常见的氧化剂及对应的还原产物：

常见的还原剂及对应的氧化产物： 

易错易混点：

（1）金属单质只具有还原性，金属最高价阳离子只具有氧化性，处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性；
（2）非金属单质常作氧化剂，某些非金属单质也是较强的还原性物质，比如H₂、C等等
（3）元素化合价的变化：
①元素最低价只有还原性，最高价只有氧化性，中间价态既有氧化性又有还原性
②同一元素在反应中化合价发生变化，只能接近不能交叉。
例如：

常见的氧化剂及对应的还原产物：

常见的还原剂及对应的氧化产物： 

氧化还原反应：
有电子转移（得失或偏移）的反应；（无电子转移(得失或偏移)的反应为非氧化还原反应）

反应历程：
氧化还原反应前后，元素的氧化数发生变化。根据氧化数的升高或降低，可以将氧化还原反应拆分成两个半反应：氧化数升高的半反应，称为氧化反应；氧化数降低的反应，称为还原反应。氧化反应与还原反应是相互依存的，不能独立存在，它们共同组成氧化还原反应。

氧化还原反应中存在以下一般规律：

强弱律：氧化性：氧化剂>氧化产物；
还原性：还原剂>还原产物。
价态律：元素处于最高价态，只具有氧化性；元素处于最低价态，只具有还原性；处于中间价态，既具氧化性，又具有还原性。
转化律：同种元素不同价态间发生归中反应时，元素的氧化数只接近而不交叉，最多达到同种价态。
优先律：对于同一氧化剂，当存在多种还原剂时，通常先和还原性最强的还原剂反应。守恒律：氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。

氧化还原性的强弱判定：

物质的氧化性是指物质得电子的能力，还原性是指物质失电子的能力。物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的能力（与得失电子的数量无关）。从方程式与元素性质的角度，氧化性与还原性的有无与强弱可用以下几点判定：
（1）从元素所处的价态考虑，可初步分析物质所具备的性质（无法分析其强弱）。最高价态——只有氧化性，如H₂SO₄、KMnO₄中的S、Mn元素；最低价态，只有还原性，如Cl^-、S^2-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe、S、SO₂等。
（2）根据氧化还原的方向判断：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。
（3）根据反应条件判断：当不同的氧化剂与同一种还原剂反应时，如氧化产物中元素的价态相同，可根据反应条件的高、低进行判断，如是否需要加热，是否需要酸性条件，浓度大小等等。

电子的得失过程：

其过程用核外电子排布变化情况可表示为：

化合反应的定义：

化合反应指的是由两种或两种以上的物质生成一种新物质的反应。

化合反应的一般类型有：

1．金属+氧气→金属氧化物：很多金属都能跟氧气直接化合。例如常见的金属铝接触空气，它的表面便能立即生成一层致密的氧化膜，可阻止内层铝继续被氧化。4Al+3O₂=2Al₂O₃
2．非金属+氧气→非金属氧化物： 一经点燃，许多非金属都能在氧气里燃烧，如：C+O₂=点燃=CO₂
3．金属+非金属→无氧酸盐：很多金属能与非金属氯、硫等直接化合成无氧酸盐。如 2Na+Cl₂=点燃==2NaCl
4．氢气+非金属→气态氢化物：因氢气性质比较稳定，反应一般需在点燃或加热条件下进行。如 2H₂+O₂=点燃=2H₂O
5.   碱性氧化物+水→碱：多数碱性氧化物不能跟水直接化合。判断某种碱性氧化物能否跟水直接化合，一般的方法是看对应碱的溶解性，对应的碱是可溶的或微溶的，则该碱性氧化物能与水直接化合。如： Na₂O+H₂O=2NaOH. 对应的碱是难溶的，则该碱性氧化物不能跟水直接化合。如CuO、Fe₂O₃都不能跟水直接化合。
6．酸性氧化物+水→含氧酸：除SiO₂外，大多数酸性氧化物能与水直接化合成含氧酸。如： CO₂+H₂O=H₂CO₃
7．碱性氧化物+酸性氧化物→含氧酸盐：大多数碱性氧化物和酸性氧化物可以进行这一反应。其碱性氧化物对应的碱碱性越强，酸性氧化物对应的酸酸性越强，反应越易进行。如Na₂O+CO₂=Na₂CO₃ 
8．氨+氯化氢→氯化铵：氨气易与氯化氢化合成氯化铵。如： NH₃+HCl=NH₄Cl
9.    和氧气在点燃的情况下形成二氧化硫：S+O₂==点燃==SO₂

