氧化還原反應的本質是什么

　　氧化還原反應的本質是電子有轉移，電子轉移是微觀的，宏觀表現是化合價（即氧化數）的變化。氧化數升高，即失電子的半反應是氧化反應，發生此反應的物質是還原劑；氧化數降低，得電子的反應是還原反應，發生此反應的物質是氧化劑。還原劑具有還原性，氧化劑具有氧化性。還原劑被氧化劑氧化后生成的物質叫氧化產物，氧化劑被還原劑還原后生成的物質叫還原產物。

　　即：還原劑+氧化劑--->氧化產物+還原產物得失氧關系示意圖一般來說，同一反應中還原產物的還原性比還原劑弱，氧化產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”。

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　　氧化還原反應的規律有哪些

　　1、守恒規律

　　守恒是氧化還原反應最重要的規律。在氧化還原反應中，元素的化合價有升必有降，電子有得必有失。從整個氧化還原反應看，化合價升高總數與降低總數相等，失電子總數與得電子總數相等。此外，反應前后的原子個數、物質質量也都守恒。守恒規律應用非常廣泛，通常用于氧化還原反應中的計算問題以及方程式的配平問題。

　　2、價態規律

　　元素處于最高價，只有氧化性，如濃硫酸中的硫是+6價，只有氧化性，沒有還原性；元素處于最低價，只有還原性，如硫化鈉的硫是-2價，只有還原性，沒有氧化性；元素處于中間價態，既有氧化性又有還原性，但主要呈現一種性質，如二氧化硫的硫是+4價，介于-2與+6之間，氧化性和還原性同時存在，但還原性占主要地位。物質大多含有多種元素，其性質體現出各種元素的綜合，如H2S，既有氧化性（由+1價氫元素表現出的性質），又有還原性（由-2價硫元素表現出的性質）。

　　3、難易規律

　　還原性強的物質越易失去電子，但失去電子后就越難得到電子；氧化性強的物質越易得到電子，但得到電子后就越難失去電子。這一規律可以判斷離子的氧化性與還原性。例如Na還原性很強，容易失去電子成為Na+，Na+氧化性則很弱，很難得到電子。

　　4、強弱規律

　　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。用這一性質可以判斷物質氧化性或還原性的強弱。如2HI+Br2=2HBr+I2，氧化物Br2的氧化性大于氧化產物I2的氧化性。還原劑HI的還原性大于還原產物HBr的還原性。

　　5、歧化規律

　　同一種物質分子內同一種元素同一價態的原子（或離子）發生電子轉移的氧化還原反應叫歧化反應，歧化反應的特點：某元素的中間價態在適宜條件下同時向較高和較低的價態轉化。歧化反應是自身氧化還原反應的一種。如Cl2+H2O=HCl+HClO，氯氣中氯元素化合價為0，歧化為-1價和+1價的氯。

　　6、歸中規律

　　（1）同種元素間不同價態的氧化還原反應發生的時候，其產物的價態既不相互交換，也不交錯。

　　（2）同種元素相鄰價態間不發生氧化還原反應；當存在中間價態時，同種元素的高價態物質和低價態物質才有可能發生反應，若無中間價態則不能反應。如濃硫酸和SO2不能反應。

　　（3）同種元素的高價態氧化低價態的時候，遵循的規律可簡單概括為：高到高，低到低，可以歸中，不能跨越。

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　　氧化還原反應的口訣

　　得電子者氧化劑。

　　氧化劑還原劑，相依相存永不離。

　　前兩行也可以是：上失氧，下得還。

　　解釋 ：化合價上升失電子被氧化，本身作為還原劑；化合價下降得電子被還原，本身作為氧化劑。

　　升失氧還氧【諧音記憶法：師生還陽】（化合價升高，失去電子，氧化反應，還原劑，被氧化）

　　降得還氧還（化合價降低，得到電子，還原反應，氧化劑，被還原）

　　還原劑——化合價升高——失去電子——被氧化——發生氧化反應——生成氧化產物；

　　氧化劑——化合價降低——得到電子——被還原——發生還原反應——生成還原產物。

　　先標化合價，再看價變化，起止同元素，橋上標變化，

　　上標升失氧，下標降得還，電子轉移數，原數乘變價。