一、氧化還原反應的基本概念

1.氧化還原反應的本質：有電子轉移（得失）

氧化還原反應概念圖

2.氧化還原反應的特征：元素化合價的變化

應用：在化學方程式中标出各物質組成元素的化合價，隻要有一種元素的化合價發生了變化，即可說明該反應是氧化還原反應。

口訣：升失氧氧還原劑，降得還還氧化劑（化合價上升，失電子，發生氧化反應，被氧化得到氧化産物，在反應中做還原劑；化合價下降，得電子，發生還原反應，被還原得到還原産物，在反應中做氧化劑）。

3.化學反應的分類

我們把化學反應按是否發生電子轉移分成兩大類：氧化還原反應和非氧化還原反應。下面我們來介紹氧化還原反應與四種基本反應類型的關系：

①置換反應

置換反應是單質與化合物反應生成新單質和新化合物，該過程一定伴随着電子得失，故一定是氧化還原反應。如我們熟悉的

Fe CuSO4 == FeSO4 Cu，

鐵失2個電子生成亞鐵離子，同時，銅離子得兩個電子生成銅單質。

②複分解反應

與置換反應性質完全相反地，複分解反應是兩種化合物互相交換成分，并不存在電子轉移，故一定不是氧化還原反應。如

HCl NaOH == NaCl H2O.

③化合反應和分解反應

而化合反應和分解反應既可能是氧化還原反應，如：

C O2 =點燃= CO2；

2H2O2 =(MnO2)= 2H2O O2↑；

又可能是非氧化還原反應，如：

CaO H2O == Ca(OH)2 ；

2NaHCO3 =△= Na2CO3 H2O CO2↑.

④當然，我們可以将上述關系用Venn圖表示：

4.有關氧化還原的判斷

①判斷氧化性和還原性

I. 元素處于最高價态時，隻有氧化性；

II. 元素處于最低價态時，隻有還原性；

• 特殊地，金屬的最低價态為0價，沒有負價，故金屬單質隻有還原性；

III.元素處于中間價态時，既有氧化性又有還原性。

②判斷氧化劑和還原劑

I. 常見的氧化劑及其對應的還原産物

i. 活潑非金屬單質

• X2 → X-（X表示F、Cl、Br、I等鹵素）

• O2 → O2- / OH- / H2O

ii. 具有處于高價态元素的化合物

• MnO2 → Mn2

• H2SO4 → SO2 / S

• HNO3 → NO / NO2

• KMnO4(酸性條件) → Mn2

• FeCl3 → Fe2 / Fe

iii.其他

• H2O2 → H2O

II. 常見的還原劑及其對應的氧化産物

i. 活潑的金屬單質

• Na → Na

• Al → Al3

ii. 活潑的非金屬單質

• H2 → H2O

• C → CO / CO2

iii.具有處于低價态元素的化合物

• CO → CO2

• SO2 → SO3 / SO42-

• H2S → S / SO2

• HI → I2

• Na2SO3 → SO42-

• FeCl2 → Fe3

III.特殊情況

i. 在氧化還原反應中，氧化劑和還原劑可能是同一種物質，氧化産物和還原産物也可能是同一種物質，如歧化反應和部分歸中反應。

• 歧化反應：在反應中，若氧化作用和還原作用發生在同一分子内部處于同一氧化态的元素上，使該元素的原子（或離子）一部分被氧化，另一部分被還原，那麼我們稱這種自身的氧化還原反應為歧化反應。

• 如氯氣和氫氧化鈉的反應（氯既做氧化劑又做還原劑）：

Cl2 2NaOH == NaCl NaClO H2O

• 歸中反應：在反應中，同種元素組成的不同物質中元素的兩種化合價向中間靠攏，那麼我們稱這種氧化還原反應為歸中反應。

• 部分歸中反應可以使同種元素的不同化合價達到相同價态，如鐵和氯化鐵溶液的反應：

Fe 2FeCl3 == 3FeCl2

• 也有部分歸中反應會使同種元素的化合價彼此接近但不能達到相同價态，但是不存在價态交叉現象，如下圖：

  

  
  歸中反應發生規律圖

  為了更加直觀的理解什麼叫做“不能價态交叉”，我們來看二氧化硫和硫酸反應的方程式進行理解：
  

  H2S H2SO4 == S↓ SO2 2H2O

  我們很容易看出硫化氫的S為-2價，硫酸的S為 6價；硫單質的S為0價，二氧化硫的S為 4價。那麼請看下圖：

  

