无机化学2
＝
[ H+ ] c0
Kθac0
Kaθ
＝
c0
＝
c0
一元弱碱， 当c0 > 400 Kθb， [ OH¯ ] ＝ Kθbc0
Kbθ
＝
c0
16.水的离子积常数
H2O（l）
H+（aq）+ OH－（aq）
K ＝ [ H+ ] [ OH－ ] K 称为水的离子积常数，经常用 Kwθ 表示。 常温下 Kθw＝ 1.0 10－14 。
18.水解平衡常数
（1）弱酸强碱盐（NaAc） Ac－ ＋ H2O
Kθw Kh ＝ Kθa
h ＝ [ OH－ ] ＝ c0
HAc ＋ OH－
[ OH－ ] ＝
c0 Kθw Kθa
Kθw c0 Kθa
（2） 强酸弱碱盐（NH4Cl）
NH4+ + H2O
• NH3 H2O + H+
Kh ＝
Kθw Kθb
交界酸 路易斯酸中接受电子对的原子，其电子云的变形性介于硬酸和 软酸之间。
• 如 Cr2+ ， Fe2+ ， Co2+ ， Ni2+ ， Cu2+ ， Zn2+ ， Sn2+ ， Pb2+ ，
Sb3+，Bi3+
硬碱
路易斯碱中给出电子对的原子的电负性大，其电子云不易变
形，不易失去电子
如 F－，Cl－，H2O，OH–，O2－，SO42－，NO3－，ClO4－，NH3
• 如 ⅠA，ⅡA 族阳离子 Na+，Mg2+ • ⅢA，ⅣA 族阳离子 B3+，Al3+，Si4+ • 高电荷，半径小的阳离子La3+， Ce4+， Ti4+ • （9～17）e― 的阳离子Cr3+，Mn2+，Fe3+
软酸 路易斯酸中接受电子对的原子，其电子云的变形大。如半径大， 电荷低的阳离子 Cu+，Ag+，Cd2+，Hg2+， Hg22+，Tl+，Pt2+
H2S HS－
H+ ＋ HS－ H+ ＋ S2－
K1 ＝ K2 ＝
[ H+ ] [ HS－ ] [ H2S ]
＝ 1.1 10 －7
[ H+ ] [ S2－ ]
[ HS－ ]
＝ 1.3 10 －13
K2 表达式中的 [ H+ ] 并不表示第二步的产生的 [ H+ ]。它是两步解离出的 [ H+ ] 的总和，近似等于第一步的 [ H+ ], 因为[ H + ] ＝ [ HS－ ]
8.溶度积原理
某时刻
AaBb（s）
a Ab+ ＋ b Ba–
Qi ＝ （Ab+）a •（Ba-）b
平衡时
Kθsp ＝ （Ab+）a •（Ba-）b
Qi > Ksθp 时，平衡左移，将生成沉淀
（Ab+）和（Ba-） 表示离子的浓度
Qi < Kθsp 时，平衡右移，沉淀将溶解
Qi ＝ Ksθp 时，达到沉淀溶解平衡
(1)定义：在一种溶剂中能解离出该溶剂的特征正离子或者说 能增大特征正离子的浓度的物质称为酸；在一种溶剂中能 解离出该溶剂的特征负离子或者说能增大特征负离子的浓 度的物质称为碱。 只适用于能发生自偶解离的溶剂体系
（2）举例： 液 NH3 为 溶 剂 ， 铵 盐 ， 如 NH4Cl 等 为 酸 ， 因 为 它 能 提 供 NH4+； 而氨基化合物，如 NaNH2 等则为碱，因为它能提供 NH2－。
配位原子是指配体中给出孤对电子与中心直接形成配位 键的原子。 配位数是指配位单元中，中心周围与中心直接成键的配 位原子的个数。
注意：配位数与配体数的区别
11.姜 － 泰勒效应
（1）定义：配位化合物体系在基态时的能级有两个 或几个简并度，则体系的几何构型要发生变形而 能级分裂，从而使体系的能量降低达到稳定化。
(3)缓冲溶液的 pH 计算公式
弱酸和弱酸盐例如HAc 和 NaAc
pH ＝ pKa－ lg
c酸 c盐
弱碱和弱碱盐例如NH3·H2O 和 NH4Cl
c碱
pOH ＝ pKb － lg c盐
4.盐效应
（1）概念： 在弱电解质中加入与其没有共同离子的强电解 质，会使弱电解质的解离度有所增加。这种作用称为盐效 应。
