一、問題的提出
在氧化還原反應的學習中，我們總要講到物質的氧化性和還原性強弱的比較，其一般規律為：氧化性還原性 氧化劑＞還原劑 氧化劑＞氧化產物還原劑＞氧化劑 還原劑＞還原產物
在教學中強調這二條規律，並在物質的氧化性和還原性比較中得到應用。但筆者在實際教學過程中發現學生對有一些反應中物質的氧化性或還原性強弱表現出矛盾的性質，甚至懷疑上述規律的正確性。 [問題一] （1）在氯水中存在反應：Cl2+H2O=HCl+HClO，此反應中Cl2是氧化劑，HClO是氧化產物，所以可推出氧化性Cl2>HClO。 （2）ClO-與Cl-在酸性條件下可發生反應生成Cl2，如漂白粉可與濃鹽酸的反應。此時氧化性HClO>Cl2。那麼兩者的氧化性到底誰強？ [問題二] Mn2+或MnO2能催化H2O2的分解，其反應機理的過程可表示為： 2H2O2+Mn2+=2H2O+MnO2+2H+ ----------------------① 2H++MnO2+H2O2=Mn2++O2+2H2O ----------------------② 由反應①推出氧化性H2O2＞MnO2（氧化劑＞氧化產物）， 由反應②推出氧化性MnO2＞H2O2（氧化劑＞還原劑），兩者也產生矛盾。 二、問題的思考
上述兩個問題中看起來與前面的規律存在矛盾，其實不然。下面是筆者的一些見解。 1、氯氣溶於水形成氯水溶液，氯氣一部分作為溶質溶於水，一部分與水反應。氯氣與水的反應為可逆反應，平常的氯水溶液是反應達到平衡時的情況。反應Cl2+H2O=HCl+HClO的進行程度如何，我們可從平衡常數看出。 查文獻得：△G°(Cl2氣)＝0KJ/mol，△G°(H2O液)＝-237.18KJ/mol， △G°(HCl液)＝－131.29KJ/mol，△G°(HClO液)＝-79.9KJ/mol。 △G°＝（-131.29-79.9）KJ/mol-(0-237.18)KJ/mol=25.99KJ/mol＞0 由△G°＝-RTlnK°，標準狀態下T＝298K，求得平衡常數K°＝0.989。 從△G°、K°值可看出此反應的正向反應是不自發的，其逆向反應才是自發進行的，即正向進行的反應程度很小，實際上溶解的氯氣只有很小一部分與水反應。這一點還可從反應的標準電極電勢反映：酸性數據表中E°(Cl2/Cl-)=1.36V，E°(HClO/Cl2)=1.63V，所以電動勢E＝1.36-1.63＝-0.27V＜0，即反應應自發向逆向進行。
綜上所述，反應HCl+HClO=Cl2+H2O是自發反應，可從此反應中推斷出HClO的氧化性大於氯氣，而不能逆推。總之氧化性強弱的比較規律適用於自發進行的反應方向，而不適用非自發進行的反應方向。
[啟示一]人們認識事物往往容易被它表面的現象所迷惑，這就要求教師需要注意培養學生通過現象看本質的本領，能深入地去分析思考問題，並解決學習上的問題，培養學生的基本技能和創新精神。 2、催化反應中催化劑在反應前後質量和化學性質不變，但它確實參與了反應，只是反應過程中消耗與生成的量恰好相等，它的作用的內在本質是降低反應的活化能，從而使反應容易發生。問題二就是對催化劑在反應的過程中所產生的問題，如何理解它們的氧化性強弱關係？ 在上述二個反應中，我們分析二個反應的電動勢。查酸性數據表得： E°(MnO2/Mn2+)=1.23V，E°(H2O2/H2O)=1.776V，E°(O2/H2O2)=0.6824V. 對反應：2H2O2+Mn2+=2H2O+MnO2+2H+，反應的標準電極電勢E°＝1.776V-1.23V=0.546V>0 對反應：2H++MnO2+H2O2=Mn2++O2+2H2O,E°＝1.23V-0.6824V=0.5476V>0
從上面的計算可看出兩個反應的E°都大於0，反應都能自發正向進行。即我們能從反應①推出H2O2＞MnO2是正確的，從反應②中也能推出MnO2＞O2，但不能由反應②推出MnO2＞H2O2，因為一個反應中還原劑體現的是還原性，而它作為氧化劑時的氧化性沒有直接體現。物質的氧化性和還原性，除其本性外，還與反應的外界條件如溫度、濃度、介質的酸鹼性等有關係。如在酸性條件下H2O2可氧化Fe(CN)64-成Fe(CN)63-，而鹼性條件下Fe(CN)63-可把H2O2氧化。
[啟示二]任何規律、定律、定理的使用都有一定的適用條件和範圍，在使用中不能隨意擴大和延伸，否則得出的結論可能是錯誤的，要培養實事求是的作風和嚴謹的學術意識。 三、結論和思考
由以上討論的情形可知只有自發的氧化還原反應中氧化性強弱的判斷符合氧化劑大於氧化產物的規律。而一個反應中氧化劑與還原劑的氧化性、還原性強弱的比較要視具體事實而定。上面討論的情形都是標準狀態下，當溶液的酸性增強，MnO2和H2O2的電極電勢都會發生較大的變化，當[H+]達到一定濃度時，E(MnO2/Mn2+)＞E(H2O2/H2O)，此時二氧化錳的氧化性將強於H2O2，這一點大家自己可作深入討論分析。
