高中化学推断题技巧及解题思路

推断题解题方法

一. 基于元素周期表的推断

1. 元素的基本知识

解答这一类问题时，我们应该掌握一些有关元素的基本的特征性的常识。下面对1—20号的元素（单质）的基本特征性知识做一个总结。

1号元素 氢：原子半径最小，同位素没有中子，密度最小的气体。

6号元素 碳：形成化合物最多的元素，单质有三种常见的同素异形体（金刚石、石墨、富勒烯）。

7号元素 氮：空气中含量最多的气体（78%），单质有惰性，化合时价态很多，化肥中的重要元素。

8号元素氧：地壳中含量最多的元素，空气中含量第二多的气体（21%）。生物体中含量最多的元素，与生命活动关系密切的元素，有两种气态的同素异形体。

9号元素 氟：除H外原子半径最小，无正价，不存在含氧酸，氧化性最强的单质。

11号元素 钠：短周期元素中原子半径最大，焰色反应为黄色。

12号元素 镁：烟火、照明弹中的成分，植物叶绿素中的元素。

13号元素铝：地壳中含量第三多的元素、含量最多的金属，两性的单质（既能与酸又能与碱反应），常温下遇强酸会钝化。

14号元素 硅：地壳中含量第二多的元素，半导体工业的支柱。

15号元素磷：有两种常见的同素异形体（白磷、红磷），制造火柴的原料（红磷）、化肥中的重要元素。

16号元素 硫：单质为淡黄色固体，能在火山口发现，制造黑火药的原料。

17号元素 氯：单质为黄绿色气体，海水中含量最多的元素，氯碱工业的产物之一。

19号元素 钾：焰色反应呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察），化肥中的重要元素。

20号元素 钙：人体内含量最多的矿质元素，骨骼和牙齿中的主要矿质元素。

2. 由基本元素的基本延伸——基本元素间形成的化合物

（1）等电子情况 请熟记下面的两类特殊的等电子粒子

①常见的10电子粒子

简单原子或离子：Na⁺ 、Mg²⁺ 、Al³⁺、F^-   分子：CH₄、NH₃、H₂O、HF、Ne

复杂离子：NH₂^- NH₄⁺ H₃O⁺ OH^-

②常见的18电子粒子
简单原子或离子：Ar、K⁺、Ca²⁺、Cl^-、S^2-     分子（氢化物）：HCl、H₂S、PH₃、SH₄

分子（9+9型）：F₂、H₂O₂、N₂H₄、C₂H₆、CH₃OH、CH₃NH₂、CH₃F、NH₂OH

复杂离子：HS^-

注：所谓“9+9型”分子，实际上都是几个9电子的官能团（—OH、—NH₂、—CH₃、—F）的两两的组合。

（2）二元化合物的数据特征 在元素推断题中，元素构成化合物时的一些“数据特征”也是命题人十分青睐的命题信息。下面对一些常见的二元化合物的“数据特征”作一些总结

①多种比例的情况：最常见的是两种原子以1：1和1：2（或2：1）的组成形成化合物的情况，此时首先应考虑H₂O₂和H₂O或Na₂O₂和Na₂O，此外还应注意CO和CO₂、NO和NO₂，再延伸到过渡金属可想到FeS和FeS₂、CuO和Cu₂O，甚至有机物中的C₂H₂和C₂H₄。

②XY₂型化合物的可能情况：IIA族与VIIA族化合物：BeF₂、BeCl₂、MgF₂、MgCl₂、CaF₂、CaCl₂等 氧化物与硫化物：CO₂、NO₂、SO₂、SiO₂、CS₂等及CaC₂

③XY₃型化合物的可能情况：氢化物和卤化物：BF₃、BCl₃、AlF₃、AlCl₃、PCl₃、NH₃、PH₃  氧化物：SO₃ 氮化物：LiN₃、NaN₃

④其它情况：X₂Y、X₃Y型化合物Na₂S、H₂O。此外，一定要注意题目的要求是“XY₂”还是“X与Y以1：2组成”，如是后者，除了考虑到2：4的组成外，往往要还要考虑有机物（如1：2组成的烯烃）。

（3）常考到的多元化合物 元素推断题中，常会对三种以上的基本元素组成的化合物的性质进行考察。下面对1~20号元素间可形成的化合物进行一些总结

①离子化合物 几种常考到的酸根离子（NO₃^-、CO₃^2-、HCO₃^-、SO₃^2-、HSO₃^-、SO₄^2-、HSO₄^-、HS^-、PO₄^3-、H₂PO₄^2-、HPO₄^-、SiO₃²、AlO₂^-）与Na⁺、K⁺、Mg²⁺、Ca²⁺、Al³⁺等形成的多元离子化合物是常见的考察内容。其中常见的命题内容有：NO₃^-在酸性条件下的氧化性，CO₃^2-和HCO₃^-、SO₃^2-和HSO₃^-、Al³⁺、AlO₂^-和Al(OH)₃的相互转化，SO₃^2-、HSO₃^-、HS^-的还原性，弱酸根的水解方程式的书写（尤其是负二价弱酸根的分步水解）。

上述的这些阴离子中，有一个极易被忽略但又极容易考到的离子——HSO₄^-，当题目问到上面这些离子之间的相互反应时，我们应马上想到它。HSO₄^-最大的特性是它是唯一有强酸性的阴离子，它的性质是H⁺和SO₄^2-的共同性质，上面的CO₃^2-、HCO₃^-、SO₃^2-、HSO₃^-、HS^-、AlO₂^-等离子与HSO₄^-的反应都曾在题目中出现。

②共价化合物 元素推断题中对多元共价化合物的考察主要是对氧化物的水化物的考察，高中阶段常见的有H₂CO₃、HNO₃、NaOH、Mg(OH)₂、Al(OH)₃、H₂SiO₃、H₃PO₄、H₂SO₃、H₂SO₄、HClO₄、KOH、Ca(OH)_2，，应熟悉他们之间酸性、碱性、氧化性、还原性的基本比较。

3. 实际题目的推断演练——快速确定元素种类

下面给出几道高考试题或高考模拟题中元素周期表推断题的题干描述，请以最快的速度将题目中的各字母所代表的元素推出。

（1）a、b、c、d、e是短周期元素，周期表中a与b、b与e相邻；a与e的最外层电子数之比为2∶3，b的最外层电子数比c的最外层电子数少1个；常见化合物d₂c₂与水反应生成c的单质，且溶液使酚酞试液变红。

（2）Q、R、X、Y、Z 为前 20 号元素中的五种， Q 的低价氧化物与X 单质分子的电子总数相等， R 与 Q 同族， Y 和 Z 的离子与 Ar 原子的电子结构相同， Q 能分别与 Y、Z 形成的共价化合物，且原子序数Y<Z。

（3）现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表： 

（4）U、V、W、X、Y、Z是原子序数依次增大的六种常见元素。Y的单质在W₂中燃烧的产物可使品红溶液褪色。Z和W元素形成的化合物Z₃W₄具有磁性。U的单质在W₂中燃烧可生成UW和UW₂两种气体。X的单质是一种金属，该金属在UW₂中剧烈燃烧生成黑、白两种固体。

（5）现有A、B、C、D、E五种常见短周期元素，已知：
①元素的原子序数按A、B、C、D、E依次增大，原子半径按D、E、B、C、A顺序依次减小；
②A、D同主族，A是所有元素中原子半径最小的元素；B与C的位置相邻；C元素原子最外层电子数是次外层电子数的3倍；
③B、D、E三者的最高价氧化物有水化物依次为甲、乙、丙，它们两两之间均可反应生成可溶性盐和水，且所得盐中均含C元素；
④B、E两种元素原子最外层电子数之和等于A、C、D三种元素原子最外层电子数之和。

（6）表中为一短周期元素及相应氢化物沸点的数据： 

A、B、Y均为上表中的元素，X是一种历史悠久，应用广泛的金属元素。
Ⅰ．X与Y可形成化合物XY、XY₂，二者可用接触法制强酸甲；
Ⅱ．A与B可形成化合物AB、AB₂，二者可用于制备强酸乙。

（7）X、Y、Z、W为原子序数依次增大的四种短周期元素，其中X元素原子的核外电子总数等于其电子层数，Z元素的气态氢化物和它的氧化物在常温下反应生成Z单质和水，X与Y、W可分别形成YX₃和XW型共价化合物，YX₃极易溶于水。

（8）已知A、B、C、D均为短周期元素，且原子序数依次递增；A、B、C三种元素的核电荷数之和等于D元素的核电荷数，且D元素的核电荷数为C的2倍；C、D两元素同主族，且能在一定条件下发生下面两个反应
①化合物(只含A、B)跟化合物(只含B、C)按物质的量比2:3反应生成单质(含B)和化合物(只含A、C)
②化合物(只含A、D)跟化合物(只含C、D)按物质的量比2:1反应生成单质(含D)和化合物(只含A、C)

下面是上面题目的答案：

(1)a. C  b. N  c. O  d. Na  e. S     (2)Q. C  R. Si  X. N  Y. S  Z Cl

(3)T. Mg  X. C  Y. N  Z. Cl        (4)U. C  V. N  W. O  X. Mg  Y.S  Z. Fe

(5)A. H  B. C  C. O  D.Na  E. Si   (6)A. N  B. O  X. Fe  Y. S

(7)X. H  Y. N  Z. S  W. Cl         (8)A.H  B. N  C. O  D. S

    我们可以发现，上面的8道题中，H、C、N、O、S五种非金属元素的出现频率都非常高，尤其是N和S，出现了7次，而这两种元素恰恰是高中化学元素和化合物部分中最重要的两种元素。因此，我们在做元素推断题时，一定要对这两者多一个“心眼”。

在推断上面的题目的过程中，读者们一定对题目的“突破口”有了更深刻的认识。元素推断题往往会出现一两个直观的信息，能直接从中推出相应的元素。下面将一些在解答上面题目的过程中的重要的“突破口”列举出来：

（1）常见化合物d₂c₂与水反应生成c的单质，且溶液使酚酞试液变红——联想到Na₂O₂

（2）Q的低价氧化物与X 单质分子的电子总数相等——由“低价氧化物”和“单质分子”不难推知二者为CO和N2

（5）A、D同主族，A是所有元素中原子半径最小的元素——很容易想到第一主族的H和Na；C元素原子最外层电子数是次外层电子数的3倍；——显然只能为O

（6）X是一种历史悠久，应用广泛的金属元素——易知X为Fe
（7）X元素原子的核外电子总数等于其电子层数——电子层数大于1时易知不可能，故只能为H；YX₃极易溶于水——显然是NH3

