高考復(fù)習(xí)中結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)方程式書寫的策略探討

陶杰　李遠(yuǎn)蓉

摘要：在分析結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)方程式書寫障礙的基礎(chǔ)上，運(yùn)用分解策略將結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)方程式分為兩個“電極反應(yīng)”，分別配平后根據(jù)得失電子守恒將兩個“半反應(yīng)”合起來得到完整的反應(yīng)方程式。將電子守恒的配平放在最后一步，克服了“化合價升降法”的缺點(diǎn)，也為氧化還原反應(yīng)與電化學(xué)的融合復(fù)習(xí)提供借鑒。

關(guān)鍵詞：學(xué)習(xí)情景；探究式學(xué)習(xí)；原則；方法

文章編號：1008-0546（2016）06-0011-03 中圖分類號：G633.8 文獻(xiàn)標(biāo)識碼：B

doi：10.3969/j.issn.1008-0546.2016.06.003

Reitman（1965）首次從認(rèn)知心理學(xué)的角度區(qū)分了結(jié)構(gòu)良好問題和結(jié)構(gòu)不良問題，前者是初始狀態(tài)、目標(biāo)狀態(tài)和算子都很明確的問題，而后者則是上述三者至少有一個沒有明確界定的問題[1]。學(xué)生在化學(xué)課堂上遇到的常常是具有預(yù)設(shè)性的結(jié)構(gòu)良好問題，而現(xiàn)實(shí)生活中客觀存在的卻大多是結(jié)構(gòu)不良問題。這種由模擬與實(shí)際之間的差異性鑄成的壁壘阻礙了學(xué)生知識與能力之間的相互轉(zhuǎn)化，將學(xué)生的課堂知識與實(shí)際生活無形地割裂開來。可喜的是隨著課改的深入，結(jié)構(gòu)不良問題在化學(xué)教學(xué)中得到了應(yīng)有的重視，最直接的體現(xiàn)就是高考化學(xué)越來越趨向于對結(jié)構(gòu)不良問題解決能力的考查。氧化還原反應(yīng)屬于高中化學(xué)重要的知識，其與生活實(shí)際的密切聯(lián)系為其以結(jié)構(gòu)不良問題的形式出現(xiàn)于高考信息題中奠定了基礎(chǔ)，這對學(xué)生知識與能力間的轉(zhuǎn)換機(jī)制提出了新挑戰(zhàn)。

一、 結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)方程式書寫的障礙分析

結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)方程式的書寫應(yīng)遵循結(jié)構(gòu)不良問題的解決過程，即問題框架表征、問題解決、監(jiān)控與評價等，該過程涉及到認(rèn)知、元認(rèn)知、非認(rèn)知變量、辯護(hù)能力等成分?；陬}目線索，學(xué)生對問題框架的表征和監(jiān)控評價通常不存在缺失，但在問題解決階段存在著不同程度的障礙，仔細(xì)分析學(xué)生的錯誤，將障礙確定為如下幾點(diǎn)：

1. 出現(xiàn)子問題再表征障礙，反應(yīng)物或產(chǎn)物判斷不全

在對問題框架進(jìn)行表征及確定問題空間之后，需根據(jù)元素守恒、電荷守恒、質(zhì)量守恒等原則初步判斷出氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)物和產(chǎn)物。但由于一些反應(yīng)物或產(chǎn)物（通常為H2O、OH-、H+、O2等）具有模糊性而使學(xué)生出現(xiàn)子問題的再表征障礙。而運(yùn)用氧化還原反應(yīng)理論對所給的信息進(jìn)行精細(xì)加工是障礙突破成為可能的必要條件之一。遺憾的是受認(rèn)知成分中氧化還原反應(yīng)具體知識結(jié)構(gòu)化程度較低等因素的影響，學(xué)生無法通過類比已有的結(jié)構(gòu)良好問題解決圖式對子問題信息進(jìn)行精細(xì)加工，從而無法生成解決結(jié)構(gòu)不良問題的新圖式，最終表現(xiàn)為由于反應(yīng)物或產(chǎn)物判斷不全而無法書寫方程式。

例如，（2013重慶，11） 化學(xué)在環(huán)境保護(hù)中有著十分重要的作用，催化反硝化法和電化學(xué)降解法可用于治理水中硝酸鹽的污染。

（1） 催化反硝化法中，H2能將NO3-還原為N2，25℃時，反應(yīng)進(jìn)行10min，溶液的pH由7變?yōu)?2。

②上述反應(yīng)離子方程式為 。

本問題只給出了主要反應(yīng)物和產(chǎn)物，屬于典型的結(jié)構(gòu)不良問題。學(xué)生對本問題框架的表征較為順暢，根據(jù)信息和元素守恒也較容易寫出主要反應(yīng)物和產(chǎn)物，得出離子方程式基本框架：H2+NO3-—N2+OH-，但學(xué)生根據(jù)化合價升降等常規(guī)配平方法進(jìn)行配平時發(fā)現(xiàn)無法配平，使得本題無法解答，原因在于從表面上看，該框架中反應(yīng)物與產(chǎn)物元素已經(jīng)守恒，無法再表征出隱含的產(chǎn)物H2O。

