失電子化合價升高，被氧化是還原劑，發生氧化反應，得到氧化產物。 氧化還原反應中： 氧化劑有氧化性，反應中得到電子，化合價降低，發生還原反應被還原，生成還原產物； 還原劑有還原性，反應中失去電子，化合價升高，發生氧化反應被氧化，生成氧化產物。 氧化-還原反應 是化學反應前後，元素的氧化數有變化的一類反應。氧化還原反應的實質是電子的得失或共用電子對的偏移。 氧化還原反應是化學反應中的三大基本反應之一（另外兩個為（路易斯）酸鹼反應與自由基反應） 。自然界中的燃燒，呼吸作用，光合作用，生產生活中的化學電池，金屬冶煉，火箭發射等等都與氧化還原反應息息相關。研究氧化還原反應，對人類的進步具有極其重要的意義。 理論發展：18世紀末，化學家在總結許多物質與氧的反應後，發現這類反應具有一些相似特徵，提出了氧化還原反應的概念：與氧化合的反應，稱為氧化反應；從含氧化合物中奪取氧的反應，稱為還原反應。隨著化學的發展，人們發現許多反應與經典定義上的氧化還原反應有類似特徵，19世紀發展化合價的概念後，化合價升高的一類反應併入氧化反應，化合價降低的一類反應併入還原反應。20世紀初，成鍵的電子理論被建立，於是又將失電子的半反應稱為氧化反應，得電子的反應稱為還原反應。 1948年，在價鍵理論和電負性的基礎上，氧化數的概念被提出，1970年IUPAC對氧化數作出嚴格定義，氧化還原反應也得到了正式的定義：化學反應前後，元素的氧化數有變化的一類反應稱作氧化還原反應。 反應歷程：氧化還原反應的例項——鈉與氯氣的反應 氧化還原反應前後，元素的氧化數發生變化。根據氧化數的升高或降低，可以將氧化還原反應拆分成兩個半反應：氧化數升高的半反應，稱為氧化反應； 氧化數降低的反應，稱為還原反應。氧化反應與還原反應是相互依存的，不能獨立存在，它們共同組成氧化還原反應。 反應中，發生氧化反應的物質，稱為還原劑，生成氧化產物；發生還原反應的物質，稱為氧化劑，生成還原產物。氧化產物具有氧化性，但弱於氧化劑；還原產物具有還原性，但弱於還原劑。用通式表示即為： 氧化-還原平衡：任何一個化學反應都是可逆的，因此氧化還原反應存在著氧化-還原平衡。設氧化還原反應的通式為： 規律： 氧化還原反應中，存在以下一般規律：[9] 強弱律：氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物。 價態律：元素處於最高價態，只具有氧化性；元素處於最低價態，只具有還原性；處於中間價態，既具氧化性，又具有還原性。 轉化律：同種元素不同價態間發生歸中反應時，元素的氧化數只接近而不交叉，最多達到同種價態 。 優先律：對於同一氧化劑，當存在多種還原劑時，通常先和還原性最強的還原劑反應。 守恆律：氧化劑得到電子的數目等於還原劑失去電子的數目。 表示方法： 雙線橋法：用於表明反應前後同一元素原子間的電子轉移情況 。 標出各發生氧化還原反應的元素的氧化數。 畫出如右圖所示的線，其中一條由氧化劑中氧化數降低的元素指向還原產物中的相應元素，另一條線由還原劑中氧化數升高的元素指向氧化產物中的相應元素。 標出“失去”或“得到”的電子數，格式為“得/失 發生氧化還原反應的原子數×單位原子得失的電子數"。 單線橋法：用於表明反應前後不同元素原子間的電子轉移情況 。 標出各發生氧化還原反應的元素的氧化數。 用一條如右圖所示的線連線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 標出電子轉移的數量，格式為“發生氧化還原反應的原子數×單位原子轉移的電子數"。 氧化-還原半反應式： 為了將氧化還原反應與電子得失相聯絡起來，並簡化研究，可以將氧化還原反應拆成兩個半反應。於是所有氧化還原反應便可以表述為兩個半反應的加和。例如有半反應： 將所有半反應根據統一規定來改寫，便成為氧化-還原半反應式，其書寫有以下要求： 反應式的左邊總是氧化型物質（元素的氧化數高的物質），右邊總是還原型物質（元素的氧化數低的物質）。反應中的得失電子數在反應式左邊寫出，用+/e-表示； 半反應式必須配平； 在溶液中，物質須寫成在此溶劑中的主要存在形態，例如水中，強酸需要寫成酸根的形式； 反應式中有且僅有一種元素的氧化數可以發生改變。 半反應式從左到右，是氧化劑得到電子，生成其共軛還原劑的過程，即還原反應；從右到左，是還原劑得到電子，生成其共軛氧化劑的過程，即氧化反應。半反應中的氧化型物質與還原型物質互稱共軛氧化劑/還原劑，這種反應關係則被稱為氧化還原共軛關係[5] 。