℃的标准值（638）很接近，偏差仅为0.09%。由此表明以上对本实验的改进能达到预期的实验教学效果，药品的用量也显著减少，使该实验向绿色化迈进了一步。
关键词：等效平衡；化学平衡常数；转化率
中图分类号：G633 文献标识码：A文章编号：1003-2851（2011）08-0-01
等效平衡这一知识点的理解和应用因其抽象、难懂一直是中学化学教学中的难点。新人教版教材选修4中，这一知识点在教材原文中仍没有出现，但在课后习题中出现了这么一道题：
2.0mol PCl3和1.0mol Cl2充入体积不变的密闭容器中，在一定条件下发生下述反应：PCl3(g)+Cl2(g) PCl5(g)达平衡时，PCl5为0.4mol，如果此时移走1.0mol PCl3和0.5mol Cl2，在相同温度下再达平衡时PCl5的物质的量是（）
A．0.4molB．0.2 mol
C．小于0.2 molD．大于0.2 mol，小于0.4 mol
该题可用平衡常数计算求得，解题过程相当繁琐。首先，新人教版教材对等效平衡知识点的展开设置了很好的知识铺垫―引入化学平衡常数。在以往的教学中，我觉得最大的困难是让学生在定性的层面去理解等效平衡。化学平衡常数很好地解决了这个问题，学生在正式学习等效平衡前会先掌握化学平衡常数，明确认识化学平衡常数为温度函数，对某一特性的可逆反应而言它只随温度变化而变化。同时，对平衡常数在平衡计算中的应用能力也有要求。因此，在进入等效平衡的具体授课之前，我先以作业的形式给同学们布置了两道这样的计算题。
作业一：恒温恒容条件下，对可逆反应2SO2+O2 2SO3达平衡后，依据实验结果填写下表（设容器体积为1升）：
改起始量分别为0、0、2和1、0.5、1，用平衡常数计算出表格中其余各项。
作业二：恒温恒压条件下，对可逆反应2SO2+O2 2SO3达平衡后，依据实验结果填写下表：
（注：*为补充要求，可依据学生实际情况选择）
同样，改起始量分别为0、0、2和4、2、0，用平衡常数计算出表格中其余各项。
完成作业后的学生准确理解化学平衡常数并会计算化学平衡常数值，熟悉平衡常数在平衡计算中的应用，为等效平衡概念的提出埋好伏笔。接下来，在课堂上展开教学第二层目标：分析作业中同学们算出的数据，由学生讨论其规律、特点，并思考原因。很快学生就发现了各平衡在一定的客观条件下可以建立起起始条件不同，但最终结果完全相同的平衡状态，或者当起始量成倍数变化，平衡量也成倍数变化的不同平衡。顺水推舟，我给出了等效平衡的概念―可逆反应无论从正反应开始还是逆反应开始，只要反应物起始浓度与生成物起始浓度相当，在相同条件下就可达到同一平衡状态。引导学生理解“相当”的含义，总结出了两类等效平衡（等比等效平衡、等同等效平衡）的建立所要遵循的条件。
例1： 1和 2分别是A在两个恒容容器中，平衡体系A(g) 2B(g)和2A(g) B(g)的转化率，在温度不变的情况下，均增加A的物质的量，下列判断正确的是（）
A． 1、 2均减少 B． 1、 2均增大
C． 1减少， 2增大D． 1增大， 2减少
（解析）：恒容条件下，对于反应2A(g) B(g)达到平衡后增加A，从浓度或压强角度平衡均向正反应方向移动，A的转化率增大，即 2增大。对于反应A(g) 2B(g)达平衡后，增加A，从浓度角度看平衡应正向移动，从压强角度看平衡逆向移动，那么转化率 1究竟如何变化？巧妙建立等效平衡模型，问题迎刃而解。分析时可先假设恒压，再将体积还原，如下图：
由等效平衡可知，平衡I与平衡II等效，故平衡I、IIA的转化率不变，平衡III相当于在平衡II的基础上增大压强，平衡向逆反应方向移动，A的转化率减小，即 ＇< 1， 1减小，正确答案：C
至此，等效平衡的三维目标：掌握等效平衡的基本原理和计算方法（知识与技能），通过对不同条件下的等效平衡分析，探究其本质规律，深入理解等效平衡（过程和方法），通过对不同条件下等效平衡的分析，抓住其本质和规律，拓宽思路，巧解妙算，提高解题能力和开阔视野，最终达到提升思维品质目的（情感、态度与价值观），通过这三个层次的教学逐一体现。这时再看书上那道题，答案显然选C。
参考文献：
[1]宋心琦,何少华.普通高中化学课程标准实验教科书（选修4）[M].北京：人民教育出版社，2007，（2）.
[2]普通高中化学课程标准[M].北京，人民教育出版社，2003，（4）.
一、化学平衡状态的判断
化学平衡状态是在一定条件下，该可逆反应达到最大反应限度。化学平衡状态的判断主要从以下两个方面进行：
一是动态标志：
（1）用同种物质表示时，同一物质的生成速率等于消耗速率；
（2）用不同物质表示时：须表明“异向”，两种物质的速率之比等于化学方程式中物质的化学计量数之比。
二是静态标志：
（1）物质的质量、物质的量或浓度 ；
（2）物质的百分含量（质量分数、体积分数）；
（3）温度、压强（反应前后气体体积不等的反应）或颜色（某组分有颜色）都不再改变。
例1 在一定温度下的某容积可变的密闭容器中，建立下列化学平衡：
C（s）+H2O（g）CO（g）+H2（g）
不能确定上述可逆反应在一定条件下已达到化学平衡状态的是（ ）。
A.体系的压强不再发生变化
B.体系中各气体物质的浓度不再发生变化
C.生成n mol CO的同时生成n mol H2
D.1 mol H-H键断裂的同时断裂2 mol H-O键
解析 A项，因为该反应是一个反应前后气体的体积不同的反应，故体系的压强不再发生变化，可作为达到化学平衡状态的标志；B项，浓度不变作为一个判断化学平衡状态的静态标志；C项，反应无论达到平衡，还是未达到平衡，生成n mol CO的同时都会生成n mol H2，C项不能作为判断化学平衡状态的标志；D项，符合动态标志中的（2）正确。
答案：C。
点评 作为化学平衡状态的标志，要注意一个“方法”，若原来某个物理量是“恒量”，后来还是“恒量”，则此物理量不能作为判断化学平衡状
态的依据（如反应前后气体体积不变的反应，压强不变；或反应体系中全是气体，密度不变）。若原来某个物理量是“变量”，后来成了“恒量”，则属于化学平衡状态的标志。另外，对于反应体系组成全部是气体，且反应前后气体体积相等的反应，气体的平均相对分子质量不变也不能作为化学平衡状态的标志。
二、化学平衡移动原理
勒夏特列原理即化学平衡移动原理的内容表达为：如果改变影响化学平衡的条件之一（如温度、压强或浓度），平衡就会向着能够减弱这种改变的方向移动。平衡移动的结果是减弱而不是抵消，如在一个密封容器内初始压强为p1，针对可逆反应mA（g）+nB（g）rC（g）+qD（g），压缩容器体积至原来的一半，此时压强为p2，则p1
例2 在一体积可变的密闭容器中，加入一定量的X、Y，发生反应mX（g）nY（g）；ΔH=Q kJ/mol。反应达到平衡时，Y的物质的量浓度与温度、气体体积的关系如表1所示：
下列说法正确的是（ ）。
A.m>n B.Q
C.温度不变，压强增大，Y的质量分数减小
D.体积不变，温度升高，平衡向逆反应方向移动
解析 温度不变时（100℃条件下），体积是1 L时，Y的物质的量浓度为1.0 mol/L，体积为2 L时，假设平衡不移动，Y的物质的量浓度应为0.5 mol/L，现为0.75 mol/L，说明减压平衡向生成Y的方向进行，故m0，B、D项错误。
答案：C。
点评 引起化学平衡移动的根本原因是改变外界条件引起了正逆反应速率的大小关系发生了变化。假若改变外界条件，正逆反应速率仍相等，则平衡不会发生移动。
因此要注意以下三种特殊情况：
（1）增加或减少固体或液体的量，化学平衡不移动；
（2）对于化学方程式两边气体的化学计量数之和相等的反应，改变压强对化学平衡无影响。
（3）我们把化学反应体系中与各反应成分均不起反应的气体统称为“惰性气体”。
①恒温恒容时：充入“惰性气体”，体系总压强增大，但因为各反应成分的浓度不变，化学反应速率不变，化学平衡不发生移动。