（8）A、B、C、D均为短周期元素，且原子序数依次递增，A、B、C三种元素的核电荷数之和等于D元素的核电荷数，且D元素的核电荷数为C的2倍；C、D两元素同主族——核电荷数能成倍数的同族元素只可能是O和S，不难得到A为H，B为N

我们可以总结出确定元素种类的一些基本方法：①由核外电子排布确定 ②由元素原子的一些基本信息（原子序数、原子半径等）确定 ③由元素的一些特性确定（见前面的归纳）

④由元素间形成的化合物的组成比确定 ⑤由元素间形成化合物的性质确定

4. 实际题目的推断演练——准确解答题中的问题

化学推断题中，推断的内容一般只是题目中的一个部分，而要真正将整道题目完成，我们还需要正确地答出题中的问题。下面给出上面8道题中的一些有难度的小问。

（1）④一定量的d₂c₂与ac₂反应后的固体物质，恰好与0.8 mol稀盐酸溶液完全反应，并收集到0.25 mol气体，则用物质的量表示该固体物质的组成为          、         。

（2）②R的氢化物分子的空间构型是__________，属于__________分子（填“极性”或“非极性”)；它与 X 形成的化合物可作为一种重要的陶瓷材料，其化学式是；_______________；

（3）④探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。T、X、Y、Z四种元素的最高价氧化物的水化物中化学性质明显不同于其他三种的是                   ，理由是                  。

（4）④YW₂气体通人BaCl₂和HNO₃的混合溶液，生成白色沉淀和无色气体VW，有关反应的离子方程式为               ，由此可知VW和YW₂还原性较强的是（写化学式）                  。

（5）④将质量分数为5 .2%的乙溶液1L（密度为1.06g·cm^－3）用铂电极电解，写出电解时，阳极发生的电极方程式                  　 。电解一段时间后，阴极析出的物质的质量为20g，此时乙溶液的质量分数为         。

（6）②下列有关强酸甲、乙说法正确的是         。
　a．二者的浓溶液在常温时均可用铁制成铝制的容器贮运
　b．二者的浓溶液压在敞口容器中放置，质量都会变化
　c．工业生产强酸甲、乙时，都要用水吸收相应的氧化物
　d．二者的稀溶液均是强氧化剂

（7）⑤已知X单质和Y单质反应生成YX₃是可逆反应，△H＜0。将X、Y的两种单质以等物质的量充入一密闭容器中，在适当催化剂和恒温、恒压下反应。下列说法正确的是       
    a．达到化学平衡时，热呢后一种物质的正反应速率与逆反应速率相等
    b．反应过程中，Y单质的体积分数始终为50%
    c．达到化学平衡时，X、Y两种单质在混合气体中的物质的量之比为1：1
    d．达到化学平衡的过程中气体平均相对分子质量减小
    e．达到化学后，升高温度，YX₃的体积分数增大

（8）④含有这四种元素（四种元素都含有）的各种化合物中，相同浓度下，溶液的pH最小的化合物的化学式为_________，该化合物的晶体中阳离子与阴离子的个数比为________。

这8道小问涉及到了高中化学的各个方面，其中元素化合物的基本知识和化学计算知识是命题人最为青睐的“区分度”设置点。而化学的基本理论，如化学平衡理论、电解质溶液理论和电化学理论同样也是重要的命题点。下面对这几个小问的方法进行简要的点拨。

（1）已知反应后的固体必为Na₂O₂和Na₂CO₃的混合物，结合方程式和题中的数据0.8 mol稀盐酸0.25 mol气体（CO₂），利用方程组的方法即可求解。

（2）R的氢化物为SiH4，参考CH₄的基本知识不难得到答案。而Si与N间形成的化合物由化合价规则即可确定为Si₃N₄。

（3）本题为开放性问题，四种物质皆有其特性，如Mg(OH)2为难溶性碱，H2CO3为弱酸，HNO3为常温下强化型极强的酸，HClO4为酸性最强的酸。

（4）SO₂通入BaCl₂和HNO₃的混合溶液，先发生氧化还原反应，然后SO42-与Ba2+结合成沉淀。据此不难写出方程式，由方程式知还原性SO₂>NO。

（5）电解NaOH溶液，阳极发生氧化反应，OH^-放电生成O₂。而电解的过程相当于电解水，阴极析出20gH₂时，溶液质量减少了10×18g，而溶质NaOH的质量不变，于是不难算出反应后溶质的质量分数。

（6）c. 吸收SO3采用的是98%的浓硫酸；d. 稀硫酸为弱酸

（7）c. 反应中N2与H2的化学计量数比为1：3，平衡时二者体积比不可能相等；d. 正反应的体积减小，混合气体平均相对分子质量增大；e. 升高温度反应向逆反应方向移动，NH₃体积分数减小。

（8）含有四种元素的化合物必为铵根和硫的含氧酸根形成的盐，同浓度时能完全电离的HSO4-应是pH最小的，硫酸氢盐以晶体形式存在或熔融时只含有NH₄⁺和HSO₄^-

答案：（1）0.3 mol Na₂O₂；0.1 mol Na₂CO₃  （2）正四面体；非极性；Si₃N₄

（3）略  （4）3SO₂＋2NO₃^－＋3Ba^2＋＋2H₂O＝3BaSO₄↓＋2NO＋4H^＋ ；SO₂

（5）4OH^－－4e^－＝2H₂O+O₂↑；6.26%  （6）a、b  （7）a、b  （8）NH₄HSO₄；1：1

我们可以看出，在元素推断题中出现的计算题和基本理论的问题的难度并不大，这与综合题的基本特性是相符的。命题人在命制综合题的过程中，由于必须从多方面、多角度考虑问题，又必须遵循推断题的基本模式，因而这类综合题的小问通常只是涉及的知识面较宽而已，并不会有太大的难度。

1氧化还原反应

高中阶段所学的氧化还原反应可分为单质参与的反应和具有氧化性或还原性的重要化合物参与的反应两大类，下面我们简要回顾一下这两大类反应。

⑴氧化性单质的反应

主要为O₂、O₃、卤素单质、S、N₂、P等非金属单质参与的反应，以化合反应为主，其中应注意下面几个问题：

I. O₂做氧化剂时，一般每消耗1molO₂转移4mol电子，即O₂+4e==2O^2-，而O²在溶液中不能存在，因而在不同条件下与O₂有关的电对反应为：酸性 O₂+4H⁺+4e==2H₂O，中性或碱性 O₂+2H₂O+4e==4OH^-，上面的两个电对反应相当重要，请务必熟记！

II. 卤素单质（Cl₂、Br₂、I₂）、S、N₂、P做氧化剂时，一般都会生成最低负价的化合物，其中应注意下面几点：①氧化性Cl₂>S，Cl₂与还原性单质反应能生成该单质的最高价态化合物，而S有时只能生成较低价态化合物，如2Fe+3Cl₂==2FeCl₃  Fe+S==FeS，Cu+Cl₂==CuCl₂  

2Cu+S==Cu₂S（黑色）；②高中课本上出现过的N₂参与的反应总共只有3个：N₂＋O₂==2NO，3Mg+N₂==Mg₃N₂ 3H₂＋N₂==2NH₃。

III. F₂的性质较特殊，高中阶段中F₂参与的特殊反应有2F₂＋2H₂O === 4HF＋O₂和2F₂＋2NaOH＝2NaF＋OF₂＋H₂O，而F₂与NaCl、NaBr溶液等不能发生置换反应。

IV. 高中阶段里出现的“燃烧”一般指物质在气体中发生的剧烈反应，燃烧时一般都会伴随有发光、放热等现象，而下面对一些特殊的燃烧现象作简要的归纳：

①在氧气中燃烧：硫磺跟氧气：发出明亮的蓝紫色火焰；红磷跟氧气：生成大量白烟（P₂O₅），白烟易溶于水；铁跟氧气：持续剧烈燃烧，火星四射，铁丝熔成小球，生成黑色固体（Fe₃O₄）；镁条燃烧：发出耀眼白光；乙炔与氧气：火焰明亮，带有浓烟（碳的质量分数很大），燃烧时火焰温度很高（破坏碳碳三键需要的能量很大）；

②在其它气体中燃烧：氢气在氯气中燃烧：发出苍白色火焰；红磷在氯气中燃烧：有白色烟雾（PCl₃和PCl₅的混合物）生成；铜片在氯气中燃烧：产生棕黄色的烟（CuCl₂），溶于水生成绿色或蓝色溶液（由浓度决定）；镁条在二氧化碳中燃烧：有黑色和白色的两种固体生成。

③反应物的量与燃烧的关系：a. 含有碳元素的可燃物质不完全燃烧时都会生成CO，进一步燃烧能使CO发生2CO+O₂==2CO₂，完全燃烧时碳元素完全转化为CO₂；b. 钠在空气中氧化成Na₂O失去金属光泽，而钠在空气中燃烧生成淡黄色固体（Na₂O₂）；c. 硫化氢气体不完全燃烧时，在火焰上罩上蒸发皿，蒸发皿底部有黄色的粉末；硫化氢气体完全燃烧，生成有刺激性气味的气体，气体能使品红溶液褪色。反应方程式为2H₂S+O₂==2S+2H₂O（不完全燃烧） 2H₂S+3O₂==2SO₂+2H₂O（完全燃烧）

V. 高中课本中简单提到了O₃，O₃是一种极强的氧化剂，发生氧化还原反应时通常会生成O₂，如O₃+2KI+H₂O==2KOH+I₂+O₂，这一反应似乎不符合一般的氧化还原反应的规律，以高中阶段的知识无法深究，记下来即可。实际上，从分子的结构角度来说，O₃分子中一个氧原子是-2价，两个氧原子是+1价，这个反应与氧化还原反应的规律并不矛盾。

