考研无机化学-元素化学记忆内容汇总

元素化学重点内容合集

目录

元素化学通论 (2)

元素的存在 (8)

单质的制取 (10)

颜色 (14)

鉴定与测定 (18)

重要化合物的制取 (20)

特殊性质 (23)

毒性物质及处理 (26)

无机化学命名中特定的词头的含义 (28)

元素化学通论

一，含氧酸强度

1，R-O-H规则：含氧酸在水溶液中的强度决定于酸分子中质子转移倾向的强弱，质子转移倾向越大，酸性越强，反之则越弱。而质子转移倾向的难易程度，又取决于酸分子中R吸引羟基氧原子的电子的能力，当R的半径较小，电负性越大，氧化数越高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效的降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，容易放出质子，表现出较强的酸性，这一经验规律称为R-O-H规律。

1）同一周期，同种类型的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左向右依次增强。

如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4

2）同一族中同种类型的含氧酸，其酸性自上而下依次减弱。

如：HClO>HBrO>HIO

3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强，低氧化态含氧酸的酸性较弱。

如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO

2，Pauling规则：含氧酸的通式是RO n(OH)m，n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧酸分为弱酸（n=0），中强酸（n=1），强酸（n=2），极强酸（n=3）四类。因为酸分子中非羟基氧原子数越大，表示分子中R→O配键越多，R的还原性越强，多羟基中氧原子的电子吸引作用越大，使氧原子上的电子密度减小的越多，O－H键越弱，酸性也就越强。注意：应用此规则时，只能使用结构式判断，而不能使用最简式。

3，含氧酸脱水“缩合”后，酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加，导致其酸性增强，多酸的酸性比原来的酸性强。

二，含氧酸稳定性

1，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO

2，氧化还原性：

1）同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。

如：H4SiO4

2）相应价态，同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。

如：BrO4－>MnO4－，SeO42－>Cr2O72－

3）同一元素不同氧化态的含氧酸中，低氧化态的氧化性较强。

如：HClO>HClO2

4）同一主族中，各元素的最高氧化态含氧酸的氧化性，大多随原子序数增加呈锯齿形升高，

如：HNO3>H3PO4H6TeO6，HClO4H5IO6；

低氧化态则自上而下有规律递减：HClO>HBrO>HIO

5）浓酸的含氧酸氧化性比稀酸强，含氧酸的氧化性一般比相应盐的氧化性强，同一种含氧酸盐在酸性介质中比在碱性介质中氧化性强。

3，影响含氧酸（盐）氧化能力的因素：

1）中心原子结合电子的能力：若中心原子半径小，电负性大，获得电子的能力强，其含氧酸（盐）的氧化性也就强，反之，氧化性则弱。同一周期的元素，自左往右，电负性增大，半径减小，所以它们的最高氧化态含氧酸的氧化性依次递增。同一族元素，从上至下，电负性减小，原子半径增大，所以低氧化态含氧酸（盐）的氧化性依次递减。高氧化态氧化性锯齿形变化则是由于次级周期性引起的。

2）含氧酸分子的稳定性：含氧酸的氧化态和分子的稳定性有关，一般来说，如果含氧酸分子中的中心原子R多变价，分子又不稳定，其氧化性越强。稳定的多变价元素的含氧酸氧化性很弱，甚至没有氧化性。低氧化态含氧酸氧化性强还和它的酸性弱有关，因为在弱酸分子中存在着带正电性的氢原子，

对酸分子中的R原子有反极化作用，使R－O键易于断裂。同理可以解释：①为什么浓酸的氧化性比稀酸强？因为在浓酸溶液中存在着自由的酸分子，有反极化作用。②为什么含氧酸的氧化性比含氧酸盐强？因为含氧酸盐中M n+反极化作用比H+弱，含氧酸盐比含氧酸稳定。

三，含氧酸盐的热稳定性规律

1，同一盐及其酸稳定性次序是：正盐>酸式盐>酸。

如：Na2CO3>NaHCO3>H2CO3

2，同一酸根不同金属的含氧酸盐，热稳定性次序是：碱金属>碱土金属>过渡金属>铵盐。

如：K2CO3>CaCO3>ZnCO3>(NH4)2CO3

3，同一酸根同族金属离子盐，热稳定性从上到下一次递增。

如：BeCO3>MgCO3>CaCO3>SrCO3>BaCO3

4，同一成酸元素其高氧化态含氧酸盐比低价态稳定。

如：KClO4>KClO3>KClO2>KClO

5，不同价态的同一金属离子的含氧酸盐，其低价态比高价态稳定。

如：Hg2(NO3)2>Hg(NO3)2

6，酸不稳定，其盐也不稳定，酸越稳定，其盐也较稳定。碳酸盐，硝酸盐，亚硫酸盐，卤酸盐的稳定性都较差，较易分解；硫酸盐，磷酸盐较稳定，其酸也较稳定，难分解。这是由于金属离子的反极化作用越大，该盐的热稳定性就越差。

如：分解温度Na3PO4>Na2SO4>Na2CO3>NaNO3

四，p区元素的次级周期性

次级周期性是指元素周期表中，每族元素的物理化学性质，从上向下并非单调的直线式递变，而是呈现起伏的“锯齿形”变化，对于p区元素，主要是指第二，第四，第六周期元素的正氧化态，尤其是最高氧化态的化合物所表现的特殊性。

1，第二周期p区元素的特殊性

1）N、O、F的含氢化合物容易形成氢键，离子性较强。

2）它们的最高配位数为4，而第3周期和以后几个周期的元素可以超过4。

3）多数有生成重键的特性。

与同族元素相比，除稀有气体外，B、C、N、O、F内层电子少，只有1s2，原子半径特别小（同一族中，从第二周期到第三周期原子半径增加幅度最大），价轨道没有d轨道等特点，所以第二周期元素的电子亲和能（EA）反常地比第三周期同族元素的小。在形成化合键时，在键型、键数和键能等方面也有不同于同族元素的特殊性，影响到这些元素的单质和化合物的结构和性质。

2，第四周期p区元素的不规则性

最突出的反常性质是最高氧化态化合物（如氧化物，含氧酸及其盐）的稳定性小，而氧化性则很强。

第四周期p区元素，经过d区长周期中的元素，此外成增加了10个d电子，次外层结构是3s23p63d10，由于d电子屏蔽核电荷能力比同层的s、p电子的要小，这就使从Ga→Br，最外层电子感受到有效核电荷Z*比不插入10个d电子时要大，导致这些元素的原子半径和第三周期同族元素相比，增加幅度不大。由原子半径引起的这些元素的金属性（非金属性）、电负性、氢氧化物酸碱性、最高氧化态含氧酸（盐）的氧化性等性质都出现反常现象，即所谓“不规则性”。最突出反常性质是这些元素最高氧化态化合物（如氯化物、含氧酸及其盐）的稳定性小，而氧化性则很强。如ⅦA高溴酸（盐）氧化性比高氯酸（盐）、高碘酸（盐）强得多。ⅥA H2SeO4的氧化性比H2SO4（稀）强，中等浓度的H2SeO4就能氧化Cl－→Cl2，而浓H2SO4和NaCl反应→HCl；ⅤA H2AsO4有氧化性,在酸性介质中能将I－氧化为I2，而H3PO4基本上没有氧化性，浓H3PO4和I－反应只生成HI。

导致第四周期p区元素性质不规则性的本质因素是因为第三周期过渡到第四周期，次外层电子从2s22p6

变为3s23p63d10，第一次出现了d电子，导致有效核电荷Z*增加得多，使最外层的4s电子能级变低，比较稳定。

3，p区金属6S2电子的稳定性

周期表中p区下方的金属元素，即第六周期的Tl，Pb，Bi，Po在化合物中的特征氧化态应依次为+Ⅲ，+ Ⅳ，+Ⅴ和+Ⅵ，但这四种元素的氧化态表现反常，它们的低氧化态化合物,既Tl(Ⅰ)，Pb(Ⅱ)，Bi(Ⅲ)，Po(Ⅳ)的化合物最稳定。长期以来,学者们认为这是由于这四种元素存在6S2惰性电子对之故，这种现象为西奇威克最先注意到，并称之为“惰性电子对效应”。

产生惰性电子对效应，原因是多方面的，仅从结构上考虑主要有：从第四周期过渡到第五周期，原子的次外层结构相同，所以同族元素相应的化合物性质改变较有规律。从第五到第六周期，次外电子层虽相同，但倒数第三层电子结构发生改变，第一次出现了4f电子，由于f电子对核电荷的屏蔽作用比d电子更小，以使有效电荷Z*也增加得多，6s2也变得稳定，所以第六周期p区元素和第五周期元素相比，又表现出一些特殊性。

五，无机化合物的水解性

无机物的水解是一类常见且十分重要的化学性质。在实践中我们有时利用他的水解性质（如制备氢氧化铁溶胶等），有时却又必须避免它的水解性质（如配置SnCl2溶液等）。

1，影响水解的因素

1）电荷和半径

从水解的本质可见：MA溶于水后是否发生水解作用，主要决定于M+和A－离子对配位水分子影响（极化作用）的大小，显然金属离子或阴离子具有高电荷和较小的离子半径时，他们对水分子有较强的极化作用，因此容易发生水解，反之低电荷和较大离子半径的离子在水中不易发生水解，如：AlCl3，SiCl4遇水都极易水解：AlCl3 +3H2O=Al(OH)3+3HCl，SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl；相反，NaCl，BaCl2在水中基本不发生水解。

2）电子层结构

我们知道Ca2+，Sr2+和Ba2+等盐一般不发生水解，但是电荷相同的Zn2+，Cd2+Hg2+等离子在水中却会水解，这种差异主要是电子层结构不同而引起的。Zn2+，Cd2+，Hg2+等离子是18e－离子，他们有较高的有效核电荷，因而极化作用强，容易使配位水发生水解。而Ca2+，Sr2+和Ba2+等离子是8e－离子，它们具有较低有效核电荷和较大的离子半径，极化作用较弱，不易使配位水发生分解作用，即不易水解。

总之，离子的极化作用越强该离子在水中就越容易水解。此外还可以看到非稀有气体构型（18e－，9-17e－，18+2e－）的金属离子，他们的盐都容易发生水解。

3）空轨道

我们知道碳的卤化物如CF4和CCl4遇水不发生水解，但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易水解，如：SiX4＋4H2O= H4SiO4＋4HX，对于四氟化硅来讲：3SiF4+4H2O= H4SiO4+4H++2SiF62－

这种区别是因为碳原子只能利用2s和2p轨道成键，这就使其最大共价数限制在4，并阻碍水分子中氧原子将电子对给予碳原子，所以碳的卤化物不水解。然而硅不仅有可利用的3s和3p轨道形成共价键，而且还有空的3d轨道，这样，当遇到水分子时，具有空的3d轨道的Si4+接受水分子中氧原子的孤电子对，而形成配位键，同时使原有的键削弱，断裂。这就是卤化硅水解的实质，由于相同的理由，硅也容易形成包含sp3d2杂化轨道的SiF62－配离子。

