无机化学经典知识点

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

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

H2SO4H6TeO6，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·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：Pb O2→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

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AuT e2，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。

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

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

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

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 －

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、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 ξ0 n n t -= 第二节：热力学第一定律

无机化学知识点总结大全

无机化学知识点总结大全其实,不是化学太难,我们学习化学的第一步就是要熟悉课本的内容,将书上重要的知识点理解好。为了方便大家学习借鉴，下面小编精心准备了无机化学知识点总结内容，欢迎使用学习! 无机化学知识点总结无机化学常见物质：二氧化碳无色无臭气体，有酸味，溶于水(体积比1:1)，部分生成碳酸。气体二氧化碳用于制碱工业、制糖工业，并用于钢铸件的淬火和铅白的制造等。可由碳在过量的空气中燃烧或使大理石、石灰石、白云石煅烧或与酸作用而得，是石灰、发酵等工业的副产品。二氧化碳一般不燃烧也不支持燃烧，常温下密度比空气略大，受热膨胀后则会聚集于上方，常被用作灭火剂。二氧化碳是绿色植物光合作用不可缺少的原料，温室中常用二氧化碳作肥料。固态二氧化碳俗称干冰，升华时可吸收大量热，因而用作制冷剂，如人工降雨，也常在舞美中用于制造烟雾。硫酸纯硫酸是一种无色无味油状液体，溶解时放出大量的热，是一种高沸点难挥发的强酸，易溶于水，能以任意比与水混溶。化学性质为吸水性、脱水性、强氧化性、难挥发性、.酸性和稳定性。稀硫酸，无色无嗅透明液体。化学性质为与多数金属(比铜活泼)氧化物反应，生成相应的硫酸盐和水; 与所含酸根离子氧化性比硫酸根离子弱的盐反应，生成相应的硫酸盐和弱酸; 与碱反应生成相应的硫酸盐和水; 与氢前金属在一定条件下反应，生成相应的硫酸盐和氢气; 加热条件下可催化蛋白质、二糖和多糖的水解。氢氧化钠纯的无水氢氧化钠为白色半透明，结晶状固体。氢氧化钠极易溶于水，溶解度随温度的升高而增大，溶解时能放出大量的热。它的水溶液有涩味和滑腻感，溶液呈强碱性，具备碱的一切通性。市售烧碱

无机化学知识点整理大全

无机化学知识点整理大全我们不但会学习很多有机物，还有接触很多无机物，其实无机化学这个部分的的知识点也很重要，那么你对无机化学的知识了解得够多了吗?为了方便大家学习借鉴，下面小编精心准备了无机化学知识点整理内容，欢迎使用学习! 无机化学知识点整理铝及其铝的化合物 (1)铝及其铝的化合物的知识体系 (2)铝 ①铝在周期表中的位置和物理性质铝在周期表中第三周期ⅢA族，是一种银白色轻金属，具有良好的导电性、导热性和延展性。它可应用于制导线、电缆、炊具，铝箔常用于食品和饮料的包装，铝还可以用于制造铝合金。 ②化学性质与非金属反应4Al+3O22Al2O3(常温生成致密而坚固的氧化膜) 4Al+3O22Al2O3(铝箔在纯氧中燃烧发出耀眼的白光) 与酸反应2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑(Al与非氧化性酸反应产生氢气) Al+4HNO3(稀)Al(NO3)3+NO↑+2H2O 常温时遇浓HNO3发生钝化，但加热可反应与碱溶液反应2Al+2NaOH+2H2O2Na AlO2+3H2↑ 与氧化物反应2Al+Fe2O32Fe+Al2O3(铝热反应可用于焊接钢轨、冶炼某些金属) (3)氧化铝 ①是一种白色难溶的固体，不溶于水。是冶炼铝的原料，是一种比较好的耐火材料。 ②氧化铝是两性氧化物。与酸反应：Al2O3+6HCl2AlCl3+3H2O 与碱反应：Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O 既能与强酸反应，又能与强碱反应的物质：Al、Al2O3、Al(OH)3、