②恒温恒压时：充入“惰性气体”，容器容积增大，各反应成分浓度降低，反应速率减小，平衡向着气体物质的量增大的方向移动。
三、化学平衡常数的影响因素与计算
影响化学平衡常数的因素及其计算是高频考点之一，特别是计算，往往与物质的转化率的计算结合。
例3 只改变一个影响因素，平衡常数K与化学平衡移动的关系叙述错误的是（ ）。
A.K值不变，平衡可能移动
B.K值变化，平衡一定移动
C.平衡移动，K值可能不变
D.平衡移动，K值一定变化
解析 A项，K值代表化学平衡常数，平衡常数只与温度有关系，K值不变，只能说明温度不改变，但是其他条件也可能发生改变，平衡也可能发生移动，A正确；B项，K值变化，说明反应的温度一定发生了变化，因此平衡一定移动，B正确；C项，平衡移动，温度可能不变，因此K值可能不变，C正确；D项，平衡移动，温度可能不变，因此K值不一定变化，D错误。
答案：D。
点评 K是温度的函数，因此，只受温度影响。升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动。降低温度，化学平衡向放热反应方向移动。引起平衡移动的因素很多，诸如浓度或压强，但不会影响化学平衡常数。
例4 在25℃时，密闭容器中X、Y、Z三种气体的初始浓度和平衡浓度如表2：
下列说法错误的是（ ）。
A.反应达到平衡时，X的转化率为50%
B.反应可表示为X+3Y2Z，其平衡常数为1600
C.增大浓度使平衡向生成Z的方向移动，平衡常数增大
D.改变温度可以改变此反应的平衡常数
解析 A项，X的转化率=[（0.1-0.05 ）mol/L]/0.1 mol/L×100%=50%，A项正确；根据表中数据（0.1-0.05）∶ （0.2-0.05）∶ （0.1-0）=1∶ 3∶ 2，可推导出反应式为X+3Y2Z，将表格的数据代入平衡常数公式进行计算，可知B项正确。C项，平衡常数只受温度影响，与浓度或压强无关，C项错误。 答案：C。
点评 计算化学平衡常数须注意如下几点：
（1）不要把反应体系中纯液体、固体写入平衡常数表达式中，如CaCO3（s）CaO（s）+CO2（g）的平衡常数为K=c（CO2）。
（2）同一化学反应，化学方程式的写法不同，其平衡常数表达式及数值也会不同。
（3）化学平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度。K值越大，它的正向反应进行的程度越大，K值越小，该反应进行的程度越小。
四、化学平衡常数的应用
化学平衡常数的应用主要是通过它与浓度商Qc的大小比较，判断化学反应是否处于化学平衡状态、化学反应进行的方向及正逆反应速率的大小。
例5 T ℃时，在1 L的密闭容器中充入2 mol CO2和6 mol H2，一定条件下发生反应：CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g）+H2O（g）；ΔH=-49.0 kJ・mol-1，测得H2和CH3OH（g）的浓度随时间变化如表3所示。
下列说法不正确的是（ ）。
A.t1～t2时间内v（H2）=（4.5-3）/ （t2-t1）・mol（L・min）-1
B.t2时，若升高温度或再充入CO2气体，都可以提高H2的转化率
C.t1时，v正>v逆
D.T℃时，平衡常数K=1/27，CO2与H2的转化率相等
解析 A项，根据化学反应速率的公式，在t1～t2时间内v（H2）=（4.5-3）/ （t2-t1）mol/（L・min）-1，A项正确；D项，t2时，v正=v逆，反应达到平衡状态，由“三段式”解题得：
CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g）+H2O（g）
起始：（mol・L-1） 2 6 0 0
转化：（mol・L-1） 1 3 1 1
平衡：（mol・L-1） 1 3 1 1
平衡常数K=127， CO2与H2的转化率为50%，D项正确；C项，t1时，可计算此时的浓度商Qc=1/546.75，Qcv逆，C项正确；t2时，处于平衡状态， 升高温度，使平衡向逆方向移动，H2的转化率减小，B项错误。答案：B。
点评 1.对于可逆反应：mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g），该反应的浓度商： Qc=cp（C）cq（D）cm（A）cn（B）。要注意化学平衡常数（K ）与浓度商（Qc）的表达式相同，但在表达式中各物质的浓度不一定相同，K值中各物质的浓度必须是平衡状态下的物质浓度，而Qc值中是在任意时刻的物质浓度。
2.通过Qc与K大小比较，判断化学反应进行的方向：
（1）Qcv逆。
（2）Qc=K，处于平衡状态；v正=v逆。
摘 要： 本文以人教版必修回第二章《化学反应速率和化学平衡》中一组实验数据为例进行深入的挖掘再处理。
关键词： 数据表 化学平衡 化学平衡常数 转化率
在人教版高中化学教材中经常会提供有一些科学实验得出的数据表，如果对这些表格进行进一步的深入挖掘再处理，就会解决更多的问题，使这些表格得到最大限度的利用。
下面就以人教版必修四第二章《化学反应速率和化学平衡》中一组实验数据为例进行深入的挖掘再处理，看能否达到意想不到的效果。在第二章第三节《化学平衡》研究化学平衡常数时，课本给出了457.6℃时H （g）+ I （g）？葑2HI（g）反应体系中各物质的浓度的有关数据如下：
该表的设计意图是帮助学生更好地理解化学平衡常数这一难点，因此建议教师在引入本节课时从该表入手，引导学生对该表中的数据进行简单处理，即计算每组反应达到平衡时生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值。通过数据处理一方面加深了学生对化学平衡常数的感性认识，有利于学生理解难点，另一方面训练了学生的计算能力。通过计算对比，分析上表数据，可以得出以下结论：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数）。对四组数据分析的同时可得到化学平衡常数只与温度有关，与反应物生成物的浓度变化无关。多数教师对于该表的利用到此为止，但如果能够再深入地处理就会有意想不到的收获。下面是我在教学实践过程中对该表进行的再处理和再利用。
本节课是化学平衡的最后一课时，当我看到这些数据时突然联想到在这节课之前学习的化学平衡的建立和移动，在化学平衡的移动中关于转化率的问题是一个难点，对于一个典型的可逆反应aX（g）+bY（g）？葑cZ（g）+dW（g）ΔH
在本表中的前三组数据中H 的浓度基本相等，而I 的浓度发生了变化，按第一组、第三组、第二组I 的浓度依次增大，理论上按照这个顺序H 的转化率依次升高，I 的转化率依次降低。那么计算后得到的数据为H 的转化率依次为53.07%、61.87%、68.72%呈递增的趋势，I 的转化率依次为91.45%、88.42%、84.65%呈递减趋势，这样就从实验事实上证明了以上结论：加入某反应物x则x的转化率降低，而另外一种反应物的转化率增加。
另外，对于本表中另外三组数据，即既起始加入的是HI的三组反应数据也可以再处理。教师可以设疑启发学生：是否任何情况下增加反应物浓度都能降低反应物的转化率？再看后三组数据，计算HI的浓度发生改变HI的转化率如何变化？经过计算三组反应HI的转化率分别为22.30%、22.30%、22.32%，很显然反应物的转化率没有改变，这是因为该反应是一个等体反应，且一方为单一反应物，故其他条件不变时反应物量的改变不影响其转化率，又解决一个难点。下表是转化率数据表。
通过对这些数据的再处理，既复习了有关化学平衡中有关转化率的计算这一重点，又解决了学生以前遗留的难点问题，收到了意想不到的效果。
参考文献：
[1]人教版必修4.化学反应原理.教师用书.
