3.2 交叉配平法

氧化還原反應的實質是電子的得失或偏移，表現為化合價改變的反應。反應過程遵循電荷與元素守恒定律。因此可以通過電荷守恒與元素守恒的關系快速解決各種氧化還原反應的配平問題。

氧化還原反應細分可以有簡單氧化還原反應、復雜氧化還原反應、歸中、歧化等多種形式。舍棄形式多樣，利用交叉配平的方法正是抓住核心解決問題的學習方法。

3.2.1 金屬單質與強氧化性酸的反應

1.復雜化合物中元素化合價的判斷方法

初中學過的化合價口訣有多個版本，如“一價氫氯鉀鈉銀，二價氧鈣鋇鎂鋅，三鋁四硅五價磷，二三鐵，二四碳，二四六硫都齊全”。對于初學者，這樣的口訣確實很有幫助，對于常見化合物的價態判斷完全適用。即使用于判斷化合物中某些陌生元素化合價也比較適用。

如判斷K2MnO4中錳元素的價態，根據口訣可知鉀為1價，氧為2價。注意金屬呈現正價，非金屬一般呈現負價，則有：

因化合物整體電中性，因此有：（+1）×2+x×1+（-2）×4=0。解得K2MnO4中錳元素的價態為+6。

進入高中階段學習，化合物的組成不再簡單?；衔镏蟹墙饘僭匾膊灰欢ǘ汲尸F負價，因此仍然運用初中的化合價口訣結合化合物電中性的簡單判斷方法就顯得蒼白無力了。

Na2O2、HCN、As2S3、FeS2、NaH、C2H2、N2H4、HFO等這類化合物中各元素的化合價判斷就需要借助高中的知識。

電負性的概念是由美國化學家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引能力的大小。如圖3-2所示，電負性越大的原子對鍵合電子的吸引力越大。鮑林利用實驗數據進行了理論計算，以氟的電負性為4.0作為相對標準，得出了各元素的電負性（稀有氣體未計）。

電負性的大小也可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度。金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。

無論是電子得失或者偏移，電負性大的元素吸引電子能力強，整體呈現負電性，電負性小的元素整體呈現正電性。

電負性表中最上面的一行羅馬數字代表的是元素所位于的族數，也就是最外層的電子數。任何元素原子的最外層都會趨近于稀有氣體結構，也就是在最外層電子有達到八電子穩定結構的要求。

因此可以判斷雙氧水中氫電負性為2.1，氧電負性為3.5。氫最外層只有一個電子最高正價只能為+1。氧最外層有六個電子理論最高正價為+6，最低負價為-2?；衔镎w電中性，因此雙氧水中氫的價態為+1，氧的價態為-1，沒有超過最低價態。

進而判斷氫氰酸中氫電負性為2.1，碳電負性為2.5，氮電負性為3.0。氮元素最外層五個電子，最低負價為-3。氫最高正價只能為+1。根據化合物整體電中性的原則判斷該化合物中碳元素價態為+2。

結合前面對高錳酸鉀之類化合物中各元素價態的分析，可以得出一個比較通用的技巧：前正后負?；衔锘瘜W式書寫時，一般將電負性大的元素寫在后面，將電負性小的元素寫在前面。對于化合物中元素價態判斷可以快速認定寫在前面的元素為正價寫在最后的一個元素為負價。

As2S3中可以初步判斷硫元素為負價，砷元素為正價。硫最外層六個電子，最低負價為-2。根據化合物整體電中性可以判斷砷元素價態為+3。

FeS2中元素化合價的判斷，可以依據前正后負原則。硫最外層六個電子，最低負價為-2。根據化合物整體電中性可以判斷鐵元素價態為+4。但高中階段鐵元素出現的價態只有+2，+3兩種情況。因此需要對化合價進行校正，若鐵元素價態為+3，則硫元素價態為-1.5，電子帶有一單位負電，不能只失去半個，因此該判斷不合理。校正后該化合物中鐵元素價態為+2，硫元素價態為-1。硫元素價態沒有超過最低負價。

