氧化-还原反应（oxidation-reduction reaction，也作redox reaction）是化学反应前后，元素的氧化数有变化的一类反应。氧化还原反应的实质是电子的得失或共用电子对的偏移。 氧化还原反应是化学反应中的三大基本反应之一（另外两个为（路易斯）酸碱反应与自由基反应。自然界中的燃烧，呼吸作用，光合作用，生产生活中的化学电池，金属冶炼，火箭发射等等都与氧化还原反应息息相关。研究氧化还原反应，对人类的进步具有极其重要的意义

物理概念

在无机反应中，有元素化合价升降，即电子转移（得失或偏移）的化学反应是氧化还原反应。在有机反应中，有机物引入氧或脱去氢的作用叫做氧化反应，引入氢或失去氧的作用叫做还原反应。

氧化与还原的反应是同时发生的，即是说氧化剂在使被氧化物质氧化时，自身也被还原。而还原剂在使被还原物还原时，自身也被氧化。

氧化还原反应的特征是元素化合价的升降，实质是发生电子转移。

判断依据

无机反应时，得到了电子（或电子对偏向）的元素被还原，失去了电子（或电子对偏离）的元素被氧化。有机物反应时，把有机物引入氧或脱去氢的作用叫氧化，引入氢或失去氧的作用叫还原。

即应看其是失去了电子（或电子对偏离），还是得到了电子（或电子对偏向）或者看其化合价是升高了还是降低了。

在反应物中：失去了电子（或电子对偏离）即为还原剂，其化合价升高。得到了电子（或电子对偏向）即为氧化剂，其化合价降低。

在产物中：被氧化的产物叫做氧化产物，其化合价在反应的过程中升高了。被还原的产物叫做还原产物，其化合价在反应的过程中降低了。

一般来说，在氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物中，氧化剂的氧化性最强，还原剂的还原性最强。可以用来判断氧化还原反应的发生。

反应类型

氧化还原反应分歧化反应、归中反应等类型。

歧化反应即反应中同一元素从一个价态转化为两个价态。一个高价态，一个低价态，也就是说同一物质既做氧化剂又做还原剂。（例如NO2和水的反应，或Cl2和水的反应）

归中反应是指同一元素的不同价态升至或降至相邻价态。但要注意符合化合价不能交叉的原理。

置换反应一定是氧化还原反应，有单质生成的分解反应和化合反应也是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应。

由单质生成的不一定是氧化还原反应，同素异形体就不是，如石墨（C）在高温高压下化学反应生成金刚石（C），化合价没变，所以不是氧化还原反应。

记忆口诀

得电子者氧化剂。

氧化剂还原剂，相依相存永不离。

前两行也可以是：上失氧，下得还。

解释 ：化合价上升失电子被氧化，本身作为还原剂；化合价下降得电子被还原，本身作为氧化剂。

升失氧还氧【谐音记忆法：师生还阳】（化合价升高，失去电子，氧化反应，还原剂，被氧化）

降得还氧还（化合价降低，得到电子，还原反应，氧化剂，被还原）

还原剂——化合价升高——失去电子——被氧化——发生氧化反应——生成氧化产物；

氧化剂——化合价降低——得到电子——被还原——发生还原反应——生成还原产物。

先标化合价，

再看价变化，

起止同元素，

桥上标变化，

上标升失氧，

下标降得还，

电子转移数，

原数乘变价。

氧化还原反应的定义、性质、特征口诀：

升失氧，降得还；

若说剂，两相反。

"氧氧得意"。“还还失意”（氧化剂，得电子，还原剂，失电子）

氧化数法

氧化数：表示元素氧化态的代数值，反映在一个化合物中电子的偏离情况，即化合物中某元素所带形式电荷的数值，代表了元素价态的高低。

氧化剂：在氧化还原反应中得电子氧化数降低被还原的物质。

还原剂：在氧化还原反应中失电子氧化数升高被氧化的物质。

氧化数法配平基本原则是：反应中氧化剂元素氧化数降低值等于还原剂元素氧化数增加值，或得失电子的总数相等。

用此法配平氧化还原反应方程式的具体步骤是：

1．先找出反应式中氧化数发生变化的元素。

2．标出反应式中氧化数发生变化的元素（氧化剂、还原剂）的氧化数。

3．标出反应式中氧化剂、还原剂氧化数变化值。

4．按最小公倍数即“氧化剂氧化数降低总和等于还原剂氧化数升高总和”原则。在氧化剂和还原剂分子式前面乘上恰当的系数。

5．配平方程式中两边的H和O的个数。

根据介质不同，在酸性介质中O多的一边加H+，少的一边加H2O，在碱性介质中，O多的一边加H2O，O少的一边加OH－。在中性介质中，一边加H2O另一边加H+或OH－。