NF3不易水解，PF3却易水解也可以用同样的理由解释。硼原子虽然利用2s和2p轨道成键，但是因为成键后在2P轨道中还有空轨道存在，所以硼原子还有接受电子对形成配位键的可能，这就是硼的卤化物为什么会强烈水解的原因。

4）除结构因素影响水解反应以外，增高温度往往使水解加强。

5）由于水解反应是一个可逆平衡，所以溶液的酸度也会影响水解反应的进行。

2，水解产物的类型

一种化合物的水解情况主要决定于正负两种离子水解情况。负离子的水解一般比较简单，下面主要讨论正离子水解的情况。水解产物的类型大致可分为以下几种：碱式盐，氢氧化物，含氧酸（水解后所产生的含氧酸，有些可以认为是相应氧化物的水合物）。

无机物水解产物类型上的差别，主要是化合物中正离子和负离子对配位水分子的极化引起的。

水解反应有时伴有其他反应而使产物复杂化，这些反应有聚合，配合，脱水和氧化还原等。例如有些盐发生水解时首先生成碱式盐，接着这些碱式盐聚合成多核阳离子，如：

Fe3++H2O→[Fe(OH)]2++H+，2Fe3++2H2O→[Fe2(OH)2]4++ 2H+

当Fe3＋离子的水解作用再进一步进行时，将通过羟桥出现更高的聚合度，以至逐渐形成胶体溶液，并最后析出水合氧化铁沉淀。这类沉淀从溶液中析出时均呈絮状，十分疏松。这就是因为沉淀中包含着大量的水分，其来源首先就是水合离子内部所含有的那些水分。

有时水解产物还可以同未水解的无机物发生配合作用，如：

3SnCl4+3H2O=SnO2·H2O+2H2SnCl6

综上所述，就无机物的水解反应，可归纳出几条规律：

1，随正，负离子极化作用的增强，水解反应加剧，这包括水解度的增大和水解反应的深化。离子电荷，电子壳结构（或统一为有效核电荷）,离子半径是影响离子极化作用强弱的主要内在因素，电

荷高，半径小的离子，其极化作用强。由18电子（如Cu+，Hg2+等）,18+2电子（如Sn2+，Bi3+）以及2电子（Li+，Be2+）的构型过度到9-17电子（如Fe3+，Co2+）构型，8电子构型时，离子极

化作用依次减弱。共价型化合物水解的必要条件是电正性原子要有空轨道。

2，温度对水解反应的影响较大，是主要的外因，温度升高时水解加剧。

3，水解产物不外乎碱式盐，氢氧化物，含水氧化物和酸四种，这个产物顺序与正离子的极化作用增强顺序是一致的。低价金属离子水解的产物一般为碱式盐，高价金属离子水解的产物一般为氢氧化物或含水氧化物。在估计共价型化合物的水解产物时，首先要判断清楚元素的正负氧化态，判断依据就是它们的电负性。在P，S，Br，Cl，N，F这系列中，元素在相互化合时，处于右位的为负性。负氧化态的非金属的水解产物一般为氢化物，正氧化态的非金属元素的水解产物一般为含氧酸。

4，水解反应常伴有其他反应，氧化还原和聚合反应等。

六，无机物的酸分解反应：

1，SO32－+2H+=SO2↑+H2O 3NO2－+2H+=NO3－+2NO↑+H2O

2，S2O32－+2H+=SO2↑+S↓+H2O

3，S22－+2H+=S↓+H2S↑S x2－+2H+=H2S↑+(x－1)S↓

4，SnS32－+2H+=SnS2↓+H2S↑2AsS33－+6H+=As2S3↓+3H2S↑

2AsS43－+6H+=As2S5↓+3H2S↑2SbS43－+6H+=Sb2S5↓+3H2S↑

5，Mg2Si+4H+=2Mg2++SiH4(g)

6，6MgB2+12H+=6Mg2++B4H10+8B+H2(g)↑ Fe2S3+4H+=2Fe2++S↓+H2S↑

七，非金属单质的碱歧化反应：

1，X2+2KOH=KX+KXO+H2O Cl2+2OH－=Cl－+ClO－+H2O

2，2F2+2OH－=OF2+H2O+2F－

3，3I2+6OH－=5I－+IO3－+3H2O

4，3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O

5，4P+3NaOH+3H2O=3NaH2PO2+PH3↑

6，Si+2OH－+H2O=SiO32－+2H2↑(与金属铝、锌等类似)

7，2B+2NaOH+3KNO3(氧化剂)=2NaBO2+3KNO2+H2O

八，含氧酸盐热分解的自身氧化还原规律

含氧酸盐受热分解,如果有电子转移,而且这种转移是在含氧酸盐内部进行的话,就发生自身氧化还原反应，如：2AgNO3????→

加热2Ag+2NO2↑+O2↑

1，阴离子氧化阳离子反应：

阴离子具有较强氧化性而阳离子又有较强还原性，如NH4NO3,(NH4)2Cr2O7等：

NH4NO2????→

加热Cr2O3+ N2↑+4H2O

加热N2↑+2H2O(实验室制N2) (NH4)2Cr2O7????→

Mn(NO3)2????→

加热2HgO+2NO2

加热MnO2+2NO Hg2(NO3)2????→

这几个反应都是酸根将NH4+氧化成N2或将低价的具有还原性的Mn2+，Hg22+氧化成MnO2和HgO 2，阳离子氧化阴离子的反应：

如果含氧酸盐中阳离子具有强氧化性，而阴离子具有强的还原性，则受热后可能在阴阳离子之间发生氧化还原反应，如：

AgNO2????→

加热2Ag+2CO2↑

加热2Ag+SO3↑Ag2C2O4????→

加热Ag+NO2↑Ag2SO3????→

这里是Ag+将NO2－、SO32－、C2O42－等离子氧化。

又如：HgSO4????→

加热Hg+O2↑+SO2↑

在盐热分解较多见主要是Ag和Hg的含氧酸盐易发生这种反应。

3，阴离子自身氧化还原反应：

如果含氧酸盐中阳离子稳定,阴离子不稳定（ClO4－、NO3－、MnO4－），而且相应的酸性氧化物（Cl2O7、N2O5、Mn2O7）也不稳定时，则它们受热时，只能在阴离子内部不同元素之间发生电子的转移而使化合物分解，通常为阴离子自身氧化还原反应，分解时，通常有氧气放出。碱金属的第五、七族的最高价含氧酸盐特别是多数卤素含氧酸盐，加热时通常按这种方式分解，由于CO2、SiO2、P2O5、O3等分子比较稳定，所以碳酸盐、硅酸盐、磷酸盐、硫酸盐等热分解时一般不放出氧气。

硝酸盐受热分解：热分解产物因金属离子的性质不同而分为如下三类：

①最活泼的金属（比Mg活泼的金属）的硝酸盐受热分解产生亚硝酸盐和氧气：

2NaNO3????→

加热2NaNO2+O2↑

②活泼性较差的金属（活泼性位于Mg和Cu之间的金属）的硝酸盐受热分解为氧气、二氧化氮和相应

的金属氧化物：2Pb(NO3)2????→

加热2PbO+4NO2↑+O2↑

③不活泼金属（比Cu更不活泼的金属）的硝酸盐受热分解为氧气，二氧化氮和金属单质：

2AgNO3????→

加热2Ag+2NO2↑+O2↑

九，含氧酸盐热分解的歧化反应规律

这种类型热分解虽也属氧化还原反应，但其氧化还原反应是发生在同一元素上，结果使该元素的氧化数一部分变高，另一部分则变低，如NaClO、Na2SO3、Cu2SO4等。

1，阴离子的歧化反应：需要具备如下三个条件：

1）成酸元素的氧化态处于中间价态；

2）酸根阴离子必须是不稳定的，而且歧化后元素的价态是稳定的，例如ClO3－可歧化为Cl－和ClO4－；

3）含氧酸盐中阳离子必须稳定,它们都是碱金属和少数活泼的碱土金属离子等，如：

3NaClO????→

加热Na2S+3Na2SO4

加热2NaCl+NaClO3 4Na2SO3????→

应注意这三个条件必须同时具备，否则不发生这类反应，如亚硝酸钾KNO2和亚硝酸银AgNO2中,氮原子处中间价态，但由于硝酸根不如亚硝酸根稳定，因此受热时不会发生这种类型的反应。

2，阳离子歧化反应：

含氧酸盐中,若阳离子不稳定时，加热也可能发生歧化分解，如：

Hg2CO3????→

加热MnO2+MnSO4+2SO3

加热HgO+Hg+CO2 Mn2(SO4)3????→

有的在水溶液中进行：2Cu+(aq)????→

加热Cu2+(aq)+Cu

综上所述：在常见的含氧酸盐中磷酸盐、硼酸盐、硅酸盐都比较稳定，它们在加热时不分解，但易脱水缩合为多酸盐；硝酸盐及卤酸盐不稳定，由于它们的酸根离子具有氧化性，因此加热这类盐会发生不同形式的氧化还原反应，随金属阳离子的不同产物各异，如硝酸盐的几种类型；碳酸盐和硫酸盐等居中，且硫酸盐的分解温度高于碳酸盐，一般含氧酸盐的酸式盐不如正盐稳定。

十，金属元素高低价转化的规律

元素周期表中，除少数金属元素无变价外，其余均有变价。同一金属的多种不同价态在溶液中存在的形式不同，它们都以各自的最稳定状态而存在于溶液中。①处于低价态的金属离子一般以简单的阳离子形式存在于溶液中，如Pb2+、Mn2+、Fe2+、Bi3+、Cr3+等；②处于中间价态的金属元素大都以氧化物、氧酰离子或相应价态的酸根离子形式存在于溶液中，如MnO2、PbO+、CrO2－等；③处于高价态的金属元素常以复杂的含氧酸根形式存在，如MnO4－、BiO3－、CrO42－、FeO42－等。这主要是因为同一金属元素离子价态越高，半径就越小，离子电荷与半径的比值越大的离子，对水分子的极化力大。由于极化，使O－H键电子密度减少，易断键，结果，由水配位的金属离子转化为羟基配位的金属离子，进一步转化为氧配位的配合阴离子如MnO4－

金属元素高低价态离子间的相互转化过程，实际上就是氧化还原的过程。有些氧化还原过程常伴有介质参加，而且介质可影响氧化还原产物。因此水溶液中金属元素的高低价相互转化过程与介质的酸碱性有关，而且存在普遍规律：

