氧化還原反應實質(zhì)
　　發(fā)生了電子的轉移.(即在離子化合物中是電子的得失,在共價化合物里是電子的偏移）
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規(guī)律
　　感受氧化還原反應的實質(zhì)因為氧化還原反應中會發(fā)生電子轉移,也就是元素的化合價會發(fā)生變化,可以得知：
　　復分解反應不是氧化還原反應
　　置換反應一定是氧化還原反應,化合和分解反應不一定是氧化還原反應.
　　有單質(zhì)參加的化合反應一定是氧化還原反應　
　　有單質(zhì)生成的分解反應一定是氧化還原反應,但有單質(zhì)參與的反應不一定是氧化還原反應（如石墨變成金剛石,氧氣變臭氧）.復分解反應則一定不是氧化還原反應.
　　對于不屬于上述四種基本反應類型的化學反應,有屬于氧化還原反應的（例如一氧化碳還原氧化銅）,也有不屬于氧化還原反應的（例如氧氣在一定條件下反應變成臭氧）
　　歸中反應,歧化反應可以看作是特殊的氧化還原反應.
　　氧化反應：
　　還原劑（反應物）→失電子或共用電子對偏離→化合價升高→被氧化→發(fā)生氧化反應→生成氧化產(chǎn)物
　　還原反應：
　　氧化劑（反應物）→得電子或共用電子對偏向→化合價降低→被還原→發(fā)生還原反應→生成還原產(chǎn)物
　　氧化還原反應的具體規(guī)律是：
　　1．守恒律：氧化還原反應中,得失電子總數(shù)相等,化合價升降總值守衡
　　2．強弱律：反應中滿足：氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物
　　還原性：還原劑>還原產(chǎn)物
　　3．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.
　　4．轉化律：同種元素不同價態(tài)間發(fā)生歸中反應時,元素的化合價只接近而不交叉,最多只能達到同種價態(tài) 5．優(yōu)先律：在同一氧化還原反應中,氧化劑遇多種還原劑時,先和最強還原劑反應
　　6. 歸中律：不同價態(tài)的同種元素,其較高價態(tài)與較低價態(tài)均轉化為中間價態(tài),不得交錯升降.
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永恒規(guī)律
　　當某元素為最高價時,它只能做氧化劑.
　　當某元素為最低價次時,它只能做還原劑.
　　當某元素為中間價次時,它既能做氧化劑,又能做還原劑.對于絕大多數(shù)氧化還原反應,還原劑的還原性大于還原產(chǎn)物的還原性,氧化劑的氧化性大于氧化產(chǎn)物的氧化性.也有少部分例外,如氯酸分解為氧氣+氯氣+高氯酸,其中生成物中的氧化產(chǎn)物高氯酸的氧化性高于反應物氯酸
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類型
　　根據(jù)氧化劑跟還原劑的反應方式,氧化還原反應一般可以分成三種類型：分子間的氧化還原反應、分子內(nèi)的氧化還原反應和自身氧化還原反應.
　?。?）分子間的氧化還原反應
　　這是一種最普遍的氧化還原反應.反應中,電子的得失或電子對的偏移發(fā)生在兩種不同物質(zhì)的分子之間.
　　例如：（2）分子內(nèi)的氧化還原反應
　　在這類反應中,電子的轉移發(fā)生在同一分子內(nèi)的不同原子之間.
　　例如：
　?。?）自身氧化還原反應
　　在這類反應中,電子的轉移發(fā)生在同一分子里的同種價態(tài)、同種元素的原子上.這種反應又稱為歧化反應.
　　例如：
　　在氧化還原反應的方程式里,有的箭號不跨過等號（又稱單線橋）,有的箭號跨過了等號（又稱雙線橋）.在許多書刊上,這兩種表示方法都有采用.箭號不跨過等號的,一般用于表示電子轉移的方向和數(shù)目,它表明了多少個電子從還原劑中某元素的原子轉移給氧化劑中某元素的原子,電子數(shù)前不用標出“得到”或“失去”.箭號跨過了等號的,一般用于表示發(fā)生氧化還原的元素本身得、失電子的變化,在電子數(shù)前要標明“得到”還是“失去”.這兩種方法,僅僅是表示形式不同,它們都是用于表示氧化還原反應中電子得失（或轉移）情況的.