通常可以使用氧化還原反應電對來表示一組共軛的氧化還原劑，例如MnO4-/Mn2+，其左邊為氧化型物質，右邊為還原型物質。 半反應式中，氧化數未發生改變的元素被稱作非氧化還原組分，酸鹼組分、沉澱劑、絡合劑等一般都屬於這一範疇。 配平方法： 配平氧化還原反應的方法有很多種，其中最主要的方法都是根據電子的得失或氧化數的升降來計算的。 得失電子守恆法： 配平原理：發生氧化還原反應時，還原劑失去電子、氧化劑得到電子，得失電子數守恆。 方法和步驟： 標出發生變化的元素的氧化數，並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的計量數。有時先寫出方程式左邊反應物的計量數，有時先寫出方程式右邊生成物的計量數。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； 部分氧化還原反應 → 先配平生成物的計量數； 一般的氧化還原反應→既可先配平生成物的計量數，也可先配平反應物的計量數。 列出氧化數升降的變化情況。當升高或降低的元素不止一種時，需要根據不同元素的原子個數比，將氧化數變化的數值進行疊加。 根據電子守恆配平氧化數變化的物質的計量數。 根據質量守恆配平剩餘物質的計量數。最終並根據質量守恆檢查配平無誤。 氧化數升降法： 基本原則：質量守恆、電子守恆、氧化數升降守恆。 基本步驟： 標變價：寫出反應物和生成物的化學式，標出變價元素的氧化數。 列升降：列出反應前後元素氧化數的升降變化值。 求總數：使氧化數升高和降低的總數相等。 配係數：用觀察的方法配平其他物質的化學計量數，配平後，把單線改成等號。 查守恆：檢查方程式兩邊是否“質量守恆”、“電荷守恆”和“元素守恆”。 在配平時，是先考慮反應物，還是先考慮生成物，一般有如下規律： 若氧化劑/ 還原劑中某元素的氧化數全部改變，配平宜從氧化劑、還原劑開始，即先考慮反應物。（正向配平）；若氧化劑/ 還原劑中某元素氧化數只有部分改變，配平宜從氧化產物、還原產物開始，即先考慮生成物。（逆向配平） 自身氧化還原反應方程式，宜從生成物開始配平。（逆向配平） 同一反應物中有多種元素變價，可將該物質作為一個整體考慮，即求該物質的一個分子中各變價元素的氧化數升、降值的代數和。
失電子化合價升高，被氧化是還原劑，發生氧化反應，得到氧化產物。 氧化還原反應中： 氧化劑有氧化性，反應中得到電子，化合價降低，發生還原反應被還原，生成還原產物； 還原劑有還原性，反應中失去電子，化合價升高，發生氧化反應被氧化，生成氧化產物。 氧化-還原反應 是化學反應前後，元素的氧化數有變化的一類反應。氧化還原反應的實質是電子的得失或共用電子對的偏移。 氧化還原反應是化學反應中的三大基本反應之一（另外兩個為（路易斯）酸鹼反應與自由基反應） 。自然界中的燃燒，呼吸作用，光合作用，生產生活中的化學電池，金屬冶煉，火箭發射等等都與氧化還原反應息息相關。研究氧化還原反應，對人類的進步具有極其重要的意義。 理論發展：18世紀末，化學家在總結許多物質與氧的反應後，發現這類反應具有一些相似特徵，提出了氧化還原反應的概念：與氧化合的反應，稱為氧化反應；從含氧化合物中奪取氧的反應，稱為還原反應。隨著化學的發展，人們發現許多反應與經典定義上的氧化還原反應有類似特徵，19世紀發展化合價的概念後，化合價升高的一類反應併入氧化反應，化合價降低的一類反應併入還原反應。20世紀初，成鍵的電子理論被建立，於是又將失電子的半反應稱為氧化反應，得電子的反應稱為還原反應。 1948年，在價鍵理論和電負性的基礎上，氧化數的概念被提出，1970年IUPAC對氧化數作出嚴格定義，氧化還原反應也得到了正式的定義：化學反應前後，元素的氧化數有變化的一類反應稱作氧化還原反應。 反應歷程：氧化還原反應的例項——鈉與氯氣的反應 氧化還原反應前後，元素的氧化數發生變化。根據氧化數的升高或降低，可以將氧化還原反應拆分成兩個半反應：氧化數升高的半反應，稱為氧化反應； 氧化數降低的反應，稱為還原反應。氧化反應與還原反應是相互依存的，不能獨立存在，它們共同組成氧化還原反應。 反應中，發生氧化反應的物質，稱為還原劑，生成氧化產物；發生還原反應的物質，稱為氧化劑，生成還原產物。氧化產物具有氧化性，但弱於氧化劑；還原產物具有還原性，但弱於還原劑。用通式表示即為： 氧化-還原平衡：任何一個化學反應都是可逆的，因此氧化還原反應存在著氧化-還原平衡。設氧化還原反應的通式為： 規律： 氧化還原反應中，存在以下一般規律：[9] 強弱律：氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物。 