(2)还原性单质的反应

主要为金属或H₂、C、Si非金属单质参与的反应，这些物质一般只有还原性，注意下面几个问题即可。

I. 高中阶段出现的金属单质能发生的反应一般只有与非金属单质的化合反应，与H₂O、酸、氧化物、盐类的置换或类似置换的反应和与强氧化性物质（浓硫酸、硝酸等）的氧化还原反应三种。下面对一些重要的反应作一个简要的归纳：

①金属与水的反应：

a. 2Na＋2H₂O ===2NaOH＋H₂↑现象：浮、游、球、响、红——金属钠浮在水面上，溶成小球，四处游动，发出嘶嘶的声音，滴加酚酞溶液变红；

b. Mg+2H₂O==Mg(OH)₂+H₂↑现象：在热水中反应，生成白色固体并放出无色气体，滴酚酞试液变红，过一段时间后又变回无色（氢氧化镁分解或加热时酚酞被氧化）

c. 2Al＋2NaOH+2H₂O ==2NaAlO₂+3H₂↑现象：铝片与纯水很难反应，但与氢氧化钠溶液在常温下即反应，放出无色气体。注意这一反应的本质仍是铝与水的反应，可以看成2Al+6H₂O==2Al(OH)₃+3H₂和Al(OH)₃+NaOH==NaAlO₂+H₂O两个反应的加合，反应中被还原的物质是H₂O而不是NaOH。

d. 3Fe＋4H₂O(g) ==Fe₃O₄＋4H₂↑注意反应的条件必须是水蒸气，反应在高温条件下进行。

②金属与非氧化性酸、盐类的反应：

金属与非氧化性酸反应生成H₂，注意金属的活动型与反应速率的关系即可。

金属与盐类的置换反应一般发生在K、Ca、Na之后的金属之间，注意描述现象时的用语，如“将一洁净铁钉浸入硫酸铜溶液中，铁钉表面有红色物质附着，溶液颜色逐渐变浅”，从金属和溶液两方面回答。应注意最好不要说“铁钉逐渐溶解”，因为在实际的操作中“溶解”是看不到的。

K、Ca、Na与活动型较低的盐类的反应时，金属先与水反应，如2Na＋2H₂O ===2NaOH＋H₂↑，然后生成的OH^-与溶液中的金属离子结合生成沉淀3NaOH＋FeCl₃===3NaCl＋Fe(OH)₃↓，写成总式即6Na＋2FeCl₃＋6H₂O==6NaCl＋2Fe(OH)₃↓＋3H₂↑，实验现象为“金属逐渐溶解，生成红褐色沉淀，放出无色气体，溶液的颜色变浅”。

③金属与氧化物的反应

金属与氧化物发生的置换反应同样应遵循金属活动型的规则。这类反应中，有些是工业上制取某些金属单质的方法。这类反应通常都会放出大量的热量。如

铝热反应：2Al＋Fe₂O₃==2Fe＋Al₂O₃  8Al＋2Fe₃O₄==9Fe＋4Al₂O₃  实验现象：剧烈的反应，放出大量的热，同时纸漏斗被烧穿，有熔溶物（铁珠）落入沙中

工业上制钒、铬、锰单质均用铝热法 4Al+3MnO₂==2Al₂O₃+3Mn

镁与氧化铝固体在高温下反应  3Mg+Al₂O₃==3MgO+2Al 

II. H₂、C、Si发生的氧化还原反应

C+2CuO==2Cu＋CO₂↑  H₂＋CuO==Cu＋H₂O 实验现象：均生成红色固体，前者生成能使澄清石灰水变浑浊的气体，后者的试管壁上出现水珠。

C＋H₂O==CO＋H₂（可逆反应）

 Si＋2NaOH＋H₂O === Na₂SiO₃＋2H₂↑(反应的实质是：Si作还原剂，H₂O作氧化剂)

 工业上制取粗硅：2C＋SiO₂==Si＋2CO↑ 副反应3C＋SiO₂==SiC＋2CO↑注意只生成CO

粗硅提纯：Si+2Cl₂ ==SiCl₄  SiCl₄+2H₂==4HCl+Si

(3)氧化性化合物的反应

高中阶段所学的形成化合物的氧化剂主要是浓H₂SO₄、HNO₃等强氧化性酸，MnO₄^-、Cr₂O₇^2-、ClO₃^-、ClO^-、Fe³⁺等离子以及MnO₂、PbO₂、H₂O₂等其它氧化剂。请牢记这些氧化剂发生反应时常见的自身变化

浓硝酸：NO₃^-+2H⁺+e ==NO₂↑+H₂O  稀硝酸：NO₃^-+4H⁺+3e ==NO↑+ 2H₂O  

酸性高锰酸钾溶液：MnO₄^-+8H⁺+5e==Mn²⁺ + 4H₂O

酸性重铬酸钾溶液：Cr₂O₇^2-+14H⁺+6e==2Cr³⁺+7H₂O

ClO₃^-和ClO^-通常被还原成Cl^-，Fe³⁺被还原成Fe²⁺，MnO₂被还原成Mn²⁺，H₂O₂一般被还原成H₂O，浓硫酸发生的氧化还原反应不属于离子反应，因为发生反应时起作用的是H₂SO₄分子，H₂SO₄一般被还原成SO₂。

下面两组非常经典的反应：

 C＋2H₂SO₄(浓)==CO₂↑＋2SO₂↑＋2H₂O 两种气体都能使澄清石灰水变浑浊

 C＋4HNO₃ (浓)==CO₂↑＋4NO₂↑＋2H₂O  3C＋4HNO₃ (浓)==3CO₂↑＋4NO↑＋2H₂O  

Cu＋2H₂SO₄ (浓)==CuSO4＋SO₂↑＋2H₂O（反应条件加热），

Cu＋4HNO₃ (浓)==Cu(NO₃)₂＋2NO₂↑＋2H₂O，

3Cu＋8 HNO₃ (稀)==3Cu(NO₃)₂＋2NO↑＋4H₂O 金属与强氧化性酸的反应均体现了酸的强氧化性和酸性。

浓硫酸与硝酸与其它还原剂的反应的情况大体上并无太大差别，写方程式时最好先写离子方程式，生成物一侧为“氧化产物+气体+H₂O”，然后再配平或改写为化学方程式。

写MnO₄^-、Cr₂O₇^2-、ClO₃^-、ClO^-等离子发生的氧化还原反应的方程式的方法与上面方法是一样的，按“氧化剂+还原剂+H⁺==氧化产物+还原产物+H₂O”来写即可，最好先写离子方程式，然后按题目要求改写成化学方程式。

此外，还应注意一个很特殊且经常考到的反应，即酸性高锰酸钾溶液与双氧水溶液间发生反应：2MnO₄^-+5H₂O₂+6H⁺==2Mn²⁺ +5O₂↑+ 8H₂O，这个反应中H₂O₂做还原剂，自身转化为O₂和H+，因而反应生成的H₂O的氧全部来源于MnO₄^-。

(4)还原性化合物的反应

高中阶段所学的还原性化合物不多，同学们只需无机化合物中的掌握“四大还原剂”即可，即I^-（HI）、S^2-（H₂S）、SO₃^2-(SO₂)、Fe²⁺，下面对这些还原剂做一个简要说明。

I. 上面四种还原剂被氧化时，I^-（HI）的氧化产物一般为I2，SO₃^2-(SO₂)的氧化产物一般为SO₄^2-，Fe²⁺的氧化产物一般为Fe³⁺。而S^2-（H₂S）相对特殊，因为生成的S仍有一定的还原性，但由于S是沉淀，已经从溶液反应体系中析出，有时无法被一些较弱的氧化剂（如Fe³⁺、Cl₂、H₂O₂等）继续氧化，此时应在方程式中将硫写成以单质析出的形式。而浓硫酸、硝酸、酸性高锰酸钾溶液的氧化性很强，能继续氧化S单质，故方程式中应将氧化产物写成SO₄^2-离子的形式。如无机化学中一个很有趣的实验：

FeCl₃溶液与Na₂S溶液反应 2Fe³⁺+S^2-==2Fe²⁺+S↓若S^2-过量，生成的Fe²⁺还能与之结合成黑色的FeS沉淀 Fe²⁺+S^2-==FeS↓，此时试管中会产生两种颜色的沉淀，整体会显棕色，而试管里的溶液将变成无色透明

而将在反应后的试管中加入稀硝酸，沉淀会全部消失，而溶液的颜色又会变回黄色，此过程中发生的反应有 FeS+3NO₃^-+4H⁺ ==Fe³⁺+SO₄^2-+3NO↑+2H₂O；S+2NO₃^-==SO₄^2-+2NO↑

II. 若不考虑较复杂的SO₃²，其它几种还原性的离子的还原性强弱顺序为I^->Fe²⁺>S^2->Br^->Cl^-，这是一个相当重要的式子，尤其适用于判断氧化还原反应发生的先后顺序。如将氯气通入FeI₂溶液和FeBr₂溶液，发生的反应便是不一样的，前者是I^-先反应，即先发生反应Cl₂+I^-==2Cl^-+I₂，后者则是Fe²⁺先反应，即先发生Cl₂+2Fe²⁺==2Cl^-+2Fe³⁺。

III. 而I^-的还原性很强，常温下能与Cu²⁺反应，生成白色的CuI沉淀，这个反应是定量测定Cu²⁺的重要方法 2Cu²⁺+4I^-==2CuI+I₂；

IV. 上面所列举的还原性物质都容易被空气中的O₂氧化，应掌握它们与氧气反应的方程式。这几条方程式并不好写，可从离子方程式入手，先写O₂+2H₂O+4e==4OH^-，然后与还原剂的电对反应加合，如

O₂+4I^-+2H₂O==2I₂+4OH^-  I^-过量时生成的I₂以I₃^-形式存在，不会继续发生歧化反应生成IO₃^-

Fe²⁺被氧气氧化 12Fe²⁺+3O₂+6H₂O==4Fe³⁺+4Fe(OH)₃↓此方程式不太好写，实际上第一步反应为4Fe²⁺+O₂+2H₂O==4Fe³⁺+4OH^-，但有反应Fe³⁺+3OH^-==Fe(OH)₃↓，将等号右边进行适当的调整便可写出

此外课本上出现的将NaOH溶液滴入FeSO₄溶液中制取Fe(OH)₂的实验也是一个重要的考点。整个实验中应注意的问题有

①实验的操作：胶头滴管伸入液面以下

②Fe(OH)₂被氧化成Fe(OH)₃的化学方程式4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O==4Fe(OH)₃；

