Question

推断反应物的化学题

甲、乙、丙三种物质分别由H、C、O、Fe四种元素中一种或几种组成，且甲、乙、丙均为固体。甲为红色，乙和丙为黑色，在甲与X生成乙的反应中甲与X的质量比为120：7.甲与X反应生成丙的化学方程式是（ ），甲与X反应生成乙的化学方程式是（ ）。

Answer 1

推断题主要分为：
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。

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 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，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：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:
2KNO32KNO2＋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)22CuO+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:
2AgNO32Ag＋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 CuSO4CuO+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 2FeSO4·7H2OFe2O3+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)2SO42NH3↑+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（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

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。

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-==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：

①Na2S2O3（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-。

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）2008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。
3MnO42-+2H2O==2MnO4-+MnO2↓+4H+

望采纳~~~~

追问

不好意思，我不是问怎么做这种题，我要问一道题，提问时忘发题了，刚刚才发的。

Answer 2

第一个空：Fe2O3+C——FeO +CO2 第二个空：Fe3O4+C——Fe+CO2
两个反应条件都是高温加催化剂

追问

甲是红色的，而且甲与X质量比120:7啊（这是我今天刚考完的期末考试，区里出的，我也不敢说出错了啊）

追答

第一空是：3Fe2O3+CO——2Fe3O4+CO2，由甲为红色的固体，由C\H\O\Fe这四种物质组成的化合物中只有Fe2O3为红色，甲和X在反应中的质量比为120:7，推出X为CO（由以上几种元素组成的物质中相对原子量是7的倍数且具有还原性的物质只有CO），根据甲和X质量比为120:7和电子守恒得出，在甲和X的反应中CO量不足，反应不充分，部分氧化还原，生成 Fe3O4
验证理论：Fe3O4是FeO和Fe2O3的混合物，根据电子守恒CO→CO2元素从+1价变到+2价，升高+1价，相对应Fe2O3中Fe失1个电子成FeO，由质量比为120:7得出甲和X在反应中的比例为3:1，则反应中X得到+2电子，3Fe2O3中失电子的只有1Fe2O3，反应物中剩余2Fe2O3,与生成的2FeO混合生成3Fe3O4)
同理推出：第二空为：Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2
这个题的难度就在于氧化还原反应中的部分氧化，很多人（包括我）会忽略Fe3O4的组成成分！上班好几年了，对化学的一些东西生疏了不少。
在求证反应是否可以进行时最主要的是看他们化学性质的活泼程度和电子是否守衡！考试中最常见的应该是介于非金属和金属边缘的那些元素，他们同时具有金属性和非金属性！以强制弱这一原则不管是氧化还原还是酸碱中和中都适用！希望对你有帮助，谢谢！

Answer 3

甲到乙3Fe2O3+CO＝2Fe3O4+CO2
乙到丙Fe3O4+4CO=3Fe+4CO2
甲到丙Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2

追问

“3Fe2O3+CO＝2Fe3O4+CO2”这个……真的成立？

追答

应该吧，根据题意，只能这样了。