無機(jī)化學(xué)第8章氧化還原反應(yīng)與電化學(xué)

第

8

章

氧化還原反應(yīng)與電化學(xué)第8章氧化還原反應(yīng)§8.1基本概念§8.2原電池與電極電勢§8.3氧化還原反應(yīng)的方向和限度§8.4電極電勢的應(yīng)用

氧化還原反應(yīng)是一類極其重要的化學(xué)反應(yīng)。實驗室制取氧氣的反應(yīng)，工業(yè)上生產(chǎn)硝酸過程中涉及的幾個反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)。4NH3＋5O2

＝4NO＋6H2O2NO＋O2

＝2NO23NO2＋H2O＝2HNO3＋NO8.1基本概念氧化還原反應(yīng)氧化－還原反應(yīng)：有電子得失（或電子偏移）的反應(yīng)。

氧化劑＋還原劑還原產(chǎn)物＋氧化產(chǎn)物化合價降低，還原反應(yīng)化合價升高，氧化反應(yīng)

氧化數(shù)：是指某元素的一個原子的荷電數(shù)，該荷電數(shù)是假定把每一化學(xué)鍵中的電子指定給電負(fù)性更大的原子而求得的。

)s(Cu)aq(Zn

)s(Zn)aq(Cu22得失電子++++）g（2HCl

）g（Cl）g(H22電子偏移+8.1.1元素的氧化數(shù)

確定氧化數(shù)的規(guī)則：

①單質(zhì)中，元素的氧化數(shù)為零。②在單原子離子中，元素的氧化數(shù)等于該離子所帶的電荷數(shù)。③在大多數(shù)化合物中，氫的氧化數(shù)為+1；只有在金屬氫化物中氫的氧化數(shù)為-1。④通常，氧在化合物中的氧化數(shù)為-2；但是在過氧化物中，氧的氧化值為-1，在氟的氧化物中，如OF2和O2F2中，氧的氧化數(shù)分別為+2和+1。例：⑤中性分子中，各元素原子的氧化數(shù)的代數(shù)和為零，復(fù)雜離子的電荷等于各元素氧化數(shù)的代數(shù)和?；蟽r：氧化還原反應(yīng)中得失電子數(shù)，只能為整數(shù)。氧化數(shù)：得失電子或平均化合價。可以為整數(shù)或分?jǐn)?shù)。CrOOOOO

例如：CrO5中Cr的氧化數(shù)為正10，但是從右圖所示的結(jié)構(gòu)式中，可以看出Cr的化合價為正6。這是Cr的最高價態(tài)，等于其所在的族數(shù)。配平原則：①電荷守恒：氧化劑得電子數(shù)等于還原劑失電子數(shù)。②質(zhì)量守恒：反應(yīng)前后各元素原子總數(shù)相等。8.1.3氧化還原反應(yīng)方程式的配平

配平步驟：①用離子式寫出主要反應(yīng)物和產(chǎn)物(氣體、純液體、固體和弱電解質(zhì)則寫分子式)。②分別寫出氧化劑被還原和還原劑被氧化的半反應(yīng)。③分別配平兩個半反應(yīng)方程式，等號兩邊的各種元素的原子總數(shù)各自相等且電荷數(shù)相等。例1：配平反應(yīng)方程式

④確定兩半反應(yīng)方程式得、失電子數(shù)目的最小公倍數(shù)。將兩個半反應(yīng)方程式中各項分別乘以相應(yīng)的系數(shù)，使得、失電子數(shù)目相同。然后，將兩者合并，就得到了配平的氧化還原反應(yīng)的離子方程式。有時根據(jù)需要可將其改為分子方程式。+)42-+--++=+10e10H5SO

O5H5SO223+-+-+=++O8H2Mn10e16H2MnO224+-+-+=++O4HMn5e8HMnO②224①-+--++=+2e2HSOOHSO24223②③①×2+②×5得O3HSOK6MnSO22424++=O3H5SO2Mn6H5SO2MnO2242234++=++-++--+---++MnSOSOMnO

①2242343HSOSO5K2KMnO4324++2酸性介質(zhì)：多n個O+2n個H+，另一邊+n個H2O堿性介質(zhì)：多n個O+n個H2O，另一邊+2n個OH-小結(jié)：8.2

