广西融水中学化学组 545300
摘 要：氧化还原反应从初中开始接触，高中阶段从不同侧面多次对氧化还原反应进行了介绍，大学化学描述的电负性、电极电势、酸碱质子理论等归根到底都属于氧化还原反应知识的延伸。氧化还原反应几乎贯穿了化学学习的全过程。
关键词：氧化还原反应 概念规律 分类配平
氧化还原反应知识很重要，涉及的面宽，应用范围广，所以不管是中学还是大学，氧化还原反应都是化学学科里极其重要的组成内容。其知识能力的要求在各级考试中常常出现，因需要学生具备的综合分析能力高，记忆、理解、计算等能力技巧兼备，所以在教与学中都会感到棘手。特别是学生，对于教材中多次出现的氧化还原反应，如果不注意归纳总结，就会感到越学越乱，不得要领。以下就中学各阶段出现的氧化还原反应进行分析，对教与学的总结归纳有很好的帮助。
初中阶段，这是刚接触化学学科，氧化还原反应的引入从“得氧、失氧”的角度开始。如：CuO+H2=Cu+H2O，氧化铜失去氧被还原，作氧化剂；氢气得到氧被氧化，作还原剂。氧化还原反应概念里有“氧”，比较直观，容易接受，对初学者来讲是最好的认知方式。所以，初中阶段氧化还原反应的引入仅是基础，教学时不宜延伸拓展过多，氧化产物、还原产物以及一些规律性的总结都不必拓展，以免让学生形成思维定式，不利于后续学习认知。在初中考试检查题里面，仅限于“得氧、失氧”和概念的判断即可。
高中阶段，有四处出现了氧化还原反应，分别在必修一、必修二、选修四、选修五（人教版）。这四个地方所描述的氧化还原反应角度不一样，目的不一样，从各个侧面阐述了氧化还原反应，让学生全面地掌握这方面的内容，打好基础，为进一步深化学习做好准备。
首先，引出氧化还原反应的概念、规律。
这是在初中“得氧、失氧”角度的基础上进一步介绍氧化还原反应。在教学上先复习CuO+H2=Cu+H2O这个反应，氧化铜失去氧被还原，作氧化剂；氢气得到氧被氧化，作还原剂。然后引导学生标出反应中各元素的化合价，Cu元素化合价从+2降低到0，被还原，CuO做氧化剂；H元素化合价从0升到+1，被氧化，H2作还原剂。根据化合价升价，引出一个没有氧元素参加的反应，比如2Na+Cl2=2NaCl, Na元素化合价升高被氧化，作还原剂；Cl元素化合价降低被还原，Cl2作氧化剂。到此，完成了氧化还原反应教学的重要过渡、突破，从化合价的角度理解氧化还原反应。化合价为什么会升降呢？因为电子的得失或偏移，而且电子得失数目就是化合价升降数目，这就是氧化还原反应的实质所在。哪些物质、元素容易得失电子呢？也就是物质氧化性、还原性强弱规律，在高一年级必修一阶段，可以总结为五条规律：
1.金属活动性顺序：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au，还原性渐弱；K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Sn2+、Pb2+、（H+）、Cu2+、Hg2+、Ag+、Pt2+、Au2+，氧化性渐强。
2.典型非金属单质氧化性强弱顺序：F2、Cl2、Br2、I2氧化性渐弱；F-、Cl-、Br-、I-还原性渐强。其它的非金属单质或简单离子的氧化还原性顺序基本上按周期表主族从上到下顺序氧化性渐弱、离子还原性渐强的规律。
3.氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性大于还原产物的还原性，这条规律适用面很广，适合一些较杂乱的物质之间的比较。只要某一个氧化还原反应发生，就可以得出结论，或者已知某些物之间氧化还原能力的强弱，就可以判断某些反应能否发生。例如：2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42-+4H+,氧化剂是Fe3+，氧化产物是SO42-，还原剂是SO2，还原产物是Fe2+。结论：氧化性Fe3+＞SO42-，还原性SO2＞Fe2+。
4.根据反应条件、剧烈程度和对同种元素氧化程度判断氧化还原性强弱。浓HNO3与Cu反应无需加热就剧烈反应，稀HNO3与铜反应要加热才开始反应，氧化性，浓HNO3＞稀HNO3；F2与H2反应，暗处就可以爆炸式进行，而Cl2与H2反应需要光照或点燃才进行，氧化性，F2＞Cl2。
