基本概念
有電子轉移(得失或偏移)的反應成為氧化還原反應；無電子轉移(得失或偏移)的反應為非氧化還原反應。
名稱來源
氧化反應最早是指金屬或非金屬與氧結合形成氧化物的反應，這類反應中另一種元素的化合價總是升高。還原反應最早是指金屬從其化合物中被提煉出來的反應，這類反應中金屬的化合價總是降低。
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征，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。随着化學的發展，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征，19世紀發展化合價的概念後，化合價升高的一類反應并入氧化反應，化合價降低的一類反應并入還原反應。20世紀初，成鍵的電子理論被建立，于是又将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。
注：
氧化數又可以叫做氧化态
氧化數即高中所說的化合價，這兩者僅是叫法不同，部分表示方法有差别，其他并無區别，本詞條中視為可以混用。
反應本質
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後生成的物質叫氧化産物，氧化劑被還原劑還原後生成的物質叫還原産物。即： 還原劑 + 氧化劑 ---> 氧化産物 + 還原産物
一般來說，同一反應中還原産物的還原性比還原劑弱，氧化産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”。
五條基本規律
一、守恒律化合價有升必有降，電子有得必有失，對于一個完整的氧化還原反應，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。
二、強弱律較強氧化性的氧化劑和較強還原性的還原劑反應，生成弱還原性的還原産物和弱氧化性氧化産物。應用：在适宜的條件下，用氧化性較強的物質制備氧化性較弱的物質，或用還原性較強的物質制備還原性較弱的物質，亦可用于比較物質的氧化性或還原性的強弱。
三、先後律一種氧化劑（或還原劑）同時和多種還原劑（或氧化劑）相遇時，總是依還原性（或氧化性）強弱順序先後去氧化還原劑（或去還原氧化劑）。
四、價态律：元素處于最高價，隻有氧化性（如Fe3+）；元素處于最低價，隻有還原性（如S2-、I-等）；元素處于中間價态，既有氧化性又還有性，但主要呈現一種性質（如Fe2+以還原性為主）。物質若含有多種元素，其性質是這些元素性質的綜合體現。應用：判斷物質的氧化性或還原性。
五、轉化律：氧化還原反應中，以元素相鄰價态之間的轉化最容易；同種元素不相鄰價态之間若發生反應，元素的化合價隻相靠不交叉；同種元素，相鄰價态之間不發生氧化還原反應。應用：分析判斷氧化還原反應能否發生及表明電子轉移情況。
反應實驗
實驗目的
1、了解原電池的裝置以及濃度對電極電勢的影響（Nernst方程式）。
2、熟悉常用氧化劑和還原劑的反應。
3、了解濃度、酸度對氧化還原反應的影響。
實驗内容
（一）原電池電動勢的測定
負極（氧化反應）Zn－2e=Zn2+正極（還原反應）Cu2++2e=Cu
電池反應Zn+Cu2+=Cu+Zn2+
（二）比較電極電勢的高低
1、2Fe3++2I-=I2+2Fe2+
生成的I2可用澱粉（1%）檢驗或者用CCl4萃取，CCl4層呈紫紅色（I2在CCl4中的溶解度大于在水中的溶解度）
2、Fe3++2Br-無反應
3、2Fe2++Br2=2Fe3++2Br-
Fe3++nSCN-=[Fe(NCS)n]3-n血紅色
根據實驗結果可知Br2是最強的氧化劑，I-是最強的還原劑,φ(Br2/Br-)>φ(Fe3+/Fe2+)>φ(I2/I-)
（三）常見氧化劑和還原劑的反應
1、H2O2的氧化性H2O2＋2H+＋2I-＝I2＋2H2O
2、KMnO4的氧化性2MnO4-＋6H+＋H2O2＝2Mn2+＋3O2＋4H2O
3、H2S的還原性2Fe3+＋H2S＝2Fe2+＋S＋2H+
（H2S來源于硫代乙酰胺的水解，見P96下）
4、KI的還原性Cl2＋2I-＝2Cl-＋I2
I2＋5Cl2＋6H2O＝2HIO3＋10HCl
影響氧化還原反應的因素
1、濃度對氧化還原反應的影響
4HNO3(濃)+Zn=Zn(NO3)2+2NO2+H2O
10HNO3+4Zn=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O
氣室法檢驗NH4+：NH4+＋OH-＝NH3＋H2O酚酞試紙顯紅色
注意1：不同濃度的硝酸與Zn作用的反應産物和反應速率有何不同？
注意2：NH4+的檢驗方法
氣室法：用兩塊幹燥、潔淨的表面皿（一大一小），在大的一塊表面皿中心放3滴6molL-1的NaOH溶液，混合均勻。在小的一塊表面皿中心粘附一小條潤濕的酚酞試紙，蓋在大的表面皿上形成氣室。将此氣室放在水浴上微熱2min，酚酞試紙變紅，表示存在NH4+。