6．检查方程式两边是否质量平衡，电荷平衡，元素平衡。

物理配平

简单的化学方程式是很容易配平的。但是，有机化合物中原子间一般都以共价键相结合，所以没有电子得失的问题，在氧化还原反应过程中化合价不发生变化，因此，反应方程式的配平比较复杂。加之，有机化学反应的特点之一是副反应多，所以在书写一个有机化学反应方程式时，常常只表示它的主反应和主要反应产物，因此在反应物和生成物之间常用“→”号表示，由此对反应方程式的配平也就不象写无机化学反应方程式那么严格要求了。我们在一些有机化学书中常见到的化学反应方程式都不是完全配平的。我们从学习了无机化学反应方程式配平的基础上，简单介绍一下有机化合物氧化还原反应方程式的一般配平法。

根据电子得失的个数相等来配平氧化还原反应方程式是无机化合物反应中常用的方法，称为电子法。在有机化合物的氧化还原反应中较普遍地采用氧化数法来配。

氧化还原反应的配平是正确书写氧化还原反应方程式的重要步骤，它是高中化学教学中要培养学生的一项基本技能，同时氧化还原反应的配平也一直是高考考查的热点。考查氧化还原反应配平的试题，一般其难度都不低，因此，掌握较好的解题方法，快速、准确地进行配平是解决这类问题的关键。下面介绍两种简单、通用、快速、准确的配平方法。

　　一、电子守恒法

　　1. 配平原理

　　发生氧化还原反应时，还原剂失去电子、氧化剂得到电子。因为整个过程的本质好比是还原剂把电子给了氧化剂，在这一失一得之间，电子守恒。故根据还原剂失去电子的数目和氧化剂得到电子的数目相等，结合二者化合价的改变情况，可以分别把氧化剂、还原剂的计量数计算出来，这样整个氧化还原反应就顺利配平了。