弱酸的酸式盐(NaHCO3、NaHSO3)、弱酸的铵盐[(NH4)2CO3、(NH4)2SO3]、氨基酸等。 (4)氢氧化铝制备AlCl3+3NH3·H2OAl(OH)3↓+3NH4Cl 与酸反应Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O 与碱反应Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O 加热分解2Al(OH)3Al2O3+3H2O (5)Al3+、、Al(OH)3间的相互转化关系 Al3+Al(OH)3 在AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液的现象：先出现白色沉淀，NaOH溶液过量白色沉淀又逐渐消失。 AlCl3+3NaOH=Al(OH)3↓+3NaCl;Al(OH)3+NaOH=NaAl O2+ 2H2O (两瓶无色的溶液其中一瓶是AlCl3溶液，另一瓶是NaOH溶液，采用互滴法可以对这两瓶无色溶液进行鉴别) 在NaAlO2溶液中逐滴加入盐酸的现象：先出现白色沉淀，盐酸过量白色沉淀又逐渐消失。 NaAlO2+HCl+H2OAl(OH)3↓+NaCl;Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2 O 无机化学重难点 1、强氧化型漂白剂：利用自身的强氧化性破坏有色物质使它们变为无色物质，这种漂白一般是不可逆的、彻底的。 (1)次氧酸(HClO)：一般可由氯气与水反应生成，但由于它不稳定，见光易分解，不能长期保存。因此工业上一般是用氯气与石灰乳反应制成漂粉精： 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O 漂粉精的组成可用式子：Ca(OH)2·3CaCl(ClO)·nH2O来表示，可看作是CaCl2、Ca(ClO)2、Ca(OH)2以及结晶水的混合物，其中的有效成分是Ca(ClO)2，它是一种稳定的化合物，可以长期保存，使用时加入水和酸(或通入CO2)，即可以产生次氯

无机化学经典知识点

无机化学经典知识点元素化学通论一，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

无机化学知识点整理

无机化学知识点整理无机化学是化学的一个分支，与研究机体化学性质的有机化学不同，无机化学主要是研究无机物质，如金属、非金属化合物、盐类和氧化物等。学习无机化学需要掌握一些重要的知识点，本文将对无机化学的重要知识点进行整理。一、化学键化学键是分子或离子的原子之间的连接，它决定了物质的化学性质。根据价电子的共享情况可以将化学键分为共价键和离子键两种。 1. 共价键共价键指两个原子之间通过共享电子建立的化学键。共价键的特征是结合原子之间的电荷分布呈现相互穿插的状态。共价键的结构形式有单键、双键和三键。单键是最常见的共价键类型，例如氢气，每个氢原子与另一个氢原子共享一个电子。双键和三键包括多个共享的电子对，例如氮分子中有三个共价键，其中有一个双键和两个单键。 2. 离子键离子键指两个离子之间的化学键，其中一个离子通常是金属离子，另一个通常是非金属离子。离子键的形成通常是由于离子之间电荷分布的相互吸引而建立的。以氯化钠为例，钠离

子和氯离子电荷相互吸引形成氯化钠分子，其中钠离子的电子数比氯离子少1个，在化学式中以+和-来表示。二、化合物命名在学习无机化学时，孩子们还需要学习如何为每种化合物命名。通常，化合物由正离子和负离子组成。正离子通常是金属离子，负离子则是非金属离子。命名化合物的过程取决于化合物的类型： 1. 离子化合物命名离子化合物是由正离子和负离子组成的，通常是由金属和非金属元素组成的，如氯化钠。虽然正离子的名称不变，但负离子的名称通常要以“-ide”作为结尾。例如，氯离子的化学式为Cl--，则把这个离子与钠的离子Na+相结合，形成NaCl（氯化钠）。 2. 共价键化合物命名共价键化合物是由非金属元素共享电子而形成的，如二氧化碳（CO2）。当命名这种化合物时，使用墨菲亚法则是一种有用的技术。这种法则规定，一个离子的名字（例如，氧）被保留，然后在前面加上一个前缀来指示它的数量（例如二氧化碳）。三、反应类型在无机化学中，反应类型通常涉及化学键的断裂和可能的新键的形成。下面列出了几种常见的反应类型： 1. 氧化还原反应