2. 知識結(jié)構(gòu)較零散，容易忽視溶液環(huán)境對反應(yīng)的影響

對于水溶液體系中的氧化還原反應(yīng)而言，溶液環(huán)境對其影響可謂是首當(dāng)其沖的。但在解決結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)問題時，學(xué)生容易顧此失彼，忽視溶液環(huán)境對氧化還原反應(yīng)的影響，從而導(dǎo)致出錯。這也許與平時教學(xué)中教師忽視分析環(huán)境對物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)也有較大的影響有關(guān)。

例如，1.1例子中學(xué)生發(fā)現(xiàn)無法配平之后，開始尋求另一做法，將離子反應(yīng)基本框架改為H2+H++NO3- —N2+H2O，配平后將離子方程式確定為：2H2+2H++ 2NO3-N2↑+3H2O，由于學(xué)生知識結(jié)構(gòu)呈現(xiàn)出零散狀態(tài)，只能以能否配平作為衡量方程式書寫正確與否的標(biāo)準(zhǔn)，從而忽視本題溶液體系為中性，沒有可直接參與反應(yīng)的游離H+，導(dǎo)致本問題無法正確解決。

3. 對氧化還原反應(yīng)理論的認(rèn)知水平較低，無法配平方程式

研究發(fā)現(xiàn)只有當(dāng)學(xué)生氧化還原反應(yīng)理論達(dá)到理解和應(yīng)用水平時，才能促進(jìn)其對復(fù)雜化學(xué)方程式的學(xué)習(xí)[2]。結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)方程式屬于“三重表征”中的符號表征，其書寫理應(yīng)建立在對氧化還原反應(yīng)客觀事實(shí)（宏觀表征）和微觀過程（微觀表征）的本質(zhì)學(xué)習(xí)基礎(chǔ)之上。然而學(xué)生由于對氧化還原反應(yīng)理論的認(rèn)知水平較低，不能促進(jìn)其對結(jié)構(gòu)不良反應(yīng)方程式的學(xué)習(xí)，進(jìn)而不能將結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)方程式與其對應(yīng)的微觀過程和現(xiàn)象聯(lián)系起來，最終無法配平系數(shù)較大的方程式。

二、分解策略在結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)方程式書寫中的運(yùn)用

認(rèn)知靈活理論將學(xué)習(xí)劃分為初級學(xué)習(xí)和高級學(xué)習(xí)，前者針對的是結(jié)構(gòu)良好領(lǐng)域的知識，后者針對結(jié)構(gòu)不良知識[3]。高級學(xué)習(xí)需要高級思維的參與，分解策略在其中起著舉足輕重的作用。原電池是根據(jù)氧化還原反應(yīng)設(shè)計而成的裝置，因此氧化還原反應(yīng)方程式的書寫可借鑒電極反應(yīng)的書寫方式。先根據(jù)元素守恒、電荷守恒、質(zhì)量守恒將反應(yīng)分為兩個電極反應(yīng)且配平后，再根據(jù)電子得失守恒，將電極反應(yīng)合起來即得到總反應(yīng)。下面結(jié)合例子談?wù)勅绾芜\(yùn)用分解策略將結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)分解為兩個電極反應(yīng)，最終合成完整方程式。

1. 酸性環(huán)境中

例1.（2010重慶高考）釩（V）及其化合物廣泛應(yīng)用于工業(yè)催化、新材料和新能源等領(lǐng)域。全釩液流儲能電池是利用不同價態(tài)離子對氧化還原反應(yīng)來實(shí)現(xiàn)化學(xué)能和電能相互轉(zhuǎn)化的裝置，其原理如圖1所示。

當(dāng)左槽溶液逐漸由黃變藍(lán)時，其電極反應(yīng)式為

。

分析：該問題只給出了主要反應(yīng)物和生成物，屬于常見的結(jié)構(gòu)不良問題。

典型的解法 [4]是先將反應(yīng)方程式框架確定為：VO2+-VO2+，再分析出V元素化合價由+5價變?yōu)?4價，得到1個電子，在反應(yīng)式的左邊加上1個電子得：VO2++e—VO2+。常規(guī)的電極反應(yīng)多屬于“化合物或單質(zhì)生成離子”型，所以到這一步后，只要根據(jù)溶液的酸堿性在缺電子或多電子的一端補(bǔ)上OH-或H+以平衡電荷，最后根據(jù)元素守恒在另一端加上H2O來平衡之前加的H+或OH-即可（氧元素會由于H2O的加入而自動平衡）。但本題屬于“離子生成離子”型，學(xué)生按這種方法寫出VO2++e—VO2+后，會由于電荷已經(jīng)守恒而無法進(jìn)行“加H+或OH-來平衡電荷”這一步，導(dǎo)致學(xué)生思維混亂。即使學(xué)生識別出需要在右邊加一個H2O來平衡氧元素，但由于同時右邊會多出2個H元素，需要再重新配平，過程較為復(fù)雜，不利于問題的解決。