　　2. 方法和步骤

　　①标出发生变化的元素的化合价，确定氧化剂和还原剂，并确定氧化还原反应的配平方向

　　在配平时，需要确定先写方程式那边物质的计量数。有时先写出方程式左边反应物的计量数，有时先写出方程式右边生成物的计量数。一般遵循这样的原则：

　　自身氧化还原反应→ 先配平生成物的计量数；

　　部分氧化还原反应 → 先配平生成物的计量数；

　　一般的氧化还原反应→既可先配平生成物的计量数，也可先配平反应物的计量数。

　　②列出化合价升降的变化情况。当升高或降低的元素不止一种时，需要根据不同元素的原子个数比，将化合价变化的数值进行叠加。

　　③根据电子守恒配平化合价变化的物质的计量数。（如A元素降低3价，B元素上升5价，则需找到3与5的最小公倍数15，则有5molA、3molB参与氧化还原）

　　④根据质量守恒配平剩余物质的计量数。最终并根据质量守恒检查配平无误。

　　3. 实战演练

　　+7 -1 0 +2

　　⑴ KMnO4+HCl ——Cl2+MnCl2+KCl+H2O

　　标出化合价，因该反应是部分氧化还原反应，故确定先配平生成物Cl2和MnCl2，同时列出化合价升降情况，配平化合价变化的物质Cl2和MnCl2的计量数。

　　+7 +2

　　降低Mn → Mn 5e ×

　　－1 0

　　升高Cl → Cl2 2e × 5

　　所以先配平为 KMnO4+HCl—— 5Cl2+2MnCl2+KCl+H2O

　　再根据质量守恒配平剩余的物质，并根据质量守恒检查配平无误。最终配平结果为

　　2KnO4+16HCl ==5Cl2+2MnCl2+2KCl+8H2O

　　-3 +6 0 +4

　　⑵ (NH4)2SO4—— NH3+N2+SO2+H2O

　　标出化合价，因该反应是自身氧化还原反应，故确定先配平生成物N2和SO2 ，同时列出化合价升降的情况，配平化合价变化的物质N2和SO2的计量数。

　　+6 　+4

　　降低S → S 2e × 3

　　－3 0

　　升高N N2 6e × 1

　　所以方程式先配平为 (NH4)2SO4 ——NH3+1N2+3SO2+H2O

　　再根据质量守恒配平剩余的物质，并根据质量守恒检查配平无误。最终配平结果为

　　3(NH4)2SO4 ==4NH3+1N2+3SO2+6H2O

　　+1－2 +5 +2 +6 +2

　　⑶ Cu2S+HNO3——Cu(NO3)2+H2SO4+NO+H2O

　　标出化合价，因该反应是部分氧化还原反应，故确定先配平生成物Cu(NO3)2 、H2SO4和NO，同时列出化合价升降的情况，配平化合价变化的物质Cu(NO3)2 、H2SO4和NO的计量数。（因为Cu和S的化合价均升高，且它们来自于反应物Cu2S，Cu和S的原子个数比为2：1，按此比例叠加化合价变化数目）

　　+5 　+2

　　降低N 　N 3e × 10

　　－2 +6

　　升高S S

　　+1 +2 10e × 3

　　2Cu 2Cu

　　所以方程式先配平为Cu2S+HNO3 ——6Cu(NO3)2+3H2SO4+10NO+H2O

　　再根据质量守恒配平剩余的物质，并根据质量守恒检查配平无误。最终配平结果为

　　3Cu2S+22HNO3 ==6Cu(NO3)2+3H2SO4+10NO+8H2O

　　〔练一练〕配平下列氧化还原反应方程式。

　　1. FeS2+O2 ——SO2+Fe2O3

　　2. Cu+HNO3——Cu（NO3)2+NO+H2O

　　3. AgNO3—— Ag+NO2+O2

参考答案：

1. 4FeS2+11O2 ==8SO2+2Fe2O3

2. 3Cu+8HNO3==3Cu（NO3)2+2NO+4H2O

3. 2AgNO3== 2Ag+2NO2+O2

　　二、待定系数法

　　1. 配平原理

　　质量守恒定律告诉我们，在发生化学反应时，反应体系的各个物质的每一种元素的原子在反应前后个数相等。通过设出未知数（如x、y、z等均大于零）把所有物质的计量数配平，再根据每一种元素的原子个数前后相等列出方程式，解方程式（组）。计量数有相同的未知数，可以通过约分约掉。

　　2. 方法和步骤

　　对于氧化还原反应，先把元素化合价变化较多的物质的计量数用未知数表示出来，再利用质量守恒把其他物质的计量数也配平出来，最终每一个物质的计量数都配平出来后，根据某些元素的守恒，列方程解答。

　　3. 实战演练（将以上所列出的方程式一一利用待定系数法配平）

　　⑴ KMnO4+HCl—— Cl2+MnCl2+KCl+H2O

　　因为锰元素和氯元素的化合价变化，故将Cl2和MnCl2的计量数配平，分别为x、y，再根据质量守恒将其他物质配平，即配平为

　　yKMnO4+（3y+2x）HCl==xCl2+yMnCl2+yKCl+4yH2O，最后根据氢元素守恒，列出x和y的关系式：3y+2x=8y，得出2.5y=x，把方程式中的x都换成y，即

　　yKMnO4+8yHCl==2.5yCl2+yMnCl2+yKCl+4yH2O，将x约掉，并将计量数变为整数，故最终的配平结果为

　　2KMnO4+16HCl ==5Cl2+2MnCl2+2KCl+8H2O。

　　⑵ (NH4)2SO4—— NH3+N2+SO2+H2O

　　因为氮元素和硫元素的化合价变化，故将N2和SO2的计量数配平，分别为x、y，再根据质量守恒将其他物质配平，即配平为y(NH4)2SO4 =（2y-2x）NH3+xN2+ySO2+（y+3x）H2O，最后根据氧元素守恒，列出x和y的关系式：