Nessler試劑：用Nessler試劑（K2[HgI4]的KOH溶液），現象：從紅棕色到深褐色的沉澱。
幹擾：如果試液中含有Fe3+、Co2+、Ni2+、Cr3+、Ag+、S2-等，會幹擾NH4+的鑒定。
清除幹擾的方法：可在試液中加堿，使逸出的氨與滴在濾紙條上的Nessler試劑反應，觀察現象。
2、介質對氧化還原反應的影響
（1）介質對氧化還原反應方向的影響
IO3-＋6H+＋5I-=3I2+3H2O
3I2+6OH-=5I-+IO3-+3H2O
（2）介質對氧化還原反應産物的影響
H2SO4介質紫紅色褪去2KMnO4+3H2SO4+5Na2SO3=2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+3H2O
中性水介質出現棕黑色沉澱2KMnO4+H2O+5Na2SO3=2MnO2+3Na2SO4+2KOH
NaOH介質綠色2KMnO4+2NaOH+Na2SO3=2Na2MnO4+K2SO4+H2O
表示方法
雙線橋法
用于表明反應前後同一元素原子間的電子轉移情況
标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産物中的相應元素，另一條線由還原劑中氧化數升高的元素指向氧化産物中的相應元素。
标出“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
用于表明反應前後不同元素原子間的電子轉移情況
标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接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
标出電子轉移的數量，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
為了将氧化還原反應與電子得失相聯系起來，并簡化研究，可以将氧化還原反應拆成兩個半反應。于是所有氧化還原反應便可以表述為兩個半反應的。例如有半反應：
将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态，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，生成其共轭還原劑的過程，即還原反應；從右到左，是還原劑得到電子，生成其共轭氧化劑的過程，即氧化反應。半反應中的氧化型物質與還原型物質互稱共轭氧化劑/還原劑，這種反應關系則被稱為氧化還原共轭關系。通常可以使用氧化還原反應電對來表示一組共轭的氧化還原劑，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，酸堿組分、沉澱劑、絡合劑等一般都屬于這一範疇。
舉例
燃燒
燃燒是物質迅速氧化，産生大量光和熱的過程，其本質是一種劇烈的氧化還原反應。
酒精測試
K2Cr2O7是一種橙紅色具有強氧化性的化合物，當它在酸性條件下被還原成三價鉻時，顔色變為綠色。據此，當交警發現汽車行駛不正常時，就可上前阻攔，并讓司機對填充了吸附有K2Cr2O7的矽膠顆粒的裝置吹氣。若發現矽膠變色達到一定程度，即可證明司機是酒後駕車。這時酒精被氧化為醋酸：
工業煉鐵
這個反應中，Fe2O3中的鐵由Fe(III)變為Fe(0)（氧化數降低，為氧化劑），而CO中的碳由C(II)變為C(IV)（氧化數升高，為還原劑）。
複分解反應
大多數無機複分解反應都不是氧化還原反應，因為這些複分解反應中的離子互相交換，不存在電子的轉移，各元素的氧化數沒有變化。
基本操作
1.原電池的組裝與測試（正負極勿連錯）。
2.NH4+的檢驗方法。
注意事項
1、KMnO4+NaOH+Na2SO3實驗時，Na2SO3用量不可過多，否則，多餘的Na2SO3會與産物Na2MnO4生成MnO2；
2、廢液倒入廢液桶中；
3、涉及濃硝酸，濃鹽酸，溴水、氯水等刺激性操作應在通風櫥内操作；
4.安全。
氧化還原方程式的配平
電子守恒法
1、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。因為整個過程的本質好比是還原劑把電子給了氧化劑，在這一失一得之間，電子守恒。故根據還原劑失去電子的數目和氧化劑得到電子的數目相等，結合二者化合價的改變情況，可以分别把氧化劑、還原劑的計量數計算出來，這樣整個氧化還原反應就順利配平了。
2、方法和步驟
①标出發生變化的元素的化合價，并确定氧化還原反應的配平方向。
在配平時，需要确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→先配平生成物的計量數；
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。
