我們的化學(xué)世界里，平衡理論的應(yīng)用無(wú)處不在，高中化學(xué)選修四課本中的化學(xué)平衡理論是高中學(xué)生在化學(xué)學(xué)習(xí)過(guò)程中感覺(jué)較困難的一部分，許多學(xué)生對(duì)這部分知識(shí)的印象是零散、多變，但對(duì)這部分內(nèi)容的理解和掌握程度直接影響后續(xù)對(duì)電離平衡、鹽類水解平衡等內(nèi)容的學(xué)習(xí)，所以這部分內(nèi)容在高中化學(xué)中起著重中之重的作用。本文針對(duì)化學(xué)平衡理論的應(yīng)用及在應(yīng)用中經(jīng)常出現(xiàn)的一些問(wèn)題作簡(jiǎn)單梳理，教學(xué)中有意識(shí)地將它們加以歸納和總結(jié)，可以使平衡理論知識(shí)系統(tǒng)化，便于學(xué)生對(duì)比學(xué)習(xí)。

一、物質(zhì)的溶解平衡

初中化學(xué)中，依據(jù)物質(zhì)的溶解度不同把物質(zhì)分為易溶、可溶、微溶、難溶（或不溶），但溶解是絕對(duì)的，不溶是相對(duì)的。無(wú)論物質(zhì)處于何種狀態(tài)，在溶液中只要達(dá)到飽和，就存在著一個(gè)溶解平衡。如：溶液中固體溶質(zhì)溶解和溶質(zhì)分子回到固體溶質(zhì)表面的結(jié)晶過(guò)程一直在進(jìn)行，且二者速率相等時(shí)即達(dá)到溶解平衡狀態(tài)，但當(dāng)改變溫度時(shí)，溶解與結(jié)晶的速率不再相等，平衡狀態(tài)被破壞，再達(dá)到一個(gè)新的平衡狀態(tài)，所以溶解平衡具有逆、等、動(dòng)、定、變五大特征。對(duì)于化學(xué)反應(yīng)體系來(lái)說(shuō)，達(dá)到類似這樣的狀態(tài)就應(yīng)當(dāng)稱作化學(xué)平衡狀態(tài)。

二、可逆反應(yīng)中的化學(xué)平衡

所有的化學(xué)反應(yīng)都可以看作是可逆的，但通常研究的可逆反應(yīng)是指平衡常數(shù)在10-7到107之間的反應(yīng)。當(dāng)從左向右的正反應(yīng)與從右向左的逆反應(yīng)的反應(yīng)速率相等時(shí)，反應(yīng)即達(dá)到了“限度”，達(dá)到了化學(xué)平衡狀態(tài)，但正逆變化過(guò)程仍在繼續(xù)。既然是平衡狀態(tài)，那么化學(xué)平衡狀態(tài)也具有如下特點(diǎn)：逆、等、動(dòng)、定、變。當(dāng)條件改變時(shí)（如：濃度、溫度、壓強(qiáng)），平衡被破壞，通過(guò)平衡移動(dòng)達(dá)到新的平衡狀態(tài)。

例如：煤的氣化反應(yīng)

△H=+131.3kJ·mol-1

（1）改變濃度：①增大水蒸氣濃度或減小CO或H2濃度，依據(jù)勒夏特列原理，平衡向著減弱這種改變的方向移動(dòng)，所以正移。但改變碳的量將無(wú)法使平衡移動(dòng)，因固體濃度不隨量的改變而改變。

②同理，減小水蒸氣濃度或增大CO或H2濃度，平衡將逆向移動(dòng)。

（2）改變溫度：①升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，所以平衡正移。

②降低溫度，平衡逆移。

（3）改變壓強(qiáng)：①增大壓強(qiáng)，向氣體體積減小的方向移動(dòng)，所以平衡逆移。

②減小壓強(qiáng)，平衡正移。

（4）加入催化劑：由于催化劑可以同等程度地加快正逆反應(yīng)速率，所以平衡不發(fā)生移動(dòng)。

三、電離平衡

弱電解質(zhì)在水溶液中的電離存在電離平衡狀態(tài)。當(dāng)分子電離的速率等于離子結(jié)合成分子的速率時(shí)，即構(gòu)成電離平衡，外界條件改變時(shí)電離平衡也會(huì)發(fā)生平衡移動(dòng)。例如：以下各物質(zhì)可以促進(jìn)水電離平衡的有：①NaClO②CuCl2③HCl④NaHC03⑤NaOH

分析：從平衡移動(dòng)原理來(lái)考慮

當(dāng)加入NaClO后，電離產(chǎn)生ClO-，結(jié)合水電離產(chǎn)生的H+生成弱電解質(zhì)HClO，C（H+）減小，使水的電離平衡正向移動(dòng)，即促進(jìn)水的電離；

當(dāng)加入HCl后，電離產(chǎn)生H+，體系中C（H+）增大，使平衡逆向移動(dòng)，即抑制了水的電離平衡。

所以可得知，電離平衡也是暫時(shí)的、相對(duì)的動(dòng)態(tài)平衡。

四、鹽類水解平衡

在教學(xué)中發(fā)現(xiàn)，學(xué)生有時(shí)難以判斷鹽溶液的酸堿性，究其原因是沒(méi)能很好地理解鹽類水解平衡的實(shí)質(zhì)，因而不能靈活應(yīng)用平衡理論來(lái)分析其酸堿性。現(xiàn)從化學(xué)平衡角度來(lái)透徹地分析鹽溶液為什么會(huì)顯堿性或酸性及影響鹽類水解平衡的因素。

1.強(qiáng)堿弱酸鹽

以CH3COONa溶液為例：CH3COO-結(jié)合水電離產(chǎn)生的H+生成弱電解質(zhì)CH3COOH，破壞了H2O的電離平衡，使H2O電離產(chǎn)生的H+與OH-不再相等，且C（OH-）>C（H+），所以該溶液呈堿性。

2.強(qiáng)酸弱堿鹽

以NH4Cl溶液為例：NH4+結(jié)合水電離產(chǎn)生的OH-生成弱電解質(zhì)生成NH3·H2O，破壞了H2O的電離平衡，使C（OH-）

3.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽

以NaCl溶液為例：電離產(chǎn)生的Na+與Cl-都不能與水電離產(chǎn)生的H+或OH-結(jié)合，即不水解，所以仍然滿足C（OH-）=C（H+），溶液呈中性。

水解平衡也是一個(gè)動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)外界條件改變時(shí)，水解平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)。升高溫度或稀釋都可以促進(jìn)鹽類水解；改變水溶液中H+或OH-濃度也能促進(jìn)或抑制鹽類水解。

總而言之，學(xué)好中學(xué)化學(xué)首先要夯實(shí)反應(yīng)原理部分，只有熟練地掌握化學(xué)平衡理論才能正確地解決以上四種平衡狀態(tài)中的各種問(wèn)題。我們?cè)诮虝?huì)學(xué)生化學(xué)知識(shí)的同時(shí)最重要的是能讓學(xué)生掌握一種分析問(wèn)題、解決問(wèn)題的思路和方法，并將其類比拓展到解決別的問(wèn)題上。這對(duì)于培養(yǎng)學(xué)生終身的科學(xué)素養(yǎng)意義深遠(yuǎn)，是一個(gè)人實(shí)現(xiàn)可持續(xù)發(fā)展的基礎(chǔ)。

參考文獻(xiàn)：

劉知新.化學(xué)教學(xué)論[M].高等教育出版社，2006.

編輯 張珍珍