化学方程式是化学反应的灵魂，是中学化学的重要用语，深受化学高考的青睐。尤其在近几年化学高考命题中，常出现中学未涉及但要求利用信息来完成的方程式，或变相地要求书写离子方程式、热化学方程式、电极反应式等。无庸质疑，这些都有效地考查了学生的化学基本素养。下面从四个角度谈一下化学反应的发生和对化学反应的认识。
　　一、溶液的酸碱性制约着元素存在方式
　　反应物和产物是化学反应的始和终，每一元素通过化学反应都要找到自己的合理归宿。我们知道，呈现酸性和碱性的物质不能共存，它们相互作用会向中性变化。溶液的酸碱性直接影响着元素存在的方式，如+4价的碳在酸性条件下变为CO2，在碱性条件下以CO2-3形式存在；KMnO4在酸性介质中被还原为Mn2+，碱性介质中被还原为K2MnO4，中性介质中被还原为MnO2；反应物微粒若需要氧离子，在酸性介质中，溶液中的H2O提供氧离子，生成H+，碱性介质中，OH-提供氧离子而生成H2O；反应物微粒若舍弃氧离子时，在酸性介质中，氧离子与H+结合成H2O，在碱性介质中，氧离子与H2O结合成OH-。因此，化学反应中的产物形式要兼顾溶液的酸碱性。
　　二、微粒作用是化学反应的主要形式
　　物质间的反应，归根结底是微粒间作用，这就要求弄清哪些微粒间有反应，哪些微粒间无作用，要把握微粒间作用的原因。如：阴阳离子的同性相斥，异性相吸。在水解反应中，阳离子结合OH-，阴离子结合H+，故阴离子水解导致溶液呈碱性，阳离子水解导致溶液呈酸性。在电解反应中，阴离子在阳极放电，阳离子在阴极放电，这就导致了还原性很强的Fe2+在阳极难以放电，而氧化性很强的MnO-4在阴极也难以放电。OH-与HCO-3的反应，也应从HCO-3发生电离生成H+，H+再与OH-反应，不应是OH-与HCO-3的直接结合，这是同性相斥的缘故。
　　在溶液中，离子反应的趋势是向微粒浓度减小的方向进行，生成弱电解质、沉淀、气体等，同时还存在微粒反应的先后顺序和结合能力。如Ca（OH）2与NH4HCO3反应，可看作先是OH-与HCO-3结合生成CO2-3，然后CO2-3再与Ca2+生成沉淀CaCO3，上述反应完成后，OH-再与NH+4生成弱电解质NH3·H2O。在化学反应中，不管微粒间如何结合，溶液都要维持电中性，离子方程式要遵循电荷守恒。
　　在拥有强氧化性微粒的溶液中，还原性强的微粒不能存在，应被氧化，在拥有强还原性微粒溶液中，氧化性强的微粒不能存在，应被还原。反应物中，元素的化合价若有升高则一定有降低，这样可由已知元素的化合价升降，来判断未知元素化合价的升降，进一步确定物质的归宿。
　　在化学方程式中，有的能表示微粒间的真实作用，有的只表示物质的始与终，并不能体现微粒间的作用方式，如催化反应，只有确定反应机理后才能说明微粒的具体作用。热化学方程式更是关注热效应的多少，并随着始终的存在方式而发生变化，这与反应能否发生或如何发生无关。
　　三、平衡原理常用于释疑“另类”反应
　　化学平衡原理是中学化学中重要的理论之一，大部分化学反应可看作可逆反应，故常用平衡原理来解释化学反应发生的原因。如：强酸可制弱酸，非挥发性酸可制挥发性酸，其本质仍遵循平衡移动原理。因此，虽然酸性强弱为H2CO3＞HClO＞HCO-3，但因生成沉淀，CO2+Ca(ClO)2+H2OCaCO3+2HClO仍可反应，同理H2S+CuSO4CuS↓+H2SO4也就不用怀疑了。又因有气体生成，反应能进行的如：Na+KClNaCl+K↑,2C+SiO2Si+2CO↑,SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑,又如因浓度影响3Fe+4H2O(g)高温Fe3O4+4H2可看作可逆反应。
　　四、物质的稳定性是化学反应的另一趋势
　　由不稳定物质转化为稳定物质常用于解释反应的发生。但反应条件又常影响着物质的稳定性，故条件不同，物质的稳定性不同，化学反应的方向也可发生变化，产物也随之不同。如+1价的Cu在高温下稳定，在酸性条件下易发生歧化反应，Na2S2O3在中性或碱性条件下能稳定存在，在酸性条件下易发生歧化。Fe3O4、Na2O2在高温下稳定，也易生成。Cl2、S、NO2在碱性条件下常发生歧化反应。故掌握一些条件对反应趋势的影响规律对化学的学习至关重要。
　　总之，在借用信息书写陌生的化学方程式或依据部分产物推断其它产物中，还经常出现审题不清，不配平，不写反应条件，不标沉淀、气体符号，答非所问，丢三落四等现象，因此，书写化学方程式在促进学生对化学反应规律掌握的同时，还有助于培养学生严谨的科学态度和有意识地从化学视角解决问题的能力。(收稿日期： 2013-11-22)