一、化学反应速率及其影响因素
1.化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，是一段时间内的平均速率。固体或纯液体（不是溶液）的浓度可视为不变的常数，故一般不用固体或纯液体表示化学反应速率。用不同物质表示同一反应的化学反应速率时，其数值可能不同（因此，必须指明具体物质），但各种物质表示的速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。
2.参加反应的物质的性质是决定化学反应速率的主要因素，外界条件对化学反应速率也有影响。
（1）浓度对化学反应速率的影响只适用于气体反应或溶液中的反应；
（2）压强对化学反应速率的影响只适用于有气体参加的反应；
（3）温度对化学反应速率的影响：实验测得，其他条件不变时，温度每升高10℃，化学反应速率通常增加到原来的2-4倍；
（4）使用催化剂，使原来难以进行的化学反应分步进行（本身参与了反应，但反应前后化学性质不变），从而大幅度改变了化学反应速率；
（5）光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、溶剂的性质等也会对化学反应速率产生影响。
3.浓度和压强的改变仅仅改变了单位体积内活化分子的数目，温度的改变和催化剂的存在却能改变单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数。
A.升高温度可使该反应的逆反应速率降低
B.使用高效催化剂可有效提高正反应速率
C.反应达到平衡后，NO的反应速率保持恒定
D.单位时间内消耗CO和CO2的物质的量相等时，反应达到平衡
解析：升高温度、使用催化剂都会使化学反应速率增大，既包括正反应速率，又包括逆反应速率，故A项错误，B项正确。反应达到平衡后，正反应速率和逆反应速率相等，因此C、D项都是正确的。
答案：A
二、化学平衡的建立及外界条件对化学平衡的影响
1.化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
化学平衡状态的特征，（1）逆：化学平衡研究的对象是可逆反应，可逆反应不能进行到底，即反应过程中反应物（生成物），不能全部转化为生成物（反应物）。（2）动：化学平衡是动态平衡，化学反应达到平衡时正反应和逆反应仍在继续进行。（3）等：指反应体系中的用同一种物质来表示的正反应速率和逆反应速率相等。对于不同种物质而言，速率不一定相等。（4）定：平衡混合物中各组分的物质的量、质量、物质的量浓度，各组分的百分含量（体积分数、质量分数）、转化率等不随时间变化而改变。（5）变：改变影响化学平衡的条件，平衡发生移动。（6）化学平衡的建立与反应的途径无关，化学平衡状态的标志是化学平衡状态特征的具体体现。
2.平衡移动原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。它是浓度、压强和温度等外界条件对平衡移动影响的概括和总结，只适用于已经达到平衡状态的可逆反应，未处于平衡状态的体系不能用此原理分析，但它也适用于其他动态平衡体系，如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等。催化剂能够同等程度地增加正反应速率和逆反应速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。
A.升高温度和减小压强
B.降低温度和减小压强
C.降低温度和增大压强
D.升高温度和增大压强
解析：本题考查了条件改变对平衡移动的影响。由题意知，该反应为吸热反应，故升高温度有利于反应向正方向进行；又知该反应为气体体积增大的反应，故减小压强有利于反应向正方向进行。
答案：A
三、化学平衡常数（浓度平衡常数）及转化率的应用
1.化学平衡常数
（1）化学平衡常数的数学表达式。
（2）化学平衡常数表示的意义。
平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。
2.化学平衡的基本计算
（1）物质浓度的变化关系。
反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度；生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度。
其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。
（4）计算模式：
（5）化学平衡计算的关键是准确掌握相关的基本概念及它们相互之间的关系。化学平衡的计算步骤，通常是先写出有关的化学方程式，列出反应起始时或平衡时有关物质的浓度或物质的量，然后再通过相关的转换，分别求出其他物质的浓度或物质的量和转化率。概括为：建立解题模式、确立平衡状态方程。说明：①反应起始时，反应物和生成物可能同时存在；②由于起始浓度是人为控制的，故不同的物质起始浓度不一定呈化学计量数比，若反应物起始浓度呈计量数比，则隐含反应物转化率相等，且平衡时反应物的浓度呈计量数比；③起始浓度、平衡浓度不一定呈计量数比，但物质之间是按计量数反应和生成的，故各物质的浓度变化一定呈计量数比，这是计算的关键。
答案：C
四、学习化学平衡应注意的三个问题
1.等效平衡：在两种不同的初始状态下，同一个可逆反应在一定条件（恒温、恒容或恒温、恒压）下分别达到平衡时，各组成成分的物质的量（或体积）分数相等的状态。在恒温恒容条件下，建立等效平衡的一般条件是：反应物投料量相当；在恒温恒压条件下，建立等效平衡的条件是：相同反应物的投料比相等。
2.平衡移动的思维基点：
（1）先同后变。进行判断时，可设置相同的平衡状态（参照标准），再根据题设条件观察变化的趋势。
（2）不为零原则。对于可逆反应而言，无论使用任何外部条件，都不可能使其平衡体系中的任何物质浓度变化到零。
3.在实际生产中，需要综合考虑反应速率、化学平衡、原料选择、产量和设备等各方面情况，以确定最佳生产条件。合成氨选择的适宜条件通常是：20MPa-50MPa、500℃左右、铁触媒；及时补充N2和H2，及时将生成氨分离出来。
答案：B
五、化学反应速率与化学平衡图像题
解题策略：（1）首先要看清楚横轴和纵轴的意义（特别是纵轴，表示转化率和表示反应物的百分含量情况就完全相反）以及曲线本身属等温线还是等压线。（当有多余曲线及两个以