(完整版)无机化学知识点

无机化学知识点总结原子与分子结构无机化学的主线是化学平衡，故先从原子和分子结构部分开始复习，逐步复习化学反应。 1、描述波函数的三个量子数及其意义 2、原子核外电子排布规则： 3、写出29号元素的基态电子排布式 4、原子与原子之间通过某种作用力组合成分子，这些作用力包括离子键、共价键、金属键等。离子键、共价键的特征？ 5、分子的极性举出几个极性分子，非极性分子。 6、分子间力：也称范德华力，包括定向力、诱导力、色散力；氢键试分析在甲醇的水溶液中，分子之间的相互作用情况。 7、简述氢键的形成条件及特征，并将分子内氢键和分子间氢键各举一例。

H 1、下列用量子数描述的可以容纳电子数最多的电子亚层是 A. n = 2, l = 1 B. n = 3, l = 2 C. n = 4, l = 3 D. n = 5, l = 0 2、碳原子最后一个电子的四个量子数为 A.2,1,0,+1/2 B. 2,0,0,-1/2 C. 2,0,1,-1/2 D. 1,0,1,+/2 3、29号元素的价电子排布式为 A. 4s24p4 B. 3d94s2 C. 3d54s1 D. 3d104s1 4、24号元素的价电子排布式及其在周期表中的位置是 A. 3d54s1,d区 B. 3d44s2,ds区 C. 3d54s1,ds区 D. 4s24p4,p区 5、A、B两元素，A原子的M层和N层电子数比B原子的M层和N层电子数多8个和3个 ,则 A、B分别为 A. As、Ti B. Ni、Ca C. Sc、Ne D. Ga、 Ca 6、p亚层最多可以容纳几个电子 A. 2 B. 4 C. 6 D. 8 7、d轨道有几种空间取向 A. 1 B. 3 C.5 D. 7 8、对氢原子来说，下列各轨道的能量大小比较正确的是 A.E2p>E2s B.E3d>E4s C.E3d

