分解反應(yīng)：

一種化合物在特定條件下(如加熱、通直流電、催化劑等)分解成兩種或兩種以上較簡單的單質(zhì)或化合物的反應(yīng)

分解反應(yīng)類型：

氧化物分解: 2H₂O=(通電）2H₂↑+O₂↑ 2H₂O₂=(MnO₂）2H₂O+O₂↑
含氧酸分解: H₂CO₃=（△）H₂O+CO₂↑ H₂SO₃=（△）H₂O+SO₂↑
堿的分解: Mg(OH)₂=（高溫）MgO+H₂O Cu(OH)₂=（△）CuO+H₂O 2Fe(OH)₃=（高溫）Fe₂O₃+3H2O
2Al(OH)₃=（高溫）Al₂O₃+3H₂O （注：不溶性堿高溫時可分解為金屬氧化物和水）
鹽的分解: 2NaHCO₃=（△）Na₂CO₃+CO₂↑+H₂O Ca(HCO₃）₂=（△）CaCO₃+CO₂↑+H₂O CaCO₃=（高溫）CaO+CO₂↑
2KMnO₄=（△）K₂MnO₄+MnO₂+O₂↑ 2KClO₃=（△，MnO₂）2KCl+3O₂↑

分解反應(yīng)的模型：

A=B+C 可以簡單理解為“一變多”，也可以理解成為由一種反應(yīng)物發(fā)生化學(xué)反應(yīng)后生成兩種或兩種以上的物質(zhì)的反應(yīng)。

分解反應(yīng)與氧化還原反應(yīng)的關(guān)系：

分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)，例如：2Al(OH)₃=（高溫）Al₂O3+3H₂O
只有能產(chǎn)生單質(zhì)的分解反應(yīng)才是氧化還原反應(yīng)，例如：2H₂O=(通電）2H₂↑+O₂↑

相關(guān)高中化學(xué)知識點：氧化還原反應(yīng)的定義

氧化還原反應(yīng)：
有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的反應(yīng)；（無電子轉(zhuǎn)移(得失或偏移)的反應(yīng)為非氧化還原反應(yīng)）

反應(yīng)歷程：
氧化還原反應(yīng)前后，元素的氧化數(shù)發(fā)生變化。根據(jù)氧化數(shù)的升高或降低，可以將氧化還原反應(yīng)拆分成兩個半反應(yīng)：氧化數(shù)升高的半反應(yīng)，稱為氧化反應(yīng)；氧化數(shù)降低的反應(yīng)，稱為還原反應(yīng)。氧化反應(yīng)與還原反應(yīng)是相互依存的，不能獨立存在，它們共同組成氧化還原反應(yīng)。

氧化還原反應(yīng)中存在以下一般規(guī)律：

強弱律：氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；
還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。
價態(tài)律：元素處于最高價態(tài)，只具有氧化性；元素處于最低價態(tài)，只具有還原性；處于中間價態(tài)，既具氧化性，又具有還原性。
轉(zhuǎn)化律：同種元素不同價態(tài)間發(fā)生歸中反應(yīng)時，元素的氧化數(shù)只接近而不交叉，最多達到同種價態(tài)。
優(yōu)先律：對于同一氧化劑，當存在多種還原劑時，通常先和還原性最強的還原劑反應(yīng)。守恒律：氧化劑得到電子的數(shù)目等于還原劑失去電子的數(shù)目。

氧化還原性的強弱判定：

物質(zhì)的氧化性是指物質(zhì)得電子的能力，還原性是指物質(zhì)失電子的能力。物質(zhì)氧化性、還原性的強弱取決于物質(zhì)得失電子的能力（與得失電子的數(shù)量無關(guān)）。從方程式與元素性質(zhì)的角度，氧化性與還原性的有無與強弱可用以下幾點判定：
（1）從元素所處的價態(tài)考慮，可初步分析物質(zhì)所具備的性質(zhì)（無法分析其強弱）。最高價態(tài)——只有氧化性，如H₂SO₄、KMnO₄中的S、Mn元素；最低價態(tài)，只有還原性，如Cl^-、S^2-等；中間價態(tài)——既有氧化性又有還原性，如Fe、S、SO₂等。
（2）根據(jù)氧化還原的方向判斷：氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物。
（3）根據(jù)反應(yīng)條件判斷：當不同的氧化劑與同一種還原劑反應(yīng)時，如氧化產(chǎn)物中元素的價態(tài)相同，可根據(jù)反應(yīng)條件的高、低進行判斷，如是否需要加熱，是否需要酸性條件，濃度大小等等。

電子的得失過程：

其過程用核外電子排布變化情況可表示為：

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