知识大盘点基本理论.docx

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知识大盘点基本理论

知识大盘点：

基本理论

这些推断题的解法在于掌握离子的特有反应以及离子间的共存情况。

在解题之前，应对所提供的离子在溶液中能否大量共存进行分析，做到心中有数。

一般来说，离子间能生成沉淀、或气体、或弱电解质，以及能发生氧化还原反应的，就不能在溶液中大量共存。

例如，H+与OH-，H+与弱酸根阴离子，OH-与弱碱阳离子，Ag+与Cl-、Br-、I-、

、

，Ba2+、Ca2+与

、

，Fe2+与

（酸性条件下），Fe3+与S2-，Al3+与

、S2-等等，都不能在溶液中共存。

在具体推断过程中，要注意以下几点：

互斥性原则、进出性原则、电中性原则

（1）把推断离子的肯定与否定存在结合起来考虑，不要单打一。

（2）推断过程中，前后的结论不应该矛盾。

因此，前面已下结论的离子，在后面的推断过程中可不再重叙。

若在分析中发现前后结论有矛盾，则应找出错误原因。

      （3）在作推断结果时，应该考虑三个方面，即肯定存在的离子，肯定不存在的离子，不能判定存在与否的离子。

并且这三个方面的离子应是互相独立的，任何一种离子只能出现一次，不能重复出现。

当然有的题目中不一定三种情况都需要回答，但分析问题时都应该考虑到。

   例1．有一瓶澄清的溶液，其中可能含有

、K+、Na+、Mg2+、Ba2+、Al3+、Fe3+、

、

、

、Cl－和I－。

取该溶液进行以下实验：

（1）用pH试纸试验，表明溶液呈强酸性；

（2）取部分溶液，加入少量CCl4及数滴新制的氯水，经振荡后CCl4层呈紫红色；

      （3）另取部分溶液，逐滴加入稀NaOH溶液，使溶液从酸性转变为碱性，在滴加过程中及滴加完毕后，溶液中均无沉淀生成；

      （4）取部分上述碱性溶液，加Na2CO3溶液，有白色沉淀生成；

      （5）将（3）得到的碱性溶液加热，有气体放出，该气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。

      根据上述实验事实确定：

      在该溶液中肯定存在的离子是                             ，肯定不存在的离子是                      ，还不能确定是否存在的离子是                    。