NH3 [ Al（ H2O）5 OH ]2+
NH4+
负离子 HCO3－ H2PO4－
（2）注意：
SO42－ HCO3－
➢ 酸和碱均可以是分子、正离子和负离子；
➢ 有的物质在不同的反应中可以是酸，也可以是碱，如 HSO4－
➢ 酸和碱之间的关系是： 酸
碱+质子
满足上述关系的一对酸和碱互为共轭酸碱
6.酸碱溶剂体系理论(Cady和Elsey提出)
• 电荷跃迁：构型为 d0 和 d10 的化合物，不可能发生 d－d 跃迁。这
种显色机理源于电子由负离子向正离子的迁移，称为电荷跃迁。
• CdI2 中电荷从负离子向正离子跃迁吸收紫色可见光，显黄绿色。
HgI2 相互极化程度最大，电荷更易跃迁，吸收蓝绿光，显红色。
13.配位化合物的稳定常数
Ag+ + 2 NH3
主要知识点
1.同离子效应 2.酸碱指示剂 3.缓冲溶液 4.盐效应 5.酸碱质子理论 6.酸碱溶液体系理论 7.酸碱电子理论 8.溶度积原理 9.电极类型 10.配位化合物 11.姜-泰勒效应 12.过渡金属化合物的颜色 13.配位化合物的稳定常数 14.软硬酸碱理论
15.一元弱酸、弱碱的解离平衡 16.水的离子积常数 17.多元弱酸的解离平衡 18.水解平衡常数 19.沉淀溶解平衡 20.电池符号 21.能斯特方程 22.离子-电子法配平 23.已知电极电势求相关未知电极电势的方法 24.元素电势图 25.歧化反应 26.一些常见配体的化学式、代号和名称 27.配位化合物的命名原则 28.配位化合物的价键理论 29.配位化合物的晶体场理论
HIn
In－ + H+
酸分子 HIn 显红色，而酸根离子 In¯显黄色。 溶液中 [ In¯] ＝ [ HIn ] 时，溶 液显橙色。向橙色溶液中加酸，[ H+ ] 增大，平衡左移， [ HIn ] 增多，到一定 程度时，溶液显色；
向橙色溶液中加碱，[ OH¯ ] 增大， [ H+ ] 减小，平衡右移， [ In¯ ] 增多，到 一定程度时，溶液显黄色。
这恰好解释了 [ Cu（NH3）4 ]2+ 的正方 形结构。
利用姜―泰勒效应也可以合理解释
[ Pt Cl4 ]2－ 为正方形结构而不是四面体
结构。
具体解释自己回去看书
12.过渡金属化合物的颜色
• （1）吸收光谱的显色原理： 当部分波长的可见光被吸收，而其余波
长（即与被吸收的光互补）的可见光透过或反射出来，则形成颜色。 这就是吸收光谱的显色原理。
pH＝ pKi 称为指示剂的理论变色点。 pH ＝ pKi 1 这是指示剂的变色范围。
Ki 是指示剂的解离平衡常数
3.缓冲溶液
（1）概念：一种能够抵抗外来少量强酸、强碱和较多水的 稀释而保持体系pH 变化不大的溶液。缓冲作用的原理与 前面讲过的同离子效应有密切的关系。
（2）解释：在 HAc 和 NaAc 的混合溶液中 Ac－ 可以抵 抗 H+，或者Ac－说可与 H+ 结合生成 HAc； 而 HAc 可 以抵抗 OH－，或者说可HAc与 OH－ 反应生成 Ac－。 缓冲溶液中发挥作用的弱酸和弱酸盐（或弱碱和弱碱盐） 称为缓冲对。HAc 和 NaAc，NH3·H2O 和 NH4Cl 等都可 以配制成保持不同 pH 的缓冲溶液。
所以
Байду номын сангаас
[ H+ ] [ S2－ ]
K2 ＝
[ HS－ ]
＝ [ S2－]
H2S 的 K1 是 K2 的 106 倍，由第二步解离出的 H+ 极少，其余的二元弱酸，如 H2CO3，H2C2O4 也是这样。 结论： 二元弱酸的 [ H+ ] 由第一步解离决定；二元弱酸的酸根的浓度在数值上等于 K2。 注意：在常温常压下，H2S 气体在水中的饱和浓度约为 0.10 mol·dm–3
软碱
路易斯碱中给出电子对的原子的电负性小，其电子云易变形，
易失去电子