價態律：元素處於最高價態，只具有氧化性；元素處於最低價態，只具有還原性；處於中間價態，既具氧化性，又具有還原性。 轉化律：同種元素不同價態間發生歸中反應時，元素的氧化數只接近而不交叉，最多達到同種價態 。 優先律：對於同一氧化劑，當存在多種還原劑時，通常先和還原性最強的還原劑反應。 守恆律：氧化劑得到電子的數目等於還原劑失去電子的數目。 表示方法： 雙線橋法：用於表明反應前後同一元素原子間的電子轉移情況 。 標出各發生氧化還原反應的元素的氧化數。 畫出如右圖所示的線，其中一條由氧化劑中氧化數降低的元素指向還原產物中的相應元素，另一條線由還原劑中氧化數升高的元素指向氧化產物中的相應元素。 標出“失去”或“得到”的電子數，格式為“得/失 發生氧化還原反應的原子數×單位原子得失的電子數"。 單線橋法：用於表明反應前後不同元素原子間的電子轉移情況 。 標出各發生氧化還原反應的元素的氧化數。 用一條如右圖所示的線連線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 標出電子轉移的數量，格式為“發生氧化還原反應的原子數×單位原子轉移的電子數"。 氧化-還原半反應式： 為了將氧化還原反應與電子得失相聯絡起來，並簡化研究，可以將氧化還原反應拆成兩個半反應。於是所有氧化還原反應便可以表述為兩個半反應的加和。例如有半反應： 將所有半反應根據統一規定來改寫，便成為氧化-還原半反應式，其書寫有以下要求： 反應式的左邊總是氧化型物質（元素的氧化數高的物質），右邊總是還原型物質（元素的氧化數低的物質）。反應中的得失電子數在反應式左邊寫出，用+/e-表示； 半反應式必須配平； 在溶液中，物質須寫成在此溶劑中的主要存在形態，例如水中，強酸需要寫成酸根的形式； 反應式中有且僅有一種元素的氧化數可以發生改變。 半反應式從左到右，是氧化劑得到電子，生成其共軛還原劑的過程，即還原反應；從右到左，是還原劑得到電子，生成其共軛氧化劑的過程，即氧化反應。半反應中的氧化型物質與還原型物質互稱共軛氧化劑/還原劑，這種反應關係則被稱為氧化還原共軛關係[5] 。通常可以使用氧化還原反應電對來表示一組共軛的氧化還原劑，例如MnO4-/Mn2+，其左邊為氧化型物質，右邊為還原型物質。 半反應式中，氧化數未發生改變的元素被稱作非氧化還原組分，酸鹼組分、沉澱劑、絡合劑等一般都屬於這一範疇。 配平方法： 配平氧化還原反應的方法有很多種，其中最主要的方法都是根據電子的得失或氧化數的升降來計算的。 得失電子守恆法： 配平原理：發生氧化還原反應時，還原劑失去電子、氧化劑得到電子，得失電子數守恆。 方法和步驟： 標出發生變化的元素的氧化數，並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的計量數。有時先寫出方程式左邊反應物的計量數，有時先寫出方程式右邊生成物的計量數。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； 部分氧化還原反應 → 先配平生成物的計量數； 一般的氧化還原反應→既可先配平生成物的計量數，也可先配平反應物的計量數。 列出氧化數升降的變化情況。當升高或降低的元素不止一種時，需要根據不同元素的原子個數比，將氧化數變化的數值進行疊加。 根據電子守恆配平氧化數變化的物質的計量數。 根據質量守恆配平剩餘物質的計量數。最終並根據質量守恆檢查配平無誤。 氧化數升降法： 基本原則：質量守恆、電子守恆、氧化數升降守恆。 基本步驟： 標變價：寫出反應物和生成物的化學式，標出變價元素的氧化數。 列升降：列出反應前後元素氧化數的升降變化值。 求總數：使氧化數升高和降低的總數相等。 配係數：用觀察的方法配平其他物質的化學計量數，配平後，把單線改成等號。 查守恆：檢查方程式兩邊是否“質量守恆”、“電荷守恆”和“元素守恆”。 在配平時，是先考慮反應物，還是先考慮生成物，一般有如下規律： 若氧化劑/ 還原劑中某元素的氧化數全部改變，配平宜從氧化劑、還原劑開始，即先考慮反應物。（正向配平）；若氧化劑/ 還原劑中某元素氧化數只有部分改變，配平宜從氧化產物、還原產物開始，即先考慮生成物。（逆向配平） 自身氧化還原反應方程式，宜從生成物開始配平。（逆向配平） 同一反應物中有多種元素變價，可將該物質作為一個整體考慮，即求該物質的一個分子中各變價元素的氧化數升、降值的代數和。