②列出化合價升降的變化情況。
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，将化合價變化的數值進行疊加。
③根據電子守恒配平化合價變化的物質的計量數。
④根據質量守恒配平剩餘物質的計量數。最終并根據質量守恒檢查配平無誤。
待定系數法
1、配平原理
質量守恒定律告訴我們，在發生化學反應時，反應體系的各個物質的每一種元素的原子在反應前後個數相等。通過設出未知數（如x、y、z等均大于零）把所有物質的計量數配平，再根據每一種元素的原子個數前後相等列出方程式，解方程式（組）。計量數有相同的未知數，可以通過約分約掉。
2、方法和步驟
對于氧化還原反應，先把元素化合價變化較多的物質的計量數用未知數表示出來，再利用質量守恒吧其他物質的計量數也配平出來，最終每一個物質的計量數都配平出來後，根據某些元素的守恒，列方程解答。
與電化學的關系
每一個氧化還原反應都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差(電化學上通常叫電動勢)，因此反應可以進行，同時可以用來做功。
規律
氧化還原反應中，存在以下一般規律：
強弱律：氧化性：氧化劑>氧化産物；還原性：還原劑>還原産物。
價态律：元素處于最高價态，隻具有氧化性；元素處于最低價态，隻具有還原性；處于中間價态，既具氧化性，又具有還原性。
轉化律：同種元素不同價态間發生歸中反應時，元素的氧化數隻接近而不交叉，最多達到同種價态 。
優先律：對于同一氧化劑，當存在多種還原劑時，通常先和還原性最強的還原劑反應。
守恒律：氧化劑得到電子的數目等于還原劑失去電子的數目。
例題
解題方法：氧化劑得到電子化合價降低轉變為還原産物，還原劑失去電子化合價升高轉變為氧化産物。在同一個氧化還原反應中得失電子數相等，即化合價升高總價數等于化合價降低總價數。
【例題1】(NH4)2SO4在強熱條件下分解，生成NH3、SO2、N2、H2O，反應中生成的氧化産物和還原産物的物質的量之比為
A. 1 : 3 B. 2 : 3 C. 1 : 1 D. 4 : 3
解析：(NH4)2SO4在強熱條件下分解，氧化産物為N2，還原産物為SO2，依據化合價升降相等原則有3×2↑×x = 2↓×y，故有x : y = 1 : 3
答案：A
【例題2】R2O8n-在一定條件下可把Mn2+氧化為MnO4-，若反應中R2O8n-變為RO42-，又知反應中氧化劑與還原劑物質的量之比為5:2，則n值為：
A. 4 B. 3 C. 2 D. 1
解析：依題意有5R2O8n- + 2Mn2+ === 2MnO4- + 10RO42-，設R2O8n-中R的化合價為x，依據化合價升降相等原則有
5×2×↓(x-6) = 2×↑(7-2)，解得x = 7，因此有
2×7 + 8×(-2) = -n，解得n = 2.
答案：C
【例題3】(NH4)2PtCl6在強熱條件下分解，生成N2、HCl、NH4Cl、Pt反應中氧化産物與還原産物的物質的量之比為：
A. 1 : 2 B. 1 : 3 C. 2 : 3 D. 3 : 2
解析：(NH4)2PtCl6在強熱條件下分解，氧化産物為N2，還原産物為Pt，依據化合價升降相等原則有3×2↑×x = 4↓×y，故有x : y = 2 : 3
答案：C
【例題4】Cl2與NaOH(70℃)的溶液中，能同時發生兩個自身氧化還原反應，完全反應後，測得溶液中NaClO、NaClO3之比4 : 1，則溶液中NaCl和NaClO的物質的量之比為：
A. 11:2 B. 1:1 C. 9:4 D. 5:1
解析：Cl2中氯元素的化合價為0價，而在NaClO、NaClO3中氯元素的化合價分别為+1、+5價，設NaCl和NaClO的物質的量分别為x和y，依據化合價升降相等原則有1↓×x = 1↑×y + 5↑××y，故有x : y = 9 : 4
答案：C
【例題5】Zn與HNO3反應，Zn和被還原的HNO3的物質的量之比為4 : 1則HNO3的還原産物可能為：
A. NO2 B. NO C. N2O D. NH4NO3
解析：設還原産物中氮元素的化合價為x，依據化合價升降相等原則有4×2↑=1↓×(5-x) 解得：x = -3
答案：D
【例題6】将Mg和 Cu的合金2.64克，投入适量的稀HNO3中恰好反應，固體全部溶解時，收集的還原産物為NO，體積為0.896L(SPT)，向反應後的溶液中加入2mol/L NaOH溶液60mL時，金屬離子恰好完全沉澱，則形成沉澱的質量為：
A. 4.32克 B. 4.68克 C. 5.36克 D. 6.38克
解析：依據在同一個氧化還原反應中得失電子數相等原則，解得Mg和 Cu共失去n(e-) = ×3 = 0.12 mol，由電荷守恒知Mg和Cu共需要結合0.12 mol OH-，故形成沉澱的質量m = 2.64g + 0.12 mol×17g/mol = 4.68g.