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記法
　　氧化還原反應 概念還原劑 + 氧化劑 ---> 氧化產(chǎn)物 + 還原產(chǎn)物
　　一般來說,同一反應中還原產(chǎn)物的還原性比還原劑弱,氧化產(chǎn)物的氧化性比氧化劑弱,這就是所謂“強還原劑制弱還原劑,強氧化劑制弱氧化劑”.
　　總結：氧化劑發(fā)生還原反應,得電子,化合價降低,有氧化性,被還原,生成還原產(chǎn)物.
　　還原劑發(fā)生氧化反應,失電子,化合價升高,有還原性,被氧化,生成氧化產(chǎn)物.
　　記法1：氧化還原不可分,得失電子是根本.失電子者被氧化,得電子者被還原.
　　失電子者還原劑,得電子者氧化劑.氧化劑 還原劑,相依相存永不離.
　　記法2：升失氧還氧,降得還氧還
　　解釋：1.化合價升高,失去電子,發(fā)生氧化反應,充當還原劑,生成物具有比反應物中的氧化劑氧化性弱的氧化性.
　　2.化合價降低,得到電子,發(fā)生還原反應,充當氧化劑,生成物具有比反應物中的還原劑還原性弱的還原性.
　　記法3：升失被氧還
　　降得被還氧
　　解釋：1.化合價升高、失去電子、被氧化做還原劑.
　　2.化合價降低、得到電子、被還原做氧化劑.
　　記法4：
　　剝下偽裝的外套（失去電子）,真實面目被氧化的是還原劑,還原劑當然發(fā)生氧化反應,電子為負價,失去電子負負得正,化合價升高
　　披上偽裝的外套（得到電子）,真實面目被還原的是氧化劑,氧化劑當然發(fā)生還原反應,電子為負價,得到電子正負得負,化合價降低
　　記法5：
　　升高、失去、被氧化、氧化反應、還原劑,
　　降低、得到、被還原、還原反應、氧化劑.（注：升高、失去指化合價升高或降低,失去、得到指電子得失）
　　記法6：
　　失升氧化還原劑,得降還原氧化劑.
　　失電子,化合價升高,被氧化,是還原劑；得電子,化合價降低,被還原,是氧化劑.
　　記法7：
　　升失氧,降得還.若問劑,兩相反.
　　記法8：
　　高價氧化低價還,中間價態(tài)兩邊轉.
　　解釋：高價化合物做氧化劑,低價化合物做還原劑,中間價態(tài)的化合物,可能做氧化劑,也可能做還原劑
　　記法9：氧得低,還失高.
　　解釋：氧化劑得到電子化合價降低,還原劑失去電子化合價升高.
　　記法10：失升氧還
　　記法11：升失氧,降得還,說價性,兩相反.
　　記法12：失升氧,得降還；氧化劑,被還原.
　　氧化劑,會氧化.還原后,還原產(chǎn)（物）.
　　記法13：升失氧,降得還,劑相反.
　　解釋：“劑”指氧化劑與還原劑.
　　記法14：氧化劑把別人氧化,本身還原；還原劑把別人還原,本身氧化
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范例——氫氣與氯氣
　　氫氣與氯氣的化合反應,其總反應式如下：
　　H2+Cl2=2HCl氧化還原反應 范例我們可以把它寫成兩個半反應的形式：
　　氧化反應：
　　H2 - 2e- → 2H+
　　還原反應：
　　Cl2 + 2e- → 2Cl-
　　單質(zhì)總為0價.第1個半反應中,氫元素從0價被氧化到+1價；同時,在第2個半反應中,氯元素從0價被還原到-1價. (本段中,“價”指氧化數(shù))
　　兩個半反應加合,電子數(shù)消掉：
　　H2 → 2H+ + 2e-
　　2e- + Cl2 → 2Cl-
　　H2 + Cl2 → 2H+ + 2Cl-
　　最后,離子結合,形成氯化氫:
　　H2 + Cl2 → 2HCl
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范例——碳與硝酸
1,寫出反應物和生成物的化學式
　　C+HNO3→NO2+CO2+H2O
2,列出元素的化合價的變化
　　在反應物這邊 在生成物這邊 變化量
　　C化合價 0 +4 升高4
　　N化合價 +5 +4 降低1
3,使化合價的升高和降低的總數(shù)相等
　　C+4HNO3→4NO2+CO2+H2O
4,配平其它物質(zhì)的系數(shù)
　　C+4HNO3=4NO2↑+CO2↑+2H2O
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范例——工業(yè)煉鐵
　　Fe2O3+3CO=高溫=2Fe+3CO2
　　這個反應中,三氧化二鐵是氧化劑,而一氧化碳是大家熟悉的還原劑.三氧化二鐵中的氧元素給了一氧化碳,使后者氧元素含量增加變?yōu)槎趸?鐵由3價變?yōu)閱钨|(zhì)0價(降低,為氧化劑),而碳由2價變?yōu)?價(升高,為還原劑)
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范例——復分解反應
　　另外,復分解反應一定不是氧化還原反應.因為復分解反應中各元素的化合價都沒有變化.例如：
　　Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3↓其中鈉元素保持1價,碳酸根保持-2價,氯元素保持-1價,而鈣元素保持2價.