(完整版)大学无机化学知识点

第一章物质的聚集状态 §１～１基本概念一、物质的聚集状态１．定义：指物质在一定条件下存在的物理状态。２．分类：气态（ｇ）、液态（ｌ）、固态（ｓ）、等离子态。等离子态：气体在高温或电磁场的作用下，其组成的原子就会电离成带电的离子和自由电子，因其所带电荷符号相反，而电荷数相等，故称为等离子态，（也称物质第四态）特点： ①气态：无一定形状、无一定体积，具有无限膨胀性、无限渗混性和压缩性。 ②液态：无一定形状，但有一定体积，具有流动性、扩散性，可压缩性不大。 ③固态：有一定形状和体积，基本无扩散性，可压缩性很小。二、体系与环境１．定义： ①体系：我们所研究的对象（物质和空间）叫体系。 ②环境：体系以外的其他物质和空间叫环境。 2．分类：从体系与环境的关系来看，体系可分为 ①敞开体系：体系与环境之间，既有物质交换，又有能量交换时称敞开体系。 ②封闭体系：体系与环境之间，没有物质交换，只有能量交换时称封闭体系。 ③孤立体系：体系与环境之间，既无物质交换，又无能量交换时称孤立体系。三、相体系中物理性质和化学性质相同，并且完全均匀的部分叫相。１．单相：由一个相组成的体系叫单相。多相：由两个或两个以上相组成的体系叫多相。单相不一定是一种物质，多相不一定是多种物质。在一定条件下，相之间可相互转变。单相反应：在单相体系中发生的化学反应叫单相反应。多相反应：在多相体系中发生的化学反应叫多相反应。２．多相体系的特征：相与相之间有界面，越过界面性质就会突变。需明确的是： ①气体：只有一相，不管有多少种气体都能混成均匀一体。 ②液体：有一相，也有两相，甚至三相。只要互不相溶，就会独立成相。 ③固相：纯物质和合金类的金属固熔体作为一相，其他类的相数等于物质种数。 §１～2 气体定律一、理想气体状态方程PV=nRT 国际单位制：R=1.0133*105Pa*22.4*10-3 m 3/1mol*273.15K=8.314(Pa.m3.K-1.mol-1) 1. (理想)气体状态方程式的使用条件温度不太低、压力不太大。 2.(理想)气体状态方程式的应用二、气体分压定律混合气体的总压等于各组分气体分压之和。数学表达式：P T=P A+P B+P C+… 1. 组分气体分压：组分气体单独占有混合气体的体积时所产生的压力。P A V=n A RT 2. 组分气体分体积：组分气体与混合气体同温同压下所占有的体积。PV A=n A RT 由1、2可推导出玻义耳定律：n、T一定时P A V=PV A 3. 组分气体体积分数：组分气体的体积分数与混合气体的总体积之比——V A/V。根据阿佛加德罗定律：等温等压下，体积分数=摩尔分数，即T、P一定时，V A/V=n A/n 根据组分气体分压可知：P A=n A RT /V、P B=n B RT /V ，（n= n A+n B+…）再根据分压定律P= P A +P B +…=（n A+n B+…）RT/V=nRT/V

无机化学知识点总结归纳

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：； C与浓H2SO4加热时反应：； 6、型的反应： 7、两种单质反应生成黑色固体：Fe与O2、Fe与S、Cu与O2 8、同种元素的气态氢化物与气态氧化物可以发生反应生成该元素的单质的是： S、N元素 H2S＋SO2——； NH3＋NO——； NH3＋NO2——； 9、同种元素的气态氢化物与最高价氧化物的水化物可以发生反应生成盐的是：N元素 NH3＋HNO3——； 10、同时生成沉淀和气体的反应： Mg3N2＋H2O——； CaC2+H2O——； Na2S2O3＋H2SO4——； Ba(OH)2＋(NH4)2SO4——； Al3+、Fe3+－——S2－、CO32－、HCO3－间的双水解反应： Al3+＋S2－—— ; Al3+＋HCO3－——； Fe3+＋CO32―——； 11、常见的置换反应：（1）金属置换金属：如溶液中金属与盐的反应：；铝热反应：；（2）非金属置换非金属：卤素间的置换：；氟气与水的反应：；二氧化硅与碳的反应：；硫化氢与氯气反应：；

无机化学知识点

无机化学知识点无机化学是研究无机物质（不含碳的化合物）的组成、结构、性质、合成、反应以及它们在各个领域中的应用的学科。在无机化学中，有许多重要的知识点，下面将介绍一些常见的无机化学知识点。 1. 元素周期表：元素周期表是无机化学的基础，它将化学元素按照原子序数的增加顺序排列，同时也按照元素的周期性特征进行分组。元素周期表可以帮助我们了解元素的基本性质和趋势，例如原子半径、电离能、电负性等。 2. 键的类型：在无机化学中，化学键可以分为离子键、共价键和金属键等。离子键是由正负电荷的离子之间的电吸引力形成的，共价键是由共用电子对连接起来的，金属键是金属离子之间的电子云形成的。 3. 价态和电子排布：元素的价态是指元素在化合物中的可能电子组态。根据原子的外层电子数和元素周期表的规律，我们可以推测元素的价态和电子排布。了解元素的价态和电子排布有助于我们理解元素间的键合方式以及化合物的性质。 4. 配位化合物：配位化合物是由中心金属离子和周围配体离子或分子组成的。配位化合物中心金属离子一般处于正离子状态，周围的配体通过共用能够与金属离子形成稳定的化学键。配位化合物的性质和结构与配体的类型、数目以及配体与中心金属离子之间的相互作用有关。