化合反应的模型：

A+B+…+N→X

化合反应与氧化还原反应的关系：

有单质参加的化合反应一定属于氧化还原反应。此外，化合反应一般释放出能量。

分解反应：

一种化合物在特定条件下(如加热、通直流电、催化剂等)分解成两种或两种以上较简单的单质或化合物的反应

分解反应类型：

氧化物分解:     2H₂O=(通电）2H₂↑+O₂↑               2H₂O₂=(MnO₂）2H₂O+O₂↑
含氧酸分解:     H₂CO₃=（△）H₂O+CO₂↑             H₂SO₃=（△）H₂O+SO₂↑        
碱的分解:          Mg(OH)₂=（高温）MgO+H₂O      Cu(OH)₂=（△）CuO+H₂O       2Fe(OH)₃=（高温）Fe₂O₃+3H2O
                          2Al(OH)₃=（高温）Al₂O₃+3H₂O （注：不溶性碱高温时可分解为金属氧化物和水）
盐的分解:          2NaHCO₃=（△）Na₂CO₃+CO₂↑+H₂O        Ca(HCO₃）₂=（△）CaCO₃+CO₂↑+H₂O             CaCO₃=（高温）CaO+CO₂↑        
                          2KMnO₄=（△）K₂MnO₄+MnO₂+O₂↑          2KClO₃=（△，MnO₂）2KCl+3O₂↑

分解反应的模型：

A=B+C       可以简单理解为“一变多”，也可以理解成为由一种反应物发生化学反应后生成两种或两种以上的物质的反应。

分解反应与氧化还原反应的关系：

分解反应不一定是氧化还原反应，例如：2Al(OH)₃=（高温）Al₂O3+3H₂O
只有能产生单质的分解反应才是氧化还原反应，例如：2H₂O=(通电）2H₂↑+O₂↑

置换反应：

单质与化合物反应生成另外的单质和化合物的化学反应

发生置换反应的原理：

必须是活动性强的金属置换活动性弱的金属或H⁺溶液

根据元素性质分类：

1．金属单质置换金属单质：2Al+Fe₂O₃=高温=Al₂O₃+2Fe（铝热反应。Al还可与V₂O₅、CrO₃、WO₃、MnO₂等发生置换）；Fe+CuSO₄=FeSO₄+Cu 　　
2．金属单质置换非金属单质：Zn+2HCl=H₂↑+ZnCl_{2 ；}2Na+2H₂O=2NaOH+H₂↑；2Mg+CO₂=点燃=2MgO+C；3Fe+4H₂O(g)=高温=Fe₃O₄+4H₂ 　　
3．非金属单质置换金属单质：H₂+CuO=Δ=Cu+H₂O ；C+FeO=Δ=Fe+CO↑ 　　　　
4．非金属单质置换非金属单质：2F₂+2H₂O=4HF+O₂ ；2C+SiO₂=Si+2CO↑ ；C+H₂O=高温=CO+H₂ ；2H₂+SiCl₄=Si+4HCl ；Cl₂+2NaBr=Br₂+2NaCl 　　

置换反应与氧化还原反应的关系：

置换反应一定属于氧化还原反应。

复分解反应的定义：

复分解反应是由两种化合物，通过互相交换成分并生成两种新化合物的反应，模式为AB+CD→AD+CB。它是基本类型的化学反应之一。复分解都不是氧化还原反应。

复分解反应发生的条件：

1.生成难溶的物质：如生成BaSO₄、AgCl、CaCO₃等沉淀。 　　
2.生成气体或易挥发物质：如生成CO₂、H₂S等气体。 　　
3.有弱电解质生成：如生成H₂O、弱酸、弱碱等。

复分解反应的分类：

• 酸与盐                    例如：2HCl+CaCO₃=CaCl₂+H₂O+CO₂↑
• 酸与碱                    例如：H₂SO₄+Ba(OH)₂=BaSO₄↓+2H₂O
• 盐与盐（可溶）    例如：Na₂CO₃+CaCl₂=2NaCl+CaCO₃↓
• 盐与碱                    例如：Na₂CO₃+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+2NaOH
• 酸与金属氧化物    例如：盐酸除铁锈：Fe₂O₃+6HCl=2FeCl₃+3H₂O

复分解反应的模型：

AB+CD→AD+CB

 复分解反应与氧化还原反应的关系：

复分解都不是氧化还原反应。