无机化学课本不完全总结

1、第十章 氢、碱金属和碱土金属一、1、氢气的制备：实验室：Zn+2HCl=ZnCl2+H2军事上：CaH2 +2H2O Ca（OH）2 + 2H22、氢化物氢化物共分为离子型、共价型、过渡型离子型氢化物是极强的还原剂：TiCl44NaH Ti4NaCl2H2LiH能在乙醚中同B3 Al3 Ga3 等的无水氯化物结合成复合氢化物，如氢化铝锂的生成。4LiH + AlCl3 LiAlH4 + 3LiCl氢化铝锂遇水发生猛烈反应LiAlH44H2O=LiOHAl(OH)34H2二、 碱金属与碱土金属（铍、镁除外）元素溶于液氨，生成溶剂合电子和阳离子成具有导电性的深蓝色溶液。碱金属 M(S) + (x+

2、y)NH3 M+(NH3)x + e-(NH3)y碱土金属 M(S) + (x+2y)NH3 M2+(NH3)x + 2e-(NH3)2KNO310K=6K20N2碱土金属氧化物也可以由他们的碳酸盐或硝酸盐加热分解得到。CaCO3CaOCO2 2Sr(NO3)2 高温2SrO4NO2O2过氧化物与超氧化物 过氧化物是含有过氧基（OO）的化合物，可看作是H2O2的衍生物。除铍外，所有碱金属和碱土金属都能形成离子型过氧化物。2NaO2 300500 Na2O2 除锂、铍、镁外，碱金属和碱土金属都能形成超氧化物。 KO2=KO2 臭氧化物 在低温下通过O3与粉末状无水碱金属（除Li外）氢氧化物反应，

3、并用液氨提取，即可得到红色的MO3固体：3MOH(S)2O3(g)=2MO3(s)MOH·H2O(s)1/2O2(g)三、氢氧化物碱金属和碱土金属的氧化物（除BeO、MgO外）与水作用，即可得到相应的氢氧化物，并伴随着释放出大量的热：M2OH2O=2MOHMO+H2O=M(OH)2碱金属和碱土金属的氢氧化物的碱性碱金属和碱土金属氢氧化物除Be（OH）2外均成碱性，同族元素氢氧化物碱性均随金属金属元素原子序数的增加而增强。氢氧化物酸碱性递变规律可用ROH规则表示。RO+H+ ROHR+OH离子势=阳离子电荷/阳离子半径的值越大，按酸式电离；反正，按碱式电离。碱金属和碱土金属溶解性碱土金

4、属氢氧化物的溶解度比碱金属氢氧化物小得多，并且同族元素的氢氧化物的溶解度从上往下逐渐增大。四、盐类晶体类型：离子晶体，具有较高的熔沸点。颜色：碱金属离子（M+）和碱土金属离子（M2+）都是无色的。热稳定性：碱金属盐具有较高的热稳定性，唯有硝酸盐热稳定性较差。4LiNO3 650OC2Li2O4NO2O2 2NaNO3 8302NaNO2O22KNO3 6302KNO2O2第十一章 过渡元素1、钛族（1）钛的重要化合物TiO2H2SO4(浓) TiOSO4H2OTiO22NaOH(浓) Na2TiO3H2OTiO2可溶于氢氟酸：TiO26HF TiF62-2H2H2OTiCl4水解：TiCl4

5、+ 3H2O H2TiO3 + 4HClTi3易在空气中被氧化：4Ti3O22H2O 4TiO24H2、铬族元素(1)各族元素概述Cr2易被空气中氧气氧化：Cr2H Cr2H24Cr24HO2 4Cr32H2O铬还可与热的浓硫酸作用：2Cr6H2SO4(热，浓) Cr2(SO4)33SO26H2O（2）铬的重要化合物1、铬（）化合物Cr2O3是难溶的两性化合物。Cr2O33H2SO4 Cr2(SO4)33H2OCr2O32NaOH 2NaCrO2H2O与酸性熔矿剂共熔：Cr2O3+ 3K2S2O7+ 6H+ 2Mn2+ +5O2+ 8H2O2、铬()盐还原剂：2Cr(OH)4- + 3Br2+