如 I－，S2－，CN－，SCN－，CO，S2O32－，C6H6
交界碱
路易斯碱中给出电子对的原子，其电子云的变形性介于硬碱
和软碱之间。
如 Br－，SO32－，N2，NO2－
• 软硬酸碱结合的原则是：软亲软，硬亲硬； 软和硬，不稳
定。
• （2）显色机理： • d-d跃迁：晶体场中 d 轨道的电子在光照下吸收了能量相当于分裂能
的光能后从低能级 d 轨道跃迁到高能级 d 轨道，称之为 d ― d 跃迁。 若 d ― d 跃迁所需能量恰好在可见光范围内，则化合物显示颜色。 若 d ― d 跃迁吸收的是紫外光或红外光，则化合物为无色或白色。 [ Ti （ H2O ）6 ]3+ 紫红色，[ Mn （ H2O ）6 ]2+ 粉红色
[ Ag（NH3）2 ]+
其平衡常数用 K稳 表示
K稳 ＝
[ Ag（NH3）2+ ] [ Ag+ ] [ NH3 ]2
这个常数的值越大，表示配位反应进行得越彻底，配位
化合物越稳定，故称之为稳定常数，用 K稳 表示。 K稳
所表示的配位化合物的稳定性，是指配位单元解离的难
易程度。
无机化学 (2)
1.1107
c( H ) / c (c / c ) K a (1) 0.11.110 7 1.110 4 c( H ) 1.110 4 mol L1
pH lg1.1104 4 lg1.1 4 0.04 3.96
2
c 2 K i ( ) c
上式表示，AB的浓度c越小，解离度α 越大——稀释定律。
（三）弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算
以弱酸为例，使HA的浓度为c，其电离度为 K i ( HA) K w ，且c（HA）浓度值不是很小，则水 若 的离解可忽略。 HA H+ + A平衡浓度/mol·-1 c-c L c c c / c 如果 500 c（H+）<<c c-c(H+)≈c Ka 则： 2 2 2
平衡浓度/mol·-1 L c- c c c
Байду номын сангаас
[c( A ) / c ][c( B ) / c ] (c )(c ) 1 Ki c( AB) / c c(1 ) c
2 c ( )( ) 1 c
若 c / c
Ki
500, 则解离度 5%, 1 1 K i c / c
第三章 酸碱反应和沉淀反应
一、水的解离反应和溶液的酸碱度（简）
H2O(l) H+（aq）+OH-（aq） 14 c( H ) / c ][c(OH ) / c ] K w =1.0×10 =[
pH lg[c( H ) / c ]
用C（OH-）计算pH值时：
Kw c( H ) (c ) 2 c(OH )
无机化学 第二章 热化学 反应自发性
例 设反应物和生成物均处于标准状态，计算1mol乙炔完全 燃烧放出的能量。 解：从手册查得298.15K时，各物质的标准摩尔生成焓如下 。 5 C 2 H 2 ( g ) O 2 ( g ) 2 C O 2 ( g ) H 2 O (l ) 2 0 -393.509 -285.83 f H m ( 29 8 K ) / kJ mol 1 226.73
注意事项
应用物质的标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓时 需要注意
物质的聚集状态，查表时仔细
公式中化学计量数与反应方程式相符 数值与化学计量数的选配有关； 温度的影响 r H m ( T ) r H m ( 2 9 8 . 1 5 K )
思考：正反应与逆反应的反应热的数值相等，符号相反。 对吗？ 答：对。这 也是热化学定律的重要内容。
热力学第三定律 在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值都 等于零。
