Простые и сложные вещества

Для систематизации информации об известных науке вещест­вах их объединяют в группы по сходности состава, строения и химических свойств. Все вещества можно разделить на две об­ширные группы — простых и сложных веществ.

Простые вещества — это вещества, образованные из атомов одного элемента.______________________________________

Например, простое вещество уголь образовано атомами эле­мента углерода, простое вещество железо — атомами элемента железа, простое вещество азот — атомами элемента азота.

Так, оксид меди (II) образован атомами элементов меди и кислорода, вода — атомами элементов водорода и кислорода.

Понятие «простое вещество» нельзя отождествлять с поняти­ем «химический элемент». Простое вещество характеризуется определенной плотностью, растворимостью, температурой кипе­ния и плавления и т.п. Эти свойства относятся к совокупности атомов, и для разных простых веществ они различны. Химичес­кий элемент характеризуется определенным положительным за­рядом ядра атома (порядковым номером), степенью окисления, изотопным составом и т.д. Свойства элементов относятся к его отдельным атомам. Сложные вещества состоят не из простых ве­ществ, а из элементов. Например, вода состоит не из простых веществ кислорода и водорода, а из элементов кислорода и водо­рода. Названия элементов обычно совпадают с названиями соот­ветствующих им простых веществ (исключения: углерод и одно из простых веществ кислорода — озон).

Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление назы­вается аллотропией, а образующиеся вещества — аллотропными видоизменениями или модификациями. Так, элемент кислород образует две аллотропные модификации — кислород и озон; эле­мент углерод — три: алмаз, графит и карбин; несколько модифи­каций образует элемент фосфор.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами:

1) различным числом атомов в молекуле (например, кислород O₂ и озон О₃) или

2) образованием различных кристаллических форм (например, алмаз, графит и карбин, см. §7.2).

Простые вещества делят на металлы и неметаллы. Неметал­лов известно всего 22. Это водород, гелий, бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон, кремний, фосфор, сера, хлор, аргон, мы­шьяк, селен, бром, криптон, теллур, йод, ксенон, астат, радон.

Сложные вещества можно разделить на две большие катего­рии: неорганические и органические. К органическим веществам относятся практически все соединения углерода, за исключением его оксидов, солей угольной кислоты, карбидов и некоторых дру­гих. Органические вещества будут рассмотрены несколько позже.

Сложные неорганические вещества принято подразделять на четыре класса: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли. Кроме того, выделяют также класс комплексных соединений. Данная классификация является традиционной, но не отражает всего многообразия известных сложных неорганических ве­ществ. Так, например, аммиак (NH₃), пентакарбонил железа (Fe(CO)₅), гидрид лития (LiH), амид натрия (NaNH₂) не учитыва­ются в этой схеме.

Рассмотрим поподробнее основные классы.

По химическим свойствам оксиды разделяются на солеобразующие и несолеобразующие.

Солеобразующие оксиды образуют три подкласса: кислот­ные, амфотерные и основные. Отнесение оксида к той или иной группе происходит на основе теории электролитической диссо­циации.

Кислотные оксиды — это оксиды неметаллов (SO₂, SO₃, CO₂, Р₂О₅, и др.) и некоторых металлов в высоких степенях окисления (CrО₃, Mn₂О₇ и др.).

Основные оксиды образуют металлы (Na₂O, SrO, CuO)

Как видно из этого определения, амфотерные оксиды прояв­ляют свойства, характерные Как для кислотных, так и для основ­ных оксидов. Амфотерные свойства Проявляют оксиды металлов, с неярко выраженными металлическими свойствами. Например, Аl₂О₃, ZnO. Переходные металлы, для которых возможны не­сколько степеней окисления, также образуют амфотерные окси­ды. Например, Fe₂O₃, Cr₂О₃.

Необходимо отметить, что реакции оксидов с щелочами и кислотами, упоминающиеся в данных определениях и служащие для отнесения оксидов к той или иной группе, обязательно долж­ны проходить без изменения степени окисления.

К несолеобразующим оксидам относятся оксид углерода (II) СО, оксид азота (II) NO, оксид азота (I) N₂O и некоторые другие.