解析：在恒容状态下，在5个相同的容器中同时通入等量的NO2，反应相同时间，那么有两种可能：一是已达到平衡状态，二是还没有达到平衡状态，仍然在向正反应方向移动。若5个容器在反应相同时间下，均已达到平衡，因为该反应是放热反应，温度升高，平衡向逆反应方向移动，NO2的百分含量随温度升高而升高，所以B项正确。若5个容器中有未达到平衡状态的，那么温度升高，反应速率增大，会出现温度高的NO2转化得快，导致NO2的百分含量减少的情况，在D图中转折点为平衡状态，转折点左则为未平衡状态，右则为平衡状态，D项正确。
答案：BD
【跟踪训练】
下列说法不正确的是（）
A.第4min至第6min该化学反应处于平衡状态
B.第2min时，如果只改变某一条件，则改变的条件可能是降低温度
C.第2min时，如果只改变某一条件，则改变的条件可能是使用催化剂
D.第6min时，其他条件不变，如果升高温度，正反应速率增大
3.B解析：根据表中数据得，第4min后体系中各物质的浓度保持不变，即反应达到平衡状态；该反应在2—4min内的反应速率大于0—2min内的反应速率，即第2min时反应速率增大，因此改变的条件不可能为降低温度，可能为使用催化剂；6min时，升高温度，正、逆反应速率均增大。
4.A解析：由于t2时刻，反应再次达到平衡后的反应速率大于原平衡时的反应速率，则可判断t1时正反应速率减小，而逆反应速率增大，平衡向逆反应方向移动。
5.A解析：缩小容器容积使这两个反应向正反应方向移动，A的转化率增大；升高温度，反应（Ⅰ）向逆反应方向移动，A的转化率减小；③使A的转化率都减小。
在中学化学中有一个平衡理论体系，它是高中阶段的一个重要内容，而有些学生学多了就会容易混淆模糊，包括化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等，化学平衡是这一平衡理论体系的核心。系统性的掌握这些平衡的概念、理论及应用对于深入认识重要的酸、碱、盐的性质和用途，化工生产中适宜条件的选择等具有承上启下的作用；对于深入掌握元素化合物的知识具有理论指导意义。这一部分内容向来也是考试的热点和难点，很多学生由于基本概念和规律掌握不牢而害怕这部分内容。下面我将这四种平衡做一对比以加深对它们的理解和运用。
一、共同点
1.平衡特征：逆、动、等、定、变、大。其中的“等”字依次代表着V正=V逆，V电离=V结合V水解=V中和，V沉淀=V溶解。“大”表示平衡状态时反应达到最大限度。
2.平衡移动原理：都符合勒夏特列原理。
二、不同点
1.研究对象不同。化学平衡是针对一定条件下的可逆反应，如工业合成氨；电离平衡针对弱电解质溶液，如醋酸溶液；水解平衡存在于弱酸根离子或弱碱阳离子的盐溶液中，如醋酸钠溶液；溶解平衡则存在于难溶或微溶物的饱和溶液中，如氯化银。
2.外界影响因素不同。
化学平衡受温度、浓度、压强影响；电离平衡的影响因素有温度、浓度、加入酸碱盐后的化学反应（即同离子效应抑制，反离子效应促进电离）；水解平衡以及沉淀溶解平衡的影响因素同电离平衡相似，考虑温度、浓度、外加电解质的同离子效应和反离子效应。
3.平衡常数的表示及应用不同。
⑴表示方法：化学平衡常数K；电离平衡常数Ka（弱酸）或Kb（弱碱）；水的离子积常数KW；难溶物的溶度积常数Ksp。在外界因素中，这四种平衡常数都只受温度影响，与其他无关。
⑵应用：
①若某一时刻的浓度商Q＞K，平衡逆向移动；Q＜K，平衡正向移动；Q＝K，达到平衡。例：2A(g)+B(s)=C(g)+2D(g)，起始时向一体积固定的容器中加入2molA和1molB发生反应，达到平衡后，再向容器中加入2molA，则平衡＿＿移动？A的转化率＿＿？
解析：恒容条件下再加入A，会使得Q＜K，平衡应正向移动；由于B是固体，所以加入A相当于加压，反应最终向气体体积减小的方向转化，即向左，所以A的转化率减小。
②相同条件下，Ka或Kb值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的酸(碱)的酸性(碱性)相对越强，多元弱酸看Ka1。
例：已知Ka(CH3COOH)＞Ka1(H2CO3)＞Ka(C6H5OH)＞Ka2(H2CO3),则等浓度的CH3COONa、NaHCO3、C6H5ONa、Na2CO3溶液的pH值由小到大的顺序为＿＿？
解析：先写出这几种盐水解后对应的弱电解质，再依据越弱越水解，则碱性越强，pH越大。
③KW只与温度有关，温度升高，KW增大；水的离子积常数不仅适用于纯水，也适用于电解质的稀溶液。
例：NH3•H2O溶液加水稀释后C(OH-)/C(H+)如何变化？
解析：加水稀释后，C(OH-)及其它一些微粒浓度均减小，但C(H+)却是增大的，因为C(OH-)•C(H+)=KW不变，当C(OH-)减小时，C(H+)应增大，所以C(OH-)/C(H+)减小。
1.掌握弱电解质的电离平衡。
2.了解电离平衡常数的概念。
3.了解影响电离平衡的因素
能力目标：
1.培养学生阅读理解能力。
2.培养学生分析推理能力。
情感目标：
由电解质在水分子作用下，能电离出阴阳离子，体会大千世界阴阳共存，相互对立统一，彼此依赖的和谐美。
教学过程
今天学习的内容是：“电离平衡”知识。
1.弱电解质电离过程(用图像分析建立)
2.当
则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定，各自浓度保持恒定。
3.与化学平衡比较
(1)电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。
(2)此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。
(3)影响电离平衡的因素
A.内因的主导因素。
B.外国有：
①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向电离方向移动。
②浓度：
问题讨论：在的平衡体系中：
①加入：
②加入：
③加入：各离子分子浓度如何变化：、、、溶液如何变化?(“变高”，“变低”，“不变”)
(4)电离平衡常数
(ⅱ)一元弱酸：
(3)一元弱碱
①电离平衡常数化是温度函数，温度不变K不变。
②值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强;值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱;即值大小可判断弱电解质相对强弱。
③多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生，对二级、三级电离产生抑制作用。如：
随堂练习
1.足量镁和一定量的盐酸反应，为减慢反应速率，但又不影响的总量，可向盐酸中加入下列物质中的()
A.B.C.D.
2.是比碳酸还要弱的酸，为了提高氯水中的浓度，可加入()
A.B.C.D.