1，由低价态化合物转化到高价态化合物，需在碱性介质中用氧化剂氧化低价态的离子，如：Pb2+ →PbO22－→PbO2Bi3+ →Bi(OH)3 →NaBiO3

Cr3+ →CrO2－→CrO42－Mn2+ →Mn(OH)2→MnO2→MnO42－

Fe2+ →Fe(OH)2 →Fe(OH)3 →FeO42－Co2+ →Co(OH)2 →Co2O3

Ni2+ →Ni(OH)2 →Ni2O3

在碱性介质中能完成这种转化过程，有几点原因：①从电极电势来看在碱性介质中金属的电对较低，其还原态不稳定，还原性较强，易找合适的氧化剂将低价态氧化成高价态。②这些元素的高价态在酸性介质中极不稳定，只能在碱性中存在。如Pb4+在酸性介质中不能稳定存在，只能在碱性中以PbO2形式存在，Co3+、Ni3+在酸中也不稳定，只在碱中以Co2O3、Ni2O3存在；Bi3+及HBiO3不稳定，以NaBiO3存在，MnO42－在碱中存在，酸中迅速歧化。因此，碱性条件是形成高价态化合物本身的要求。当然也有一些高价态在酸中稳定，不一定用碱，但只是少数，如：

Sn2+→Sn4+ Fe2+→Fe3+ Ce3+→Ce4+

再如Mn2+转化成MnO4－在碱性介质较易转化，而在酸性溶液中则需很强的氧化剂（BiO3－、S2O82－、PbO2、IO4－等）才能进行。绝大多数金属由低价态转化到高价态需在碱性介质中进行，是主要的制备原则（碱性介质加上强氧化剂是制备高价态的一个原则）。

2，由高价态向低价态转化需在酸性介质条件下，用强还原剂将高价化合物还原，如：

PbO2→Pb2+NaBiO3→Bi3+CrO42－→Cr3+

在酸性介质中，电对的值增大，其高价态的氧化性增强，在强还原剂的作用下可以转化为低价态的金属离子。

元素的存在

单质的制取

工业上冶炼金属的一般方法

工业上的还原过程即称为冶炼，把金属从化合物中的还原成单质。由于金属的化学活泼性不同，需采取不同的冶炼方法，一种金属采用什么提炼方法与它们的化学性质、矿石的类型和经济效果等有关。金属的提炼方法与它们在周期表中的位置大致关系见下表。

金属提炼方法与周期表位置的关系

工业上提炼金属一般有下列几种方法：

一、热分解法

在金属活动顺序中，在氢后面的金属其氧化物受热就容易分解，

如:HgO和Ag2O加热发生下列分解反应：2HgO→2Hg+O2↑

将辰砂(硫化汞)加热也可以得到汞：HgS+O2→Hg+SO2↑

二、热还原法

大量的冶金过程属于这种方法。焦炭、一氧化碳、氢和活泼金属等都是良好的还原剂。

1．炭热还原法

反应需要高温，常在高炉和电炉中进行。所以这种冶炼金属的方法又称为火法冶金.

氧化物矿：SnO2+2C→Sn+2CO2↑，MgO+C→Mg+CO↑

碳酸盐矿：一般重金属的碳酸盐受热时都能分解为氧化物，再用焦炭还原。

硫化物矿：先在空气中锻烧，使它变成氧化物，再用焦炭还原。如从方铅矿提取铅：

2PbS+3O2→2PbO+2SO2↑，PbO+C→Pb+CO↑

2．氢热还原法

工业上要制取不含炭的金属常用氢还原法。生成热较小的氧化物,例如，氧化铜、氧化铁等，容易被氢还原成金属。而具有很大生成热的氧化物，例如，氧化铝、氧化镁等，基本上不能被氢还原成金属。用高纯氢和纯的金属氧化物为原料，可以制得很纯的金属。

3．金属热还原法（金属置换法）

选择哪一种金属(常用Na、Mg、Ca、Al)做还原剂，除Δr Gψ来判断外还要注意下几方面情况；(1)还原力强；(2)容易处理；(3)不和产品金属生成合金；(4)可以得到高纯度的金属；(5)其它产物容易和生成金属分离；(6)成本尽可能低，等等。

铝是最常用的还原剂即铝热法。

Cr2O3 + 2Al=Al2O3+2Cr Δr Gθ= －622.9KJ.mol－1

铝容易和许多金属生成合金。可采用调节反应物配比来尽量使铝完全反应而不残留在生成的金属中。

钙、镁一般不和各种金属生成合金，因此可用作钛、锆、铪、钒、铌、钽等氧化物的还原剂。

如用活泼金属还原金属卤化物来制备：

TiCl4+4Na→Ti+4NaCl，TiCl4+2Mg→Ti+2MgCl2

三、电解法

排在铝前面的几种活泼金属，不能用一般还原剂使它们从化合物中还原出来。这些金属用电解法制取最适宜，电解是最强的氧化还原手段。

电解法有水溶液电解和熔盐电解法两种。活泼的金属如铝、镁、钙、钠等用熔融化合物电解法制备。

颜色

Li2O白色，Na2O白色，K2O淡黄，Rb2O亮黄，Cs2O橙红，Na2O2淡黄色颗粒状，

碱土金属氧化物皆为难溶于水的白色粉末，碱金属和碱土金属的氢氧化物皆为白色固体。

无定形硼为棕色粉末，晶形硼呈黑灰色。

自然界结晶形态的α－Al2O3成为刚玉，红宝石由于含有极微量的铬的氧化物如Cr2O3而呈红色，蓝宝石由于含有铁和钛的氧化物而呈蓝色。

SnO2白色，氧化亚锡SnO黑色，氧化高铅PbO2暗褐色粉末，氧化铅PbO橙黄色，四氧化三铅（俗称铅丹）Pb3O4鲜红色，Pb2O3橙色，，SnS棕色，PbS黑色，SnS2黄色

连氨（肼）N2H4为在空气中强烈发烟的无色液体，燃烧时呈紫色火焰。

硫化铵(NH4)2S无色或黄色晶体，与空气接触很快变黄，形成部分多硫化物和(NH4)2S2O3

NO2红棕色气体，N2O3淡蓝色。

亚硝酸银AgNO2淡黄色，难溶于水，亚硝酸铵NH4NO2浅黄色晶体。

五氧化二磷P2O5雪白色絮状晶体，三氧化二铋Bi2O3黄色粉末加热变为红棕色Bi2O5，五氧化二锑Sb2O5淡黄色粉末，As2S3黄色，Sb2S3橙色，Bi2S3黑色，As2S5黄色，Sb2S5橙色

F2浅黄色，Cl2黄绿色，Br红棕色，I紫色，固态碘呈紫黑色，并带有金属光泽。

工业用30%盐酸因含杂质（主要是[FeCl4]－）而带黄色。

HBrO4艳黄色，硫氰(SCN)黄色液体，XePtF红色晶体

自然界的金红石TiO2由于含有少量的铁、铌、钽、钒等呈红色或黄色，TiCl3紫色晶体

CrO42－黄色，MnO4－紫色

V2O5橙黄色晶体，偏矾酸铵NH4VO3微黄色晶体，偏矾酸钠NaVO3黄色晶体，VO2蓝色固体，VF4绿色固体，VCl暗棕色液体，VBr洋红色液体（－23℃以上不稳定），V O灰黑色固体，V S棕黑色固体

在NH4VO3的盐酸溶液中加入Zn，会依次看到生成蓝色的[VO(H2O5]，绿色的[VCl2(H2O)4]，最后生成紫色的[V(H O)]2+

三氧化铬（铬酐）CrO3暗红色晶体，三氧化二铬（铬绿）Cr2O3绿色粉末，过氧化铬CrO5蓝色，三氯化铬

CrCl 3·H 2O 紫色晶体，Cr(OH)3灰绿色，铬酸钾K 2CrO 4黄色晶体，BaCrO 4淡黄色，PbCrO 4黄色，Ag 2CrO 4砖红色，重铬酸钾K 2Cr 2O 7（红矾）橙红色晶体，硫酸钾铬（铬钾矾）KCr(SO 4)2·12H 2O 暗紫色八面晶体，氯化铬酰CrO

Cl 深红色易挥发液体，Cr (Ac)·2H O 粉红色

三氧化钨WO 3黄色粉末，钨酸H 2WO 4黄色沉淀，钨蓝（W(Ⅵ)和W(Ⅴ)氧化物的混合物）WO 2.67(OH)0.33 钼酸H 2MoO 4白色沉淀，(四缩)七钼酸六铵(NH 4)6Mo 7O 24·24H 2O 无色或淡绿色晶体，磷钼酸铵

(NH 4)3PO 4·

12MoO 3·6H 2O 黄色沉淀，磷钼酸H 3[P(Mo 3O 10)4]·12H 2O 黄色闪光晶体（见光分解，储于黑色磨口瓶中）

高锰酸钾KMnO 4紫红色近乎黑色晶体，锰酸钾K 2MnO 4暗绿色晶体，二氧化锰MnO 2黑色无定形粉末，硫

酸锰MnSO 4·7H 2O 肉红色晶体，氯化锰MnCl 2·4H 2O 肉红色晶体，七氧化二锰（高锰酸酐）Mn 2O 7黄绿色油状液体，氧化锰MnO 绿色粉末，MnO 2·xH 2O 棕褐色，MnS 肉色，MnCO 3白色，Mn(NH 4)PO 4肉色，[MnF 3－

红色

Fe 2O 3红棕色，FeO 黑色，Fe 3O 4黑色，FeCl 3黑褐色层状晶体，Fe(NO 3)3·9H 2O 淡紫色晶体，FeCl 2·4H 2O

透明淡蓝色晶体，FeSO 4·7H 2O 淡绿色晶体，硫酸亚铁铵（Mohr 盐）(NH 4)2FeSO 4)2·6H 2O 绿色晶体，Fe(OH)3红棕色，FeO 42－

紫红色，五氰亚硝酰合铁(Ⅱ)酸钠Na 2[Fe(CN)5NO]·2H 2O 红色晶体，[Fe(phen)3]2+

深红色，[Fe(phen)3]3+蓝色

Co 2O 3·xH 2O 暗褐色，Ni 2O 3·2H 2O 灰黑色，CoO 灰绿色，NiO 绿色，CoF 3淡棕色粉末，CoCl 2蓝色，CoCl 2·H 2O

蓝紫色，CoCl 2·2H 2O 紫红色，CoCl 2·6H 2O 粉红色晶体，CoSO 4·7H 2O 淡紫色晶体，Co(OH)2粉红色，碱式碳酸钴Co 2(OH)2CO 32－

