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氧化还原反应

高中阶段的氧化还原反应的定义与初中不同。凡是有元素化合价升降的化学反应都叫做氧化还原反应，而没有元素化合价升降的化学反应叫做非氧化还原反应。在四种基本反应类型中，复分解反应一定不是氧化还原反应，置换反应一定是氧化还原反应，有单质生成的分解反应和有单质反应的化合反应一般都是氧化还原反应，但诸如

${\rm {3O_{2}}}$$\longrightarrow$(放电)${\rm {2O_{3}}}$

这类化学反应不是氧化还原反应。

氧化还原反应的实质

氧化还原反应的实质是原子之间的重新组合。有电子转移（得失或偏移）的反应，是氧化还原反应。氧化还原反应表现为被氧化的元素的化合价升高，其实质是该元素的原子失去（或偏离）电子的过程；还原反应表现为被还原的元素的化合价降低，其实质是该元素的原子获得（或偏向）电子的过程。

至于为什么电子会转移，我们将在电负性中作详细介绍。

氧化反应与还原反应，氧化剂与还原剂，氧化产物与生成产物

在氧化还原反应中，化合价升高的物质叫做还原剂，发生氧化反应，被氧化生成氧化产物；而化合价降低的物质叫做氧化剂，发生还原反应，被还原生成还原产物。氧化剂的氧化性大于氧化产物，还原剂的还原性大于还原产物。氧化性与还原性见后。

例如反应

${\rm {2Cu+O_{2}}}$$\longrightarrow$($\Delta$)${\rm {2CuO}}$

铜元素从0价变为+2价，化合价升高，失去$2e^{-}$，被氧化；氧元素从0价变为-2价，化合价降低，得到$2e^{-}$，被还原。生成的氧化铜既是铜元素被氧化的产物又是氧元素被还原的产物，既是氧化产物又是还原产物。

常见的氧化剂与还原剂

常见的氧化剂有：

（1）活泼的非金属：卤素，${\ce {O2}}$，${\ce {S}}$

（2）含高价金属元素的离子：${\ce {Fe3+}}$，${\ce {Sn4+}}$，${\ce {MnO4-}}$

（3）含高价元素的化合物：${\ce {KClO3}}$，${\ce {HNO3}}$，${\ce {H2SO4}}$(浓)，${\ce {KMnO4}}$，${\ce {MnO2}}$

（4）过氧化物：${\ce {H2O2}}$，${\ce {Na2O2}}$，${\ce {BaO2}}$

常见的还原剂有：

（1）活泼的金属：K，Ca，Na，…，Zn，Fe

（2）低价金属离子：${\ce {Fe2+}}$，${\ce {Sn2+}}$

（3）含低价元素的含氧化合物：${\ce {CO}}$，${\ce {SO2}}$，${\ce {Na2SO3}}$

（4）某些非金属及其离子：${\ce {H2}}$，${\ce {C}}$，${\ce {I^-}}$，${\ce {S2-}}$

氧化还原反应方程式的书写

单线桥法

写出化学反应方程式，标出变价元素的化合价。在反应物中从失去电子（或电子对偏离）的元素的正上方引出一条箭头，指向反应物中得到电子（或电子对偏向）的元素。在箭头上方标出得失（或偏移）电子的总量。检查是否书写正确。

特别提醒：当发生歧化反应时，元素从自己指向自己。

双线桥法

写出化学反应的方程式，标出变价元素的化合价。用箭头从反应物中一种变价元素指向生成物中该元素。在箭头上方或下方写下电子得失情况（原子数×得失电子数e^-，不必计算）、化合价升降情况（不必写出升降数量）和被氧化还是被还原。重复该步骤写出其他元素的氧化还原情况。检查是否书写正确。

氧化性与还原性及其判断

氧化剂表现出的得（或偏向）电子的能力称为氧化性，还原剂表现出的失（或偏离）电子的能力称为还原性。

某一物质的氧化性越强，则其还原性越弱。即“难失易得，易失难得”。

但需要注意的是，难失并不一定易得，例如稀有气体原子，它既不容易失去电子也不容易得到电子。

氧化性与还原性强弱的判断

根据化学反应方程式判断

氧化剂的氧化性大于氧化产物，还原剂的还原性大于还原产物。

对于多种物质，若它们能和某一物质在不同条件下生成同一氧化产物或还原产物，所需条件越苛刻、反应速率越慢的物质的氧化性或还原性越弱。

如：同样是生成氯气，二氧化锰在加热条件下可与浓盐酸反应，而高锰酸钾在常温便可与浓盐酸反应，故高锰酸钾的氧化性比二氧化锰强。

根据金属性判断

金属性越强，失电子能力越强，还原性越强；金属性越弱，失电子能力越弱，其对应离子得电子能力越强，氧化性越强。

根据活动性判断

还原性逐渐减弱：K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H),Cu,Hg,Ag

氧化性逐渐增强：${\ce {K^+}}$,${\ce {Ca2+}}$,${\ce {Na+}}$,${\ce {Mg2+}}$,${\ce {Al3+}}$,${\ce {Zn2+}}$,${\ce {Fe2+}}$,${\ce {Sn2+}}$,${\ce {Pb2+}}$,(${\ce {H^+}}$),${\ce {Cu2+}}$,${\ce {Hg2+}}$,${\ce {Fe3+}}$,${\ce {Ag+}}$

氧化性逐渐减弱：${\ce {F2}}$,${\ce {O2}}$,${\ce {Cl2}}$,${\ce {N_2}}$,${\ce {Br2}}$,${\ce {I_2}}$,${\ce {S}}$,${\ce {C}}$

还原性逐渐增强：${\ce {F-}}$,${\ce {O2-}}$,${\ce {Cl-}}$,${\ce {N3-}}$,${\ce {Br-}}$,${\ce {I^-}}$,${\ce {S2-}}$

*${\ce {O2}}$与${\ce {Cl2}}$的氧化性强弱视情况而定。

氧化还原反应的重要规律

价态律

最低价元素只表现还原性，最高价元素只表现氧化性，而中间价态既有氧化性又有还原性。

记忆口诀：“高价氧化低价还，中间价态两边转”

转化律

同种元素不同价态之间发生氧化还原反应，价态只靠近不交叉。该规律又称“归中规律”。

先后律

同一氧化剂与多种还原剂反应，还原性强的先被氧化。

同一还原剂与多种氧化剂反应，氧化性强的先被还原。

守恒律

还原剂失（或偏离）电子总数等于氧化剂得（或偏向）电子总数。即化合价升高总数等于化合价降低总数。用公式来表示就是：

$\eta _{1}\centerdot n_{1}\centerdot e_{1}=\eta _{2}\centerdot n_{2}\centerdot e_{2}$（其中$\eta$是化学计量数，$n$是每个分子/原子/离子中所含有的变价原子数，$e$是指该元素平均每个原子得失电子数）

参考资料

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