③实验的现象：有白色絮状沉淀生成，立即转变为灰绿色，一会儿又转变为红褐色

V. 非金属元素的氢化物一般都有一定的还原性，它们发生反应的情况与相应的负价离子反应的情况一般来说是一样的，下面总结一些与氢化物的还原性有关的重要问题：

①不能用浓硫酸和NaBr、NaI来制取HBr和HI，因为浓硫酸有强氧化性，加热状态下会发生反应2HBr(HI)+H₂SO₄==Br₂(I₂)+SO₂+2H₂O，实验室中可采用同样是高沸点酸的浓磷酸。

②H₂S与SO₂的反应2H₂S+SO₂==3S+2H₂O是高中阶段所学的唯一的SO₂作氧化剂的反应，这个反应在常温下极易发生，因而H₂S与SO₂是绝对不能共存的。

③ SiH₄和PH₃是同学们较为陌生的物质。二者都极不稳定，在空气中能自燃，它们燃烧的方程式为 SiH₄+2O₂==SiO₂+H₂O，2PH₃+4O₂==P₂O₅+3H₂O，燃烧时会出现大量的白烟（固体颗粒），而PH₃便是墓地里“鬼火”的来源。在这里我们可以引入另外一种有强还原性、易自燃的气体——SiCl₄，其燃烧方程式为 SiCl₄+2O₂==SiO₂+4HCl，反应的现象是“出现大量的白色烟雾（HCl气体溶解产生的小液滴与SiO₂固体的混合物）”。

④NH₃并不是一种强还原剂，而高中阶段里接触过的NH₃发生的还原反应也并不多，最常见的便是催化氧化反应 4NH₃+5O₂==4NO+6H₂O 反应条件为“以铂丝作催化剂，加热”，此外，NH₃能在纯氧中燃烧，发生反应 4NH₃+3O₂==2N₂+6H₂O，不过在高考化学推断题中一般只考查前者，若无明显提示不需要考虑后一个方程式。NH₃还能发生的氧化还原反应有

2NH₃+3Cl₂==N₂+6HCl，NH₃过量时可写作8NH₃+3Cl₂==N₂+6NH₄Cl，这个反应的速率很快，常温下会立即反应，NH₃过量时观察到的现象为“黄绿色褪去，产生大量白烟”

2NH₃+3CuO==3Cu+N₂+3H₂O，现象：黑色CuO固体变红，将气体通过浓硫酸后可收集N₂

⑤同学们在高中阶段会在一些“STS信息题”中接触到肼——N₂H₄，这是一种很强的还原剂，其氧化产物是无污染的N₂，适合做燃料和高效的还原剂。它的相对分子质量32与O₂相同，是一个很好的命题点。写方程式时可以把N₂H₄中的N看成-2价，如N₂H₄与H₂O₂溶液的反应 N₂H₄+2H₂O₂==N₂+4H₂O

2溶液中的离子反应

高中无机化学的内容里，溶液中的离子反应的知识同样占有十分重要的地位。根据教材所述，离子反应的实质是“反应总是向反应物中某种离子的浓度减小的方向进行”。因而溶液中发生离子反应时必然伴随着原来的一种离子的显著变化，即生成难溶物质、挥发性物质、弱电解质，或伴随氧化还原反应的发生。实际上，复杂的溶液往往是一个“多重平衡”的体系，离子反应的真正的本质应是溶液体系的平衡被打破，溶液里的电离平衡、沉淀-溶解平衡、电化学平衡等发生移动的结果。下面将对溶液中的离子反应的一些重点问题进行简要分析。

(1)沉淀反应

沉淀反应是离子反应中最常见的一种反应。反应的实质是溶液中形成沉淀的离子打破了沉淀-溶解平衡，促使平衡向沉淀的方向移动，溶液中反应物的离子浓度减小。对于沉淀反应，同学们应注意下面几个问题

I. 沉淀归纳

高中阶段所接触过的能在反应中形成沉淀的难溶物、微溶物（未注明颜色的均为白色）

①单质：S（淡黄色）、Ag（形成银色的银镜）

②难溶性碱（多形成絮状沉淀）：Cu(OH)₂（蓝色）、Fe(OH)₃（红褐色）、Fe(OH)₂（不稳定，在空气中会被氧化）、Al(OH)₃、Zn(OH)₂、Mg(OH)₂、Ca(OH)₂（微溶物）、AgOH（白色沉淀、不稳定，分解成棕色Ag₂O沉淀）

③易沉淀阳离子形成的盐：银盐：AgCl、AgBr（浅黄色）、AgI（黄色）、Ag₃PO₄（黄色）、Ag₂SO₄（微溶）；铅盐：PbCl₂、PbSO₄

④不易沉淀的阴离子形成的盐：BaSO₄、NaHCO₃（从饱和溶液中析出）

⑤易沉淀的阴离子形成的盐：碳酸盐：CaCO₃、BaCO₃、MgCO₃（微溶）、Ag₂CO₃、ZnCO₃；亚硫酸盐：CaSO₃、BaSO₃、ZnSO₃；金属硫化物：ZnS（白色），FeS、CuS、Cu₂S、PbS、AgS（均为黑色），HgS（红色）；磷酸盐：除钾、钠、铵盐外均难溶，课本上接触过Ca₃(PO₄)₂（重钙）；其它：CaF₂、CaC₂O₄

⑥其它：Cu₂O（红色，醛与新制Cu(OH)₂反应得到）、H₂SiO₃、

II. 沉淀的生成与溶解

下面我们对高中无机化学中与沉淀有关的重要反应和现象进行一个简单探讨。

①一种物质以沉淀的形式从溶液中析出有两种方式：a. 溶液中的离子发生化学反应形成难溶物，这是最常见的一种析出沉淀的方式；b. 溶质从饱和溶液中析出，这种析出方式有两种可能，一为溶解度的改变使溶质结晶析出；或者是因为多种溶质共存时，溶解度小者便会结晶析出。如著名的侯氏制碱法，其基本反应原理为CO₂+NH₃+NaCl==NH₄Cl+NaHCO₃↓，提取NaHCO₃便利用了NaHCO₃的溶解度比NH₄Cl小的特点。

②并不是反应式中生成难溶物便代表该反应是沉淀反应。如水解反应和生成胶体的反应。这两种反应的基本原理是相同的，生成的难溶物微粒的直径都比其距离小得多，不能构成沉淀。

③高中阶段接触了一些使沉淀溶解的方法，这些方法可以大致归为下面几类：

a. H⁺溶解

适用于难溶的弱酸盐或难溶性碱的沉淀，如CaCO₃+2H⁺==Ca²⁺+H₂O+CO₂↑Cu(OH)₂+2H⁺==Cu²⁺+2H₂O但应注意金属硫化物的溶解较为特殊，如CuS既不溶于水也不溶于酸，于是有高中阶段里的一个特殊方程式Cu²⁺+H₂S==Cu²⁺↓+2H⁺，反应出现了“弱酸制强酸”的现象。而FeS、ZnS能溶于酸，故有FeS（ZnS）+2H⁺==Fe²⁺（Zn²⁺）+H₂S↑

b. OH^-溶解

高中阶段里能溶于碱的沉淀除了耳熟能详的“Al系列”之外，还有“Si系列（Si、SiO₂、H₂SiO₃）”“P系列（P、P₂O₅）”以及S单质。Si单质生成SiO₃^2-并放出H₂，而S、P溶于热的碱液会发生歧化反应；而酸性氧化物SiO₂、P₂O₅以及弱酸H₂SiO₃便无须多说，下面是一些应注意的方程式：

Al₂O₃+2OH^-==2AlO₂^-+H₂O  SiO₂+2OH^-==SiO₃^2-+H₂O

Al(OH)₃+OH^-==AlO₂^-+H₂O  注意AlCl₃溶液与NaOH溶液反应的相关问题，NaOH过量时，反应的总式为Al³⁺+4OH^-==AlO₂^-+2H₂O，因此应注意n(AlCl₃)）/n(NaOH)=1:3和1:4的两个临界点

3S+6OH-==2S^2-+SO₃^2-+3H₂O 需在热的碱液中进行，是除去容器壁残留的硫固体的方法之一，另一种方法是使用CS₂溶解

c. 氧化还原反应溶解

这是对付不溶于强酸和强碱的沉淀的最好方法。最常用的除沉淀试剂是硝酸，因为硝酸本身有很强的氧化性，且自身转化为气体、几乎不会与任何阳离子结合成新的沉淀的NO₃^-和H₂O，操作上十分便捷。（一般不用浓硫酸，因为浓硫酸的反应大多需要加热，且副反应多，操作不便）

硝酸可以溶解Cu、Hg、Ag等不活泼金属和绝大多数金属硫化物沉淀。而将浓盐酸与浓硝酸按3：1比例可配制成王水，可以溶解Pt、Au等极不活泼的金属和HgS等极难溶的硫化物沉淀。（王水中浓盐酸是“配位剂”，有助于金属离子形成配离子迅速脱离溶液体系，硝酸才是真正的氧化剂）

硝酸溶解的一个典型应用便是用稀硝酸除去“银镜”3Ag+4H⁺+NO₃^-==3Ag⁺+NO↑+2H₂O

不溶于稀硫酸的CuS也可用稀硝酸除去 3CuS+8NO₃^-+8H⁺==3Cu²⁺+3SO₄^2-+8NO↑+4H₂O

d. 配合反应溶解

在无机化学中，利用配合反应是溶解难溶物的重要且十分有效方法。高中阶段里只接触过一个实例：配制银氨溶液中AgOH+2NH₃==Ag(NH₃)₂⁺+OH^-

这里归纳一些银氨溶液的注意事项：配制银氨溶液过程中必须将氨水滴入硝酸银溶液中，直至最初生成的沉淀恰好完全溶解，NH₃不能过量，否则无法进行判断；银氨溶液必须现配先用，且用完后一定要及时处理！处理办法是用盐酸将Ag⁺沉淀出来，即Ag(NH₃)₂⁺+Cl^-+2H₂O==AgCl↓+2NH₃·H₂O。

(2)水解反应

水解反应是高中阶段最重要的知识点之一，在化学推算题中也常常出现相关的知识的考察。此处便不再列举水解反应的相关知识点，仅对两个问题进行一些适当的说明。

I. 水解方程式的书写

水解方程式的基本形式就是中和反应的逆反应而已，对于阳离子，带多少正电荷就与多少分子的H₂O反应；对于多元弱酸根阴离子，一定要分步写出水解的方程式，不做要求时一般写出第一步即可。如

Fe³⁺水解 Fe³⁺+3H₂OFe(OH)₃+3H⁺ ；AlO₂^-水解 AlO₂^-+2H₂OAl(OH)₃+OH^?

