“變量控制”思想在化學實驗教學和考試中的應用初探

重慶

科學研究中，多因素(多變量)影響的問題，常常采用控制變量法研究，使多因素影響的變化過程變成幾個單因素影響的變化過程，分別加以研究，最后再將幾個單因素的影響結果加以綜合。被改變的因素叫“自變量”；隨自變量改變而改變的因素叫“因變量”；其他可能產生影響的因素叫“控制變量”。“變量控制”的思想在化學實驗教學和各類考試中有廣泛的應用，現列舉幾例希望能引起各位讀者的共鳴。

1 教材實驗中的“變量控制”思想

1.1 人教版(2007年2月第3版)選修4《化學反應原理》20頁實驗2-2——濃度對反應速率的影響

實驗步驟：取兩支試管，各加入4 mL 0.01 mol/L的KMnO4酸性溶液，然后向一支試管中加入2 mL 0.1 mol/L H2C2O4(草酸)溶液，記錄溶液褪色所需的時間；向另一支試管中加入2 mL 0.2 mol/L H2C2O4溶液，記錄溶液褪色所需時間。

兩個實驗的情況，如表1所示：

表1

從對比可以看出，實驗1和2的反應混合體系中均是草酸過量以保證溶液褪色；根據“變量控制”思想——兩個體系中只有自變量“草酸濃度”不同。

按照“變量控制”思想，能否只控制“KMnO4溶液濃度”不同，其他變量都一致呢？答案是否定的。上面的實驗中含有一個隱含變量“溶液的顏色”，原實驗設計中此變量是相同的，但不同濃度KMnO4溶液的顏色差異較大，所以從本質上來說，改變KMnO4溶液的濃度是違背“變量控制”思想中的單一變量變化原則的。

1.2 人教版(2007年2月第3版)選修4《化學反應原理》21頁實驗2-3——溫度對反應速率的影響

實驗步驟：取兩支試管各加入5 mL 0.01 mol/L Na2S2O3溶液；另取兩支試管各加入5 mL 0.1 mol/L H2SO4溶液；將四支試管分成兩組(各有一支盛有Na2S2O3和H2SO4溶液的試管)，一組放入冷水中，另一組放入熱水中，經過一段時間后，分別混合并攪拌。記錄出現渾濁的時間。

兩個實驗的情況，如表2所示：

表2

本實驗的“變量控制”思想非常明顯：兩支試管中，只有自變量溫度不同。從反應特點來看“氣體的產生”也可以作為因變量，但是在渾濁體系中此變量并不容易觀察，所以在實際操作中因變量只能選擇“出現渾濁的時間”，并且為了保證渾濁程度相同還需在試管外面用來作對比的白紙上畫“十”字，使其剛好被渾濁掩蓋為停止計時的標志。

1.3 人教版(2007年2月第3版)選修4《化學反應原理》21頁——科學探究

表3

本實驗的意圖在于親身體驗實驗方案的設計，落實“科學探究與創新意識”的化學學科核心素養。結合前面的方法，可利用表格做如下分析：

表4

對比實驗中，控制變量c(H+)和c(I-)容易保持相同，自變量“反應溫度”也較容易控制。所以本實驗的關鍵是控制“可能影響實驗結果的變量”，使其對本實驗不影響或將其影響降到最低。結合表格中“試劑加入順序及理由”一欄，讀者應該可以得出：①H2SO4溶液、②KI溶液以及③指示劑(淀粉溶液)，這三種溶液的加入順序是實現“變量控制”的關鍵。

按照通常的實驗操作規范，指示劑(淀粉溶液)加入的量只需要幾滴，一般不最先加入。據此將所有可能的順序及其相關分析列出如表5所示。

表5

2 在各類考題中的體現

2.1 模型認知

【例1】Fe(OH)3廣泛用于醫藥制劑、顏料制造等領域，其制備步驟及裝置(夾持裝置省略)如下：在三頸瓶中依次加入16.7 g FeSO4·7H2O和40.0 mL蒸餾水。邊攪拌邊緩慢加入3.0 mL濃H2SO4，再加入2.0 g NaClO3固體，水浴加熱至80℃。

圖1

研究相同時間內溫度與NaClO3用量對Fe2+氧化效果的影響，設計對比試驗如表6：

表6

(1)m=________；n=________。

(2)若c>87.8>a，則a、b、c的大小關系為________。

【答案】(1)2.0 25

(2)c>b>a

【分析】結合題目已知和問題，可歸納出如圖2的思維模型：

圖2

該實驗中涉及的變量有：溫度、FeSO4·7H2O的質量、NaClO3的質量以及氧化效果。

①ⅰ、ⅱ對比：NaClO3的質量為自變量，氧化效果為因變量，溫度和FeSO4·7H2O的質量為控制變量。結合表6中已知的數據即得m=2.0；ⅲ、ⅳ對比：NaClO3的質量為自變量，氧化效果為因變量，溫度和FeSO4·7H2O的質量為控制變量。結合表格中已知的數據即得n=25。

