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在中學階段的基本概念、基礎理論知識中，《氧化還原反應》佔有極其重要的地位，貫穿於中學化學教材的始終，是中學化學教學的重點和難點之一。在中學化學中要學習許多重要元素及其化合物的知識，凡涉及元素價態變化的反應都是氧化還原反應。只有讓學生掌握氧化還原反應的基本概念，才能使他們理解這些反應的實質。把氧化還原反應理論安排在《滷素》這章裡講述，是由於這章介紹的氧化還原反應較多，客觀上有從本質上認識氧化還原反應的需要，並能加深對滷素和其他元素化合物性質的理解。氧化還原反應像原子結構、元素周期律等內容一樣，歷來是進行辯證唯物主義教育的好教材。氧化和還原是一對典型的矛盾，它們既有鬥爭性，又有統一性，既是相反的，又是相互依存的，有氧化反應發生必然有還原反應發生，它們絕對不可能孤立存在而是統一在氧化還原反應中，化學中的對立統一現象到處可見。
【初三回顧】
1. 化合價：一種元素一定數目的原子跟其他元素一定數目的原子化合的性質，叫做這種元素的化合價。
（1）常見元素及原子團的化合價：
①化合價有正價和負價，化合物中正、負化合價代數和為零。單質中元素的化合價為零。
②共價化合物中，元素化合價數值=該元素一個原子與其它原子形成的共用電子對數，電子對偏向為負，偏離為正。如HCl、NH3、H2O。
③離子化合物中，元素化合價數值=該元素一個原子得失電子數，得電子為負，失電子為正。如Na2O MgO。
④在帶電原子團中，正、負化合價代數和不為零，代數和為原子團的化合價。同一元素，在不同的原子團中，可顯相同的化合價；如：CrO42—與Cr2O72—；同一元素，在結構相同的原子團中，可顯不同的化合價；如：KMnO4與K2MnO4；同一元素，在同一物質中，可顯不同的化合價。如：NH4NO3。
（2）一些常見元素的化合價：
2.基本反應類型：根據反應物和生成物的類別以及反應前後物質種類的多少，把化學反應分為化合反應、分解反應、置換反應和複分解反應。
3.氧化還原反應：一種物質失去氧，被還原，同時另一種物質得到氧，被氧化的反應，叫做氧化還原反應。
【新課學習】
1. 氧化還原反應
（1）定義：凡是有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應，沒有電子轉移的反應就是非氧化還原反應。
（2）實質：有電子轉移(得失或偏移)。
（3）特徵：反應前後元素的化合價有變化。在氧化還原反應中，電子轉移（得失或偏移）和化合價升降的關係如圖所示，由於氧化還原反應與元素化合價的升降有密切相關，元素化合價的升降又是由元素原子得失電子（或共用電子對偏移）所決定的。凡是有元素化合價升降的化學反應就是氧化還原反應。判斷的依據就是尋找整個反應過程是否有元素化合價在反應前後發生變化。
（4）氧化還原反應與化合價的關係：最高價只有氧化性，如Fe3+、HNO3分子中+5價的氮元素；最低價只有還原性，如Fe、S2-等；中間價既有氧化性又有還原性，如Fe2+ S、SO2 等。
（5）氧化還原反應與四種基本反應類型的關係：
2. 氧化劑和還原劑
（1）氧化劑和還原劑:得到電子(所含某元素化合價降低)的反應物是氧化劑；失去電子（所含某元素化合價升高）的反應物是還原劑。
①常常見的氧化劑:活波的非金屬單質：O2、Cl2、Br2等；含高價金屬陽離子的化合物CuCl2等；含某些較高化合價元素的化合物：濃H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。
②常見的還原劑：活波或較活波的金屬：K、Cu、Na、Al、Mg、Zn等；較低價金屬陽離子的化合物：FeCl2等；某些非金屬單質：C、H2等；含有較低化合價元素的化合物：HCl、H2S、KI等。
③在含有可變化合價元素的化合物中，具有中間價態的物質既可以做氧化劑，又可以做還原劑，如Cl2、S、SO2 、H2SO3等。
（2）氧化產物和還原產物：氧化產物是發生氧化反應的物質的生成物；還原產物是發生還原反應的物質的生成物。
（3）氧化反應和還原反應：失去電子（或元素化合價升高）的反應是氧化反應；得到電子（或元素化合價降低）的反應是還原反應。
（4）氧化性和還原性：物質得到電子的能力或性質是氧化性；物質失去電子的能力或性質是還原性。氧化劑和還原劑均是指反應物，是一種化學物質，而不是指某一種元素；氧化劑具有氧化性，氧化劑本身被還原，即發生還原反應，轉化為還原產物；還原劑具有還原性，還原劑本身被氧化，即發生氧化反應，轉化為氧化產物（圖示如下）：
（5）電子轉移的表示方法：
①雙線橋法：雙箭號從反應物指向生成物，箭號起止所指的均為同一種元素，線上標出得失電子的情況及價的升降、被氧化或被還原等內容。如
②單橋線法：箭號由還原劑中失電子的元素指向氧化劑中得電子的元素，線上只標出轉移電子的總數。如
3. 氧化還原基本規律
（1）守恆規律：氧化還原反應中，氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數相等，常用於有關氧化還原反應的計算及配平氧化還原反應方程式。即還原劑失電子總數=氧化劑得電子總數
（2）強弱規律：氧化還原反應若能進行，一般為較強氧化性的氧化劑跟較強還原性的還原劑反應，生成弱還原性的還原產物和弱氧化性的氧化產物。
（3）價態表現性質的規律：元素處於最高價，只有氧化性；元素處於最低價，只有還原性；元素處於中間價態，既有氧化性又有還原性，但主要呈現一種性質；物質若含有多種元素，其性質是這些元素性質的綜合體現。簡單表述為「高價氧化低價還，中間價態兩頭轉」。
（4）轉化規律：氧化還原反應中，以元素相鄰價態間的轉化最容易；同種元素不同價態之間的氧化反應，化合價的變化遵循「只靠攏，不交叉」（即價態歸中）；同種元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。即是:歧化律——處於中間價態的元素同時升降;歸中律——同種元素不同價態反應時，化合價向中間靠攏，且一般符合鄰位轉化和互不換位規律。
（5）反應先後的一般規律：在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧劑，則它首先與溶液中還原性最強的還原劑作用；同理，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中氧化性最強的氧化劑作用。
4. 氧化還原反應方程式的配平
（1）配平依據：化合價升降總數相等或電子轉移總數相等。
（2）配平方法：化合價升降法或電子轉移法。
（3）配平步驟：
①標價態：標出反應前後化合價有變化的元素的化合價。
②列變化：列出反應前後化合價的改變情況。
③求總數：根據化合價升降總數相等求最小公倍數。
④配關鍵化學計量數。
2KMnO4+HCl=KCl+2MnCl2+5Cl2↑+H2O
⑤用觀察法配平其他物質的化學計量數。
2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
⑥檢查兩邊原子個數和電荷是否守恆。