S (0 K) = 0 热力学第三定律也可以表述为“不能用有限的手段使一个物 体冷却到绝对零度”。
熵变的计算
熵值计算的参考点： S (0 K) = k ln 1 = 0 单位物质的量的纯物质在标准状态下的规定熵叫做该物质的 标准摩尔熵，以 Sm (或简写为S )表示。注意 Sm 的 SI 单位 为J. mol-1. K-1。 思考：指定单质的标准熵值是零吗？ 与指定单质的标准焓有什么不同？
此式的意义是在等温等压下一个封闭系统所能做的最大非体积功max表示最大电功以后章节涉及内容自发任何温度2cog非自发任何温度caco升高至某温度时由正值变负值升高温度有利于反应自发进行降低至某温度时由正值变负值降低温度有利于反应自发进行大多数反应属于h同号的上述或两类反应此时温度对反应的自发性有决定影响存在一个自发进行的最低或最高温度称为转变温度t不同反应的转变温度的高低是不同的它决定于h与s的相对大小即t决定于反应的本性
无机化学第二版课后练习题含答案
无机化学第二版课后练习题含答案
第一章晶体结构与晶体化学
练习题
1.什么是晶体结构？
2.描述组成配位数和形貌相同的正交晶系、四方晶系和六方晶系的特点。
3.TaCl5的结构类型是什么？给出TaCl5的点阵参数。
4.描述共价晶体和离子晶体的结构特点并给出两个例子。
答案
1.晶体结构是指对于一种给定的化学元素或化合物，其原子或离子分别
按一定的规律有序排列，形成具有规则重复的空间排列的结构。
–正交晶系：组成配位数为8，形貌倾向于长方体或正方体，一般相互垂直，如NaCl、MgO等。
–四方晶系：组成配位数为8，形貌为正方形或长方形板状，沿着一个轴和对角线对称。
如ZnS、TiO2、CaF2等。
–六方晶系：组成配位数为12，形貌为六边形柱状或针状，有沿着一个轴对称的等边六边形截面。
如α-石墨、SiC等。
2.TaCl5的结构类型是正交晶系。
TaCl5的点阵参数为a = 5.73 Å，b
= 5.28 Å，c = 11.85 Å，α = β = γ= 90°。
–共价晶体：由原子间较强的共价键构成，如金刚石、氧化硅（SiO2）。
–离子晶体：由阳离子和阴离子通过电滑移力相互结合而成，如NaCl、MgO。
1。
无机化学二期末练习题
《无机化学（二）》练习题一、判断1．质量作用定律适用于任何化学反应。
2．对于一个放热反应，加入正催化剂后，活化能Ea将降低，速率常数增大，平衡常数不变。
2.催化剂同等程度地降低了正逆反应的活化能，因此同等程度地加快了正逆反应地速率。
3．反应速率常数是温度的函数，也是浓度的函数。
3.反应级数越大的反应速率越大。
4.稀释可以使醋酸的电离度增大，因而可使其酸度增强。
4.缓冲溶液是能消除外来酸碱影响的一种溶液。
3．在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快4.若误将少量KCN排入下水道，应立即往下水道撒些漂白粉以消除污染。
可用浓氨水检查氯气管道的漏气7. 弱电解质的解离度随弱电解质浓度的降低而增大。
9.在一定温度下，改变稀溶液的pH，水的离子积不变。
5.强酸弱碱盐的水溶液，实际上是一种弱酸的水溶液；强碱弱酸盐的水溶液实际上是一种弱碱的水溶液。
6.难溶电解质中，溶度积小的一定比溶度积大的溶解度要小。
7. 配合物(离子)的K稳越大，则稳定性越高。
I2在水中的溶解度小，在KI溶液中的溶解度大。
8．不能用铁制容器盛装CuSO4溶液和浓H2SO4。
7.二氧化硫和氯气都具有漂白作用，它们的漂白原理是相同的.9．氧化还原反应是自发地由较强氧化剂与较强还原剂相互作用，向着生成较弱氧化剂和较弱还原剂的方向进行。
9. 原电池和电解池的电极反应都是氧化反应或还原反应，原电池的负极起氧化反应而电解池的正极起氧化反应。
