氧化置換的計算方法

❶ 氧化還原反應的電子轉移怎麼計算

氧化還原反應的實質

氧化還原反應的實質是電子的轉移，在宏觀上表現為化合價的升降，根據得失電子守恆，轉移的電子數既等於還原劑失去的電子數，也等於氧化劑得到的電子數（不是兩者之和）

氧化還原反應電子轉移數的計算：關鍵是找出變價原子個數

公式：轉移的電子數=還原劑（氧化劑）化合價升高數（降低數） x 變價原子個數，在應用中具體有以下幾種情況：

1. 化合價升高的元素與化合價降低的元素不同

( 1 ) 變價原子完全變價

例：Fe + 2HCI == H2↑ + FeCl2

參與反應的還原劑鐵全部變成了二價鐵離子，氧化劑氯化氫中的氫離子全部變成 了零價的氫氣，參與反應的鐵與氫離子沒有不變價的，可直接用公式 1molFe參與反 應轉移2mol電子（2 x 1mol）

（2）部分原子沒有變價

例：2KMnO4 + 16HCI == 2MnCI2 + 2KCI + 5CI2 + 8H2O

反應中錳元素完全變價，可以按照第一種類型算，如果要從氯元素出發，必須要找變價的氯原子，有部分沒有變價（只是做了酸），以氯化鉀的形式存在 ，所以2molKMnO4完全反應時，從氯元素分析的化轉移的電子數為 1 x 10mol

2. 化合價升高的元素與化合價降低的元素不同

（1）岐化反應

例：CI2 + H2O == HCI + HCIO

岐化反應是指氧化與還原作用於同一分子，使該分子部分化合價升高，部分化合價降低的特殊反應，分析轉移電子數時一定要注意化合價變價要滿足「不交叉，不重疊」

這里1molCI2參與反應的電子轉移數是1 x 1mol（只看升高或只看降低）

( 2 ) 歸中反應

例：SO2 + 2H2S == 3S↓ + 2H2O

歸中反應是指同種元素的兩種物質發生氧化還原，生成中間價態物質的特殊反應，分析時遇到歸中反應，如果沒有歸中到同一價態，一定要注意同一元素化合價變化「不交叉，不重疊」，這里1molSO2參與反應轉移的電子數是4 x 1mol(從SO2看)=2 x 2mol（從H2S看）

❷ 高一化學必修一氧化還原反應的計算要領

其實氧化還原反應本質上來說就是有電子轉移的反應 可以從電子轉移角度考慮問題
在5KCl+KClO3+3H2SO4=3Cl2↑+3K2SO4+3H2O中 是-1價的氯被+5價的氯氧化為0加 同時+5價的氯還原為0價 可以簡單的從化學方程式來看 KCl和KClO3的化學計量數比就是5:1那麼被氧化的氯元素與被還原的氯元素的質量比當然就是5:1了 也可以說因為+5價的氯到0價的氯需要獲得5個電子 而-1價的氯到0價的氯要失去一個電子 難么只有讓5個-1價的氯失去電子給1個+5價的氯了 還是5:1
同理 從得失電子角度考慮PbO2與Cr3+反應 1molCr3+變成Cr2O7需要失去3mol電子 因為Cr2O7中Cr是+6價 而1molPbO2變為Pb2+ 只能得到2mol電子 所以需要1.5molPb2+了
這類題只要找准氧化劑 還原劑 氧化產物 還原產物這四點 然後判斷電子轉移情況就很清楚了 貌似沒什麼竅門 根據電子守恆這一點來解或許會簡單些吧

