一、氧化還原反應(yīng)的基本概念

1.氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)移（得失）

氧化還原反應(yīng)概念圖

2.氧化還原反應(yīng)的特征：元素化合價(jià)的變化

應(yīng)用：在化學(xué)方程式中標(biāo)出各物質(zhì)組成元素的化合價(jià)，只要有一種元素的化合價(jià)發(fā)生了變化，即可說(shuō)明該反應(yīng)是氧化還原反應(yīng)。

口訣：升失氧氧還原劑，降得還還氧化劑（化合價(jià)上升，失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)，被氧化得到氧化產(chǎn)物，在反應(yīng)中做還原劑；化合價(jià)下降，得電子，發(fā)生還原反應(yīng)，被還原得到還原產(chǎn)物，在反應(yīng)中做氧化劑）。

3.化學(xué)反應(yīng)的分類(lèi)

我們把化學(xué)反應(yīng)按是否發(fā)生電子轉(zhuǎn)移分成兩大類(lèi)：氧化還原反應(yīng)和非氧化還原反應(yīng)。下面我們來(lái)介紹氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類(lèi)型的關(guān)系：

①置換反應(yīng)

置換反應(yīng)是單質(zhì)與化合物反應(yīng)生成新單質(zhì)和新化合物，該過(guò)程一定伴隨著電子得失，故一定是氧化還原反應(yīng)。如我們熟悉的 

Fe + CuSO₄ == FeSO₄ + Cu，

鐵失2個(gè)電子生成亞鐵離子，同時(shí)，銅離子得兩個(gè)電子生成銅單質(zhì)。

②復(fù)分解反應(yīng)

與置換反應(yīng)性質(zhì)完全相反地，復(fù)分解反應(yīng)是兩種化合物互相交換成分，并不存在電子轉(zhuǎn)移，故一定不是氧化還原反應(yīng)。如 

HCl + NaOH == NaCl + H₂O.

③化合反應(yīng)和分解反應(yīng)

而化合反應(yīng)和分解反應(yīng)既可能是氧化還原反應(yīng)，如：

C + O₂ =點(diǎn)燃= CO₂；

2H₂O₂ =(MnO₂)= 2H₂O + O₂↑；

又可能是非氧化還原反應(yīng)，如：

CaO + H₂O == Ca(OH)₂ ；

2NaHCO₃ =△= Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑.

④當(dāng)然，我們可以將上述關(guān)系用Venn圖表示：

氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)關(guān)系圖

4.有關(guān)氧化還原的判斷

①判斷氧化性和還原性

I.  元素處于最高價(jià)態(tài)時(shí)，只有氧化性；

II. 元素處于最低價(jià)態(tài)時(shí)，只有還原性；

• 特殊地，金屬的最低價(jià)態(tài)為0價(jià)，沒(méi)有負(fù)價(jià)，故金屬單質(zhì)只有還原性；

III.元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)，既有氧化性又有還原性。

②判斷氧化劑和還原劑

I.  常見(jiàn)的氧化劑及其對(duì)應(yīng)的還原產(chǎn)物

i.  活潑非金屬單質(zhì)

• X₂ → X^-（X表示F、Cl、Br、I等鹵素）

• O₂ → O^2- / OH^- / H₂O

ii. 具有處于高價(jià)態(tài)元素的化合物

• MnO₂ → Mn²⁺

• H₂SO₄ → SO₂ / S

• HNO₃ → NO / NO₂

• KMnO₄(酸性條件) → Mn²⁺

• FeCl₃ → Fe²⁺ / Fe

iii.其他

• H₂O₂ → H₂O

II. 常見(jiàn)的還原劑及其對(duì)應(yīng)的氧化產(chǎn)物

i.  活潑的金屬單質(zhì)

• Na → Na⁺

• Al → Al³⁺

ii. 活潑的非金屬單質(zhì)

• H₂ → H₂O

• C → CO / CO₂

iii.具有處于低價(jià)態(tài)元素的化合物

• CO → CO₂

• SO₂ → SO₃ / SO₄^2-

• H₂S → S / SO₂

• HI → I₂

• Na₂SO₃ → SO₄^2-

• FeCl₂ → Fe³⁺

III.特殊情況

i.  在氧化還原反應(yīng)中，氧化劑和還原劑可能是同一種物質(zhì)，氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物也可能是同一種物質(zhì)，如歧化反應(yīng)和部分歸中反應(yīng)。

• 歧化反應(yīng)：在反應(yīng)中，若氧化作用和還原作用發(fā)生在同一分子內(nèi)部處于同一氧化態(tài)的元素上，使該元素的原子（或離子）一部分被氧化，另一部分被還原，那么我們稱(chēng)這種自身的氧化還原反應(yīng)為歧化反應(yīng)。