      解析：

①首先考虑题目所给离子间的共存情况。

Ba2+与

、Fe3+与I－、

与Mg2+、Ba2+、Al3+、Fe3+、H+在溶液中大量共存。

      ②由步骤

（1）知，溶液中有大量的H+，因而可排除

的存在。

      ③由步骤

（2）知，CCl4层中有单质碘出现，故溶液中含有I－。

      ④由步骤（3）加入NaOH至过量，皆无沉淀生成，可排除弱碱金属阳离子Mg2+、Al3+（当然也排除Fe3+）的存在。

      ⑤由步骤（4）知，生成的沉淀是BaCO3，溶液中含有Ba2+，由此可排除

（当然也排除

）的存在。

      ⑥由步骤（5）知，产生的气体是氨气，故溶液中含有

。

      结论；肯定存在的离子是

、Ba2+、I－，肯定不存在的离子是

、

、Mg2+、Al3+、Fe3+，不能确定是否存在的离子是K+、Na+、Cl－、

。

例2．一种澄清透明的溶液中，可能含有下列离子：

K+、Fe3+、Ba2+、Al3+、

、Cl－、

、

、

。

现做以下实验：

（1）将溶液滴在蓝色石蕊试纸上，试纸呈红色；

（2）取少量溶液，加入用稀HNO3酸化的BaCl2溶液，产生白色沉淀；

   （3）将

（2）中的沉淀过滤，向滤液中加入AgNO3溶液，产生白色沉淀；

   （4）另取溶液，逐滴加入NaOH溶液至过量，只看到有棕色沉淀生成，且沉淀质量不减少。

   由此可以推断：

   溶液中肯定存在的离子有________________；

   溶液中肯定不存在的离子有_________________；

   溶液中不可能确定是否存在的离子有____________________。

      解析：

①首先考虑离子间的共存：

与Ba2+，

与Al3+、Fe3+间不能大量共存。

      ②由

（1）知该溶液为酸性溶液；

      ③由

（2）知，溶液中一定有

，从而否定Ba2+的存在；

      ④由于

（2）溶液中加入了Cl－，对（3）中加入AgNO3溶液后所生成的沉淀无法判断原溶液中是否有Cl－；

      ⑤由（4）知，产生的棕色沉淀是Fe（OH）3，肯定溶液中有Fe3+；由于加入过量碱后沉淀量没有减少，说明没有Al3+；

答案：

、Fe3+； Ba2+、Al3+、

； K+、

、Cl－、

      以上解题过程可概括为：

有无要相伴，前定后不管；前后无矛盾，结论议三方。

化学复习要把握几新

　　1.形式新。

对知识进行归纳、总结，使知识表现的形式新。

化学复习如欣赏一部电影，如果只是了解故事情节，则看两三遍后就会索然无味，若我们第二遍研究电影的表演艺术，第三遍研究电影的外景选择，第四遍研究电影的服装设计，这样每看一遍都会有新的收获。

同样，化学复习应在一个部分重点研究一个问题，把这部分内容学会、学透。

如元素化合物的复习要以氧化还原为主线，采用对比的方法，并且以结构引出性质再带出用途和制备。

另外应拓展和归纳，如能净水的物质有哪些，延伸出ClO2、Na2FeO4等。

　　2.感悟新。

复习中从“是什么”上升到“为什么”，最后落实到“怎么做”，学以致用，使死的化学现象和化学方程式变活。

如离子反应中，以（CH3COO）2Pb生成为例来理解离子反应发生条件。

　　3.总结新。

高三复习不是简单罗列，而应该通过勾画横纵线条，织成一张网。

如：

　　a.元素化合物复习：

横向以氧化还原反应为主线，从卤素→氧族元素→氮族元素。

纵向：

结构→化学性质→存在、用途、制备。

　　b.有机化学：

横向：

卤代烃→醇→醛→酸→酯；纵向：

如以浓H2SO4加热为条件发生的反应有：

硝化反应、磺化反应、酯化反应、消去反应、分子间脱水反应等。

　　c.实验：

如固液不加热装置制备哪些气体？

可能的方法分别有哪些？

进行归纳总结。

这样复习不论从形式、过程、结果都体现了创新。

然后是气体的净化、性质实验、与某物质反应后的计算等方案的设计，可以把高中教材的所有知识整合在一起。

　　化学复习要重视良好的学习习惯和严谨的科学态度的培养

　　化学复习要在知识整合的基础上注重能力、学习习惯和科学态度的培养。

当一轮复习结束时，可能存在基础知识和基本技能不扎实、知识体系的构建不完整、化学用语使用不规范、语言表达能力差、化学实验能力差、思维的变通性差等问题，在二轮复习中要进一步严格要求，重视良好的习惯和严谨的科学态度的培养，采取多提问，多动笔，边总结边纠正的方法。

　　1.审题是最大的障碍：

应学会抠题眼，看清关键字词和符号，防止思维定势曲解题意，然后仔细琢磨，体会命题意图，降低过失性失分。

　　2.规范用语，提高答题的准确性。

做到简答完整，要点准确，语言简练，而今的高考难度已经有一定程度的降低，高考不是比谁难题做得好，而是比谁做得准。

　　3.要规范解题步骤，做到思维清晰，步骤齐全，减少失分的环节。

　　在复习中，坚持以大纲为准，夯实基础，把握主干，充分发挥学习的自主性，培养良好的分析问题、解决问题、接受信息、融合知识的能力，才能在高考中取得好成绩。

知识大盘点一、基本概念,

（一）阿伏加德罗定律及其推论

　　1.内容

　　在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。

即“三同”定“一同”。

　　2.推论

（1）同温同压下，V1/V2＝n1/n2

（2）同温同体积时，p1/p2＝n1/n2＝N1/N2

　　（3）同温同压等质量时，V1/V2＝M2/M1

　　（4）同温同压同体积时，W1/W2＝M1/M2＝ρ1/ρ2

　　注意：

①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。

②使用气态方程pV＝nRT有助于理解上述推论。

（二）氧化性、还原性强弱的判断

　　1.根据元素的化合价

　　物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。

对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。

　　2.根据氧化还原反应方程式

　　强氧化剂＋强还原剂―→弱还原得到电子　被还原产物＋弱氧化失去电子　被氧化产物

　　在同一氧化还原反应中，氧化性：

氧化剂＞氧化产物

　　还原性：

还原剂>还原产物

　　氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。

　　3.根据金属活动性顺序表

　　在金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，其还原性就越强（铂金除外）；金属的位置越靠后，其阳离子的氧化性就越弱。

