一、概念判斷：

　　1、氧化還原反應的實質：有電子的轉移(得失)

　　2、氧化還原反應的特征：有化合價的升降(判斷是否氧化還原反應)

　　3、氧化劑具有氧化性(得電子的能力)，在氧化還原反應中得電子，發生還原反應，被還原，生成還原產物。

　　4、還原劑具有還原性(失電子的能力)，在氧化還原反應中失電子，發生氧化反應，被氧化，生成氧化產物。

　　5、氧化劑的氧化性強弱與得電子的難易有關，與得電子的多少無關。

　　6、還原劑的還原性強弱與失電子的難易有關，與失電子的多少無關。

　　7、元素由化合態變游離態，可能被氧化(由陽離子變單質)，

　　也可能被還原(由陰離子變單質)。

　　8、元素最高價態有氧化性，但不一定有強氧化性；元素最低價態有還原性，但不一定有強還原性；陽離子不一定只有氧化性(不一定是最高價態，，如：Fe2+)，陰離子不一定只有還原性(不一定是最低價態，如：SO32-)。

　　9、常見的氧化劑和還原劑：

　　10、氧化還原反應與四大反應類型的關系：

　　置換反應一定是氧化還原反應；復分解反應一定不是氧化還原反應；化合反應和分解反應中有一部分是氧化還原反應。

　　二、氧化還原反應的表示：(用雙、單線橋表示氧化還原反應的電子轉移情況)

　　1、雙線橋：“誰”變“誰”(還原劑變成氧化產物，氧化劑變成還原產物)

　　例：

　　2、單線橋：“誰”給“誰”(還原劑將電子轉移給氧化劑)

　　三、氧化還原反應的分析

　　1、氧化還原反應的類型：

　　(1)置換反應(一定是氧化還原反應)

　　2CuO + C = 2Cu + CO2 SiO2+2C =Si + 2CO

　　2Mg + CO2 = 2MgO + C 2Al+ Fe2O3= 2Fe + Al2O3

　　2Na+2H2O= 2NaOH+ H2↑ 2Al+6H+= 2Al3++3 H2↑

　　2Br -+ Cl2= Br2+2Cl– Fe+ Cu2+ = Fe2++ Cu

　　(2)化合反應(一部分是氧化還原反應)

　　2CO+ O2 = 2CO2 3Mg + N2 = Mg3N2

　　2SO2+ O2 = 2SO3 2FeCl2+ Cl2 = 2FeCl3

　　(3)分解反應(一部分是氧化還原反應)

　　4HNO3(濃)= 4NO2↑+ O2↑+ 2H2O 2HClO = 2HCl + O2↑

　　2KClO3= 2KCl + 3O2↑

　　(4)部分氧化還原反應：

　　MnO2+4 HCl(濃)= MnCl2+ Cl 2↑+2 H2O

　　Cu + 4HNO3(濃)= Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

　　3Cu + 8HNO3= 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

　　Cu+ 2H2SO4(濃)=CuSO4+SO2↑+ 2H2O

　　(5)自身氧化還原反應：(歧化反應)

　　Cl 2+ H2O = HCl + HClO 3S+ 6OH-= 2S2-+ SO32-+3H2O

　　2Na2O2+2H2O=4NaOH+ O2↑； 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+ O2

　　2Ca(OH)2+ 2Cl 2= CaCl2+ Ca(ClO)2+ 2H2O

　　(6)同種元素不同價態之間的氧化還原反應(歸中反應)

　　2H2S + SO2= 3S + 3H2O

　　5Cl –+ ClO3-+6H+=3Cl2↑ + 3H2O

　　(7)氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物不止一種的氧化還原反應：

　　2KNO3+ S + 3C = K2S + N2↑ +3CO2↑

　　2KMnO4= K2MnO4+ MnO2+ O2↑

　　2、氧化還原反應分析：

　　(1)找四物：氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物

　　(2)分析四物中亮的關系：特別是歧化反應、歸中反應、部分氧化還原反應

　　(3)電子轉移的量與反應物或產物的關系