3.浓度和体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量固体(颗粒大小均相同)反应，下列说法中正确的是()
A.盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率
B.盐酸的反应速率等于醋酸的反应速率
C.盐酸产生的二氧化碳比醋酸更多
D.盐酸和醋酸产生的二氧化碳一样多
4.下列叙述中可说明酸甲比酸乙的酸性强的是()
A.溶液导电性酸甲大于酸乙
B.钠盐溶液的碱性在相同物质的量浓度时，酸甲的钠盐比酸乙的钠盐弱
C.酸甲中非金属元素比酸乙中非金属元素化合价高
D.酸甲能与酸乙的铵盐反应有酸乙生成
5.有两种一元弱酸的钠盐溶液，其物质的量浓度相等，现将这两种盐的溶液中分别通入适量的，发生如下反应：
和的酸性强弱比较，正确的是()
A.较弱B.较弱C.两者相同D.无法比较
总结、扩展
1.化学平衡知识与电离平衡知识对照比较。
2.一元弱酸弱碱中与的求法：
弱电酸中浓度：(酸为弱酸物质的量浓度)
弱碱中浓度：(碱为弱碱物质的量浓度)
3.讨论中存在哪些微粒?(包括溶剂)
4.扩展
难溶电解质在水溶液中存在着电离平衡。在常温下，溶液中各离子浓度以它们的系数为方次的乘积是一个常数，该常数叫溶度各()。例如
溶液中各离子浓度(加上其方次)的乘积大于、等于溶度积时出现沉淀，反之沉淀溶解。
(1)某溶液中，如需生成沉淀，应调整溶液的使之大于。
(2)要使0.2mol/L溶液中的沉淀较为完全(使浓度降低至原来的千分之一)，则应向溶液里加入溶液，使溶液为。
布置作业
第二课时
P60一、填空题：2.3.4.
P61四、
板书设计
第二课时
一、电解质，非电解质
1.定义：在水溶液中或熔融状态下，能导电的化合物叫电解质。
[思考]①，在水溶液中，不导电，它属于非电解质吗?为什么?
②溶于水能导电，则氨气是电解质吗?为什么?
③共价化合物在液态时，能否导电?为什么?
2.电解质导电实质，电解质溶液导电能力强弱的原因是什么?
二、强电解质，弱电解质
1.区分电解质强弱的依据：
电解质在溶液中“电离能力”的大小。
2.电离方程式：
电离方程式书写也不同
(1)强电解质：
(2)弱电解质：
3.强弱电解质与结构关系。
(1)强电解质结构：强碱，盐等离子化合物(低价金属氧化物);
强酸，极性共价化合物;
(2)弱电解质结构：弱酸，弱碱具有极性共价位的共价化合物。
三、弱电解质电离平衡
1.电离平衡定义
在一定条件下(如温度，浓度)，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
2.电离平衡与化学平衡比较
“等”：电离速率与离子结合成分子的速率相等。
“定”：离子、分子的浓度保持一定。
“动”：电离过程与离子结合成分子过程始终在进行。
“变”：温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡。
3.影响电离平衡的外界因素
(1)温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
温度降低，电离平衡向左移动，电离程度减小。
(2)浓度：电解质溶液浓度越大，平衡向右移动，电离程度减小;
电解质溶液浓度越小，平衡向左移动，电离程度增大;
4.电离平衡常数
(1)一元弱酸电离平衡常数：
(2)一元弱碱电离平衡常数：
(3)多元弱酸是分步电离，每步各有电离常数。如：
(4)电离平衡常数只随温度变化而变化，而与浓度无关。
(5)K的意义：
K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。
K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱。
探究活动
钠与饱和溶液反应，描述观察到的实验现象，并运用电离平衡知识解释产生这种现象的原因。
将钠投入到盛有饱和溶液的试管
中会产生什么现象呢?
实验操作实验现象原因
1.将钠投入到盛有饱和溶液的试管中
2.向试管中加入足量的水
提示：
在高一学过钠与水的反应，在这时学生能够准确的描述钠与水的反应现象。如：立即与水反应，浮在水面，四处游动，发出“嘶嘶”响声，最的溶成闪亮小球。对于溶解度很小也是学生非常熟悉的知识。因此在总结实验现象时，一般不存在问题。
本题的重点在现象的解释上，即用初中学过的溶解平衡与刚学过的电离平衡等知识来解释产生该现象的原因。要充分发挥学生的主动性、积极性，让同学进行分组讨论、代表发言。
关键词：化学反应速率；化学平衡；调查研究
文章编号：1005C6629（2017）3C0021C05 中图分类号：G633.8 文献标识码：B
化学反应原理是中学化学中逻辑性最为缜密的一个部分，而最令学生头痛的则是其中的化学平衡部分。化学平衡还包括下位的弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀溶解平衡等内容。化学平衡的基本原理是上述所有理论的基础，学生只有真正掌握了化学平衡，才能认知其他特殊条件下的各类平衡问题。
1 “速率”和“平衡”的教学误区
1.1 尽管课标“隔离”了“速率”和“平衡”，但教学中往往混为一谈
化学反应动力学和热力学的基础内容是高中化学反应原理模块的重要组成部分。课程标准要求学生对动力学的认识主要有：（1）知道化学反应速率的定量表示方法，通过实验测定某些化学反应的速率；（2）知道活化能的涵义及其对化学反应速率的影响；（3）通过实验探究温度、浓度、压强和催化剂对化学反应速率的影响，认识其一般规律。而对热力学的要求包括以下两个方面：（1）能用焓变和熵变说明化学反应的方向；（2）描述化学平衡建立的过程，知道化学平衡常数的涵义，能利用化学平衡常数计算反应物的转化率[1]。
很明显，课标对动力学和热力学这两个理论作了明确的“隔离”，即内容上分开来阐述，强调了速率相关内容的过程性以及平衡相关内容的状态性。例如课标要求用焓变和熵变两个状态函数去判断反应进行的方向，要求利用化学平衡常数去计算反应物的转化率等等。动力学和热力学有着不同的研究对象，前者关注的是反应的过程，后者只关涉体系的状态。两者有着本质的差异，而教材往往通过速率来建立平衡，且通过速率的改变来讨论平衡的移动，从而教师往往将两个理论混为一谈，时而“速率”，时而“平衡”，导致学生误以为速率的改变是平衡移动的原因，事实上焓和熵才是影响平衡的关键因素。
在教学实践中，教师往往这样总结：“在一定的条件下，当一个可逆反应的正逆反应速率相等且不等于零时，该反应就达到了动态的化学平衡状态。这种状态的建立需要一定的条件，当条件改变时，导致正逆反应速率改变，从而平衡状态被打破。如果正反应速率大于逆反应速率，那么反应向正方向移动，最终达到一个新的平衡。”这样的表述乍看起来很正确，有条理。但仔细分析其逻辑关系时会发现存在很多问题。比如这样的表述认为速率不变导致了平衡建立，速率的改变引起了平衡的移动，即化学反应速率是化学平衡的原因。这种将热力学和动力学归结为简单的因果关系的错误做法，势必导致学生思维紊乱，因此从源头上区分动力学和热力学才能消除这种认识误区。