　　4.根据元素周期表

　　同周期元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。

同主族元素，随着核电荷数的递增，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

　　5.根据反应的难易程度

　　氧化还原反应越容易进行（表现为反应所需条件越低），则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强。

　　6.其他条件

　　一般溶液的酸性越强或温度越高，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越强，反之则越弱。

　　注意：

①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。

得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。

　　②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。

　　（三）氧化还原反应计算、配平中的常用规律

　　1.相等规律

　　在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目，或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。

　　根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。

　　2.强弱规律

　　在一个氧化还原反应中，各物质的氧化性强弱为：

氧化剂强于氧化产物强于还原剂；还原性强弱为：

还原剂强于还原产物强于氧化剂。

　　根据这个规律，可判断各微粒的氧化性或还原性强弱；选择合适的氧化剂或还原剂；还可以判断一个氧化还原反应能否发生。

　　3.归中规律

　　同一元素不同价态原子间发生氧化还原反应：

高价态＋低价态―→中间价态。

也可归纳为：

两相等、不相交。

　　根据这个规律，便于我们判断氧化产物和还原产物，标明电子转移关系。

　　4.跳位转移规律

　　当氧化剂为强的氧化剂或者氧化剂过量时，还原剂可转化成比其邻位价态更高的产物，反之亦然。

如：

　　H2S＋3H2SO4（浓，过量）===4SO2↑＋4H2O

　　5.先后规律

　　多种还原剂（或氧化剂）与一种氧化剂（或还原剂）相遇时，总是依照还原性（或氧化性）的强弱顺序先后被氧化（或被还原）。

　　根据这个规律，可判断氧化还原反应发生的先后次序，写出相应的化学方程式。

例如：

把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2的强氧化性可将Fe2＋、Br－氧化，由于还原性Fe2＋>Br－，所以，当通入有限量Cl2时，根据先后规律，Cl2首先将Fe2＋氧化，当Cl2足量时，方可把Fe2＋、Br－一并氧化。

离子方程式可分别表示为：

（1）2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－

（2）2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－

二、基本理论,

（一）离子方程式正误的判断

　　1.看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应，如Fe与盐酸的反应为Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑，不能写成2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑。

　　2.看“===”“”“↑”“↓”等是否正确。

　　3.看表示各物质的化学式是否正确。

例如，HCO3不能写成CO23＋H＋，HSO4通常应写成SO24＋H＋等。

　　4.看是否漏掉离子反应。

例如，Ba（OH）2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO24的离子反应，又要写Cu2＋与OH－的离子反应。

　　5.看电荷是否守恒。

例如，FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe3＋＋Cl2===Fe2＋＋2Cl－，而应写成2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，同时两边各元素原子数也应相等。

　　6.看反应物或产物的配比是否正确。

例如，稀H2SO4与Ba（OH）2，溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO24＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O，应写成2H＋＋2OH－＋SO24＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。

　　7.看是否符合题设条件及要求，如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应方式或产物的影响。

　　8.看是否发生氧化还原反应。

具有强氧化性的粒子与强还原性的粒子相遇时，首先要考虑氧化还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。

（二）判断溶液中离子能否大量共存的几种方法

　　溶液中离子是否大量共存，归纳起来就是一句话，即：

一色二性三特四反应。

　　1.“一色”：

即溶液颜色。

若限定溶液无色，则Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4等有色离子不能存在。

　　2.“二性”：

即溶液的酸性和碱性。

在强酸性溶液中，OH－和弱酸根离子（CO23、SO23、S2－、CH3COO－等）不能大量共存；在强碱性溶液中，H＋和弱碱阳离子（如NH4、Fe2＋、Cu2＋、Mg2＋、Pb2＋等）均不能大量共存；弱酸酸式根离子（HCO、HSO、HS－、H2PO4、HPO24等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量共存。

　　3.“三特”：

指三种特殊情况。

（1）AlO2与HCO3不能大量共存（AlO2＋HCO3＋H2O===Al（OH）3↓＋CO23）；

（2）“NO3＋H＋”和“ClO－”等代表的是强氧化性，能与S2－、HS－、Fe2＋、I－等发生氧化还原反应，所以不能大量共存；（3）NH4与CH3COO－、CO23，Mg2＋与HCO等组合中，虽然存在弱的双水解，但因水解程度很小，在溶液中它们仍然可以大量共存。