原電池與電極電勢8.2.1原電池1.原電池：將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能的裝置稱為原電池。

銅鋅原電池示意圖負(fù)極Zn＝Zn2＋＋2e正極Cu2＋＋2e

＝Cu電池反應(yīng)：Zn＋Cu2＋

＝Cu＋Zn2＋

將飽和的KCl溶液灌入U形管中，用瓊膠封口，倒架在兩池中。由于K＋和Cl－的定向移動，使兩池中過剩的正負(fù)電荷得到平衡，恢復(fù)電中性。于是兩個半電池反應(yīng)乃至電池反應(yīng)得以繼續(xù)，電流得以維持。2.鹽橋

3.電池符號

例如Cu－Zn電池符號(–)

ZnZn2＋(1mol·dm－3)‖Cu2＋(1mol·dm－3)Cu

(＋)

左邊負(fù)極，右邊正極；兩邊的Cu，Zn表示極板材料；離子的濃度，氣體的分壓要在（）內(nèi)標(biāo)明?！韮上嗟慕缑?；‘‖’代表鹽橋。鹽橋連接著不同電解質(zhì)的溶液或不同濃度的同種電解質(zhì)的溶液。8.2.2電極電勢和電動勢

1.

電極電勢

Cu－Zn電池中，為什么電子從鋅片流向銅片？為什么Cu為正極，Zn為負(fù)極？或者說為什么銅片的電勢比鋅片的高？這是我們首先要回答的問題。圖7－2鋅電極的雙電層圖7－3銅電極的雙電層2原電池的電動勢

電極電勢E表示電極中極板與溶液之間的電勢差。當(dāng)鹽橋?qū)蓚€電極的溶液連通時，認(rèn)為兩溶液之間的電勢差被消除，則兩電極的電極電勢之差即原電池的電動勢。用E池

表示電動勢，則有E池＝E＋－E－標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時電池的標(biāo)準(zhǔn)電動勢有E?池＝E?＋－E?－例如：(–)ZnZn2＋(1mol·dm－3

)‖Cu2＋(1mol·dm－3)Cu(＋)

E?池＝E?＋－E?－＝0.34－(－0.76)＝1.10V

3.標(biāo)準(zhǔn)氫電極:涂滿鉑黑鉑絲作為極板，插入到H＋(1mol·dm－3)溶液中，并向其中通入H2(1.013105Pa).標(biāo)準(zhǔn)氫電極示意圖氫電極的半反應(yīng)為2H＋＋2e＝H2符號Pt|H2(p)|H＋(c

)

＝0.34V＋0V＝0.34V

例如：標(biāo)準(zhǔn)氫電極與標(biāo)準(zhǔn)銅電極組成的原電池。(－)Pt|H2(p)|H＋(1mol·dm－3)‖Cu2＋(1mol·dm－3

)|Cu(＋)

測得該電池的電動勢E?池＝0.34V，

由公式E?池＝E?＋－E?－

得E?＋＝E?池＋E?－

4.

其它類型的電極電極類型 電對 電極Me—Men+電極Zn2+/Zn Zn∣Zn2+A—An-電極Cl2/Cl-Cl-，Cl2∣Pt氧化還原電極Fe3+/Fe2+Fe3+,Fe2+∣PtMe—難溶鹽電極AgCl/AgAg∣AgCl,Cl-

飽和甘汞電極

甘汞電極：實際測量非常重要的一種電極，標(biāo)準(zhǔn)氫電極使用不多，原因是氫氣不易純化，壓強(qiáng)不易控制，鉑黑容易中毒。電極反應(yīng)Hg2Cl2＋2e＝2Hg＋2Cl－符號Pt|Hg|Hg2Cl2|KCl標(biāo)準(zhǔn)電極電勢E?＝0.268V

飽和甘汞電極電勢E＝0.2415V

5.標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表

在電極反應(yīng)中，左側(cè)是氧化數(shù)高的物質(zhì)，稱為氧化型；右側(cè)是氧化數(shù)低的物質(zhì)，稱為還原型。在電對中只寫出氧化數(shù)有變化的物質(zhì)，如Cr2O7