1.2 相P研究“隔靴搔痒”，没有涉及教学中如何有效“分离”动力学和热力学
很遗憾的是，相关教学研究并没有关注到教学实践中如何从源头上消除这种混淆，而主要集中在以下三个方面：一是学科本体知识的推导。主要是从学科本体知识层面出发去辨析和论证化学反应速率、化学平衡状态、化学平衡移动等核心概念的内涵和实质，探讨各概念间的联系和区别。该讨论建立在大学物理化学的纯理论知识之上，没有涉及到具体的教和学，缺乏操作性。
二是教学策略与方法的探讨。这类研究一般都起源于教师在实际授课过程中遇到的困惑或者问题，针对某一节课或者某一单元的内容，通过尝试新的教学理念或者改进教学设计和方法来提高教学的实效性，然后分析比较改进后的成果和不足，为其他教师提供参考。但以上研究极少触及学生在本部分产生认知障碍的本质原因：即将混淆了的热力学和动力学作为建构知识的基础。
三是学生学习障碍点的分析。这部分研究主要从教学重难点出发，调查分析学生存在的认知障碍和迷思概念以及形成原因，旨在探讨如何避免学生在认知建构中出现矛盾。但这类研究的关注点集中在教学过程中的策略和方法是否恰当，很少触及到学科本体知识框架的科学性。
1.3 教学误区的实践表征：“以其昏昏，使人昭昭”
在真实的教学情境中主要存在两个方面的问题：一是教师本身理论知识紊乱、逻辑不清，不清楚化学反应速率和化学平衡之间的联系和区别。因此在教学实践中也就无法将这个问题有层次、结构化地呈现给学生。导致学生在认知建构的起始阶段就存在误区，失之毫厘谬以千里，最后无法认清动力学和热力学的本质。
二是学生在学习这一块内容时只考虑速率和平衡的关系，错误地使用速率去推断一切平衡问题，混淆了两个理论不同的适用范围，不能区分过程性问题和状态性问题，导致问题解决时思维混乱，甚至出现分别从“速率”和“平衡”的角度去分析同一个问题，居然得到截然相反答案的情形。如有学生学完速率和平衡之后提出一个问题，“有固体做反应物的可逆反应达到平衡状态后，将固体由块状粉碎成粉末状后，正反应速率增大，逆反应速率没有变化，为何平衡没有移动呢？”学生这种问题出现的根本原因在于学生没有理解化学平衡移动的能量本质。
2 “速率”和“平衡”教学的实证研究
本研究对北京市一所普通学校的高二学生进行调查研究，发放问卷240份，回收有效问卷194份，有效回收率为80.8%。
研究工具分为问卷和访谈两部分。（1）问卷测试。问卷包括对速率及其影响因素的理解、对平衡及其影响因素的理解、对平衡和速率关系的理解三个维度。每个维度均包括两个判断题，每个问题后均要求学生写出判断的原因。（2）半结构性访谈。对6位教师进行深度的半结构性访谈，主要从教师的角度关注教学实践中速率和平衡问题的处理。测试总体结果如图1所示。
学生对于化学平衡的表征、速率表征及速率与平衡的关系掌握较好，正确率在80%以上。但在平衡与状态的关系、速率与平衡的移动等方面表现一般，正确率50%左右。由于相应的理论知识掌握不扎实，导致绝大多数学生在实际问题解决时束手无策，得分率非常低，仅有26%的学生能够很好地解释工业合成氨中的相关问题。图1充分说明了以下几个问题：一是大部分学生能从较低层次理解速率和平衡及二者关系，但未能上升到速率微观变化机理的高度，孤立地考虑速率的各影响因素，没有形成系统；二是接近一半的学生对于化学平衡状态的实质认识有欠缺，不能理解平衡状态只与系统的各状态函数（焓、熵、温度等）有关而与达到平衡的途径无关；三是绝大多数学生对平衡和速率的关系极少能从本质上区分，几乎都停留在各种规律的机械记忆上，化学平衡常数仅仅被作为计算的工具，没有意识到平衡的热力学实质（K与Q的关系）。
2.1 对平衡及其影响因素的理解：半数学生不清楚“平衡只与体系的状态有关，与建立的途径无关”
数据分析结果表明，87%的学生能够正确判断“化学平衡发生移动，但化学平衡常数不一定改变”，其中62%的学生能够指出化学平衡常数仅与温度有关，仅16%的学生能够同时指出化学平衡受多种因素（浓度、温度、压强等）的影响。学生总体的25.7% 在解释这一判断时出现了错误。主要的错误解释有三类，每类约占1/3，具体数据见表1。
有54%的学生能够正确判断“平衡只与体系的状态有关，与建立的途径无关”，其中39.5%的学生能够答出“在等温等压下，固定容积时，1mol N2和3mol H2达到的平衡状态与2mol NH3达到的平衡状态是等同的”或者“以上两种情况是等效平衡”。学生总体中有51.4%在解释原因时出现了错误，没有从热力学的研究角度去看待平衡状态，仍然试图从变化过程推断平衡结果，将动力学套用到热力学问题的解决中，从而导致科学性错误。主要也是三类，具体情况见表1。
2.2 对速率及其影响因素的理解：大部分学生忽视速率的定量特征
数据分析结果表明，82.9%的学生能够正确判断“速率大，现象并不一定越明显”，其中58.6%的学生认为“无明显现象的化学反应即使速率大现象也不显著”。学生总体的24.3%在解释判断原因时出现了错误，主要错误有两种，一是认为速率是物质的量的变化，没有考虑单位时间。数据表明大部分学生对于化学反应速率的意义认识比较清晰，但绝大多数学生仅基于化学反应的某种现象来考虑化学反应速率的大小，忽视速率的定量特征。有研究者指出，“化学反应速率”的广义定义可以表_为“参与反应的物质的‘量’（如质量、物质的量、物质的量浓度等）随时间的变化量”，这一定义是“化学反应速率”普遍的表达方式[3]；二是学生错误地认为只有观测到宏观实验现象才能讨论速率，如果没有气泡或者颜色变化等则无法测量速率。事实上，眼见不一定为实，有时现象明显可能速率并一定大。
2.3 对速率和平衡关系的理解：几乎没有学生理解“速率所属的动力学及平衡所属的热力学虽然两者相关，但并不互为因果关系”
有81.4%的学生正确判断“反应速率变化，平衡并不一定移动”，其中68.4%的学生能够举出反例如“催化剂可以改变化学反应速率，但并不能使平衡移动”来证伪该命题，3.5%的学生想到了“对于反应前后气体的物质的量相等的反应压强的改变同等程度地改变反应速率，平衡不移动”；学生总体的38.6%不能正确清楚地表述原因。判断错误的学生原因主要有两点：其一是化学反应速率决定平衡；其二是认为加热等会使速率增大，但平衡有可能不移动。50%的学生能正确判断“平衡正向移动，正反应速率可能变大、变小或者不变”，其中34.3%的学生表示“正反应速率和逆反应速率有可能同时增大或减小，但只要正反应速率大于逆反应速率，平衡即向正反应方向移动”。判断错误的学生主要认为“只有正反应速率增大，且逆反应速率减小，平衡才能正向移动”。
