氧化還原反應

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氧化還原反應(英語:Redox, Reduction-Oxidation)是在反應前後元素的氧化數具有相應的升降變化的化學反應。這種反應可以理解成由兩個半反應構成,即氧化反應還原反應。此類反應都遵守電荷守恆。在氧化還原反應裡,氧化與還原必然以等量同時進行。

還原劑 + 氧化劑 → 氧化產物(氧化數升高) + 還原產物(氧化數降低)

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」。換言之,在氧化還原反應之中,氧化劑會「消耗」自己的氧化能力來把還原劑氧化,而還原劑就會「消耗」自己的還原能力來把氧化劑還原。

氧化還原反應。


簡單來說︰

Xe^- + Y \to X + Ye^-

X 被氧化(oxidized), Y 被還原(reduced)。

概念[編輯]

反應的本質是電子有轉移,即電子的得失或偏移。化合價升高,即失去電子的反應是氧化反應;化合價降低,得電子的反應是還原反應。化合價升高的物質還原對方,自身被氧化,因此叫還原劑,其產物叫氧化產物;化合價降低的物質氧化對方,自身被還原,因此叫氧化劑,其產物叫還原產物氧化還原反應有以下定義:

  • 導致氧化作用的物質稱為氧化劑。
  • 導致還原作用的物質稱為還原劑。
  • 氧化作用指物質失去電子。
  • 還原作用指物質獲得電子。
  • 元素的氧化數增加,稱為氧化作用。
  • 元素的氧化數減少,稱為還原作用。

範例[編輯]

以酸性條件下過錳酸鹽(MnO4)與草酸根(C2O42−)做為例子,MnO4發生還原反應,故為氧化劑,C2 O42−發生氧化反應,故為還原劑。其還原半反應式為:

\ MnO_4^{-} + 8H^{+} + 5e^-\to Mn^{2+} + 4H_2O

而氧化半反應式為:

\ C_2O_4^{2-}\to 2CO_2 + 2e^-

將兩式中的電子消除得到:

\ (MnO_4^- + 8H^{+} + 5e^-\to Mn^{2+} + 4H_2O) \ \ \times 2
\ (C_2O_4^{2-}\to 2CO_2 + 2e^-) \ \ \times 5
\ 2MnO_4^- + 5C_2O_4^{2-} + 16H^{+} \to 2Mn^{2+} + 10CO_2 + 8H_2O

特別例子: 應該注意的是,部分物質在某反應中是氧化劑,在另一個反應中卻是還原劑。二氧化硫就是一個例子。以下方程式為二氧化硫與氧反應,形成三氧化硫:

\ 2SO_2 (4 ) + O_2 \to 2SO_3 (6 )

在這反應中,二氧化硫被氧化,因為硫的氧化數由4 增加至6,二氧化硫是還原劑。 現在再看看另一個例子。 二氧化硫硫化氫的反應:

\ SO_2 (4 ) + 2H_2S \to 3S (0) + 2H_2O

在這反應中,二氧化硫被還原成硫,二氧化硫是氧化劑。

所以不可以簡單地說「某物質是氧化劑或還原劑」,需要說明與什麼物質進行化學反應。

氧化還原反應的表現[編輯]

無機物[編輯]

無機物的氧化還原反應表現為一種元素與其他元素化合比例發生了變化。

反應方程式中一旦既有單質又有化合物,那麼它不一定是氧化還原反應,如,Fe與CO結合生成Fe(CO)n(n=1,2,3,4,5)。很多可與單質化合的物質在反應中都被氧化。大多數氣態非金屬單質都是較好的氧化劑,而鹼金屬都是還原劑。氫氣一氧化碳等還原性氣體能把金屬從它們的氧化物中提煉出來,這種還原反應在工業上有重要用途。

氧化反應最早是指金屬或非金屬與氧化合形成氧化物的反應,而還原反應最早是指金屬從其化合物中被還原成單質的反應。

有可變價態的金屬元素,其高價態離子一般有氧化性,低價態離子一般有還原性。如重鉻酸根(Cr(VI))、離子(Fe(III))等是氧化劑,2價離子、2價離子等是還原劑。

有機物[編輯]

有機物因此而導致的基團變化。有機物的反應也需要氧化劑和還原劑,而且有機分子中的碳原子的氧化數一樣會發生變化。確切的說,發生氧化數變化的碳原子僅限於涉及變化了的基團的少數幾個碳原子,但為了計算方便,計算時可以取平均價態。

雙鍵和三鍵可以被氧化劑氧化而斷開。含氧基團的轉變也屬於氧化還原反應,涉及此類反應的基團包括醇羥基醛基、酮羰基羧基。在適宜的條件下,它們可以互相轉變。另外,多數有α-氫的芳香環取代基能被高錳酸鉀氧化為羧基。

這些反應一般用高錳酸鉀臭氧重鉻酸鉀等強氧化性物質作氧化劑,一些有機金屬化合物及其他有活潑鍵的強還原性物質作還原劑

與電化學的關係[編輯]

通常氧化還原反應可以做成一個原電池。其中發生氧化反應的一極為陽極,即外電路的負極;還原反應的一極為陰極,即外電路的正極。兩個電極之間有電勢電化學上通常叫電動勢),因此反應可以進行,同時可以用來做

參考文獻[編輯]

參見[編輯]