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氧化還原反應
化學基本反應類型
理論發(fā)展
18世紀末，化學家在總結(jié)許多物質(zhì)與氧的反應后，發(fā)現(xiàn)這類反應具有一些相似特征，提出了氧化還原反應的概念：與氧化合的反應，稱為氧化反應；從含氧化合物中奪取氧的反應，稱為還原反應。隨著化學的發(fā)展，人們發(fā)現(xiàn)許多反應與經(jīng)典定義上的氧化還原反應有類似特征，19世紀發(fā)展化合價的概念后，化合價升高的一類反應并入氧化反應，化合價降低的一類反應并入還原反應。20世紀初，成鍵的電子理論被建立，于是又將失電子的半反應稱為氧化反應，得電子的反應稱為還原反應。
1948年，在價鍵理論和電負性的基礎上，氧化數(shù)的概念被提出，1970年IUPAC對氧化數(shù)作出嚴格定義，氧化還原反應也得到了正式的定義：化學反應前后，元素的氧化數(shù)有變化的一類反應稱作氧化還原反應。
注：
氧化數(shù)又可以叫做氧化態(tài)，本詞條使用前者。
氧化數(shù)即高中所說的化合價，這兩者僅是叫法不同，部分表示方法有差別，其他并無區(qū)別，本詞條中視為可以混用。
反應歷程
氧化還原反應前后，元素的氧化數(shù)發(fā)生變化。根據(jù)氧化數(shù)的升高或降低，可以將氧化還原反應拆分成兩個半反應：氧化數(shù)升高的半反應，稱為氧化反應；氧化數(shù)降低的反應，稱為還原反應。氧化反應與還原反應是相互依存的，不能獨立存在，它們共同組成氧化還原反應。
氧化還原反應
反應中，發(fā)生氧化反應的物質(zhì)，稱為還原劑，生成氧化產(chǎn)物；發(fā)生還原反應的物質(zhì)，稱為氧化劑，生成還原產(chǎn)物。氧化產(chǎn)物具有氧化性，但弱于氧化劑；還原產(chǎn)物具有還原性，但弱于還原劑。用通式表示即為：
氧化還原反應的發(fā)生條件，從熱力學角度來說，是反應的自由能小于零；從電化學角度來說，是對應原電池的電動勢大于零。
氧化還原平衡
任何一個化學反應都是可逆的，因此氧化還原反應存在著氧化-還原平衡。設氧化還原反應的通式為：
其中氧化劑為
，還原劑為Red，氧化產(chǎn)物為Red ，還原產(chǎn)物為 ，電子轉(zhuǎn)移或偏移數(shù)為z，則氧化還原反應的化學平衡常數(shù)為
，K可以由實驗測得，亦可由公式
算得。
判別
氧化還原反應的實例——置換反應
一個化學反應，是否屬于氧化還原反應，可以根據(jù)反應是否有氧化數(shù)的升降，或者是否有電子得失與轉(zhuǎn)移判斷。如果這兩者有沖突，則以前者為準，例如反應
，雖然反應有電子對偏移，但由于IUPAC規(guī)定中，單質(zhì)氧化數(shù)為0 ，所以這個反應并不是氧化還原反應。
類型
根據(jù)作為氧化劑的元素和作為還原劑的元素的來源，氧化還原反應可以分成兩種類型：分子間氧化還原反應、分子內(nèi)氧化還原反應。
分子間
在這類氧化還原反應中，氧化數(shù)的升高與降低發(fā)生在兩種不同的物質(zhì)中。
例如：
規(guī)律
氧化還原反應中，存在以下一般規(guī)律：
強弱律：氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。
價態(tài)律：元素處于最高價態(tài)，只具有氧化性；元素處于最低價態(tài)，只具有還原性；處于中間價態(tài)，既具氧化性，又具有還原性。