CO₃^2-水解 CO₃^2-+H₂OHCO₃^-+OH^-  HCO₃^-+H₂OH₂CO₃+OH^-   不能写成总式！

II. 双水解反应

    双水解反应是非氧化还原反应中在推断题里出现频率极高的一类反应。这类反应的原理并不复杂，即弱酸根水解产生的OH^-与金属阳离子水解产生的H⁺结合成H₂O，使两种离子的水解平衡向水解方向移动而互相促进水解。双水解反应常伴随沉淀和气体的生成，反应较为彻底，故反应式不写可逆符号。

写双水解反应的方程式可以用最原始的方法：先写各自的水解式再加合起来，最后扣去水。但其实只要仔细观察，就可以发现两条规律：①双水解反应的生成物一侧总电荷必为0；②H₂O不可能为生成物。则写方程式时，先写出右边的沉淀或气体，再根据电荷守恒规则配平参与反应的两种离子，最后看情况在左边补上H₂O即可。如

泡沫灭火器的原理 Al³⁺+3HCO₃^-==Al(OH)₃↓+CO₂↑现象：生成白色沉淀，放出无色气体

Al₂S₃固体的水解2Al³⁺+3S^2-+6H₂O==2Al(OH)₃↓+3H₂S↑ 现象：生成白色沉淀，放出无色有臭鸡蛋气味的气体。因此Al₂S₃只能用Al与S固体共热反应制取

Al³⁺+3AlO₂^-+6H₂O==4Al(OH)₃↓ “Al家族”的三大主角“聚首”的反应，出现频率极高！

(3)酸式盐

在离子反应这一部分，高中化学与初中化学最大的区别莫过于酸式盐的大量出现。酸式盐的性质多样，反应时关系复杂，是化学推断题中非常青睐的考点。下面便对酸式盐做一个简要的总结。

I. 基本概念

酸式盐是弱酸中的氢离子部分被碱中和的产物，其中含有酸式酸根离子。酸式盐在晶体态和熔融态时只存在阳离子和酸式酸根阴离子，而溶于水中能部分或完全电离，生成三种以上的离子。酸式盐的电离方程式如下

完全电离（中学阶段只有HSO₄^-）： NaHSO₄==Na⁺+H⁺+SO₄^2-

部分电离：NaHCO₃==Na⁺+HCO₃^-     HCO₃^-H⁺+CO₃^2-

                NaH₂PO₄==Na⁺+H₂PO₄^-   H₂PO₄^-H⁺+HPO₄^2-    HPO₄^2-H⁺+PO₄^3-

多级电离的后一步电离的程度都必然比前一步小。

II. 酸式盐的溶解性

酸式盐溶解的基本规律是：除了钾、钠、铵盐外，金属酸式盐的溶解度都比相应的正盐大；多元酸式盐中含可电离的氢越多，其溶解度越大。

如将CO₂、SO₂气体通入澄清石灰水中，开始时产生白色沉淀，但继续通入气体，白色沉淀会溶解，即发生反应CaCO₃（CaSO₃）+CO₂+H₂O==Ca(HCO₃)₂（Ca(HSO₃)₂） 此处提醒一个问题，就是直接将大量SO₂气体通入澄清石灰水中时，实际是看不到沉淀的，因为SO₂在水中的溶解度比CO₂大得多，生成的沉淀很快就被溶于水中的SO₂溶解了。

若直接写总式，下面的反应可写成 CO₂（SO₂）+OH^-==HCO₃^-（HSO₃^-）

若将CO₂通入饱和碳酸钠溶液中，会有结晶沉淀析出 Na₂CO₃+CO₂+H₂O==2NaHCO₃↓

注意上面反应的“沉淀”和一般的沉淀是不一样的。饱和溶液中析出的“沉淀”是盐的结晶，有一定外形且是透明的；而一般的沉淀是固体颗粒或结成絮状的固体带，聚集度较大，能显出一定的颜色。

     一般来说，中学阶段的所接触的酸式盐都是可溶的，只是溶解度存在差异而已。唯一的例外是磷酸一氢钙（Ca(HPO₄)₂），它是微溶的酸式盐。而磷酸二氢盐都是可溶的，因而在农业生产中，偏酸性的土壤更有利于磷的吸收，因为H⁺能将溶解度小的磷酸盐和磷酸氢盐转化为可溶的磷酸二氢盐，发生反应Ca(HPO₄)₂+H⁺==Ca²⁺+H₂PO₄^-，便于植物根系吸收。而施用磷肥时，磷肥不能与碱性肥料（草木灰等）混用，以防二者反应生成难溶物。

III. 酸式盐的两性

弱酸的酸式盐必然有两性，即其既能与酸又能与碱反应。这是由酸式酸根离子在溶液中存在的电离-水解的矛盾关系决定的。H⁺或OH^-能促进一者，抑制另一者，从而使酸式盐表现出酸与碱的共同性质。如

HCO₃^-+H⁺==H₂O+CO₂↑  HCO₃^-+OH^-==CO₃^2-+H₂O；

 HS^-+H⁺==H₂S↑   HS^-+OH^-==S^2-+H₂O； HPO₄^2-+H⁺==H₂PO₄^-； HPO₄^2-+OH^-==PO₄^3-+H₂O

弱酸酸式盐的溶液的酸碱性由电离-水解中优势者决定，电离占优势则显酸性，水解占优势则显碱性。如NaHCO₃溶液显碱性 HCO₃^-+H₂O==H₂CO₃+OH^-

亚硫酸的酸性很强，甚至强于磷酸（H₂SO₃ pKa₁ 1.89，H₃PO₄ pKa₁ 2.13）。亚硫酸与磷酸一级电离后得到的阴离子HSO₃^-和H₂PO₄^-仍有一定的酸性，其电离能力大于水解能力，因而其盐溶液呈酸性。

酸式盐溶液与相应的正盐比较，其相应的碱性则较弱，如溶质浓度相同时pH：NaHCO₃溶液<Na₂CO₃溶液。其原因可以简单地看成正盐酸根离子要多进行一步水解 CO₃^2-+H₂OHCO₃^-+OH^-  提供一个规范的解释，不作要求：HCO₃^-和CO₃^2-分别是H₂CO₃和HCO₃^-的“共轭碱”，酸性显然有H₂CO₃>HCO₃^-，由酸碱的质子理论，共轭碱的碱性有CO₃^2->HCO₃^-。

IV. 酸式盐的热稳定性

一般酸式盐的热稳定性比相应的碳酸盐差。但一定要注意的一点是，谈论“热稳定性”一定是在物质的固体状态，酸式盐在溶液中是不会发生分解的。

2NaHCO₃==Na₂CO₃+CO₂↑+H₂O↑ 若要获得NaHCO₃晶体，最好不要直接蒸干溶液，否则蒸发过程中析出的晶体会被加热分解掉。

Ca(HCO₃)₂==CaCO₃↓+CO₂+H₂O 自然界中溶洞景观的形成过程，便是CaCO3洞中被溶有大量CO₂的水溶解，转化成可溶的Ca(HCO₃)₂，温度升高时Ca(HCO₃)₂又分解重新生成CaCO₃，从而使溶岩形成了各种独特的形状。

V. 酸式盐的定量反应关系

酸式盐生成沉淀、气体时的定量反应是高中阶段里非常热门的知识点，常出现在离子反应与离子方程式的相关考题中。所涉及的方程式并不多，但容易混淆。其实，写这些方程式有许多的诀窍，下面便摘取几组常考到的方程式。

①NaHSO₄溶液与Ba(OH)₂溶液

原理：中和反应H⁺+OH^-==H₂O 沉淀反应 Ba²⁺+SO₄^2-==BaSO₄↓

反应有两个重要临界点：恰好沉淀完全 H⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+OH^-==BaSO₄↓+H₂O

 溶液恰好呈中性 2H⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+2OH^-==BaSO₄↓+2H₂O

若将NaHSO₄溶液滴入Ba(OH)₂溶液，沉淀1molSO₄^2-只需要1molBa²⁺，而1molBa(OH)2尚有1molOH^-，此时溶液显碱性。继续加NaHSO₄溶液，实际上只是发生中和反应；

若将Ba(OH)₂溶液滴入NaHSO₄溶液，溶液先达到中性，接下来只是Ba²⁺+SO₄^2-==BaSO₄的反应。也可以用化学方程式来记忆这组方程式，前者生成NaOH，后者生成Na₂SO₄。

