无机物性质规律讨论
高中化学无机物性质与实验探究知识点
高中化学无机物性质与实验探究知识点在高中化学的学习中，无机物的性质和相关实验探究是非常重要的一部分。
这不仅是高考中的重点，也是我们理解化学世界的基础。
首先，让我们来谈谈常见的无机化合物。
像金属单质，如钠、镁、铝等，它们各自有着独特的性质。
钠是一种非常活泼的金属，保存在煤油中以防止与空气和水接触发生反应。
将一小块钠投入水中，会观察到钠浮在水面上迅速游动，发出“嘶嘶”的声音，溶液变成碱性，这是因为钠与水反应生成了氢氧化钠和氢气。
镁在空气中燃烧时会发出耀眼的白光，生成白色的氧化镁固体。
而铝则具有良好的抗腐蚀性，这是因为其表面会形成一层致密的氧化铝保护膜。
再来说说非金属单质，例如氧气、氮气、氯气等。
氧气是一种支持燃烧的气体，许多物质在氧气中燃烧会比在空气中更加剧烈。
氮气通常情况下性质比较稳定，但在一定条件下也能发生反应。
氯气是一种黄绿色有刺激性气味的气体，具有强氧化性，能与许多金属和非金属发生反应。
无机化合物中的氧化物也有很多重要的性质。
像氧化钠是一种碱性氧化物，能与水反应生成氢氧化钠。
而二氧化碳是一种酸性氧化物，能使澄清石灰水变浑浊，这是因为它与氢氧化钙反应生成了不溶于水的碳酸钙沉淀。
酸和碱也是无机物中的重要类别。
盐酸是一种强酸，具有挥发性。
硫酸是一种强酸且具有吸水性和脱水性。
氢氧化钠是一种强碱，具有强烈的腐蚀性。
氢氧化铝则是一种两性氢氧化物，既能与酸反应又能与碱反应。
在实验探究方面，我们常常通过实验来验证无机物的性质。
比如，为了探究金属钠与水的反应，我们会在烧杯中加入适量的水，然后小心地将钠投入其中，观察现象并进行分析。
在进行实验时，一定要注意安全，遵循实验操作的规范。
还有一个经典的实验是探究氯气的性质。
我们可以通过将氯气通入湿润的有色布条和干燥的有色布条，来观察氯气是否具有漂白性，以及其漂白作用是否与水有关。
在探究酸碱中和反应时，我们可以使用酸碱指示剂，如酚酞溶液和石蕊溶液，来判断反应的进行程度。
各类物质间的相互关系——无机反应规律
各类物质间的相互关系——无机反应规律一、无机物分类掌握物质的分类，要注意分类的根据和各类物质间是从属关系还是并列关系：1．氧化物2．从组成的元素来分：氧化物从性质来分：氧化物（1）酸性氧化物：能与碱反应生成盐和水的氧化物。
例：CO2+Ca(OH)2＝CaCO3↓+H2O SO3+2NaOH＝Na2SO4+H2O酸性氧化物也叫酸酐，例如：CO2叫碳酐，SO3叫硫酐。
酸性氧化物都有对应的酸例是H 2的酸酐，叫碳酐；是H 2的酸酐，叫硫酐；是H 2的酸酐，叫亚硫酐；是H 3的酸酐，叫磷酐是H 2的酸酐，叫硅酐这里要注意：①绝大部分酸性氧化物都可以溶于水得到相应的酸(SiO2难溶于水，所以H2SiO3不能通过SiO2和H2O反应得到)。
②能溶于水生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物，例：NO2溶于水得到HNO3，3NO2+H2O＝2HNO3+NO，由于NO2与HNO3中氮元素化合价不同，所以NO2不是HNO3的酸酐，NO2没有对应的酸，且不属于酸性氧化物。
③由酸酐（或酸）找对应的酸（或酸酐），看它们对应的非金属化合价是否相同，若相同，则是对应关系。
的酸酐是。
④有些非金属氧化物如CO、NO、H2O没有对应的酸，即不能与碱反应生成盐和水，也不能与酸反应生成盐和水，习惯上称之为不成盐氧化物。
（2）碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水的氧化物。