　　4y=2y+y+3x，得出3x=y，把方程式中的y都换成x，即3x(NH4)2SO4 =4xNH3+xN2+3xSO2+6xH2O ，将x约掉，故最终的配平结果为

　　3(NH4)2SO4 =4NH3+N2+3SO2+6H2O。

　　⑶ Cu2S+HNO3——Cu(NO3)2+H2SO4+NO+H2O

　　因为氮元素和铜元素、硫元素的化合价变化，故将Cu2S和HNO3的计量数配平，分别为x、y，再根据质量守恒将其他物质配平，即配平为

　　xCu2S+yHNO3 =2xCu(NO3)2+xH2SO4+（y-4x）NO+（2y-12x）H2O ，最后根据氢元素守恒，列出x和y的关系式：y=2x+4y-24x，得出x=y，把方程式中的y都换成x ，即 xCu2S+xHNO3=2xCu(NO3)2+xH2SO4+xNO+xH2O，

将x约掉，并将计量数变为整数，故最终的配平结果为

3Cu2S+22HNO3=6Cu(NO3)2+3H2SO4+10NO+8H2O。

也可将上述反应中第一个反应物设为1，第二个设为X，解起来会更简便。

氧化数升降法

基本原则

质量守恒、电子守恒、氧化数升降守恒。

基本步骤

1. 标变价：写出反应物和生成物的化学式，标出变价元素的氧化数。

2. 列升降：列出反应前后元素氧化数的升降变化值。

3. 求总数：使氧化数升高和降低的总数相等。

4. 配系数：用观察的方法配平其他物质的化学计量数，配平后，把单线改成等号。

5. 查守恒：检查方程式两边是否“质量守恒”、“电荷守恒”和“元素守恒”。

在配平时，是先考虑反应物，还是先考虑生成物，一般有如下规律：

1. 若氧化剂/还原剂中某元素的氧化数全部改变，配平宜从氧化剂、还原剂开始，即先考虑反应物。（正向配平）；若氧化剂/还原剂中某元素氧化数只有部分改变，配平宜从氧化产物、还原产物开始，即先考虑生成物。（逆向配平）

2. 自身氧化还原反应方程式，宜从生成物开始配平。（逆向配平）

3. 同一反应物中有多种元素变价，可将该物质作为一个整体考虑，即求该物质的一个分子中各变价元素的氧化数升、降值的代数和。

4. 零价法：先令无法用常规方法确定氧化数的物质中各元素均为零价，然后计算出各元素氧化数的升降值，并使元素氧化数升降值相等，最后用观察法配平其他物质的化学计量数。

5.平均标价法：当同一反应物中的同种元素的原子出现两次且价态不同时，可将它们同等对待，即假定它们的氧化数相同，根据化合物中氧化数代数和为零的原则予以平均标价，若方程式出现双原子分子时，有关原子个数要扩大两倍。

6. 整体标价法：当某一元素的原子或原子团（多见于有机反应配平）在某化合物中有数个时，可将它作为一个整体对待，根据化合物中元素氧化数代数和为零的原则予以整体标价。

强弱判定

1. 物质的氧化性是指物质得电子的能力，还原性是指物质失电子的能力。物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的能力（与得失电子的数量无关）。

2. 从方程式与元素性质的角度，氧化性与还原性的有无与强弱可用以下几点判定：

（1）从元素所处的价态考虑，可初步分析物质所具备的性质（无法分析其强弱）。最高价态——只有氧化性，如HSO、KMnO中的S、Mn元素；最低价态，只有还原性，如Cl 、S 等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe、S、SO等。

（2）根据氧化还原的方向判断：

氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。

（3）根据反应条件判断：

当不同的氧化剂与同一种还原剂反应时，如氧化产物中元素的价态相同，可根据反应条件的高、低进行判断，如是否需要加热，是否需要酸性条件，浓度大小等等。

53. 需要注意的是，物质的氧化还原性通常与外界环境，其他物质的存在，自身浓度等紧密相关，通过以上比较仅能粗略看出氧化还原性大小。如欲准确定量地比较氧化还原性的大小，需要使用电极电势。