Номенклатура оксидов

По принятым в настоящий момент правилам названия окси­дов состоят из слова «оксид», после которого ставится название элемента и в скобках римскими цифрами — степень окисления элемента в данном оксиде, если для этого элемента возможны несколько оксидов.

Например: FeO — оксид железа (II), Fe₂O₃ — оксид железа (III);

Cu₂О — оксид меди (I), CuO — оксид меди (II); ]

N₂O — оксид азота (I), NO — оксид азота (II), N₂O₃ — оксид азота (III), NO₂ — оксид азота (IV), N₂O₅ — оксид азота (V)

Получение оксидов

Многие оксиды можно получить при окислении кислородом соответствующих простых веществ:

S+O₂=SO₂

4Р+5О₂=2Р₂О₅

2Н₂+О₂=2Н₂О

2Са+O₂=2СаО

2Cu+0₂=2CuO

2Zn+O₂=2ZnO

N₂+O₂=2NO (электр. разряд)

Оксиды щелочных металлов (Na₂O, K₂O и др.) таким способом получить нельзя, так как, будучи чрезвычайно активными, они образуют перекиси (Na₂O₂, K₂O₂).

Оксиды элементов в невысоких степенях окисления могут окисляться далее кислородом в соответствующих условиях:

2S⁺⁴O₂+О₂=^k2S⁺⁶O₃

4Fe⁺²O+О₂=2Fe⁺³₂O₃

2С⁺²О + O₂ = 2С⁺⁴O₂

Гидроксиды многих металлов (но не щелочных) при нагрева­нии разлагаются на оксид металла и воду (оксид водорода):

Cu(OH)₂=CuO+H₂O­

Нагревание некоторых кислот приводит к их разложению на кислотный оксид и воду:

Некоторые соли кислородсодержащих кислот при нагрева­нии могут разлагаться на оксиды:

СаСO₃=^tСаО+СО₂­

4Fe(NO₃)₂=^t2Fe₂O₃+8NO₂­+O₂­

Окисление сульфидов тяжелых металлов кислородом (обжиг) приводит к образованию оксида металла и оксида серы (IV): 4FeS₂+11O₂=2Fe₂O₃+8SO₂ 2CuS+3O₂=2CuO+2SO₂

Свойства оксидов

Основные оксиды

Основные оксиды взаимодействуют с растворами кислот с об­разованием соли (средней, кислой или основной) и воды. Это при­знак основных оксидов. В данном случае имеется в виду реакция без изменения степеней окисления.

СаО+H₂SO₄=CaSO₄+Н₂O

CuO+НСl=CuCl₂+H₂O

MgO+HCl=(MgOH)Cl

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой с образованием гидроксидов: Li₂O+Н₂O=2LiОН К₂О+Н₂O=2КОН

ВаО+Н₂О=Ва(ОН)₂

Основные оксиды могут при нагревании взаимодействовать с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей. СаО + SiO₂=CaSiO₃ Na₂O+Аl₂O₃=2NaAlO₂

Многие оксиды металлов способны восстанавливаться до про­стых веществ:

CuO+Н₂=Cu+Н₂O

Кислотные оксиды

Любому кислотному оксиду соответствует кислородсодержа­щая кислота, в которой неметалл проявляет ту же степень окис­ления, что и в оксиде.

Кислотные оксиды реагируют с растворами щелочей с образо­ванием соли и воды. Так же, как и в случае основных оксидов, имеется в виду реакция без изменения степеней окисления. (Воз­можно также образование кислой или основной соли):

SO₂+2NaOH=Na₂SO₃+Н₂О

SO₃+NaOH=NaHSO₄

CO₂+2Mg(OH)₂=(MgOH)₂CO₃+H₂O SiO₂+2NaOH=Na₂SiO₃+H₂O

Кислотные оксиды, как правило, реагируют с водой. При этом образуется соответствующая кислота, если она растворима в воде.

SO₂+Н₂O = H₂SO₃

SO₃+Н₂O=H₂SO₄ Сl₂O₇+Н₂О=2НClO₄

Кислотные оксиды называют ангидридами соответствующих кислот. Например, сернистый ангидрид (SO₂),.серный ангидрид (SO₃), ангидрид хлорной кислоты (Сl₂О₇), фосфорный ангидрид

(Р₂O₅).