❸ 氧化還原反應怎麼計算電子轉移的數目

先標出發生變化的化合價

1、可以看出，Mn化合價降低，氧化合價升高

2、用Mn來算，反應前的2個Mn都是+7價，一個變成+6，降1

另一個變成+4，降3，共降4，所以得到4電子

3、如果用氧算，反應前-2價，反應後為0價，發生變化的是2個原子，共升高4，失4個電子

可以看出，用氧算比較簡便，便請注意反應前的8個原子中，只有2個原子化合價變化了。

❹ 求高中氧化還原反映的化學公式

「強氧化劑制弱氧化劑」，「強還原劑制弱還原劑」，如
鋁可以置換鐵，鐵可以置換銅
舉例！
氧化性：f2>cl2>br2>fe3+>i2>so2>s
高錳酸鉀溶液的酸性越強，氧化性越強。
還原性:s2->so3(2-)>i->fe2+>br->cl->f-
推薦：
常見的氧化劑有：1活潑的金屬單質，如x2（鹵素）、o2、o3、s等
2高價金屬陽離子，如cu²+，fe3+等或h+
3高價過較高價含氧化合物，如mno2、kmno4、k2cr2o7、hno3、h2so4(濃）、kclo3、hclo等
4過氧化物，如na2o2、h2o2等
常見的還原劑有
1活潑或較活潑的的金屬，如k,na,mg,al,zn,fe等
2低價金屬陽離子，如fe3+,sn2+等
3非金屬陽離子，如cl-，b-，i-，s2-等
4某些非金屬單質，如h2,c,si
在含可變化合價的化合物中，具有中間價態元素的物質（單質或化合物）即可作氧化劑，又可做還原劑，例如cl2,h2o2,fe2+,h2so3等既具有氧化性，又具有還原性。
（1）根據化學方程式判斷氧化性、還原性的強弱
氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
（2）根據物質活動順序判斷氧化性、還原性的強弱
1金屬活動順序
k
ca
na
mg
al
zn
fe
sn
pb
(h)
cu
hg
ag
pt
au
原子還原性逐漸減弱，對應陽離子氧化性逐漸增強。
（金屬還原性與溶液有關，如在稀鹽酸，稀硫酸中al比cu活潑，但在濃硝酸中cu比al活潑
2非金屬活動順序
f
cl
br
i
s
原子（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陽離子還原性逐漸增強。
（3）根據反應條件判斷氧化性和還原性的強弱
當不同的氧化劑作用於同一還原劑時，若氧化劑價態相同，可根據反應條件的高、低來進行判斷，例如：
16hcl+2kmno4=2kcl+2mncl2+8h2o+5cl2（1）
4hcl+mno2=(加熱）mncl2+2h2o+cl2（2）
4hcl+o2=（cucl2，500攝氏度）2h2o+2cl2（3）
上述三個反應中，還原劑都是濃鹽酸，氧化產物都是cl2，而氧化劑分別是kmno4，mno2，o2，（1）式中kmno4常溫下就可以把濃鹽酸中的氯離子氧化成氯原子，（2）式中mno2需要在加熱條件下才能完成，（3）式中o2不僅需要加熱，而且還需要cucl2做催化劑才能完成，由此可以得出氧化性kmno4>mno2>o2
（4）根據氧化產物的價態高低判斷
當變價的還原劑在相似的條件下作用於不同的氧化劑時，可根據氧化產物價態的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱，如：
2fe+3cl=（加熱）2fecl3
fe+s=(加熱）fs
可以判斷氧化性：cl2>s.
（5）根據元素周期表判斷氧化性，還原性的強弱
1同主族元素（從上到下）
f
cl
br
i
非金屬原子（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性逐漸增強。
li
na
k
rb
cs
金屬原子還原性逐漸增強，對應陽離子氧化性逐漸減弱。
2同周期主族元素（從左到右）
na
mg
al
si
p
s
cl
單質還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強
陽離子氧化性逐漸增強，陰離子還原性逐漸減弱
（6）根據元素最高價氧化物對應水化物酸鹼性的強弱判斷氧化性，還原性的強弱
例如，酸性：hclo4>h2so4>h3po4>h2co3
可判斷氧化性：cl>s>p>c
（7）根據原電池、電解池的電極反應判斷氧化性、還原性的強弱
1兩中不同的金屬構成原電池的兩極。負極金屬是電子流出的極，正極金屬是電子流入的極，其還原性：負極>正極。
2用惰性電極電解混合溶液時，在陰極先放電的陽離子的氧化性較強，在陽極先放電的陰離子的還原性較強。
（8）根據物質濃度的大小判斷氧化性、還原性的強弱。
具有氧化性（或還原性）的物質的濃度越大，其氧化性（或還原性）越強，反之，其氧化性（或還原性）越弱。如氧化性：hno3（濃）>hno3（稀）,還原性：hcl（濃）>hcl（稀）

