王海霞

摘 要：氧化還原反應(yīng)是貫穿整個(gè)高中化學(xué)知識(shí)系統(tǒng)的重要原理之一，也是化學(xué)學(xué)科的核心概念。氧化還原反應(yīng)的基本規(guī)律有守恒定律、強(qiáng)弱規(guī)律、價(jià)態(tài)規(guī)律、轉(zhuǎn)化規(guī)律、優(yōu)先規(guī)律。自然界中的燃燒，呼吸作用，光合作用，生產(chǎn)生活中的化學(xué)電池，金屬冶煉，火箭發(fā)射等等都與氧化還原反應(yīng)息息相關(guān)。研究氧化還原反應(yīng)，對(duì)人類的進(jìn)步具有極其重要的意義。

關(guān)鍵詞：氧化—還原反應(yīng)；氧化數(shù)；電子的得失；共用電子對(duì)的偏移；配平；應(yīng)用

1反應(yīng)歷程

氧化還原反應(yīng)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(yīng)拆分成兩個(gè)半反應(yīng)：氧化數(shù)升高的半反應(yīng)，稱為氧化反應(yīng)；氧化數(shù)降低的反應(yīng)，稱為還原反應(yīng)。氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)是相互依存的，不能獨(dú)立存在，它們共同組成氧化還原反應(yīng)。

反應(yīng)中，發(fā)生氧化反應(yīng)的物質(zhì)，稱為還原劑，生成氧化產(chǎn)物；發(fā)生還原反應(yīng)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(yīng)的發(fā)生條件，從熱力學(xué)角度來說，是反應(yīng)的自由能小于零；從電化學(xué)角度來說，是對(duì)應(yīng)原電池的電動(dòng)勢(shì)大于零。

2辨別

一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，是否屬于氧化還原反應(yīng)，可以根據(jù)反應(yīng)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(zhǔn)，例如反應(yīng)3O2=2O3雖然反應(yīng)有電子對(duì)偏移，但單質(zhì)氧化數(shù)為0，所以這個(gè)反應(yīng)并不是氧化還原反應(yīng)。

有機(jī)化學(xué)中氧化還原反應(yīng)的判定通常以碳的氧化數(shù)是否發(fā)生變化為依據(jù)：碳的氧化數(shù)上升，則此反應(yīng)為氧化反應(yīng)；碳的氧化數(shù)下降，則此反應(yīng)為還原反應(yīng)。由于在絕大多數(shù)有機(jī)物中，氫總呈現(xiàn)正價(jià)態(tài)，氧總呈現(xiàn)負(fù)價(jià)態(tài)，因此一般又將有機(jī)物得氫失氧的反應(yīng)稱為還原反應(yīng)，得氧失氫的反應(yīng)稱為氧化反應(yīng)。

3規(guī)律

氧化還原反應(yīng)中，存在以下一般規(guī)律。規(guī)律有：①強(qiáng)弱律：氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物；②價(jià)態(tài)律：元素處于最高價(jià)態(tài)，只具有氧化性；元素處于最低價(jià)態(tài)，只具有還原性；處于中間價(jià)態(tài)，既具氧化性，又具有還原性；③轉(zhuǎn)化律：同種元素不同價(jià)態(tài)間發(fā)生歸中反應(yīng)時(shí)，元素的氧化數(shù)只接近而不交叉，最多達(dá)到同種價(jià)態(tài)；④優(yōu)先律：對(duì)于同一氧化劑，當(dāng)存在多種還原劑時(shí)，通常先和還原性最強(qiáng)的還原劑反應(yīng)；⑤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。

4表示方法

4.1雙線橋法

用于表明反應(yīng)前后同一元素原子間的電子轉(zhuǎn)移情況。如：①標(biāo)出各發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素的氧化數(shù)；②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(yīng)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(yīng)元素；③標(biāo)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(yīng)的原子數(shù)×單位原子得失的電子數(shù)”。

4.2單線橋法

用于表明反應(yīng)前后不同元素原子間的電子轉(zhuǎn)移情況。如：①標(biāo)出各發(fā)生氧化還原反應(yīng)的元素的氧化數(shù)；②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；③標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)量，格式為“發(fā)生氧化還原反應(yīng)的原子數(shù)×單位原子轉(zhuǎn)移的電子數(shù)”。

5舉例

燃燒；酒精測(cè)試；工業(yè)煉鐵等等。

6配平方法

配平氧化還原反應(yīng)的方法有很多種，其中最主要的方法都是根據(jù)電子的得失或氧化數(shù)的升降來計(jì)算的。

7得失電子守恒法

配平原理：發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，還原劑失去電子、氧化劑得到電子，得失電子數(shù)守恒。

方法和步驟如下：①標(biāo)出發(fā)生變化的元素的氧化數(shù)，并確定氧化還原反應(yīng)的配平方向。在配平時(shí)，需要確定先寫方程式那邊物質(zhì)的計(jì)量數(shù)。有時(shí)先寫出方程式左邊反應(yīng)物的計(jì)量數(shù)，有時(shí)先寫出方程式右邊生成物的計(jì)量數(shù)。一般遵循這樣的原則：自身氧化還原反應(yīng)→先配平反應(yīng)物的計(jì)量數(shù)；部分氧化還原反應(yīng)→先配平生成物的計(jì)量數(shù)；一般的氧化還原反應(yīng)→既可先配平生成物的計(jì)量數(shù)，也可先配平反應(yīng)物的計(jì)量數(shù)；②列出氧化數(shù)升降的變化情況。當(dāng)升高或降低的元素不止一種時(shí)，需要根據(jù)不同元素的原子個(gè)數(shù)比，將氧化數(shù)變化的數(shù)值進(jìn)行疊加；③根據(jù)電子守恒配平氧化數(shù)變化的物質(zhì)的計(jì)量數(shù)；④根據(jù)質(zhì)量守恒配平剩余物質(zhì)的計(jì)量數(shù)。最終并根據(jù)質(zhì)量守恒檢查配平無誤。

8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：①標(biāo)變價(jià)：寫出反應(yīng)物和生成物的化學(xué)式，標(biāo)出變價(jià)元素的氧化數(shù)；②列升降：列出反應(yīng)前后元素氧化數(shù)的升降變化值；③求總數(shù)：使氧化數(shù)升高和降低的總數(shù)相等；④配系數(shù)：用觀察的方法配平其他物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)，配平后，把單線改成等號(hào)；⑤查守恒：檢查方程式兩邊是否“質(zhì)量守恒”、“電荷守恒”和“元素守恒”。

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。

9零價(jià)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(jià)，然后計(jì)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(xué)計(jì)量數(shù)。

10平均標(biāo)價(jià)法

當(dāng)同一反應(yīng)物中的同種元素的原子出現(xiàn)兩次且價(jià)態(tài)不同時(shí)，可將它們同等對(duì)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(biāo)價(jià)，若方程式出現(xiàn)雙原子分子時(shí)，有關(guān)原子個(gè)數(shù)要擴(kuò)大兩倍。

11整體標(biāo)價(jià)法

當(dāng)某一元素的原子或原子團(tuán)（多見于有機(jī)反應(yīng)配平）在某化合物中有數(shù)個(gè)時(shí)，可將它作為一個(gè)整體對(duì)待，根據(jù)化合物中元素氧化數(shù)代數(shù)和為零的原則予以整體標(biāo)價(jià)。endprint