尤娟

摘 要： 矛盾的主次觀是唯物辯證法中的重要內(nèi)容，教師如果利用好矛盾的主次觀進(jìn)行《化學(xué)反應(yīng)原理》的教學(xué)，就有利于學(xué)生更好地理解和掌握枯燥、難懂的化學(xué)原理。

關(guān)鍵詞： 化學(xué)反應(yīng)原理 主要矛盾 矛盾的主次觀

《化學(xué)反應(yīng)原理》是在完成必修1、必修2之后的選修課程，原理模塊的教學(xué)內(nèi)容大多在必修2中有所涉及，是在必修2基礎(chǔ)上的提高和深入，教學(xué)重點(diǎn)在于對化學(xué)規(guī)律的理論學(xué)習(xí)，許多概念性的內(nèi)容比較抽象，學(xué)生在學(xué)習(xí)時(shí)覺得頗為枯燥、難懂。

辯證唯物主義認(rèn)為，事物是一個(gè)由多種矛盾構(gòu)成的矛盾體系，事物的發(fā)展受主要矛盾主宰，在一定條件下主要矛盾和次要矛盾可以相互轉(zhuǎn)化。筆者在實(shí)際教學(xué)過程中發(fā)現(xiàn)如果將哲學(xué)思想中的“矛盾的主次觀”加以恰當(dāng)應(yīng)用，則有利于課堂教學(xué)的高效化，同時(shí)能將復(fù)雜的問題簡單化，有利于學(xué)生理解和掌握反應(yīng)原理的基本規(guī)律。下面筆者以幾個(gè)實(shí)例談?wù)劇懊艿闹鞔斡^”在《化學(xué)反應(yīng)原理》教學(xué)中的應(yīng)用。

一、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

例1：（1）將除去氧化膜的鎂條投入盛有稀鹽酸的試管中，產(chǎn)生氫氣的速率隨時(shí)間的變化關(guān)系（見圖A）；

（2）過氧化氫在酶催化作用下的分解反應(yīng)速率隨溫度的變化關(guān)系（見圖B）。

圖A 圖B

影響化學(xué)反應(yīng)速率的外因有濃度、壓強(qiáng)、溫度、催化劑、反應(yīng)物接觸面積等。題（1）鹽酸與鎂反應(yīng)速率的主要影響因素有溫度和濃度。鎂與鹽酸反應(yīng)放熱，整個(gè)反應(yīng)過程中，溶液的溫度在升高，溶液中的氫離子濃度在減小，溫度升高使反應(yīng)速率增大，而氫離子濃度減小使反應(yīng)速率減小，兩因素對速率的影響是相互矛盾的。分析速率變化時(shí)，要抓住主要矛盾：在反應(yīng)前半段，溫度是影響速率的主要矛盾；在反應(yīng)后半段，氫離子濃度是影響速率的主要矛盾。題（2）過氧化氫分解反應(yīng)速率的主要影響因素有溫度和催化劑。溫度越高，反應(yīng)速率越快，但酶作催化劑溫度太高，酶的活性降低，反應(yīng)速率減小。所以在反應(yīng)的前半段，溫度是影響速率的主要矛盾；在反應(yīng)的后半段，催化劑活性是影響速率的主要矛盾。

二、水解與電離的相互影響

例2：NaHCO■溶液與NaHSO■溶液酸堿性如何？

HCO■■+H■O？葑H■CO■+OH■①

HCO■■？葑H■+CO■■■②

HSO■■+H■O？葑H■SO■+OH■③

HSO■■？葑H■+SO■■■④

在水溶液中HCO■■與HSO■■既能水解使溶液呈堿性（反應(yīng)①③），又能電離使溶液呈酸性（反應(yīng)②④），最終溶液的酸堿性取決于電離和水解程度的相對大小。對NaHCO■溶液水解程度大于電離程度，水解是主要矛盾，故溶液呈堿性；而NaHSO■溶液則是電離程度大于水解程度，電離是主要矛盾，故溶液呈酸性。在教學(xué)中，我們只要讓學(xué)生抓住主要矛盾，像NaHCO■與NaHSO■溶液酸堿性之類的判斷，問題就能夠迎刃而解。

例3：CH■COONa溶液水解，CH■COOH溶液電離，在CH■COONa與CH■COOH的混合溶液中，水解和電離是相互促進(jìn)還是相互抑制？

CH■COO■+H■O？葑CH■COOH+OH■①

CH■COOH？葑CH■COO■+H■②

錯(cuò)誤認(rèn)知：CH■COO■水解顯堿性，CH■COOH電離顯酸性，水解產(chǎn)生的OH■與電離產(chǎn)生的H■中和，所以CH■COO■的水解和CH■COOH的電離是相互促進(jìn)的。

