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 －，SeO 42－>Cr 2 O72－ 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>H3PO4 H2SO4 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CF 4和CCl 4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：SiX 4＋4H 2O= H 4SiO 4＋4HX ，对于四氟化硅来讲：3SiF 4+4H 2O= H 4SiO 4+4H ++2SiF 62 － 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Si 4+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sp 3d 2杂化轨道的SiF 62－ 配离子。NF 3不易水解，PF 3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。 离子极化作用和水解产物关系对比 阳离子 阴离子 极 化 作 用 [H 2O ·M ·OH 2]2+ [H 2O ·A ·H 2O]2－ [H2O·M·OH]+[H2O·A·H]－ 增 强 [HO·M·O H] [H·A·H] [HO·M·O ]－ [O·M·O]2 － 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N2↑+2H2O(实验室制N2) (NH4)2Cr2O7????→加热Cr2O3+ N2↑+4H2O Mn(NO3)2????→加热MnO2+2NO Hg2(NO3)2????→加热2HgO+2NO2 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Ag+NO2↑Ag2SO3????→加热2Ag+SO3↑Ag2C2O4????→加热2Ag+2CO2↑ 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2NaCl+NaClO3 4Na2SO3????→加热Na2S+3Na2SO4 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HgO+Hg+CO2 Mn2(SO4)3????→加热MnO2+MnSO4+2SO3 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 主要矿物的名称和组成 锂Li 锂辉石LiAl(SiO3)2，锂云母K2Li3Al4Si7O21(OH2F)3，透 锂长石LiAlSi4O10 钠Na 盐湖和海水中的氯化钠（每升海水约含30gNaCl），天 然碱Na2CO3·xH2O， 硝石NaNO3，芒硝Na2SO4·10H2O 钾K 光卤石KCl·MgCl2·6H2O，钾长石K[AlSi3O8]，盐湖 KCl，海水中KCl的含量仅为NaCl的1/40 铍Be 绿柱石Be3Al2(SiO3)6，硅铍石Be2SiO4，铝铍石 BeO·Al2O3 镁Mg 菱镁矿MgCO3，光卤石，白云石(Ca,Mg)CO3 钙Ca 大理石，方解石，白垩，石灰石(CaCO3)，石膏CaSO4·2H2O，萤石CaF2 锶Sr 天青石SrSO4，碳酸锶矿SrCO3 钡Ba 重晶石BaSO4，毒重石BaCO3 硼B 硼砂Na2B4O7·10H2O，方硼石2Mg3B3O15·MgCl2，硼镁矿Mg2B2O5·H2O，少量硼酸H3BO3 铝Al 铝矾土矿Al2O3·xH2O 镓Ga 以杂质形式分散于铝矾土矿中 闪锌矿ZnS中含有少量的铟和铊 铟In铊 Tl 锗Ge 与硫化物矿共生，如硫银锗矿4Ag2S·GeS2，硫铅锗矿2PbS·GeS2，或以GeO2的形式富集在烟道灰中 锡Sn 锡石SnO2 铅Pb 硫化物和碳酸盐，如方铅矿PbS，白铅矿PbCO3 硅Si 正长石K2O·Al2O3·6SiO2，白云母K2O·3Al2O3·6SiO2·2H2O 高岭土Al2O3·2SiO2·2H2O，石棉CaO·3MgO·4SiO2 滑石3MgO·4SiO2·H2O，泡沸石 Na2O·Al2O3·2SiO2·nH2O 磷P 磷酸钙Ca3(PO4)2，氟磷灰石3Ca3(PO4)2·CaF2 砷As 雄黄As4S4 锑Sb 辉锑矿Sb2S3 铋Bi 辉铋矿Bi2S3 硒Se 碲Te 分散稀有元素，以极微量存在于各种硫化物矿中 硫S 黄铁矿FeS2，其他PbS，CuFeS2，ZnS，CaSO4，BaSO4，Na2SO4·10H2O 氟F 萤石CaF2，冰晶石Na3AlF6 氯Cl溴Br碘I 主要以钠、钾、钙、镁的无机盐形式存在于海水中，其中氯化钠的含量最高，某些海藻体内含有碘元素，智利硝石（NaNO3）中含有少量碘酸钠（NaIO3） 钛Ti 钛铁矿FeTiO3，金红石TiO2 钒V 分散存在，四川攀枝花铁矿中含有丰富的钛和相当数量的钒 