②利用已知c>87.8，同時ⅲ、ⅳ對比能得出結論：其他變量相同時，NaClO3的用量越多，氧化效果越好；又根據a<87.8，同時ⅰ、ⅳ對比能得出結論：其他變量相同時，溫度越高，對Fe2+的氧化效果越好。將上述兩個結論用于ⅰ、ⅱ對比，則有b>a；ⅱ、ⅲ對比，則有c>b。故答案為c>b>a。

【例2】(2018·北京卷·27改編)I-可以作為水溶液中SO2歧化反應的催化劑，可能的催化過程如下。

探究ⅰ、ⅱ反應速率與SO2歧化反應速率的關系，實驗如下：分別將18 mL SO2飽和溶液加入到2 mL下列試劑中，密閉放置觀察現象。(已知：I2易溶解在KI溶液中)

表7

(1)B是A的對比實驗，則a=________。

(2)比較A、B、C，可得出的結論是。

(3)實驗表明，SO2的歧化反應速率：D>A。結合ⅰ、ⅱ反應速率解釋原因：。

【答案】(1)0.4

(2)I-是SO2歧化反應的催化劑，H+單獨存在時不具有催化作用，但H+可以加快歧化反應速率

(3)反應ⅱ比ⅰ快；D中由反應ⅱ產生的H+使反應ⅰ加快

【分析】該實驗中涉及的變量有：c(I-)、c(H+)、c(I2)。

運用與例1相同的思維模型，①對比A和B，KI溶液濃度為控制變量，H2SO4溶液加入與否為自變量，故a=0.4；同時能得出結論：c(I-)相同時，H+能加快ⅰ的反應速率。

②對比實驗B和C，H2SO4溶液加入與否為控制變量，KI溶液為自變量。能得出結論：H+不能催化反應ⅰ進行。綜合實驗A、B和C的現象，可得出的結論是：I-是SO2歧化反應的催化劑，H+單獨存在時不具有催化作用，但H+可以加快歧化反應速率。

③對比D和A，結合變量控制思想和前面已知結論，容易得出答案為：反應ⅱ比ⅰ快；D中由反應ⅱ產生的H+使反應ⅰ加快。

2.2 證據推理——素養落地

【變式練習1】為了研究某溶液中溶質R的分解速率的影響因素，分別用三份不同初始濃度的R溶液在不同溫度下進行實驗，c(R)隨時間變化情況如圖3，下列說法錯誤的是

( )

圖3

A.25℃時，10～30 min內，R的分解平均速率為0.030 mol·L-1·min-1

B.對比30℃和10℃曲線，在50 min時，R的分解程度相同

C.對比30℃和25℃曲線，在0～50 min內，能說明R的分解平均速率隨溫度升高而增大

D.對比30℃和10℃曲線，在同一時刻，能說明R的分解速率隨溫度升高而增大

【答案】D

【變式練習2】室溫下利用H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液的反應探究外界條件對反應速率的影響，設計方案如下：

表8

甲

(1)上述反應的離子方程式為

；

(2)分析數據可得到的結論是

；

(3)該實驗中n(Mn2+)隨時間變化趨勢如圖4甲所示，請于圖4乙畫出t2后生成CO2的速率圖像(從a點開始作圖)并說明理由。

(2)反應物濃度越大，化學反應速率越快

(3)見分析部分

(2)再次回顧思維模型

該反應變量有：c(H2C2O4)、c(KMnO4)、c(H2SO4)和溶液褪色時間，c(KMnO4)和c(H2SO4)為控制變量，c(H2C2O4)為自變量，溶液褪色時間為因變量。對比實驗1、2和3，能得出結論：反應物濃度越大，化學反應速率越快。

(3)Mn2+對H2C2O4與KMnO4的反應有催化作用，此反應還有一個隱含自變量c(Mn2+)。在不同的階段兩個自變量中的其中一個起主要作用，所以利用圖4甲c(Mn2+)的濃度變化能得出結論：t2時c(Mn2+)增大，催化劑為主要影響因素，反應速率突然加快；末尾階段，反應物濃度減小成為主要影響因素，反應速率減慢。

t2后的變化趨勢如圖5所示。

圖5