2－/Cr3＋

Cr2O7

2－＋14H＋＋6e＝2Cr3＋＋7H2O＝1.23V

電極反應(yīng)的通式氧化型＋ze＝還原型

按照E?值增大的順序列表即標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表。

電極電勢表說明：(1)電極電勢高，其氧化型的氧化能力強(qiáng)；電極電勢低其還原型的還原能力強(qiáng)。(2)標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表是酸介質(zhì)中的表。(3)堿介質(zhì)中另有一張標(biāo)準(zhǔn)電極電勢表。例如2H2O＋2e＝H2＋2OH－

E?＝－0.83VCu(OH)2＋2e＝Cu＋2OH－

E?＝－0.22V4影響電極電勢的因素1.電動勢的Nernst方程

對于aA＋bB＝cC＋dD有化學(xué)反應(yīng)等溫式

換底，得將和代入式中

298K時

2

電極電勢的Nernst方程對于電池反應(yīng)aA＋bB＝cC＋dD正極aA＝cC

A：氧化型C：還原型

負(fù)極dD＝bBD：氧化型B：還原型298K，能斯特方程為Nernst方程反映了電極電勢與濃度、溫度的關(guān)系。能斯特方程為：例如298K時，寫出下列反應(yīng)的Nernst方程。

2H＋＋2e＝H2

Cr2O7

2－＋14H＋＋6e＝2Cr3＋＋7H2O)()(cc，氧化型還原型)(c，還原型)(c，氧化型2.影響電極電勢的因素

e

還原型氧化型電極反應(yīng)：n+-)()(lg3032氧化型還原型ccnFRT.EE-=)()(lg3032還原型氧化型ccnFRT.EE+=或E則：①氧化型或還原型的濃度或分壓②介質(zhì)的酸堿性

例7－3標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極反應(yīng)為2H＋＋2e＝H2E

＝0V若H2的分壓保持不變，將溶液換成1.0mol·dm－3HAc，求其電極電勢E

的值。

解：

代入Nernst方程

求得

E＝－0.14V。

例計算下面原電池的電動勢（－）Pt|H2(p

)|H＋(10－3mol·dm－3)‖H＋(10－2mol·dm－3)|H2(p

)|Pt(＋)解：正極和負(fù)極的電極反應(yīng)均為2H＋＋2e＝H2

由公式得所以電動勢可以由下式算出，Ag③沉淀的生成對電極電勢的影響())108.1)AgCl((

?Ag)/(AgCl

?Ag)/(Ag

Lmol0.1)Cl(

s

AgClNaCl

AgAgV799.0Ag)/(Ag

10sp1-+--++×=====KEEcE并求時，當(dāng)會產(chǎn)生加入電池中組成的半和，若在已知例：0.222V=108.1lgV0592.00.799V10×+=-)Ag/Ag(+E)aq(Cl)aq(Ag

(s)

AgCl+-+解：Ag(s)

e)aq(Ag+-+(AgCl))}Cl(

)}{Ag({sp=-+Kcc(AgCl))Ag(

,

Lmol0.1)Cl(sp1==+--時若Kcc)}Ag({

lgV0592.0)Ag/Ag(

+=++cEAgCl)(lgV0592.0)Ag/Ag(sp+=+KEV222.0=+)/AgAg(=E)aq(ClAg(s)eAgCl(s)++--1==--+AgCl)()Ag(

,

Lmol0.1)Cl(sp時當(dāng)Kcc)/AgAgCl(E+AgCl)(lgV0592.0)/AgAg(sp+=KEAgI

AgBr

AgCl減小

spK(AgI/Ag)

(AgBr/Ag)

(AgCl/Ag)EEE>>小結(jié)：氧化型形成沉淀，E↓;還原型形成沉淀，E↑。)Ag/Ag(

/Ag)S(Ag2+<例：EE)Cu/Cu(

/CuI)(Cu22+++>EE氧化型和還原型都形成沉淀，看二者的相對大小。若(氧化型)<(還原型)，則E↓；反之，則E↑。?)/CuCu(L1.0mol))Cu(NH(21243==+-+時，Ec,L1.0mol)NH(