❺ 高一化學有關氧化還原反應的計算方法竅門

首先求Cl2物質的量=71g÷71g/mol=1mol

標化合價 0 -3 0 -3 -1
3Cl2 + 8NH3 = N2 + 6NH4Cl

比例關系 3 ： 8 ： 1 ： 6
實際的量 1mol 8/3mol 1/3mol 2mol

從化合價的變化可以看得出Cl2是氧化劑，被還原成還原產物NH4Cl，NH3是還原劑，被氧化成氧化產物N2。

從方程式可以看出，要生成1/3molN2，需要2/3molNH3，那麼m（NH3）=2/3mol×17g/mol=34/3g
同樣的方式算出還原產物的質量，你自己算算試一試把，按著步驟來！

❻ 氧化還原反應計算方法

氧化劑的物質的量×變價原子個數×價態變化=還原劑的物質的量×變價原子個數×價態變化

❼ 氧化還原反應的計算技巧

明確氧化劑和氧化產物，還原劑和還原產物。明確電子轉移的數目。抓住反應中簡單的物質，比方說一個氧還反應中有兩種物質被氧化，一種物質被還原，則我們可以用被還原的物質計算相對簡單。
祝進步~

❽ 氧化還原反應怎麼計算

氧化還原反應方程式的配平是正確書寫氧化還原反應方程式的一個重要步驟，是中學化學教學要求培養的一項基本技能。

氧化還原反應配平原則

反應中還原劑化合劑升高總數（失去電子總數）和氧化劑化合價降低總數（得到電子總數）相等，

反應前後各種原子個數相等。

下面介紹氧化-還原反應的常用配平方法

觀察法

觀察法適用於簡單的氧化-還原方程式配平。配平關鍵是觀察反應前後原子個數變化，找出關鍵是觀察反應前後原子個數相等。

例1：Fe3O4+CO ¾ Fe+CO2

分析：找出關鍵元素氧，觀察到每一分子Fe3O4反應生成鐵，至少需4個氧原子，故此4個氧原子必與CO反應至少生成4個CO2分子。

解：Fe3O4+4CO¾ ® 3Fe+4CO2

有的氧化-還原方程看似復雜，也可根據原子數和守恆的思想利用觀察法配平。

例2：P4+P2I4+H2O ¾ PH4I+H3PO4

分析：經觀察，由出現次數少的元素原子數先配平。再依次按元素原子守恆依次配平出現次數較多元素。

解：第一步，按氧出現次數少先配平使守恆

P4+P2I4+4H2O ¾ PH4I+H3PO4

第二步：使氫守恆，但仍維持氧守恆

P4+P2I4+4H2O¾ ® PH4I+H3PO4

第三步：使碘守恆，但仍保持以前調平的O、H

P4+5/16P2I4+4H2O ¾ 5/4PH4I+H3PO4

第四步：使磷元素守恆

13/32P4+5/16P2I4+4H2O ¾ ® 5/4PH4I+H3PO4

去分母得

13P4+10P2I4+128H2O¾ ® 40PH4I+32H3PO4

2、最小公倍數法

最小公倍數法也是一種較常用的方法。配平關鍵是找出前後出現「個數」最多的原子，並求出它們的最小公倍數

例3：Al+Fe3O4 ¾ Al2O3+Fe

分析：出現個數最多的原子是氧。它們反應前後最小公倍數為「3´ 4」，由此把Fe3O4系數乘以3，Al2O3系數乘以4，最後配平其它原子個數。

解：8Al+3Fe3O4¾ ® 4Al2O3+9Fe

3：奇數偶配法

奇數法配平關鍵是找出反應前後出現次數最多的原子，並使其單（奇）數變雙（偶）數，最後配平其它原子的個數。

例4：FeS2+O2 ¾ Fe2O3+SO2

分析：由反應找出出現次數最多的原子，是具有單數氧原子的FeS2變雙（即乘2），然後配平其它原子個數。

解：4FeS2+11O2¾ ® 2Fe2O3+8SO2

4、電子得失總數守恆法

這種方法是最普通的一方法，其基本配平步驟課本上已有介紹。這里介紹該配平時的一些技巧。

（棧┱�宸?/P>

對某些較復雜的氧化還原反應，如一種物質中有多個元素的化合價發生變化，可以把這種物質當作一個整體來考慮。

例5：

FeS+H2SO4(濃) ¾ ® Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O

分析：先標出電子轉移關系

FeS+H2SO4¾ ® 1/2Fe2(SO4)3+S+SO2+H2O