速率是动力学概念，平衡是热力学的概念，属于不同的范畴，两者相关，但并不互为因果关系。因此，应基于能量的视角来理解化学平衡的本质，热力学中的平衡状态是一种体系中所包含的能做功的热量（焓）和分子功（熵）之间的特殊稳定状态。这种状态的存在用平衡常数K和Q的相对大小来衡量，而正逆反应速率相等是化学平衡建立后的一种外在表现形式，使用正逆反应速率的大小变化去推论平衡的相关问题存在科学性错误。
化学热力学认为对任意的封闭系统，当系统有微小变化时，
总之，通过上述讨论，无论是平衡的建立过程还是平衡的移动过程，热力学基础上建立的关于化学反应问题的结论，与反应速率之间没有任何的联系。
3 澄清“速率”和“平衡”教学误区的建议3.1 教师要深刻把握热力学、动力学的联系与差异
化学反应动力学与化学反应热力学是综合研究化学反应规律的两个不可缺少的重要组成部分。由于二者各自的研究任务不同、研究的侧重点不同，因而化学反应动力学与化学反应热力学既有显著的区别又互有联系。因此，教师要从源头上对它们作本质的区分。
化学反应热力学，特别是平衡态热力学，是从静态的角度出发研究过程的始态和终态，利用状态函数探讨化学反应从始态到终态的可能性及变化过程的方向和限度，而不涉及变化过程所经历的途径和中间步骤。所以化学反应热力学只回答反应的可能性问题，不考虑时间因素，不能回答反应的速率和历程。热力学方法不依赖于物质的结构和过程的细节，旨在预示和指出途径而不是解释，因此它只能处理平衡问题而不能说明这种平衡状态是怎么达到的，只需要知道体系的最初和最终状态就能得到可靠的结果[7]。
一般来说化学反应动力学的研究对象包括以下三个方面：化学反应进行的条件（温度、压强、浓度及介质等）对化学反应速率的影响；化学反应的历程（又称机理）；物质的结构与化学反应能力之间的关系。化学动力学最重要的是研究化学反应的内因（反应物的结构和状态等）与外因（催化剂、辐射及反应器等存在与否）是如何影响化学反应的速率及过程；揭示化学反应机理；建立总包反应与基元反应的定量理论等[8]。
在对化学反应进行动力学研究时总是从动态的观点出发，由宏观的研究进而到微观的分子水平的研究，因而将化学反应动力学区分为宏观动力学和微观动力学两个领域，但二者并非互不相关，而是相辅相成的。平衡是对过程结果的描述，速率变化则是对反应过程的描述。它们的解机制是两个不同学科的不同问题，既非化学平衡移动决定反应速率的变化，也非反应速率的变化导致了化学平衡的移动，它们属于各自独立的学科体系问题。
3.2 教学顺序可以尝试调整，按照大学顺序先平衡后速率，有利于中学与大学衔接
我们发现，传统教学基本按照人教版教材顺序安排，先讲“化学反应速率”部分，然后通过速率的讨论来研究平衡的建立问题。笔者通过教师访谈发现，他们认为“速率”较为贴近学生的生活经验，且已有认知中的物理概念“速度”易于迁移，所以没有觉得这种教学顺序存在问题。但由于速率的影响因素和平衡的影响因素非常相似，这种教学安排导致前者对后者的学习产生了干扰，学生在后期平衡移动的判断过程中把正逆速率的改变看成平衡移动的本质原因。
教师应当对学生的认知障碍有一定的判断，认识到速率部分的学习对学生认知同化造成矛盾，因此合理调整教学顺序，选择比较合适的教学素材，可以克服这一困境。例如可以采取鲁科版《化学反应原理》中的编排顺序，将化学反应方向和限度放在化学反应速率之前教学。笔者对鲁科版教材编写专家进行访谈，发现该版本教材之所以将“平衡”置于“速率”之前，就是为了避免以往教学中先讲速率的弊端，让学生分清热力学和动力学这两个不同的问题。这样的教学顺序也符合大学化学中的授课顺序，有利于中学到大学的教学衔接。
3.3 引导学生厘清平衡和速率，从热力学的角度解决平衡问题
为了使学生能从本质上理解反应速率的影响因素，教师要使学生将速率的宏观影响因素（浓度、温度、催化剂）和微观机理（碰撞理论和活化能理论）结合起来，只有让学生能从能量角度（活化分子数和活化分子百分数的改变）推理出浓度、温度、催化剂对速率的影响，学生才能不浮于表面的死记硬背。针对化学平衡移动这一学生认知困难的部分，教师应当深刻把握平衡的本质，即将平衡的影响因素归于化学平衡常数K与浓度商Q的不相等，温度改变了平衡常数K的数值，而压强或浓度改变的则是浓度商Q的数值，平衡会向使浓度商Q趋近于平衡常数K的方向移动。
参考文献：
[1]中华人民共和国教育部制定.普通高中化学课程标准（实验）[S].北京：人民教育出版社，2003.
[2][5][6][7]傅献彩等.物理化学（第五版）（上册）[M].北京：高等教育出版社，2006：343～347，348～349，362～365，64
一、计量概念概述
中学化学阶段，涉及的计量概念众多，初中阶段、高中阶段均有，如表1所示。
二、计量概念教学策略与运用
1.强化概念在学科体系中的功用
在“物质的量”内容的学习中，教材仅以“为了将一定数目的微观粒子与可称量的宏观物质之间联系起来，在化学上特引入物质的量”、“物质的量是国际单位制中的基本物理量之一，符号为n，单位为摩尔”等概括性的信息。学生通过一阶段的教学活动会知道物质的量的定义以及运用几个相关公式进行简单的计算（如图1）。这也基本达到了课标的教学要求。但是，很少去思考为什么要学习这个概念，这个概念的学习对学生发展会有怎样的帮助？这是概念的功用问题。尽管大家都知道物质的量是联系宏观与微观的桥梁，但要做到不断深化并说明其重要性，还值得教师不断提醒自己在教学中时时渗透，尤其在高一，学生刚刚由初三定性学习化学到定量学习的转变的重要阶段。例如在物质的量相关的教学中，随着教学的逐步递进，应该告诉学生物质的量不仅是将宏观可称量的物质的质量与肉眼看不到的微观粒子联系起来。比如称量了56.0 g的铁，实际上相当于称量了约6.02×1023个铁原子；还可以将宏观可以量取的液体或气体的体积与微观粒子联系起来，比如喝下18.0 mL水，就相当于喝下了6.02×1023个水分子；标准状况下，收集到22.4 L的氧气，就相当于捕捉到了6.02×1023个氧分子……类似观念的渗透，就将宏观与微观的联系变得具体，物质的量的桥梁作用一目了然，学生感受更加深刻。
在“化学平衡常数”教材内容的学习中，学生通过教学活动能收获：从定量角度描述化学平衡状态，利用化学平衡常数进行定量表征和比较不同的化学反应的限度，化学平衡常数跟温度有关，并能运用化学平衡常数表达式进行一些简单的计算。教学设计越好，学生在课堂的的收获会更多且具体
。但实际上，为什么要学习化学平衡常数远非一节课的内容学习就能渗透的。随着学习的深入，应该让学生明白通过学习化学平衡常数，可以把定性描述化学平衡、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）从定量角度进行解释，从而为调控化学平衡形成思路。这点特别是在后续的弱电解质的电离平衡、盐类水解、沉淀溶解平衡等的学习、理解与应用中，可以充分体现化学平衡常数（几类平衡常数）的价值与功能。这样的做法使得学生对化学平衡常数的认识由孤立发展为系统。同时，结合日常生产生活实践，多举一些与平衡常数知识相关的应用，如工业合成氨、沉淀转化法在工业酸性废水中的应用等，学生对平衡常数的认识会更加立体、丰富。
