具有氧化性的物質在反應中元素化合價要降低；具有還原性的物質在反應中元素化合價要升高；所以如果一種微粒中的某元素，它的化合價是中間價態（也就是說其化合價即有可能升高，也有可能降低），則該微粒既有氧化性又有還原性；具體例子有：N2（可以降低至-1，升高至+1，+3，+2，+4，+5，）H2O2（氧元素可以降低至-2，升高至0）MnO42-（錳元素可以降低至+4，升高至+7）Fe2+（鐵元素可以降低至0，升高至+3）

高中階段掌握的強氧化性離子：MnO4-、Cr2O72-、NO3-（H+)、Fe3+等

強還原性離子：I-、Br-、S2-、Fe2+、Cu+等等

氧化性與還原性強弱的判斷之一

在反應中，物質具有得電子的性質叫做氧化性，該物質為氧化劑；物質具有失電子的性質叫做還原性，該物質為還原劑。物質氧化性或還原性的強弱由得失電子難易決定，與得失電子多少無關。比較不同物質氧化性或還原性的強弱，主要有以下方法：①比較不同的氧化劑（或還原劑）跟同一還原劑（或氧化劑）反應時，所需條件及反應的劇烈程度。例如，鈉與水常溫下劇烈反應生成氫氣，鎂與冷水不易反應，加熱時也能生成氫氣，但較緩慢，說明鈉比鎂的還原性強。②“強強制弱弱”原理，即較強的氧化劑和還原劑反應，生成較弱的氧化劑和還原劑。例如，Fe3+可與I-反應：

2Fe3+ ＋ 2I- = 2Fe2＋ ＋ I2

氧化劑 還原劑 還原產物 氧化產物

說明Fe3+比I2的氧化性強，I-比Fe2+的還原性強。③比較不同的氧化劑（或還原劑）將同一還原劑（或氧化劑）氧化（或還原）的程度。例如，Cl2可把Fe氧化為+3價，S只能把Fe氧化成+2價，說明Cl2比S的氧化性強；再如，HI可把濃H2SO4還原成H2S，HBr只能將濃H2SO4還原成SO2，說明HI比HBr的還原性強。注意，氧化性或還原性的強弱不能由自身的變化決定，例如，濃HNO3做氧化劑時，氮一般由+5變為+4價，稀HNO3做氧化劑時，氮一般由+5變為+2價，不能說稀HNO3比濃HNO3氧化性強。此外，物質的氧化性或還原性還與外界條件、濃度等因素有關，一般情況溫度升高或濃度加大，物質的氧化性或還原性增強。

氧化性與還原性強弱的判斷之二

（1）以原子結構為依據

如：比較Na+、Mg2+、Al3+氧化性強弱，Na+、Mg2+、Al3+三種微粒結構相同，但隨核電荷數遞增，半徑遞減，故氧化性Na+＜Mg2+＜Al3+

（2）依據金屬活動性順序判斷

（3）根據非金屬活動性順序判斷

非金屬性越強，單質氧化性越強，而相應簡單陰離子的還原性越弱。

如：

氧化性：F2＞Cl2＞O2＞Br2＞I2＞S

還原性：F-＜Cl-＜O2-＜Br-＜I-＜S2-

（4）根據元素價態高低比較

如果是同一種元素，一般來說，化合價越高，其氧化性越強，具有最高價的元素只有氧化性；化合價越低，還原性越強，具有最低價的元素只有還原性；中間價態元素則既有氧化性又有還原性，即遇到還原劑表現氧化性，遇到氧化劑表現還原性，或既作氧化劑又作還原劑（歧化

當然有時也有特殊情況，在濃度相同時，具有可變價的同一元素在組成不同的含氧酸時，該元素價態越低者，氧化性越強。如：氧化性HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4。

（5）根據氧化還原程度的大小判斷

①不同氧化劑與同一還原劑反應，看還原劑被氧化的程度。使其呈高價態者氧化性強。如對比2Fe＋3Cl2 2FeCl3

Fe+S FeS

氧化性：Cl2＞S

②不同還原劑與同一氧化劑反應，看氧化劑被還原的程度。使其呈低價態者還原性強。如：

8KI＋H2SO4(濃)=H2S＋4I2＋4H2O

2HBr＋H2SO4(濃)=SO2+Br2＋2H2O

還原性：HI＞HBr

（6）以反應物、產物之間的關係為依據對氧化還原反應一般有如下對應關係：

氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物

則氧化性：氧化劑＞氧化產物

還原性：還原劑＞還原產物

如：根據K2Cr2O7＋14HCl(濃)=2KCl＋2CrCl3＋3Cl2↑＋7H2O可判斷，在酸性條件下，氧化性：K2Cr2O7＞Cl2，還原性：HCl＞CrCl3

（7）氧化性、還原性強弱與外界條件有關。

①濃度：一般而言，同種氧化劑比較，濃度較大者氧化性強。如：氧化性濃HNO3＞稀HNO3

②溫度：升溫，氧化劑氧化性增強，還原劑還原性也增強。反過來，可根據不同氧化劑與同一還原劑反應，看溫度這個反應條件。

例如：2KMnO4+16HCl濃 5Cl2↑+2KCl+2MnCl2＋8H2O

MnO2＋4HCl濃 Cl2↑＋MnCl2＋2H2O

所以氧化性：KMnO4＞MnO2＞O2

※（8）以元素在週期表中的位置為依據。

元素在週期表中越是位於左下方，其單質還原性越強，其陽離子氧化性越弱。元素在週期表中越是位於右上方，其單質氧化性越強，其陰離子還原性越弱