②NaHSO₄溶液和Ba(HCO₃)₂溶液

原理：HCO₃^-+H⁺==H₂O+CO₂↑ 沉淀反应 Ba²⁺+SO₄^2-==BaSO₄↓

 若NaHSO₄过量，则发生  Ba²⁺+2HCO₃^-+2H⁺+SO₄^2-==BaSO₄↓+2CO₂↑+2H₂O

 若Ba(HCO₃)₂溶液过量，则发生  Ba²⁺+HCO₃^-+H⁺+SO₄^2-==BaSO₄↓+CO₂↑+H₂O

这组反应实际上只是把上一组的OH^-换成了HCO₃^-，相应的反应也变成了产生CO₂气体的反应，但反应的本质是大同小异的，离子方程式的形式也无太大差别。

③NaHCO₃溶液和Ca(OH)₂溶液

原理：HCO₃^-+OH^-==CO₃^2-+H₂O 沉淀反应 Ca²⁺+CO₃^2-==CaCO₃↓

若NaHCO₃过量，则发生 2HCO₃^-+Ca²⁺+2OH^-==CaCO₃↓+CO₃^2-+2H₂O

若Ca(OH)₂过量，则发生 HCO₃^-+Ca²⁺+OH^-==CaCO₃↓+H₂O

按化学方程式理解，前者HCO₃^-过量，还有未沉淀的CO₃^2-，生成物有Na₂CO₃；后者Ca(OH)₂过量，有未反应的OH^-，生成物中有NaOH。

这两个方程式的计量比可简记为“小苏打（HCO₃^-）多则水（生成物的H₂O）多”。

④Ca(HCO₃)₂溶液和NaOH溶液

原理：HCO₃^-+OH^-==CO₃^2-+H₂O 沉淀反应 Ca²⁺+CO₃^2-==CaCO₃↓

 若NaOH过量，则发生  2HCO₃^-+Ca²⁺+2OH^-==CaCO₃↓+CO₃^2-+2H₂O

 若Ca(HCO₃)₂过量，则发生 HCO₃^-+Ca²⁺+OH^-==CaCO₃↓+H₂O

这组反应其实只是将上一组的阴阳离子作了个调换而已，反应原理是一样的，离子方程式也相同。

⑤多元弱酸的正盐与酸的反应

原理：若H_xA为x元弱酸（x>1），当n(H+)<n(A^x-)=x:1时，将生成酸式盐

  Na₂S溶液与少量盐酸反应 H⁺+S^2-==HS^-

   Na₂S溶液与过量盐酸反应 2H⁺+S^2-==H₂S

应注意，向碳酸钠溶液中滴入盐酸，虽然反应式中不显示气体的生成，但由于盐酸的液滴滴入时，在溶液表面形成了“局部过量”的情况，此时会有少量的气泡出现。

VI. 其它问题

同学们应注意下面一个现象：在一般的实验室里进行的化学反应中，较多情况下会生成酸式盐，因为实验室中往往要加入过量的某种反应物以确保反应完全。如

SO₂通入Na₂CO₃溶液中 SO₂+CO₃^2-+H₂O==HSO₃^-+CO₂

但一定要特别小心下面这个方程式：

CO₂通入苯酚钠溶液中 CO₂+C₆H₅O^-==C₆H₅OH+HCO₃^-

记住，无论CO₂是否过量，反应都只能生成HCO₃^-！因为苯酚的酸性比HCO₃^-弱，所谓的“强酸制弱酸”的生成物是HCO₃^-。

    HSO₃^-离子也能与CO₃^2-离子反应，生成HCO₃^-和SO₃^2-  HSO₃^-+CO₃^2-==HCO₃^-+SO₃^2-

若HSO₃^-过量，还能与生成的HCO₃^-继续反应，放出CO₂

3其它类型反应

    上面所提到的氧化还原反应和离子反应都是形式比较“规范”的，如氧化还原反应一节里，反应的形式大都遵循“氧化剂+还原剂+其它反应物==氧化产物+还原产物+其它生成物”。但还有一些特殊的反应，它们或者不是氧化还原反应，或者是形式特别的氧化还原反应。我们在下面便对这类反应进行简要的总结。

(1)分解反应

分解反应是我们在初中时便接触到的反应类型，也非常容易辨识。分解反应有一定的规律性，在推断题中，出现频率非常高。我们可以把学过的分解反应进行一个归类。

I. 含氧酸的分解

    绝大多数含氧酸的热稳定性差，受热脱水生成对应的酸酐。

①常温下酸酐是稳定的气态氧化物，则对应的含氧酸往往极不稳定，常温下可发生分解，如； H₂CO₃==H₂O+CO₂↑H₂SO₃==H₂O+SO₂↑实际上H₂SO₃在溶液中是不存在的

②常温下酸酐是稳定的固态氧化物，则对应的含氧酸较稳定，在加热条件下才能分解，如。H₄SiO₄（原硅酸）==H₂SiO₃+H₂O  H₂SiO₃==H₂O+SiO₂  这是制取硅胶（SiO₂·xH₂O）的原理

③某些含氧酸易受热分解并发生氧化还原反应，得不到对应的酸酐，如

浓硝酸的分解 4HNO₃==4NO₂↑+O₂↑+2H₂O 见光或加热时分解，产生的NO₂重新溶于溶液中使浓硝酸显黄色，因而储存浓硝酸必须用棕色瓶。

次氯酸的分解 2HClO==2HCl+O₂↑ 氯水久置后，HClO分解，溶液实际上已经变成了盐酸，因而使用氯水时一定要用新制的。

II. 氢氧化物的分解

    金属氢氧化物的热稳定性基本规律是：金属的金属性越强，碱的热稳定性越强，即氢氧化物的碱性越强，热稳定性越强。金属活动顺序表中K、Na、Ca之后的金属的氢氧化物一般都能在加热时分解。如

2Al(OH)₃（Fe(OH)₃）==Al₂O₃（Fe₂O₃）+3H₂O 

Cu(OH)₂==CuO+H₂O  2AgOH==Ag₂O+H₂O 一般情况下AgOH一生成就分解成了棕黑色的Ag₂O

III. 盐类的分解

    盐类的热分解是一个非常复杂的问题，很多时候并不具有很明显的规律性。含氧酸盐的热分解所遵循的大致规律是：①酸不稳定，其对应的盐也不稳定，如碳酸盐；酸较稳定，其对应的盐也较稳定，如硝酸盐、硫酸盐。②对于同一种酸所对应的盐，其热稳定性有正盐＞酸式盐＞酸，如热稳定性Na₂CO₃>NaHCO₃>H₂CO₃。③对于同一个酸根的盐，热稳定性碱金属盐＞过渡金属盐＞铵盐。④对于同一成酸元素，其高价含氧酸盐比低价含氧酸盐稳定,如稳定性Na₂SO₄>Na₂SO₃。但要注意对于碱金属的硝酸盐，这条规律不适用，如稳定性 KNO₂>KNO₃。下面我们具体分析一下各类盐的热分解情况和规律。

①硝酸盐的分解

高温下，金属的硝酸盐也能发生热分解。硝酸盐分解的规律可按照金属活动顺序表来划分，但要注意，任何一种硝酸盐分解都会产生O₂，如

a.对于K、Ca、Na，其亚硝酸盐稳定，因而其硝酸盐分解时，产生亚硝酸盐和O₂，如:2KNO₃==2KNO₂＋O₂↑
b. 对于活动性在Mg-Cu之间的金属，其氧化物最稳定，最终产物为M的氧化物，NO₂和O₂，如:

2Cu(NO₃)₂==2CuO+4NO₂↑+O₂↑
c. 对于活动性在Cu以后的金属，因其单质最稳定，最终产物为M单质，NO₂和O₂，如:

2AgNO₃==2Ag＋2NO₂+O₂↑

注意NO₂和O₂同时生成时，因为NO₂也具有一定的氧化性，所以检验气体性质时必须将两种气体都考虑在内。

②硫酸盐的分解

硫酸盐的热稳定性很强，活泼金属的硫酸盐基本上不会分解。我们接触过的硫酸盐分解的情况一般只有两种：

CuSO₄高温下分解 CuSO₄==CuO+SO₃↑  在测硫酸铜晶体中结晶水含量的实验中，若加热温度过高，CuSO₄本身会分解，使得反应物的质量减少值偏大，测得的结果偏大。

绿矾高温下分解 2FeSO₄·7H₂O==Fe₂O₃+SO₂↑+SO₃↑+14H₂O 若将生成的气体通入BaCl₂溶液中，只会产生BaSO₄沉淀，而SO₂气体无法溶于强酸性溶液而逸出。

③铵盐的分解

铵盐一般受热时均易分解，初始的生成物是NH₃和相应的酸，而生成的酸又会继续分解，或与有还原性的NH₃反应。

a. 低沸点酸的铵盐分解，如NH₄Cl==NH₃↑+HCl↑ 现象：生成的NH₃和HCl气体在试管口又重新生成NH₄Cl固体，产生类似“升华”的“固体迁移”现象。

b. 高沸点酸的铵盐分解，如 (NH₄)₂SO₄==2NH₃↑+H₂SO₄  现象：生成有刺激性气味的气体，试管底部出现液滴（难挥发的H₂SO₄）。

c. 不稳定的酸的铵盐分解，如NH₄HCO₃==NH₃↑+CO₂↑+H₂O  碳酸氢铵极易分解（>30℃），因而储藏碳铵化肥时一定要低温密封。

d. 氧化性酸的铵盐分解，如 NH₄NO₃==N₂O↑+2H₂O（190℃），

2NH₄NO₃==2N₂↑+O₂↑+4H₂O（480℃～500℃或猛烈撞击）剧烈反应，放出大量气体，发生爆炸。发生反应的实质是分解产生的NH₃和HNO₃在不同条件下发生氧化还原反应。

IV. 氢化物的分解

结合元素周期律的知识，我们可以得出气态氢化物的热稳定性规律：元素的非金属性越强，形成的气态氢化物就越稳定。这和H—R键的键长与键能有关。氢化物分解的方程式没什么特别之处，但要注意反应的条件

2HI H₂+I₂ 常温下即进行； 2H₂S==2H₂+S 加热时分解  2H₂O==2H₂↑+O₂↑ 通电电解

2NH₃N₂+3H₂ 高温、高压、催化剂  CH₄==C+2H₂ 高温下裂解

V. 其它分解反应

下面所列举的是散落在教材和习题中的无太多规律性的分解反应。这些反应应该在平时的复习中多加留意。

高锰酸钾分解 2KMnO₄==K₂MnO₄+MnO₂+O₂↑ 注意反应时要在试管口塞一团棉花以防KMnO₄粉末堵塞试管口。

氯酸钾分解2KClO₃==2KCl+3O₂↑ 以MnO₂为催化剂，一定要防止固体混合物中掺入易爆物。

过氧化氢分解 2H₂O₂==2H₂O+O₂↑ 以MnO₂为催化剂

碱式碳酸铜（铜绿）的分解 Cu₂(OH)₂CO₃==2CuO+H₂O+CO₂↑ 现象：绿色固体变黑

草酸的分解 H₂C₂O₄·2H₂O==CO↑+CO₂↑+H₂O

草酸盐的分解，如 2FeC₂O₄==Fe₂O₃+2CO↑+2CO₂↑ 生成的CO和CO₂可用Na₂CO₃溶液分离

实验室制取CO  HCOOH==CO↑+H₂O 用浓硫酸作催化剂，应组装“液液加热型”实验装置，可参考教材中乙醇与浓硫酸制乙烯的实验的装置

(2)特殊的氧化还原反应——歧化反应

    歧化反应的概念并未在高中课本上提及，但一般的参考书上都会有相应的题目。简单来说，歧化反应是由同种元素自身的电子转移而发生的氧化还原反应，得电子者即为还原产物，失电子者即为氧化产物。只有处在中间价态的元素才有可能发生歧化反应。下面将高中阶段所接触过的歧化反应及可以发生歧化反应的物质列举出来。