例：CuO+H2SO4＝CuSO4+H2O Fe2O3+6HCl＝2FeCl3+3H2O碱性氧化物都有对应的碱Na2O对应的碱是NaOH；CaO对应的碱是Ca(OH)2；CuO对应的碱是Cu(OH)2；对应的碱是；对应的碱是。
这里要注意：①碱性氧化物都有对应的碱，在这两种化合物中，对应金属的化合价相同。
②碱性氧化物大多数不溶于水，不能与水反应得到相应的碱，只有少数碱性氧化物如：K2O、Na2O、CaO、BaO等可以溶于水得到相应的碱。
例：BaO+H2O＝Ba(OH)2K2O+H2O＝2KOH（3）两性氧化物：既能与酸反应又能与碱反应生成盐和水的氧化物。
常见无机物有机物性质归纳
常见无机物性质归纳12Fe + 3Cl 2点燃2FeCl 3 产生棕黄色的烟 Cu + Cl 2点燃CuCl 2 产生棕色的烟 H 2 + Cl 2点燃2HCl产生苍白色火焰Cl 2 + H 2O = HCl + HClOHClO 不稳定，有强氧化性，可做漂白剂，Cl 2可用作漂白剂〔Cl 2不能使枯燥的红纸条退色〕 Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2O制漂白精Cl 2 + 2CaOH = CaCl 2 + Ca 〔ClO 〕2+ H 2O 工业制漂白粉，漂白粉的成分CaCl 2 和 Ca 〔ClO 〕2，有效成分为Ca 〔ClO 〕2 4Fe(OH)2 + O 2 + 2H 2O = 4Fe(OH)3 白色沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色 Fe 3+ + 3SCN －= Fe(SCN)3 红色溶液，可用KSCN 、NH 4SCN 溶液检验Fe 3+ Fe + 2H + = Fe 2+ + H 2↑ Fe 具有复原性 2Fe 3+ + Fe = 3Fe 2+Fe 3+具有氧化性Fe 2+ + Zn = Fe + Zn 2+2Fe 2+ + Cl 2 = 2Fe 3+ + 2Cl －Fe2+既有氧化性又有复原性 Na 2CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2O + CO 2↑ NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2O + CO 2↑ NaHCO 3 + NaOH = Na 2CO 3 + H 2O 2NaHCO 3 △Na 2CO 3 + H 2O + CO 2↑N 2 + O 22NON 2 + 3H 2催化剂 高温高压2NH 3使空气中游离态的氮转化为含氮化合物叫做氮的固定〔固氮〕2NO + O 2 = 2NO 2 3NO 2 + H 2O = 2HNO 3 + NO NH 3 +H 2O = NH 3·H 2ONH 3·H 2O NH 4+ + OH －NH 3·H 2O 呈弱碱性，氨水能使酚酞溶液变红 NH 3 + HCl = NH 4Cl 产生白烟4NH 3 + 5O 2 催化剂△4NO + 6H 2O NH 4HCO 3△ NH 3↑ + H 2O + CO 2↑ NH 4Cl△NH 3↑ + HCl ↑NH 4+ + OH －△NH 3↑+ H 2O 〔用于检验铵根离子〕2NH 4Cl+Ca(OH)2 △CaCl 2 +2NH 3↑+ 2H 2O实验室制氨气，用湿润的红色石蕊试纸检验氨气是否收集满4HNO 34NO 2↑ + O 2↑ + 2H 2O为了防止硝酸见光分解，一般将它保存在棕色试剂瓶里，不能用胶塞 Cu + 