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與電化學的關系
　　每一個氧化還原反應都可以做成一個原電池.其中發(fā)生氧化反應的一極為原電池的負極,在金屬做兩極時,活潑性較強的金屬常做負極；發(fā)生還原反應的一極為原電池的正極,在金屬做兩極時,活潑性較弱的金屬常做正極.兩個電極之間有電勢差(電化學上通常叫電動勢),因此反應可以進行,同時可以用來做功.
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兩個性質(zhì)
　　氧化還原反應的兩個性質(zhì)還原性：失電子的能力
　　氧化性；得電子的能力 例：一物質(zhì)還原性很強=失電子的能力強
　　一個反應中,具有還原性的物質(zhì)：1．還原劑2．還原產(chǎn)物
　　一個反應中,具有氧化性的物質(zhì)：1．氧化劑2．氧化產(chǎn)物
　　金屬性在本質(zhì)上就是還原性,而還原性不僅僅表現(xiàn)為金屬的性質(zhì).
　　非金屬性在本質(zhì)上就是氧化性,而氧化性不僅僅表現(xiàn)為非金屬單質(zhì)的性質(zhì).
　　一個粒子的還原性越強,表明它的氧化性越弱；粒子的氧化性越強,表明它的還原性越弱.^ ^
　　即在金屬活動性順序表中,排在前面的金屬還原性強,排在后面的金屬離子氧化性強
　　如：在元素周期表中,非金屬性最強的非金屬元素氟,它的氧化性最強,因此氟元素無正價.反之,金屬性越強的元素,它的還原性也就越強.
　　一切氧化還原反應之中,還原劑的還原性>還原產(chǎn)物的還原性
　　一切氧化還原反應之中,氧化劑的氧化性>氧化產(chǎn)物的氧化性
　　還原性的強弱只與失電子的難易程度有關,與失電子的多少無關.
　　金屬得電子不一定變?yōu)?價 例：2Fe3++Cu=2Fe2+ + Cu2+,Fe3+—Fe2+
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表示方法——雙線橋法
　　表明反應前后同一元素原子間的電子轉移情況.
1.雙線橋法的基本步驟
　　(1)標價態(tài)
　　明確標出各發(fā)生氧化還原反應的元素化合價.　
　　(2)連雙線
　　連一條線由氧化劑中化合價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化合價升高的元素指向氧化產(chǎn)物中的相應元素.一律在線上標出升降變化,如“化合價升高”“化合價降低”,不可標為“升價”或“降價”.
　　(3)注得失
　　一律標出“失去”或“得到”的電子數(shù),格式為“得或失 發(fā)生氧化還原反應的原子數(shù)×單位原子得失電子數(shù)"和該元素“被氧化”或“被還原”.
2.注意事項
　　(1)箭頭,箭尾一律指向化合價變化的同種元素
　　(2)一律注明"得"或"失"字樣
　　(3)還原劑失去電子總數(shù)和氧化劑得到電子數(shù)總數(shù)相等
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表示方法——單線橋法
　　表明反應前后不同元素原子間的電子轉移情況.