轉(zhuǎn)化律：同種元素不同價態(tài)間發(fā)生歸中反應時，元素的氧化數(shù)只接近而不交叉，最多達到同種價態(tài)。
優(yōu)先律：對于同一氧化劑，當存在多種還原劑時，通常先和還原性最強的還原劑反應。
守恒律：氧化劑得到電子的數(shù)目等于還原劑失去電子的數(shù)目。
表示方法
雙線橋法
雙線橋示例
標出各發(fā)生氧化還原反應的元素的氧化數(shù)。
畫出如右圖所示的線，其中一條由氧化劑中氧化數(shù)降低的元素指向還原產(chǎn)物中的相應元素，另一條線由還原劑中氧化數(shù)升高的元素指向氧化產(chǎn)物中的相應元素。
標出“失去”或“得到”的電子數(shù)，格式為“得/失 發(fā)生氧化還原反應的原子數(shù)×單位原子得失的電子數(shù)"。
單線橋法
單線橋示例
標出各發(fā)生氧化還原反應的元素的氧化數(shù)。
用一條如右圖所示的線連接方程式左邊的氧化劑與還原劑，箭頭由失電子的還原劑指向得電子的氧化劑
標出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)量，格式為“發(fā)生氧化還原反應的原子數(shù)×單位原子轉(zhuǎn)移的電子數(shù)"。
氧化還原半反應式
為了將氧化還原反應與電子得失相聯(lián)系起來，并簡化研究，可以將氧化還原反應拆成兩個半反應。于是所有氧化還原反應便可以表述為兩個半反應的加和。例如有半反應：
。
反應式的左邊總是氧化型物質(zhì)（元素的氧化數(shù)高的物質(zhì)），右邊總是還原型物質(zhì)（元素的氧化數(shù)低的物質(zhì)）。反應中的得失電子數(shù)在反應式左邊寫出，用
表示；
半反應式必須配平；
反應式中有且僅有一種元素的氧化數(shù)可以發(fā)生改變。
半反應式從左到右，是氧化劑得到電子，生成其共軛還原劑的過程，即還原反應；從右到左，是還原劑得到電子，生成其共軛氧化劑的過程，即氧化反應。半反應中的氧化型物質(zhì)與還原型物質(zhì)互稱共軛氧化劑/還原劑，這種反應關系則被稱為氧化還原共軛關系。通?？梢允褂醚趸€原反應電對來表示一組共軛的氧化還原劑，例如
，其左邊為氧化型物質(zhì)，右邊為還原型物質(zhì)。
舉例
燃燒
燃燒是物質(zhì)迅速氧化，產(chǎn)生大量光和熱的過程，其本質(zhì)是一種劇烈的氧化還原反應。
工業(yè)煉鐵
復分解反應
大多數(shù)無機復分解反應都不是氧化還原反應，因為這些復分解反應中的離子互相交換，不存在電子的轉(zhuǎn)移，各元素的氧化數(shù)沒有變化。
例如有反應：
然而，又存在下列反應：
配平方法
配平方法依據(jù)——反應歷程
得失電子守恒法
1．配平原理
發(fā)生氧化還原反應時，還原劑失去電子、氧化劑得到電子，得失電子數(shù)守恒。
2．方法和步驟
標出發(fā)生變化的元素的氧化數(shù)，并確定氧化還原反應的配平方向。
在配平時，需要確定先寫方程式那邊物質(zhì)的計量數(shù)。有時先寫出方程式左邊反應物的計量數(shù)，有時先寫出方程式右邊生成物的計量數(shù)。一般遵循這樣的原則：
自身氧化還原反應→ 先配平反應物的計量數(shù)；
部分氧化還原反應 → 先配平生成物的計量數(shù)；
一般的氧化還原反應→既可先配平生成物的計量數(shù)，也可先配平反應物的計量數(shù)。
列出氧化數(shù)升降的變化情況。當升高或降低的元素不止一種時，需要根據(jù)不同元素的原子個數(shù)比，將氧化數(shù)變化的數(shù)值進行疊加。
氧化數(shù)升降法
基本原則
質(zhì)量守恒、電子守恒、氧化數(shù)升降守恒。