中，加入氨

池

13=-水，當(dāng)cCu氨水④配合物的生成對電極電勢的影響，0.3394V)/CuCu(2=+：已知例E

電

半

Cu/Cu

。在1030.2))Cu(NH(212243f×=++K?)Cu/)Cu(NH(

243=+并求E解：時

Lmol01))Cu(NH()NH(12433-+==當(dāng).cc)aq()Cu(NH

)aq(4NH)aq(Cu24332+++2+)}NH()}{Cu({)})Cu(NH({f43243+=Kccc

))Cu(NH(1)Cu(243f2++=Kc0.0265V-=1030.21lg2V0592.00.3394V12×+=)Cu

/Cu(2+E)}Cu(lg{2V0592.0)Cu

/Cu(

22+=++cE)s(Cu

2e)aq(Cu

2+-+))Cu(NH(1lg20592V.0)Cu

/Cu(243f2+=++KE思考：,

Lmol0.1))Cu(NH()(NH

12433時當(dāng)-+==cc)aq(4NH)s(Cu

2e)aq()Cu(NH3243-+++V0265.0/Cu)Cu(Cu)/)(Cu(NH2243++-==EECu)/)(Cu(NH

243即+E/Cu)Cu(

Cu)/)(Cu(NH2243++<EE)/CuCu(

)CuI/(Cu

222相比,何者大？與++-+EE))Cu(NH

(

1lg2V0592.0/Cu)Cu(243f2+++=KE

e)aq(Cl)aq()Cu(NH

243已知思考：--+++

小結(jié)：氧化型形成配合物，E↓，還原型形成配合物，E↑，

氧化型和還原型都形成配合物，看的相對大小。若(氧化型)>(還原型)，則E↓；反之，則E↑。)aq(4NHCuCl(s)

3+),/CuCu()CuCl())(Cu(NH2sp243f及，借助+++EKK

)

/CuCl)Cu(NH(

243？如何求得+E8.3氧化還原反應(yīng)的方向和限度8.3.1電動勢和電池反應(yīng)的關(guān)系

化學(xué)反應(yīng)Zn＋Cu2

＋——Cu＋Zn2＋在燒杯中進(jìn)行時，雖有電子轉(zhuǎn)移，但不產(chǎn)生電流，屬于恒溫恒壓無非體積功的過程。其自發(fā)進(jìn)行的判據(jù)是r

G<0

若利用Cu－Zn電池完成上述反應(yīng)，則有電流產(chǎn)生。該反應(yīng)屬于恒溫恒壓有非體積功——電功W過程。在第三章化學(xué)熱力學(xué)研究過這類反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的判據(jù)是－rG>－W

非

電功等于電量與電勢差之積，即W＝－qE。

q＝nF， 法拉第常數(shù)F＝96500庫侖/摩爾 故電功W可由下式表示

W＝－nEF

一般認(rèn)為電池反應(yīng)的進(jìn)行方式是可逆的。故有

當(dāng)反應(yīng)均為標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時，E即是E，故有8.3.2E

?和電池反應(yīng)的K?的關(guān)系

由和

得故換底，得

298K時，公式可以寫成

從而可以由E

求得氧化還原反應(yīng)的平衡常數(shù)K?

，以討論反應(yīng)進(jìn)行的程度和限度。

Zn＋Cu2＋

＝Cu＋Zn2＋298K時的K

。

解：將反應(yīng)分解成兩個半反應(yīng)，從表中查出E。Cu2＋＋2e＝Cu

E＋＝＋0.34V

Zn2＋＋2e＝Zn

E－＝－0.76V

＝0.34V－(－0.76V)＝1.10V由公式

得

例求反應(yīng)AgCl＝Ag＋＋Cl－298K時的K

解：關(guān)鍵是設(shè)計電池反應(yīng)。

在反應(yīng)式的兩邊引進(jìn)物質(zhì)Ag，方程式變成AgCl＋Ag＝Ag＋＋Ag＋Cl－

AgCl＋e＝Ag＋Cl－

E

＋＝＋0.222VAg＋＋e＝AgE

－＝＋0.800V

＝0.222V－0.800V＝－0.578V

所以K

＝1.5810–10＝－9.808.4.1判斷氧化劑、還原劑的相對強(qiáng)弱E小的電對對應(yīng)的還原型物質(zhì)還原性強(qiáng)；E

大的電對對應(yīng)的氧化型物質(zhì)氧化性強(qiáng)?！?.4電極電勢的應(yīng)用8.4.2判斷氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的條件為△rGm＜0因為△rGm