蓝色，CoCl 42－

天蓝色，[Co(NH 3)6]2+土黄色，[Co(NH 3)6]3+红色，NiCl 2·6H 2O

草绿色晶体，NiSO 4·7H 2O 暗绿色晶体，Ni(NO 3)2·6H 2O 青绿色晶体，Ni(CN)2绿色，[Ni(CN)4]2－

黄

色，[Ni(NH 3)6]2+蓝色，Ni(OH)Cl 绿色，Ni(OH)2苹果绿色，NiO(OH)黑色

羰基簇合物：Fe 2(CO)9褐色，Fe 3(CO)12墨绿色，Co 2(CO)8橙红色，Co 4(CO)12黑色，Rh 2(CO)8橙色，Rh 4(CO)12

红色，Rh 6(CO)16黑色

氧化铜CuO棕黑色粉末，氧化亚铜Cu2O暗红色粉末，硫酸铜（胆矾）CuSO4·5H2O蓝色晶体，Cu(NO3)2·3H2O 蓝色晶体，CuCl2·2H2O绿色晶体，氯化亚铜CuCl白色四面体晶体（吸湿后变绿），Cu(OH)2浅蓝色，[Cu(OH)4]2－深蓝色，

Ag2O暗棕色粉末，AgNO3无色菱形片状晶体（混入有机物时见光变黑），Ag2SO4白色晶体，AgBr淡黄色，AgI黄色，Ag2CrO4砖红色固体，Ag2SO3白色固体

Au2Cl6深红色吸水性固体（溶于少量水中呈红棕色，在大量水中呈红黄色，在酸性溶液中稳定，中性溶液中析出Au）

把锌和镉在空气中加热到足够高的温度时能燃烧起来，分别产生蓝色和红色的火焰，生成ZnO和CdO。ZnO 为白色粉末，加热时变黄，冷却后又变白。Zn3[Fe(CN)6]2黄褐色固体。

氧化汞HgO有鲜红色[1:20500(水)]和黄色[1:19500(水)]两种，高于400℃分解为Hg和O2，细心加热颜色变黑，冷却又恢复原色。Hg2O棕褐色（也有人认为这是HgO和Hg混合物的颜色），Hg2I2绿色，HgI2金红色

Pr2O3深蓝色，Nd O浅蓝色，Er O粉红色，Ce(OH)黄色，CeO·nH O黄色胶状沉淀

铀黄，在UO22+的水溶液中加碱，有黄色的Na2U2O7·6H2O析出，将其加热脱水所得无水盐叫做铀黄，作为黄色颜料被广泛应用于瓷釉或玻璃工业中。

鉴定与测定

鉴定K +：Na 3[Co(NO 2)6]与钾盐作用，生成K 2Na[Co(NO 2)6] 亮黄色沉淀；

或用四苯基硼酸钠与钾盐作用，生成K[B(C 6H 5)4]白色沉淀。

鉴定Na +：用醋酸铀酰锌ZnAc 2·3UO 2Ac 2与钠盐作用，可以生成淡黄色多面体形晶体：

NaAc ·ZnAc 2·3UO 2Ac 2·9H 2O ；或者可利用生成Na[Sb(OH)6]沉淀进行鉴定。 鉴定Ca 2+

：利用生成CaC 2O 4白色沉淀或碳酸盐、磷酸盐沉淀。 鉴定Ba 2+：利用生成BaSO 4白色沉淀或BaCrO 4黄色沉淀。

鉴定硼：硼酸和单元醇反应生成硼酸酯，硼酸酯可挥发且易燃，燃烧时火焰呈绿色。 硼砂珠试验：熔融的硼砂可以溶解许多金属氧化物，形成不同颜色的偏硼酸复盐：

Na 2B 4O 7+CoO →Co(BO 2)2·2NaBO 2（蓝色） Na 2B 4O 7+NiO →Ni(BO 2)2·2NaBO 2（棕色） Na 2B 4O 7+CuO →Cu(BO 2)2·2NaBO 2（红棕色）

鉴定Al 3+

：在Al 3+溶液中加入茜素的氨溶液，生成红色沉淀，Al 3+先与NH 3生成Al(OH)3，

然后与茜素作用：Al(OH)3+3C14H 6O 2(OH)2→Al(C14H 7O 4)3(红)+3H 2O ，反应灵敏度高。 鉴定Bi 3+：3[Sn(OH)4]2－

+2Bi 3++6OH －

→3[Sn(OH)6]2－

+2Bi ↓(黑)

鉴定Sn 2+和Hg 2+

：2HgCl 2+Sn 2++4Cl －

→Hg 2Cl 2↓(白)+[SnCl 6]2－

Sn 2+过量则：Hg 2Cl 2(s)+Sn 2++4Cl －

→2Hg(黑)+[SnCl 6]2－

鉴定Pb 2+和CrO 42－

：Pb 2++CrO 42－

→PbCrO 4↓(黄)，PbCrO 4可溶于过量的碱生成[Pb(OH)3]－

，可利用这一性

质将PbCrO 4与其他黄色铬酸盐沉淀（如BaSO 4）区别开来。

鉴定NH 4+：用Nessler 试剂（K 2[HgI 4]的KOH 溶液）可以鉴定试液中的NH 4+：

NH 4++2[HgI 4]2－

+4OH －

→[O(Hg)2NH 2]I ↓(或Hg 2NI)+7I －

+3H 2O ，

因NH 4+的含量和Nessler 试剂的量不同，生成的沉淀颜色从红棕到深褐色有所不同。

为防止试液中Fe 3+，Co 2+，Ni 2+，Cr 3+，Ag +和S 2－

等的干扰，可在试液中加碱，使逸出的氨与滴在滤纸

条上的Nessler 试剂反应进行鉴定。

鉴定NO 3－

和NO 2－

：在放有Fe 2+（FeSO 4）和硝酸盐的混合溶液的试管中，小心的加入浓硫酸，在浓硫酸与

溶液的界面处出现“棕色环”，这是由于生成了配合物[Fe(NO)(H 2O)5]2+而呈现的颜色： 3Fe 2++NO 3－

+4H +→3Fe 3++NO+2H 2O ，[Fe(H 2O)6]2+

+NO →[Fe(NO)(H 2O)5]2+(棕色)+H 2O ，

这一反应用来鉴定NO 3－

的存在；鉴定NO 2－

时改用醋酸，生成的棕色物质也是[Fe(NO)(H 2O)5]2+。

此配合物不稳定，微热或振荡溶液，“棕色环”即消失。

证实硝基化合物存在（有机化学）：用Ti 3+

可将硝基还原为氨基：RNO 2+6Ti 3++4H 2O →RNH 2+6TiO 2++6H + 鉴定PO 43－

：磷酸盐与过量的钼酸铵及适量浓硝酸混合后加热，可慢慢生成黄色的磷钼酸铵沉淀：PO 43

－

+12MoO 42－

+24H ++3NH 4+→(NH 4)3PO 4·12MoO 3·6H 2O ↓(黄)+6H 2O

鉴定砷As ：①马氏试砷法：将试样、锌和盐酸混合在一起，反应生成的气体导入热玻璃管中，如果试样中

含有砷的化合物，则因锌的还原而生成胂AsH 3，胂在玻璃管受热部分分解，生成的砷沉积在管壁上形

成亮黑色的“砷镜”：2AsH 3???

?→加热

2As(s)+3H 2 ②古氏试砷法：利用胂的强还原性：2AsH 3+12AgNO 3+3H 2O →As 2O 3+12HNO 3+12Ag(s) 鉴定H 2O 2或CrO 42－

/Cr 2O 72－

：4H 2O 2+Cr 2O 72－

+2H +→2CrO 5（蓝色过氧化铬）+5H 2O

鉴定SO 42－

：用BaCl 2等可溶性钡盐与其生成不溶于酸的BaSO 4，BaSO 3溶于盐酸。

鉴定S 2O 32－

：在中性介质中，和过量的AgNO 3作用，得到沉淀颜色由白→黄→棕→黑：

2Ag ++S 2O 32－

→Ag 2S 2O 3↓(白)，Ag 2S 2O 3+H 2O →Ag 2S ↓(黑)+H 2SO 4

鉴定S 2－

：在溶液中，S 2－与[Fe(CN)NO]2－

作用时，生成紫红色的[Fe(CN)5NOS]4－

测定钛：在中等酸度的钛(Ⅳ)盐溶液中加入H 2O 2，生成桔黄色的配合物[TiO(H 2O 2)]2+：

TiO 2++H 2O 2→[TiO(H 2O 2)]2+(桔黄)，这一反应常用于比色法测定钛。

测定钒：用KMnO 4溶液可以将VO 2+(蓝)氧化为VO 2+(淡黄)，此反应由于颜色变化明显，在分析化学中常

用来测定溶液中的钒5VO 2++H 2O+MnO 4－

→5VO 2++Mn 2++2H +

鉴定Ag +：4Ag ++Cr 2O 72－

+H 2O →2Ag 2CrO 4↓(砖红色)+2H +

鉴定Cr(Ⅵ)：在Cr 2O 72－

的溶液中，加入H 2O 2和乙醚时，有蓝色的过氧化物CrO(O 2)2·(C 2H 5)2O 生成。

鉴定Cr(Ⅲ)： 2[Cr(OH)4]－

+3H 2O 2+2OH －

→2CrO 42－

+8H 2O ，可初步鉴定是否有Cr(Ⅲ)，再在溶液中加入Ba 2+

或Pb 2+生成黄色的BaCrO 4或PbCrO 4沉淀以进一步确认。

鉴定Mo 3+：在以盐酸酸化的(NH 4)2MoO 4溶液中，加入Zn 或SnCl 2，则Mo(Ⅵ)被还原为Mo 3+，溶液最初变

为蓝色，然后变为绿色，最后变为棕色(Mo 3+)：2MoO 42－

+3Zn+16H +→2Mo 3++3Zn 2++8H 2O ，

溶液中若有NCS －

存在时，因形成[Mo(NCS)6]3－

而呈红色。

鉴定MoO 42－

或PO 43－

：用硝酸酸化的钼酸铵溶液，加热至50℃，再加入Na 2HPO 4溶液，

12MoO 42－

+HPO 42－

+3NH 4++23H +→(NH 4)3PO 4·12MoO 3·6H 2O ↓(黄)+6H 2O

鉴定Mn 2+：在硝酸溶液中，铋酸钠NaBiO 3或二氧化铅PbO 2等强氧化剂能把Mn 2+氧化为MnO 4－

，

2Mn 2++5NaBiO 3+14H +→2MnO 4－

+5Bi 3++5Na ++7H 2O ，

由于生成了MnO 4－

而使溶液呈紫红色，是Mn 2+的特征反应，可用来检验溶液中微量的Mn 2+。但当溶

液中有Cl －

时，紫红色生成后会立即褪去，这是由于MnO 4－

被Cl －

还原的缘故；当Mn 2+过多时，也会

在紫红色出现后立即消失，因为MnO 4－

被过量的Mn 2+还原，生成MnO 2

鉴定Fe 3+和Fe 2+：在Fe 2+的溶液中，加入KCN 溶液，首先生成白色的氰化亚铁Fe(CN)2沉淀，当KCN 过

量时，Fe(CN)2溶液生成[Fe(CN)6]4－

，用氯气氧化[Fe(CN)6]4－

时，生成[Fe(CN)6]3－

，利用上述反应，可

分别得到黄血盐K 4[Fe(CN)6]和赤血盐K 3[Fe(CN)6]；

在Fe 3+的溶液中加入K 4[Fe(CN)6]溶液，生成蓝色沉淀，称为Prussian 蓝： xFe 3++xK ++x[Fe(CN)6]4－

→[KFe(CN)6Fe]x (s)，

在Fe 2+

的溶液中加入K 3[Fe(CN)6]溶液，也生成蓝色沉淀，称为Turnbull's 蓝： xFe 2++xK ++x[Fe(CN)6]3－

→[KFe(CN)6Fe]x(s)。

实验已经证明Prussian 蓝和Turnbull's 蓝的组成都是[KFe Ⅲ

(CN)6Fe Ⅱ

]x

鉴定Fe 3+：KSCN 与Fe 3+反应生成血红色配离子：Fe 3++xSCN －→[Fe(NCS)x ]3－x （x=1~6）

比色法测定Fe 3+：Fe 3+与螯合剂磺基水杨酸[C 6H 3(OH)(COOH)SO 3H]反应，形成紫红色的螯合物

[Fe(C 6H 3(OH)(COO)SO 3)3]