4HNO 3(浓) = Cu(NO 3)2 + 2NO 2↑ + 2H 2O 常温下，浓硝酸可使铁、铝钝化3Cu + 8HNO 3(稀)= 3Cu(NO 3)2 + 2NO ↑+ 4H 2O C + 4HNO 3(浓)△CO 2↑+ 2NO 2↑+ 2H 2O 浓、稀硝酸有强氧化性Fe + S △ FeS S + O 2 点燃SO 2 SO 2 + O 2催化剂 加热2SO 3 2H 2S + SO 2 = 3S + 2H 2OCu + 2H 2SO 4(浓) △CuSO 4 + SO 2↑+ 2H 2O 在常温下，浓硫酸使铁、铝钝化 C + 2H 2SO 4(浓) △CO 2↑+ 2SO 2↑+ 2H 2O浓硫酸表现强氧化性 2Mg + CO 2点燃2MgO + C受热或见光放电有机物苯与液溴在铁粉〔FeBr 3〕作催化剂时反响生成溴苯和HBr乙醇 构造：CH 3CH 2OH 〔—OH 称为羟基〕 乙醇俗称酒精，是优良的有机溶剂乙酸构造：CH 3 〔—COOH 称为羧基〕 乙酸俗称醋酸，有酸性，能使紫色的石蕊溶液变红油脂 油脂可用来制取高级脂肪酸和甘油糖类由C 、H 、O 三种元素组成糖类分为单糖〔不水解，如葡萄糖、果糖〕、二糖〔如蔗糖、麦芽糖〕、多糖〔如淀粉、纤维素〕，淀粉水解最终生成葡萄糖 蛋白质属于有机高分子化合物，水解生成氨基酸浓的盐溶液会使蛋白质从溶液中析出，不影响蛋白质的生理活性；紫外线照射、加热或参加有机化合物、酸、碱、重金属盐〔如铜盐、铅盐、汞盐等〕会使蛋白质聚沉，蛋白质失去生理活性。
无机化学课程学习总结熟悉无机物的结构与性质的基本知识
无机化学课程学习总结熟悉无机物的结构与性质的基本知识无机化学课程学习总结——熟悉无机物的结构与性质的基本知识无机化学是研究无机物质结构、性质以及无机反应规律的一门学科。
在无机化学课程的学习过程中，我通过系统地学习了无机物的结构与性质的基本知识，获得了对无机化学的初步了解。
本文将围绕无机物的结构、性质以及相关实例进行总结，以便更好地加深对该课程的理解。
一、无机物的结构无机物的结构是无机化学研究的重要内容之一。
无机物的结构多样，可包括原子、离子、分子以及晶体等多个层次。
其中，原子是构成物质的基本单位，离子则由带电荷的原子或原子团组成，分子是由通过共价键相互连接的原子构成，晶体则是由一定规律的离子、分子或原子组成的有序固体。
无机物的结构对其性质和反应具有重要影响。
例如，晶体的结构决定了其特殊的物理性质，如透射性、折光性等。
而分子的结构则直接与其化学性质相关，不同的分子结构可能导致不同的反应途径和性质表现。
二、无机物的性质无机物的性质是指其在物理和化学方面所表现出来的特征。
对于无机化学的学习，我们主要关注无机物的几个重要性质，包括物态、熔点和沸点、导电性以及溶解性等。
1. 物态：无机物的物态可以是固体、液体或气体。
例如，金属氧化物通常为固体，无机酸和无机盐可为固体、液体或气体，无机气体则以气体形态存在。
2. 熔点和沸点：无机物的熔点和沸点是其物质状态转变的重要指标。
不同无机物的熔点和沸点差异较大，这是由于它们的结构和相互作用力的差异所致。
3. 导电性：根据物质是否能导电，可以将无机物分为电解质和非电解质。
电解质能在溶液中产生电解作用，分为强电解质和弱电解质。
非电解质则无法导电。
4. 溶解性：无机物的溶解性可分为好溶、难溶和不溶等。
溶解性与离子或分子之间的相互作用力有关，即溶剂与溶质之间的吸引力和离子间的电荷配位等。
三、实例分析为了更好地理解无机物的结构与性质，下面我们以几个常见的无机物为例进行分析：1. 二氧化碳（CO2）：二氧化碳是一种无色、无味、无毒的气体。
