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1、运用辩证思维解决氧化还原反应学习中的疑难问题化学科刘殿林一、问题的提出在氧化还原反应的学习屮，我们总要讲到物质的氧化性和还原性强弱的比较,其一般规律为：氧化性还原性氧化剂〉还原剂还原剂〉氧化剂氧化剂>氧化产物还原剂>还原产物在教学屮强调这二条规律，并在物质的氧化性和还原性比较屮得到应用。但笔者在实际教学过程屮发现学生对有一些反应屮物质的氧化性或还原性强弱表现出矛盾的性质，甚至怀疑JL述规律的正确性。［问题一］(1)在氯水中存在反应:Cl2+H20=HCl+HC10,此反应中C12是氧化剂，HC10是氧化产物，所以可推出氧化性C1
2、2>HC10o(2)CIO与Cl在酸性条件下可发生反应生成CI2,如漂白粉可与浓盐酸的反应。此时氧化性HC10>C12o那么两者的氧化性到底谁强?［问题二］M十或MnO?能催化1«)2的分解，其反应机理的过程可表示为：2HA+Mn2=2H20+Mn02+2H+①2H+Mn02+H202=Mn2++02+2H20②由反应①推出氧化性H202>Mn02(氧化剂〉氧化产物)，由反应②推出氧化性Mn02>H202(氧化剂〉还原剂)，两者也产生矛盾。二、问题的思考上述两个问题中看起来与前而的规律存在孑盾，其实不然。下面是笔者的-•些见解。
3、1、氯气溶于水形成氯水溶液，氯气一部分作为溶质溶于水，一部分与水反应。氯气与水的反应为可逆反应，平常的氯水溶液是反应达到平衡吋的情况。反应Cl2+H20=HCl+HC10的进行程度如何，我们可从平衡常数看出。查有关数据：AG。(CI2气)=0KJ/mol,AG°(出0液)=-237.18KJ/mol,△G°(HC1液)=-131.29KJ/mol,AG°(HC1O液)=-79・9KJ/mol。AG°=(-131.29-79.9)KJ/mol-(0-237.18)KJ/mol=25.99KJ/mol>0由AG。=-RTlnK°,标
4、准状态下T=298K,求得平衡常数K。=0.989。从AG。、K。值可看出此反应正向进行的反应程度很小，逆向反应才是自发进行的。实际上溶解的氯气只有很小一部分与水反应。这一点还可从反应的标准电极电势反映:酸性数据表中E。(C12/C1)=1.36V,E°(HC1O/C12)=1.63V,所以电动势E=l.36-1.63=-0.27V<0,即反应应自发向逆向进行。综上所述，反应HC1+HC1O=CL+H2O是自发反应，可从此反应屮推断出HC10的氧化性大于氯气，而不能逆推。总之氧化性强弱的比较规律适用于自发进行的反应方向，而不适用
5、非自发进行(或反应程度极小)的反应方向。［启示一］人们认识事物往往容易被它表面的现象所迷惑，这就要求教师需要注意培养学生的辩证思维能力，使他们学会透过现象看本质，能深入地去分析思考，并解决学习上的实际问题，从而培养学生的基本技能和创新精神。2、催化反应屮催化剂在反应前后质量和化学性质不变，但它确实参与了反应，只是反应过程屮消耗与生成的量恰好相等，它的作用的内在木质是降低反应的活化能,从而使反应容易发生。问题二就是对催化剂在反应的过程屮所产生的问题，如何理解它们的氧化性强弱关系？在上述二个反应屮，我们分析二个反应的电动势。查有关数
6、据：E°(MnO2/Mn2t)=1.23V,E°(H202/H20)=1.776V,E°(02/H202)=0.6824V.对反应：2HA+Mn2=2H20+Mn02+2H,反应的标准电极电势E。=1.776V-1.23V二0.546V>0对反应:2Hl+Mn02+H202=Mn2*+02+2H20,E°=1.23V-0.6824V=0.5476V>0从上面的计算可看出两个反应的E。都大于0,反应都能自发正向进行。即我们能从反应①推出氧化性HA>MnO2是正确的，从反应②屮也能推出氧化性Mn02>02,但不能由反应②推岀Mn02
7、>H202,因为一个反应屮还原剂体现的是还原性，而它作为氧化剂吋的氧化性没有直接体现。物质的氧化性和还原性，除其本性外，还与反应的外界条件如温度、浓度、介质的酸碱性等有关系。如在酸性条件下H202可氧化Fe(CN)J成Fe(CN)『，而碱性条件下Fe(CN)『可把H心氧化。［启示二］辩证唯物主义认为，事物是具有普遍联系的。任何规律、定律、定理的使用都有一定的适用条件和范围，在使用屮不能随意扩大和延伸，否则得出的结论可能是错误的。三、结论和思考由以上讨论的情形可知，只有自发的氧化还原反应屮氧化性强弱的判断符合氧化剂大于氧化产物的规
8、律。而一个反应屮氧化剂与还原剂的氧化性、还原性强弱的比较要视具体事实而定。上面讨论的情形都是标准状态下，半溶液的酸性增强，Mn02和HO的电极电势都会发生较大的变化，半［町达到一定浓度吋,E(MnOyMn21)>E(IWILO),此时二氧化猛的氧化性将强于Ig,