6、 8OH- 2CrO42- + 6Br-+ 8H2O（绿色） （浓盐酸） （黄色）3、铬（）的化合物强氧化性：Cr2O72- + 3H2S+ 8H+ 2 Cr3+ + 3S+ 7H2O Cr2O72-+ 6I-+ 14H+ 2 Cr3+ + 3I2 + 7H2O Cr2O72- + 14H+ + 6Cl- 2 Cr3+ 3Cl2 + 7H2O Cr2O72-鉴定：Pb2CrO42-PbCrO4(铬黄)3、锰族元素（1）二氧化锰2MnO2 +2H2SO4 (浓) 2MnSO4 +O2+ 2H2O（2）高锰酸盐强氧化性：2MnO4- + 16H+ + 10Cl- 2Mn2+ +5Cl2+ 8H2O

7、(浓HCl)2MnO4- + 3NO2- + H2O 2MnO2+ 3NO3- + 2OH-2Mn2+ + 5NaBiO3 + 14H+ 2MnO4- + 5Bi3+ + 5Na+ + 7H2O（Mn2+鉴定） 2MnO4- + NO2- + 2OH- 2MnO42-+ NO3- + H2O 2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ 2Mn2+ +5O2+ 8H2O4、铁、钴、镍的化合物2Fe3+ + H2S 2Fe2+ + S + 2H+4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3Co2+ + 4SCN-Co(NCS)42-Ni2+ + 6NH3·H2O(过量) Ni

8、(NH3)62+ + 6H2O4Co(NH3)62+ + O2 + 2H2O 4Co(NH3)63+ + 4OH-2Ni(OH)2 + Br2 + 2OH- 2NiO(OH)+ 2Br- + 2H2OCo2O3 + 6H+ + 2Cl- 2Co2+ + Cl2 + 3H2OFe(NCS) 63 + 6F- FeF63- + 6SCN-5、铜族元素概述2Cu + Cu2(OH)2CO3 Cu2O + 2Cl- + 2H+ 2CuCl2+ H2OCu2O +2H+ Cu2+ + Cu+ H2O2Cu2+ + 4I- 2CuI+ I2 2Cu2+ + 6CN-(过量) 2Cu(CN)2 - + (C

9、N)26、锌族元素概述 Zn2+ + 4NH3·H2O(过量) Zn(NH3)42+ + 4H2OHg2+ + 4I- (过量) HgI4 2-Hg22+ + 4I- (过量) HgI4 2- + HgHg2+ + 2OH- HgO+ H2OHg2Cl2 + SnCl2 2Hg+ SnCl4HgS + S2- HgS22- 第13章 硼族和碳族1、 硼族元素的单质及其化合物1.缺电子：价电子数<价层轨道数+3氧化态的化合物(如：BF3）为缺电子化合物，有较强的继续接受电子的能力。表现在分子的自聚（2BH3B2H6）及同电子对给予体形成稳定配合物（HBF4）等方面。缺电子化合物特

10、点：a. 易形成配位化合物HBF4 HF BF3b. 易形成双聚物Al2Cl6 2.惰性电子对效应： TI()化合物有较强氧化性。TI()化合物稳定，具有较强的离子键特征。 氧化态：B，Al，Ga：（+3） In：（+1，+3） Tl：（+1）3. 最大配位数： B：4 例：HBF4其它：6 例：Na3AlF62.2 硼单质（1）硼的同素异形体 单质硼 无定形硼（棕色粉末，化学活性高） 晶体硼：最重要的是a-菱形硼（黑灰色，硬度大） -菱形硼结构 原子晶体，结构单元：B12 2B(s) + N2(g) 2BN 氮化硼：石墨结构，为B-N键极性，为绝缘体（2）无定形B被热的浓H2SO4或浓HNO

