運用生活事例學習氧化還原反應

王軍

摘要：氧化還原反應對于高中學生，特別是高一學生來說是較難理解的一章內容。用生活中的簡單事例加以類比，深入淺出地理解氧化還原反應，可以不斷地增加學生學習化學的興趣，提高教師化學教學的有效性。

關鍵詞：生活實例；氧化還原反應；教學的有效性

中圖分類號：G633.8 文獻標識碼：A 章編號：1992-7711（2014）09-0160

氧化還原反應是中學化學的重點和難點之一，在整個中學化學建構體系中處于重要的地位。新課程標準要求理科高考學生不僅要學好氧化還原反應的基本內容、氧化還原反應的基本規律、氧化還原反應的常用表示方法，而且還要掌握與氧化還原反應直接相關的元素化合物、電化學和有機化學等知識。在教學中，學生總是因為氧化還原反應知識遷移點過多，不容易理解，導致學過的知識容易忘記、容易搞錯。而氧化還原反應從必修到選修，是層層遞進、步步加深的。氧化還原反應的教學也成了高中化學教學的重要研究內容之一。

筆者在氧化還原反應教學中嘗試了部分通俗易懂的類比教學，雖然有些題材有點難登大雅之堂，但是它能將抽象化的知識變成“有形”的物化的東西，可以引發學生的直接思維，產生感性認知。在實際教學中，它不僅能很好地活躍課堂氣氛、調動學生學習化學的積極性，而且能增進學生對知識的理解、提高教學的有效性。

首先氧化還原反應中氧化反應和還原反應是不可分割的，是相伴而生的。就像一對孿生姐妹，有氧化反應的，必然發生還原反應。仔細觀察氧化還原反應中的物質，其元素化合價必然發生變化。因此，我們可以通過標示元素化合價的方法判斷某個反應是否是氧化還原反應。也就是說，化合價有升高必然有降低，從微觀角度說電子有得必有失，然而在遇到化合價比較復雜的物質時，不少學生就感到無從著手。

在氧化還原反應教學中，為了讓學生更好地了解氧化還原反應，筆者首先作了如下總體概括：事實上，一般的氧化還原反應基本上是氧化性相對較強的物質與還原性相對較強的物質反應生成還原性較弱的物質與氧化性較弱的物質。

如：Cl2+2Fe2+=2Fe3++2Cl-，反應物之間由于“性格”差異過大，不能和諧相處，導致在一起只能相互“打架”，最終變成互相和睦相處的物質，學生想想確實蠻有意思和道理的。在上面的方程式中，教師通過引導學生發現Cl2有能力將Fe2+變成Fe3+，失電子能力Cl2> Fe3+，即氧化性Cl2> Fe3+。此時，筆者馬上推出一般的氧化還原反應里氧化劑的氧化性大于氧化產物的氧化性，并且兩者是充要關系。同時，提出氧化劑的氧化性越強，它就越有能力將還原性物質氧化到高價，如Fe分別與S、Cl2、O2反應，得到FeS、FeCl3、Fe3O4，我們可以生成物中鐵的化合價分別為+2價、+3價和+8/3價，得到氧化性Cl2> O2>S，根據實際例子，學生發現確實是這么回事，自然很快就理解了，并且打開了廣泛的思維空間。

然而有學生思考后發現方程Cl2+2NaOH=NaCl+ NaClO+H2O不是這么一回事。筆者在肯定了這名學生的想法后，強調指出這是一類特殊的氧化還原反應，它的氧化劑和還原劑相同，本來Cl2是穩定存在的，由于NaOH的到來而引發“內訌”，使Cl2中一個氯原子化合價升高，一個化合價降低，當然氧化劑的氧化性大于氧化產物的氧化性，在這樣的方程式中就不成立了。這樣，就能很好地解釋化學中的特殊情況了，學生的內心疑惑也得到了解決。

氧化還原反應中的另一個難點是電子轉移問題，有不少學生在學習過程中經常搞錯。例如：說出反應KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2O的電子轉移個數。