正確辨析：在CH■COONa與CH■COOH混合溶液中，CH■COOH電離提供的H■遠(yuǎn)大于由H■O電離提供的H■，抓主要矛盾，CH■COO■結(jié)合H■應(yīng)考慮為結(jié)合CH■COOH電離產(chǎn)生的H■，即②的逆反應(yīng)。CH■COONa對CH■COOH電離的影響相當(dāng)于增大了②中CH■COO■濃度，平衡左移。CH■COOH對CH■COONa水解的影響相當(dāng)于增大了①中CH■COOH的濃度，平衡左移。即水解與電離是相互抑制的。混合溶液的酸堿性取決于電離程度與水解程度的相對大小。同理，對于NH■Cl與NH■·H■O的混合溶液體系，水解與電離也是相互抑制的。

三、向強(qiáng)堿弱酸鹽溶液中加入強(qiáng)酸時(shí)平衡的移動(dòng)

例4：向CH■COONa溶液中加入HCl溶液，CH■COONa的水解平衡如何移動(dòng)？

CH■COO■+H■O？葑CH■COOH+OH■

錯(cuò)誤認(rèn)知：水解平衡正向移動(dòng)。理由之一：向CH■COONa溶液中加入HCl，增大了H■的濃度，而CH■COO■的水解正是結(jié)合H■，相當(dāng)于增大了反應(yīng)物濃度，所以CH■COO■的水解平衡正向移動(dòng)。理由之二：向CH■COONa溶液中加入HCl，增大了H■的濃度，會(huì)中和CH■COO■水解產(chǎn)生的OH■，降低生成物的濃度，所以CH■COO■的水解平衡正向移動(dòng)。

正確辨析：緊扣鹽類水解的定義：“在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出的H■或OH■結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解?！碑?dāng)向CH■COONa溶液中加入HCl溶液后，HCl作為強(qiáng)酸，抑制了水的電離，溶液中由水電離出的H■濃度減小，所以CH■COO■水解程度減小，即水解平衡逆向移動(dòng)。此時(shí)溶液中的H■主要是HCl電離提供的，H■O電離提供的H■濃度極小（<10■■mol/L），抓主要矛盾，CH■COO■結(jié)合H■應(yīng)考慮為CH■COONa直接與HCl反應(yīng)，即強(qiáng)酸制弱酸：CH■COONa+HCl=NaCl+CH■COOH，而不應(yīng)考慮為水解程度的增大，相反CH■COO■濃度在減小，CH■COOH濃度在增大，水解平衡CH■COO■+H■O？葑CH■COOH+OH■逆向移動(dòng)。再如向NaAlO■溶液中滴加少量HCl，應(yīng)考慮為NaAlO■直接與HCl反應(yīng)得Al（OH）■沉淀，而不是水解平衡：AlO■■+2H■OAl（OH）■+OH■右移而得到沉淀。即AlO■■是結(jié)合HCl提供的H■變?yōu)槌恋恚皇墙Y(jié)合H■O提供的H■變?yōu)槌恋?。故向?qiáng)堿弱酸鹽溶液中加入強(qiáng)酸時(shí)，弱酸根離子水解被抑制，水解平衡逆向移動(dòng)。同理，向強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中加入強(qiáng)堿時(shí)，弱堿陽離子水解被抑制，水解平衡也逆向移動(dòng)。

四、沉淀溶解的問題

例5：向少量Mg（OH）■懸濁液中加入適量飽和NH■Cl溶液，結(jié)果固體完全溶解。對此現(xiàn)象如何解釋？

錯(cuò)誤認(rèn)知：Mg（OH）■（s）？葑Mg■■+2OH■①

NH■■+H■ONH■？葑H■O+H■②

由反應(yīng)①產(chǎn)生的OH■與反應(yīng)②產(chǎn)生的H■發(fā)生中和反應(yīng)，使平衡①右移，Mg（OH）■溶解。

正確辨析：Mg（OH）■（s）？葑Mg■■+2OH■①

NH■■+OH■？葑NH■·H■O③

由于反應(yīng)③的發(fā)生，使平衡①右移，沉淀溶解。因?yàn)镸g（OH）■懸濁液中OH■主要是Mg（OH）■溶解電離產(chǎn)生，水的電離受到抑制，由水提供的OH■濃度極?。?10■■mol/L），抓主要矛盾，NH■■直接結(jié)合由Mg（OH）■溶解而電離產(chǎn)生的OH■致使沉淀溶解，而不是結(jié)合由H■O提供的

OH■（即水解而導(dǎo)致酸性，再去中和Mg（OH）■電離產(chǎn)生的OH■）。

矛盾存在于一切事物中，我們要敢于正視矛盾，分析矛盾，積極尋找解決矛盾的正確方法。在《化學(xué)反應(yīng)原理》的教學(xué)過程中，我們要重視各種原理的內(nèi)在矛盾，善于抓住主要矛盾和矛盾的主要方面，把復(fù)雜、枯燥的問題簡單化、情境化。我們要真正發(fā)揮學(xué)生的主體作用，拓展學(xué)生思維的廣度和深度，實(shí)現(xiàn)由知識(shí)課堂到思維課堂的轉(zhuǎn)變。

參考文獻(xiàn)：

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