化学鉴定无机物质的性质与特征
化学鉴定无机物质的性质与特征一、引言无机化学是研究无机物质的性质和反应的科学，而无机物质的性质与特征的鉴定是化学分析中至关重要的步骤。
本文将介绍化学鉴定无机物质的性质与特征的方法和技巧。
二、外观与颜色无机物质的外观与颜色是最直观的特征之一。
在初步鉴定无机物质时，可以观察其颜色、形状和纯度等外观特征。
例如，硫磺呈黄色结晶，氯化钠呈白色晶体，氧化铁呈红色粉末等。
三、熔点与沸点无机物质的熔点与沸点也是其特征之一。
通过测量无机物质的熔点与沸点，可以判断其纯度和性质。
不同物质的熔点和沸点有较大差异，可以用于快速鉴别不同物质。
四、导电性无机物质的导电性是判断其化学性质的重要指标之一。
导电性实验可以通过将无机物质溶解在水中，然后用电导仪进行测量，如果导电性较高，则说明该物质为电解质；反之，则为非电解质。
五、溶解性无机物质的溶解性是指物质在溶剂中的溶解程度。
根据不同物质的溶解性，可以将其分为可溶于水和不溶于水的物质，进一步鉴定物质的种类和性质。
一般来说，盐类、酸类和碱类物质容易溶解于水中，而一些金属物质和非金属物质则不溶于水。
六、酸碱性无机物质的酸碱性可以通过试纸或指示剂进行初步判断。
常见的酸碱指示剂有酚酞、溴酚蓝、甲基橙等。
通过将无机物质与这些指示剂进行反应，根据颜色的变化可以初步判断其为酸性、中性还是碱性。
七、化学反应化学反应是鉴定无机物质性质与特征的重要手段之一。
通过与其他试剂进行反应，可以观察到颜色变化、沉淀产生、气体释放等现象，从而进一步判断其化学性质。
例如，硫酸与钡离子反应产生白色沉淀，可以判断无机物质中存在钡离子。
八、光谱分析光谱分析是一种常用的无机物质鉴定方法。
通过对无机物质进行紫外-可见吸收光谱、红外光谱、质谱等分析，可以获得无机物质的吸收峰、红外吸收带和分子离子峰等信息，从而确定其特征与性质。
九、实验数据记录与分析在进行无机物质的鉴定时，及时、准确地记录实验数据是非常重要的。
通过记录实验条件、观察结果和分析数据，可以帮助我们全面了解无机物质的性质与特征，并进一步进行数据分析和比对。
“通性”和“特性”——学习无机物知识的两把钥匙
2012-07教学实践“通性”和“特性”———学习无机物知识的两把钥匙文/周薛红对于元素化合物的性质，许多同学反映知识零碎，没有规律，难以记忆和掌握。
其实，我们只要能够从“通性”和“特性”两个角度来认识物质的性质，采用“类别→通性→特性”的学习模式，对元素化合物的性质进行总结，就会取得事半功倍的效果。
所谓通性，就是该物质所属类别的共性，而特性就是该物质的特殊性质，下面就常见无机物的通性和特性做一些说明。
一、关于单质、酸、碱、盐、氧化物的通性1.金属单质的通性（1）与酸或水发生置换反应例如：Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑2Na+2H2O=2NaOH+H2↑说明：在金属活动顺序表中，排在H前面的金属能把酸中的H置换出来，特别活泼金属能把水中的H置换出来，如Na、K等。
（2）与O2、Cl2等活泼的非金属单质发生化合反应例如：3Fe+2O2=Fe3O4Cu+Cl2=CuCl2（3）与盐发生置换反应例如：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu说明：在金属活动顺序表中，排在前面的金属能把排在后面的金属从其盐溶液中置换出来，特别活泼金属先与水反应，如Na、K等。