5. 晶体结构：无机化合物常常形成晶体，晶体的结构与原子之间的排列及相互作用密切相关。无机化合物的晶体结构包括离子晶体、共价晶体和金属晶体等不同类型。晶体结构的了解对于理解无机化合物的物理、化学性质以及合成方法都非常重要。 6. 配位数和配位几何：在配位化合物中，一个中心金属离子被周围的配体离子或分子包围时，配位数是指与中心离子直接接触的配体数目。配位几何则是指配位体在空间中相对于中心金属离子的排列方式。了解配位数和配位几何有助于我们理解配位化合物的性质和反应机理。 7. 氧化还原反应：氧化还原反应是无机化学中的重要反应类型，它涉及到电子的转移。在氧化还原反应中，氧化剂接受电子而被还原，还原剂失去电子而被氧化。氧化还原反应的平衡常数（电位）可以用来定量评价化学物质的氧化还原能力。以上是无机化学中的一些常见知识点，通过学习这些知识点，我们可以了解无机化学的基本概念和理论，从而更好地理解化学现象并应用于实际问题中。无机化学作为化学科学的重要分支，对于材料科学、能源科学、医药科学等领域的发展具有重要意义。

无机化学知识点归纳

无机化学知识点归纳高中无机化学的内容复杂而又难理解,为了方便同学们理解相关知识点，接下来店铺为你整理了无机化学知识点归纳，一起来看看吧。无机化学知识点归纳：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; 氯化物：仅氯化银难溶，其它均可溶; 碳酸盐、亚硫酸盐、硫化物：仅它们的钾、钠、铵盐可溶。 ④磷酸二氢盐几乎都可溶，磷酸氢盐和磷酸的正盐则仅有钾、钠、铵可溶。 ⑤碳酸盐的溶解性规律：正盐若易溶，则其碳酸氢盐的溶解度小于正盐(如碳酸氢钠溶解度小于碳酸钠);正盐若难溶，则其碳酸氢盐的溶解度大于正盐(如碳酸氢钙的溶解度大于碳酸钙)。 2、气体的溶解性： ①极易溶于水的气体：HX、NH3 ②能溶于水，但溶解度不大的气体：O2(微溶)、CO2(1：1)、Cl2(1：2)、 H2S(1：2.6)、SO2(1：40) ③常见的难溶于水的气体：H2、N2、NO、CO、CH4、C2H4、C2H2 ④氯气难溶于饱和NaCl溶液，因此可用排饱和NaCl溶液收集氯气，也可用饱和NaCl溶液吸收氯气中的氯化氢杂质。 3、硫和白磷(P4)不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。

