思维导图在大学化学热力学教学的应用 本文关键词：热力学，思维，教学，大学化学
思维导图在大学化学热力学教学的应用 本文简介：摘要对大学化学课程中的化学热力学主体内容进行梳理、凝练和总结，以热力学焓（Ｈ）、吉布斯自由能（Ｇ）和化学平衡常数（Ｋ）这３部分内容为例，介绍思维导图法在大学化学教学中的应用。关键词思维导图；热力学；大学化学大学化学课程主要是面向工科专业的一年级大学本科生开设的一门普适性化学课程。目前，翻转课堂、ＭＯ
思维导图在大学化学热力学教学的应用 本文内容：
摘要对大学化学课程中的化学热力学主体内容进行梳理、凝练和总结，以热力学焓（Ｈ）、吉布斯自由能（Ｇ）和化学平衡常数（Ｋ）这３部分内容为例，介绍思维导图法在大学化学教学中的应用。
关键词思维导图；热力学；大学化学
大学化学课程主要是面向工科专业的一年级大学本科生开设的一门普适性化学课程。目前，翻转课堂、ＭＯＯＣ课程、智慧课堂等新的教学理念和方法不断涌现，但最重要的还是内容，尤其是当下知识的碎片化较突出。如何运用有效的教学方法和手段，结合教学内容要求，取得良好的教学效果是每位教师都在思考的问题［１］。思维导图法在大学化学［２－３］、物理化学［４－５］、分析化学［６］和有机化学［７］等化学相关学科的教学中取得了良好的效果。大学化学课程最主要的知识内容是关于化学反应的基本原理方面的，其中化学动力学的内容是最重要的部分。笔者侧重大学化学课程热力学内容，以思维导图的形式进行了教学尝试，将一次课的内容凝练梳理在一页ＰＰＴ上，以强化知识的系统性、层次性和联系性，结合合适的切入点及顺序进行讲解，从而提高学生对所学知识的掌握，以及培养学生概括知识的能力，取得了良好的教学效果。对于化学反应的基本原理部分中有关化学反应的方向和限度的内容，按我校大学化学课程选用的教材［８］和教学大纲的要求，结合其他物理化学和无机化学等化学教材相关内容［９－１１］，对该部分的知识进行了凝练梳理。本文内容是用３次课来完成，每次课凝练成一个字母，分别是Ｈ，Ｇ和Ｋ。当然若时间允许也可以４次课，每次课一个字母：Ｈ，Ｓ，Ｇ和Ｋ。
１焓
第一次课重点讲焓，字母“Ｈ”，含义为等压热，见图１。主要内容包括热力学第零定律和第一定律。具体涉及基本概念：热、功、系统内能、焓、Ｈｅｓｓ（盖斯）定律及热力学标准态等。首先，由反应热的概念：“在等温下化学反应过程中系统所放出或吸收的热量”，引出相关的基本概念和词汇，如，等温、系统与环境、相与态、状态函数与过程函数、化学反应方程式、反应进度与摩尔反应热、吸热与放热等，并进行内涵外延讲解。进一步引出反应热的计算式（ｑ＝Ｃ·ΔＴ），从而引出热力学第零定律，进一步介绍温标，以及概念热容和比热容。再由等压热数值等于焓变（ｑｐ＝ΔＨ），先引出焓的定义式（Ｈ≡Ｕ＋ｐＶ），后引出热力学第一定律的数学表达式（ΔＵ＝ｑ＋ｗ），进一步引出功（ｗ），体积功（ｗｅｘｐ）和非体积功（ｗｎｏｎｅｘｐ），内能变（ΔＵ），以及等容热的数值等于内能变（ｑＶ＝ΔＵ）。结合过程函数等压热与等容热的数值特定条件下等于状态函数的数值引出Ｈｅｓｓ定律，以及等压热与等容热的定量关系（ｑｐ＝ｑＶ＋ＲＴΔｎ）。再介绍热力学标准态的规定。突出强调混合气体和溶液。最后介绍有关焓的计算。焓值零数值的规定，强调指定单质。反应的标准摩尔焓变（ΔｒＨｍ）与物质的标准摩尔生成焓（ΔｆＨｍ）的定量关系。