3－

(pH ≤4)，可用于比色法测定。

测定Fe 2+：在酸性溶液中，Cr 2O 72－

可以把Fe 2+，SO 32－

，H 2S ，I －

等氧化，可用于分析化学中Fe 2+等含量的

测定：Cr 2O 72－

+6Fe 2++14H +→2Cr 3++6Fe 3++7H 2O

鉴定Co 2+：Co(Ⅱ)的配合物在水溶液中稳定性较差，在丙酮或乙醚中则较稳定。在Co 2+的溶液中加入KSCN(s)

及丙酮，生成蓝色的[Co(NCS)4]2－

：Co 2++4NCS

－

????→

丙酮

[Co(NCS)4]2－

(蓝色)

鉴定Ni 2+：1分子Ni 2+与2分子丁二肟在弱碱性条件下生成难溶于水的鲜红色螯合物沉淀二丁二肟合镍(Ⅱ)，

简写为Ni(DMG)2，配位原子为N

鉴定羰基：PdCl 2容易被甲醛等还原成金属钯，利用PdCl 2与CO 作用生成黑色金属钯的反应可以鉴定CO

的存在并估计CO 的含量。

鉴定Cu 2+：在中性或弱酸性溶液中，Cu 2+与[Fe(CN)6]4－

反应，生成红棕色沉淀Cu 2[Fe(CN)6]，可用来鉴定

微量的Cu 2+；深蓝色的[Cu(NH 3)4]2+较稳定，可根据它的颜色来鉴定Cu 2+的存在。 鉴定Cd 2+：在含有Cd 2+的溶液中通入H 2S 时，有不溶于稀酸的CdS 黄色沉淀析出。

比色法测定Zn 2+：当带有某些基团（如－N ＝N －）的螯合剂与Zn 2+反应时，能生成有色的配合物。例如二

苯硫腙[C 6H 5－(NH)2－CS －N ＝N －C 6H 5]与Zn 2+反应时，生成粉红色的内配盐沉淀，此配盐能溶于CCl 4中，常用其CCl 4溶液来比色测定Zn 2+的含量。

鉴定Hg 2+：在Hg 2+的溶液中加入SnCl 2溶液时，首先有白色丝光状的Hg 2Cl 2沉淀生成，再加入过量SnCl 2

溶液时，Hg 2Cl 2可被Sn 2+还原为Hg ：

2Hg 2++Sn 2++8Cl －

→Hg 2Cl 2(s)+[SnCl 6]2－

，Hg 2Cl 2(s)+Sn 2++4Cl －

→2Hg+[SnCl 6]2－

重要化合物的制取

碳酸锂Li 2CO 3：2LiAlSi 2O 6(s)+Na 2CO 3(aq)→Li 2CO 3(s)+2NaAlSi 2O 6(s)，

在上述反应系统中不断通入CO 2，使难溶的Li 2CO 3转化为可溶的LiHCO 3，从而与难溶的硅酸盐分离开：Li 2CO 3(s)+CO 2(g)+H 2O(l)→2LiHCO 3(aq)

碳酸钠(纯碱、苏打)Na 2CO 3：联碱法(侯氏制碱法)：将CO 2通入含有NH 3的NaCl 饱和溶液中：

NaCl(aq)+NH 3(g)+CO 2(g)+H 2O(l)40

→℃

NaHCO 3(s)+NH 4Cl(aq)， NaHCO 3溶解度较小，从溶液中析出，经分离后在200℃煅烧分解为Na 2CO 3。在析出NaHCO 3的母液中，加入NaCl ，利用低温下NH 4Cl 的溶解度比NaCl 小及同离子效应，使NH 4Cl 从母液中析出：

NH 4Cl(aq)+NaCl(s)(5~10)?????

→℃

NH 4Cl(s)+NaCl(aq)，NaCl 溶液可循环利用。 氯化钾KCl ：根据热水中NaCl 的溶解度较小，利用KCl 和NaNO 3溶液进行复分解反应。

三氯化铝AlCl 3：铝盐溶解于盐酸中，分离出的是无色吸潮的水合晶体AlCl 3·6H 2O ；在红热的Al 2O 3及炭

的混合物中通入氯气或在氯气或氯化氢气流中加热金属铝可得无水AlCl 3；

矾：M (Ⅰ

)M (Ⅲ

)(SO 4)2·12H 2O ，铝钾矾（明矾）KAl(SO 4)2·12H 2O ，铬钾矾KCr(SO 4)2·12H 2O ，这几种组成

相似晶体形状完全相同的物质，被称作类质同晶物质。这种现象叫做类质同晶现象。 一氧化碳CO ：实验室可用浓硫酸从甲酸中脱水制备少量的CO ；工业上则由水煤气制得。 氨NH 3：实验室一般用铵盐与强碱共热来制取氨；工业采用合成法。 NO ：实验室用Cu 与稀硝酸反应制取；工业用氨的铂催化氧化法制取。

亚硝酸盐：碱吸收等物质的量的NO 和NO 2可得；工业用碳或铁高温还原硝酸盐制取。

硝酸：工业采用氨催化氧化法制取，将氨和空气的混合物通过灼热（800℃）的铂铑丝网（催化剂），氨可

以相当完全的被氧化为NO ：4NH 3(g)+5O 2(g)→4NO(g)+6H 2O(g)，K θ(298K)=10168，

生成的NO 被O 2氧化为NO 2，后者再与水发生歧化反应生成硝酸和NO ：3NO 2+H 2O →2HNO 3+NO ， 生成的NO 再经过氧化吸收，最后可得到47%~50%的稀硝酸，加入硝酸镁做脱水剂蒸馏可制得浓硝酸。用硫酸与硝石NaNO 3共热也可制得硝酸：NaNO 3+H 2SO 4→NaHSO 4+HNO 3 膦PH 3：纯净的膦可以用水或KOH 与碘化鏻作用制取：PH 4I+KOH →PH 3+KI+H 2O ，

某些活泼金属的磷化物水解也可得到膦：Mg 3P 2+6H 2O →3Mg(OH)2+2PH 3(g)。

磷酸H 3PO 4：磷燃烧成P 4O 10，再与水化合：P 4O 10+6H 2O(热)→4H 3PO 4；工业上用硫酸分解磷灰石制取：

Ca 3(PO 4)2+3H 2SO 4→2H 3PO 4+3CaSO 4，但含Ca 2+，Mg 2+等杂质。

磷肥：Ca 3(PO 4)2+2H 2SO 4+4H 2O →Ca(H 2PO 4)2+2CaSO 4·2H 2O ，所得混合物称过磷酸钙。 氧气O 2：工业用液态空气分馏或电解法制取；实验室利用氯酸钾热分解制备。

臭氧O 3：实验室可借助无声放电的方法制备浓度达百分之几的臭氧；复印机工作时也有臭氧产生；大雷雨

天气，空气中的氧气在电火花作用下可部分转化为臭氧。

过氧化氢H 2O 2：工业电解法：电解NH 4HSO 4溶液生成(NH 4)2S 2O 8，加入硫酸氢钾析出K 2S 2O 8，将其在酸

性溶液中水解可得到H 2O 2，经减压蒸馏可得30%左右H 2O 2，此法能耗大，已逐渐被淘汰；蒽醌法：在重芳烃和磷酸三辛酯的混合溶液中，2－乙基蒽醌在钯催化下用氢气还原得到2－乙基蒽酚，再用氧气氧化即得H 2O 2，第二步生成的2－乙基蒽醌可以循环使用。用水抽取，减压蒸馏可得到高浓度的H 2O 2 硫化氢H 2S ：通常用金属硫化物和非氧化性酸作用制取：

FeS+2HCl →H 2S ↑+FeCl 2，产物气体中含有的少量HCl 可用水吸收； 实验室可用硫代乙酰胺水溶液加热水解的方法制取：

CH 3CSNH 2+2H 2O →CH 3COONH 4+H 2S ↑，H 2S 气体可用P 4O 10干燥。 二氧化硫SO 2：工业焙烧硫化物矿制取：3FeS 2+8O 2→Fe 3O 4+6SO 2；

实验室用亚硫酸盐与酸反应制取少量SO 2，也可以用铜和浓硫酸共同加热制取。

硫酸H 2SO 4：工业接触法，由黄铁矿（或硫黄）在空气中焙烧得到SO 2和空气的混合物，在450℃左右的

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》笔记和课后习题(含考研真题)详解(化学动力学基础)【圣才】

第3章 化学动力学基础 3.1 复习笔记 一、化学反应速率 1．定义 单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化。 2．分类 （1）平均速率：某一时间间隔内物质浓度变化的平均值，c r t ?=? （2）瞬时速率：时间间隔无限接近0时的平均速率的极限值，0 lim t r r ?→= 二、速率方程 1．化学反应速率方程 （1）定义 描述了化学反应反应速率与反应物浓度之间定量关系的方程，即 式中，k 为速率系数，与浓度无关，与温度T 有关，单位为[mol ·L －1]1－（α＋β）[t]－1；c A 、c B 分别为反应物A 和B 的浓度，单位为mol ·L －1；α，β分别为反应物A 和B 的反应 A B r kc c αβ=