在氧化還原反應的學習中，我們總要講到物質的氧化性和還原性強弱的比較，其一般規律為：氧化性還原性 氧化劑＞還原劑 氧化劑＞氧化產物還原劑＞氧化劑 還原劑＞還原產物
在教學中強調這二條規律，並在物質的氧化性和還原性比較中得到應用。但筆者在實際教學過程中發現學生對有一些反應中物質的氧化性或還原性強弱表現出矛盾的性質，甚至懷疑上述規律的正確性。 [問題一] （1）在氯水中存在反應：Cl2+H2O=HCl+HClO，此反應中Cl2是氧化劑，HClO是氧化產物，所以可推出氧化性Cl2>HClO。 （2）ClO-與Cl-在酸性條件下可發生反應生成Cl2，如漂白粉可與濃鹽酸的反應。此時氧化性HClO>Cl2。那麼兩者的氧化性到底誰強？ [問題二] Mn2+或MnO2能催化H2O2的分解，其反應機理的過程可表示為： 2H2O2+Mn2+=2H2O+MnO2+2H+ ----------------------① 2H++MnO2+H2O2=Mn2++O2+2H2O ----------------------② 由反應①推出氧化性H2O2＞MnO2（氧化劑＞氧化產物）， 由反應②推出氧化性MnO2＞H2O2（氧化劑＞還原劑），兩者也產生矛盾。 二、問題的思考
上述兩個問題中看起來與前面的規律存在矛盾，其實不然。下面是筆者的一些見解。 1、氯氣溶於水形成氯水溶液，氯氣一部分作為溶質溶於水，一部分與水反應。氯氣與水的反應為可逆反應，平常的氯水溶液是反應達到平衡時的情況。反應Cl2+H2O=HCl+HClO的進行程度如何，我們可從平衡常數看出。 查文獻得：△G°(Cl2氣)＝0KJ/mol，△G°(H2O液)＝-237.18KJ/mol， △G°(HCl液)＝－131.29KJ/mol，△G°(HClO液)＝-79.9KJ/mol。 △G°＝（-131.29-79.9）KJ/mol-(0-237.18)KJ/mol=25.99KJ/mol＞0 由△G°＝-RTlnK°，標準狀態下T＝298K，求得平衡常數K°＝0.989。 從△G°、K°值可看出此反應的正向反應是不自發的，其逆向反應才是自發進行的，即正向進行的反應程度很小，實際上溶解的氯氣只有很小一部分與水反應。這一點還可從反應的標準電極電勢反映：酸性數據表中E°(Cl2/Cl-)=1.36V，E°(HClO/Cl2)=1.63V，所以電動勢E＝1.36-1.63＝-0.27V＜0，即反應應自發向逆向進行。
綜上所述，反應HCl+HClO=Cl2+H2O是自發反應，可從此反應中推斷出HClO的氧化性大於氯氣，而不能逆推。總之氧化性強弱的比較規律適用於自發進行的反應方向，而不適用非自發進行的反應方向。
[啟示一]人們認識事物往往容易被它表面的現象所迷惑，這就要求教師需要注意培養學生通過現象看本質的本領，能深入地去分析思考問題，並解決學習上的問題，培養學生的基本技能和創新精神。 2、催化反應中催化劑在反應前後質量和化學性質不變，但它確實參與了反應，只是反應過程中消耗與生成的量恰好相等，它的作用的內在本質是降低反應的活化能，從而使反應容易發生。問題二就是對催化劑在反應的過程中所產生的問題，如何理解它們的氧化性強弱關係？ 在上述二個反應中，我們分析二個反應的電動勢。查酸性數據表得： E°(MnO2/Mn2+)=1.23V，E°(H2O2/H2O)=1.776V，E°(O2/H2O2)=0.6824V. 對反應：2H2O2+Mn2+=2H2O+MnO2+2H+，反應的標準電極電勢E°＝1.776V-1.23V=0.546V>0 對反應：2H++MnO2+H2O2=Mn2++O2+2H2O,E°＝1.23V-0.6824V=0.5476V>0
從上面的計算可看出兩個反應的E°都大於0，反應都能自發正向進行。即我們能從反應①推出H2O2＞MnO2是正確的，從反應②中也能推出MnO2＞O2，但不能由反應②推出MnO2＞H2O2，因為一個反應中還原劑體現的是還原性，而它作為氧化劑時的氧化性沒有直接體現。物質的氧化性和還原性，除其本性外，還與反應的外界條件如溫度、濃度、介質的酸鹼性等有關係。如在酸性條件下H2O2可氧化Fe(CN)64-成Fe(CN)63-，而鹼性條件下Fe(CN)63-可把H2O2氧化。
[啟示二]任何規律、定律、定理的使用都有一定的適用條件和範圍，在使用中不能隨意擴大和延伸，否則得出的結論可能是錯誤的，要培養實事求是的作風和嚴謹的學術意識。 三、結論和思考
由以上討論的情形可知只有自發的氧化還原反應中氧化性強弱的判斷符合氧化劑大於氧化產物的規律。而一個反應中氧化劑與還原劑的氧化性、還原性強弱的比較要視具體事實而定。上面討論的情形都是標準狀態下，當溶液的酸性增強，MnO2和H2O2的電極電勢都會發生較大的變化，當[H+]達到一定濃度時，E(MnO2/Mn2+)＞E(H2O2/H2O)，此時二氧化錳的氧化性將強於H2O2，這一點大家自己可作深入討論分析。
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