判断方法

化学方程式

• 氧化剂（氧化性）+还原剂（还原性）→还原产物+氧化产物
  氧化性：氧化剂>氧化产物
  还原性：还原剂>还原产物
  这条规则对于任何环境下的任何ΔG<0的反应(即在该环境下可自发进行的反应)都成立，没有任何例外的情况。
  氧化剂--得电子--化合价降低--被还原--发生还原反应--还原产物
  还原剂--失电子--化合价升高--被氧化--发生氧化反应--氧化产物
• 不可根据同一个反应中的氧化剂，还原剂判断
  自发进行的反应中氧化剂的氧化性可以弱于甚至是远弱于还原剂（中学认为氧化剂氧化性一定强于还原剂，然而这种认知实际上完全错误，氧化剂氧化性与还原剂的氧化性无任何关係）
  例如：
  过氧化氢的氧化性远强于氯气，且其将氯气氧化为高氯酸是可以自发进行的（标準电极电势差超过0.2，氧化还原反应就可以完全进行）：
  （标準电极电势：H₂O₂—1.77—H₂O，Cl₂—1.36—Cl^-，ClO₄^-—1.39—Cl₂）
  然而二者的反应却是前者被氧化：H₂O₂ + Cl₂ → 2HCl + O₂
  这是因为氧化还原反应大都存在动力学障碍

金属活动性顺序

1. 对于金属还原剂来说，金属单质的还原性强弱一般与金属活动性顺序相一致，即越位于后面的金属，越不容易失电子，还原性越弱。
   金属活动性顺序（常见元素）：
   K>Ca>Na>Mg>Al>Mn>Zn>Cr>Fe>Ni>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
2. 金属阳离子在25℃，pH=0的水溶液中氧化性的顺序
   Li⁺<Cs⁺<Rb⁺<K⁺<Ca²⁺<Na⁺<Mg²⁺<Al³⁺<Mn²⁺<Zn²⁺<Cr³⁺<Fe²⁺<Ni²⁺<Sn²⁺<Pb²⁺<(H⁺)<Cu²⁺<Fe³⁺<Hg₂²⁺<Ag⁺<Hg²⁺<Pt²⁺<Au³⁺
3. 注意Fe，Sn，Pb，Hg分别对应Fe²⁺、Sn²⁺、Pb²⁺，Hg₂²⁺不是Fe³⁺、Sn⁴⁺、Pb⁴⁺、Hg²⁺（尤其是Hg，很多中学教辅都误以为其对应汞离子）

非金属活动性顺序（常见元素）:

1. 25℃，pH=0的水溶液中：
   F₂>Cl₂>O₂>Br₂>I₂>S₈
2. 25℃，pH=14的水溶液中：
   F₂>Cl₂>Br₂>I₂>O₂>S₈
3. 原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性增强
   25℃，pH=0的水溶液中还原性：H₂S>I^->Br^->H₂O>Cl^->HF
   25℃，pH=14的水溶液中还原性：S^2->I^->Br^->OH^->Cl^->F^-
   补充：非金属氧化性顺序一般教材中常忽略Fe³⁺，而着重Fe，因此添加它的顺序：
   Cl₂>Br₂>Fe³⁺>I₂>S₈

反应条件

氧化产物的价态高低

元素周期表

1. 同主族元素（从上到下）
   非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强。
   金属原子还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱
2. 同周期的主族元素（从左到右）
   单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强
   阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱。
3. 同周期的主族元素最高价氧化物的水化物（只能从左到右，不可上下或斜向比较）
   酸性越强，对应元素氧化性越强
   硷性越强，对应元素还原性越强
5. 原电池的电极反应
   两种不同的金属构成的原电池的两极。负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极。
   其还原性在一般情况下：负极金属>正极金属（反例：铁和铜在浓硝酸中）
6. 物质的浓度大小
   具有氧化性（或还原性）的物质浓度越大，其氧化性（或还原性）越强，反之则越弱。
7. 元素化合价价态高低
   一般来说，变价元素位于最高价态时只有氧化性，处于最低价态时只有还原性，处于中间价态时，既有氧化性又有还原性。一般处于最高价态时，氧化性最强，随着化合价降低，氧化性减弱还原性增强。但也存在反例，例如：酸性水溶液中，0到最高价，氯硫磷氧化性随化合价下降反而而增强

举例

公式1

公式2