=–nFEMF

即：EMF

＞

0反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行；

EMF

＜

0反應(yīng)逆向自發(fā)進(jìn)行。

lgV05920

MFMFQn.EE-=

例：判斷在酸性溶液中H2O2與Fe2+混合時，能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)？若能反應(yīng)，寫出反應(yīng)方程式。0

V994.0

0.769V1.763V>=-=Fe

OH222+發(fā)生的反應(yīng)：與解：)aq(OH

2e)aq(2H)g(O222++-+V6945.0=E)l(O2H

2e)aq(2H)aq(OH222++-+V763.1=E)aq(Fe

e)aq(Fe23++-+=E

0.769V

+)s(Fe

2e)aq(Fe2+-

0.4089V

-=E

)l(O2H)aq(Fe2)aq(2H

)aq(Fe2)aq(OH23222++++++)Fe/Fe(

)OH/OH(23222MF-=++EEE進(jìn)行？

時的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下能否向右25℃

在

？

)g(Cl

取

制

HCl

濃

能用

實驗室中為

)2(2什么

)1(

試判斷反應(yīng)：例0

0.131V1.360V1.2293V<-=-=所以，該反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下不能向右進(jìn)行。O(1)2H)g(Cl(aq)MnCl

4HCl(aq))s(MnO

2222+++

)l(O2H)aq(Mn

2e)aq(4H)s(MnO)1(

222++++-+解：V2293.1=EV360.1(aq)Cl

2

2e

(g)Cl2=+--E)Cl/(Cl

)Mn/(MnO

222MF-=-+EEEV30.1

121lg2V

0592.0

1.36V

2=+=1.36V

12lg2V

0592.0

1.2293V

4=+=)/MnMnO(22+E方法一：L12mol)Cl()H(

HCl

)2(1==--+cc中，濃]/)Cl([/)Cl(lg2V

0592.0)/ClCl()/ClCl(2222+=---ccppEE]/)Mn([]/)H([lg2V

0592.0)/MnMnO(

2422+=+++ccccE

)l(O2H)aq(Mn

2e)aq(4H)s(MnO222++++-+0

0.06V

>=12121lg2V0592.00.131V

24×--=)aq(2Cl)aq(4H)s(MnO2++-+方法二：)l(O2H)g(Cl)aq(Mn

222+++]/)Cl([]/)H([]/)Mn(][/)Cl([lg2V0592.0

2422MFMF-=-++ccccccppEE0

0.06V

1.30V1.36V>=-=)/ClCl()/MnMnO(222MF-=-+EEE8.4.3確定氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的限度,

時K15.298T=或lg2.303mrKRTG-=DMFmrZFEG-=Dlg2.303MF因為KRTZFE-=-lg3032MFKZFRT.E=V0257.0lnMFZEK=V0592.0lgMFnEK=

2.107V=)V955.0(512V.1--=4224)aq(6H)aq(OC5H)aq(2MnO+++-解：例：求反應(yīng)222)l(O8H)aq(2Mn)g(10CO

+++的平衡常數(shù)。422224MF)OCH/CO()Mn/MnO(

-=+-EEEMF563

0.0592V2.107V10

0.0592V

lg=×==nEK35610=K試求AgCl的溶度積常數(shù)。例：已知298K時下列電極反應(yīng)的E

值：

0.7991V=E0.2222V=EAg(s)

e)aq(Ag+-+)aq(ClAg(s)

e(s)

AgCl++--

Ag(s)

e)aq(Ag+-+

)aq(ClAg(s)

e(s)

AgCl++--(s)

