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2HCl·O2HCl＋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＋H₂O₂AgOH==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，最终产物为金属的氧化物，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)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

2HIH₂＋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COHCOOH==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N_A2O₂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Ca^2＋＋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HLO。

       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Cu^2＋离子如Cu₂O＋2H^＋==Cu＋Cu^2＋＋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。

3MnO₄^2－＋2H₂O==2MnO₄^－＋MnO₂↓＋4H^＋