铬Cr 铬铁矿Fe(CrO2)2 钼Mo 辉钼矿MoS2 钨W 黑钨矿MnFeWO4，白钨矿CaWO4（我国钨矿储量约占世界总储量的一半） 锰Mn 软锰矿MnO2·xH2O，深海锰矿“锰结核” 铁Fe 赤铁矿Fe2O3，磁铁矿Fe3O4，黄铁矿FeS2，菱铁矿FeCO3钴Co 辉钴矿CoAsS 镍Ni 镍黄铁矿NiS·FeS 铜Cu 辉铜矿Cu2S，孔雀石Cu2(OH)2CO3 银Ag 辉银矿Ag2S 金Au 碲金矿AuTe2，金沙（单质金与砂子的混合物） 稀土元素Rare Earths，含镧系元素及钇Y、镥Lu 轻稀土元素（La Ce Pr Nd Pm Sm Eu铈组）：独居石（磷铈镧矿，Ce，La等的磷酸盐），氟碳铈镧矿（Ce，La 等的氟碳酸盐） 重稀土元素（Gd Tb Dy (Y) Ho Er Tm Yb Lu 钇组）：硅铍钇矿（Y2FeBe2SiO10)，磷酸钇矿YPO4，黑稀金矿[(Y,Ce,La)(No,Ta,Ti)2O6]等 我国已探明稀土储量及工业储量均占世界总储量和世界工业储量的80%左右 钍Th 硅酸钍矿ThSiO4，独居石 铀U 沥青铀矿U3O8 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。 1 2 3 4 5 6 7 铌 钽 银 金 镉 汞 铟 铊 锡 铅 锑 铋 碲 钋砹氡 氙 碘 铷 铯 锶 钡 钇锆 铪 钼 钨 锝 铼 钌铑钯 锇 铱铂 氢 锂 氦铍硼碳氮氧氟氖钠镁铝 硅磷硫氯氩钾钙钪钛钒铬锰铁钴镍铜锌镓锗砷硒溴 氪Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn IB IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIII IIB IIIB IVB VB VIB VIIB H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P Cl S Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Cs Sr Ba Y LaLu - 12 345678910 1112131415161718 192021222324252627282930313233343536 373839404142434445464748495051525354 5556727374757677787980818283848586 57-71 1.电解法 2.电解法或 活泼金属还原 3.热还原法 4.热分解法 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。 提取方法的主要过程 锂450℃下电解55%LiCl和45%KCl的熔融混合物。 钠580℃下电解熔融的40%NaCl和60%CaCl2的混合物。 钾850℃下，用金属钠还原氯化钾： KCl+Na→NaCl+K 铷铯13Pa，800℃下，用钙还原氯化铯： 2CsCl+Ca→CaCl2+2Cs 铍350℃~400℃下，电解NaCl和BeCl2的熔融盐；或采用 镁还原氟化铍： BeF2+Mg→Be+MgF2 镁电解水合氯化镁（含20%CaCl2，60%NaCl）：先脱去其 中的水，再电解得到镁和氯气， MgCl2+1.5H2O， MgCl2·1.5H2O(+CaCl2+NaCl)??????→ 700~720℃ 熔融 MgCl2???→ 电解Mg+Cl2 还可采用硅热还原法： 2(MgO·CaO)+FeSi→2Mg+Ca2SiO4+Fe 钙(780~800)℃下，电解CaCl2与KCl的混合物； 铝热法：6CaO+2Al→3Ca+3CaO·Al2O3 硼浓碱溶液分解硼镁矿：先得到偏硼酸钠晶体，再将其溶于水，通入CO2调节溶液的pH值，经浓缩后可得到硼 砂。硼砂溶于水后经硫酸酸化可析出硼酸，再加热脱水 生成B2O3，最后用镁等活泼金属将其还原得到单质硼； 制备高纯度的硼可以采用碘化硼BI3热分解的方法。 铝铝矾土(Al2O3)加压碱融得到Na[Al(OH)4]，经沉降、过滤后，在溶液中通入CO2生成Al(OH)3沉淀，过滤后将沉 淀干燥灼烧得到Al2O3，最后将Al2O3和冰晶石Na3AlF6 的熔融液在1300K左右的高温下电解，在阴极上得到熔 融的金属铝，纯度可达99% 碳石墨在高温（2000℃）高压（500MPa）催化剂（如Fe，Cr，Pt）存在的条件下合成金刚石；用砂石、焦炭在电 炉中加热至3500℃保持24h可得石墨： SiO2+3C→2CO+SiC→C(石墨)+Si+2CO； 于惰性气氛下电弧蒸发石墨可合成C60 硅工业用晶形硅可按如下步骤得到： SiO2C???→ 电炉Si2Cl???→SiCl4????→ 蒸馏纯SiCl42H????→ 还原 Si 锗锗矿石用硫酸和硝酸的混合酸处理后转化为GeO2，然后溶解于盐酸中生成GeCl4，经水解生成纯的GeO2，再用 H2还原得到金属锗。 锡SnO2+2C→S n+2CO 铅先将方铅矿矿石焙烧转化为相应的氧化物，然后用碳还原得到铅： 2PbS+3O 2→2PbO+2SO 2，PbO+C →Pb+CO 氮气 工业：空气液化分馏；实验室：NH 4Cl 与NaNO 2的混合溶液加热。 