我們知道，化學是研究物質的，物質是在不斷運動，不斷變化的，它們的變化是有規律可循的，為了讓同學們掌握這些規律，筆者特将無機反應的有關規律歸納小結，供參考。

一、無機反應的總規律

1.任何物質之間的反應總是由不穩定物質盡可能朝着生成穩定物質的方向進行，化學反應在斷鍵過程中，總是鍵能小的鍵斷裂并轉變成鍵能大的鍵，這一規律是能量最低原理的結果，例如：

3Cl2 8NH3=6NH4Cl N2,

Cl2不能在自然界穩定存在，而N2是自然界穩定存在的物質，

SiO2 4HF=SiF4↑ 2H2O,

Si-O鍵鍵能＜Si-F鍵鍵能。

2.物質間化學反應的難易、快慢總是遵循同一性質相差最大的規律，即反應的兩種物質，某一性質相差越大，反應越劇烈，反應速率越快，反應越容易進行，生成的化合物越穩定，同一性質相差越小，反應必然越緩慢，甚至不反應。

例如：酸性氧化物（或堿性氧化物）與同一堿性（或酸性）氧化物化合時，反應總是随着酸性氧化物的“酸性”（或堿性氧化物的“堿性”）增強而加劇或加快。

Na2O SO3=Na2SO4(劇烈化合)

Na2O SO2=Na2SO3(迅速化合)

Na2O CO2=Na2CO3（較快化合)

Na2O SiO2=Na2SiO3(緩慢化合)

由于SO3、SO2、CO2、SiO2“酸性”逐漸減弱，所以反應的劇烈程度随着酸性的降低而減弱。

二、複分解反應的規律

複分解反應總是自發地向着體系中自由移動的離子數目減少的方向進行，其實質是離子間的反應。

1.生成難溶性物質，例如：

BaCl2 Na2SO4=BaSO4↓ 2NaCl

其離子數目由6mol減少到4mol。

2.生成易揮發的物質，例如：

BaCO3 2H =Ba2 CO2↑ H2O

離子數目由2mol減少到1mol。

3.生成難電離的物質，例如：

HCl NaAc=HAc NaCl

自由移動的離子數目也減少了。

三、分解反應的規律

1.含有共價鍵的離子化合物分解時，一般總是共價鍵處先斷裂而分解，而不是離子鍵處先斷裂，例如：

2NaNO3=(△)2NaNO2 O2↑

2.同一元素不同價态的含氧酸鹽，元素化合價越高，其對應含氧酸鹽越不易分解。

如：KClO4、KClO3、KClO2其分解溫度依次為482℃、261℃、200℃。

3.同一元素不同價态的無氧酸鹽，元素化合價越高越容易分解。

如：FeCl3、FeCl2的分解溫度分别為315℃、674℃。

4.同一種元素形成的含氧酸、酸式鹽、正鹽，其分解由難到易的順序為正鹽、酸式鹽、酸，如：Na2CO3、NaHCO3、H2CO3的熱穩定性依次減弱。

5.同一含氧酸根與同一主族金屬離子形成的鹽，從上到下越不易分解。

如堿金屬的碳酸鹽：

BeCO3、MgCO3、CaCO3、SrCO3、BaCO3其熱分解溫度分别為：

100℃、350℃、825℃、1350℃、1450℃。

6.同一含氧根與不同族金屬離子形成的鹽的熱穩定性為：

堿金屬鹽＞堿土金屬鹽＞過渡金屬鹽＞铵鹽。

如：K2CO3、CaCO3、ZnCO3、(NH4)2CO3熱分解溫度分别為：

1800℃、825℃、300℃、58℃。

7.同一元素有不同價态的含氧酸或氫氧化物，元素化合價越低，越容易分解。

如：HClO4、HClO3、HClO2、HClO其熱穩定性逐漸減弱。

8.酸越易分解，其鹽也易分解，酸越穩定，其鹽也穩定。

如：H2CO3、HNO3、H2SO3易分解，其相應的碳酸鹽、硝酸鹽、亞硫酸鹽也易分解，而硫酸、磷酸很穩定，其對應的硫酸鹽、磷酸鹽也很穩定，不易分解。

9.金屬氫氧化物堿性越強，越難分解。

如：NaOH比Al(OH)3堿性強，NaoH比Al(OH)3穩定。

10.非氧化性酸形成的铵鹽隻有一種分解方式，産物為NH3和相應的酸（酸酐和水）；而氧化性酸的铵鹽的分解有非氧化還原和氧化還原兩種方式，如：

(NH)2CO3=(△)2NH3↑ CO2↑

H2O　　　　　　

NH4NO3=(△)NH3↑ HNO3

5NH4NO3=(△)4N2↑ 2HNO3

9H2O

11.凡是由氣體跟水反應生成的液态物質都易分解；而由固體氧化物與水反應生成的水化物不易分解。

如：碳酸（H2CO3）、亞硫酸（H2SO3）、硝酸（HNO3）、氨水（NH3·H2O）都可由氣體和水生成，故都不穩定，很容易分解，而H2SO4、H3PO4、NaOH都可由固體與水反應生成，都很穩定不易分解。