對于高一初學氧化還原反應的學生來說，很容易認為Cl2只是氧化產物，而把KCl看成還原產物，根據電子轉移守恒定理，學生順理成章地就得出了轉移電子為6e-，然而標準答案卻是5e-，這讓我們的高一學生很困惑。此時，教師可能會及時拋出氧化還原反應化合價轉化規律中的“只靠近，不相交”規律，學生只是很機械的記憶，并理解這個結果。

在做課后類似的練習中，還有不少學生出錯，說明他們還是心存疑惑。若教師能夠用“歪理”加以理解，如：由于KClO3 中Cl的化合價高，將其比為一杯熱水，而HCl中Cl的化合價為最低價，將其比為一杯冷水。將兩者混合，在能量守恒的前提下，如果Cl2只是氧化產物，而KCl是還原產物，相當于原來的冷水溫度升高了，但熱水部分變成了與原來冷水一樣冷的冷水，這樣可能嗎？回答當然是否定的。因為學生們根據生活實際容易知道其結果：要么是由于混合不充分，熱水部分還是比冷水熱；要么是最終一樣熱，即相當于氧化產物和還原產物都是Cl2。這樣無形中“解釋”了學生心中的疑惑，自然提高了教學的有效性。

同時，在判斷轉移電子多少的時候，有不少學生會犯這樣的錯誤，如：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 許多學生知道Na2O2既是氧化劑又是還原劑，但是算出的電子轉移個數還是4e-，而不是2e-。這是為什么呢？筆者經過了解，原來是學生認為氧化劑得到2e-，還原劑失去2e-，最終兩者就相差4e-了。針對這個問題，筆者給學生講了小學一年級分蘋果的數學題。在六一兒童節，小明分到8個蘋果，小紅分到4個蘋果，小明給小紅多少個兩人一樣多？學生們異口同聲地回答：當然是2個。筆者適時提出：小明少了2個，小紅多了2個，轉移了多少個？學生們頓時如夢初醒，暗笑自己居然犯如此低級的錯誤，并且從根本上理解了電子轉移守恒和電子轉移的數目。一個容易犯的錯誤在輕松的氛圍中解決了。

在氧化還原反應中，學生經常會碰到一個氧化劑氧化多個還原劑的情況。如：寫出在含有nmolFeBr2溶液中，通入nmolCl2的離子方程式。不少學生拿到這道題時不知道從哪里入手，有的甚至直接寫了2Br-+Cl2=Br2+ 2Cl-。究其原因是學生知道Fe2+和Br-都能與Cl2反應，但不清楚該如何反應。事實上在這里，首先要使學生清楚Cl2、Br2、Fe3+的氧化性是Cl2>Br2>Fe3+。根據強弱原理，還原性Fe2+> Br-。即反應體系中只有一個氧化劑，而還原劑有兩個，顯然這兩個就得“競爭上崗”，誰有能力誰先上，只有當能力強的“沒有了”，能力弱的才能接上。很顯然，還原性強的Fe2+先反應，只有當Fe2+反應完，Br-才能有機會反應。

這樣，學生從根本上理解了反應的進程，后面根據量的關系寫離子方程式自然水到渠成了。同時，“競爭上崗”在電化學中得到了淋漓盡致的體現，如用惰性電極電解CuSO4和（下轉第157頁）（上接第160頁）NaCl的混合溶液，很明顯，溶液中陽離子有Cu2+、H+、Na+，陰離子有SO42-、Cl-、OH-。陽離子向陰極移動并在陰極放電，陰離子向陽極移動并在陽極放電，根據放電順序必定是Cu2+和Cl-先分別在陰極和陽極放電，若其中某一種離子沒有了，才考慮同一電性的其他離子。如Cl-沒有了，才能考慮后面的OH-。Cu2+沒有了，才能考慮后面的H+，最后考慮Na+。這樣有“競爭上崗”的大前提在，學生分析如何電解就容易多了。

教學有法，教無定法。課程在不斷地改革，學生的認知水平也在不斷地發生變化。但是有一樣是不變的，那就是在教學中如何讓學生學得更有興趣、學得更加輕松，只要學生學得有感覺了，學生對教師所教的內容就會更好地消化與吸收，教學的有效性也自然會得到提高。

（作者單位：河南省太康縣第二高級中學 475400 ）