11、3氧化： 2B(s) + 3H2SO4(浓) 2H3BO3 + 3SO2(g) B(s) + 3HNO3(浓) H3BO3 + 3NO2(g)（3）有氧化剂存在并强热时与碱作用： 2B + 2KOH + 3KNO3 3KNO2 + 2KBO2 + H2O 2.4 硼的制备 a-菱形硼 12 BI3 B12(C) + 18 I2(g) 无定形硼 Na2B4O7·10H2O+2HCl=4H3BO3+2NaCl+5H2O 2H3BO3 = B2O3 +3 H2O (800K) B2O3 + Mg = 3MgO + 2B (800K)硼烷的合成:须间接合成 以乙硼烷的合成为例：质子置换法：2

12、BMn + 6H+ = B2H6 + 2Mn3+氢化法:2BCl3 + 6H2 = B2H6 + 6HCl氢负离子置换法：(乙醚，无水无氧)3LiAlH4 + 4BF3 = 2B2H6 + 3LiF + 3AlF33NaBH4 + 4BF3 = 2B2H6 + 3NaBF4化学性质1. 硼酸酐晶形 B2O3(s) + H2O(g) = 2 HBO2 (g)无定形 B2O3(s) + 3 H2O(l) = 2 H3BO3 (aq) B2O3(s)+ 偏硼酸盐（玻璃状）（特征颜色） M2O M2O3 共熔 2. 与金属氧化物共熔硼砂（四硼酸钠）晶体结构 四硼酸根 B4O5(OH)42- 2个B：

13、sp2 BO3 另2个B： sp3 BO4 硼砂化学性质1标准缓冲溶液 (重点) 缓冲原理 共轭酸 共轭碱 B4O5(OH)42- + 5H2O = 2H3BO3 + 2B(OH)4- +OH- +H+ 1:1摩尔比 BX3是缺电子化合物，可与Lewis碱加合。 BF3 + :NH3 = F3BNH3 BF3 + HF = HBF4 氟硼酸 强酸（似H2SiF6） BX3 + X- = BX4- sp2 sp3二、碳族元素1、硅及其化合物硅的化学性质不活泼，室温时不与氧、水、氢卤酸反应，但能与强碱或硝酸和氢氟酸的混合物溶液反应。Si2NaOHH2O Na2SiO32H2 3Si4HNO312H

14、F 3SiF44NO8H2O二氧化硅与一般的酸不起反应，但能与氢氟酸反应：SiO24HF SiF42H2O二氧化硅与氢氧化钠或纯碱共熔可制得硅酸钠：SiO22NaOH Na2SiO3H2OSiO2Na2CO3 Na2SiO3+CO22、锡、铅的重要化合物铅丹和稀硝酸反应如下：Pb2PbO44HNO3 2Pb(NO3)2PbO22H2O(2PbO·PbO2)三氧化二铅和稀硝酸反应如下：PbPbO32HNO3 Pb(NO3)2PbO2H2OSn(OH)2、Pb(OH)2是Sn、Pb的主要氢氧化物，它们既溶于酸又溶于碱：Sn(OH)22H Sn22H2O Sn(OH)22OH-Sn(OH)

15、42-氢氧化铅类似SnCl2是重要还原剂，它能将汞盐还原成白色的亚汞盐：2HgCl2SnCl2 Hg2Cl2SnCl4(鉴定溶液中Sn2) Hg2Cl2SnCl2 2HgSnCl4在碱性溶液中Sn(OH)42可将铋盐还原成黑色的金属铋，这是鉴定Bi3一种方法：2Bi36OH3Sn(OH)422Bi3Sn(OH)62PbO2在酸性介质中是强氧化剂：PbO24HCl(浓) PbCl2Cl22H2O2Mn25PbO24H 2MnO45Pb22H2O2PbO22H2SO4(浓) 2PbSO4O22H2OSn2在空气中极易被氧化：2Sn2O24H 2Sn42H2O在配置SnCl2溶液时常加入一些锡粒：S