2.非金属单质的通性（1）与H2化合例如：2H2+O2=2H2O H2+F2=2HF（2）非金属性弱的元素单质与非金属性强的元素单质可以直接化合例如：4P+5O2=2P2O5Si+2Cl2=SiCl4（3）非金属性强的元素单质与水与碱发生歧化反应例如：Cl2+H2O=HClO+HCl3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O（4）活泼的非金属单质置换不活泼的非金属单质例如：2F2+2H2O=4HF+O22H2S+O2=2H2O+2S2NaI+Br2= 2NaBr+I23.酸性氧化物的通性（1）酸性氧化物溶于水生成酸例如：SO2+H2O=H2SO3P2O5+3H2O=2H3PO4说明：非金属氧化物大部分是酸性氧化物，其中大部分能与水直接化合成对应的酸，但像SiO2不溶于水，不能直接与水化合成酸。
2024年无机化学学习心得范文(2篇)
2024年无机化学学习心得范文无机化学是化学的一个重要分支，主要研究无机物的组成、性质和变化规律。
通过学习无机化学，我对化学的整体框架有了更深刻的理解，同时也培养了分析问题和解决问题的能力。
以下是我在无机化学学习过程中的心得体会。
首先，无机化学的学习需要建立坚实的基础。
掌握化学的基本概念、原理和定律是非常重要的，这样才能更好地理解无机化学中的各种现象和规律。
例如，一些重要的化学概念如化学键、元素周期表、酸碱性等都是无机化学学习的基础。
在学习过程中，我注重观察实验现象、理解实验原理，通过实验锻炼动手能力，强化理论知识。
其次，无机化学具有丰富的实验内容。
在课程中，我们进行了一系列的实验操作，例如合成无机化合物、测定无机物性质、分离和分析无机物质等。
通过实验操作，我加深了对无机化学理论知识的理解，学会了科学实验的方法和技巧。
同时，还掌握了化学实验室的安全操作规范，提高了自己的实验操作能力。
再次，无机化学的学习需要注重系统性和归纳性。
无机化学的知识点非常多且繁杂，需要我们进行系统的整理和归纳。
在学习过程中，我注重总结归纳，将各个知识点连接起来，形成一个完整的体系。
这样不仅能够更好地掌握无机化学知识，还能够培养自己的逻辑思维能力和综合分析问题的能力。
此外，无机化学的学习需要培养细致和耐心。
有时候，无机化学的知识点非常琐碎，需要我们仔细阅读教材，理解每一个细节。
例如，无机化合物的命名和化学方程式的平衡等都需要我们仔细观察和思考。
在学习过程中，我会将一些难以记忆的知识点记录下来，反复阅读和练习，以加深对知识点的记忆和理解。
最后，无机化学的学习需要勤思考和实践。
通过课堂学习和自主学习，我历练了思考问题的能力和动手解决问题的能力。
遇到难题时，我会仔细思考，多角度分析，寻找解决问题的方法。
如果有可能，我还会通过实践操作来验证和巩固所学知识。
这样不仅能够加深对知识的理解，还能够培养自己的创新思维和解决问题的能力。
总结起来，学习无机化学需要建立扎实的基础，进行实验操作，注重系统归纳，并培养细致耐心和勤思考实践的能力。
高中化学无机物知识点总结
高中化学无机物知识点总结高中化学无机物知识点总结一、前言本文旨在总结和回顾高中化学中无机物的知识点。
通过阅读本文，希望读者能够回顾并深入理解这些基本概念，为进一步学习化学打下坚实的基础。
二、无机物的分类无机物可以根据其性质和组成分为不同的类型。
其中，我们最常见的是根据组成分为单质和化合物。
单质是由同一种元素组成的纯净物，如金属铁、非金属氧气等。
化合物则是由两种或两种以上的元素组成的纯净物，如水、二氧化碳等。
此外，无机物还可以根据其在溶液中的导电性分为电解质和非电解质。
电解质如盐酸、硫酸等，它们在溶液中可以导电。