策略：

第1步，寫出反應(yīng)式主要框架，配平所有除氧、氫元素以外的其他元素：

VO2+—VO2+

第2步，無論酸性還是堿性環(huán)境都在少氧的一端加H2O去平衡，得：

VO2+—VO2+ + H2O

第3步，由于H2O的加入使得左邊少2個H元素，且溶液為酸性環(huán)境，有可參加反應(yīng)的游離H+，因此只需在左端加2個H+去平衡便可，得：

2H++VO2+—VO2++H2O

第4步，根據(jù)電荷守恒在左邊加上2個電子即可：2H++VO2++eVO2++H2O

第5步，根據(jù)元素守恒進(jìn)行檢驗。

例2.（2013蘇北三市（徐州、淮安、宿遷）調(diào)研，18（2））已知：黃鐵礦（FeS2）中的硫元素在酸性條件下被ClO3-氧化成SO42-，寫出制備二氧化氯的離子方程式：

分析：本題依舊屬于結(jié)構(gòu)不良問題，通常學(xué)生的做法是根據(jù)信息及元素守恒確定出方程式基本框架：FeS2+ClO3-—SO42-+Fe3++ClO2，由于從元素守恒看生成物基本包含了反應(yīng)物的所有元素，所以到此有學(xué)生就已經(jīng)開始試著運(yùn)用化合價升降法對反應(yīng)框架進(jìn)行配平。出現(xiàn)配平障礙后，學(xué)生考慮到溶液顯酸性，可能H+也參與了反應(yīng)，就把H+加在反應(yīng)物一邊，同時也在右邊加上了H2O以平衡H元素，使得框架變成：H++ FeS2+ClO3-—SO42-+Fe3++ClO2+H2O。學(xué)生又開始用化合價升降法配平，但由于系數(shù)太大，耗時較久甚至無法得出答案。

策略：

第1步，將氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)獨(dú)立開來，把除氫、氧元素外的其他元素配平，得：

氧化反應(yīng)：FeS2—2SO42-+Fe3+，

還原反應(yīng)：ClO3-— ClO2。

第2步，在少氧的一端加H2O平衡，氧化反應(yīng)的左端少了8個氧，加8個H2O；還原反應(yīng)的右端少1個氧，加1個H2O，得：

氧化反應(yīng)：FeS2+8H2O— 2SO42-+Fe3+，

還原反應(yīng)：ClO3-—ClO2+H2O。

第3步，該反應(yīng)處于酸性環(huán)境中，因此有可參與反應(yīng)的游離H+。所以在氧化反應(yīng)的右端加16個H+，還原反應(yīng)左端加2個H+，得：

氧化反應(yīng)：FeS2+8H2O—2SO42-+Fe3++16H+ ，

還原反應(yīng)：2H++ClO3-—ClO2+H2O。

第4步，氧化反應(yīng)右端缺了15個電子，加15個電子；還原反應(yīng)右端缺了1個電子，加1個電子，得：

氧化反應(yīng)：FeS2+8H2O—2SO42-+Fe3++16H++15e，

還原反應(yīng)：2H++ClO3-+e —ClO2+H2O。

第5步，氧化、還原反應(yīng)得失電子數(shù)目要相等，所以氧化反應(yīng)乘以系數(shù)1，還原反應(yīng)乘以系數(shù)15，得：

氧化反應(yīng)：FeS2+8H2O—2SO42-+Fe3++16H++15e，

還原反應(yīng)：30H++15ClO3-+15e —15ClO2+15H2O。

第6步，二者相加得到總反應(yīng)方程式，將“同類項”合并，得：

FeS2+14H++15ClO3-2SO42-+Fe3++15ClO2↑+7H2O。

2.中性、堿性環(huán)境中

中性、堿性環(huán)境與酸性環(huán)境不同之處在于前兩者只能靠H2O來提供反應(yīng)所需的H+，而H2O是弱電解質(zhì)，在離子反應(yīng)中不可拆，這將會導(dǎo)致方程式附加上相應(yīng)數(shù)目的OH-。為了平衡要在另一端加上多余的OH-；而中性與堿性環(huán)境不同點(diǎn)在于產(chǎn)物中若有H+生成，中性環(huán)境里H+可以游離地存在，而堿性環(huán)境中只能與OH-反應(yīng)生成H2O。