根據電負性表所歸納出的前正后負原則，可以快速判斷未知化合物中元素的價態，但要注意含氫的化合物比較特殊。NaH可以根據前正后負原則判斷鈉為+1價，氫呈現-1價。而有機化合物或含氫較多的化合物中氫往往寫在后面，而不是根據電負性大小，如C2H2、N2H4中氫元素都是呈現+1價，而電負性較大呈現負電性的碳與氮都寫在了前面。

同樣不是完全遵循電負性由小到大書寫規律的還有一個典型的是HFO。該化合物中電負性最大的元素是F，氟元素最外層七個電子，最低負價為-1。氫電負性最小，呈現最高正價+1。該化合物中氧元素的價態整體呈現零價。

最后補充一個特例。高中電負性表中氮與氯兩個元素的電負性數值一致，無法判斷。NCl3、NH2Cl這兩個化合物中氮元素呈現最低負價屬于單獨記的特例。

2.12個經典的氧化還原反應方程式

金屬銅與稀硫酸不反應，但與濃硫酸反應生成刺激性氣味氣體。說明濃硫酸具有了稀硫酸所不具有的強氧化性：

Cu+H2SO4 （濃）——CuSO4+SO2↑+H2O

氧化還原反應產物的判斷還是有跡可循的。強氧化性酸與金屬單質反應，金屬單質失去電子生成最高價離子，強氧化性酸的產物初期則需要記憶。濃硫酸得電子表現強氧化性，被還原產物為無色、有刺激性氣味的二氧化硫氣體，濃硝酸生成紅棕色二氧化氮氣體，稀硝酸生成無色一氧化氮氣體。

了解了產物，配平環節遵循電荷與元素守恒及溶液守恒三大原則，不僅是配平方程式的需要，更是強化化學學科思想的需要。下面分步表示配平過程及守恒思想的運用：

（1）標注得失電子關系。

Cu最終生成二價銅，價態為2，代表反應中有2個電子轉移，因為銅的構成只包含一個銅原子，因此在銅的下方表述為↑2e-×1，可知1個銅原子在反應中總計失去2電子。

H2SO4中+6價硫得電子生成+4的二氧化硫，反應中1個硫原子得到2個電子，硫酸中只有1個硫原子，因此硫酸下方表述為↓2e-×1，可知1個硫酸分子在氧化還原反應中總計得到2電子。

（2）得失電子守恒配平反應物。

為了更好體現電荷守恒思想，本配平過程采用公倍數進行交叉配平，而非最小公倍數。交叉給反應物填寫的系數代表實際參與反應的分子個數比。

（3）變價元素守恒配平生成物。

這一步遵循的是元素守恒，體現的是元素守恒的思想，在練習中請重視“變價元素”這幾個字。

（4）未變價元素守恒（O不管，H最后用水調平）。

2個變價的硫酸生成了二氧化硫，硫酸銅中的硫酸根只能來源于另外的沒有變價的硫酸，因此方程式左端的反應物需加上兩個硫酸分子參與反應但沒變價，與另外兩個硫酸表現的性質不同。溶液中含有大量的水，因此關于氫、氧兩種元素的處理方法就是氧元素不管，氫元素最終用水調平。當然這個反應全部配平完畢，要進行整合：

盡管濃硫酸具有強氧化性，但銅屬于不活潑金屬，因此在實際生產或實驗中往往需要加熱以加快反應速率，所以這個反應方程式最終需要寫上加熱符號。

本章節研究的是氧化還原反應的配平方法，至于氧化還原反應概念不在這里討論。通過交叉配平不僅可以快速完成方程式的配平，更能夠通過配平過程快速判斷銅與濃硫酸的反應中濃硫酸表現了氧化性和酸性，且1mol銅參與反應轉移電子數為2mol。

鎂、鋁、鐵、銅分別與濃硫酸、濃硝酸、稀硝酸的氧化還原反應方程式的配平是12個經典方程式，建議每天配平一個。這個訓練不僅僅是訓練配平能力，也是培養一種堅韌的品性，更是為了塑造學習能力。一直寫下去，先從不會寫到會，然后寫到只要給出反應物，配平系數就能脫口而出。