非电解质如蔗糖、乙醇等，它们在溶液中不能导电。
三、无机物的性质1、单质：单质的主要性质包括物理性质如颜色、状态、硬度等，以及化学性质如氧化还原性、与其它物质的反应等。
例如，金属单质具有导电性和延展性，非金属单质则具有氧化性或还原性。
2、化合物：化合物的主要性质包括物理性质如熔点、沸点、颜色等，以及化学性质如酸碱性、稳定性等。
例如，盐类物质具有咸味，并且在水中可以溶解。
四、无机物的应用无机物在日常生活和工业生产中有着广泛的应用。
例如，氧气可供人类呼吸，铁可用于制造工具和机器，硫酸可用于制造化肥和药物。
五、总结无机物是化学的一个重要组成部分，掌握好无机物的知识和性质对于理解整个化学学科有着重要的作用。
本文总结了无机物的基本概念和重要性质，希望能够帮助读者更好地理解和应用这些知识。
六、致谢感谢所有为本文提供帮助和支持的人，特别是那些无私提供信息和建议的人。
此外，也要感谢化学这个学科，它让我们了解了周围世界中种种物质的本质和规律。
七、参考文献在本文的写作过程中，参考了多种权威的化学教材、期刊和学术论文，这些参考文献不仅提供了丰富的信息，也为我们深入理解无机物提供了理论支持。
由于篇幅原因，这里不再一一列举，但在本文的最后，我们会列出主要参考文献以示尊重和感谢。
八、附录在本文的附录部分，我们列出了一些常见的无机物及其基本性质，供读者参考和复习。
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例如表中第二周期的氢化物由左到右，中心原子的氧 化数由 －3 变成 －2，再变成 －1，原子所带的负电荷数 减少，因而中心原子的电子密度越来越小，对于 H+ 的束 缚能力降低，所以氢化物给出 H+ 的能力即酸性增强。
第二周期 第三周期 第四周期 第五周期
VA族 NH3 35 PH3 27
VIA族 H2O 16 H2S 7.0 H2Se 3.9 H2Te 3
（3） 中心原子抵抗 H+ 的极化作用的能力
以分子状态存在的弱酸承受 H+ 的极化作用，致使 R—O 键被削弱，所以弱酸的氧化性强。稀的强酸以酸根 离子的状态存在，不承受 H+ 的极化作用，R—O 键较强， 氧化性较弱。
同一元素不同氧化态的含氧酸，通常是较高价态含氧 酸的氧化能力较弱，这与高价态含氧酸的中心原子抵抗 H+ 的极化作用的能力较强有关。所以氧化能力的关系是 HClO4 < HClO3，H2SO4（稀）< H2SO3 。
无机含氧酸的氧化还原性是其重要的化学性质。但由 于影响因素相当复杂，目前只能从事实上归纳出一些粗略 的规律性，还不能给予完满的理论解释，有待于进一步从 实验事实去研究和探讨。
3 含氧酸盐的热分解
无机盐类是酸碱中和的产物，按着含氧酸和无氧酸可 将盐划分为两大类：
一类是含氧酸盐如 KClO4、CuSO4•5H2O 等； 另一类是无氧酸盐如 NaCl、CdS 等。
电 HClO/ ClO3-/ H2SO3/ SO42－/ HNO2/ NO3－/
对 Cl2
Cl2
S
S
N2
N2
EӨ/ V
1.61
1.47
0.45
0.36
1.45
1.24
4 对于同一种含氧酸及其盐来说，一般是浓酸氧化性大
于稀酸，含氧酸氧化性大于含氧酸盐，例如，浓 HNO3 ＞ 稀 HNO3 ＞ 硝酸盐。
第二类所谓含氢且含氧的三元化合物，就是指含氧酸。 含氧酸中氢通过氧原子与其中心原子 A 相连，如 H2SO4、 H3PO4 等。
含氧酸的酸性显然是由中心原子 A 的性质决定的。 中心原子 A 的电负性、原子半径以及氧化数等因素，将 直接影响与氢原子相连的氧原子的电子密度。当中心原子 的半径较小，元素电负性较大时，它将使与之相连的氧原 子的电子密度降低，于是对氢的束缚减弱，而表现出较强 的酸性。