磷 将磷酸钙、砂子和焦炭在电炉中加热到1500℃可得白磷： 2Ca 3(PO 4)2+6SiO 2→3CaSiO 3+P 4O 10，P 4O 10+10C →P 4(白磷)+10CO ； 白磷隔绝空气加热至400℃可得到红磷：P 4(白磷)→4P(红磷)； 白磷在高压和较高温度下可转变为黑磷。 砷锑铋 硫化物矿焙烧后用碳还原： 2Sb 2S 3+9O 2→2Sb 2O 3+6SO 2，Sb 2O 3+3C →2Sb+3CO 硒 碲 可从硫化物矿焙烧的烟道气中除尘时回收，或从电解精 炼铜的阳极泥中回收。 氟 电解三份KHF 2与二份无水氟化氢的熔融混合物制取： 2HF 373K ????→电解F 2+H 2 氯气 工业上通过电解氯化钠水溶液制取： 2NaCl+2H 2O ??? →电解 2NaOH+Cl 2+H 2； 实验室用MnO 2和浓盐酸反应制取，也可用浓盐酸与高锰酸钾或重铬酸钾制取。 溴 工业上于海水或卤水中制取：先通入氯气将Br － 氧化为Br 2： Cl 2+2Br － →2Cl － +Br 2， 然后用空气在pH 为3.5左右时将生成的Br 2从溶液中吹出，并用碳酸钠溶液吸收，生成溴化钠和溴酸钠而与空气分离开： 3Br2+3CO32－→5Br－+BrO3－+3CO2， 然后将溶液浓缩后用硫酸酸化可得液溴： 5Br－+BrO3－+6H+→3Br2+3H2O 碘用水浸取海藻后，将所得溶液用适量的氯气氧化I－为I2：Cl2+2I－→I2+2Cl－，I2+I－→I3－， 可用离子交换法对所得溶液加以浓缩（若氯气过量，会 将I2氧化为IO3－）； 也可用MnO2在酸性溶液中氧化制取I2，加热使碘升华以 分离提纯； 还可以采用亚硫酸氢钠还原法从智利硝石所含的碘酸钠 制取： 2IO3－+5HSO3－→I2+2SO42－+3HSO4－+H2O 稀有气体将液态空气分级蒸馏，首先蒸馏出氮，再继续分馏，得到含少量氮的以氩为主的稀有气体混合物，将此气体通过NaOH除去CO2，再通过赤热的铜丝除去微量的氧，最后通过灼热的镁屑除去氮，余下的气体便是以氩气为主的稀有气体混合物；从天然气中分离氦也可以采用液化的方法。 稀有气体之间的分离是利用低温下活性炭对这些气体的选择性吸附来进行的，由于色散力的差异，相同温度下分子量大的气体被吸附的多些，吸附后的活性炭在低温下经过分级解吸可得到各种稀有气体。 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) 无机化学知识点归纳（高教版） 注:加黑字体为知识点,加下划线为补充内容。第一章:物质及其变化 1 第一节:物质的聚集状态 1 第二节:化学反应中的质量关系和能量关系 2 第二章化学反应速率和化学平衡 3 第二节影响反应速率的因素 3 第三节化学平衡 3 第四节化学平衡的移动4 第五节反应速率与化学平衡的综合利用4 第三章电解质溶液和离子平衡 4 第一节强电解质溶液 4 第二节水的解离和溶液的ph 4 第三节弱酸、弱碱的解离平衡 5 第四节同离子效应和缓冲溶液 5 第五节盐类的水解 5 第六节沉淀-溶解平衡 6 第七节溶度积规则及其应用 6 第四章氧化和还原 6 第一节氧化还原反应的基本概念 6 第二节氧化还原反应与原电池7 第三节电极电势7 第四节电极电势的应用7 第五章原子结构与元素周期律7 第六章分子结构与晶体结构8 第一节共价健理论 8 第三节分子间力与分子晶体8 第四节离子键与离子晶体8 第五节离子极化8 第六节其他类型晶体9 第七章配位化合物 9 第一节配位化合物的基本概念9 第二节配位化合物的结构9 第三节配位化合物在水溶液中的状况9 第四节熬合物10 第八章主族金属元素(一)碱金属和碱土金属10 第一节化学元素的自然资源10 第二节碱金属11 第三节碱土金属11 第一章:物质及其变化 第一节:物质的聚集状态 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。 气体混合物 1、当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时,每一种气体称为该混合气体的组分气体。 2、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。 3、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。 4、(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。 5、流体 6、固体 第二节:化学反应中的质量关系和能量关系 1、系统是人们将其作为研究对象的那部分物质世界,即被研究的物质和它们所占有的空间。系统的边界可以是实际的界面也可以是人为确定的用来划定研究对象的空间范围。划定范围的目的是便于研究。 2、环境是系统边界之外与之相关的物质世界。 