縱觀近年來得高考試題，氧化還原反應(yīng)得知識成為考試得熱點(diǎn)。學(xué)習(xí)中除了應(yīng)準(zhǔn)確理解有關(guān)基本概念、基本知識外，還應(yīng)注意掌握判斷物質(zhì)氧化性和還原性得規(guī)律。為此，感謝將有關(guān)方法簡要?dú)w納敘述后，供同學(xué)們學(xué)習(xí)時(shí)參考。
1.根據(jù)元素周期表判斷
（1）同周期元素得單質(zhì)從左到右還原性由強(qiáng)到弱，氧化性由弱到強(qiáng)。其元素得簡單離子中陽離子氧化性由弱到強(qiáng)，陰離子還原性由強(qiáng)到弱。
（2）同主族元素得單質(zhì)一般從上到下還原性由弱到強(qiáng)，氧化性由強(qiáng)到弱。金屬陽離子得氧化性由強(qiáng)到弱，非金屬陰離子得還原性由弱到強(qiáng)。
2.根據(jù)金屬活動性順序判斷
K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb(H)Cu、Hg、Ag、Pt、Au→單質(zhì)得還原性逐漸減弱
(對應(yīng)陽離子得氧化性逐漸增強(qiáng))
3.根據(jù)非金屬活動性順序判斷
F、O、Cl、Br、I、S→原子氧化性逐漸減弱
(對應(yīng)陰離子還原性逐漸增強(qiáng))
4、根據(jù)元素得價(jià)態(tài)判斷
同種元素得不同價(jià)態(tài)物質(zhì)中，高價(jià)態(tài)物質(zhì)得氧化性比低價(jià)態(tài)強(qiáng)，低價(jià)態(tài)物質(zhì)得還原性比高價(jià)態(tài)強(qiáng)。如：氧化性Fe3+＞Fe2+，還原性S2－＞S。但氯得含氧酸得氧化性異常，由強(qiáng)到弱得順序?yàn)椋篐ClO＞HClO3＞HClO4。
5、根據(jù)反應(yīng)方程式判斷
氧化劑+還原劑→還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物
還原劑－ne→氧化產(chǎn)物
氧化劑+ne→還原產(chǎn)物
由此可以得如下規(guī)律：
還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物
氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物
上述規(guī)律也可簡化為：
比什么“性”，找什么“劑”，“產(chǎn)物”之性弱于“劑”，聯(lián)系對比自成序。
6、根據(jù)被氧化或被還原得程度判斷
如：Cu+Cl2=(△)CuCl2
2Cu+S=Cu2S?
根據(jù)銅被氧化得程度不同（Cu2+、Cu+），可判斷單質(zhì)得氧化性Cl2＞S。
7、根據(jù)物質(zhì)得濃度判斷
一般同一種氧化性酸，濃度越大，氧化性越強(qiáng)。
如：氧化性 濃硝酸>稀硝酸，濃硫酸>稀硫酸。
8、根據(jù)反應(yīng)條件判斷
不同得氧化劑（或還原劑）與同一種還原劑（或氧化劑）反應(yīng)，反應(yīng)越易進(jìn)行，則對應(yīng)得氧化劑（或還原劑）得氧化性（還原性）越強(qiáng)。反之越強(qiáng)。如：
F2+H2=(冷暗處爆炸)2HF
Cl2+H2=(光照)2HCl
Br2+H2=(△) 2HBr
I2+H2=(持續(xù)高溫)2HI
由上述反應(yīng)條件可知氧化性由強(qiáng)到弱得順序?yàn)椋篎2＞Cl2＞Br2＞I2。
9、根據(jù)原電池電極材料發(fā)生得反應(yīng)判斷
原電池中負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，負(fù)極金屬得還原性比正極金屬得強(qiáng)。
10、根據(jù)電解池電極反應(yīng)判斷
電解過程中，氧化性越強(qiáng)得金屬離子越先在陰極放電，所以，先在陰極放電得離子氧化性強(qiáng)。
11、根據(jù)微粒得失電子放出（或吸收）能量判斷
當(dāng)幾種原子獲得相同得電子數(shù)形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)得陰離子時(shí)，放出得能量越大或形成得離子穩(wěn)定性越強(qiáng)，則該原子得氧化性越強(qiáng)，反之則越弱。同理，當(dāng)幾種原子失去相同得電子數(shù)形成穩(wěn)定得陽離子時(shí)，吸收得能量越少或形成得離子穩(wěn)定性越強(qiáng)，則該原子得還原性越強(qiáng)。
12、除上述一般規(guī)律外，硝酸鹽、高猛酸鹽、在酸性環(huán)境中得氧化性強(qiáng)于中性或堿性環(huán)境。如：Na+、Cl－、I－、NO3－四種離子可以在中性水溶液中大量共存，說明NO3－在酸性條件下具有較強(qiáng)得氧化性，可以將I－離子氧化成I2。