含氧酸盐热稳定性的一般规律
盐的热稳定性可用其分解温度来衡量，分解温度较高 的，热稳定性较好；反之，分解温度较低的，热稳定性较 差。
1 无水含氧酸盐的热稳定性规律
含氧酸盐的热稳定性既与含氧酸的热稳定性有关，又 与金属阳离子的性质有关，现将其一般规律简单总结如下。
（1） 对于同一种含氧酸及其盐，其热稳定性是正盐 最高，酸式盐次之，酸的热稳定性最差。
同一周期元素、同种类型的含氧酸，如在 H4SiO4、 H3PO4、H2SO4、HClO4 系列中，从左向右中心原子 A 的 半径逐渐减小，元素电负性增大，氧化数变大，因此使得 氧原子的电子密度降低，于是对氢的束缚减弱，而表现出 越来越强的酸性。
众所周知的事实是，H4SiO4 是弱酸，H3PO4 是中强 酸，H2SO4 和 HClO4 是强酸。
VIIA族 HF 3.2 HCl －7 HBr －9 HI －10
同一族元素的氢化物，随着原子序数增加，它们的原 子半径增大，使得这些原子的电子密度逐渐变小，氢化物 的酸性依次增强，例如表中物质的酸性
HI > HCl > HF， H2Te > H2Se> H2S > H2O
第二周期 第三周期 第四周期 第五周期
在 NH3 中，N 的氧化数为 －3，且原子半径很小，故 其电子密度很高，对 H+ 的束缚极强。在水溶液中 NH3 不 但不能释放质子，反而结合水解离出的 H+ ，从而使体系 显碱性。
PH3 和 NH3 相似，但由于 P 的原子半径比 N 大些， 故其电子密度低于 N，所以 PH3 的碱性比 NH3 弱。
同样道理，同一主族元素相同类型的含氧酸，如 HClO、HBrO、HIO，从上到下酸性依次减弱。主要是 由于电负性逐渐降低，中心原子 A 的半径逐渐增大，对 氧原子上的电子吸引越来越小，导致氧上的电子密度逐渐 增大，故对氢的束缚逐渐增强。
同一元素、不同价态的含氧酸，一般来说价态高的酸 性强。如
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
（2） 同种酸根、不同金属离子的同种类型的含氧酸 盐，其热稳定性次序一般为
碱金属盐 > 碱土金属盐 > 过渡金属盐 > 铵盐
（3）同一族金属离子含氧酸盐的热稳定性次序随原子 序数增大而增大，以IIA族为例
BaCO3 > SrCO3 > CaCO3 > MgCO3
（4）对于不同的含氧酸的盐，一般来说，含氧酸越稳 定，则它相应的含氧酸盐的热稳定性也高；含氧酸的热稳 定性差，则它相应的含氧酸盐也易受热分解。如:硫酸盐、 磷酸盐、硅酸盐都是难于分解的盐，而碳酸盐、硝酸盐、 亚硫酸盐、氯酸盐都是热稳定性较差、容易分解的盐。以 钠盐为例，常见含氧酸盐的热稳定性次序一般为
1 物质的酸性与碱性
酸性一般是指物质释放质子 H+ 的能力，而碱性一般 是指物质释放 OH- 的能力，或者是指物质与水解离出的 OH- 或 H+ 相结合的的能力，因为这一过程将使体系因 H+ 或 OH- 过剩而显酸性或碱性。
第一类化合物指的是分子氢化物，氢直接与中心原子 A 相连，如 NH3、PH3、H2S、HCl 等。
硫酸盐、磷酸盐、硅酸盐 > 碳酸盐 > 硝酸盐 > 氯酸盐 硫酸盐的分解温度一般在 1273 K 以上，碱金属的硫
酸盐加热到高温仍很稳定，熔融甚至挥发而不分解。
2 结晶水合盐易受热脱水
许多无机盐含有结晶水。当受热时，无机盐容易失去 结晶水，生成无水盐。如，Na2SO4•10H2O 和 Na2CO3•10H2O 受热后分别得到无水 Na2SO4 和无水 Na2CO3。