级数，量纲为一；（α＋β）为反应的总级数。 （2）影响因素 ①速率系数 速率系数k 反映了反应速率的相对大小。其影响因素包括：反应物本性、温度、催化剂等，与反应物浓度无关。 ②反应级数 反应级数表示反应速率与反应物浓度关系。零级反应表示反应速率与反应物浓度无关，一级反应表示反应速率与反应物浓度的一次方成正比，以此类推。 【注意】反应级数与物质化学计量数二者概念不同，数值不同，反应级数可取分数和负数，即α≠a ，β≠b 。 2．半衰期 定义：使反应物A 转化率达到1/2时所用的时间称为半衰期。 本节只需掌握以下两个半衰期公式： （1）零级反应 ()01/2 A 2c t k = （2）一级反应 1/2 0.693t k = 三、Arrhenius 方程 1．Arrhenius 方程的概念

（1）定义 Arrhenius 方程是表示温度T 与速率常数k 之间定量关系的方程式，公式为 ()0e a E RT k k -= 或 0ln ln a E k k RT =- 式中，E a 为实验活化能，单位为kJ ·mol －1；k 0为指前参量，又称为频率因子，与单位相同。 【说明】温度变化较小时，E a 和k 0可看作与温度T 无关。 （2）温度对化学反应速率的影响 ①大多数化学反应的速率随温度的升高而增大； ②反应物浓度恒定，温度每升高10K ，反应速率约增加2～4倍。 2．Arrhenius 方程的应用 （1）计算反应的活化能E a ； （2）由E a 计算反应速率系数k 。 四、反应速率理论和反应机理 1．碰撞理论 有效碰撞：反应物分子A 和B 必须通过碰撞，且其碰撞动能大于或等于摩尔临界能E c 时，碰撞才能发生反应。 根据碰撞理论，反应物分子能发生有效碰撞的条件为：①具有足够的最低能量；②以合

考研无机化学_知识点总结

第一章物质存在的状态………………………………………………………………2 一、气体 .......................................................................................................... 2 二、液体 .......................................................................................................... 3 ①溶液与蒸汽压 ................................................................................................ 3 ②溶液的沸点升高和凝固点的下降 ................................................................... 3 ③渗透压 .......................................................................................................... 4 ④非电解质稀溶液的依数性 .............................................................................. 4 三、胶体 .......................................................................................................... 4 第二章 化学动力学初步……………………………………………………………5 一、化学反应速率 ............................................................................................ 5 二、化学反应速率理论 ..................................................................................... 6 三、影响化学反应速率的因素 .......................................................................... 6 2、温度 ............................................................................................................ 7 第三章 化学热力学初步……………………………………………………………8 一、热力学定律及基本定律 .............................................................................. 8 二、化学热力学四个重要的状态函数 ................................................................ 9 4、自由能 ....................................................................................................... 10 ①吉布斯自由能 .............................................................................................. 10 ②自由能G ——反应自发性的判据 .................................................................. 11 ③标准摩尔生成自由能θ m f G ? (11)

无机化学考研复习总结笔记

无机化学复习总结 无机化学复习不完全攻略(原创，有不足，请指点)5 j5 K# N. x2 r) 转载自free kao yan6 n! Z+ E9 T; _) m/ U 首先说明一下,我是复习考有机专业的,因为接触无机比较早,也看过一些无机的教材,对无机的知识点略有了解,同时应版主要求,把版中无机的讨论带动起来,故介绍一下个人学的无机的心得,供大家参考,仅代表个人观点. & B$ {0 `1 t3 h7 ~ 无机的东西比较杂,并且比较松散,主要可以分为理论部分和元素化合物部分! V% q* h7 C' G+ O 理论部分主要分为四大结构和四大平衡,以及化学热力学,动力学初步和溶液 四大结构:原子结构,分子结构,配合物结构,晶体结构 四大平衡:酸碱平衡,沉淀溶解平衡,配位离解平衡,氧化还原平衡 如果你考物化的话化学热力学和动力学基础就不用看了,物化讲的比这个透彻得多,平衡的总纲以及溶液部分在物化里面也是讲的很详细; 如果你分析化学学得好的话,四大平衡也可以少看很多,因为分析化学就是建立在四大平衡的基础上的(仪器分析不算,呵呵); 5 `2 f: h; A$ f/ f+ F5 k 而结构化学里面所涉及到的结构问题又比无机的四大结构深多了,同样如果你在这方面比较强,那四大结构又省了很多事. 但是如果每门掌握的都不透彻怎么办呢?不要担心,无机的理论部分

仅仅是是一个大纲性质的东西,也就是总结性的概括.所以每种理论都有,但是每种理论要求都比较简单,按照四大结构-四大平衡-化学热力学初步-化学动力学初步-溶液的顺序自己仔细地过一遍也不是很难的事情,起码我感觉比自学有机容易多了,呵呵 如果你的化学基础比较扎实,也不要在旁边偷偷笑,正所谓"结构决定性质",无机尽管理论比较简单,但是其精髓在于用简单的理论解释大量的现象和物质性质,在你掌握相关理论的基础上要能够灵活地把它们运用到平时见到的单质和化合物的性质解释.这样才算真正掌握了无机的理论. 总的来说无机的理论部分重点在运用. s5 V [. M$ }# E) Z 而无机化学的重点则元素部分,这个也是无机主要讲的东西以及无机的特点., Y2 A. _0 I, {& Q3 Y4 ^" z- G" a 首先建议周期表最好是背过,认识并且会写除f区以外的元素,镧系最好能背过,一些重要的比如说La Ce也要知道的.* ~8 E+ ?2 e3 m$ G2 @ 个人感觉主族元素里面比较重要的是B,P,S,Sn,Pb,As,Bi,4 W' N: X5 ?8 h 副族里Hg,Co,Cr,Mn,Ti,V,Cu等比较重要,下面分主族和副族元素分开介绍:, I* Q6 y8 _- _' l' b, U7 Y w 第一主族里面要注意过氧化物,超氧化物,臭氧化物的结构和生成条件,焰色反应的火焰颜色(包括碱土金属和少量过渡金属的都要知道),以及碱金属的不溶盐;

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》笔记和课后习题(含考研真题)详解(原子结构)【圣才出品】

第8章 原子结构 8.1 复习笔记 一、氢原子光谱与Bohr 理论 1．氢原子光谱 （1）线状光谱：元素的原子辐射所产生的具有一定频率的、离散的特征谱线。 （2）氢原子光谱特征：①线状光谱；②频率具有规律性。 （3）氢原子光谱的频率公式 151 2212 113.28910( )s v n n -=?- 【注意】n 2＞n 1，且均为正整数，n 1＝2时，n 2＝3，4，5，6。 2．Bohr 理论 Bohr 理论（三点假设）： （1）定态假设：核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上稳定运行，且不辐射能量； （2）跃迁规则： ①基态→激发态：电子处在离核最近、能量最低的轨道上（基态）；原子获得能量后，基态电子被激发到高能量轨道上（激发态）； ②激发态→基态：不稳定的激发态电子回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能

量差。 光能与轨道能级能量的关系式为 h ν＝E 2－E 1＝ΔE 氢原子能级图如图8-1-1所示。 图8-1-1 氢原子光谱中的频率与氢原子能级 能级间能量差为 H 2212 11 ()E R n n ?=- 式中，R H 为Rydberg 常数，其值为2.179×10－18J 。 n 1＝1，n 2＝∞时，ΔE ＝2.179×10－18J ，为氢原子的电离能。

二、微观粒子运动的基本特征 1．微观粒子的波粒二象性 定义：具有粒子性和波动性的微观粒子。 微观粒子的波长为 h h mv p λ== 式中，m 为实物粒子的质量；v 为粒子的运动速度；p 为动量。 2．不确定原理 Heisenberg 不确定原理：处于运动状态的微观粒子的动量和位置不能同时确定。 表示为 4h x p π ???≥ 式中，Δx 为微观粒子位置的测量偏差；Δp 为微观粒子的动量偏差。 【注意】波动性是大量粒子运动或一个粒子多次重复运动所表现出来的性质。 三、氢原子结构的量子力学描述 1．薛定谔方程与量子数 （1）薛定谔方程 ()22222 22280m E V x y z h ψψψπψ???+++-=??? 式中，ψ为量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，即原子轨道；E 为轨道能量（动能与势能总和）；V 为势能；m 为微粒质量；h 为普朗克常数；x ，y ，z 为微粒的

无机化学总结

无机化学总结 在学习方法上要求： 一、要掌握基本概念、基础知识 1 基础知识，例如元素名称，符号，周期表，重要的方程式，重要单质的制备、 性质及用途，重要化合物的制备、性质及用途； 例如：重要的氧化剂：KMnO4、K2Cr2O7、PbO2、H2O2、Cl2、NaClO、KClO3等 还原剂：SnCl2、H2C2O4、Na2SO3、H2S、KI、 沉淀剂：C2O42-、CrO42-、S2-、CO32-、OH- 配合剂：NH3、H2O 、CN-、SCN-、S2O32- 显色剂等； 2、一些重要的基本理论：如：化学键理论： ①VBT：经典的价键理论、价层电子对互斥理论、杂化理论、 ②CFT： ③MOT： 原子结构理论 酸碱理论 氧化还原理论 3、各种概念的具体定义，来源，使用范围；各种定律、定理、规则及使用条件 等；例如：PV=nRT 使用条件为高温低压；配合物的定义、K稳的定义等。 镧系收缩、 4、一些伟大科学家的重要贡献； 例如：1893年瑞士年仅26岁的化学家维尔纳（Wrener,A）提出PV=nRT 使用条件为高温低压理论，成为化学的奠基人。 Pauling 阿累尼乌斯（Arrhenius,S.） 5、一些科学方法，例如测定分子量的方法（四种）、测定原子量的方法；使自己 在科学思维能力，科学方法上得到提高。特别是实验方法，动手操作能力上得到提高。 6、掌握学习方法。例如：演绎法，归纳法。 按照自己的习惯，建立一套适应自己的学习方法。 二、要系统总结所学过的知识 1、整个无机化学：一个气体定律（四个定律）两个基础知识（热力学、动力学）三个结构（原子结构、分子结构和晶体结构）四大平衡（酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡和配合平衡）及各种元素的性质。

无机化学重点笔记

第一章 物质的状态 理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。 实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。 pV = nRT （理想气体状态方程式） R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。 R = Pa·m3·mol-1·K-1 = kPa·L·mol-1·K-1 = ·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ） （ 道尔顿理想气体分压定律 式中 xi 为某组分气体的摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体的分压等于该组分气体的摩尔分数与总压力的乘积。 \ 分体积定律 当几种气体混合时，起初每一种气体在各处的密度是不同的，气体总是从密度大的地方向密度小的地方迁移，直至密度达到完全相同的状态，这种现象称为扩散。 相同温度、相同压力下，某种气体的扩散速度与其密度的平方根成反比，这就是气体扩散定律。用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有： 或 ， 式中u A 、u B 分别表示A 、B 两种气体的扩散速度，ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体的密度。 同温同压下，气体的密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为： 对理想气体状态方程进行修正 对n = 1 mol 实际气体，其状态方程为： ： i i RT RT p p n n V V =∑=∑=i i i i i p n n p p x p p n n === 或1 2 12= = + ++ i i i i n RT n RT n RT nRT V V V V p p p p =???=+???=∑ ∑i u A B u u A B u u 2 2()()an p V nb nRT V +-=2()()m m a p V b RT V +-=