AgCl

)aq(Cl)aq(Ag+-+1spKK=0.5769V

=

0.222V0.7991V

-=MF)Ag/AgCl()Ag/Ag(

-=+EEEMF0.0592V

lg=ZEKMFsp7449.90.0592V0.5769V

0.0592V

lg-===ZEK10-sp101.80

×=K經(jīng)常以pH＝0和pH＝14兩種條件作圖，橫線上的E值分別表示和。8.5元素電勢圖及應(yīng)用

在特定的pH條件下，將元素各種氧化數(shù)的存在形式依氧化數(shù)降低的順序從左向右排成一行。用線段將各種氧化態(tài)連接起來，在線段上寫出其兩端的氧化態(tài)所組成的電對的E值。便得到該pH值下該元素的元素電勢圖。下面是溴的元素電勢圖

BrO4－———BrO3－———HBrO———

Br2———Br－

+1.76＋1.49＋1.59＋1.07

BrO4－———BrO3－———BrO－———

Br2———Br－

＋0.52_+1.07+0.93＋0.54+0.45

1

酸性的強(qiáng)弱而次溴酸則是弱酸，因為在酸性條件下它以分子態(tài)HBrO存在，并不發(fā)生電離。從元素電勢圖上，可以看出一些酸的強(qiáng)弱，以及非強(qiáng)酸在給定的pH條件下的電離方式。從上面溴元素的酸式圖上看出，在強(qiáng)酸介質(zhì)中，高溴酸的存在形式為BrO4－

，完全電離。故高溴酸是強(qiáng)酸。同理，溴酸和氫溴酸也是強(qiáng)酸。因為在酸中它們的存在形式分別為BrO3－和Br－。從下面碘元素電勢圖中，可以判斷高碘酸不是強(qiáng)酸，因為它在酸介質(zhì)中以分子態(tài)H5IO6存在，不發(fā)生電離。

H5IO6——IO3－——HIO——I2——I－

H3IO62－——IO3－——IO－——I2——I－

1.701.141.450.54

0.700.140.450.54

從碘元素的堿式圖中，可以進(jìn)一步看出在pH＝14的條件下，將電離出兩個氫離子，以H3IO62－形式存在。

2計算電對的電極電勢例如，下圖是酸性體系中碘元素電勢圖的一部分：＋1.14V＋1.45VIO3－———HIO———I2可以從圖中直接得到IO3－/HIO

和HIO/I2兩個已知電對的電極電勢?，F(xiàn)在的問題是，如何求得不相鄰的IO3－和I2

組成的未知電對的電極電勢。寫出兩個已知電對和一個未知電對的電極反應(yīng)(1)IO3－＋5H＋＋4e＝HIO＋2H2OE1＝1.14V

(2)HIO＋H＋＋e＝1/2I2＋H2OE2＝1.45V(3)IO3－＋6H＋＋5e＝1/2I2＋3H2OE3＝?

由于反應(yīng)（3）＝（1）＋（2），故有

A——————B——————C

結(jié)論：對于電勢圖中一般的三種氧化態(tài)A，B，CE1

E2E3z1ez2e[z3＝(z1＋z2)]e

有關(guān)系式

對于若干相關(guān)電對，則應(yīng)有

I2＋2e＝2I－E

＝0.54V

?I2＋e＝I－E

＝0.54V不論電極反應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)是怎樣的倍數(shù)關(guān)系，其電極電勢E的值是不變的。但是上面兩個電極反應(yīng)的是不同的，且具有一定的倍數(shù)關(guān)系。這種倍數(shù)關(guān)系可由公式中的z值來確定。

3

判斷某種氧化態(tài)的穩(wěn)定性考察氯元素的圖的一部分：0.401.36

ClO－———Cl2———Cl－它意味著ClO－＋H2O＋e＝1/2Cl2＋2OH－

E1＝0.40V

1/2Cl2＋e＝Cl－

E2＝1.36V若組成原電池，因E2>E1，故2為正極1為負(fù)極。電池反應(yīng)為Cl2＋2OH－＝Cl－＋ClO－＋H2O E＝0.96V這種反應(yīng)稱為歧化反應(yīng)。歧化反應(yīng)的條件E右>E左。

＋0.77V－0.45V Fe3＋————Fe2＋————

Fe下面是Fe的元素電勢圖和Cu的元素電勢圖的一部分

E（右）<E（左），將發(fā)生逆歧化反應(yīng)