4、卤素单质(Cl2、Br2、I2)在水中溶解度不大，但易溶于酒精、汽油、苯、四氯化碳等有机溶剂，故常用有机溶剂来萃取水溶液中的卤素单质(注意萃取剂的选用原则：不互溶、不反应，从难溶向易溶;酒精和裂化汽油不可做萃取剂)。 5、有机化合物中多数不易溶于水，而易溶于有机溶剂。在水中的溶解性不大：烃、卤代烃、酯、多糖不溶于水;醇、醛、羧酸、低聚糖可溶于水(乙醇、乙醛、乙酸等和水以任意比例互溶)，但随着分子中烃基的增大，其溶解度减小(憎水基和亲水基的作用);苯酚低温下在水中不易溶解，但随温度高，溶解度增大，高于70℃时与水以任意比例互溶。 6、相似相溶原理：极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。无机化学知识点归纳：常见物质的颜色 1、有色气体单质：F2(浅黄绿色)、Cl2(黄绿色)、O3(淡蓝色) 2、其他有色单质：Br2(深红色液体)、I2(紫黑色固体)、S(淡黄色固体)、Cu(紫红色固体)、Au(金黄色固体)、P(白磷是白色固体，红磷是赤红色固体)、Si(灰黑色晶体)、C(黑色粉未) 3、无色气体单质：N2、O2、H2、希有气体单质 4、有色气体化合物：NO2 5、黄色固体：S、FeS2(愚人金，金黄色)、、Na2O2、Ag3PO4、AgBr、AgI 6、黑色固体：FeO、Fe3O4、MnO2、C、CuS、PbS、CuO(最常见的黑色粉末为MnO2和C) 7、红色固体：Fe(OH)3、Fe2O3、Cu2O、Cu 8、蓝色固体：五水合硫酸铜(胆矾或蓝矾)化学式： 9、绿色固体：七水合硫酸亚铁(绿矾)化学式： 10、紫黑色固体：KMnO4、碘单质。 11、白色沉淀：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3、Mg(OH)2、Al(OH)3 12、有色离子(溶液)Cu2+(浓溶液为绿色，稀溶液为蓝色)、

无机化学知识点归纳

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。 ⑥14电子微粒可能为：CO、N2 、C22－ 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。

无机化学知识点

无机化学知识点【无机化学知识点探秘：从元素周期表到化学键】无机化学作为化学学科的重要分支，是研究无机物质的组成、结构、性质和变化规律的学科。在学习无机化学时，我们需要掌握一些基本的知识点，其中包括元素周期表、离子和化学键等。本文将以探秘的方式，从这些知识点入手，带领读者一起深入了解无机化学的奥秘。一、元素周期表：元素间的秩序与规律元素周期表是无机化学的基础，它以一种有序的方式展示了所有已知元素。元素周期表的构建基于元素的原子序数（即元素的原子核中质子的数量）和元素的电子排布规律。这种以周期性规律排列的方式，为我们理解元素的性质和反应提供了便利。元素周期表由一系列横行（周期）和纵列（族）组成。横行被称为周期，按照原子序数的增加排列；纵列被称为族，具有相似的化学性质。根据周期表，我们可以大致了解元素的原子半径、电负性、化合价等性质。二、离子：化学反应中的秘密角色在无机化学中，离子是化学反应中的重要参与者。离子是由原子或原子团失去或获得电子而形成的带电粒子。离子可分为阳离子和阴离子，与电子数目相对增加的称为阴离子，与电子数目相对减少的称为阳离子。

离子的生成与化学键的形成密切相关。在化学反应中，原子之间通过电子转移或电子共享形成化学键，使得产生正负电荷的离子，从而稳定物质的结构。离子的存在和运动，不仅影响物质在化学反应中的能量变化，还决定了物质的各种性质和反应性。三、化学键：构建分子的桥梁化学键是原子之间的相互作用力，它们将原子组合成分子、晶体等化合物。常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。离子键是通过电子转移形成的，即以阴离子和阳离子之间的吸引力为基础。典型的例子是氯化钠晶体，其中钠离子和氯离子通过离子键结合形成晶格。共价键是通过电子共享形成的，即原子间共享一个或多个电子对。共价键强度较高，常见于非金属原子间的化合物，如水分子中的氢氧键。金属键是金属原子之间的电子云共享形成的。金属键能够使金属具有良好的导电性和导热性，也是金属材料具有延展性和延性的重要原因。四、其他知识点：酸碱度和配位化学除了上述主要知识点，无机化学还涉及其他重要内容。其中之一是酸碱度的概念。酸碱度是物质在水溶液中的化学性质，反映了其释放或接受质子的能力。无机酸碱度的表达方式通常是通过氢离子浓度的负对数即pH值表示。