I. Na₂O₂的相关性质与反应

Na₂O₂是化学推断题中“上镜率”极高的物质，也是高中阶段所学的最有特色的物质之一。在化学推断题中，若出现“淡黄色固体”，反应物和生成物都有气体，“焰色反应为黄色”等信息，往往暗示着Na₂O₂会在某处出现。Na₂O₂的“招牌反应”如下：

2Na₂O₂+2H₂O==4NaOH+O₂↑    2Na₂O₂+2CO₂==4Na₂CO₃+O₂

对这两个反应，我们应该注意以下几点：

①反应是典型的歧化反应，Na₂O₂中处于中间价态的氧原子发生自身的电子转移，生成0价的O₂和-2价的O^2-，因而参与反应的Na₂O₂的物质的量与转移电子的物质的量必然相同。

②若CO₂与H₂O的混合气体通过Na₂O₂固体，先发生反应的是CO₂。因为若H₂O先反应，生成的NaOH会立刻与CO₂反应生成Na₂CO₃。

③将质量为m的CO、H₂等气体在氧气中完全燃烧后所得气体通过Na₂O₂固体，固体增加的质量也为m，分子式满足(CO)_x(H₂)_y的有机物燃烧都会有相同结论，如甲醛（CH₂O），乙二醇（C₂H₆O₂）

④Na₂O₂与H2O个反应的原理也可解释为Na₂O₂在水中先发生复分解反应，得到的H₂O₂中的过氧键在碱性环境下断裂，使H₂O₂分解生成O₂。由该解释不难得到Na₂O₂与酸反应的方程式 2Na₂O₂+4H⁺==4Na⁺+2H₂O+O₂↑

    Na₂O₂中的过氧根离子的过氧键不稳定，容易断裂。因为Na₂O₂除了自身的歧化反应外，还能发生氧化还原反应，通常能被还原剂还原，如将SO₂气体通过Na₂O₂固体时，将直接发生 SO₂+Na₂O₂==Na₂SO₄。因此在遇到与Na₂O₂有关的题目时，应考虑到其既能表现一定碱性（与水反应生成NaOH），又有一定的氧化性（漂白性）。

II.单质的歧化反应

绝大部分非金属单质都处在中间价态的位置，因而有可能发生歧化反应。在高中阶段中能发生歧化反应的单质只有卤素（Cl₂、Br₂、I₂）、S和P，而这些单质的歧化反应都更容易在碱性环境下进行，如

常温下 X₂+2OH^-==XO^-+X^-+2H₂O（X₂ ：Cl₂、Br₂） 反应的应用：吸收Cl₂尾气，有机实验中碱洗法除Br₂，工业上制漂白粉等

加热时 3X₂+6OH^-==XO₃^-+5X_-+3H₂O（X₂ ：Cl₂、Br₂、I₂）

这里对漂白粉（Ca(ClO)₂）的反应做一个简单总结：

①将少量盐酸加入漂白粉溶液时，能生成有漂白作用的HClO，但加入的盐酸过多时，会生成黄绿色气体（Cl₂），氯气有剧毒，因而使用漂白粉溶液时一定要避免混入强酸（家用洁厕剂等）

反应式  2H⁺+ClO^-+Cl^-==Cl₂↑+2H₂O

②将CO₂气体通入漂白粉溶液，产生白色沉淀 Ca²⁺+2ClO^-+CO₂+H₂O=CaCO₃↓+2HClO

一般情况下空气中的少量CO₂便可使漂白粉发挥漂白作用，此时Ca(ClO)₂与空气中的CO₂作用生成有强氧化性的HClO。

③Ca(ClO)₂有很强的氧化性，若将SO₂气体通入漂白粉溶液，反应将生成CaSO₄而不是CaSO₃ 。

S与P单质的氧化还原反应在前面已提到，即

3S+6OH-==2S^2-+SO₃^2-+3H₂O   P₄+3OH^?+3H₂O==PH₃↑+3H₂PO₂^?

要注意两个反应的不同之处在于在水溶液中S^2-离子稳定而P^3-离子不稳定，后者会与水反应生成PH₃气体，PH₃气体剧毒且易自燃，因而切忌将白磷与碱液混合！

III.其它歧化反应

高中阶段接触的歧化反应基本上只有上面两组，下面还有几种在考题中出现过的能歧化的物质，在此也列举出来：

①Na₂S₂O₃（硫代硫酸钠、俗名大苏打、海波）

Na₂S₂O₃溶液与酸反应2H⁺+S₂O₃^2-==S↓+SO₂↑+H₂O 反应现象：生成淡黄色沉淀，放出无色有刺激性气味的气体。

Na₂S₂O₃溶液是分析化学中常用的“碘量法”的实验试剂，进行碘量实验时一定要将pH控制在接近中性范围，溶液偏酸性会使Na₂S₂O₃分解失效，偏碱性时会使加入的I₂发生歧化反应3I₂+6OH^-==IO₃^-+5I^-+3H₂O而失效。碘量实验的反应式为 I₂+2S₂O₃^2-==2I^-+S₄O₆^2-。

②Cu₂O（氧化亚铜）1价的Cu（Cu⁺）在酸性条件下易发生歧化反应，生成Cu单质和2价的Cu²⁺离子如Cu₂O+2H⁺==Cu+Cu²⁺+H₂O 反应现象：溶液逐渐变蓝。

③K₂MnO₄（锰酸钾）20##年全国高考题中提到的KMnO₄的制取方法，便应用了K₂MnO₄的歧化反应，下面简要说明实验室中用MnO₂制取KMnO₄的方法：

a. 将氢氧化钾、二氧化锰和氯酸钾固体混合共热至熔融，制得绿色的锰酸钾晶体

2MnO₂+KClO₃+6KOH==3K₂MnO₄+KCl+3H₂O

b. 调节pH至弱碱性使K₂MnO₄发生歧化反应，将生成的MnO₂沉淀过滤，浓缩溶液后即可得到KMnO₄晶体。

 3MnO₄^2-+2H₂O==2MnO₄^-+MnO₂↓+4H⁺

附加部分：

初中化学常见推断题“题眼”小结
火焰颜色      
1．淡蓝色：H₂在空气中燃烧     2．蓝色：CO，CH₄在空气中燃烧       3．蓝紫色：S在氧气中燃烧

固体物质的颜色      
1．白色：BaSO₄，AgCl，CaCO₃，BaCO₃，Mg(OH)₂，无水CuSO₄，KClO₃，其中(BaSO₄，AgCl，CaCO₃，BaCO₃，Mg(OH)₂不溶于水，BaSO₄和AgCl还不溶于酸)
2．蓝色：Cu(OH)₂沉淀，CuSO₄?5H₂O晶体             3．红褐色：Fe(OH)₃沉淀，Fe₂O₃固体，红磷
4．黑色：Fe₃O₄，MnO₂，CuO，C                     5．绿色：Cu₂(OH)₂CO₃

溶液中离子的颜色      
1．浅绿色：Fe²⁺       2．蓝色：Cu²⁺（当氯化铜浓度较大时为绿色）     3．棕黄色：Fe³⁺

还原性物质      
能使黑色CuO变红的气体为H₂或CO，固体为C，其中CO和C都生成了能使澄清石灰水变浑浊的气体，H₂生成了无色液体水。

特殊反应的物质      
1．在空气中能自燃的是白磷；
2．溶于水显碱性的气体为NH₃；
3．遇碱能生成NH₃的物质中一定含有NH ；
4．与盐酸反应产生无色无味并能使澄清石灰水变浑浊的气体，这种物质中含有 或 ；
5．遇Ba²⁺生成不溶于稀盐酸的白色沉淀的物质中含有 ；
6．遇Ag⁺生成不溶于稀硝酸的白色沉淀的物质中含有Cl^－；
7．遇碱能生成红褐色沉淀的物质中含有Fe³⁺，能生成蓝色沉淀的物质中含有Cu²⁺。

元素之最      
1．地壳中含量最多的非金属元素是O；    2．地壳中含量最多的金属元素是Al；
3．人体中含量最多的元素是O；          4．空气中含量最多的元素是N；
5．形成化合物最多的元素是C；  6．金属活动顺序表中活动性最强的元素是K，活动性最弱的元素是Au。
7．氧元素含量最高的氧化物是H₂O₂

相对原子质量或式量之最      
1．相对原子质量最小的原子是H；                 2．相对分子质量最小的物质是H₂；
3．相对分子质量最小的氧化物是H₂O。

金属、非金属和化合物之最      
1．延展性最好的金属是Au；                 2．导电性最好的金属是Ag；
3．最轻（密度最小）的气体单质是H₂；       4．空气中最多的气体是N₂；  
5．最简单的有机物是CH₄。                 6．天然存在的最硬物质是金刚石（C）。