无机化学读书笔记

无机化学读书笔记 【篇一：无机化学学习心得】 《普通化学》培训总结 本人作为化学专业的一名普通老师，有幸参加了高等学校教师网络 在线培训课程，同济大学吴庆生教授主讲的《普通化学》生动形象，他渊博的知识、严谨的态度、丰富的经验以及独特的教学艺术，给 我留下深刻的印象，使我受益良多。 本门课程的培训视频以在校的普通化学及其相关课程的授课老师为 对象，主要介绍了普通化学的课程定位、课时安排、教学理念、难 重点教学设计、主要的教学方法、示范教学、考核与评价、教学前 沿等内容。通过主讲教师对其多年课程教学经验的分享，经过面对 面交流，为我们指点迷津，提高了我们对本门课程教学能力。 我作为一名老师队伍当中的新人，需要从学生的学习思维模式和立 场迅速切换到老师的授课思维状态，经过本门课程的学习，使我有 了一定的感悟。我初步明白，作为一名老师，要竭尽所能的将知识 传授给学生，但用何种教学方式才能更好地激发学生的学习热情与 潜能，这是我目前以至于以后都要不断思考、总结的问题。经过此 次的培训，给我提供了一些思路，我打算从以下几方面着手： 第一，丰富教学形式。以丰富多样的课堂教学模式，充分结合当代 学生的性格特点，不拘泥于枯燥的理论教学，而要采用富有激情、 生动形象、理论结合实际的教学方式，把理论化学与生活中的化学 结合在一起，使学生能更好地运用到生活的方方面面，做到理论与 实践完美结合。当然，除了课堂教学之外，还要适当增加实践教学，激发学生的学习热情。 第二，充分利用多媒体教学与板书教学相结合的方式。对一些无机 化学当中抽象的内容，要采用动画的方式，具象地展现在学生面前，以便于他们更好地理解。 第三，教学要详略得当，对于重难点问题，要深入解析，以具体的 教学案例深入分析问题，使学生更好地掌握所学内容和解决问题的 方法，同时，要将所学内容完美结合，前后串起来，在学习新知识 的同时，复习旧知识，而且便于更好地理解所学内容。 以上就是我本次学习的心得体会，我非常感谢吴教授的精彩授课， 同时非常荣幸有这次机会可以跟吴教授面对面交流学习，使我我受 益匪浅，希望以后还有更多的交流、学习和提升的机会。

无机化学_知识点总结

无机化学（上） 知识点总结 第一章 物质存在的状态 一、气体 1、气体分子运动论的基本理论 ①气体由分子组成，分子之间的距离>>分子直径； ②气体分子处于永恒无规则运动状态； ③气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时； ④气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没有能量损失。 ⑤分子的平均动能与热力学温度成正比。 2、理想气体状态方程 ①假定前提：a 、分子不占体积；b 、分子间作用力忽略 ②表达式：pV=nRT ；R ≈8.314kPa 2L 2mol 1-2K 1- ③适用条件：温度较高、压力较低使得稀薄气体 ④具体应用：a 、已知三个量，可求第四个； b 、测量气体的分子量：pV=M W RT （n=M W ） c 、已知气体的状态求其密度ρ：pV=M W RT →p=MV WRT →ρMV RT =p 3、混合气体的分压定律 ①混合气体的四个概念 a 、分压：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力； b 、分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积 c 、体积分数：φ= 2 1 v v d 、摩尔分数：xi= 总 n n i ②混合气体的分压定律 a 、定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和； 某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔数成正比 b 、适用范围：理想气体及可以看作理想气体的实际气体 c 、应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、 4、气体扩散定律 ①定律：T 、p 相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比： 2 1 u u =21p p =2 1 M M (p 表示密度) ②用途：a 、测定气体的相对分子质量；b 、同位素分离 二、液体

无机化学总结笔记

《无机化学》各章小结 第一章绪论 平衡理论：四大平衡 理论部分原子结构1．无机化学结构理论：，分子结构， 晶体结构 元素化合物 2．基本概念：体系，环境，焓变，热化学方程式，标准态 古代化学 3．化学发展史：近代化学 现代化学 第二章化学反应速率和化学平衡 1．化学反应速率 υ=Δc(A)Δt 2．质量作用定律 元反应aA + Bb Yy + Zz υ = k c (A) c (B) a b 3.影响化学反应速率的因素: 温度, 浓度, 催化剂, 其它. 温度是影响反应速率的重要因素之一。温度升高会加速反应的进行；温度降低又会减慢反应的进行。 浓度对反应速率的影响是增加反应物浓度或减少生成物浓度，都会影响反应速率。 催化剂可以改变反应速率。 其他因素，如相接触面等。在非均匀系统中进行的反应，如固体和液体，固体和气体或液体和气体的反应等，除了上述的几种因素外，还与反应物的接触面的大小和接触机会有关。超声波、紫外线、激光和高能射线等会对某些反应的速率产生影响 4.化学反应理论: 碰撞理论, 过渡态理论 碰撞理论有两个要点：恰当取向，足够的能量。 过渡态理论主要应用于有机化学。

5.化学平衡: 标准平衡常数, 多重平衡规则, 化学平衡移动及其影响因素 (1)平衡常数为一可逆反应的特征常数，是一定条件下可逆反应进行程度的标度。对同类反应而言，K值越大，反应朝正向进行的程度越大，反应进行的越完全 (2)书写和应用平衡常数须注意以下几点 a. 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。生成物为分子项，反应物为分母项，式中各物质浓度或分压的指数，就是反应方程式中相应的化学计量数。气体只可以用分压表示，而不能用浓度表示，这与气体规定的标准状态有关。 b.平衡常数表达式必须与计量方程式相对应，同一化学反应以不同计量方程 式表示时，平衡常数表达式不同，其数值也不同。 c.反应式中若有纯故态、纯液态，他们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。在稀溶液中进行的反应，如反应有水参加，由于作用掉的水分子数与总的水分子数相比微不足道，故水的浓度可视为常数，合并入平衡常数，不必出现在平衡关系式中。 由于化学反应平衡常数随温度而改变，使用是须注意相应的温度 (3)平衡移动原理如以某种形式改变一个平衡系统的条件（如浓度、压力、温度），平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。 a 浓度对化学平衡的影响 增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向右移动，减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，平衡逆向移动。 b 压力对化学平衡的影响 压力变化只对反应前后气体分子数有变化的反应平衡系统有影响 在恒温下增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数的方向移动 c 温度对化学平衡的影响 温度变化时，主要改变了平衡常数，从而导致平衡的移动。 对于放热反应，升高温度，会使平衡常数变小。此时，反应商大于平衡常数，平衡将向左移动。反之，对于吸热反应，升高温度，平衡常数增大。此时，反应商小于平衡常数，平衡将向右移动。 d 催化剂能够降低反应的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡的时间。由

大学无机化学知识点总结.

无机化学，有机化学，物理化学，分析化学 无机化学 元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。 有机化学 普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。 物理化学 结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。 分析化学 化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。

无机化学 第一章：气体 第一节：理想气态方程 1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在： ⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--??K mol J 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg) 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。 2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函 数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。 3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部 分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。 4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。 5、反应进度νξ0 )·(n n sai k e t -==化学计量数 反应前反应后-，单位：mol 第二节：热力学第一定律 0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温 物体。系统的热能变化量用Q 表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。 1、 系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W 表示。环境对系统做功， W>O ；系统对环境做功，W<0。 2、 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。 3、 热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之 和称为热力学能，又叫内能。 4、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力θ P 下的状态，混合气体 中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为θP 且单独存在时的状态。 液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T ，压力为θP 时的状态。

2019-2020华东师范大学无机化学考研详情与考研经验指导

2019-2020华东师范大学无机化学考研详情与考研经验指导 学院简介 化学与分子工程学院成立于2015年，下辖化学系、上海市绿色化学与化工过程绿色化重点实验室、上海分子治疗与新药创制工程技术研究中心，其前身“化学系”成立于1951 年华东师范大学建校之初，是由大夏大学、光华大学、圣约翰大学、沪江大学和同济大学等校化学系部分专业合并组建，是华东师范大学最早成立的理科系之一。 化学院现有教职工143名，拥有一大批治学严谨、学术思想活跃的教师，有教授43名，副教授42名。其中中科院院士2名，国家长江特聘教授2名，百千万人才工程国家级人选1名，杰出青年4名，优青4名，青年拔尖人才1名，教育部新世纪人才计划14名，上海市优秀学科带头人3名，上海市东方学者3人。上海市曙光学者5名，上海市浦江人才计划12名，上海市青年科技启明星9名。 目前学院拥有一级学科博士点1个（化学学科），有无机化学、分析化学、有机化学、物理化学、高分子化学和物理、课程与教学论（化学）6个博士学位授予点，另加应用化学和化学教育专业共8个硕士学位授予点。学院现有上海市重点学科1个（物理化学），上海市重点实验室1个（绿色化学与化工过程绿色化实验室），上海分子治疗与新药创治工程技术中心,上海市实验教学示范中心,上海市青少年化学科技站。 化学院从2002年开始，除招收师范“化学”专业学生外，新招收“应用”化学专业四年制本科学生。2014年，在读研究生460人，本科生630人。多年来，化学系重视本科教育工作，学生历来以基础扎实、思维活跃、动手能力强等获得用人单位的好评。近年来多次获得华东师大“大夏杯”、全国“挑战杯”等大学生科技活动竞赛奖项。 近五年来，化学院承担各类科研项目200多项，其中包括国家重点基础研究“973”计划、“863”高新技术项目、国家“十五” 、“十一五”攻关项目、国家自然科学基金重点和面上项目、“杰出青年基金”、教育部“新世纪优秀人才资助计划”、上海市科委重点项目、上海市“曙光人才资助计划”等，以及由企业委托的横向科研项目。获得国家或省部级以上的各类成果奖近30余项，申请专利120多项，获得专利30多项，国家二类新药证书10项，有100多项成果通过各级鉴定，30余项成果被转化，出版著作20多部。每年发表论文300余篇，其中SCI、EI源论文200篇左右。

无机化学知识点归纳

第一篇：化学反应原理 第一章：气体 第一节：理想气态方程 1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在： ⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--??K mol J 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气 体相同体积时所产生的压力。 2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg) 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。 2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函 数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。 3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部 分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。 4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。 5、反应进度νξ0 )·(n n sai k e t -==化学计量数 反应前反应后-，单位：mol 第二节：热力学第一定律 0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温 物体。系统的热能变化量用Q 表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。 1、 系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W 表示。环境对系统做功， W>O ；系统对环境做功，W<0。 2、 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。 非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。 3、 热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之 和称为热力学能，又叫内能。 4、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力θ P 下的状态，混合气体 中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为θP 且单独存在时的状态。 液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T ，压力为θP 时的状态。

