氧化还原反应是中学化学教学的重点和难点，为突出重点，中学化学教材把它安排在高中化学第一章第一节。为分散难点，又精心地采用层层递进的形式，初中阶段只从得氧失氧的角度分别讲述氧化反应和还原反应，高一化学第一章提出氧化还原反应的本质是电子转移。高二再讲到氧化还原反应方程式的配平，进一步从质量守恒和电荷守恒两方面完善这一知识点的教学，必须要深钻教材，领悟重难点，理顺教学思路。下面就谈谈自己在这方面的几点认识。
　　
　　一、氧化与还原的关系
　　
　　1.相互依存。氧化还原反应的本质是电子发生了转移（得失或偏移），在反应中电子有得必失且得失电子相等，因此氧化与还原相互依存，对立统一。例如在2Mg+O₂==2MgO的反应中，Mg被氧化，氧被还原。氧化还原反应的相关概念多，容易相互干扰而产生负迁移，因此，要明确概念的范围，理清概念间的内在联系。这种内在联系可用两条等效线表示：失电子→化合价升高→被氧化→是还原剂→表现还原性→得到氧化产物；得电子→化合价降低→被还原→是氧化剂→表现氧化性→得到还原产物。以上可速记为“升失氧还，降得还氧”。电子得失是氧化还原反应的微观实质，化合价升降是宏观表现，即是反应特征，我们通常以此作为判断氧化还原反应的依据。被氧化、被还原是发生了变化，“剂”和“性”的对象是反应物，而产物即生成物。
　　2.相互转化。在氧化还原反应中，氧化剂得电子化合价降低，生成了还原产物，还原产物处于低价态具有还原性，在其他反应中又可作还原剂。反之，由还原剂生成的氧化产物具有氧化性，在其他反应中可作氧化剂，这种转化关系可用下式表示：
　　


　　即氧化还原反应总是强氧化剂和强还原剂反应，转化成弱氧化剂和弱还原剂。概括地说，氧化还原反应的方向是由强到弱，课本中虽然没有明确提出这一规律，但我们在教学中应将其引申出来，以提高学生对氧化还原反应的认识，适应考试的要求。
　　
　　二、氧化还原反应的规律及其应用
　　
　　1.守恒律：
　　（1）氧化剂获得电子总数必等于还原剂失去电子总数，即得失电子守恒。
　　（2）氧化剂中元素化合价降低总数等于还原剂中元素化合价升高总数，即化合价升降守恒，化合价升降总数也等于电子转移总数。
　　（3）反应前后各元素种类不变，各元素的原子数目不变，即质量守恒。
　　（4）在有离子参加的氧化还原反应中，反应前后离子所带电荷总数相等，即电荷守恒。
　　应用：
　　（1）求某一反应中被氧化与被还原的原子数之比，或氧化剂与还原剂分子数之比及氧化产物与还原产物分子数之比。
　　（2）配平氧化还原反应方程式。
　　（3）进行氧化还原反应的有关计算。
　　
　　2.价态律：
　　（1）元素的最高价态在反应中只能得电子而不能失电子，所以元素处于最高价态的只有氧化性而没有还原性，即只能作氧化剂，不能作还原剂。如Fe³⁺、H+、Al³⁺、浓H₂SO₄中的S⁺⁶、HNO₃中N⁺⁵等。
　　（2）元素的最低价态在反应中只能失电子而不能得电子，所以元素处于最低价态时只有还原性而无氧化性，即只能作还原剂，不能作氧化剂。如Fe、Cu、S^2-、I^-、Br^- 等。
　　（3）元素处于最高价态与它的最低价态之间的中间价态，在反应中既能失电子，本身被氧化，又能得电子，本身被还原。所以处于中间价态的元素既有氧化性又有还原性。它与强氧化剂反应表现还原性，与强还原剂反应表现氧化性。如S、Fe²⁺等。应用：判断元素或物质是否有氧化性或还原性。
　　注意：元素处于最高价，具有氧化性，但不一定氧化性最强。如氧化性HClO>HClO₄。
　　3.转化律：在氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只能靠近而不能交叉；同种元素，相邻价态间不发生氧化还原反应。
　　应用：分析判断氧化还原反应能否发生 。例如：如浓H₂SO₄g与SO₂不会发生反应；KClO₃+6HCl（浓）=KCl+3Cl₂↑+3H₂O反应中，KClO₃中⁺⁵价氯元素不会转化为KCl中一1价氯元素。
　　反应H₂SO₄（浓）+H₂S=S↓+SO₂↑+2H₂O中，浓H₂SO₄的还原产物是SO₂，H₂S的氧化产物是S。
　　4．优先律：在同一个反应环境中，一种氧化剂遇多种还原剂时，首先与最强的还原剂反应，反之亦然。例如，向FeBr₂中通入Cl₂时，由于Fe²⁺的还原性比Br^-的还原性强，Fe²⁺先被氧化再氧化Br^-；若向FeI₂溶液中通入Cl₂，由于I^-的还原性比Fe²⁺还原性强，Cl₂先将I^-氧化，再氧化Fe²⁺。
　　掌握这些规律及其应用无疑会大大提高学生运用知识的能力。