基本步驟
標變價：寫出反應物和生成物的化學式，標出變價元素的氧化數(shù)。
列升降：列出反應前后元素氧化數(shù)的升降變化值。
求總數(shù)：使氧化數(shù)升高和降低的總數(shù)相等。
在配平時，是先考慮反應物，還是先考慮生成物，一般有如下規(guī)律：
若氧化劑/ 還原劑中某元素的氧化數(shù)全部改變，配平宜從氧化劑、還原劑開始，即先考慮反應物。（正向配平）；若氧化劑/ 還原劑中某元素氧化數(shù)只有部分改變，配平宜從氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物開始，即先考慮生成物。（逆向配平）
自身氧化還原反應方程式，宜從生成物開始配平。（逆向配平）
【例】試配平
：
寫出反應物和生成物的化學式：；
列出元素的氧化數(shù)的變化：
元素 | 反應物 | 生成物 | 變化量 |
C | 0 | +4 | +4 |
N | +5 | +4 | -1 |
3.使氧化數(shù)的升高和降低的總數(shù)相等：
；
4.配平其它物質(zhì)的系數(shù)：
。
在一些特殊的方程式中，可以用以下三種處理方式，以配平常規(guī)方法難以配平甚至無法配平的方程式：
零價法
先令無法用常規(guī)方法確定氧化數(shù)的物質(zhì)中各元素均為零價，然后計算出各元素氧化數(shù)的升降值，并使元素氧化數(shù)升降值相等，最后用觀察法配平其他物質(zhì)的化學計量數(shù)。
平均標價法
當同一反應物中的同種元素的原子出現(xiàn)兩次且價態(tài)不同時，可將它們同等對待，即假定它們的氧化數(shù)相同，根據(jù)化合物中氧化數(shù)代數(shù)和為零的原則予以平均標價，若方程式出現(xiàn)雙原子分子時，有關原子個數(shù)要擴大兩倍。
整體標價法
離子電子法
在水溶液中進行的氧化還原反應，可以用常用離子/電子法配平（又叫半反應法）。這種配平方法的優(yōu)點是簡單易行，且能判斷出方程式中所缺少的一些物質(zhì)。其配平原則是：反應過程中，氧化劑獲得的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)。現(xiàn)結(jié)合以下實例說明其配平步驟。
【例】在酸性介質(zhì)中，
與
反應生成
和
，完成并配平方程式。
配平的具體步驟如下：
根據(jù)反應寫出未配平的離子方程式
寫出兩個半反應式，一個表示還原劑被氧化的反應，另一個表示氧化劑被還原的反應：
氧化反應 
式中產(chǎn)物的氧原子數(shù)較反應物中的多，反應又在酸性介質(zhì)中進行，所以可在上式反應物中加
，生成物中加H，然后進行各元素原子數(shù)及電荷數(shù)的配平，可得：
還原反應 
根據(jù)氧化劑和還原劑得失電子數(shù)相等的原則，在兩個半反應式中各乘以適當?shù)南禂?shù)，即以
然后相加得到一個配平的離子方程式。
待定系數(shù)法
1．配平原理
質(zhì)量守恒定律說明，在發(fā)生化學反應時，反應體系的各個物質(zhì)的每一種元素的原子在反應前后個數(shù)相等。通過設出未知數(shù)（如x、y、z等均大于零）把所有物質(zhì)的計量數(shù)配平，再根據(jù)每一種元素的原子個數(shù)前后相等列出方程式，解方程式（組）。計量數(shù)有相同的未知數(shù)，可以通過約分化簡。
2．方法和步驟