Кислотные оксиды могут при нагревании взаимодействовать с основными и амфотерными оксидами с образованием солей. SiO₂+BaO=BaSiO₃; Р₂O₅+3Na₂O=2Na₃PO₄; 3SO₃+Al₂O₃=Al₂(SO₄)₃

Кислотные оксиды могут выступать в окислительно-восста­новительных реакциях в качестве как восстановителя, так и окислителя.

Р₂O₅+5С=5СО+2Р;

SO₂+О₂=SO₃.

Амфотерные оксиды

Взаимодействие с растворами (и расплавами) щелочей с обра­зованием соли и воды и с растворами кислот с образованием соли и воды (без изменения степеней окисления).

Al₂O₃+2NaOH+7H₂O=2Na[Al(OH)₄•2Н₂O] (раствор)

тетрагидроксиалюминат натрия

Al₂O₃+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O (расплав) Аl₂О₃+6НСl=2АlСl₃+3Н₂О

Амфотерные оксиды при нагревании взаимодействуют с кис­лотными и основными оксидами с образованием солей. (Возмож­ны также реакции между двумя амфотерными оксидами, в кото­рых один выступает как основной, а другой как кислотный).

Fe₂O₃+CaO=CaFeO₂

Fe₂O₃+FeO=Fe[FeO₂]₂

Fe₂O₃+SO₃=Fe₂(SO₄)₃

Амфотерные оксиды также, как и оксиды других типов, могут восстанавливаться до металла.

Кислоты

Согласно теории электролитической диссоциации

Примеры кислот: H₂SO₄ — серная кислота, H₂SO₃ — сернис­тая кислота, H₂S — сероводородная кислота, НС1 — соляная (хло­роводородная) кислота, HBr — бромоводородная кислота, HNO₃ — азотная кислота.

Наряду с протоном, при растворении кислоты в воде в раство­ре появляются отрицательно заряженные ионы кислотного ос­татка. Если кислотный остаток состоит из нескольких атомов и содержит атомы кислорода, например, NO^-₃, SO^2-₄, то такие кис­лоты называются кислородсодержащими. Если атомов кислорода в кислотном остатке нет, например, Сl^-, Br^-, S^2-, то кислота бес­кислородная.

Число атомов водорода, способных отщепиться при растворе­нии или заместиться на ионы металлов, определяет основность кислоты. Например, одноосновные кислоты НСl, HBr, HNO₃, двухосновные кислоты H₂SO₄, H₂SiO₃, трехосновная кислота Н₃РO₄,

Номенклатура кислот

Названия кислот строятся от названия элементов, их образу­ющих. Например, H₂SiO₃ — кремниевая кислота, Н₃ВО₃ — борная кислота. Элемент может образовывать несколько кислот. Их на­звания определяются степенью окисления. Если кислота образо­вана элементом в высшей степени окисления (обычно равной номеру группы), то ее название строится при помощи прибавления

к названию элемента буквосочетаний -ная (H₂S⁺⁶O₄ — серная кислота), или -овая (H₂Se⁺⁶O₄ — селеновая кислота). Понижение степе­ни окисления отражается изменением окончания на -оватая, -истая, -оватистая в порядке понижения степени окисления. Правила номенклатуры кислот хорошо прослеживаются на на­званиях кислот хлора.

Другие примеры: HN^{+ 5} O₃ — азотная кислота, HN⁺³O₂ —азотистая кислота, H₂S⁺⁶O₄ — серная кислота, H₂S⁺⁴O₃ — сернистая кислота.

Названия бескислородных кислот строятся прибавлением к корню элемента -оводородная кислота. Например, HBr — бромоводородная кислота, H₂S — сероводородная кислота. Для хлоро­водородной кислоты НС1 чаще применяется тривиальное назва­ние — соляная кислота.

