氧化還原反應（redox reaction）是廣泛存在于自然界并在工業生產中具有重要用途的一類化學反應，其實質是參與反應的物質在反應前后有電子的轉移或偏移的反應。氧化還原反應由氧化半反應和還原半反應構成， 在反應中，失去電子而元素氧化數升高的過程稱為氧化反應，獲得電子而元素氧化數降低的過程稱為還原反應。
氧化還原反應由法國化學家安托萬-洛朗·德·拉瓦錫( Antoine Laurent de Lavoisier）在1774年首次提出。常見的氧化還原反應有無機化合物（金屬腐蝕、歧化反應）、電化學、有機、生物氧化還原反應以及地質學方面土壤中發生的氧化還原反應。其反應速率會受反應物濃度、酸度、溫度、催化劑等因素影響，某些氧化還原反應的過程比較復雜。
氧化還原反應是非常重要的化學反應，在許多領域都有涉及。如工業領域中金屬的提煉以及電解、電鍍等；農業領域中土壤肥料變化、曬田等；石化能源方面的天然氣、石油、煤炭等作為燃料燃燒、新能源燃料電池中的氫會和氧氣發生反應以及藥物的研制與藥理學研究。
定義
氧化還原反應是一類重要的化學反應，是參與反應的物質有元素化合價變化的反應，本質是反應物間有電子的轉移（或偏移）。在反應中，失去電子而元素氧化數升高的過程稱為氧化反應；獲得電子而元素氧化數降低的過程稱為還原反應。
氧化還原反應由兩個氧化還原半反應構成。如鋅和銅離子反應中，Zn失去電子生成Zn2+，發生氧化半反應；Cu2+得到電子生成Cu，發生還原半反應。
在氧化還原反應中，元素的化合價發生變化（升高或降低），是它們的原子或離子發生電子轉移或共用電子對發生偏移的結果，元素化合價升高或降低的數值，就是它們的原子或離子失去或得到共用電子對偏移的數目。
相關術語
氧化劑和還原劑
在氧化還原反應中，氧化劑與還原劑不一定是2種不同的反應物。如自身氧化反應中的氧化劑與還原劑是同一種反應物。
氧化劑
氧化劑是在氧化還原反應中得到電子或有電子對偏向的物質，常見的氧化劑有：
還原劑
還原劑是在氧化還原反應中失去電子或有電子對偏離的物質，常見的還原劑有：
氧化產物和還原產物
氧化產物和還原產物是指發生氧化還原后的生成物。氧化劑氧化了還原劑，其本身被還原，其生成物叫做還原產物；還原劑還原了氧化劑，而本身卻被氧化，其生成物叫做氧化產物。
氧化性和還原性
氧化性是指氧化劑具有氧化別的元素的能力，即奪取電子的能力，也是奪取電子難易的程度，而不是奪取電子數目的多少；還原性是指還原劑具有還原別的元素的能力，也是指失去電子的難易程度，而不是指失去電子的多少。強氧化劑具有強氧化性，易被還原；強還原劑具有強還原性，易被氧化。氧化劑的對應產物是具有弱還原性的物質，還原劑的對應產物是具有弱氧化性的物質。它們的氧化性和還原性均比前者弱。
氧化數
氧化數是某元素一個原子的荷電數（形式電荷），這種荷電數由假定每個鍵中的電子(即成鍵電子)指定給電負性更大的原子而求得。確定氧化數規則為：在單質中，元素原子的氧化數為0；在離子化合物中，元素原子的氧化數等于該元素單原子離子的電荷數；在結構已知的共價化合物中，把屬于兩原子的共用電子對指定給兩原子中電負性較大的原子時，分別在兩原子上留下的形式電荷數就是它們的氧化數；通常情況下，氧的氧化數為-2，氫的氧化數為+1；在中性分子中，所有原子氧化數的代數和為0；多原子離子中，各原子氧化數的代數和等于離子所帶電荷數；在化學反應中，元素氧化數的變化值等于它在化學反應中得失的電子數或偏移的電子數。Lewis酸/堿是能接受/給出電子對的分子、離子或原子團，Lewis酸堿反應是電子對給出和接受的反應，那么反應過程中價電子在核外的概率分布必然發生改變，因此Lewis酸堿反應也可以理解為廣義氧化還原反應。