該反應中FeS中的Fe，S化合價均發生變化，可將式中FeS作為一個「整體」，其中硫和鐵兩元素均失去電子，用一個式子表示失電子總數為3e。

2FeS+3H2SO4¾ ® Fe2(SO4)3+2S+3SO2+H2O

然後調整未參加氧化還原各項系數，把H2SO4調平為6H2SO4，把H2O調平為6H2O。

解： 2FeS+6H2SO4¾ ® Fe2(SO4)3+2S+3SO2+6H2O

（二）零價法

對於Fe3C，Fe3P等化合物來說，某些元素化合價難以確定，此時可將Fe3C，Fe3P中各元素視為零價。零價法思想還是把Fe3C，Fe3P等物質視為一整價。

例7：

Fe3C+HNO3 ¾ Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O

Fe3C+HNO3 ¾ ® Fe(NO3)3+CO2+NO2+H2O

再將下邊線橋上乘13，使得失電子數相等再配平。

解：

Fe3C+22HNO3（濃）¾ ® 3Fe(NO3)3+CO2+13NO2+11H2O

練習：

Fe3P+HNO3 ¾ ® Fe(NO3)3+NO+H3PO4+H20

得3Fe3P+41HNO39Fe(NO3)3+14NO+3H3PO4+16H2O

（三）歧化反應的配平

同一物質內同一元素間發生氧化-還原反應稱為歧化反應。配平時將該物質分子式寫兩遍，一份作氧化劑，一份作還原劑。接下來按配平一般氧化-還原方程式配平原則配平，配平後只需將該物質前兩個系數相加就可以了。

例8：

Cl2+KOH（熱）¾ KClO3+KCl+H2O

分析：將Cl2寫兩遍，再標出電子轉移關系

3Cl2+6KOH ¾ ® KClO3+5KCl+3H2O

第二個Cl2前面添系數5，則KCl前需添系數10；給KClO3前添系數2，將右邊鉀原子數相加，得12，添在KOH前面，最後將Cl2合並，發現可以用2進行約分，得最簡整數比。

解：

3Cl2+6KOH ¾ ® KClO3+5KCl+3H2O

（四）逆向配平法

當配平反應物（氧化劑或還原劑）中的一種元素出現幾種變價的氧化—還原方程式時，如從反應物開始配平則有一定的難度，若從生成物開始配平，則問題迎刃而解。

例9：

P+CuSO4+H2O ¾ ® Cu3P+H3PO4+H2SO4

分析：這一反應特點是反應前後化合價變化較多，在配平時可選擇變化元素較多的一側首先加系數。本題生成物一側變價元素較多，故選右側，採取從右向左配平方法（逆向配平法）。應注意，下列配平時電子轉移都是逆向的。

P+CuSO4+H2O ¾ ® Cu3P+H3PO4+H2SO4

所以，Cu3P的系數為5，H3PO4的系數為6，其餘觀察配平。

解：

11P+15CuSO4+24H2O ¾ ® 5Cu3P+6H3PO4+15 H2SO4

5、原子個數守恆法（待定系數法）

任何化學方程式配平後，方程式兩邊各種原子個數相等，由此我們可以設反應物和生成物的系數分別是a、b、c¼ ¼ 。

然後根據方程式兩邊系數關系，列方程組，從而求出a、b、c¼ ¼ 最簡數比。

例10：KMnO4+FeS+H2SO4¾ K2SO4+MnSO4+Fe2(SO4)3+S+H2O

分析：此方程式甚為復雜，不妨用原子個數守恆法。設方程式為：

aKMnO4+bFeS+cH2SO4¾ ® d K2SO4+eMnSO4+fFe2(SO4)3+gS+hH2O

根據各原子守恆，可列出方程組：

a=2d （鉀守恆）

a=e（錳守恆）

b=2f（鐵守恆）

b+c=d+e+3f+g（硫守恆）

4a+4c=4d+4e+12f+h（氧守恆）

c=h（氫守恆）

解方程組時，可設最小系數（此題中為d）為1，則便於計算：得a=6,b=10,d=3,

e=6,f=5,g=10,h=24。

解：6KMnO4+10FeS+24H2SO4¾ ® 3K2SO4+6MnSO4+5Fe2(SO4)3+10S+24H2O

例11：Fe3C+HNO3 ¾ CO2+Fe(NO3)3+NO+H2O

分析：運用待定系數法時，也可以不設出所有系數，如將反應物或生成物之一加上系數，然後找出各項與該系數的關系以簡化計算。給Fe3C前加系數a，並找出各項與a的關系，得