下面給出這12個經典方程式配平的答案，便于大家自我訓練。

鎂與濃硫酸：

鎂與濃硝酸：

鎂與稀硝酸：

鎂與各種強氧化性的酸反應沒有特殊說明的地方，但要注意處理反應時，尤其是對酸的處理，必須注意濃度，如鎂與稀硫酸就是普通的置換。

鎂與稀硫酸：

鋁、鐵與濃硫酸、濃硝酸因出現鈍化現象，因此反應時需要加熱條件。

鋁與濃硫酸：

鋁與濃硝酸：

鋁與稀硝酸：

鐵與強氧化性酸反應，因強氧化性酸得電子能力強，因此鐵失去3個電子生成三價鐵，后續隨著鐵的過量再發生后續反應就不在這里研究了。

鐵與濃硫酸：

鐵與濃硝酸：

鐵與稀硝酸：

銅因屬于不活潑金屬因此與強氧化性酸反應時為加快反應速率，需要加熱條件。但銅與濃硝酸反應無須加熱條件，也能說明濃硝酸的氧化性強于稀硝酸。

銅與濃硫酸：

銅與濃硝酸：

銅與稀硝酸：

12個經典氧化還原反應方程式的配平屬于學習氧化還原反應的第一步。本文介紹的是一種配平方法，是基于氧化還原反應核心即各種守恒關系的運用。這種方法目的在于提升配平速度，并且利于觀察反應中具體轉移電子的數目及各種反應物在反應中所體現的性質。

交叉配平的方法可以擴展到其他的氧化還原反應當中。遇到一個陌生的反應方程式，先利用價態判斷方法判斷是否為氧化還原反應。如果是氧化還原反應，就可以遵循此法。對于復雜的氧化還原反應方程式或表面上無法進行交叉配平的，下面的文字將會進行詳細介紹。

3.2.2 二價鐵與氧化還原反應離子方程式的配平

同一元素的最高價因無法繼續失去電子，因此只能表現氧化性；最低價因無法繼續得到電子，因此只能表現還原性；中間價態既能夠繼續得到電子，又能夠繼續失去電子，因此既可表現出氧化性，又可表現出還原性。

高中階段學習的鐵有+2和+3兩種價態，鐵單質與強氧化性物質反應生成+3價產物，與一般氧化性物質反應生成+2價產物。二價鐵主要表現出強還原性，與強氧化性物質生成的三價鐵表現強氧化性，與還原性物質反應生成二價鐵。

溶液中的二價鐵可以直接分辨，但是當二價鐵隱藏在氧化亞鐵、氫氧化亞鐵等這樣的化合物中，再與強氧化性物質（如強氧化性酸）反應，其氧化還原反應往往容易被忽略。

以氧化亞鐵（FeO）與稀硝酸反應為例，可認為隱藏在氧化亞鐵中的二價鐵與強氧化性的稀硝酸直接發生氧化還原反應，也可以認為第一步是氧化亞鐵與稀硝酸生成硝酸亞鐵和水，第二步是稀硝酸氧化溶液中的二價鐵。無論是哪一種途徑，最終產物都是三價鐵與一氧化氮，因此可以避免煩瑣的分析，直接進入交叉配平的環節。

為了更好地表述氧化還原反應中的守恒思想，配平方程式都以最終合并前的形式展現。通過這個表述可以清晰地看出反應中稀硝酸表現了氧化性和酸性，反應中轉移電子數為3個電子。

再一個經典的案例莫過于氫氧化亞鐵在空氣中變質，現象為白色沉淀迅速變為灰綠色最終為紅褐色?？諝庵械难鯕饩哂袕娧趸?，隱藏在氫氧化亞鐵中的二價鐵的變質原因一目了然，方程式表述為：

反應物中有固體，生成物中的固體無須寫沉淀符號。且空氣中有水的存在，無須操心水的來源。

利用交叉配平的方法讓二價鐵的還原性暴露無遺，即使隱藏最深的四氧化三鐵也無法逃脫。四氧化三鐵可以拆分為一個氧化鐵和一個氧化亞鐵，則其與稀硝酸的反應可以表述為：

分拆氧化鐵與稀硝酸：

分拆氧化亞鐵與稀硝酸：

這樣的反應方程式也可以通過氧化鐵、氧化亞鐵分別與稀硝酸反應再合并的方式得到，也可以利用交叉配平的方法一步得到。在配平方程式的時候交叉法、酸堿中和法只是一個方法，實質體現的是化學反應中的守恒思想。