相關歷史
人們對氧化還原反應的認識從宏觀到微觀，從定性到定量，其歷程漫長且復雜。隨著科學思想的發展和科學技術的進步，人們對氧化還原反應逐漸有了新的認識。
燃燒是最常見的氧化還原反應，大約在1660年，英國化學家羅伯特·波義耳 ( Robert Boyle ) 和他的助手羅伯特·胡克 ( Robert Hooke)一起進行了真正的燃燒化學實驗，并提出了火微粒透過容器壁與金屬結合而使金屬增重的觀點。1772年，瑞典藥劑師卡爾·舍勒 ( C. W. Scheele）通過加熱某些硝酸鹽、氧化物和碳酸根，收集到了“火空氣”( fire air，即氧氣 )。1774年8月,英國化學家普利斯特里 （J. J.Priestley）在加熱汞灰( HgO) 時制得了氧氣，并命名為“脫燃素空氣”。1774年10月，法國化學家安托萬-洛朗·德·拉瓦錫( Antoine Laurent de 拉瓦錫環形山）受到舍勒和普里斯特利的啟發后，深入研究了氧氣，并得出結論：燃燒是物質與氧化合的過程，他把物質與氧化合的反應稱為氧化反應，而含氧物質失去氧的反應稱為還原反應；但需注意，氧化過程不一定有氧元素參與，只是最早的這類反應是從氧作為得電子組分開始研究的，因此稱作氧化反應。
自拉瓦錫之后，化學家注意到了物質之間的質量關系，深入探索物質的組成，認識到原子之間的兩種性質，即涉及原子之間相互作用的數量和原子之間相互作用的本質，進而演變出了化合價和化學鍵的概念。最早發現化合價規律的是英國化學家弗蘭克蘭（E. E. Frankland）。1852年，他在研究有機金屬化合物的基礎上提出，金屬或其他元素的每一個原子在化合時具有一種特殊的性質，叫“化合能力”。后來，“化合能力”也被稱為化合價或原子價。化合價的概念提出以后，化學家從微粒觀的角度重新分析化學反應，發現以往定義的氧化還原反應中都有元素的化合價在反應前后發生了升降。1880年，美國化學家奧蒂斯·科·約翰遜( Otis Coe Johnson）依據氧化還原反應的共同特征是化合價升降，概括性地提出反應前后有元素的化合價發生升降的一類反應都是氧化還原反應。
1897 年“電子”的發現打破了原子不可分的傳統觀念，使人們對物質的認識深入到原子的內部。此后，化學家開始從原子結構的視角研究物質的性質及其變化，并逐漸認識了化合價變化的本質原因，形成了氧化還原反應的電子學說。1915年美國化學家弗萊（Harry Shipley Fry）在《JACS》上發表的《電子中正價和負價的概念》論文中提出：“一個原子形成正價（失去電子）對應于氧化，當一個原子形成負價（得到電子）對應于還原”。1948年，美國化學家格拉斯頓（S. Glasstone）討論了化合價和氧化數的區別，他把氧化數變化的反應稱為氧化還原反應，氧化數升高的半反應稱為氧化反應；氧化數降低的半反應稱為還原反應。1970年，美國學者古德斯坦（Madeline P. Goodstein）發現原子與相連原子之間電負性相對順序的任何變化都會引起原子氧化數的變化。1987年，中國學者李良助基于現代化學理論認為：氧化還原反應可理解為一個化合物經過化學反應成鍵電子重新分布的結果。
反應原理
氧化還原反應實質是參與反應的物質在反應前后有電子的轉移或偏移。
電子偏移
電子偏移使化學反應前后元素的化合價發生改變，例如在H2和Cl2的反應中，由于氯元素的電負性（吸引電子的能力）比氫的電負性大，使其共用電子對偏向于氯原子一方，從而使氯原子帶有一定的負電荷，顯負電性，而氫帶一定的正電荷，顯正電性。其結果是氯元素的化合價由0降至-1價發生還原反應，氫元素的化合價則由0上升為+1價發生氧化反應。