有关无机化学知识点归纳

有关无机化学知识点归纳相信大家一定都接触过知识点吧!知识点是知识中的最小单位，最具体的内容，有时候也叫“考点”。为了方便大家学习借鉴，下面小编精心准备了无机化学知识点归纳内容，欢迎使用学习! 无机化学知识点归纳物质的溶解性规律 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; 氯化物：仅氯化银难溶，其它均可溶; 碳酸盐、亚硫酸盐、硫化物：仅它们的钾、钠、铵盐可溶。 ④磷酸二氢盐几乎都可溶，磷酸氢盐和磷酸的正盐则仅有钾、钠、铵可溶。 ⑤碳酸盐的溶解性规律：正盐若易溶，则其碳酸氢盐的溶解度小于正盐(如碳酸氢钠溶解度小于碳酸钠);正盐若难溶，则其碳酸氢盐的溶解度大于正盐(如碳酸氢钙的溶解度大于碳酸钙)。 2、气体的溶解性： ①极易溶于水的气体：HX、NH3 ②能溶于水，但溶解度不大的气体：O2(微溶)、CO2(1：1)、Cl2(1：2)、 H2S(1：2.6)、SO2(1：40) ③常见的难溶于水的气体：H2、N2、NO、CO、CH4、C2H4、C2H2 ④氯气难溶于饱和NaCl溶液，因此可用排饱和NaCl溶液收集氯

气，也可用饱和NaCl溶液吸收氯气中的氯化氢杂质。 3、硫和白磷(P4)不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。 4、卤素单质(Cl2、Br2、I2)在水中溶解度不大，但易溶于酒精、汽油、苯、四氯化碳等有机溶剂，故常用有机溶剂来萃取水溶液中的卤素单质(注意萃取剂的选用原则：不互溶、不反应，从难溶向易溶;酒精和裂化汽油不可做萃取剂)。 5、有机化合物中多数不易溶于水，而易溶于有机溶剂。在水中的溶解性不大：烃、卤代烃、酯、多糖不溶于水;醇、醛、羧酸、低聚糖可溶于水(乙醇、乙醛、乙酸等和水以任意比例互溶)，但随着分子中烃基的增大，其溶解度减小(憎水基和亲水基的作用);苯酚低温下在水中不易溶解，但随温度高，溶解度增大，高于70℃时与水以任意比例互溶。 6、相似相溶原理：极性溶质易溶于极性溶剂，非极性溶质易溶于非极性溶剂。无机化学方程式总结 1、硫酸根离子的检验: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓+ 2NaCl 2、碳酸根离子的检验: CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl 3、碳酸钠与盐酸反应: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑ 4、木炭还原氧化铜: 2CuO + C 高温2Cu + CO2↑ 5、铁片与硫酸铜溶液反应: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu 6、氯化钙与碳酸钠溶液反应：CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓+ 2NaCl 7、钠在空气中燃烧：2Na + O2 △ Na2O2 钠与氧气反应：4Na + O2 = 2Na2O 8、过氧化钠与水反应：2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑ 9、过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2 10、钠与水反应：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 11、铁与水蒸气反应：3Fe + 4H2O(g) = F3O4 + 4H2↑ 12、铝与氢氧化钠溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H2O =

无机化学知识点归纳

无机化学知识点归纳 1、常见分子（或物质）的形状及键角（1）形状：V型：HO、HS 直线型：CO、CS、CH 平面三角型：BF、SO三2222 2233 + 角锥型：NH 正四面体型：CH、CCl、白磷、NH3444 平面结构：CH、CH2466 （2）键角：HO：104.5?；BF、CH、CH、石墨：120? 白磷：60? 232466 +NH：107?18′ CH、CCl、NH、金刚石：109?28′ 3444 CO、CS、CH：180? 2222 2、常见粒子的饱和结构：－+2+?具有氦结构的粒子（2）：H、He、Li、Be；－－－32+2+3+?具有氖结构的粒子（2、8）：N、O、F、Ne、Na、Mg、Al；－－2+2+?具有氩结构的粒子（2、8、8）：S、Cl、Ar、K、Ca； ?核外电子总数为10的粒子： +2+3+++阳离子：Na、Mg、Al、NH、HO； 43 －－－－－32阴离子：N、O、F、OH、NH； 2 分子：Ne、HF、HO、NH、CH 234 ?核外电子总数为18的粒子： +2+阳离子：K、Ca ；－－－－32阴离子：P、S、HS、Cl；分子：Ar、HCl、HS、PH、SiH、F、HO、CH、CHOH、NH。 234222263243、常见物质的构型：