12.含結晶水鹽的分解規律

（1）強酸強堿鹽，強堿弱酸鹽的結晶水合物，分解的最終産物都是對應的鹽。如：

Na2SO4·10H2O=(△)Na2SO4

10H2O　　　　　

Na2SO3·10H2O=(△)Na2SO3

10H2O

(2)弱堿或非揮發強酸形成的鹽的結晶水合物的分解規律為：

A·nH2O→(低溫)無水鹽→(高溫)氧化物

如：FeSO4·7H2O→(隔絕空氣)7H2O

FeSO4

7H2O FeSO4→(高溫)Fe2O3 SO2↑

SO3↑

(3)中強堿或弱堿與揮發性強酸形成的鹽的結晶水合物，加熱時失去揮發性強酸和結晶水，最終産物為金屬氧化物，如：

2AlCl3·6H2O=(△)6HCl↑ 3H2O Al2O3

13.硝酸鹽的分解規律

硝酸鹽的分解，以金屬活動順序為原則：

（1）金屬活動順序中Mg以前的金屬硝酸鹽分解産物為亞硝酸鹽和O2，如：

2NaNO3=(△)2NaNO2 O2↑

(2)在Mg和Cu之間的金屬硝酸鹽分解産物為金屬氧化物，NO2和O2，如：

2Cu(NO3)2=(△)2CuO 4NO2↑ O2↑

(3)在Cu以後的金屬硝酸鹽分解産物為金屬、NO2和O2，如：

2AgNO3=(△)2Ag 2NO2↑ O2↑

四、置換反應的規律

置換反應通常按照活動性強的置換活動性弱的方式進行。

（1）還原性強的單質可以把還原性相對較弱的單質，從其具有氧化性的正價元素的化合物中置換出來，如：

Cu 2AgNO3=2Ag Cu(NO3)2　　　　　　

2Mg CO2→(點燃)2MgO C

(2)氧化性相對較強的單質可以把氧化性相對較弱的單質從其具有還原性的負價元素的化合物中置換出來，如：

O2 2H2S=2S↓ 2H2O　　　　　　　　

4NH3 3O2=(催化劑、高溫高壓)2N2

6H2O

五、金屬與酸反應的規律

（1）在金屬活動順序中位于H以前的金屬與非氧化性酸可以反應，并置換出酸中的氫，如：

Zn 2HCl=ZnCl2 H2↑　　　　　　　

Fe H2SO4=FeSO4 H2↑

(2)大部分金屬與氧化性酸發生氧化還原反應，生成金屬含氧酸鹽，非金屬氧化物和水，如：

Cu 2H2SO4(濃)=(△) CuSO4 SO2↑

2H2O

(3)Pt和Au與混酸（王水）發生氧化還原反應，如：

２Au 9HCl 3HNO3=2AuCl3 3NOCl

6H2O

(4)Al、Fe、Cr等在冷的濃硫酸、濃硝酸中鈍化。

六、金屬與鹽溶液反應的規律

（1）金屬活動順序中，排在前面的金屬可以把排在後面的金屬從其可溶性鹽溶液中置換出來，（K、Ca、Na除外），如：

Fe CuCl2=FeCl2 Cu

（2）K、Ca、Na等還原性很強的金屬與鹽溶液反應時，先是金屬與水反應生成強堿和H2後，強堿再與鹽發生複分解反應（滿足複分解反應的條件才行），如Na與CuSO4溶液反應為：

2Na 2H2O=2NaOH H2↑　　　　　

2NaOH CuSO4=Cu(OH)2↓ Na2SO4

(3)Mg、Al、Zn等比較活潑金屬與強酸弱堿鹽溶液反應時，鹽先水解産生酸，然後金屬與酸發生置換反應生成H2，若強酸弱堿鹽有較強的氧化性，還可與金屬發生一般的氧化還原反應，如：Mg與NH4Cl溶液的反應為