10.标准电极电势的数值越小，其氧化型的氧化性越弱，其还原型的还原性越强。
1．除氟外，各种卤素都可以生成几种含氧酸根。
如：ClO4—、ClO3—、ClO2—、ClO—在这些酸根中，卤素的氧化态越高，它的氧化能力就越强。
4. Ca或Mg在空气中燃烧，其产物遇水均可生成氨。
2 氧族元素和卤族元素的氢化物的酸性和还原性都是从上到下逐渐增强。
4 Zn2+、Cd2+、Hg2+都能与氨水作用，形成氨的配合物。
无机化学II实验
实验一 银氨配离子配位数及稳定常数的测定一、实验目的1．应用配位平衡和沉淀平衡等知识测定银氨配离子［Ag(NH 3)n+的配位数n 及稳定常数。
二、实验前应思考的问题1. 测定银氨配离子配位数的理论依据是什么？如何利用作图法处理实验数据？2. 在滴定时，以产生AgBr 浑浊不再消失为终点，怎样避免KBr 过量？若已发现KBr 少量过量，能否在此实验基础上加以补救？3. 实验中所用的锥形瓶开始时是否必须是干燥的？在滴定过程中，是否需用蒸馏水洗锥形瓶内壁？为什么？三、实验原理在AgNO 3溶液中加入过量氨水，即生成稳定的［Ag(NH 3)n ］+。
Ag + + nNH 3［Ag(NH 3)n ］+ (1)K f Θ=[ Ag(NH 3)n ]+/[ Ag +][ NH 3]n再往溶液中加入KBr 溶液，直到刚刚出现Br 沉淀（浑浊）为止，这是混合溶液中同时存在着以下的配位平衡和沉淀平衡：Ag ++Br -AgBr(s) (2)[Ag +][ Br -] = K sq Θ反应(1)-反应(2)得AgBr(s) + nNH 3 ［Ag(NH 3)n ］+ + Br -式中[ Br -], [ NH 3], ［Ag(NH 3)n ］+都是相应物质平衡时的浓度(单位：mol·L -1),它们可以近视地按以下方法计算。
设每份混合溶液最初取用的AgNO 3溶液的体积为V(Ag +)(各份相同)，浓度分别为[Ag +]0,每份中所加入过量氨水和KBr 溶液的体积分别为V(NH 3)和V(Br -)，其浓度分别为[NH 3]0和[Br -]0，混合液总体积为V 总，则混合后并达到平衡时：(5) (6) ])([][][][]][)([3333+--+⋅==n n f f nn NH Ag NH K Br K NH Br NH Ag θθ总总总V V NH NH V V Ag NH Ag V V Br Br NH Ag n Br 3033030][][][])([][][⨯=⨯=⨯=+-++--(7)将式(5) ~ (7)带入(4)并整理得以lgV(Br -)为纵坐标，nlgV(NH 3)为横坐标作图，所得直线斜率即为［Ag(NH 3)n ］+的配位数n 。
无机化学第二章溶液
第二章 习题
1.稀溶液的依数性有（ ）、（
）
（ ）、（
）
2.稀溶液四个依数性中本质的是（ ）
三、溶液的凝固点降低
3. 溶液的凝固点降低原理图
P
纯溶剂
固相
Tf
Tf0
溶液
T
三、溶液的凝固点降低
4. 定量关系：ΔTf = Tf0–Tf = Kf bB
Kf：溶剂的摩尔凝固点降低常数，只与溶剂的本 性有关。
由上式可知，难挥发性的非电解质稀溶液的凝固点降
低只与溶质的bB有关，而与溶质的本性无关。
三、溶液的凝固点降低
100.0g
xA
18.02g m ol1
5.549m ol
100.0g 18.02g m ol1
0.02m ol (5.549
＝0.9964
0.02)m ol
p = p0 xA ＝ 2.338 kPa × 0.9964 = 2.330 kPa
答：蔗糖溶液的质量摩尔浓度是0.2000 mol.kg-1， 蒸气 压是2.330 kPa 。
【例】取0.149g谷氨酸溶于50.0g水，测得凝固点为0.188℃,试求谷氨酸的摩尔质量。