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 无机化学知识点归纳 一、常见物质的组成和结构 1、常见分子（或物质）的形状及键角 （1）形状：V型：H2O、H2S 直线型：CO2、CS2 、C2H2平面三角型：BF3、SO3 三角锥型：NH3正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+ 平面结构：C2H4、C6H6 （2）键角：H2O：104.5°；BF3、C2H4、C6H6、石墨：120°白磷：60° NH3：107°18′CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′ CO2、CS2、C2H2：180° 2、常见粒子的饱和结构： ①具有氦结构的粒子（2）：H－、He、Li+、Be2+； ②具有氖结构的粒子（2、8）：N3－、O2－、F－、Ne、Na+、Mg2+、Al3+； ③具有氩结构的粒子（2、8、8）：S2－、Cl－、Ar、K+、Ca2+； ④核外电子总数为10的粒子： 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+； 阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－； 分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 ⑤核外电子总数为18的粒子： 阳离子：K+、Ca 2+； 阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－； 分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。 3、常见物质的构型： AB2型的化合物（化合价一般为＋2、－1或＋4、－2）：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等 A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等 A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等 AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等 能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物（液体）的是H 和O［H2O和H2O2］；属于离子化合物（固体）的是Na和O［Na2O和Na2O2］。 4、常见分子的极性： 常见的非极性分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4、、SF6、C2H4、C2H2、C6H6等 常见的极性分子：双原子化合物分子、H2O、H2S、NH3、H2O2、CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等5、一些物质的组成特征： （1）不含金属元素的离子化合物：铵盐 （2）含有金属元素的阴离子：MnO4－、AlO2－、Cr2O72－ （3）只含阳离子不含阴离子的物质：金属晶体 二、物质的溶解性规律 1、常见酸、碱、盐的溶解性规律：（限于中学常见范围内，不全面） ①酸：只有硅酸（H2SiO3或原硅酸H4SiO4）难溶，其他均可溶； ②碱：只有NaOH、KOH、Ba(OH)2可溶，Ca(OH)2微溶，其它均难溶。 ③盐：钠盐、钾盐、铵盐、硝酸盐均可溶； 硫酸盐：仅硫酸钡、硫酸铅难溶、硫酸钙、硫酸银微溶，其它均可溶； 无机化学重点笔记Revised on November 25, 2020 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： 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：i i RT RT p p n n V V =∑=∑=i u A B u u A B u u 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： 气体分子运动论的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的分子所组成； （2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点； （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的碰撞视为弹性碰撞，气体的压力是由于气体分子同容器壁产生碰撞的结果； （5）气体分子的平均动能与气体的温度成正比。 通常把蒸气压大的物质称为易挥发的物质，蒸气压小的物质称为难挥发的物质。 对同一液体来说，若温度高，则液体中动能大的分子数多，从液体中逸出的分子数就相应的多些，蒸气压就高；若温度低，则液体中动能大的分子数少，从液体中逸出的分子数就相应的少些，蒸气压就低。 克劳修斯-克拉贝龙（Clansius-Clapeyron）方程 沸点是指液体的饱和蒸气压等于外界大气压时的温度。