Mg 2HN4Cl=(△)MgCl2 H2↑ 2NH3↑

Al與FeCl3溶液反應為：

3Al 5FeCl3 6H2O=2Fe(OH)3↓

3AlCl3 3FeCl2 3H2↑

(4)金屬與具有變價的金屬的最高價态鹽反應時，金屬與鹽之間發生氧化還原反應，如：

Cu 2FeCl3=CuCl2 FeCl2

（5）活潑金屬與強酸或較強酸的酸式鹽發生置換氫的反應，如：

2NaHSO4 Mg=Na2SO4 MgSO4 H2↑

七、離子反應的規律

1.大多數離子反應都是在水溶液中進行 的。

2.兩種或兩種以上離子在水溶液中能生成難溶、難電離、易揮發的物質，則離子反應可以發生，如：

Ag Cl-=AgCl↓

OH- HCO３- = CO2-3 H2O

CO2-3 2H =CO2↑ H2O

3. 離子之間能同時與水發生反應，如：

2Al3 3CO2-3 3H2O=2Al(OH)3↓

3CO2↑

Al3 3AlO2- 6H2O=4Al(OH)3↓

4.離子之間能發生氧化還原反應，如：

2Fe3 2I-=I2 2Fe2

5.離子之間能發生絡合反應，如：

Fe3 3SCN-=Fe(SCN)3

6.凡是兩種離子在水中不能發生反應，則它們大能大量共存。

7.離子之間反應的化學方程式必須滿足原子守恒、電荷守恒，且離子的配比要恰當。

八、鹽與鹽反應的規律

鹽和鹽之間除了按滿足複分解反應的條件發生一般的複分解反應外，還可發生下述反應。

1.具有強氧化性的鹽與具有強還原性的鹽相遇，一般發生氧化還原反應，如：

2FeCl3 2NaI=I2 2FeCl2 2NaCl

2.可溶性強堿弱鹽可溶性強酸弱堿鹽，大多數情況下發生雙水解反應，如：

6NaHCO3 Al2(SO4)3=2Al(OH)3↓

6CO2↑ 3Na2SO4

3.強酸的酸式鹽與揮發性酸的鹽或弱酸鹽發生複分解反應，生成新酸和新鹽，如：

NaHSO4 NaCl=(600℃)HCl↑

Na2SO4

NaHSO4 NaAC=Na2SO4 HAc

4.強酸酸式鹽與弱酸酸式鹽能發生複分解反應，生成新酸和新鹽，如：

NaHSO4 NaHS=Na2SO4 H2S↑

5.三元酸的二氫鹽與其正鹽能發生化合反應，成生酸式鹽，如：

NaH2PO4 Na3PO4=2Na2HPO4

6.強酸的酸式鹽與偏鋁酸鹽反應生成新鹽和Al(OH)3,如

6NaAlO2 NaHSO4=Al(OH)3↓

Na2SO4

7.少數鹽與鹽之間發生絡合反應，如：

FeCl3 5KSCN=Fe(SCN)3 3KCl

九、酸與鹽反應的規律

酸與鹽若能發生反應，不是複分解反應，就是氧化還原反應。

1.當滿足複分解反應進行的條件時，非氧化性酸（或非還原性酸）與鹽發生複分解反應，如：

2HCl CaCO3=CaCl2 CO2↑ H2O

2.不揮發的酸與揮發性酸的鹽在非水溶液中發生複分解反應，如：

H2SO4（濃） NaCl(固) =(△)

NaHSO4 HCl

H2SO4（濃） NaNO3(固)=(△)

NaHSO4 HNO3

3.多元酸與其正鹽發生複分解反應（或化合反應），生成酸式鹽，如

2H3PO4 Na3PO4=3NaH2PO4

2H2SO4(濃) Ca3(PO4)2=

Ca(H2PO4)2 2CaSO

4.氧化性酸與還原性鹽發生氧化還原反應，如

6HNO3 FeBr2=Fe(NO3)3 Br2

3NO2↑ 3H2O

5.還原性酸與氧化性鹽發生氧化還原反應，如：

2HI 2FeCl3=2FeCl2 I2 2HCl

十、酸與酸的反應規律

酸與酸一般不發生反應，隻有強氧化性酸與強還原性酸才有可能發生氧化還原反應，如

H2SO4（濃） 2H2S=3S↓ 3H2O

十一、氫氧化物之間的反應規律

1.活潑金屬（K、Ca、Na等）的氫氧化物之間不發生反應，如KOH NaOH→不反應

2.活潑金屬的氫氧化物與Al、Be、Zn等的兩性氫氧化物可發生中和反應，如

NaOH Al(OH)3=NaAlO2 2H2O

3.弱堿Cu(OH)2、AgOH、Zn(OH)2可與NH3·H2O發生絡合反應，生成穩定性很強的絡合物，如：

Cu(OH)2 4NH3·H2O=[Cu(NH3)4(OH)2

4H2O

十二、非金屬與水或堿溶液的反應規律

1.非金屬單質與水（或堿溶液）若能發生反應，一般為歧化反應，其産物一般為這種非金屬的氫化物（或無氧酸鹽）和這種非金屬元素的最低穩定的正價含氧酸（或含氧酸鹽），如

Cl2 H2O=HCl HClO

Cl2 2NaOH=NaCl NaClO H2O

3S 6NaOH=2Na2S Na2SO3 3H2O

2.個别非金屬也能與堿溶液反應生成氫氣，如

Si 2NaOH H2O=Na2SiO3 2H2↑

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