解：由 所以
Tf K f bB
0.188 1.86 0.149 1000 M 50.0
M＝148 （gּmol-1）
按谷氨酸的分子式【COOHCH·(CH2)2·COOH】 计算，其摩尔质量应为147 gּmol-1。
第一节 溶液的浓度
3. 质量摩尔浓度：溶质B的物质的量除以溶剂的
质量
符号为bB
公式：bB= nB/mA (mol·kg-1)
4. 质量浓度(密度) ： 溶质B的质量mB除以溶液的 体积V 符号为ρB
浙江大学无机化学2章
B mB / i mi
对于溶液，溶质B和溶剂A的质量分数分别为 ：
mB B mA mB
mA A mA mB
ωA＋ωB = 1
第1章 无机化学中的计量关系
2.体积分数（j B）
相同温度和压强条件下,混合气体中组分B的体积（VB）除 以混合物的总体积 （∑iVi)
jB VB / i Vi
第1章 无机化学中的计量关系
mB ②质量分数：ωB ＝ M 1 1.83mol 58.5g mol 1 ＝ 0.10 1000mL 1.07g mL
③NaCl和水的摩尔分数：
χ(NaCl) 1.83 mol 963 g 1.83 mol 1 18.0 g mol 0.0331
x(H2O) ＝ 1 － χ(NaCl) ＝ 0.967
第1章 无机化学中的计量关系
物质的量浓度
cB
与质量浓度
B
的换算
nB B mB / M B mB / V cB V V MB MB
cB
cB (mol L1 )
B
MB
1
注意 公式两边单 位必须一致
B (g L1 )
注意各个量的单位！
第1章 无机化学中的计量关系 物质的量浓度与质量摩尔浓度的换算 对于稀溶液，有 因此有
m mA mB mA
nB nB nB cB d bB d V m / d mA
第1章 无机化学中的计量关系
稀溶液中B的摩尔分数与质量摩尔浓度的关系 对于稀溶液，有
M B (g mol )
B (kg L1 )
M B (kg mol )
1
第1章 无机化学中的计量关系
无机化学第二章
0.320 nNH 3 133 .0kPa p( NH 3 ) p总 1.20V
g h
PB BRT
PG G RT PH H RT
PG PH G H RT g hab Kp a b a b PA PB A B g h a b n Kp KcRT KcRT
P P
G A
P
P P P
θ g θ a
H B
P P
θ h θ b
P 1.00 10 Pa 1atm
θ 5
KPθ —标准平衡常数
讨论： 对液相反应来说， Kθ 与K数值相等。 对气相反应来说， KPθ与KP数值不一定相等。 当KP单位是(atm)Δn时，数值相等。 当KP单位是(Pa)Δn时，数值不相等（除Δn=0） 复相反应 CaCO 3 ( s)
g h
Kp KcRT
R取值： 8.314
n
3 1 1
Pa m mol K 1 1 kPa L mol K
已知反应 2SO3(g) 求Kp。 解：根据公式：
O2(g) + 2SO2(g)
3
Kc 在温度1000K和压强100kPa时， 3.54 10 ,
xX(g) yY(aq) zZ(l)
x y
PX Y K a b PA B
平衡转化率：
平衡时某反应物消耗量 100 % 该反应物起始的量 起始浓度 平衡浓度 100 % 起始浓度
因为平衡状态是封闭系统中可逆反应的 最大反应限度，所以，又叫最高转化率。
二、标准平衡常数和吉布斯自由能变化
当
Kp KcRT
3
(无机化学(二))期末练习题(2)
《无机化学（二）》练习题一、判断1．质量作用定律适用于任何化学反应。
2．对于一个放热反应，加入正催化剂后，活化能Ea将降低，速率常数增大，平衡常数不变。
2.催化剂同等程度地降低了正逆反应的活化能，因此同等程度地加快了正逆反应地速率。