16、n4Sn 2Sn2鉴定Pb2或CrO42:Pb2CrO42PbCrO4(黄色，俗称铬黄)PbCrO4可溶于过量碱生成Pb(OH)42:PbCrO4+4OH Pb(OH)42+ CrO42SnS2与金属硫化物（或硫化铵）反应，生成硫代硫酸盐而溶解：SnS2S2-SnS32SnS能溶于多硫化铵生成硫代锡酸盐：SnSS22-SnS32锡代锡酸盐不稳定，遇酸分解：SnS322H SnS2H2S PbS不溶于非氧化性稀酸和碱金属硫化物，但可溶于稀硝酸和浓盐酸：3PbS8H2NO3-3Pb23S2NO4H2OPbS4HCl(浓) H2PbCl4H2S第十四章 氮族和氧族一、氮族元素(1)氮气制备：NH4C

17、lNaNO2 NH4NO2NaClNH4NO2 N22H2O(2)氨及铵盐1、氨工业上制备：N23H2催化剂 高温、高压2NH3实验室：2NH4ClCa(OH)2 CaCl22NH32H2O氨具有还原性：4NH35O2催化剂 8004NO6H2O3CuO2NH3 3CuN23H2O3Cl22NH3 N26HCl2、铵盐鉴定铵盐常用的方法：NH4OH NH3H2O挥发性酸组成铵盐，分解产物一般为氨和相应的酸：NH4Cl NH3HCl挥发性酸组成的铵盐，则逸出氨：(NH4)2SO4 NH3NH4HSO4氧化性酸组成的铵盐，分解产物为N2或氮的氧化物：NH4NO2 N22H2ONH4NO3 210N

18、2O2H2O二、氮的氧化物、含氧酸及其盐1、氮的氧化物氮可形成多种氧化物：N2O、NO、N2O3、NO2(或N2O4)、N2O52、氮的含氧酸及其盐（1）亚硝酸及其盐制备：NONO2H2O 冷2HNO2亚硝酸不稳定，仅存在于冷的稀溶液中：2HNO2N2O3H2ONONO2H2O (蓝色) （红棕色）亚硝酸盐制备：Pb(粉)KNO3 KNO2PbO亚硝酸及其盐既有氧化性又有还原性，亚硝酸盐在酸性溶液中是强氧化剂：NO2Fe22H NOFe3H2O2NO22I4H 2NOI22H2O亚硝酸盐与强氧化剂作用时，可被氧化为NO3：5NO22MnO46H 5NO3+ 2Mn23H2O(2)硝酸及其盐制备

19、：4NH35O2催化剂 8004NO6H2O2NOO2 2NO23NO2H2O 2HNO3NO硝酸受热分解：4HNO3 热或光4NO2O22H2O硝酸为强氧化剂,与非金属反应：3C4HNO3 3CO24NO2H2O3I210HNO3 6HIO310NO2H2O与金属反应：Cu4HNO3(浓) Cu(NO3)22NO22H2O3Cu8HNO3(稀) 3Cu(NO3)22NO4H2O4Zn10HNO3(稀) 4Zn(NO3)2N2O5H2O4Zn10HNO3(很稀) 4Zn(NO3)2NH4NO33H2O结论：与同种金属反应，硝酸越稀，氨被还原程度越大;与同浓度硝酸反应，金属越活泼，硝酸被还原程度

20、越大。硝酸盐受热分解有三种情况：碱金属与碱土金属硝酸盐分解产生亚硝酸盐和氧气：2NaNO3 2NaNO2O2活泼性较小的金属（Li、Be、Mg、Cu）硝酸盐分解产生相应的金属氧化物、NO2和O2：2Pb(NO3)2 2PbO4NO2O2活泼性更小的金属（比Cu差）的硝酸盐受热分解为金属单质、NO2、和O2：2AgNO3 2Ag2NO2O2NO3棕色环鉴定：再装有硝酸盐的试管中加入少量硫酸亚铁晶体，沿试管壁小心加入浓硫酸，由于生成了棕色的配离子Fe(NO)(H2O)52+,在浓硫酸与溶液界面处会出现棕色环：3Fe2NO34H 3Fe3NO2H2OFe(H2O)62+NO Fe(NO)(H2O)5