化，第 2、4、6 周期的 E 值较高，第 3、5 周期的 EӨ 值
较低。
周期数 电对 EӨ/V
2
NO3－/ N2 1.24
3
H3PO4/ P
－0. 14
4
H3AsO4/ As
0.37
5
Sb2O5 / Sb
0.32
6
Bi2O5 / Bi
0.83
3 同一元素来说，在均为稀酸的条件下，低价态的酸比
高价态的酸氧化性强。例如 HCIO ＞ HClO3，H2SO3 ＞ 稀 H 2SO4，HNO2 ＞ 稀 HNO3。
3 受热缩聚反应
硼酸盐、硅酸盐、磷酸盐都比较稳定，受热不易分解，但 容易发生缩聚反应。一些酸式盐容易脱水缩合成多酸盐。 如果该酸式盐中只有一个 –OH，则热分解产物为焦酸盐
2Na2HPO4 523 K Na4P2O7 2NaHSO4 593 K Na2S2O7
生成缩聚产物的难易程度，与含氧酸盐热分解后生成 的氧化物的挥发性有关。生成的氧化物越易挥发，越容易 发生简单热分解反应，所以不稳定酸的酸式盐受热后分解 不能生成多酸盐。
如 SiO32–、CO32–、PO43–、SO42– 比较，SiO2 和 P2O5 不易挥发，硅酸盐、磷酸盐易缩聚； CO2 易挥发，碳酸 盐不易缩聚；SO3 高温时可挥发，硫酸盐可发生缩聚反应。
4 氧化还原反应
含氧酸盐受热分解时，有时伴随着内部的电子转移。 根据酸根阴离子、金属（或 NH4＋）阳离子的氧化还原能 力不同，这类反应又分几种情况。
CuSO4 923 K CuO + SO3↑
硼酸盐、硅酸盐不易发生这类简单热分解反应，其中 一个原因就是 B2O3、SiO2 沸点较高，难以汽化。
从反应结果看，这类分解反应是金属离子将含氧酸根 中的 O2– 夺走。因此，金属离子正电场越强，即半径越小、 电荷数越高，越容易发生分解反应；酸根离子越不稳定， 越容易发生分解反应。
（2） 中心原子和氧原子之间 R—O 键的强度
含氧酸还原为低氧化态或单质的过程涉及 R—O 键的 断裂。因此，含氧酸 R—O 键越强，数目越多，则酸越稳 定，氧化性越弱。
中心原子和氧原子之间存在着配位键和 d－p 配键， 因此 R—O 键相当于一个双键。形成的 d－p 配键的强
度顺序是 3d < 4d < 5d。因此，同族过渡元素从上到下， 其含氧酸的 R—O 键增强，酸的稳定性增大，氧化性减弱。
2 无机含氧酸的氧化性
物质的氧化还原性质既涉及化学热力学，又涉及反应 动力学问题。含氧酸的氧化性则更为复杂，一种元素往往 可以有几种价态的含氧酸，同一价态的含氧酸又可以还原 成不同的产物。
氧化性的规律
1 同一周期主族元素含氧酸的氧化性从左到右增强，其EӨ
值显著升高。
H4SiO4 < H3PO4 < H2SO4 < HClO4
VA族 NH3 35 PH3 27
VIA族 H2O 16 H2S 7.0 H2Se 3.9 H2Te 3
VIIA族 HF 3.2 HCl －7 HBr －9 HI －10
若将水合质子、水以及氢氧根加以比较，其酸性强弱 次序显然为
H3O+ > H2O > OH– 在水合离子中，有 3 个质子同时吸引氧上的电子，使 得其上的电子密度很低，对 H+ 的束缚力很弱，因而容易 释放出质子；水分子中有两个质子，因而氧上的电子密度 较大，对 H+ 的束缚也较强，酸性较弱；在氢氧根中，只 有一个质子吸引氧上的电子，因而氧上的电子密度最高， 对 H+ 的束缚最强，不但不能释放质子，反而吸引质子而 显碱性。
影响氧化能力的因素
含氧酸得失电子的难易程度，与许多因素有关，目前 还没有完全统一的解释。