aFe3C+HNO3 ¾ ® aCO2+3aFe(NO3)3+(1-9a)NO+1/2H2O

依據氧原子數前後相等列出

3=2a+3´ 3´ 3a+2´ (1-9a)+1/2 a=1/22

代入方程式

1/22 Fe3C+HNO3¾ ® 1/22CO2+3/22Fe(NO3)3+13/22NO+1/2H2O

化為更簡整數即得答案：

Fe3C+22HNO3¾ ® CO2+3Fe(NO3)3+13NO+11H2O

6、離子電子法

配平某些溶液中的氧化還原離子方程式常用離子電子法。其要點是將氧化劑得電子的「半反應」式寫出，再把還原劑失電子的「半反應」式寫出，再根據電子得失總數相等配平。

例11、KMnO4+SO2+H2O ¾ K2SO4+MnSO4+H2SO4

分析：先列出兩個半反應式

KMnO4- +8H+ +5e ¾ ® Mn2+ + 4H2O ¬

SO2 + 2H2O - 2e ¾ ® SO42- + 4H+ ­

將¬ ´ 2，­ ´ 5，兩式相加而得離子方程式。

2KMnO4+5SO2+2H2O ¾ ® K2SO4+2MnSO4+2H2SO4

下面給出一些常用的半反應。

1）氧化劑得電子的半反應式

稀硝酸：NO3- +4H+ + 3e ¾ ® NO + 2H2O

濃硝酸：NO3- +2H+ + e ¾ ® NO2 + H2O

稀冷硝酸：2NO3- +10H+ + 8e ¾ ® N2O + H2O

酸性KMnO4 溶液：MnO4- + 8H+ + 5e ¾ ® Mn2+ + 4H2O

酸性MnO2：MnO2 +4H+ + 2e ¾ ® Mn2+ + 2H2O

酸性K2Cr2O7溶液：Cr2O72- +14H+ + 6e ¾ ® 2Cr3+ + 7H2O

中性或弱鹼性KMnO4 溶液：MnO4- + 2H2O + 3e ¾ ® MnO2¯ + 4OH-

2)還原劑失電子的半反應式：

SO2 + 2H2O - 2e ¾ ® SO42- + 4H+

SO32- + 2OH- - 2e ¾ ® SO42- + H2O

H2C2O4 - 2e ¾ ® 2CO2­ +2H+

7、分步配平法

此方法在濃硫酸、硝酸等為氧化劑的反應中常用，配平較快，有時可觀察心算配平。先列出「O」的設想式。

H2SO4（濃）¾ ® SO2 + 2H2O +[O]

HNO3（稀）¾ ® 2 NO+H2O +3[O]

2HNO3（濃）¾ ® 2 NO2+H2O + [O]

2KMnO4+ 3H2SO4 ¾ ® K2SO4+2MnSO4+ 3H2O+5[O]

K2Cr2O7+ 14H2SO4 ¾ ® K2SO4+Cr2(SO4)3+ 3 [O]

此法以酸作介質，並有水生成。此時作為介質的酸分子的系數和生成的水分子的系數可從氧化劑中氧原子數目求得。

例12： KMnO4+ H2S + H2SO4 ¾ K2SO4+2MnSO4+ S + H2O

分析：H2SO4為酸性介質，在反應中化合價不變。

KMnO4為氧化劑化合價降低「5」， H2S化合價升高「2」。它們的最小公倍數為「10」。由此可知，KMnO4中氧全部轉化為水，共8個氧原子，生成8個水分子，需16個氫原子，所以H2SO4系數為「3」。