  
  二氧化硫和硫酸反應變價分析圖

  那麼由此我們得知，硫化氫是還原劑，硫酸是氧化劑；硫單質是氧化産物，二氧化硫是還原産物。

ii. 大多數物質在反應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性質的關系。

• 如上述常見氧化劑中的過氧化氫（氧為-1價處于中間價态），在酸性條件下可以被高錳酸鉀氧化：

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

iii.同一種氧化劑對應的還原産物不是一成不變的，同理，同一種還原劑對應的氧化産物也不是一成不變的。通常會受反應濃度、反應酸堿度等因素影響。

• 如銅（還原劑）和硝酸（氧化劑）反應。當硝酸為濃硝酸，反應的還原産物是二氧化氮；當硝酸為稀硝酸，反應的還原産物為一氧化氮。

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

5.電子轉移的表示方法

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，箭頭方向為電子轉移方向。

• 在橋上标明轉移電子總數。
  

②雙線橋法

• 箭頭分别由氧化劑指向還原産物，由還原劑指向氧化産物；箭頭兩端所指元素相同；箭頭不表示電子轉移方向，僅表示電子轉移前後的變化。

• 在橋上标明得失電子數量；得失電子總數相等。

二、氧化性還原性的強弱規律

1.氧化性還原性與元素周期表的關系

• 同一周期從左到右，電子層數相同，原子核電荷數逐漸增加，原子核對最外層電子引力逐漸增強，原子半徑逐漸減小。得電子能力逐漸增強，元素的非金屬性逐漸增強，對應單質的氧化性逐漸增強；失電子能力逐漸減弱，元素的金屬性逐漸減弱，對應單質的還原性逐漸減弱。

• 同一主族從上到下，最外層電子數相同，原子層數逐漸增加，原子核對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，對應單質的氧化性逐漸減弱；失電子能力逐漸增強，元素的金屬性逐漸增強，對應單質的還原性逐漸增強。

2.氧化性還原性與金屬活動性的關系

• 金屬活動性越強，對應單質的還原性越強，對應離子的氧化性越弱。

3.氧化還原反應規律

在一個反應中：

• 氧化劑的氧化性大于氧化産物的氧化性。

• 還原劑的還原性大于還原産物的還原性。

• 若含有多種氧化劑（還原劑），氧化性（還原性）強的物質優先參與反應。

4.氧化還原表

氧化還原反應表如下圖所示，表中含有部分常見的氧化劑和還原劑供查表使用。

深藍底色部分表示還原劑，從左到右還原性依次遞減；淺藍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

• 判斷氧化還原反應能否發生

• 在依量反應中判斷反應先後

③樣例

問題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所有還原劑，氯離子不在該範圍，故硝酸不能将其氧化。

問題2：碘化亞鐵和少量氯氣的反應方程式為？

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，故當氯氣不足時，碘離子優先與氯氣反應。故反應方程式為：

Cl2 2I- == 2Cl- I2 .

三、氧化還原反應方程式的配平

1.正向配平

此處我們使用氨的催化氧化的反應作為例子進行講解：

①寫出反應物和生成物的化學式，并标出變價元素的化合價

• N的化合價由-3價變至 2價，故上升5價

• O的化合價由0價降至-2價，每個O2含2個O. 故下降2×2=4價
  

③根據升降價求最小公倍數，使化合價升降總數相等

④觀察法，根據已配平的物質将其他物質配平

⑤根據原子守恒檢查無誤後完成配平

當遇到歧化反應時，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緻。此處我們使用氯氣和氫氧化鈉的反應作為例子：

3.整體配平

當遇到一種物質中有兩種元素變價時，可以進行整體配平。此處我們使用硫化亞銅和硝酸的反應作為例子：

①和正向配平一樣，寫出反應物和生成物的化學式，并标出變價元素的化合價；列出反應前後同種元素化合價的升降變化；根據升降價求最小公倍數，使化合價升降總數相等

②觀察法，根據已配平的物質将其他物質配平

此處注意：由于産物硝酸銅的硝酸根直接來自于硝酸并未變價，故①中已配平的10個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提供！于是配平如下：

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