隱形的二價鐵只要找到就可以交叉解決，在溶液中顯性的二價鐵參與的氧化還原反應，從交叉配平上并不難，只是多了一個溶液電中性的調平，只要用心書寫也能輕松過關。如酸性高錳酸鉀與硫酸亞鐵反應的離子方程式的書寫：

交叉配平解決了變價元素守恒，剩下的環節就要交給溶液電中性這個守恒點上了。因為溶液整體呈電中性，方程式左右兩邊的帶電量不同，這就需要選取合適的離子調平方程式。選擇離子的方法為：酸性溶液用氫離子調平，堿性環境用氫氧根離子調平，中性溶液環境因水的大量存在，因此在生成物中選擇氫離子或氫氧根離子調平（反應過程生成）。

氧化還原反應離子方程式之所以調平時選擇氫離子或氫氧根離子，是因為離子反應發生的前提是在溶液中，溶液中含量最多的是水，因此調平才選擇這兩個離子中的一個。

現在完成上述離子方程式的最終配平：

硝酸亞鐵溶液中逐滴加入稀硫酸。硝酸亞鐵溶液中存在還原性的二價鐵離子，加入稀硫酸后，稀硫酸提供的氫離子與硝酸亞鐵提供的硝酸根離子，共同組合等效于向溶液中加入強氧化性的稀硝酸。因此溶液中存在氧化還原反應過程，用離子方程式表示如下：

【例題3-1】鐵的氧化物可用來制備含有三價鐵的刻蝕液，用刻蝕液刻蝕銅板時，可觀察到溶液顏色逐漸變藍，該反應的離子方程式為__________。刻蝕液使用一段時間后會失效，先加酸，再加入過氧化氫溶液，可實現刻蝕液中三價鐵的再生，該反應的離子方程式為__________。

根據題意第一問涉及的反應物為三價鐵與銅單質，產物為銅離子。該反應中銅升價，另外一個降價的只能是強氧化性的三價鐵，其產物降為二價。因此離子方程式表述為：

2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+

第二問涉及的反應物為過氧化氫與二價鐵。題干中用“失效”兩個字說明溶液中三價鐵已全部轉化為二價鐵。題干中用“再生”兩個字說明反應過程是二價鐵升價變為三價鐵的過程，因此反應中的過氧化氫表現強氧化性，其中-1價氧降價，離子方程式配平過程如下：

2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O

題干提示先加酸，因此調平方程式時選擇氫離子。

3.2.3 逆向、雙零、拆分的交叉配平法

復雜的氧化還原反應方程式配平也可以應用交叉配平法。交叉配平的實質就是找到升價與降價的元素，然后利用核心守恒思想。涉及單個元素變價的反應也叫作歧化反應，可以采用補元法或逆向配平法。而涉及多個變價元素的氧化還原反應配平，可以采用合并法、拆分法或雙零法。將所有表面花哨的配平方法名稱去掉，其內在核心都是找到電荷守恒、元素守恒及溶液守恒這三個守恒思想。

這個反應正向無法交叉，與另外一個反應非常像。

這類同一元素的反應物為中間價態，生成高低兩種價態的反應被稱為歧化反應，因正向無法做交叉配平，可以將生成物與反應物對調進行逆向配平：

配平結束將反應物和生成物再反抄過來。這個反應也需要注意，最終用水調平的時候，水可以出現在反應物中也可以出現在生成物中。

補元配平：得電子的氧化劑與失電子的還原劑是同一物質，可以將該物質書寫兩次，第一次出現作為還原劑，則第二次出現作為氧化劑。這樣做可以不必反抄方程式就可以做正向配平，同時“補元配平”利于快速判斷氧化劑與還原劑的比值關系：

最終合并兩個P4并約分方程式即得到最終所需要的方程式。

無論是逆向配平法，還是補元配平法，都強烈建議考試中將配平過程在草稿紙上完成，抄寫最終答案時該合并的合并，該約分的約分。歸中反應的命題點一般落在氧化劑與還原劑比例關系的判斷上。因為得失電子都是同一物質，所以初期學習時，學生在元素守恒上屢屢出現失誤。