對于氧化還原反應，先把元素氧化數(shù)變化較多的物質(zhì)的計量數(shù)用未知數(shù)表示出來，再利用質(zhì)量守恒把其他物質(zhì)的計量數(shù)也配平出來，最終每一個物質(zhì)的計量數(shù)都配平出來后，根據(jù)某些元素的守恒，列方程解答。
應用與意義
氧化還原強弱判定
物質(zhì)的氧化性是指物質(zhì)得電子的能力，還原性是指物質(zhì)失電子的能力。物質(zhì)氧化性、還原性的強弱取決于物質(zhì)得失電子的能力（與得失電子的數(shù)量無關）。
從方程式與元素性質(zhì)的角度，氧化性與還原性的有無與強弱可用以下幾點判定：
（1）從元素所處的價態(tài)考慮，可初步分析物質(zhì)所具備的性質(zhì)（無法分析其強弱）。最高價態(tài)——只有氧化性，如
中的S、Mn元素；最低價態(tài)，只有還原性，如
等；中間價態(tài)——既有氧化性又有還原性，如
等。
（2）根據(jù)氧化還原的方向判斷：
氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。
（3）根據(jù)反應條件判斷：
當不同的氧化劑與同一種還原劑反應時，如氧化產(chǎn)物中元素的價態(tài)相同，可根據(jù)反應條件的高、低進行判斷，如是否需要加熱，是否需要酸性條件，濃度大小等等。
需要注意的是，物質(zhì)的氧化還原性通常與外界環(huán)境，其他物質(zhì)的存在，自身濃度等緊密相關，通過以上比較僅能粗略看出氧化還原性大小。如欲準確定量地比較氧化還原性的大小，需要使用電極電勢。
現(xiàn)實意義
在生物學中，植物的光合作用、呼吸作用是典型的氧化還原反應。人和動物的呼吸，把葡萄糖氧化為二氧化碳和水。通過呼吸把貯藏在食物的分子內(nèi)的能，轉(zhuǎn)變?yōu)榇嬖谟谌姿嵯?/span>苷(ATP)的高能磷酸鍵的化學能，這種化學能再供給人和動物進行機械運動、維持體溫、合成代謝、細胞的主動運輸等所需要的能量。
在工業(yè)生產(chǎn)中所需要的各種各樣的金屬，很多都是通過氧化還原反應從礦石中提煉而得到的。如生產(chǎn)活潑的有色金屬要用電解或置換的方法；生產(chǎn)黑色金屬和一些有色金屬都是用在高溫條件下還原的方法；生產(chǎn)貴金屬常用濕法還原，等等。許多重要化工產(chǎn)品的合成，如氨的合成、鹽酸的合成、接觸法制硫酸、氨氧化法制硝酸、食鹽水電解制燒堿等等，也都有氧化還原反應的參與。石油化工里的催化去氫、催化加氫、鏈烴氧化制羧酸、環(huán)氧樹脂的合成等等也都是氧化還原反應。
在農(nóng)業(yè)生產(chǎn)中，施入土壤的肥料的變化，如銨態(tài)氮轉(zhuǎn)化為硝態(tài)氮等，雖然需要有細菌起作用，但就其實質(zhì)來說，也是氧化還原反應。土壤里鐵或錳的氧化數(shù)的變化直接影響著作物的營養(yǎng)，曬田和灌田主要就是為了控制土壤里的氧化還原反應的進行。
在能源方面，煤炭、石油、天然氣等燃料的燃燒供給著人們生活和生產(chǎn)所必需的大量的能量。我們通常應用的干電池、蓄電池以及在空間技術上應用的高能電池都發(fā)生著氧化還原反應，否則就不可能把化學能變成電能，把電能變成化學能。
由此可見，在許多領域里都涉及到氧化還原反應，認識氧化還原反應的實質(zhì)與規(guī)律，對人類的生產(chǎn)和生活都是有意義的。
與電化學關系
鋅銅原電池
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化學反應中三大基本反應之一——氧化還原反應
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作者