　　4.“四反应”：

指的是离子间通常进行的四种反应类型。

复分解型离子反应，如Ag＋和Cl－、Cu2＋和OH－等不能大量共存；氧化还原型离子反应，如Fe3＋与I－，H＋、NO3与Fe2＋等不能共存；双水解型离子反应，如Fe3＋、Al3＋与CO23、HCO3、S2－等不能共存；络合型离子反应，如Fe3＋与SCN－等不能共存。

　　（三）元素的金属性和非金属性判断依据

　　1.元素的金属性强弱的判断

（1）与水或酸反应置换出氢的能力；

（2）最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱；

　　（3）相互之间置换反应；

　　（4）原电池中正负极判断，较活泼者为负极；

　　（5）金属阳离子的氧化性强弱。

　　2.元素非金属性判断

（1）单质与氢气化合难易，以及生成气态氢化物的稳定性；

（2）最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；

　　（3）相互之间置换反应；

　　（4）非金属阴离子的还原性强弱。

　　（四）微粒半径大小比较

　　1.同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左到右逐渐减小（稀有气体除外）

　　如：

Na＞Mg＞Al＞Si；Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。

　　2.同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大

　　如：

Li＜Na＜K；O＜S＜Se；Li＋＜Na＋＜K＋；F－＜Cl－＜Br－。

　　3.电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴、阳离子）随核电荷数增加而减小

　　如：

Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－的离子半径大小为O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋（上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律）。

　　4.核电荷数相同（即同种元素）形成的粒子半径大小为：

　　阳离子＜中性原子＜阴离子，价态越高的粒子半径越小，如Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，Cl＜Cl－，H＋＜H＜H－。

　　（五）常见元素化合价的一般规律

　　1.金属元素无负价。

因为金属元素最外层电子数目少，易失去电子变为稳定结构，故金属无负价，除零价外，在反应中只显正价。

　　2.氟无正价，氧无最高正价。

氟、氧得电子能力特别强，尤其是氟元素，只能夺取电子而成为稳定结构，除零价外，只显负价。

氧只跟氟结合时，才显正价，如在OF2中氧呈＋2价。

　　3.在1～20号元素中，除O、F外，元素的最高正价等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：

最高正价＋|最低负价|＝8。

　　既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；所有元素都有零价。

　　4.除个别元素外（如氮元素），原子序数为奇数的元素，其化合价也常见奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。

　　若原子的最外层电子数为奇数（m），则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，从＋1到＋m，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，例如NO2、NO；若原子的最外层电子数为偶数（m），则正常化合价为一系列连续的偶数，从－2价到＋m。

例如：

、、。

　　（六）分子极性的判断规律

　　1.只含有非极性键的单质分子是非极性分子。

　　2.含有极性键的双原子化合物分子都是极性分子。

　　3.含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的为极性分子。

　　注意：

判断ABn型分子可参考使用以下经验规律：

①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子；②若中心原子有孤对电子（未参与成键的电子对）则为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。

　　（七）等效平衡规律

　　1.在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。

　　2.在恒温恒容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只改变起始时加入物质的物质的量，通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质，只要物质的量的比值与原平衡相同，则两平衡等效。

　　3.在恒温恒压下，改变起始时加入物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，则达平衡后与原平衡等效。