• 如氯氣和氫氧化鈉的反應(yīng)（氯既做氧化劑又做還原劑）：

Cl₂ + 2NaOH == NaCl + NaClO + H₂O

• 歸中反應(yīng)：在反應(yīng)中，同種元素組成的不同物質(zhì)中元素的兩種化合價(jià)向中間靠攏，那么我們稱(chēng)這種氧化還原反應(yīng)為歸中反應(yīng)。

• 部分歸中反應(yīng)可以使同種元素的不同化合價(jià)達(dá)到相同價(jià)態(tài)，如鐵和氯化鐵溶液的反應(yīng)：

Fe + 2FeCl₃ == 3FeCl₂

• 也有部分歸中反應(yīng)會(huì)使同種元素的化合價(jià)彼此接近但不能達(dá)到相同價(jià)態(tài)，但是不存在價(jià)態(tài)交叉現(xiàn)象，如下圖：

  
  歸中反應(yīng)發(fā)生規(guī)律圖

  為了更加直觀的理解什么叫做“不能價(jià)態(tài)交叉”，我們來(lái)看二氧化硫和硫酸反應(yīng)的方程式進(jìn)行理解：
  

  H₂S + H₂SO₄ == S↓ + SO₂ + 2H₂O

  我們很容易看出硫化氫的S為-2價(jià)，硫酸的S為+6價(jià)；硫單質(zhì)的S為0價(jià)，二氧化硫的S為+4價(jià)。那么請(qǐng)看下圖：

  
  二氧化硫和硫酸反應(yīng)變價(jià)分析圖

  那么由此我們得知，硫化氫是還原劑，硫酸是氧化劑；硫單質(zhì)是氧化產(chǎn)物，二氧化硫是還原產(chǎn)物。

ii. 大多數(shù)物質(zhì)在反應(yīng)中做氧化劑還是還原劑并不是一成不變的（包括上述列舉也是如此）。通常取決于其與其他物質(zhì)性質(zhì)的關(guān)系。

• 如上述常見(jiàn)氧化劑中的過(guò)氧化氫（氧為-1價(jià)處于中間價(jià)態(tài)），在酸性條件下可以被高錳酸鉀氧化：

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 2H₂SO₄ == K₂SO₄ + MnSO₄ + 5O₂↑ + 2H₂O

iii.同一種氧化劑對(duì)應(yīng)的還原產(chǎn)物不是一成不變的，同理，同一種還原劑對(duì)應(yīng)的氧化產(chǎn)物也不是一成不變的。通常會(huì)受反應(yīng)濃度、反應(yīng)酸堿度等因素影響。

• 如銅（還原劑）和硝酸（氧化劑）反應(yīng)。當(dāng)硝酸為濃硝酸，反應(yīng)的還原產(chǎn)物是二氧化氮；當(dāng)硝酸為稀硝酸，反應(yīng)的還原產(chǎn)物為一氧化氮。

• 氧化劑高錳酸鉀在酸性條件下的還原產(chǎn)物通常為錳離子，而在中性或堿性條件下的還原產(chǎn)物通常為錳酸鉀或二氧化錳。

5.電子轉(zhuǎn)移的表示方法

①單線橋法

• 箭頭由還原劑中被氧化的元素指向氧化劑中被還原的元素，箭頭方向?yàn)殡娮愚D(zhuǎn)移方向。

• 在橋上標(biāo)明轉(zhuǎn)移電子總數(shù)。
  

②雙線橋法

• 箭頭分別由氧化劑指向還原產(chǎn)物，由還原劑指向氧化產(chǎn)物；箭頭兩端所指元素相同；箭頭不表示電子轉(zhuǎn)移方向，僅表示電子轉(zhuǎn)移前后的變化。

• 在橋上標(biāo)明得失電子數(shù)量；得失電子總數(shù)相等。

二、氧化性還原性的強(qiáng)弱規(guī)律

1.氧化性還原性與元素周期表的關(guān)系

• 同一周期從左到右，電子層數(shù)相同，原子核電荷數(shù)逐漸增加，原子核對(duì)最外層電子引力逐漸增強(qiáng)，原子半徑逐漸減小。得電子能力逐漸增強(qiáng)，元素的非金屬性逐漸增強(qiáng)，對(duì)應(yīng)單質(zhì)的氧化性逐漸增強(qiáng)；失電子能力逐漸減弱，元素的金屬性逐漸減弱，對(duì)應(yīng)單質(zhì)的還原性逐漸減弱。