電子轉移
電子得失使氧化數發生變化，如CuO與H2反應，銅氧化物中的銅得到電子發生還原反應，氧化數降低；氫原子失去電子發生氧化反應，氧化數升高。
電極電勢
氧化還原反應每個半反應都有各自的氧化態和還原態，相應的氧化態和還原態分別組成一個氧化還原電對，如Ox1/Red1和Ox2/Red2。發生氧化還原反應時，一定是電子從還原劑轉移給氧化劑。電子轉移的條件是基于參加反應的兩個電對的電極電位高低不同，即在這兩個電對構成的電極之間存在一定的電壓。電極電位可以用來衡量電對氧化數接受電子傾向的大小或還原態給出電子傾向的大小。電極電位越高，表明電對的氧化態越易接受電子，是強的氧化劑；其還原態則越難給出電子，是弱的還原劑。在氧化還原反應中，電子都是從電勢低的電對的還原態轉移給電位較高的電對的氧化態，即較強的還原劑把電子轉移給較強的氧化劑，并相應地變為較弱的氧化劑和還原劑。
反應速率
反應速度
某些氧化還原反應的過程比較復雜，反應方程式只表示了反應的最初狀態和最終狀態，不能說明反應進行的真實歷程，實際的反應經歷了一系列中間步驟，即反應是分步進行的，其中反應速率最小的一步決定總反應的反應速率。如K?Cr?O?氧化Fe2+?的反應：
反應可能經過如下過程完成：
其中第二步為慢反應，其反應速率決定整個反應的速率。
影響因素
反應物濃度
在大多數情況下增加反應物的濃度，可以增大氧化還原反應速率。由于氧化還原反應機理比較復雜，不能簡單地從總的氧化還原反應方程式來判斷反應物的濃度對反應速度的影響程度。但總的來說，反應物的濃度越大，反應速率越大。
酸度
酸度可以改變有些氧化還原反應的方向。對有些氧化還原反應，尤其當反應有H+參加時，適當增加酸度可加快反應。例如：KMnO?和K?Cr?O?等強氧化劑在酸性溶液中反應速率更大。
溫度
對大多數氧化還原反應而言，升高溫度可增大反應速率。?一般溫度每升高10℃，反應速率可增大2～4倍。但是，當反應物易揮發、易分解或加熱時容易被氧化時，溫度升高也會帶來一些不利影響。例如KMnO?和Na?C?O?的反應，溫度升高可能導致Na?C?O?的分解，所以通常控制反應的溫度為75～85℃。對于一些易揮發、易分解的物質參加的反應，不能用加熱的方法來增大反應速率，通常加入催化劑以增大反應速率。
催化劑
在酸性溶液中，用高錳酸鉀滴定Na?C?O?，即使加熱發應仍然較慢，若加入適量的?Mn2+，就能促使反應迅速進行。通常情況下，該反應即使不加入Mn2+，而利用反應后生成的?Mn2+作為催化劑，也可以加快反應的進行。這種生成物本身能起催化劑作用的反應，稱為自身催化反應或自動催化反應。自身催化反應的特點是開始時反應較慢，隨著生成物(催化劑)的濃度逐漸增加，反應速率逐漸增大。
在氧化還原反應中，不僅催化劑能影響反應的速率，有時一個氧化還原反應的進行還可以促使另一個氧化還原反應的進行。例如KMnO4氧化Cl?的反應很慢，但是當溶液中同時存在Fe2+時，MnO4-與?Fe2+的反應大大加速了MnO4-氧?化CI?的反應。
誘導反應和催化反應是不同的。在催化劑反應中，催化劑參加反應后又恢復到原來的組成，而在誘導反應中，誘導體參加反應后變為其他物質。
反應案例
無機氧化還原反應
金屬腐蝕
在印刷電路板的制造中，FeCl3溶液可做銅板腐蝕劑，把銅板上需要去掉的部分與FeCl3作用，使銅變成CuCl2而溶解。其離子方程式如下：
上述反應中，銅粉將Fe3+離子還原成Fe2+離子，其中Cu發生氧化反應，Fe3+發生了還原反應。
