氧化是指失去電子，還原是指獲得電子。一個完整的反應將有 0 個電子的淨變化，這意味著方程式的一部分中失去的電子數量將等於另一部分中獲得的電子數量。換句話說，將有一個被還原的部分和一個被氧化的部分。總的來說，這被稱為氧化還原反應。

氧化還原半反應方程式

每個完整的反應都可以分解成它的組成部分，即氧化部分和還原部分。在半反應中，電子作為反應的一部分參與。我們將考慮鎂和氧氣反應生成氧化鎂。由於這是一種離子化合物，它將有一個陰離子 (O^2-) 和一個陽離子 (Mg²⁺)。第一步將是形成這些離子。

Mg → Mg²⁺ + 2e^-

O₂ + 4e^- → 2O^2-

如前所述，電子得失必須平衡。在這種情況下，我們將使整個氧化反應（涉及鎂的反應）加倍

2Mg → 2Mg²⁺ +4e^-

如果我們把這些半反應結合起來，我們就會得到完整的方程式

2Mg + O₂ → 2MgO

氧化和還原有幾個助記符，如 OILRIG (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain)，以及 LEO GER (Lose Electrons: Oxidation, Gain Electrons: Reduction)。

氧化數

透過使用氧化數很容易看出哪個元素被氧化，哪個元素被還原，氧化數是根據一些你必須學習的規則來分配的。

原子或單原子離子的氧化數與電荷相同

物種	氧化數
Au	0
Au⁺	+1
Au⁺³	+3
Au^-	-1

將每種化合物都視為由離子組成。將共價鍵視為斷裂，兩個電子分配給電負性更高的原子。如果兩個相同的原子以共價鍵結合，則將鍵的電子分配給每個原子一個。

物種	氧化數
H₂	0
HCl	+1 (H) 和 -1 (Cl)
H₂O	+1 (H) 和 -2 (O)
O₂	0

因此

離子中所有氧化數的總和為離子的電荷。
化合物中所有氧化數的總和為 0。
未與任何物質結合的元素的氧化數為 0。
在化合物中，觀察到以下規則
- 第一族元素總是形成 +1 離子，第二族元素總是形成 +2 離子。
- 氟總是 -1
- 氧總是 -2，除非在過氧化物（氧化數為 -1）或氧氟化物（氧化數為 +1）中
- 氫總是 +1，除非在氫化物中，例如氫化鈉 (NaH)（氧化數為 -1）

我們可以根據上面的觀察快速分配氧化態

NaHSO₄

Na 將是 +1（第一族元素只形成 +1 離子）。

H 將是 +1（它不是氫化物）。

O 將是 -2。

氧化數的總和總是為 0，(1+1+(4*-8)=-6，所以 S 必須是 +6。

氧化數降低時發生還原，氧化數升高時發生氧化。變化將是半方程式中涉及的電子數。記住，當某物質被中和或沉澱時，它不是氧化還原反應。

氧化劑是使某物質氧化（它奪取其電子，從而被還原）的物質。相反，還原劑是使某物質還原（它失去電子，從而被氧化）的物質。

原子可以具有 0 的氧化數，例如在 Ni(CO)₄ 中，由於鍵的配體性質。

反應性

金屬的反應性與其失去外層電子的難易程度有關。這意味著反應性序列中較高的金屬將在離子反應中取代序列中較低的金屬。反應性序列中較高的金屬也是更好的還原劑，因為它們更容易失去外層電子。如週期性所學，電負性隨序列的下降而增加。以下是反應性序列，其中更好的還原劑是

反應性序列

K, Na, Li, Sr, Ca, Mg Al, C, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au, Pt