２Ｇｉｂｂｓ自由能
第２次课重点讲Ｇｉｂｂｓ（吉布斯）自由能，字母“Ｇ”，含义为化学反应的可能性，见图２。主要内容包括热力学第二定律和第三定律及Ｇｉｂｂｓ自由能，具体涉及熵及熵增加原理（ΔＳ≥０），Ｇｉｂｂｓ自由能及Ｇｉｂｂｓ自由能减小原理（ΔＧ≤０），Ｇｉｂｂｓ等温方程式（ΔＧ＝ΔＨ－ＴΔＳ）及热力学等温方程式（ΔＧ（Ｔ）＝ΔＧ（Ｔ）＋ＲＴｌｎＱ），又称范特霍夫等温方程式。对于符号，在不会产生歧义的情况下，经常将下脚标“ｒ”和“ｍ”省略。首先，抛出判断给定条件下反应的自发性方向的判据是Ｇｉｂｂｓ自由能的数值小于零（ΔＧ＜０）。引出热力学等温方程式（ΔＧ（Ｔ）＝ΔＧ（Ｔ）＋ＲＴｌｎＱ），强调标准态Ｇｉｂｂｓ自由能（ΔＧ（Ｔ））与非标态Ｇｉｂｂｓ自由能（ΔＧ（Ｔ））的区别，重点介绍任意温度下的标准摩尔反应Ｇｉｂｂｓ自由能（ΔＧ（Ｔ）），顺便提一下反应商（Ｑ）：压力商（Ｑｐ）和浓度商（Ｑｃ）。Ｆｉｇ．２ＭｉｎｄｍａｐｐｉｎｇｏｆＧｉｂｂｓｆｒｅｅｅｎｅｒｇｙ图２Ｇｉｂｂｓ自由能的思维导图在介绍任意温度下的标准摩尔反应Ｇｉｂｂｓ自由能（ΔＧ（Ｔ））时，引出Ｇｉｂｂｓ自由能的定义式（Ｇ≡Ｈ－ＴＳ），进一步引出Ｇｉｂｂｓ等温方程式（ΔＧ＝ΔＨ－ＴΔＳ）以及对Ｇｉｂｂｓ等温方程式的讨论，临界转变温度（Ｔｃ＝ΔＨ／ΔＳ）等。由Ｇｉｂｂｓ等温方程式的熵效应项引出熵，字母Ｓ，其含义为乱度。从而介绍宏观Ｃｌａｕｓｉｕｓ熵概念（ΔＳ＝ｑｒｅｖ／Ｔ）和微观Ｂｏｌｔｚｍａｎｎ熵（Ｓ＝ｋｌｎΩ）概念，进而引出热力学第二定律（熵增加原理）和热力学第三定律（规定了熵零值）等。进一步介绍规定熵（Ｓｍ）及标准摩尔反应熵变（ΔｒＳｍ）。以及依据一般自发过程能量是由高向低的思想，将熵增加原理转化为Ｇｉｂｂｓ自由能减小原理（ΔＧ＝－ＴΔＳｔｏｔ），处理封闭体系时更容易理解。再介绍有关Ｇｉｂｂｓ自由能零值的规定，以及标准摩尔反应Ｇｉｂｂｓ自由能（ΔｒＧｍ）和物质的标准摩尔生成Ｇｉｂｂｓ自由能（ΔｆＧｍ）。进一步列表比较焓、熵和Ｇｉｂｂｓ自由能３种状态函数的区别与相似，如零值的规定，生成与规定值，反应值，与温度的关系等。最后介绍有关Ｇｉｂｂｓ自由能的计算，突出强调Ｇｉｂｂｓ自由能与温度有关。非标态时使用热力学等温方程式，标态准时，又分为常温和非常温，非常温要使用Ｇｉｂｂｓ等温方程式。还有临界温度的计算等。２０１９年第４０卷第１０期化学教育（中英文）（ｈｔｔｐ：∥ｗｗｗ．ｈｘｊｙ．ｏｒｇ）·１３·
３平衡常数