三、元素及其化合物,

（一）高中化学方程式总突击

　　1.硫酸根离子的检验：

BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl

　　2.碳酸根离子的检验：

CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl

　　3.碳酸钠与盐酸反应：

Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑

　　4.木炭还原氧化铜：

2CuO＋C=（高温）2Cu＋CO2↑

　　5.铁片与硫酸铜溶液反应：

Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu

　　6.氯化钙与碳酸钠溶液反应：

CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl

　　7.钠在空气中燃烧：

2Na＋O2△=Na2O2

　　钠与氧气反应：

4Na＋O2===2Na2O

　　8.过氧化钠与水反应：

2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑

　　9.过氧化钠与二氧化碳反应：

2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2

　　10.钠与水反应：

2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑

　　11.铁与水蒸气反应：

3Fe＋4H2O（g）===Fe3O4＋4H2↑

　　12.铝与氢氧化钠溶液反应：

2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑

　　13.氧化钙与水反应：

CaO＋H2O===Ca（OH）2

　　14.氧化铁与盐酸反应：

Fe2O3＋6HCl===2FeCl3＋3H2O

　　15.氧化铝与盐酸反应：

Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O

　　16.氧化铝与氢氧化钠溶液反应：

Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O

　　17.氯化铁与氢氧化钠溶液反应：

FeCl3＋3NaOH===Fe（OH）3↓＋3NaCl

　　18.硫酸亚铁与氢氧化钠溶液反应：

FeSO4＋2NaOH===Fe（OH）2↓＋Na2SO4

　　19.氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁：

4Fe（OH）2＋2H2O＋O2===4Fe（OH）3

　　20.氢氧化铁加热分解：

2Fe（OH）3=△Fe2O3＋3H2O↑

　　21.实验室制取氢氧化铝：

Al2（SO4）3＋6NH3·H2O===2Al（OH）3↓＋3（NH4）2SO4

　　22.氢氧化铝与盐酸反应：

Al（OH）3＋3HCl===AlCl3＋3H2O

　　23.氢氧化铝与氢氧化钠溶液反应：

Al（OH）3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O

　　24.氢氧化铝加热分解：

2Al（OH）3=△Al2O3＋3H2O

　　25.三氯化铁溶液与铁粉反应：

2FeCl3＋Fe===3FeCl2

　　26.氯化亚铁中通入氯气：

2FeCl2＋Cl2===2FeCl3

　　27.二氧化硅与氢氟酸反应：

SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O

　　硅单质与氢氟酸反应：

Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑

　　28.二氧化硅与氧化钙高温反应：

SiO2＋CaO==高温CaSiO3

　　29.二氧化硅与氢氧化钠溶液反应：

SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O

　　30.往硅酸钠溶液中通入二氧化碳：

Na2SiO3＋CO2＋H2O===Na2CO3＋H2SiO3↓

　　31.硅酸钠与盐酸反应：

Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓

　　32.氯气与金属铁反应：

2Fe＋3Cl2==点燃2FeCl3

　　33.氯气与金属铜反应：

Cu＋Cl2==点燃CuCl2

　　34.氯气与金属钠反应：

2Na＋Cl2==点燃2NaCl

　　35.氯气与水反应：

Cl2＋H2O===HCl＋HClO

　　36.次氯酸光照分解：

2HClO==光照2HCl＋O2↑

　　37.氯气与氢氧化钠溶液反应：

Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O

　　38.氯气与消石灰反应：

2Cl2＋2Ca（OH）2===CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O

　　39.盐酸与硝酸银溶液反应：

HCl＋AgNO3===AgCl↓＋HNO3

　　40.漂白粉长期置露在空气中：

Ca（ClO）2＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO

　　41.二氧化硫与水反应：

SO2＋H2O===H2SO3

　　42.氮气与氧气在放电下反应：

N2＋O2==放电2NO

　　43.一氧化氮与氧气反应：

2NO＋O2===2NO2

　　44.二氧化氮与水反应：

3NO2＋H2O===2HNO3＋NO

　　45.二氧化硫与氧气在催化剂的作用下反应：

2SO2＋O2催化剂△2SO3

　　46.三氧化硫与水反应：

SO3＋H2O===H2SO4

　　47.浓硫酸与铜反应：

Cu＋2H2SO4（浓）==△CuSO4＋2H2O＋SO2↑

　　48.浓硫酸与木炭反应：

C＋2H2SO4（浓）==△CO2↑＋2SO2↑＋2H2O

　　49.浓硝酸与铜反应：

Cu＋4HNO3（浓）===Cu（NO3）2＋2H2O＋2NO2↑

　　50.稀硝酸与铜反应：

3Cu＋8HNO3（稀）==△3Cu（NO3）2＋4H2O＋2NO↑

　　51.氨水受热分解：

NH3·H2O==△NH3↑＋H2O

　　52.氨气与氯化氢反应：

NH3＋HCl===NH4Cl

　　53.氯化铵受热分解：

NH4Cl==△NH3↑＋HCl↑

　　54.碳酸氢氨受热分解：

NH4HCO3==△NH3↑＋H2O＋CO2↑

　　55.硝酸铵与氢氧化钠反应：

NH4NO3＋NaOH==△NH