AB型的化合物（化合价一般为＋2、－1或＋4、－2）：CO、NO、SO、SiO、CS、222222 ClO、CaC、MgX、CaX、BeCl、BaX、KO等 2222222 AB型的化合物：HO、NaO、CH等 22222222 AB型的化合物：HO、HS、NaO、NaS、LiO等 222222 AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等能形成AB和AB型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物（液体）的222 是H和O［HO和HO］；属于离子化合物（固体）的是Na和O［NaO和NaO］。2222224、常见分子的极性：常见的非极性分子：CO、CS、BF、CH、CCl、、SF、CH、CH、CH等223446242266 常见的极性分子：双原子化合物分子、HO、HS、NH、HO、CHCl、CHCl、 CHCl223223223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（2）含有金属元素的阴离子：MnO、AlO、CrO 4227 第 1 页共 12 页 1、常见酸、碱、盐的溶解性规律：（限于中学常见范围内，不全面）（3）只含阳离子不含阴离子的物质：金属晶体 ?酸：只有硅酸（HSiO或原硅酸HSiO）难溶，其他均可溶； 2344 ?碱：只有NaOH、KOH、Ba(OH)可溶，Ca(OH)微溶，其它均难溶。 22 ?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=8.3141 -⋅ 1- J mol ⋅K 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

无机化学知识点

无机化学知识点无机化学是化学的一个分支，是对无机化合物的性质和反应进行研究的科学。在这篇文档中，我们将探讨无机化学的一些重要知识点。 1. 元素周期表元素周期表是无机化学中最重要的知识点之一。它是基于元素原子核中的质子数，将所有已知元素根据其化学和物理性质进行了分类。周期表具有周期性和分组性两个特点，以及许多重要的趋势。其中最重要的趋势包括原子半径、电离能和电负性。 2. 四种基本化学反应在无机化学中，有四种基本的化学反应：酸碱反应、氧化还原反应、配位反应和沉淀反应。酸碱反应是化学反应中最基本和最常见的一种，氧化还原反应涉及元素的电荷状态的变化，而配位反应则涉及到有机配体和金属离子之间的相互作用。沉淀反应是两种离子在水中结合并形成固体反应物的过程。 3. 配位化学配位化学是无机化学的一个主要分支，其侧重点在于探索配合物的性质、合成和反应。配合物是由一个中心金属离子和一些环境配体共同构成的复合物。配位化学涉及配体的选择、合成和反应，以及配位物的结构和热力学性质。

4. 无机固体化学无机固体化学是研究固体无机化合物的物理和化学性质的一个分支。它处理的问题包括晶体结构、热力学性质、制备方法、强度和导电性等方面。此外，它还探索了不同固体无机化合物之间的相互作用和反应，以及在生物和工业应用中的潜在用途。 5. 无机配位聚合物无机配位聚合物是一系列由中心金属离子和多种有机或无机配位体组成的复合物。这些配位聚合物在化学反应和催化方面非常重要，因为它们通过多步反应可形成具有具有特性和功能的超分子结构。有些无机配位聚合物还表现出高度选择性或高效能量转移，因此有望用于电催化、光催化、催化和传感等领域。结论以上列举内容只是无机化学知识点中的一部分。无机化学探索的是无机物在自然和人工环境中的行为和反应，可以应用到各种领域，包括医学、材料科学、工业和环境领域。从基本原理到实践应用，无机化学发展的不断推进，相信会给人们的生活带来更多的便利。

无机化学经典知识点

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：