Получение кислот

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены при вза­имодействии их ангидридов (соответствующих кислотных окси­дов) с водой:

SO₂+Н₂О=H₂SO₃

SO₃+Н₂О=H₂SO₄

Кислоты, состоящие из атомов двух элементов, можно полу­чать при реакции соответствующих простых веществ:

S+Н₂=H₂S

Br₂+Н₂ = 2HBr

Летучие кислоты можно вытеснить из их солей нелетучими кислотами:

NaCl+Н₂SO_4(конц)= HCl­ +NaHSO₄

Свойства кислот

Наличие протона, способного при растворении отщепляться от молекулы кислоты, определяет схожесть некоторых свойств всех кислот.

Реакция нейтрализации. При взаимодействии кислоты с ос­нованием образуется соль (средняя, кислая или основная) и вода:

НСl+NaOH=NaCl+Н₂О

H₂SO₄+NaOH=NaHSO₄+H₂O

H₂SO₄+2NaOH=Na₂SO₄+2H₂O

H₂SiO₃+2NaOH=Na₂SiO₃+2H₂O

H₂SO₄+Cu(OH)₂=CuSO₄+2H₂O

Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. При этом амфотерные оксиды проявляют свойства основных.

2НСl+FeO=FeCl₂+Н₂О

6НСl+Fe₂O₃=2FeCl₃+3Н₂O

2Н₃РO₄ +3СаО=Са₃(РO₄)₂+3Н₂О

Растворы кислот окисляют металлы, находящиеся в ряду на­пряжений левее водорода. В результате образуется соль и газооб­разный водород. Степень окисления элемента, образующего кис­лоту, не изменяется. Общая схема реакции:

M+2nН⁺=Mⁿ⁺ + nH₂­

Например,

Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂­ Fe+H₂SO₄=FeSO₄+H₂­

Взаимодействие растворов кислот с металлами, стоящими в ряду напряжения после водорода, не происходит.

Взаимодействие кислот, являющихся сильными окислителя­ми, таких, как азотная кислота и концентрированная серная кис­лота, с металлами не приводит к выделению водорода.

Окислительные свойства кислот. Кислоты, образованные элементами с высокой электроотрицательностью в высоких сте­пенях окисления, обладают сильными окислительными свойст­вами, особенно концентрированные растворы. Например, серная (степень окисления серы +6), азотная (степень окисления азота +5) окисляют многие металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, неметаллы и некоторые сложные вещества.

2Н₂SО_4(конц)+Cu=CuSO₄+SO₂­+2Н₂О 5HNO₃+3Р+2Н₂О=3Н₃РО₄+5NO­

Восстановительные свойства проявляются у кислот, образо­ванных элементами в отрицательных и невысоких положитель­ных степенях окисления.

4НСl+MnO₂+MnСl₂+CI₂­+2Н₂О

H₂S+Cl₂=Si

При нагревании некоторые кислоты разлагаются:

H₂SiO₃=Н₂O+SiO₂

Нелетучие кислоты вытесняют более летучие из их солей.

Н₂SO_4(конц)+NaCl_(n)=NaHSO₄+HCl­

Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:

2НСl+Na₂CO₃=2NaCl+CO₂­+Н₂O

H₂SO₄+Na₂SO₃=2Na₂SO₄+SO₂­+H₂O

Основания

С точки зрения теории электролитической диссоциации

К основаниям относятся гидроксиды металлов, например КОН, Са(ОН)₂,Fе(ОН)₃ и др.

Число гидроксильных групп называется кислотностью осно­вания. Основания могут содержать одну или несколько гидроксо-групп: однокислотные (NaOH, КОН), двухкислотные (Са(ОН)₂, Cu(ОН)₂), трехкислотные (Аl(ОН)₃) и т.д.

Основания бывают растворимые и нерастворимые. Раствори­мые в воде основания представляют собой гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, КОН, Са(ОН)₂, Ва(ОН)₂ и т.д.). Их называют щелочами. Остальные металлы образуют практически нерастворимые гидроксиды. К ним относятся, на­пример, Cr(OH)₂, Cr(OH)₃, Cu(OH)₂.

Гидроксиды металлов можно разделить на основные и амфо­терные. Основные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами с образованием соли и воды. Амфотерные гидроксиды могут реагировать как с кислотами и кислотными оксидами, такие щелочами при нагревании или сплавлении. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований, а при взаимодействии со щелочами они про­являют свойства кислот.