物质推断涉及知识面广，思维强度大，问题的核心在于如何确定解题的突破口。下面将有关题眼总结如下：
    1、同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应，生成该元素的单质和水，该元素可能是硫或氮。
    2、同一元素的气态氢化物和最高氧化物对应的水化物化合，生成盐的元素一定是氮。
    3、两溶液混合生成沉淀和气体，这两种溶液的溶质可能分别是：①Ba(OH)₂与(NH₄)₂SO₄，②可溶性铝盐与可溶性金属硫化物或可溶性碳酸盐或碳酸氢盐，③可溶性铝铁盐与可溶性碳酸盐或碳酸氢盐。
    4、既能与酸反应，又能与碱反应的物质可能是Al、Al₂O₃、Al(OH)₃、氨基酸、弱酸的铵盐、弱酸的酸式盐等。
    5、既能与强酸反应放出气体又能与强碱反应放出气体，常见的物质有Al、弱酸的铵盐（如碳酸铵、碳酸氢铵、亚硫酸铵、硫化铵、硫氢化铵等）。
    6、在水中分解生成气体和难溶物或微溶物的物质可能是Al₂S₃、Mg₃N₂、CaC₂等。
    7、与水接触放出气体的常见物质有：Li、Na、K、Na₂O₂、F₂。
    8、 A物质放到B物质中，先生成沉淀，后沉淀又溶解，A、B可能分别是CO₂与Ca(OH)₂、NaOH与铝盐、NH₃与AgNO₃、HCl与NaAlO₂。
    9、使溴水褪色的物质有H₂S、SO₂、不饱和烃类、活泼金属、碱类等。
    10、特殊的实验现象：
    （1）    H₂在Cl₂中燃烧呈苍白色火焰。
    （2）    钠元素的焰色反应为黄色，钾元素的焰色反应为浅紫色。
    （3）    遇酚酞变红的气体必是氨气。
    （4）    在空气中迅速由无色变为红棕色的气体是NO。
    （5）    Cl₂通入含Br^-溶液中，会出现橙色；加入有机溶剂，在有机溶剂层出现橙红色。Cl₂通入含I^-的溶液中，会出现深黄色，加入有机溶剂，在有机溶剂层出现紫红色。
    （6）    遇SCN-显红色或OH-遇生成红褐色沉淀或遇苯酚显紫色的离子是Fe³⁺。
    （7）    遇BaCl2溶液生成白色沉淀的溶液中可能含有Ag⁺或SO₄^2-。
    （8）    遇HCl生成沉淀的溶液中可能含有Ag⁺、SiO₃^2-、S₂O₃^2-。
    （9）    具有臭鸡蛋气味的气体是H₂S，与H₂S反应生成淡黄色沉淀的气体可能是Cl₂、O₂、SO₂、NO₂等。
    （10）    电解电解质溶液时阳极气态产物一般是Cl₂或O₂，阴极气态产物是H₂。
    （11）    使品红褪色的气体可能是或，物质可能是次氯酸盐，如、，氯水、等。
    （12）    溶液中一些离子的颜色，Cu²⁺：绿色（浓的CuCl₂溶液中）或蓝色（其它的铜盐溶液或CuCl₂的稀溶液中）。Fe³⁺：棕黄色（浓溶液）或黄色（稀溶液）。Fe²⁺：浅绿色。MnO^4-：紫红色。
    （13）    某些沉淀的颜色：
        Fe(OH)₃：红褐色。Fe(OH)₂：白色沉淀，迅速地转变成灰绿色，最后变成红
棕色沉淀。
      CuS、Ag₂S、PbS黑色沉淀均不溶于酸。FeS：黑色沉淀溶于酸。
      AgBr：淡黄色沉淀，不溶于酸。
      AgI、Ag₃PO₄：黄色沉淀，其中Ag₃PO₄溶于酸，而AgI不溶于酸。
    在含有S^2-的酸性溶液中，加入能与它反应的氧化剂（Cl₂、O₂、SO₃^2-、NO^3-、Fe³⁺等）会出现黄色沉淀。
    11、常见无机反应的组合类型（反应物、产物种数组合关系）：
    (1)    1→3：2KMnO₄ == K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂
          Cu₂(OH)₂CO₃ == 2CuO + H₂O + CO₂↑
          NH₄HCO₃ == NH₃↑ + H₂O + CO₂↑
    (2)2→3：    X₂、S与碱液的反应：
    例 Cl₂ + 2NaOH == NaCl + NaClO + H₂O
                  3S + 6KOH(热) == 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O
    Cu、Zn、Fe、Al与氧化性酸的反应：例 3Cu + 8HNO₃(稀) == 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
    电解NaCl（KBr、Na₂S等）、CuSO₄、AgNO₃水溶液：
    例 2NaCl + 2H₂O ==== 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑（条件：电解）
    （3）2→4：Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ == Na₂SO₄ + S↓ + SO₂↑ + H₂O
      2KMnO₄ + 16HCl == 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O
    （4）3→3：2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ == 3Na₂SO₄ + 3S↓ + 3H₂O
          KIO₃ + 5KI + 3H₂SO₄ == I₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O
          KClO₃ + 5KCl + 3H₂SO₄ == 3K₂SO₄ + Cl₂↑ + 3H₂O
    （5）3→4：2NaCl + MnO₂ + 2H₂SO₄ == Na₂SO₄ + MnSO₄ + Cl₂↑ + 2H₂O
          Na₂S + Na₂SO₃ + H₂SO₄ == Na₂SO₄ + S↓ + SO₂↑(H₂S) + H₂O
1、物质颜色

红色：Fe₂O₃、Fe(OH)₃、FeSCN2+、Cu₂O、Cu、NO₂、Br₂₍g)、P；       橙色：Br₂的溶液；

黄色：S、Na₂O₂、AgBr、AgI、Ag₃PO₄、Fe³⁺(aq)、久置浓HNO₃；      绿色：Fe²⁺(aq)、绿矾、铜绿、浓CuCl₂、Cu⁺浓HNO₃；

蓝色：Cu²⁺(aq)、胆矾、Cu(OH)₂；                                 紫色：石蕊、KMnO₄、I₂（g）、Fe³⁺+C₆H₅OH；

黑色：多数过渡金属的氧化物以及硫化物、C、Fe等；                白色：CaCO₃、BaSO₄、AgCl、Mg(OH)₂、Al(OH)₃、MgO、Al₂O₃。

2、物质状态

液态单质：Br₂、Hg；                              液态化合物：H₂O、H₂O₂、H₂SO₄、HNO₃等；

气态单质：H₂、N₂、O₂、F₂、Cl₂等；           气态化合物：C、N、S的氢化物及氧化物等。

3、反应现象或化学性质

（1）焰色反应：黄色—Na；紫色（钴玻璃）—K。

（2）与燃烧有关的现象：

火焰颜色：苍白色：H₂在Cl₂中燃烧； (淡)蓝色：H₂、CH₄、CO 等在空气中燃烧；

黄色：Na在Cl₂或空气中燃烧；    烟、雾现象：棕（黄）色的烟：Cu或Fe在Cl₂中燃烧；

白烟：Na在Cl₂或P在空气中燃烧；白雾：有HX等极易溶于水的气体产生；

白色烟雾：P在Cl₂中燃烧。

（3）沉淀特殊的颜色变化：

白色沉淀变灰绿色再变红褐色：Fe(OH)²→Fe(OH)³；  白色沉淀迅速变棕褐色：AgOH→Ag²O。

（4）使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体：NH³；

（5）能使品红溶液褪色加热后又复原的气体：SO²；

（6）在空气中迅速由无色变成红棕色的气体：NO；

（7）使淀粉溶液变蓝的物质：I²；

（8）能漂白有色物质的淡黄色固体：Na²O²；

（9）在空气中能自燃的固体：P⁴；

（10）遇SCN^-变红色、OH^-产生红褐色沉淀、苯酚显紫色的离子：Fe³⁺；

（11）不溶于强酸和强碱的白色沉淀：AgCl、BaSO₄；

（12）遇Ag+生成不溶于硝酸的白色、浅黄色、黄色沉淀的离子分别是：Cl^-、Br^-、I^-。

（13）可溶于NaOH的白色沉淀：Al(OH)₃、H₂SiO₃；金属氧化物：Al₂O₃；

（14）可溶于HF的酸性氧化物：SiO₂；

（15）能与NaOH溶液反应产生气体的单质：Al、Si、；化合物：铵盐；

（16）能与浓硫酸、铜片共热产生红棕色气体的是：硝酸盐；

（17）通入二氧化碳产生白色胶状沉淀且不溶于任何强酸的离子：SiO₃^2-；

（18）溶液中加酸产生的气体可能是：CO₂、SO₂、H₂S；      溶液中存在的离子可能是：CO₃^2-、HCO₃^-；SO₃^2-、HSO₃^-；S^2-、HS^-；

（19）同一元素的气态氢化物和最高价氧化物对应水化物能反应生成盐的元素：N；

（20）与酸、碱都能反应的无机物：Al、Al₂O₃、Al(OH)₃、弱酸酸式盐、弱酸弱碱盐等；

（21）能与水反应生成气体的物质：K、Na、NaH；Na₂O₂、CaC₂及Mg₃N₂、Al₂S₃等；

（22）既有气体又有沉淀生成的反应：Ba(OH)₂、Ca(OH)₂与NH₄HCO₃、(NH₄)₂SO₄等；

（23）先沉淀后溶解的反应：Ca(OH)₂+CO₂、AgNO₃+氨水、Al³⁺+OH^-、AlO₂^-+OH^-、Ba(OH)₂+H₃PO₄ 等；

（24）见光易分解的物质：HClO、HNO₃、AgCl、AgBr、AgI；

（25）使用催化剂的反应：合成氨、三氧化硫的生成、氨的催化氧化、制氧气等。

4、特殊的反应类型：    往往是题目的隐性突破口。

（1）单质A + 化合物B → 单质C + 化合物D

即置换反应，可以是金属置换出金属（最常见的是铝热反应）或金属置换出非金属（被置换出来的非金属应该是还原产物，而还原产物在一定条件下具有一定的还原性，故通常是H₂或C），也可以是非金属置换出非金属（常见的是卤素单质之间的置换或F₂置换出O₂、当然卤素都能置换出S，另外C可以置换出Si、H₂）或非金属置换出金属（此时的非金属必作还原剂，而常见的还原性非金属只有C和H₂）。

（2）A 的化合物 + A的化合物 → A 的单质 + 化合物B

该反应通常是一个归中到单质的反应，该单质必为非金属单质，常见的是S、Cl₂、N₂。

（3）单质A + 强碱 →两种含A 元素的化合物

     该反应是一个碱性歧化反应，单质A 通常是X₂或S；

（4）单质A + 单质B → 化合物C ；C + 单质A → 化合物D

综合以上两个反应，可知A、B两种元素可以形成C、D两种以上的化合物，其中必定有一种元素有变价。若有变价的元素是金属，则必为Fe；若有变价的元素为非金属则该元素通常是C、N、S或O等，故以上C、D分别是NO、NO₂或CO、CO₂、或SO₂、SO₃或Na₂O、Na₂O₂等。

（5）一种物质分解得到两种以上产物：

常见的有KMnO₄、NaHCO₃、NH₄HCO₃、(NH₄)₂CO₃、NH₄I、Cu₂(OH)₂CO₃等的分解。

（6）多种物质化合得到一种物质：

如Fe(OH)₂+O₂+H₂O；NO_x+O₂+H₂O等

（7）电解类型（惰性电极）：

生成两种产物：电解质分解型或电解水型或熔融的NaCl等。

生成三种产物：放氧生酸型或放氢生碱型。

生成三种气体：电解氨水或NH₄Cl溶液。

（8）与化工生产有关的反应：

如制漂白粉、制生石灰、工业合成氨、氯碱工业、硫酸工业、硝酸工业、玻璃工业等。