【例題3-2】在NO2+H2O→HNO3+NO反應中，氧化劑與還原劑的分子數之比是（　）。

A.2：1

B.1：2

C.3：1

D.1：3

【答案】B

利用價態判斷方法可知該反應中真正變價的元素只有氮。氧化劑與還原劑都是二氧化氮。這是一個典型的歧化反應。

采用逆向配平法如下：

采用補元法配平如下：

兩種方法都可以快速判斷氧化劑與還原劑的比例關系。利用補元法更利于直接得出答案，逆向配平法則需要對氧化還原反應概念比較熟悉。

再如這類反應方程式，因反應物FeS2中鐵與硫的價態不容易判斷，可以通過“雙零法”進行配平。

因反應物FeS2中兩種變價元素的價態不易判斷，但整體電中性，可以假設兩個元素的價態均為0價，可以簡化轉移電子的判斷。

雙零法是比較傳統的方法，將這種方法推進一步，兩種元素構成且化合價不易判斷的不僅可以假設兩種元素價態為零，甚至可以假設為任意價態。

如：

人教版教材《高中化學 化學與生活（選修1）》中關于水污染處理中提道：氯氧化法處理含氰（CN-）廢水是廢水處理的一個典型實例。在堿性條件下，Cl2可將廢水中的CN-氧化成無毒的N2和CO2等，使水質得到凈化。

教材原文給出反應物與生成物及反應環境。配平時可采用高階雙零法：

這個反應因反應物整體為-1價，因此進行雙零設定時，將一種元素價態定為0，另外一種元素價態可以設定為-1，并不影響交叉配平過程。

盡管氰酸根離子中兩種元素的實際價態并非假定的價態，但并不影響最終的方程式書寫及轉移電子判斷，甚至根據元素周期律的知識推出碳為+2價、氮為-3價，并不影響配平過程。

即使遇到下面的反應仍然可以運用交叉配平的方法。

這個反應所有變價都體現在氮元素上，除了配平外，另一個難點是氧化還原反應中“化合價臨近”原則的應用，即反應物中-3價氮只能升價到產物中0價氮氣，不能越過氮氣升價到硝酸中+5價氮。

根據化合價臨近原則，配平方程式表面無論正向還是逆向都無法交叉，但只要明白交叉配平的實質是得失電子守恒，將該反應物拆分為兩個部分進行配平即可。

將這個核心變價的簡化方程式和原方程式結合，需要硝酸銨5個，生成氮氣4個，剩余的硝酸根離子2個，于是總方程式為：

【例題3-3】某溫度下，將Cl2通入NaOH中，反應得到NaCl、NaClO、NaClO3的混合液，經測定ClO-與ClO3-的濃度之比為1：3，則Cl2與NaOH溶液反應時被還原的氯元素與被氧化的氯元素的物質的量之比為（　）。

A.21：5

B.11：3

C.3：1

D.4：1

【答案】D

根據題干提示，可以寫出方程式：Cl2+NaOH→NaCl+NaClO+NaClO3+H2O

即使進行逆向配平，表面上也無法應用簡單的交叉配平原則。利用題干信息將產物按比例進行合并將產物等效為Na4Cl4O10 ，創造交叉配平使用的環境：

無論是針對歧化反應還是歸中反應又或者是多變價元素的反應方程式，配平時通過各種構造或變形及假設的方式轉化為一個物質只有升價變化，另一個物質只有降價變化，然后通過交叉配平方法得出所需要的方程式。

其實這種交叉配平的方式所體現的正是氧化還原反應中，電荷不會憑空產生，也不會憑空消失的電荷守恒思想。也就是一直強調的通過歸納找到核心點，進而解決問題的方法。

關于氧化還原反應配平時產物的判斷：考試中必須根據題干的信息確定氧化還原反應的產物，以下給出的是我自己根據數十年高考常見及教材中出現的氧化還原反應總結的氧化還原反應分類，利用以下分類可以快速判斷氧化還原反應的產物。

1.氧化性之單質

F2：F2是氧化性最強的單質，高中階段只要涉及F2參與的反應基本都是特殊反應，如前面提到的F2與水的反應，這個物質極難考到氧化還原反應方程式，但放在這里一方面表示對最強氧化性元素的尊重，另一方面是提醒大家高中階段流行的“氟、氧無正價”說法的前提是氧不與氟相遇，否則氧會出現正價。

