第18章 非金属小结预习提纲
最新九年级第十八章复习提纲
最新九年级第十八章复习提纲最新九年级第十八章复习提纲第十八章电功率一、电能电功1、电能用W表示，电能的单位：国际单位是焦耳(J)常用单位：千瓦时(kw•h)，千瓦时也叫度，1度=1千瓦时=1 kw•h=3.6某106J2、测量电能的工具：电能表(电度表)①作用：是测量用电器在一段时间内消耗电能的仪表。
②读数：电能表前后两次读数之差，就是这段时间内用电的度数。
注意：最后一位有红色标记的数字表示小数点后一位。
③电能表上几个重要参数：“220V〞是指这个电能表应该在220V的电路中使用;“10(20)A〞指这个电能表的标定电流为10A，额定最大电流为20A，电能表在短时间内最大电流不超过20A;“50Hz〞指这个电能表在50赫兹的交流电路中使用;“600revs/kW•h〞指这个电能表的每消耗1kw•h的电能，转盘转过600转。
3：电能转化为其他形式能的过程是做功的过程，电流做了多少功就消耗了多少电能，也就是有多少电能转化为其它形式的能。
实质上，电功就是电能，也用W表示，通用单位也是焦耳(J)，常用单位是千瓦时(kW•h)。
电功计算公式：W=UIt (W=Pt =I2Rt=U2/Rt)4.利用W=UIt计算电功时注意：①式中的W.U.I和t是在同一段电路;②计算时单位要统一;③任意的三个量都可以求出第四个量。
二、电功率一：电功率：符号P1、物理意义：表示消耗电能的快慢。
2、单位：国际单位瓦特(W)，常用单位：千瓦(kW)。
1kW=103W3、定义：电功率等于电功与时间之比。
4、电功率的计算公式：①P =⑴、如果W用焦、t用秒，那么P的单位是瓦;⑵、如果W用千瓦时、t用小时，那么P的单位是千瓦。
② P = UI该公式适用于所有电路。
使用该公式解题时，电压U的单位用伏，电流I的单位用安，电功率P的单位用瓦。
③P = I2R该公式只适用于纯电阻电路。
使用该公式解题时，电流I的单位用安，电阻R的单位用欧，电功率P的单位用瓦。
第18章非金属元素小结
脱水后的氢氧化物不脱水 H2CO3 HNO3 H2SiO3 H3PO4H2SO4 HClO4
或不脱水
处于同一周期的元素，其配位数大致相同。
卡特雷奇规则 R—O—H
R+ + OH- 碱式电离
R—O—H
RO- + H+ 酸式电离
电离的方式,取决
于阳离子的极化
Z ( 大，进行酸式电离) 离子势： = —
= 103
10-2 10-7
酸的强度为： HNO3>H2CO3>H3BO3
无机酸酸强度的定性解释： AHn 与H+直接相连的原子的电子密度是决定无机 酸强度的直接原因。
原子的电子密度越低，对H+的吸引力 越弱， H+越易释放出来，酸性越强。
原子的电子密Байду номын сангаас越高，对H+的吸引力 越强， H+越难释放出来，酸性越弱。
表 分子型氢化物在水溶液中pKa的值(298K)
pKa越 CH4 ~ 58 NH3 ~ 39 H2O ~ 16 小，酸 SiH4 ~ 35 PH3 ~ 27 H2S ~ 7 性越强， GeH4 ~25 AsH3 ~19 H2Se ~ 4 水是16， SnH4 ~ 20 SbH3 ~ 15 H2Te ~ 3 为中性，
3、水溶液的酸碱性
强酸：HCl HBr HI 弱酸：HF H2S H2Se H2Te 弱碱：NH3 PH3 两性：H2O 水解：B2H6、SiH4 不水解：CH4、PH3、AsH3
无氧酸的强度取决于下列平衡
多数： HA+ H2O = H3O++A少数： NH3 +H2O=NH4++OH-
在氮族元素的氢化物NH3、PH3、AsH3接受 质子，NH3接受质子的能力极强，PH3次之，其 碱性依次减弱。
第18章 非金属元素小结
非金属单质的化学反应
活泼的非金属（ 活泼的非金属（F2 、Cl2 、Br2 、O2 、P、S）与 、 ） 金属元素形成卤化物、氧化物、硫化物、 金属元素形成卤化物、氧化物、硫化物、氢化物或含 氧酸盐等，非金属元素彼此之间也能形成卤化物、 氧酸盐等，非金属元素彼此之间也能形成卤化物、氧 化物、无氧酸、含氧酸等。 化物、无氧酸、含氧酸等。大部分非金属单质不与水 反应，卤素仅部分地与水反应， 反应，卤素仅部分地与水反应，碳在赤热条件下才与 水蒸气反应。非金属一般不与非氧化性稀酸反应， 水蒸气反应。非金属一般不与非氧化性稀酸反应，硼、 砷等被浓HNO3 、浓H2SO4 及王水 碳、磷、硫、碘、砷等被浓 氧化，硅在含氧酸中被钝化， 氧化，硅在含氧酸中被钝化，只能在有氧化剂存在的 条件下与氢氟酸反应。 条件下与氢氟酸反应。 出碳、 氧外，非金属单质可和碱溶液反应， 出碳、氮、氧外，非金属单质可和碱溶液反应，对 于有变价的非金属元素主要发生歧化反应： 于有变价的非金属元素主要发生歧化反应： Cl2 + 2NaOH ===NaClO + NaCl + H2O 3I2 + 6NaOH ===5NaI + NaIO3 + 3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O ===3NaH2PO2 + PH3
周ห้องสมุดไป่ตู้
从第二周期至第六周期） 期 （ 从第二周期至第六周期 ）
AH4
AH3
H2A
HA
AH4
AH3
H2A
HA
热稳定性