• 同一主族從上到下，最外層電子數(shù)相同，原子層數(shù)逐漸增加，原子核對(duì)最外層電子引力逐漸減弱，原子半徑逐漸增大。得電子能力逐漸減弱，元素的非金屬性逐漸減弱，對(duì)應(yīng)單質(zhì)的氧化性逐漸減弱；失電子能力逐漸增強(qiáng)，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，對(duì)應(yīng)單質(zhì)的還原性逐漸增強(qiáng)。

2.氧化性還原性與金屬活動(dòng)性的關(guān)系

• 金屬活動(dòng)性越強(qiáng)，對(duì)應(yīng)單質(zhì)的還原性越強(qiáng)，對(duì)應(yīng)離子的氧化性越弱。

3.氧化還原反應(yīng)規(guī)律

在一個(gè)反應(yīng)中：

• 氧化劑的氧化性大于氧化產(chǎn)物的氧化性。

• 還原劑的還原性大于還原產(chǎn)物的還原性。

• 若含有多種氧化劑（還原劑），氧化性（還原性）強(qiáng)的物質(zhì)優(yōu)先參與反應(yīng)。

4.氧化還原表

氧化還原反應(yīng)表如下圖所示，表中含有部分常見(jiàn)的氧化劑和還原劑供查表使用。

①表格特性

深藍(lán)底色部分表示還原劑，從左到右還原性依次遞減；淺藍(lán)底色部分表示氧化劑，從左到右氧化性逐漸遞增。表中任一還原劑可被其正下方及正下方右側(cè)所有氧化劑氧化；任一氧化劑可以氧化其正上方及正上方左側(cè)所有還原劑（如下圖，溴可以氧化所有黃色底色的還原劑）。

②表格用途

• 判斷氧化還原反應(yīng)能否發(fā)生

• 在依量反應(yīng)中判斷反應(yīng)先后

③樣例

問(wèn)題1：硝酸能否氧化氯離子？

回答1：查表知硝酸可以氧化其正上方及正上方左側(cè)所有還原劑，氯離子不在該范圍，故硝酸不能將其氧化。

問(wèn)題2：碘化亞鐵和少量氯氣的反應(yīng)方程式為？

回答2：顯然碘離子和亞鐵離子均可以被氯氣氧化，查表知碘離子的還原性高于亞鐵離子，故當(dāng)氯氣不足時(shí)，碘離子優(yōu)先與氯氣反應(yīng)。故反應(yīng)方程式為：

Cl₂ + 2I^- == 2Cl^-  + I₂ .

三、氧化還原反應(yīng)方程式的配平

1.正向配平

此處我們使用氨的催化氧化的反應(yīng)作為例子進(jìn)行講解：

①寫(xiě)出反應(yīng)物和生成物的化學(xué)式，并標(biāo)出變價(jià)元素的化合價(jià)

②列出反應(yīng)前后同種元素化合價(jià)的升降變化

• N的化合價(jià)由-3價(jià)變至+2價(jià)，故上升5價(jià)

• O的化合價(jià)由0價(jià)降至-2價(jià)，每個(gè)O₂含2個(gè)O. 故下降2×2=4價(jià)

③根據(jù)升降價(jià)求最小公倍數(shù)，使化合價(jià)升降總數(shù)相等

④觀察法，根據(jù)已配平的物質(zhì)將其他物質(zhì)配平

⑤根據(jù)原子守恒檢查無(wú)誤后完成配平

2.逆向配平

當(dāng)遇到歧化反應(yīng)時(shí)，正向配平似乎并不容易。于是我們采取逆向思維，原理和正向配平完全一致。此處我們使用氯氣和氫氧化鈉的反應(yīng)作為例子：

3.整體配平

當(dāng)遇到一種物質(zhì)中有兩種元素變價(jià)時(shí)，可以進(jìn)行整體配平。此處我們使用硫化亞銅和硝酸的反應(yīng)作為例子：

①和正向配平一樣，寫(xiě)出反應(yīng)物和生成物的化學(xué)式，并標(biāo)出變價(jià)元素的化合價(jià)；列出反應(yīng)前后同種元素化合價(jià)的升降變化；根據(jù)升降價(jià)求最小公倍數(shù)，使化合價(jià)升降總數(shù)相等

②觀察法，根據(jù)已配平的物質(zhì)將其他物質(zhì)配平

此處注意：由于產(chǎn)物硝酸銅的硝酸根直接來(lái)自于硝酸并未變價(jià)，故①中已配平的10個(gè)硝酸不含硝酸銅中的硝酸根。換言之，硝酸銅中的硝酸根需要額外增加硝酸來(lái)提供！于是配平如下：

③根據(jù)原子守恒檢查無(wú)誤后完成配平