答案：B
【例題7】取x克Mg和 Cu的合金完全溶于濃HNO3中，反應過程中HNO3被還原隻産生8960 mL NO2和672 mL N2O4氣體(SPT)，向反應後的溶液中加入足量的NaOH溶液，形成沉澱質量為17.02克，則X的值為：
A. 8.64克 B. 9.20克 C. 9.00克 D. 9.44克
解析：依據在同一個氧化還原反應中得失電子數相等原則，解得Mg和 Cu共失去n(e-) = ×1 = 0.46 mol，由電荷守恒知Mg和 Cu共需要結合0.46 mol OH-，因此有17.02g= x + 0.46 mol×17g/mol ，解得x = 9.20g
答案：B
【例題8】将14克Ag和Cu的合金與一定濃度的HNO3反應，全部溶解後，産生的氣體再通入1.12 L(SPT)O2，恰好完全吸收，求合金中各成分的含量?
解析：Ag和Cu失去電子的總數等于O2得到電子的總數，依題意有
108n(Ag) + 64n(Cu) =14
n(Ag) + 2n(Cu) = ×4 = 0.2
解得n(Ag)= 0.1mol;n(Cu)=0.05mol;w(Ag) = ×100% = 77.14%;w(Cu) = 1-77.14% = 22.86%
答案：合金中w(Ag)為77.14%，w(Cu)為 22.86%。
【例題9】将51.2 g Cu 完全溶于适量濃硝酸中，收集到氮的氧化物(含NO、 N2O4 、NO2)的混合物共0.8 mol，這些氣體恰好能被500 mL 2 mol/L的NaOH溶液完全吸收，生成NaNO3和NaNO2的混合溶液，其中生成的NaNO3的物質的量為：
(已知NO+NO2+2NaOH === 2NaNO2+H2O，2NO2+2NaOH === NaNO3 +NaNO2 +H2O )
A. 0.2 mol B. 0.4 mol C. 0.6 mol D. 0.8 mol
解析：51.2 g Cu即為0.8 mol Cu，失去的電子等于NaNO2 生成時得到的電子，則NaNO2 為0.8 mol，由Na+守恒知：n(Na+) = n(NaNO2)+ n(NaNO3)，得NaNO3為0.2 mol。
答案：A
【練習1】9.8g鎂、鋁混合物溶解在一定量的熱濃硝酸中，當金屬完全溶解後收集到标準狀況下8.96 L NO2和2.24 L N2O4氣體，向反應的溶液中加入足量的氨水，則生成的沉澱有：
A. 18克 B. 20克 C. 22克 D. 24克
解析：依據在同一個氧化還原反應中得失電子數相等原則，解得Mg和 Al共失去n(e-)=×1 + ×2 = 0.6 mol。由電荷守恒知Mg和 Al共需要結合0.6 mol OH-，故形成沉澱的質量m = 9.8g + 0.6 mol×17g/mol = 20g
答案：B
【練習2】将11.2g的Mg和Cu的混合物完全溶解于足量的硝酸中，收集反應産生的氣體X，再向所得溶液中加入适量的NaOH溶液，産生21.4g沉澱，根據題意推斷氣體X的成分可能是：
A. 0.3mol NO2和0.3mol NO B. 0.2mol NO2和0.1mol N2O4
C. 0.1mol NO、0.2mol NO2和0.05mol N2O4 D. 0.6mol NO
解析：根據Mg、Cu的變化：Mg～Mg2+～2OH-～Mg(OH)2～2e-、Cu～Cu2+～2OH-～Cu(OH)2～2e-知增加的質量為OH-的質量，轉移電子的物質的量與OH-的物質的量相等，則有n(OH-)=21.4g-11.2 g/17g·mol-1=0.6 mol，故反應轉移的電子的物質的量也為0.6 mol。選項A轉移電子的物質的量為0.3mol×1+ 0.3mol×3 = 1.2 mol，不正确;選項B轉移電子的物質的量為：0.2mol×1+ 0.1mol×2 = 0.4 mol，不正确;選項C轉移電子的物質的量為0.1mol×3+ 0.2mol×1+ 0.05mol×2 = 0.6 mol，正确;選項D轉移電子的物質的量為0.6mol×3=1.8 mol，不正确.
