1、根據化學方程式判斷
氧化劑（氧化性）+還原劑（還原性）→還原產物+氧化產物氧化劑----→發生還原反應----→還原產物還原反應：得電子，化合價降低，被還原還原劑----→發生氧化反應----→氧化產物氧化反應：失電子，化合價升高，被氧化氧化性（得到電子的能力）：氧化劑>氧化產物還原性（失去電子的能力）：還原劑>還原產物這條規則對于任何環境下的任何ΔG<0的反應(即在該環境下可自發進行的反應)都成立，沒有任何例外的情況（若氧化產物或氧化劑不止一種，則氧化劑的加權平均強于氧化產物的加權平均，還原劑亦然）。
不可根據同一個反應中的氧化劑，還原劑判斷。因為自發進行的反應中氧化劑的氧化性可以弱于甚至是遠弱于還原劑（中學認為氧化劑氧化性一定強于還原劑，然而這種認知實際上完全錯誤，氧化劑氧化性與還原劑的氧化性無任何關系）例如：過氧化氫的氧化性遠強于氯氣，且其將氯氣氧化為高氯酸是可以自發進行的（標準電極電勢差超過0.2，氧化還原反應就可以完全進行）：（標準電極電勢：H2O2—1.77—H2O，Cl2—1.36—Cl-，ClO4-—1.39—Cl2）然而二者的反應卻是前者被氧化：H2O2+ Cl2→ 2HCl + O2這是因為熱力學可行的氧化還原反應大都存在動力學障礙
2、根據物質活動性順序比較
（1）對于金屬氧化劑來說，金屬陽離子的氧化性強弱一般與金屬活動性順序相反，即越位于后面的金屬，越容易得電子，氧化性越強。
(2）金屬陽離子氧化性的順序（25℃，pH=0的水溶液中）
Li+<Cs+<Rb+<K+<Ca2+<Na+<Mg2+<Al3+<Mn2+<Zn2+<Cr3+<Fe2+<Ni2+<Sn2+<Pb2+<(H)<Cu2+<Fe3+<Hg22+<Ag+<Hg2+<Pt2+<Au3+（注意Sn2+、Pb2+，不是Sn4+、Pb4+ ）（Hg對應的是Hg22+而非Hg2+）
（3）金屬單質的還原性與氧化性自然完全相反，對應的順序為：K>Ca>Na>Mg>Al>Mn>Zn>Cr>Fe>Ni>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
（4）非金屬活動性順序（25℃，pH=14的水溶液中）
F2>Cl2>O3>Br2>I2>O2>S8>C>Si>N2>P>H2
單質氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性增強(注意元素非金屬性與單質的氧化性無必然聯系，以上順序為單質氧化性排列)
3、根據反應條件判斷
當不同氧化劑分別與同一還原劑反應時，如果氧化產物價態相同，可根據反應條件的難易來判斷。反應越容易，該氧化劑氧化性就強。
如：16HCl(濃)+2KMnO4==2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2(氣)
4HCl(濃)+MnO2=加熱= MnCl2+2H2O+Cl2(氣)
4HCl(g)+O2=加熱,CuCl2催化劑= 2H2O+2Cl2（氣）
氧化性：KMnO4>MnO2>O2
但也不一定正確，因為氧化性更強的物質可能因為動力學障礙導致反應反而更困難，也有可能是反應可逆程度較大導致平衡向ΔG>0的方向移動
4、根據氧化產物的價態高低來判斷
當含有變價元素的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，可根據氧化產物價態的高低來判斷氧化劑氧化性強弱，如：
2Fe+3Cl2—(點燃)→ 2FeCl3
Fe+S —（加熱）→ FeS
氧化性：Cl2>S
但也不一定正確，例如：F2只能將Os氧化到+6價，O2則能氧化到+8價
5、根據元素周期表判斷
（1）同主族元素（從上到下）
非金屬原子（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性逐漸增強。
金屬原子還原性逐漸增強，對應陽離子氧化性逐漸減弱
（2）同周期主族元素（從左到右）
單質還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強
陽離子氧化性逐漸增強，陰離子還原性逐漸減弱。
6、同周期的主族元素最高價氧化物的水化物（只能從左到右，不可上下或斜向比較）
酸性越強，對應元素氧化性越強
堿性越強，對應元素還原性越強
7、根據原電池的電極反應判斷
兩種不同的金屬構成的原電池的兩極。負極金屬是電子流出的極，正極金屬是電子流入的極。
其還原性：負極金屬>正極金屬
8、根據物質的濃度大小判斷
具有氧化性（或還原性）的物質濃度越大，其氧化性（或還原性）越強，反之則越弱。
9、根據元素化合價價態高低判斷
一般來說，變價元素位于最高價態時只有氧化性，處于最低價態時只有還原性，處于中間價態時，既有氧化性又有還原性。一般處于最高價態時，氧化性最強，隨著化合價降低，氧化性減弱還原性增強。但也存在反例，例如：酸性水溶液中，0到最高價，氯硫磷氧化性隨化合價下降反而而增強