❾ 關於氧化還原反應的有關計算

1、在KClO3+6HCl===KCl+3Cl2↑+3H2O中，氧化劑是氯酸鉀 還原劑是鹽酸 氧化產物和還原產物都是氯氣 從反應中可以看到6mol鹽酸中的氯離子有1mol是沒有被氧化的 而是形成了氯化鉀 所以被氧化的就是5mol 而氯酸鉀中的氯完全被還原了 所以是1mol 答案D 除此之外還可以用化合價來判斷 +5價的氯變成0價需要得到5個電子 而-1價的氯變成0價需要失去1個電子 所以可以就可以知道是1:5
2、同上 氧化產物和還原產物都是氮氣 分別是由+5價的氮和-3價的氮反應而來 所以被氧化和被還原的氮原子數比為5:3
3、你反應方程式寫錯了 應該是3Cl2+6KOH===KClO3+5KCl+3H2O 在這個反應中氧化劑和還原劑都是氯 最終生成了1個+5價的氯原子和5個-1價的氯原子 實際上轉移的電子都是在氯原子之間 就是說6個氯原子中的5個原子 這5個原子中每個原子都失去一個電子變成-1價 而這些電子都給另外的一個電子 那麼另外的那個就變成+5價了 所以是轉移了5mol電子

第2題中的NH4NO3就既是氧化劑又是還原劑

❿ 怎麼計算置換反應是否進行

置換反應進行的判斷方法：一、按元素的性質劃分，金屬與非金屬單質間的置換。
1、金屬置單質換金屬單質
2Al+Fe2O3 Al2O3+2Fe
（鋁熱反應。Al還可與V2O5、CrO3、WO3、MnO2等發生置換） Fe+CuSO4 FeSO4+Cu
2、金屬單質置換非金屬單質
2Na+2H2O 2NaOH+H2 2Mg+CO2 2MgO+C 3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2
3、非金屬單質置換金屬單質
H2+CuO Cu+H2O C+FeO Fe+CO Si+2FeO 2Fe+SiO2
4、非金屬單質置換非金屬單質
2F2+2H2O 4HF+O2 2C+SiO2 Si+2CO
C+H2O CO+H2 2H2+SiCl4 Si+4HCl
二、按元素在周期表的位置劃分，同族元素單質間的置換與不同族元素單質間的置換。
1、同主族元素單質間的置換
Na+KCl NaCl+K 2Na+2H2O 2NaOH+H2
2H2S+O2 2S+2H2O 2C+SiO2 Si+2CO
Cl2+2HI 2HCl+I2 F2+2HCl 2HF+Cl2
2、不同主族元素單質間的置換
Mg+2HCl MgCl2+H2 2Mg+CO2 2MgO+C
2Al+6HCl 2AlCl3+3H2 2F2+2H2O 4HF+O2
C+H2O CO+H2 2H2+SiCl4 Si+4HCl
H2S+Cl2 S+2HCl 3Cl2+8NH3 6NH4Cl+N2 4NH3+3O2 2N2+6H2O
3、主族元素單質置換副族元素的單質
H2+CuO Cu+H2O 2Al+Fe2O3 Al2O3+2Fe
C+CuO Cu+CO 2Al+3Hg2+ 2Al3++3Hg Na+TiCl4 4NaCl+Ti
4、副族元素的單質置換主族元素單質
3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2 Zn+2H+ Zn2++H2
5、副族元素的單質置換副族元素的單質
Fe+CuSO4 FeSO4+Cu
三、按物質類別劃分，單質與氧化物間的置換和單質與非氧化物間的置換。
1、單質與氧化物發生置換反應
2Na+2H2O 2NaOH+H2 2Mg+CO2 2MgO+C
3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2 H2+CuO Cu+H2O
C+FeO Fe+CO 2F2+2H2O 4HF+O2
2C+SiO2 Si+2CO 2Al+Fe2O3 Al2O3+2Fe
C+H2O CO+H2 2H2+SiCl4 Si+4HCl
Si+2FeO 2Fe+SiO2 3H2+Fe2O3 2Fe+3H2O
2、單質與非氧化物發生置換反應
2H2+SiCl4 Si+4HCl H2S+Cl2 S+2HCl
3Cl2+8NH3 6NH4Cl+N2 4NH3+3O2 2N2+6H2O
Mg+2HCl MgCl2+H2 2Al+6HCl 2AlCl3+3H2