分解反應：
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或化合物的反應
分解反應類型：
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物發(fā)生化學反應后生成兩種或兩種以上的物質的反應。
分解反應與氧化還原反應的關系：
分解反應不一定是氧化還原反應，例如：2Al(OH)3=（高溫）Al2O3+3H2O
只有能產(chǎn)生單質的分解反應才是氧化還原反應，例如：2H2O=(通電）2H2↑+O2↑
相關高中化學知識點：氧化還原反應的定義
氧化還原反應：
有電子轉移（得失或偏移）的反應；（無電子轉移(得失或偏移)的反應為非氧化還原反應）
反應歷程：
氧化還原反應前后，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拆分成兩個半反應：氧化數(shù)升高的半反應，稱為氧化反應；氧化數(shù)降低的反應，稱為還原反應。氧化反應與還原反應是相互依存的，不能獨立存在，它們共同組成氧化還原反應。
氧化還原反應中存在以下一般規(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。
轉化律：同種元素不同價態(tài)間發(fā)生歸中反應時，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。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：
物質的氧化性是指物質得電子的能力，還原性是指物質失電子的能力。物質氧化性、還原性的強弱取決于物質得失電子的能力（與得失電子的數(shù)量無關）。從方程式與元素性質的角度，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，可初步分析物質所具備的性質（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-、S2-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)反應條件判斷：當不同的氧化劑與同一種還原劑反應時，如氧化產(chǎn)物中元素的價態(tài)相同，可根據(jù)反應條件的高、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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