第３次课重点讲平衡常数，字母“Ｋ”，含义为化学反应的转化率，见图３。主要包括平衡移动原理和范特霍夫等压方程。具体涉及多重平衡原则、理查德里平衡移动原理和范特霍夫等压方程等。首先，表明对于热力学等温方程式（ΔＧ（Ｔ）＝ΔＧ（Ｔ）＋ＲＴｌｎＱ），当Ｇｉｂｂｓ自由能等于零（ΔＧ（Ｔ）＝０）的时候，反应的驱动能消耗尽的时候，为化学反应的限度，即平衡态（ΔＧ（Ｔ）＋ＲＴｌｎＱｅｑ＝ΔＧ（Ｔ）＋ＲＴｌｎＫ＝０）。从而导出反应的标准平衡常数与标准Ｇｉｂｂｓ自由能的定量关系（ｌｎＫ＝－ΔＧ／（ＲＴ））。进一步由Ｇｉｂｂｓ自由能为容量性质具有加和性（ΔＧ１＋ΔＧ２＝ΔＧ３），而对应的标准平衡常数是对数形式，从而得到多重平衡原则（Ｋ１×Ｋ２＝Ｋ３）。由反应商与标准平衡常数的比值（Ｑ／Ｋ），与数值１进行比较来判定平衡的移动，从而引出ＬｅＣｈｔｅｌｉｅｒ（理查德里）平衡移动原理。进一步讨论等温下浓度、压力、局外气体等对平衡移动的影响。由标准平衡常数的定义式，即ｌｎＫ＝－ΔＧ／（ＲＴ），可知标准平衡常数是温度的函数，与浓度无关，为量纲为一的量。将标准平衡常数的定义式（ｌｎＫ＝－ΔＧ／（ＲＴ））带入Ｇｉｂｂｓ等温方程式（ΔＧ＝ΔＨ－ＴΔＳ），从而得到Ｖａｎ’ｔＨｏｆｆ（范特霍夫）等压方程式（ｌｎＫ＝－ΔＨ／（ＲＴ）＋ΔＳ／Ｒ）。进一步对该式进行讨论，画出吸热、放热及恒温时的图线，并进行比较说明。最后，提一下实验平衡常数（Ｋ），实验平衡常数与标准平衡常数（Ｋ）区别，以及浓度与压力平衡常数之间的关系（Ｋｐ＝Ｋｃ（ＲＴ）Δｎ）。再提一下平衡常数与反应速率常数的关系（Ｋｃ＝ｋ＋１／ｋ－１），为后边讲化学反应动力学做个过渡衔接。
４总结
基于使用思维导图法教学实践，笔者认为思维导图法是个有效的教学方法。将每次课的知识结构进行凝练梳理在一页ＰＰＴ上，结合合适的切入点及顺序进行讲解，使学生在掌握知识的系统性、层次性和联系性等方面得到了加强。启迪了学生的思维，厘清了知识的脉络。
参考文献
［１］周明娟，张颖，于苗，等．大学化学，２０１８，３３（１１）：６７－６９
［２］李银环，李欣慰，何洪宇，等．大学化学，２０１８，３３（１１）：９８－１０５
［３］程春英，木合塔尔·吐尔洪，阿里木江·艾拜都拉，等．化学教育，２０１５，３６（２２）：１５－１８
［４］陈亚芍，宁清茹．大学化学，２０１７，３２（３）：２４－２９
［５］梁红莲，傅丽，赵娣，等．化学教育（中英文），２０１７，３８（２０）：１７－２２
［６］党雪平，陈怀侠，黄建林，等．大学化学，２０１８，３３（１１）：１０６－１１０
［７］陈博，陈凯，薛蒙伟，等．大学化学，２００９，２４（２）：６７－７０
［８］浙江大学普通化学教研组．普通化学．６版．北京：高等教育出版社，２０１１
作者：杨青林 刘克松 单位：北京航空航天大学化学学院
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