　　
1.單線橋法的基本步驟
　　(1)標價態(tài)
　　明確標明發(fā)生氧化還原反應的元素的化合價
　　(2)連單線
　　連接方程式左邊的氧化劑與還原劑,箭頭一律指向氧化劑
　　(3)注得失
　　標出轉移的電子的總數(shù),這里不用像雙線橋那樣,僅需直接標出電子總數(shù)
2.注意事項
　　(1)不得標明"得"或"失",否則是錯的
　　(2)箭頭表示電子轉移的方向,指向氧化劑
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配平方法——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.因為整個過程的本質(zhì)好比是還原劑把電子給了氧化劑,在這一失一得之間,電子守恒.故根據(jù)還原劑失去電子的數(shù)目和氧化劑得到電子的數(shù)目相等,結合二者化合價的改變情況,可以分別把氧化劑、還原劑的計量數(shù)計算出來,這樣整個氧化還原反應就順利配平了.
2．方法和步驟
　?、贅顺霭l(fā)生變化的元素的化合價,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).
　?、诹谐龌蟽r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,將化合價變化的數(shù)值進行疊加.
　　
　　③根據(jù)電子守恒配平化合價變化的物質(zhì)的計量數(shù).
　?、芨鶕?jù)質(zhì)量守恒配平剩余物質(zhì)的計量數(shù).最終并根據(jù)質(zhì)量守恒檢查配平無誤.
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配平方法——離子/電子法
　　在水溶液中進行的氧化還原反應,除用化合價升降法配平外,一般常用離子/電子法配平.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)在結合以下實例說明其配平步驟.
　　在酸性介質(zhì)中,KMnO4與K2SO3反應生成MnSO4和K2SO4,配平此化學方程式.
　　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
　　MnO4+ SO3→ Mn+ SO4①
　?。?）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 SO3→ SO4
　　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H2O,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：
　　SO3+ H2O → SO4+ 2H+ 2e- ②
　　還原反應 MnO4→Mn
　　式中產(chǎn)物中的氧原子數(shù)減少,應加足夠多的氫離子（氧原子減少數(shù)的2倍）,使它結合為水,配平后則得：
　　MnO4+ 8H+5e- → Mn+ 4H2O ③
　　（3）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②×5,③×2,然后相加得到一個配平的離子方程式.
　?。?）寫出完全的反應方程式：
　　5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4=6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
　　化合價升降法是一種適用范圍較廣的配平氧化還原反應方程式的方法.離子?電子法雖然僅適用于溶液中離子方程式的配平,但它避免了化合價的計算.在水溶液中進行的較復雜的氧化還原反應,一般均用離子-電子法配平.這兩種配平方法可以相互補充.
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配平方法——待定系數(shù)法
1．配平原理
　　質(zhì)量守恒定律告訴我們,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),可以通過約分約掉.
2．方法和步驟
　　對于氧化還原反應,先把元素化合價變化較多的物質(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.
　　快速配平七步法：
　　　步驟一：分析化合價升降
　　步驟二:交換升降價數(shù)的系數(shù)
　　步驟三：過橋(雙線橋)
　　步驟四:找到?jīng)]有參加氧化還原反應的元素,并加入系數(shù)中.除(氧、氫)
　　步驟五：配平氫
　　步驟六:檢查氧是否平
　　步驟七：完善(加反應條件、加等號、加上下箭頭、約公約數(shù))
　　配平方法：化合價升降法
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配平的注意事項
　　1：“集合原子”應做到優(yōu)先配平.
　　2：先拆后合的拆項配平法中,需要拆的項是那些在反應中化合價既升高又降低（既作氧化劑又作還原劑）的物質(zhì).
　　3：整體法配平法中,選擇把哪第個化合價升降過程“捆綁”作為一個過程是關鍵,選擇時一定要把在反應中存在固定物質(zhì)的量之比的升降過程過程進行“捆綁”,不存在固定物質(zhì)的量之比的升降過程就不能進行“捆綁”.如S+KNO3+C——K2S+CO2+N2
　　4：離子反應配平：關鍵在于能否充分利用“電荷守恒”
　　5：缺項配平：注意兩點：★如果是化學后應方程式其缺項一般為：水、酸、堿.如果是離子反應方程式其缺項般為：水、H、OH.★在離子反應方程式配平其缺項時如有兩種可能如（H2O、H）或（H2O、O）,還應考慮離子共存的問題如：
　　Cu（2+）+FeS2+囗____——Cu2S+SO4（2-）+Fe（2+）+囗____
　　可有兩種選擇：（14．5．12H2O、7．3．5．24H+）或（14．5．24OH-、7．3．5．12H2O）后一種配平由于OH與Cu不能共存所以不正確.