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(复习笔记 化学动力学基础)

3.1　复习笔记 一、基本概念 1．平均速率 在某一时间间隔内浓度变化的平均值，。1c r n t ?=±??2．瞬时速率 时间间隔Δt→0时的平均速率的极限值，01lim t c dc r n t n dt ?→±?==±???。3．定容反应速率用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，定义式为：（其中），单位为mol·L -1·s -1。B B d d 1d d c r V t t ξν==B B n c V =二、化学反应速率方程 1．化学反应速率方程的表述 化学反应速率方程是反应速率与反应物浓度之间的定量关系， A B r kc c αβ=式中，k 为速率系数，与浓度无关，与温度T 有关，单位由反应级数n 确定，可表示为（mol·L -1）1-n ·s -1；c A ，c B 分别为反应物A 和B 的浓度，单位为mol·L -1；α，β分别为反应对A 和B 的反应级数，量纲为一；（α+β）为反应的总级数。 速率常数k ：

（1）可理解为当反应物浓度都为单位浓度时的反应速率； （2）k由化学反应本身决定，与反应物的本性有关，是化学反应在一定温度时的特征常数，不同的反应有不同的k值； （3）相同条件下，k的大小反映了反应的快慢，k值越大，反应速率越快； （4）k的数值与反应物的浓度无关； （5）同一反应，k随温度、溶剂和催化剂而变化。 反应级数： （1）表示反应速率与物质的量浓度（摩尔浓度）的关系； （2）零级反应表示反应速率与反应物浓度无关； （3）一级反应表示反应速率与反应物浓度的一次方成正比；二级…三级…类推，四级及以上反应不存在； （4）反应级数可以是分数或负数，负数时表示该物质浓度的增加反而抑制了反应，使反应速率下降。 2．确定反应级数的方法 （1）对于基元反应（一步完成），α=a，β=b； （2）对于复合反应，α和β由实验确定。 3．温度对化学反应速率的影响 （1）大多数化学反应的速率都随温度的升高而增大。 （2）如果反应物浓度恒定，温度每升高10K，反应速率大约增加2～4倍。 （3）不论吸热反应还是放热反应，温度升高反应速率都加快。

大学无机化学知识点总结

大学无机化学知识点总结 无机化学，有机化学，物理化学，分析化学无机化学元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。 有机化学普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。 物理化学结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。 分析化学化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。 无机化学 第一章：气体 第一节：理想气态方程

1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。 2、理想气体方程：为气体摩尔常数，数值为= 8、314 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 第二节：气体混合物 1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。 2、Dlton分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。 3、(0℃=273、15K STP下压强为101、325KPa =760mmHg =76cmHg) 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为：⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。 ⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。

华东理工大学《无机化学》考研复习重点笔记

考试复习重点资料（最新版） 资料见第二页 封 面 第1页

第一章 化学反应中的质量关系和能量关系 首先阐述化学中的计量，以巩固高中化学中的有关概念，在此基础上引入化学计量数，反应进度函数，标准态核反应焓变等重要概念，以阐明化学反应中的质量关系和能量关系。在中学化学和大学化学中起承上启下关系。重点要求的是会应用热化学方程式和物质的量标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓变。 化学是研究物质的组成、结构、性质及化学变化的科学。化学变化又称化学反应，是化学研究的核心部分。物质发生化学反应,常伴随有质量和能量的变化。例如，在空气中燃烧24.3g镁条，不仅会发出耀眼的白光，释放出热能，而且最终生成了40.3g的氧化镁。本章专门就化学反应中的质量关系和能量关系进行讨论。 1-1 化学中的计量 在化学领域中往往要测定或计算物质的质量、溶液的浓度、反应的温度以及气体的压力和体积等，为此，首先需要掌握化学中常用的量和单位以及有关的定律。 1-1-1 相对原子质量和相对分子质量 元素是具有相同质子数的一类单核粒子的总称。具有确定质子数和中子数的一类单核粒子称为核素。质子数相等而中子数不等的同一元素的一些原子品种互 称为同位素。自然界中氧就有三种同位素：、、，他们在氧气中的含 量分别为99.759%、0.037%和0.204%；碳有两种同位素：和 , 它们 的相对存在量分别为98.892%和1.108%。 相对原子质量(A r)被定义为元素的平均原子质量与核素12C原子质量的1/12之比，以往被称为原子量。例如： A r(H) = 1.0079 A r(O) = 15.999 英国人道尔顿（J.Dalton, 1766～1844年，）是第一个测定原子量的人。现在通过质谱仪测定各核素的原子质量及其在自然界的丰度后，可以确定各元素的相对原子质量。北京大学张青莲教授等测定的铟（In）、锑（Sb）、铱（Ir）及铕（Eu）相对原子质量值先后被国际原子量委员会采用为国际标准，说明我国原子量测定的精确度已达到国际先进水平。 相对分子质量（M r）被定义为物质的分子或特定单元的平均质量与核素12C 原子质量的1/12之比，以前被称为分子量。例如： M r（H2O）= 18.0148 ≈ 18.01 M r（NaCl）= 58.443 ≈ 58.44 1-1-2 物质的量及其单位

无机化学重点笔记

第一章 物质得状态 理想气体：就是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力得假想情况下得气体。 实际气体：处于高温（高于273 K ）、低压（低于数百千帕）得条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身得体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体瞧成就是理想气体。 pV = nRT （理想气体状态方程式） R 称为比例常数，也称为摩尔气体常数。 R = 8、314 Pa·m3·mol-1·K-1 = 8、314 kPa·L·mol-1·K-1 = 8、314J·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J ） 道尔顿理想气体分压定律 式中 xi 为某组分气体得摩尔分数。理想气体混合物中某组分气体得分压等于该组分气体得摩尔分数与总压力得乘积。 分体积定律 当几种气体混合时，起初每一种气体在各处得密度就是不同得，气体总就是从密度大得地方向密度小得地方迁移，直至密度达到完全相同得状态，这种现象称为扩散。 相同温度、相同压力下，某种气体得扩散速度与其密度得平方根成反比，这就就是气体扩散定律。用u i 表示扩散速度，ρi 表示密度，则有： 或 u A 、u B 分别表示 ρA 、ρB 分别表示A 、B 两种气体得密度。 同温同压下，气体得密度（ρ）与其摩尔质量（M ）成正比，据此可以表示为： 对理想气体状态方程进行修正 对n = 1 mol 实际气体，其状态方程为： 气体分子运动论得主要内容包括以下几个假设： （1）气体由不停地作无规则运动得分子所组成； （2）气体分子本身不占体积，视为数学上得一个质点； （3）气体分子间相互作用力很小，可忽略； （4）气体分子之间及分子对容器壁得碰撞视为弹性碰撞，气体得压力就是由于气体分子同容器壁产生碰撞得结果； （5）气体分子得平均动能与气体得温度成正比。 通常把蒸气压大得物质称为易挥发得物质，蒸气压小得物质称为难挥发得物质。 对同一液体来说，若温度高，则液体中动能大得分子数多，从液体中逸出得分子数就相应得多些，蒸气压就高；若温度低，则液体中动能大得分子数少，从液体中逸出得分子数就相应得少些，蒸气压就低。 克劳修斯-克拉贝龙（Clansius-Clapeyron ）方程 沸点就是指液体得饱与蒸气压等于外界大气压时得温度。在此温度下，气化在整个液体内部与表面同时进行（在低于该温度时气化仅在液体得表面上进行），称之为液体得沸腾。三氯甲烷、乙醇、水与醋酸得正常沸点依次分别为61、3℃, 78、4℃, 100℃与118、5℃。减压蒸i i RT RT p p n n V V =∑=∑=i i i i i p n n p p x p p n n === 或1212= = +++ i i i i n RT n RT n RT nRT V V V V p p p p =???=+???=∑∑ i u A B u u A B u u 2 2()()an p V nb nRT V +-=2()()m m a p V b RT V +-=211211lg ()2.303p H p R T T ?=-

无机化学心得体会

无 机 及 分 析 化 学 心 得 姓名：班级： 学号：

无机及分析化学心得 经过一个学期对《无机及分析化学》这门课程的学习，我的感触颇多。因为我是一名转专业的学生，所以在大二的时候才开始上这门课。从一开始的自我想象容易，到自我感觉良好，到有点小小的紧张，再到立志要开始认真的学习，到感觉状态有所好转，再到充满自信。这其中的纠结、艰辛和自豪，不是一两句话就可以描述清楚的。再加上因为我想要获得保研的资格，因此我对于将这门课学好是持着一种前所未有的坚定心情。下面我就将会将我这一学期所收获的一一讲来。 从一开始的自我想象容易，这其中的莫名的自信感来自于因为我在高中的时候是一名理科生，当时的化学成绩自我感觉还行吧，所以在开学的时候说实话根本就没把《无机及分析化学》这门课当做我所学的重点去认真的准备。到后来在开学的第四周的时候开始上无机化学的第一节课，那节课老师在无心之间问了一句：“同学们，现在这个班上有多少人在高中的时候是学的文科啊？”当时我们就只看见前后左右的人都举手了，还认识到只有我们极少数的人是大二的师兄师姐，所以在当时出于身为少数理科生的骄傲和一点点身为师姐的骄傲对这门课的自信又多了一层（虽然其中没有什么联系，但在当时我还真就这么想了，现在想想当时还真幼稚）。在上了3、4节课的时候吧，紧张感开始出现了，在当时老师其实讲课是讲的很慢的，而我们差不多学到了胶体溶液那一节，当时在听胶团结构的时候，真的就只感觉眼前是一个个熟悉又陌生的字符在眼前飞舞，脑袋中是一片空白，感觉平时都听得懂得字怎么现在就不明白了呢？直到后来在课下复习的时候才渐渐的弄明白。比如： AgNO 3 溶液与过量的KI 溶液反应制备AgI 溶胶，其反应的方程式为：AgNO 3+KI=AgI+KNO 3 又因为过量的KI 溶液和固体AgI 粒子在溶液中选择吸附了与自身组成相关的I -，因此胶粒带负电。而此时形成的AgI 溶胶的胶团结构 -+x-+为: 【(AgI)m ·nI ·（n-x)K 】·xK 此时，（AgI)m 为胶核，I -为电位离子，一部分K +为反离子，而且电位离子和反离子一起形成吸附层，吸附层与胶核一起组成胶粒。由于胶粒中反离子数比电位离子少，故胶粒所带电荷与电位离子符号相同，为负电荷。其余的反离子则分散在溶液中，形成扩散层，胶