在此温度下，气化在整个液体内部和表面同时进行（在低于该温度时气化仅在液体的表面上进行），称之为液体的沸腾。三氯甲烷、乙醇、水和醋酸的正常沸点依次分别为61.3℃, 78.4℃, 100℃和118.5℃。减压蒸馏的方法正是利用减压时液体沸点会降低的这一特征去实现分离和提纯物质的目的。这种方法适用于分离提纯沸点较高的物质以及那些在正常沸点易分解或易被空气氧化的物质。 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 无机化学知识点总结 1、知道典型的溶解性特征 ①加入过量硝酸从溶液中析出的白色沉淀：AgCl,原来溶液是Ag（NH3）2Cl;后者是硅酸沉淀,原来的溶液 是可溶解的硅酸盐溶液。生成淡黄的沉淀,原来的溶液中可能含有S2－,或者是S2O32－ ②加入过量的硝酸不能观察到沉淀溶解的有AgCl,BaSO4;BaSO3由于转化成为BaSO4而不能观察到沉淀的溶 解。AgBr,AgI,也不溶解,但是沉淀的颜色是黄色。 ③能够和盐反应生成强酸和沉淀的极有可能是H2S气体和铅、银、铜、汞的盐溶液反应。： ④沉淀先生成后溶解的：CO2和Ca(OH)2；Al3+和氢氧化钠；AlO2－和盐酸；,氨水和硝酸银。 2、操作不同现象不同的反应: Na2CO3和盐酸；AlCl3和NaOH,NaAlO2和盐酸；AgNO3和氨水；FeCl3和Na2S；H3PO4 和Ca(OH)2反应。 3、先沉淀后澄清的反应： AlCl3溶液中加入NaOH溶液,生成沉淀,继续滴加沉淀溶解： AgNO3溶液中滴加稀氨水,先沉淀后澄清： NaAlO2溶液中滴加盐酸,也是先沉淀后澄清： 澄清石灰水通入二氧化碳,先沉淀后澄清：； 次氯酸钙溶液中通入二氧化碳,先沉淀后澄清：； KAl(SO4)2与NaOH溶液：； 4、通入二氧化碳气体最终能生成沉淀的物质：苯酚钠溶液、硅酸钠溶液、偏铝酸钠溶液（这三种都可以与 少量硝酸反应产生沉淀）、饱和碳酸钠溶液。 苯酚钠溶液：； 硅酸钠溶液：； 饱和碳酸钠溶液：； 偏铝酸钠溶液：； 5、能生成两种气体的反应： HNO3的分解：； Mg与NH4Cl溶液的反应：； 电解饱和食盐水：； C与浓HNO3加热时反应：； 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。 无机化学知识点归纳 Document number：NOCG-YUNOO-BUYTT-UU986-1986UT 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 =11--??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、当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时，每一种气体称为该混合气体的组分气体。 2、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。 3、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。 4、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。 第三节：气体分子动理论 1、气体分子动理论基本观点： ⑴气体是由分子组成的，分子是很小的微粒，彼此间距离比分子直径大许多，分子体积与气体体积相比可以忽略不计。 ⑵气体分子以不同的速度在各个方向上处于永恒的无规则运动之中。 ⑶除了在相互碰撞时，气体分子间的相互作用是很弱的，甚至是可以忽略的。 ⑷气体分子相互碰撞和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。 ⑸分子平均动能与气体的热力学温度成正比。 2、在一定温度下，每种气体分子速度的分布是一定的。除少数分子的速度很大或很小外，多数分 子的速度都接近于方均根速度rms V 。当温度升高时，速度分布曲线变宽，方均根速度增大。 M RT V rms 3= 。 3、分子量越大扩散越慢。 第二章：热化学 第一节：热力学术语和基本概念 1、系统是人们将其作为研究对象的那部分物质世界，即被研究的物质和它们所占有的空间。系统 的边界可以是实际的界面也可以是人为确定的用来划定研究对象的空间范围。划定范围的目的是便于研究。 2、环境是系统边界之外与之相关的物质世界。 3、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。 4、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 化量与系统状态的变化途径无关。 5、当系统的某些性质发生变化时，这种改变称为过程。系统由始态到终态所经历的过程总和被称 为途径。 6、⑴定温过程：始态和终态温度相等且变化程中始终保持这个温度。 定温变化：始态和终态温度相等但对变化过程中的温度不作要求。 ⑵定压过程：始态和终态压力相等且变化过程中始终保持这个压力。 定压变化：始态和终态压力相等但对变化过程中的压力不作要求。 ⑶定容过程：始态和终态体积相等且变化过程中始终保持这个体积。 ⑷循环过程：系统由始态开始经过一系列的变化有回到原来的状态。 7、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。 8、只含有一个相的系统叫做均相系统或单相系统。含有两个或两个以上相系统叫做非均相系统或 多相系统。 9、化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。 0、反应进度ν ξ0n n t -= 第二节：热力学第一定律 1、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。 2、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。 3、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。 4、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。 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。 注：加黑字体为知识点，加下划线为补充内容。 第一章：物质及其变化 (1) 第一节：物质的聚集状态 (1) 第二节：化学反应中的质量关系和能量关系 (2) 第二章化学反应速率和化学平衡 (3) 第二节影响反应速率的因素 (3) 第三节化学平衡 (3) 第四节化学平衡的移动 (4) 第五节反应速率与化学平衡的综合利用 (4) 第三章电解质溶液和离子平衡 (4) 第一节强电解质溶液 (4) 第二节水的解离和溶液的ph (4) 第三节弱酸、弱碱的解离平衡 (5) 第四节同离子效应和缓冲溶液 (5) 第五节盐类的水解 (5) 第六节沉淀-溶解平衡 (6) 第七节溶度积规则及其应用 (6) 第四章氧化和还原 (6) 第一节氧化还原反应的基本概念 (6) 第二节氧化还原反应与原电池 (7) 第三节电极电势 (7) 第四节电极电势的应用 (7) 第五章原子结构与元素周期律 (7) 第六章分子结构与晶体结构 (8) 第一节共价健理论 (8) 第三节分子间力与分子晶体 (8) 第四节离子键与离子晶体 (8) 第五节离子极化 (8) 第六节其他类型晶体 (9) 第七章配位化合物 (9) 第一节配位化合物的基本概念 (9) 第二节配位化合物的结构 (9) 第三节配位化合物在水溶液中的状况 (9) 第四节熬合物 (10) 第八章主族金属元素（一）碱金属和碱土金属 (10) 第一节化学元素的自然资源 (10) 第二节碱金属 (11) 第三节碱土金属 (11) 第一章：物质及其变化 第一节：物质的聚集状态 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=8.314 -? 1- 1 mol J ?K 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。 气体混合物 1、当两种或两种以上的气体在同一容器中混合时，每一种气体称为该混合气体的组分气体。 2、混合气体中某组分气体对器壁所施加的压力叫做该组分气体的分压。 3、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。 4、（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。 5、流体 6、固体 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。 无机化学及分析化学总结 第一章绪论 ●系统误差：由固定因素引起的误差，具有单向性、重现性、 可校正 ●偶然误差：随机的偶然因素引起的误差，大小正负难以 确定，不可校正，无法避免，服从统计规律 （1）绝对值相同的正负误差出现的概率相等 （2）大误差出现的概率小，小误差出现的概率大。 ●准确度: 在一定测量精度的条件下分析结果与真值的接 近程度，用误差衡量 ●精密度(precision):多次重复测定某一量时所得测量值的 离散程度。用偏差衡量 ●准确度与精密度的关系：精密度好是准确度好的前提；精 密度好不一定准确度高 ●测定结果的数据处理 (1)对于偏差较大的可疑数据按Q检验法进行检验，决定其取舍； (2) 计算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等；复习p12例题 ●有效数字及其计算规则 有效数字:实际能测得的数据，其最后一位是可疑的。对于可疑数字一般认为有±1的误差 例：滴定管读数21.09 mL 分析天平读数0.2080 g 最后一位为可疑值 注意: (1) “0”的作用：有效数字（在数字的中间或后面）定位 作用（在数字的前面） (2)对数值(pH、pOH、pM、pK等)有效数字的位数取决 于小数部分的位数。 计算规则：(1) 加减法:计算结果小数点后的位数与小数点后 位数最少的数据一样。 (2)乘除法（乘方、开方、对数）计算结果的有效位数与有效 位数最少的数据一样。 第三章化学热力学初步 基本概念：化学反应进度、体系与环境、状态与状态函数(状 态函数的特征)、热与功(热与功的符号、体积功的计算W p V)、内能和热力学第一定律(热力学定律第一定律数=-?? 学表达式ΔU = Q + W) ?r Hθm的计算 △r H m：摩尔反应焓变，对于给定的化学反应,反应进度为1mol 时的反应热 ?rHθm：化学反应中，任何物质均处于标准状态下，该反应 的摩尔反应焓变 ?f Hθm：在温度Ｔ及标准态下，由参考状态单质生成1mol物 无机化学核心考点基础知识点框架梳理及其解析 第一章气体 1.1理想气体状态方程式 理想气体状态方程式及其应用★ 1.2气体的分压定律 分压定律与应用★ （标★号是考试重点） 本章包括四个小节，理想气体状态方程式，气体混合物，气体分子运动论，真实气体。 其中前两个小节是考试的重点，理想气体状态方程式及应用，分压定律及应用。后两小节基本不考 在复习每一个知识点的过程中，首先要了解知识点，熟悉教材内容、分析教材例题，并注意应用条件，最后再通过本讲义如下内容对应的例题，从分析、解题、注意易错点到完成老师布置的作业完成相应知识点的掌握过程 知识点一 理想气体状态方程 各物理量的单位： PV nRT 压力P-Pa；体积V-dm3；气体摩尔数n- mol；气体常数R- 8.314 J.mol-1.Ｋ-1；绝对温度T-Ｋ. 如在标况下1摩尔气体，压力，温度，体积一般有如下关系P＝101325 Pa; V＝22.4 dm3；T＝273.15 k; 从中可以算出: R=PV/nT=101325＊22.4／1＊273.15=8.314 J.mol-1.Ｋ-1. 知识点二 分压定律 一个容器内有几种混合气体，相互间不发生化学反应的条件下,总压强 P总与各种气体的 分压Pi之间有如下关系： P总＝ P1 + P2 + P3 +...+ Pn 对于理想气体,容易得证：n总＝n1 + n2 + n3 +. ... + nn 左边： P总＝ n总RT/V 右边 = n1*RT/V +n2*RT/V+...+nn*RT/V = [n1+n2+...+nn]*RT/V = n 总*RT/V = 左 边 例题：某容器中含有NH3、O2 、N2等气体的混合物。取样分析后，其中n (NH3)=0.320mol ，n (O2)=0.180mol ，n (N2)=0.700mol 。混合气体的总压p =133.0kPa 。试计算各组分气体的分压 解：n= n (NH3)+n (O2)+n (N2) =0.320mol+0.180mol+0.700mol =1.200mo l 30.320() 1.200 NH b b = =0.3201.200 ⅹ133.0kPa =35.5 kPa 22(O )(O )n p p n = =0.1800.320 ⅹ35.5kPa =20kPa 223()()()N NH p p p p o =-- =(133.0-35.5-20)kPa =75.5kPa 总结 这一章知识点比较简单，先熟悉课本，把例题弄明白，再分别做两道课后习题巩固一下 看课本例题1-2，1-3，1-4 课后习题做1，3，9，12 ? ? 第二章热化学 ? 2.1热力学的术语和基本概念 ? 2.2热力学第一定律 ? 热力学第一定律★、焓变和热化学方程式★、Hess 定律★ 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 = 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： 气体分子运动论的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的分子所组成； （2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点； 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 +-= 内容概要： 一.无机化学（理论部分）知识点应用归纳 1、无机物（分子或离子）构型: （1）简单分子（或离子）： （2）配合物： 2、物质的熔、沸点(包括硬度): （1）晶体类型：原子晶体，离子晶体，金属晶体，分子晶体（2）离子晶体： （3）分子晶体 （4）金属晶体：金属键（与价电子、价轨道有关） 3、物质的稳定性： （1）无机小分子： （2）配合物： 4、物质的磁性： （1）无机小分子：MO （掌握双原子分子轨道能级图） （共价双原子分子） （2）配合物： 5、物质的颜色: （1）无机小分子：极化理论 （2）配合物： 6、无机物溶解度: （1）离子晶体： （2）共价化合物： 7、物质的氧化还原性：影响因素 （1）溶液酸、碱度 （2）物质的聚集状态 8、化学反应方向: （1）热力学数据： （2）软硬酸碱理论 9、分子极性、键的极性、键角、键长等: 10、推导元素在周期表中的位置：能级组取值， 选择—组合理量子数：四个量子数取值规则 11、溶液中有关质点浓度计算： 化学平衡，电离平衡，沉淀—溶解平衡，氧化—还原平衡，配合解离平衡： 利用多重平衡规则，K是关键 12、常见的基本概念: 对角线规则；惰性电子对效应；Lewis酸、碱；质子酸、碱；缓冲溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；盐效应；镧系收缩；电负性；电离势；电子亲合势；晶格能；键能；有效核电荷及求法等。 