К основным относятся гидроксиды, которые соответствуют основным оксидам, например, LiOH (Li₂O), NaOH (Na₂O), КОН (K₂O), Ca(OH)₂ (CaO), Ba(OH)₂ (BaO), Cu(OH)₂ (CuO), Fe(OH)₂ (FeO), а к амфотерным — те, которым соответствуют амфотерные окси­ды, например, Аl(ОН)₃ (Аl₂О₃), Fe(OH)₃ (Fe₂O₃), Cr(OH)₃ (Cr₂O₃).

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются так же, как и названия окси­дов, только вместо слова «оксид» ставят «гидроксид». Например: LiOH— гидроксид лития, Sr(OH)₂ — гидроксид стронция, Аl(ОН)₃ — гидроксид алюминия, Fe(OH)₂ — гидроксид желе­за (II), Fe(OH)₃ — гидроксид железа (III)

Получение оснований

Растворимые основания образуются при реакции с водой ще­лочных и щелочноземельных металлов или их оксидов:

2K+2H₂O=2KOH+H₂­ Li₂О+Н₂O =2LiOH Ва+2Н₂О=Ва(ОН)₂+H₂­ СаО+Н₂О=Са(ОН)₂

Основания можно также получать путем обменных реакций. Таким образом получают нерастворимые гидроксиды:

Fe₂(SO₄)₃+NaOH=Fe(OH)₃¯+Na₂SO₄ CuCl₂+2KOH=Cu(OH)₂¯+2KCl

Свойства оснований

Все основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): Cu(ОН)₂+HNO₃=Cu(NO₃)₂+Н₂О LiOH+HCl=LiCl + H₂O

Основания реагируют с кислотными оксидами: 2КОН + S0₂ = K₂SO₃ + Н₂О

2Fe(OH)₃+3SO₃=Fe₂(SO₄)₃+3H₂O

Щёлочи взаимодействуют также и с амфотерными оксидами при нагревании или сплавлении. При этом амфотерные Оксиды проявляют свойства кислотных:

2NaOH+ZnO+H₂O=Na₂[Zn(OH)] (реакция в растворе) КОН+Cr₂О₃=KCrО₂+Н₂О (реакция при сплавлении)

Нерастворимые амфотерные гидроксиды растворяются в кон­центрированных растворах щелочей при нагревании (проявление кислотных свойств амфотерных гидроксидов):

Cr(ОН)₃+3KOH=K₃[Cr(ОН)₆]

Аl(ОН)₃+NaOH+2Н₂O=Na[Al(OH)₄•2Н₂O]

Возможны также реакции при сплавлении амфотерного гид­роксида с щелочью (проявление кислотных свойств амфотерных гидроксидов):

А1(ОН)₃+NaOH=NaAlO₂+2Н₂O

При нагревании все плохо растворимые основания разлагают­ся на соответствующий оксид и воду:

Примеры средних солей: CuSO₄, KNO₃, FeCl₃, Ca₃(PO₄)₂.

Примеры кислых солей: Ca(HSO₄)₂, NaHCO₃.

Примеры основных солей: [Cu(OH)]₂CO₃, (MgOH)Cl.

Известны также соли, которые содержат в своем составе два различных катиона, например, KCr(SO₄)₂, CaCO₃•MgCO₃. Такие соли называются двойными. Существуют и соли, в которых содер­жится два различных аниона, — смешанные соли, например Са(ОСl)Сl.

Номенклатура солей

Названия солей состоят из двух слов, первое из которых пред­ставляет собой название кислотного остатка, а второе — название катиона. Если металл имеет переменную валентность, то в скоб­ках указывают его валентность в данной соли.

Названия кислых солей отличаются от названий средних при­ставкой гидро- или дигидро-, если соль содержит два незамещенных атома водорода. Названия основных солей начинаются с при­ставки гидрокси-.

Название кислотного остатка строится от названия элемента, образующего кислоту. Если кислота бескислородная, то к назва­нию неметалла прибавляется суффикс -ид, например MgCl₂ — хлорид магния (магниевая соль хлороводородной кислоты), NH₄Br — бромид аммония (аммониевая соль бромоводородной кислоты, Na₂S — сульфид натрия (натриевая соль сероводородной кислоты).