伏打電池

半電池是金屬與含有自身離子的溶液接觸（例如，Zn 在 Zn²⁺ 溶液中）。伏打電池是當兩個半電池透過導線和鹽橋連線在一起時。電子在其中一個半電池的氧化過程中釋放出來，然後在另一個半電池的還原過程中使用。這種電子流是伏打電池的電流，其方向是從更活潑的金屬到更不活潑的金屬（從 Zn 到 Cuas）。鹽橋用於允許離子轉移，以消除半電池中電荷的積聚。在許多簡單情況下，這可能像多孔杯一樣。

電解

電力可用於迫使非自發氧化還原反應發生。這在電解池中進行。電力透過電解質。如果電極是惰性的，如石墨，而電解質是熔融化合物，那麼產物將是每個化合物的氧化和還原形式。陽極（正極）是氧化發生的地方，因為負離子被吸引並失去電子。因此，電子流是從正極到負極（在我看來這似乎不合邏輯 - 負極應該被吸引？）。

如果電解質是水溶液，那麼情況將更加複雜，因為電極上也可能生成氧氣和氫氣。金屬在反應性序列中的位置越低，獲得電子的能力就越強（電負性高）。因此，如果氫的位置低於金屬，它將在陰極上優先於其他陽離子被還原。這意味著銅和銀是唯一能在陰極上優先於氫被還原的金屬離子。然而，如果一種離子的濃度高於另一種離子，則該離子將被放電。例如，在稀氯化鈉溶液中，優先釋放出氧氣，因為它的濃度更高。

如果電極是由電解質中的一種金屬離子製成的，例如存在銅電極，而電解質是 CuSO4，那麼正極被氧化，而負極被還原。這意味著金屬離子的濃度保持不變，因為它以相同的速率被去除和沉積。

電解精煉

陽極由不純金屬製成，陰極 = 純金屬片，

電解質是該金屬的化合物。

例如，銅：陽極上的氧化會產生銅 (II) 離子，並釋放出 2 個電子

在陰極上，不純的銅 (II) 與陽極產生的 2 個電子結合生成銅金屬。雜質會沉到底部，可以將其去除。

影響離子放電的因素

持續時間 - 時間越長，從一個電極傳遞到另一個電極的電子就越多。
電流 - 電流越大，可用的電子就越多，產物就越多
離子的電荷 - 具有 2+ 電荷的離子需要 2 摩爾的電子/摩爾的產物，因此電荷越小，產物/電子流就越多。

要找到產生了多少 = 電流 * 時間 / 96500 = 電子摩爾數。然後，你可以算出每摩爾產物需要多少摩爾的電子，因此可以找到將產生多少產物以及重量。

標準電極電勢

標準電極電勢 E0（在 IB 資料手冊中可以找到表格）是透過使用氫電極計算出來的。氫電極是指在標準條件下，當它透過外部電路和鹽橋與標準氫電極相連時產生的電動勢。 (所有溶液的濃度必須為 1.0 mol/dm3，所有氣體的壓力必須為 100kPa，所有物質必須是純淨的，溫度為 298K。)

氫電極

氫電極由 H 半電池組成，其中包含 1 個大氣壓的 H2 氣體，溫度為 298K，1.0 mol/dm3 的氫離子濃度，並使用 Pt 電極。其電勢被指定為 0V。

如果另一個半電池中的金屬在金屬活動性順序中高於氫，那麼這些金屬會失去電子到氫，電極電勢為負值。如果半電池中含有低於氫的金屬，那麼電子將從 H 流向金屬，產生正值。

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E0cell 是電池中電極電勢的差值。如果電池在標準電池符號中用右側的還原反應表示（金屬/離子||離子/金屬），那麼 E0 將是左側減去右側。事實上，最簡單的記憶方法是始終用較大的正值減去較小的負值。你通常應該得到一個正值，因為正的 E0 意味著負的吉布斯自由能，這意味著反應是自發的。

電子始終從更負的半電池流向更正的半電池。因此，你始終可以判斷哪個半電池發生氧化反應，哪個半電池發生還原反應。

HL 內容

第 19 章是第 10 章的 HL 附加內容。