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(fā)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(fā)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”。

氧化還原反應的規(guī)律有哪些

1、守恒規(guī)律

守恒是氧化還原反應最重要的規(guī)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(guī)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(tài)規(guī)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(tài)，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(guī)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(guī)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(guī)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(guī)律

同一種物質分子內同一種元素同一價態(tài)的原子(或離子)發(fā)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(tài)在適宜條件下同時向較高和較低的價態(tài)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(guī)律

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

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

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

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(fā)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(fā)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。