2.重视概念的建构过程
（1）关注学生前概念
以物质的量为例，以学生前概念（相对原子质量、相对分子质量等）为基础的建构值得借鉴。例如，C+O2CO2，学生理解此方程式表示的意义是没问题的。
C+O2
CO2
微观：一个碳原子，一个氧分子，一个二氧化碳分子
宏观：12 g碳32 g氧气，44g二氧化碳
同一个化学方程式表示的意义相同，因此，微观粒子和宏观质量之间存在着联系。到底有什么联系呢？教师提供一组数据，一个碳原子的质量为m（C）=1.993×10-23g，一个氧分子的质量
m（O2）=5.316×10-23g。通过计算12 g碳、32 g氧气中含有的微粒数发现，二者含有的微粒数相同，该数值大约为6.02×1023。是不是其他物质也含有相同的微粒数呢？接着给出一组不同微粒数的质量，来计算其所含有的微粒数目，如表2所示。
（1）按要求填表
培养学生基本计算能力
（2）第1、2组数据说明了什么？
反应物的浓度与平衡常数的关系
（3）第3、4组数据说明了什么？
生成物的浓度与平衡常数的关系
（4）你能从上面4组数据得到什么结论？平衡常数与浓度无关
学生不难发现，各组数据平衡浓度按照关系式计算所得结果几乎一致。4组数据得到的结论是：对一个确定的化学方程式平衡浓度间各物质间存在某种定量关系的的规律；不同起始浓度，不同起始物质不影响平衡浓度间的这种定量关系的规律。到此，化学平衡常数概念基本建立。当然，也可以利用其他表格进行补充并挖掘其数据的
化学习题的解答，常常采用教师或学生讲解评析的方式进行。在教学中笔者发现对于那些与实验有关的习题，如果习题涉及的实验器材、药品易于准备，操作比较简单方便，在进行习题解析时不妨借助实验来加以强化说明，这样往往能达到解题思路更清晰，认识化学原理更充分，理解概念更透彻，课堂教学更有趣，学生更容易掌握的良好效果。
一、运用实验解析有关化学实验类习题
1.人教版上册第42页第4题（1）题“把二氧化锰加入装有过氧化氢溶液的试管中”与“把过氧化氢溶液缓缓的加入盛有少量二氧化锰的试管中”的实验现象是否相同？哪种方法可以得到平稳的氧气流？在习题讲解时，对于答案有部分同学难理解，特别是说不清楚原因，于是笔者准备好药品和仪器，请一位学生分别按题中要求进行操作，让其他学生观察，结果现象十分明显，并且看到现象后又追问“为什么”，结合实验很快就理解并解决问题。
2.用加热高锰酸钾或氯酸钾并用排水法收集氧气时，实验操作中一个很关键的步骤“先撤导管后熄灭酒精灯”，笔者按照错误的步骤演示给学生，当水回流到导管又即将到达试管口时，再迅速地补上点燃的酒精灯，明显地观察到导管中的水柱被“赶”了出来。这时“如果先熄灭酒精灯，水槽中的水可能会倒吸入试管，使试管因骤冷而炸裂”的描述就容易理解了，从而避免了学生纯机械记忆此知识。
功能，得到更为全面认识的化学平衡常数。
3.变式练习，提高认知水平
一般来说，关于计量概念的考查通常是围绕某个关系式（或等式）展开，知道了两个相关量，就可以求未知量。学生在做此类题目时的难点通常表现在关系式（或等式）找不到或相关量找不到。有些相关量涉及这些核心概念的理解，如例1。
例11 g N2中含有n个N2分子，则阿伏加德罗常数NA可以表示为（）。
A.14n/molB.28n/mol
C.n/14molD.n/28mol
学生必须想到宏观（1 g）与微观（n个）的联系要以物质的量作为桥梁，并以此建立关系式（见图1），就不难选出正确答案。
有些题目中相关量线索明显，但相关量被隐藏，如例2。
例2工业生产中有时采用阳离子交换树脂法来测定沉淀后溶液中Cr3+的含量，其原理是Mn++nNaRnNa++MRn，其中NaR为阳离子交换树脂，Mn+为要测定的离子。某次测定过程中，将pH=5的废水经过阳离子交换树脂后，测得溶液中Na+比交换前增加了4.6×10-2 g・L-1，则该条件下Cr（OH）3的Ksp的值为。
学生很快就能知道要求Cr（OH）3的Ksp当然要知道c（Cr3+）和c（OH-）。问题在于，这两个相关量不好找。c（OH-）的相关量是c（H+），通过pH、Kw可以求解；而c（Cr3+）通过分析则只能通过题目条件中的方程式来求解。当然，学生还得知道n=3，g・L-1还得转化为mol・L-1，才可以准确求解。
要说明的是，教学过程中没有必要实行题海战或是为了寻求难度而出难题。把握学生在学习过程中的障碍点，有针对性地选择习题进行巩固与突破，训练学生的基本知识与基本技能，同时训练学生的思维能力，起到事半功倍的效果。
一、等效平衡的概念
在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，对同一可逆反应，无论反应从何处开始均可达到平衡时，任何同一个组分的百分含量相同（指物质的量分数n%、体积分数V%、转化率b%，但物质的量n、物质的量浓度c可能相同也可能不同），这样的平衡互称为等效平衡。
概念的理解：
（1）外界条件相同：通常可以是：①恒温、恒容；②恒温、恒压。
（2）平衡状态只与始态有关，而与途径无关，（如：①无论反应从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始；②投料是一次还是分成几次；③反应容器经过扩大―缩小或缩小―扩大的过程，）只要起始浓度相当，就达到相同的平衡状态。
二、等效平衡的分类及“建立模型法”理解
在等效平衡中比较常见并且重要的类型主要有以下三种：
1.恒温恒容下
对于反应前后气体体积发生变化的反应来（即ΔV≠0的体系），改变起始加入情况，只要按方程式化学计量数换算与原平衡相等就可以建立等效平衡。
2.恒温恒容下
对于反应前后气体体积没有变化的反应（即ΔV=0的体系），改变起始加入情况，只要按方程式化学计量数换算后的物质的量之比（当然包括相同）与原平衡相等就可以建立等效平衡。
“建立模型法”理解：
3.恒温恒压下
不论可逆反应反应前后气体体积有无变化，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算后的物质的量之比（当然包括相同）与原平衡相等就可以建立等效平衡。
“建立模型法”理解：
三、“建立模型法”应用举例解析
例.某温度下，在一容积可变的容器中，反应2A（g）+2Bg）？葑
C（g）+2D（g），达到平衡进，A、B、C、D物质的量分别为4 mol、4 mol、2 mol、4 mol，保持温度和压强不变，对平衡混合物中的三者的物质的量做如下调整，可以使A的转化率降低的是（ ）
A.均增加1 mol B.均减少1mol C.均减半 D.均加倍
解析：依据恒温恒压条件下的等效平衡可以判断C、D选项中平衡不发生移动。对A、B选项情况分析如下图所示。
“建立模型法”分析示意图