例3.（2013重慶，11）化學(xué)在環(huán)境保護(hù)中起著十分重要的作用，催化反硝化法和電化學(xué)降解法可用于治理水中硝酸鹽的污染。

（1） 催化反硝化法中，H2能將NO3-還原為N2，25℃時，反應(yīng)進(jìn)行10min，溶液的pH由7變?yōu)?2。

②上述反應(yīng)離子方程式為 。

策略：

第1步，將氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)獨(dú)立開來，把除氫、氧元素外的其他元素配平，得：

氧化反應(yīng)：H2 —， 還原反應(yīng)：2NO3- —N2 。

第2步，氧化反應(yīng)的右端少2個H原子，中性環(huán)境H+可以游離存在，所以右邊加2個H+；還原反應(yīng)右端少6個O原子，加6個H2O，得：

氧化反應(yīng)：H2—2H+，

還原反應(yīng)：2NO3-—N2+ 6H2O。

第3步，根據(jù)pH可得出，溶液起初為中性，因此還原反應(yīng)左邊少的12個H，只能由12個H2O提供，同時在右端加上多余的12個OH-，這剛好符合了溶液pH隨著反應(yīng)的進(jìn)行而增加的事實(shí)，得：

氧化反應(yīng)：H2—2H+，

還原反應(yīng)：12H2O + 2NO3- —N2+6H2O+12OH- 。

第4步，氧化反應(yīng)的右端加2個電子，還原反應(yīng)的左端加10個電子，合并“同類項”，得：

氧化反應(yīng)：H2—2H++2e，

還原反應(yīng)：6H2O+2NO3-+ 10e —N2+12OH-。

第5步，根據(jù)得失電子守恒，氧化反應(yīng)乘以系數(shù)5，得：

氧化反應(yīng)：5H2—10H++10e ，

還原反應(yīng)：6H2O+2NO3-+10e —N2+12OH-。

第6步，二者相加，消除電子，合并“同類項”得總反應(yīng)（生成的H+要與生成的OH-結(jié)合），得：5H2+ 2NO3-N2+4H2O+2OH-。

例4.（2012新課標(biāo)全國卷26 （4））FeCl3和 KClO 在強(qiáng)堿性條件下反應(yīng)可制取 K2FeO4，其反應(yīng)的離子方程式為 。

策略：

第1步，將氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)獨(dú)立開來，把除氫、氧元素外的其他元素配平，得：

氧化反應(yīng)：Fe3+—FeO42- ，

還原反應(yīng)：ClO- — Cl- 。

第2步，氧化反應(yīng)右端加4個H2O平衡氧，還原反應(yīng)的右端加1個H2O平衡氧，得：

氧化反應(yīng)： 4H2O+Fe3+—FeO42-，

還原反應(yīng)：ClO-— Cl-+ H2O。

第3步，氧化反應(yīng)右邊少了8個H+，若是中性、酸性環(huán)境，則生成8個H+即可，但堿性環(huán)境H+不能共存，應(yīng)該結(jié)合OH-成為8個H2O，把附加的8個OH-補(bǔ)在左邊，合并“同類項”；同理還原反應(yīng)的左邊加上2個H2O后，再在右邊補(bǔ)上附加的2個OH-，得：

氧化反應(yīng)：8OH-+Fe3+—FeO42-+4H2O，

還原反應(yīng)：H2O+ClO-—Cl-+2OH-。

第4步，氧化反應(yīng)右端加3個電子，還原反應(yīng)左端加2個電子，得：

氧化反應(yīng)：8OH-+Fe3++3e—FeO42-+4H2O，

還原反應(yīng)：H2O+ClO-+2e—Cl-+2OH-。

第5步，電子得失守恒，氧化反應(yīng)乘以系數(shù)2，還原反應(yīng)乘以系數(shù)3，二式相加，合并“同類項”，得

10OH-+2Fe3++3ClO-2FeO42-+5H2O+3Cl-。

三、結(jié)語

學(xué)生對結(jié)構(gòu)良好方程式的單純記憶，并不能促進(jìn)學(xué)生有效地生成解決結(jié)構(gòu)不良氧化還原反應(yīng)問題的圖式，因為結(jié)構(gòu)不良問題的解決需要學(xué)生高級思維的參與，需要學(xué)生有較高的氧化還原反應(yīng)理論認(rèn)知水平。在氧化還原反應(yīng)理論與電化學(xué)嚴(yán)重分離的中學(xué)階段，采用分解策略，靈活運(yùn)用化學(xué)方程式書寫的三原則將氧化還原反應(yīng)方程式與電極反應(yīng)式的書寫結(jié)合起來，無疑是將知識抽象成氧化還原反應(yīng)大概念或?qū)⒀趸€原反應(yīng)理論科學(xué)本質(zhì)明細(xì)化的良方。

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