歧化反應
歧化反應即自身氧化還原反應，指在氧化還原反應中，氧化作用和還原作用是發生在同種分子內部的同一氧化數的元素上，也就是說該元素的原子（或離子）同時被氧化和被還原。例如Cu+在酸性溶液中不穩定，將發生歧化反應生成Cu和Cu2+。
電化學（電池）
將鋅片放入盛有硫酸銅溶液的燒杯中，很快就會觀察到有一層紅棕色的銅沉積在鋅片的表面，藍色的硫酸銅溶液顏色逐漸變淺，同時鋅片慢慢溶解，說明Zn與CuSO4之間發生了氧化還原反應。原電池是由兩個半電池組成的，在鋅片和硫酸銅溶液組成的半電池中，鋅片溶解時，鋅失去電子變成Zn2+進入溶液，發生氧化反應，稱為原電池的負極；溶液中的Cu2+在鋅片上獲得電子，變為金屬銅沉積在芯片上，發生還原反應，稱為原電池的正極。
有機氧化還原反應
乙炔焰之所以能焊接和切割鋼板，就是因為發生了氧化還原反應：
烷烴在高錳酸鉀、二氧化錳或醋酸錳的催化下，用空氣或氧氣做氧化劑，在一定溫度下，可以得到C12~C16的脂肪酸。
生物氧化還原反應
呼吸作用
生物通過呼吸吸入氧將糖類轉化為二氧化碳和水，如哺乳動物中的葡萄糖衍生物被血色素攜帶的氧所氧化。它是在體溫310K、近中性的含水環境中，在一系列酶催化下溫和進行的，釋放的大部分能量以合成三磷酸腺苷（ATP）這樣的高能磷酸化合物的形式儲存起來。
光合作用
光合作用是當太陽光被葉片中的葉綠體吸收時，CO2就被還原到糖的水平，同時釋放出氣態的O2，所釋放的O2的體積與被還原的CO2的體積相等。其方程式可以寫成：
上述反應中來自于H2O，而不是CO2。
地質學中氧化還原反應
土壤中的氧化還原反應始終存在于巖石風化和母質成土的整個土壤形成發育過程中。土壤空氣和溶液中存在的游離氧，鐵、錳、氮、硫的高價化合物、低價化合物，有機質和微生物的氧化還原活動，都是參與和決定土壤中氧化還原反應最重要的因素。由于土壤是多種氧化還原物質并存的體系，土壤的總氧化還原狀態，可用氧化還原電位勢Eh表示。其變化范圍一般在200~700mV之間。Eh＞300mV，以氧化反應占優勢；Eh＜300mV，則以還原作用為主。
應用領域
氧化還原反應是非常重要的化學反應，在許多領域都有涉及。如自然界中的燃燒、呼吸作用、光合作用；生產生活中的化學電池、金屬冶煉、火箭發射；醫學上藥物的質量、藥效及其穩定性以及生命活動中的肌肉收縮、能量轉換、新陳代謝、神經傳導等都與氧化還原反應有關。
工業領域
金屬的一般提取方法是通過礦石采選、冶煉、電解等過程從中獲得金屬單質。絕大多數金屬在自然界中以化合態存在，這種金屬在礦物中均呈正氧化數，從中提煉金屬必須用還原的方法。其中對于活潑性很強的金屬，電解法是實現氧化還原反應的最強有力的手段。由于氧化還原反應的化學能與電能可以互相轉換，因此在工業上，金屬腐蝕和防護，電解、電鍍和原電池的應用均屬于氧化還原反應。
農業領域
在農業生產中，植物的光合作用、呼吸作用是復雜的氧化還原反應；施入土壤里肥料的變化，如氨態肥轉化為硝態氨，硫酸根轉化為硫化氫等，雖然需要有細菌作用，但其實質仍是氧化還原反應。土壤里的鐵或錳的氧化數的變化直接影響作物的營養，曬田、灌田主要是為了控制土壤里的氧化還原反應的進行。
石化能源領域
天然氣、石油、煤炭等氣化產物，或是甲烷、酒精、甲醇等都可以作為燃料使用，燃燒時發生氧化還原反應。燃料電池的燃料是氫，氫會在燃料電池中和氧發生氧化還原反應，從而產生電能給電動機工作提供支持。
醫藥領域
在藥物研制與藥理學研究方面，從中間體的制備到目標藥物的合成，從作用機理到藥物配伍的探索，都有氧化反應的應用。
參考資料 >