21、2+H2O (棕色)三、磷的含氧酸及其盐1、磷酸磷酸的制取：Ca3(PO4)23H2SO4 2H3PO43CaSO42、磷酸盐鉴定：PO4312MoO4224H3NH4 (NH4)3PO4·12MoO3·6H2O(黄色)6H2O砷、锑、铋及其重要化合物铋酸钠制备：Bi(NO3)2NaClO4NaOH保温数小时 90NaBiO33NaNO3NaCl2H2O (黄色)砷酸盐、锑酸盐在强酸性溶液中才显出明显氧化性：H3AsO42H2I-H3AsO3I2H2O铋酸盐是强氧化剂：2Mn2+ + 5NaBiO3 + 14H+ 2MnO4- + 5Bi3+ + 5Na+ + 7H2O（此

22、反应鉴定Mn2）砷、锑、铋的盐AsCl33H2O H3AsO33HCl2AsCl3 + 3H2S As2S3+ 6HClAs2S3 + 6OH- AsO33- + AsS33- + 3H2OAs2S3 + 3S22- 2AsS43- + S2AsS43- + 6H+ As2S5+ 3H2S第13章 卤素和稀有气体AA族同族元素从上往下低氧化数化合物稳定性增强，高氧化数化合物的稳定性减弱，这种现象称为“惰性电子队效应”。一、卤素单质（1）卤素与单质的反应卤素单质都能与氢反应： X2H2 2HX（2）卤素单质与水反应 卤素单质与水发生两类反应，第一类是对水的氧化作用：2X22H2O 4HXO2第二

23、类是卤素的水解作用，及卤素的歧化反应：X2H2OHXHXOF2氧化性强，只能与水发生第一类反应，Cl2、Br2缓慢的置换出水中的氧。碘非但不能置换出水中的氧，相反，氧作用于HI溶液会使I2析出： 2I+2H+1/2O2=I2+H2O氯气的制备：工业上：MgCl2(熔融)电解MgCl2实验室：MnO24HCl(浓) MnCl2Cl22H2O2KMnO416HCl(浓) 2MnCl22KCl5Cl28H2O溴的制备：Cl22Br2ClBr2工业上用海水提取溴:3CO323Br2 5BrBrO33CO25BrBrO36H 3Br23H2O碘的制备：碘可以从海藻中提取Cl22I2ClI2I2II3注意

24、：制碘过程中应避免加入过量氯气，因为过量氯气会把碘近一步氧化成碘酸：I25Cl26H2O 2IO310Cl12H二、卤化氢与氢卤酸工业上盐酸制备：H2Cl2 2HCl制备氟化氢及少量卤化氢：CaF22H2SO4(浓) Ca(HSO4)22HFNaClH2SO4(浓) NaHSO4HCl溴化氢和碘化氢不能用浓硫酸制备，因为浓硫酸可将溴化氢和碘化氢部分氧化为单质：H2SO4(浓)2HBr Br2SO22H2OH2SO4(浓)8HI 4I2H2S4H2O磷酸能代替硫酸反应制备溴化氢与碘化氢,但因磷酸成本高用磷代替：3Br22P6H2O 2H3PO36HBr3I22P6H2O 2H3PO36HI三、氯的含氧酸及其盐1、次氯酸及盐氯气和水作用生成次氯酸盐：Cl2H2OHClOHCl次氯酸分解有以下三种方式：2HClO 光照2HClO2(分解)3HClO 2HClHClO3(歧化)2HClO 脱水剂Cl2OH2O(脱水)把氯气通入冷碱溶液，可生成次氯酸盐，反应如下：Cl22NaOH NaClONaClH2O2Cl23Ca(OH)2 40度以下Ca(ClO)2CaCl2·Ca(OH)2·H2OH2O2、氯酸及盐制备：Ba(ClO3)2H2SO4 BaSO42HClO3氯酸仅存在于溶液中，含量提高到40%即分解：8HClO3 4HClO43O22Cl22H2O