《攻克高考化学推断题──其它类型反应.doc》由会员分享，可在线阅读，更多相关《攻克高考化学推断题──其它类型反应.doc（6页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、攻克高考化学推断题其它类型反应湖南城步一中夏清国 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。 一、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。 常温下酸酐是稳定的气态氧化物，则
2、对应的含氧酸往往极不稳定，常温下可发生分解，如； H2CO3=H2O+CO2H2SO3=H2O+SO2实际上H2SO3在溶液中是不存在的 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（SiO2xH2O）的原理 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 4HNO34NO2+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 2HClO2HCl+O2 氯水久置后，HClO分解，
3、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)2CuO+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：酸不稳定，其对应的盐也不稳定，如
4、碳酸盐；酸较稳定，其对应的盐也较稳定，如硝酸盐、硫酸盐。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Na2CO3NaHCO3H2CO3。对于同一个酸根的盐，热稳定性碱金属盐过渡金属盐铵盐。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Na2SO4Na2SO3。但要注意对于碱金属的硝酸盐，这条规律不适用，如稳定性 KNO2KNO3。下面我们具体分析一下各类盐的热分解情况和规律。 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
5、盐分解时，产生亚硝酸盐和O2，如:2KNO32KNO2O2 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)22CuO+4NO2+O2c. 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:2AgNO32Ag2NO2+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。 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 CuSO4CuO+SO3 在测硫酸铜晶体中结
6、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 2FeSO47H2OFe2O3+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。 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NH4ClNH3+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)2SO
7、42NH3+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NH4HCO3NH3+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 NH4NO3N2O+2H2O（190）， 2NH4NO3=2N2+O2+4H2O（480500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
8、和HR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
9、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 H2C2O42H2O=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 二、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
10、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： 反应是典型的歧化反应，Na2O2
11、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O2-，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。 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。 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） Na2O2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H2
12、O2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
13、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： 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 将CO2气体通入漂白粉溶液，产生白色沉淀 Ca2+
14、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。 Ca(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-=2S2-+SO32-+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S2-离子稳定而P3-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： Na2S2O3（硫代硫酸钠、俗名大苏打、海波）Na2S2O3溶液与酸反应2H+S2O32-=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+2S2O32-=2I-+S4O62-。