Названия кислотных остатков кислородсодержащих кислот образуются прибавлением суффикса -ат к корню латинского на­звания элемента, образующего кислоту, если элемент имеет выс­шую степень окисления. Например, кислотный остаток серной кислоты — сульфат (SO^2-₄), азотной — нитрат (NO^-₃), угольной — карбонат (СО^2-₃). Кислотные остатки кислот, образованных эле­ментами VII группы в высшей степени окисления, имеют в допол­нение к этому суффиксу приставку пер-, а в степени окисления, следующей после высшей, такая приставка отсутствует. Напри­мер, перхлорат (СlO^-₄), пербромат (BrO^-₄), перманганат (MnO^-₄)

хлорат (СlO₃), бромат (BrO^-₃), манганат (MnО^2-₄). Низкие степени окисления элементов, образующих кислоты, отражаются в назва­ниях кислотных остатков с помощью суффикса -ит, и последую­щим прибавлением приставки гипо- по мере понижения степени окисления. Например, сульфит (SO^2-₃), нитрит (NO^-₂), хлорит (ClO^-₂), гипохлорит (СlO^-).

Получение солей

Соли являются продуктами реакций между кислотами и ос­нованиями, кислотами и основными и амфотерными оксидами и гидроксидами, а также в других взаимодействиях, описанных в разделах, посвященных свойствам оксидов, кислот и оснований.

Соли также можно получить в реакциях ионного обмена между солями. Такие реакции проходят до конца в тех случаях, когда происходит образование недиссоциирующих продуктов, т. е. выпадение осадка, выделение газа. Частным случаем реакции ионного обмена является реакция нейтрализации между кисло­той и основанием, при которой образуется малодиссоциирующее соединение — вода (см. выше).

CuСl₂+Na₂S=CuS¯+2NaCl

BaNO₃+K₂SO₄=BaSO₄¯+2KNO₃

MgCl₂ + 2Na₂CO₃+H₂O=[Mg(OH)]₂CO₃+CO₂­+2NaCl

Свойства солей

Растворы солей могут принимать участие в реакциях обмена с кислотами, основаниями и другими солями, если в результате образуется недиссоциирующее соединение (осадок, неустойчивая или летучая кислота, вода). Соли взаимодействуют между собой в растворе, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:

CuSO₄+2NaOH=Na₂SO₄+Cu(OH)₂¯

ВаСl₂+H₂SO₄=BaSO₄¯+2HCl

Na₂CO₃+2HCl=2NaCl+H₂O+CO₂­

NaCl_(тв)+Н₂SO_4(ковц)=NaHSO₄+HCl­

Na₂SiO₃+2HCl=H₂SiO₃¯+2NaCl

AgNO₃+NaCl=NaNO₃+AgCl¯

2AlCl₃+3Na₂CO₃ +3H₂O=2Al(OH)₃¯+6NaCl+3CO₂­

Кислые соли вступают в реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают в реакции, характерные для оснований. NaHSO₄+NaOH=Na₂SO₄+Н₂О (MgOH)Cl+НСl=MgCl₂+H₂O

Растворы солей вступают во взаимодействие с металлами, если металл находится в ряду напряжений левее металла, образу­ющего катион соли.

CuSO₄+Zn=ZnSO₄+Cu

CuSO₄+Fe=FeSO₄+Cu

Соли подвергаются гидролизу. Гидролизоваться могут кис­лые, средние и основные соли. В некоторых случаях гидролиз может протекать полностью (необратимо) (подробно см. § 16.3.7).

Некоторые соли разлагаются при нагревании. В этих реакци­ях проявляются свойства характерные как для аниона, так и для катиона. Термическое разложение солей может протекать с изме­нением и без изменения степеней окисления элементов.

Са(НСO₃)₂=СаСO₃+CO₂­+H₂O­

CaCO₃=CaO+CO₂­

KNO₃=KNO₂+O₂­

4KClO₃=3KClO₄+KCl

2AgNO₃=2Ag+2NO₂­+O₂­

4FeSO₄=2Fe₂O₃+4SO₂­+O₂­