答案：C
應用與意義
氧化還原性的強弱判定
物質的氧化性是指物質得電子的能力，還原性是指物質失電子的能力。物質氧化性、還原性的強弱取決于物質得失電子的能力（與得失電子的數量無關）。
從方程式與元素性質的角度，氧化性與還原性的有無與強弱可用以下幾點判定：
（1）從元素所處的價态考慮，可初步分析物質所具備的性質（無法分析其強弱）。最高價态——隻有氧化性，如H2SO4、KMnO4中的S、Mn元素；最低價态，隻有還原性，如Cl-、S2-等；中間價态——既有氧化性又有還原性，如Fe、S、SO2等。
（2）根據氧化還原的方向判斷：
氧化性：氧化劑>氧化産物；還原性：還原劑>還原産物。
（3）根據反應條件判斷：
當不同的氧化劑與同一種還原劑反應時，如氧化産物中元素的價态相同，可根據反應條件的高、低進行判斷，如是否需要加熱，是否需要酸性條件，濃度大小等等。
需要注意的是，物質的氧化還原性通常與外界環境，其他物質的存在，自身濃度等緊密相關，通過以上比較僅能粗略看出氧化還原性大小。如欲準确定量地比較氧化還原性的大小，需要使用電極電勢。
現實意義
在生物學中，植物的光合作用、呼吸作用是典型的氧化還原反應。人和動物的呼吸，把葡萄糖氧化為二氧化碳和水。通過呼吸把貯藏在食物的分子内的能，轉變為存在于三磷酸腺苷(ATP)的高能磷酸鍵的化學能，這種化學能再供給人和動物進行機械運動、維持體溫、合成代謝、細胞的主動運輸等所需要的能量。
在工業生産中所需要的各種各樣的金屬，很多都是通過氧化還原反應從礦石中提煉而得到的。如生産活潑的有色金屬要用電解或置換的方法；生産黑色金屬和一些有色金屬都是用在高溫條件下還原的方法；生産貴金屬常用濕法還原，等等。許多重要化工産品的合成，如氨的合成、鹽酸的合成、接觸法制硫酸、氨氧化法制硝酸、食鹽水電解制燒堿等等，也都有氧化還原反應的參與。石油化工裡的催化去氫、催化加氫、鍊烴氧化制羧酸、環氧樹脂的合成等等也都是氧化還原反應。
在農業生産中，施入土壤的肥料的變化，如铵态氮轉化為硝态氮等，雖然需要有細菌起作用，但就其實質來說，也是氧化還原反應。土壤裡鐵或錳的氧化數的變化直接影響着作物的營養，曬田和灌田主要就是為了控制土壤裡的氧化還原反應的進行。
在能源方面，煤炭、石油、天然氣等燃料的燃燒供給着人們生活和生産所必需的大量的能量。我們通常應用的幹電池、蓄電池以及在空間技術上應用的高能電池都發生着氧化還原反應，否則就不可能把化學能變成電能，把電能變成化學能。
由此可見，在許多領域裡都涉及到氧化還原反應，認識氧化還原反應的實質與規律，對人類的生産和生活都是有意義的。
與電化學的關系
理論上每一個氧化還原反應都可以做成一個原電池，使氧化還原反應的電子轉移變為電子定向移動。這種轉變對化學理論的意義十分巨大，它将化學反應與電聯系在了一起，使得化學反應可以用電學理論處理，這就形成了化學的一個重要分支——電化學。從電學角度出發，能準确比較出各物質之間，以及各物質不同狀态下的氧化還原性強弱，定量地判斷氧化還原反應進行的可能性與程度，計算原電池的電壓等等。詳細請見“電化學”條目。