二.无机化学（元素部分） （1）结构 （2）性质： 重点是化学性质 无机化学知识点总结 1、熟悉元素周期表和元素周期律（电子排布和周期表的关系，化合价和最外层电子数、元 素所在的族序数的关系（包括数的奇偶性），微粒的半径大小和元素周期表的关系，非金属氢化物的稳定性、酸性和元素周期表的关系）。 熟悉常见的分子或单质、化合物的物质结构（水、氨气、二氧化碳、金刚石、二氧化硅的结构特点，相同电子数的微粒（10电子，18电子，H2O2和H2S，CO、N2、C2H4，O2、CH4））。 2、知道典型的溶解性特征 ①加入过量硝酸从溶液中析出的白色沉淀：AgCl，原来溶液是Ag（NH3）2Cl；后者是硅 酸沉淀，原来的溶液是可溶解的硅酸盐溶液。生成淡黄的沉淀，原来的溶液中可能含有S2－，或者是S2O32－ ②加入过量的硝酸不能观察到沉淀溶解的有AgCl，BaSO4；BaSO3由于转化成为BaSO4 而不能观察到沉淀的溶解。AgBr，AgI，也不溶解，但是沉淀的颜色是黄色。 ③能够和盐反应生成强酸和沉淀的极有可能是H2S气体和铅、银、铜、汞的盐溶液反应。： ④沉淀先生成后溶解的：CO2和Ca(OH)2,Al3+和氢氧化钠，AlO2－和盐酸，氨水和硝酸银 3、操作不同现象不同的反应: Na2CO3和盐酸；AlCl3和NaOH，NaAlO2和盐酸；AgNO3和氨 水；FeCl3和Na2S;H3PO4和Ca(OH)2反应。 4、先沉淀后澄清的反应： AlCl3溶液中加入NaOH溶液，生成沉淀，继续滴加沉淀溶解： ； AgNO3溶液中滴加稀氨水，先沉淀后澄清： ； NaAlO2溶液中滴加盐酸，也是先沉淀后澄清： ； 澄清石灰水通入二氧化碳，先沉淀后澄 清：； 次氯酸钙溶液中通入二氧化碳，先沉淀后澄 清：； KAl(SO4)2与NaOH溶 液：； 5、通入二氧化碳气体最终能生成沉淀的物质：苯酚钠溶液、硅酸钠溶液、偏铝酸钠溶液（这 三种都可以与少量硝酸反应产生沉淀）、饱和碳酸钠溶液。 苯酚钠溶液：； 硅酸钠溶液：； 饱和碳酸钠溶液：； 偏铝酸钠溶液：； 6、能生成两种气体的反应： HNO3的分解：； Mg与NH4Cl溶液的反应：； 电解饱和食盐水：； 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、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 下压强为101.325 = 760 = 76) 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ν ξ0)·(n n sai k e t -==化学计量数反应前反应后-，单位： 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θP 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。 液体溶液中溶剂或溶质的标准状态—溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态。在溶液中，溶质的标准态是指压力θP P =,质量摩尔浓度θb b =，标准质量摩尔浓度11-?=kg mol b θ，并表现出无限稀释溶液特性时溶质的（假 想）状态。标准质量摩尔浓度近似等于 标准物质的量浓度。即 11-?=≈L mol c b θθ 5、物质B 的标准摩尔生成焓θm f H ?（B,相态，T ）是指在温度T 下，由参考状 态单质生成物质B （1+=B ν）反应的标准摩尔焓变。 6、参考状态一般指每种物质在所讨论的温度T 和标准压力θP 时最稳定的状态。个别情况下参考状态单质并不是最稳定的，磷的参考状态是白磷4P (s,白)，但白磷不及红磷和黑磷稳定。O 2(g)、H 2(g)、2(l)、I 2(s)、(l)和P 4(白 磷)是298.15K ，θP 下相应元素的最稳定单质，即其标准摩尔生成焓为零。 7、在任何温度下，参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零。 8、物质B 的标准摩尔燃烧焓θm c H ?（B ，相态，T ）是指在温度T 下，物质 B(1-=B ν)完全氧化成相同温度下指定产物时的反应的标准摩尔焓变。 第四节：定律 1、定律：化学反应不管是一步或分几步完成，其总反应所放出或吸收的热总是 相等的。其实质是化学反应的焓变只与始态和终态有关，而与途径无关。 2、焓变基本特点： ⑴某反应的θm r H ?（正）与其逆反应的θm r H ?（逆）数值相等，符号相反。 即考研无机化学_知识点总结
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