O2：其得電子產物一般為O2-，在溶液環境進行的氧化還原反應生成的O2-極容易與溶液中的氫離子結合生成水，與氫氧根離子可以生成各類含氧酸根，因此建議O2參與氧化還原反應的產物不用管。

Cl2：這個比較簡單，題干沒有特殊說明，其得電子產物為Cl-。

Br2：參照Cl2。

2.氧化性之酸

濃硫酸：濃硫酸中因存在大量未電離的硫酸分子而具有強氧化性，這是稀硫酸所不具備的性質。濃硫酸得電子的產物因失電子的物質及反應環境不同而不同。高中階段沒有特殊說明其產物都是SO2。

濃硝酸：得電子產物為NO2氣體。但要注意濃硝酸隨反應進行而變稀。

稀硝酸：得電子產物為NO氣體。酸性溶液加入硝酸鹽等效于加入稀硝酸，溶液表現強氧化性。

次氯酸：盡管實際氧化還原反應方程式的配平中很難出現這個物質，但次氯酸的強氧化性使其表現出漂白性不可回避。其還原產物一般為Cl-。

3.強氧化性之離子

：無特殊說明，高錳酸根離子可認為是高中階段最強的氧化劑。得電子產物沒有特殊說明為Mn2+。對于這個離子的補充為：與產物Mn2+可繼續發生歸中反應，因此命題中偶爾出現中性環境得電子產物為MnO2，堿性環境得電子產物為的情況。

：重鉻酸根離子得電子產物為Cr3+。與亞鐵離子的氧化還原反應研究屬于大考的熱點。

ClO-：得電子產物為Cl-。

Fe3+：得電子產物為Fe2+。

4.強氧化性之過氧化物

H2O2：雙氧水中-1價氧可表現出強氧化性甚至于漂白性。其得電子產物因O2-在溶液中存在形式復雜，因此盡量不管。

Na2O2：參照H2O2。甚至可以認為過氧化鈉得強氧化性是因為與水結合生成雙氧水的緣故。

特殊補充以前版本中沒有的兩個強氧化性新貴：MnO2與NO2。二氧化錳因為是固體，很難表現出強氧化性，但若是軟錳礦砂漿或者活化二氧化錳的形式則會表現出很強的氧化性。二氧化氮遇水生成硝酸，因此溶液中通入NO2等效于加入強氧化性的稀硝酸。

5.還原性之金屬活動順序表

K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Sn＞Pb＞ （H）＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au。失電子產物為對應陽離子。

這里需要注意鐵失去電子產物為Fe2+，如果得電子的氧化劑得電子能力過于強，亞鐵離子可以繼續失去電子生成三價鐵。

6.還原性之“離子”

S2-：失電子產物為S。若氧化劑得電子能力過于強，甚至會生成更高價的硫化合物。

：失電子產物為。

I-：失電子產物為I2。I2遇淀粉顯藍色，如果得電子的氧化劑得電子能力過強，沒有特殊說明，一般認為繼續氧化的產物為。

Fe2+：失電子產物為Fe3+。

Br-：失電子產物沒有特殊說明即為Br2。

Cl-：失電子產物為Cl2。

F-：沒有失電子產物，高中除非題干特殊提示，沒有物質可以搶奪其電子。之所以放在這里是為了結合周期律比較鹵素形成的氫化物的考點。

還原性離子的記憶可以采用諧音法：“留點鐵修理（你）服（不服）”。

氧化還原反應的基本運用方法為：

氧化性分類中的物質與還原性分類中的物質相遇轉化為各自的對應產物。如酸性高錳酸鉀中通入二氧化硫氣體：。結合交叉配平并根據溶液的酸堿環境可以完成陌生方程式配平。

Fe3+只能氧化還原反應性分類中Fe2+前的還原性離子。同樣Br2盡管具有強氧化性但只能氧化還原反應性分類中Br-之前的還原性離子，無法氧化Cl-，而能夠氧化Cl-生成Cl2的MnO2若是活化狀態或者砂漿狀態可以將還原性分類中幾乎全部還原性離子氧化。