5.在与同一粒子反应中，氧化程度大小也可以判断氧化性强弱。
期刊文章分类查询,尽在期刊图书馆如：S+Fe=FeS，铁元素显+2价，3Cl2+2Fe=2FeCl3，铁元素显+3价，结论：氧化性，Cl2＞S。
在必修二、选修四电化学里面,得失电子能力大小的判断办法：原电池的负极金属还原性强，容易失去电子，在正极发生还原反应的金属离子或原子团氧化性强，容易获得电子；在电解反应中，先放电的金属单质、离子还原性强，或氧化性强。
氧化还原反应的另一规律就是“无中”不反应。如SO2有比较强的还原性，但是浓硫酸不能氧化之，因为S元素有+4价、+6价，没有+5价，尽管浓硫酸有很强的氧化性，但是两者不能发生反应。而比浓硫酸氧化性弱的Fe3+离子，却能氧化SO2。
其次，介绍氧化还原反应方程式的配平、计算。
在这部分内容里，主要涉及到守恒规律。作为化学学科，有它特定的语言文字，那就是化学反应方程式。书写化学方程式可以分为三个级别：第一级就是记忆照写教材上面现成的反应方程式，这是最基本的积累。第二级就是给齐所有的反应物和生成物，只需配平即可。而氧化还原反应方程式的配平比普通反应的配平要复杂，技巧性高。第三级就是给出部分反应物、生成物，根据反应规律来完成方程式的书写。这是最高的要求，综合性大。
研究氧化还原反应方程式配平，要把氧化还原反应分五种类型，即普通型、自身型、歧化型、部分型、多种型，配平时都要遵循得失电子总数相等、化合价升降总数相等的规律，每一种类型在配平方法上有点不同。
1.普通型。如2F2+2H2O=4HF+O2，F元素化合价降低1，O元素化合价升高2，F2×2、H2O×2或者HF×4、O2×1都使得化合价升降总数相等。
2.自身型。即电子得失发生在同种物质内部不同种元素之间，这种类型的方程式要从生成物入手进行。
3.歧化型。歧化型氧化还原反应与自身型一样，是一种特殊的自身氧化还原反应，反应时电子的得失发生在同种物质同种元素上。如Cl2与NaOH、H2O2分解、S与热的KOH反应等等，配平时也是从生成物入手。
4.部分型。即在反应中，同种物质只有部分参加氧化还原反应，有一部分化合价不变。
5.多种型。这种氧化还原反应往往比较复杂，参加氧化还原反应的元素达三种或三种以上，在配平时要紧紧把握化合价升降守恒的规律。
总之，氧化还原反应式的配平要本着守恒的原则，灵活机动，多种方法结合。现在高考中出现的缺项完成书写化学反应式，就是要根据质量守恒、得失电子守恒（化合价升降守恒）来完成，所缺项一般不是有元素化合价升降的物质，往往是H+、OH-、H2O等。
第三，介绍氧化还原反应的应用：电化学。
电化学出现在必修二、选修四里面。必修二主要介绍原电池、化学电源、金属的电化腐蚀及防护办法；选修四主要介绍电解原理、电解精炼金属、电镀等。电化学，实质就是氧化还原反应。原电池反应，负极发生氧化反应，失去的电子沿外线路移动进入正极，正极得到电子发生还原反应。原电池反应是一种特定条件下的氧化还原反应，化学能转变为电能。其得失电子的规律与氧化还原反应同理，电流强度的计算可从得失电子的物质的量结合时间算出来。电解反应，本质还是氧化还原反应。反应中阳极连接电源的正极，失去电子发生氧化反应；阴极连接电源的负极，得到电子发生还原反应。电解反应就是特定条件下的一种氧化还原反应，电能转化为化学能，其得失电子的规律与普通氧化还原反应同理，电解产物的量可根据电子得失的物质的量进行计算。电化学本质就是氧化还原反应，其应用很广泛，在中学教材中介绍了冶炼金属铝、电解精炼铜、镀锌、钢铁的电化腐蚀和防护办法。
最后，在有机化学基础中简单提了一下氧化还原反应。
有机物因为碳元素的化合价变化大，如CH4中碳元素-4价，C2H6中为-3价，CCl4中+4价……如果仅从化合价的升降来判断是否氧化还原反应往往比较困难，所以在教材上从“得失H、得失O”的角度判断是氧化反应还是还原反应，其本质仍然是电子的得失或偏移、化合价升降。如CH3CH2OH→CH3CHO失去2个H，发生氧化反应，实际上碳的化合价升高了2，从化合价升降分析结论是一致的。
论文作者:杨振成
论文发表刊物:《素质教育》2019年7月总第312期
论文发表时间:2019/6/11
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