3．反应速率常数是温度的函数，也是浓度的函数。
3.反应级数越大的反应速率越大。
4.稀释可以使醋酸的电离度增大，因而可使其酸度增强。
4.缓冲溶液是能消除外来酸碱影响的一种溶液。
3．在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快4.若误将少量KCN排入下水道，应立即往下水道撒些漂白粉以消除污染。
可用浓氨水检查氯气管道的漏气7. 弱电解质的解离度随弱电解质浓度的降低而增大。
9.在一定温度下，改变稀溶液的pH，水的离子积不变。
5.强酸弱碱盐的水溶液，实际上是一种弱酸的水溶液；强碱弱酸盐的水溶液实际上是一种弱碱的水溶液。
6.难溶电解质中，溶度积小的一定比溶度积大的溶解度要小。
7. 配合物(离子)的K稳越大，则稳定性越高。
I2在水中的溶解度小，在KI溶液中的溶解度大。
8．不能用铁制容器盛装CuSO4溶液和浓H2SO4。
7.二氧化硫和氯气都具有漂白作用，它们的漂白原理是相同的.9．氧化还原反应是自发地由较强氧化剂与较强还原剂相互作用，向着生成较弱氧化剂和较弱还原剂的方向进行。
9. 原电池和电解池的电极反应都是氧化反应或还原反应，原电池的负极起氧化反应而电解池的正极起氧化反应。
10.标准电极电势的数值越小，其氧化型的氧化性越弱，其还原型的还原性越强。
1．除氟外，各种卤素都可以生成几种含氧酸根。
如：ClO4—、ClO3—、ClO2—、ClO—在这些酸根中，卤素的氧化态越高，它的氧化能力就越强。
4. Ca或Mg在空气中燃烧，其产物遇水均可生成氨。
2 氧族元素和卤族元素的氢化物的酸性和还原性都是从上到下逐渐增强。
4 Zn2+、Cd2+、Hg2+都能与氨水作用，形成氨的配合物。
无机化学第二册课程设计
无机化学第二册课程设计1. 课程简介《无机化学第二册》是大学化学专业的基础课程之一。
本课程主要介绍了无机化学的基本原理、理论、实验和应用，是化学专业学生必须学习的课程之一。
本课程主要内容包括：离子键、共价键、络合物、有机金属化合物、无机反应机理、无机化学的环境应用等。
2. 教学目标本课程旨在帮助学生熟练掌握无机化学的基础知识和理论，具备实验技能，了解无机化学在环境保护、工业制造等方面的应用，并提高学生的科学素质和创新意识。
具体目标包括：1.熟悉并掌握无机化学的基础概念、原理、理论和实验技术，能够进行相关的实验操作；2.能够理解、应用离子键、共价键、络合物、有机金属化合物、无机反应机理等概念，了解他们在无机化学中的应用和意义；3.了解无机化学在环境保护、工业制造等方面的应用，加强学生的实践能力和应用能力；4.增强学生的科学素质和创新意识，培养学生的科学思维和实验设计能力。
3. 教学内容3.1 离子键离子键的形成、离子晶体结构、离子化合物的物理化学性质、离子化合物的实验合成与表征等。
3.2 共价键一般认识共价键、价、单、双、三键，杂化轨道理论、分子几何构型、分子极性、共价化合物的分子间力作用、分子量子力学、分子模拟等。
3.3 氧族元素氧族元素的周期趋势、物理化学性质和应用、有关氧族元素的实验操作等。
3.4 氮族元素氮族元素的周期趋势、物理化学性质和应用、有关氮族元素的实验操作等。
3.5 钾土金属钾土金属的周期趋势、物理化学性质和应用、有关钾土金属的实验操作等。
3.6 转化金属转化金属离子的氧合状态、电子转移反应、络合物稳定性、过渡金属离子的催化作用、转化金属化学的实验操作等。
4. 教学方法本课程采用数理化综合教学法和案例教学法相结合的教学方法。
数理化综合教学法将化学中常用的数学、物理等理论融入教学过程中，让学生更好地理解和应用化学知识。
案例教学法通过真实的案例和实例，将理论与实践紧密联系，提高学生的实际动手能力和创新能力。