分子型氢化物的热稳定性，在同一周期中， 分子型氢化物的热稳定性，在同一周期中， 从左到右逐渐增强：在同一族中， 从左到右逐渐增强：在同一族中，自上而下逐 渐减小。这个变化规律与非金属元素电负性的 渐减小。 变化规律是一致的。在同一族中， 变化规律是一致的。在同一族中，分子型氢化 物的热稳定性还与键能自上而下越来越弱有关。 物的热稳定性还与键能自上而下越来越弱有关。
高中化学金属非金属知识点总结
高中化学金属非金属知识点总结_ 钠及其化合物钠⑴钠的化学性质与氧气反应在常溫时4Na＋O2＝2Na2O ?? 在点燃时??2Na＋O2=Na2O2(淡黃色).钠能跟卤素.硫磷氢等非金属直接发生反应生成相应化合物,如2Na+Cl2＝2NaCl 2Na＋S＝Na2S(硫化钠)2Na+Br2=2NaBr(溴化钠）钠跟水的反应2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2钠由于此反应剧烈, 能引起氢气燃烧, 所以钠失火不能用水扑救, 必须用干燥沙土来灭火。
钠具有很强的还原性, 可以从一些熔融的金属卤化物中把金属置换出来。
由于钠极易与水反应, 所以不能用钠把居于金属活动性顺序钠之后的金属从其盐溶液中置换出来。
钠与酸溶液反应钠与酸溶液的反应涉及到钠的量, 如果钠少量, 只能与酸反应, 如钠与盐酸的反应：2Na+2HCl=2NaCl+H2如果钠过量, 则优先与酸反应, 然后再与酸溶液中的水反应钠与盐反应a将钠投入盐溶液中, 钠先会和溶液中的水反应, 生成的氢氧化钠如果能与盐反应则继续反应。
如将钠投入硫酸铜溶液中：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2b与熔融盐反应这类反应多数为置换反应, 常见于金属冶炼工业中, 如4Na+TiCl4=4NaCl+TiNa+KCl=K+NaCl ★钠与熔融盐反应不能证明金属活动性的强弱钠与有机物反应钠还能与某些有机物反应, 如钠与乙醇反应：2Na+2C2H5OH2CH3CH2ONa+H2⑵钠化学方程式与非金属单质: 2Na＋H2＝高温＝2NaH 4Na＋O2＝2Na2O 2Na＋O2=点燃=Na2O2 (淡黄色粉末)与金属单质; 不反应⑶与水: 2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2 ⑷与酸: 2Na+2HCl=2NaCl+H2⑸与碱; 不反应(与碱溶液反应) ⑹与盐; ①4Na+TiCl4=高温=4NaCl+Ti 6Na+2NaNo2=高温=N2+4Na2ONa+KCl=高温=K+NaCl ②2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2或2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2 NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3＋H2O ⑺与氧化物: 4Na+CO2=点燃=2Na2O+C⒉氧化钠⑴化学性质①与水的反应Na2O+H2O2NaOH②与二氧化碳反应Na2O+CO2---Na2CO3③与酸反应Na2O+ＨＣｌ＝NaCl＋H2O⑵合成方法Na2CO3△Na2O＋CO2⒊过氧化钠①与最高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应, 生成盐, 放出氧气, 例：2NaO＋2CO══2NaCO＋O 2NaO＋2SO══2NaSO+ O②与次高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应, 生成盐, 但不放出氧气, 如：NaO＋CO ══NaCO NaO＋SO══NaSO③与水反应, 生成氧气：2NaO+2HO ══4NaOH + O, 反应放热制作Na2O+O2＝Na2O2⒋碳酸钠①其水溶液呈碱性, 能与酸产生一定反应。
高考化学专题复习 非金属知识规律总结共8页文档
高考化学专题复习非金属知识规律总结【高考导航】一、非金属元素在周期表中的位置和结构特点1、除H外，非金属元素均在“阶梯线”的右上方。
共有16种非金属元素，其中包括稀有气体元素6种。
2、非金属元素(包括稀有元素)均在主族(零族)。
非金属元素一般都有变价。
3、最外层电子数一般≥4(H、B除外)。
4、原子半径比同周期金属半径小(稀有元素除外)。
二、非金属性强弱的判断依据元素非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。
试题常通过以下几个方面来比较元素的非金属性：1、单质跟H2化合难易程度（反应条件，剧烈程度，反应热的大小，生成气态氢化物的稳定性）。
2、最高价氧化物对应水化物的酸性。
3、化合物中元素化合价的正负，如BrCl中，Cl为-1价，Br为+1价，说明非金属性Cl＞Br。
4、通过氧化还原反应确定非金属单质的氧化能力，进而比较非金属性。
需要指出的是，非金属单质的活动性与非金属元素的活动性，有密切的联系，但不是一回事。
例如氮元素的非金属性相当强，可是它的单质N2化学性质却不很活泼。
单质的化学性质不仅取决于原子结构，而且取决于分子结构和晶体结构。
三、非金属元素的性质及递变规律1、单质:(1)结构:除稀有气体外，非金属原子间以共价键结合。
非金属单质的成键有明显的规律性。
若它处在第N 族，每个原子可提供8－N个价电子去和8－N个同种原子形成8－N个共价单键，可简称8－N规则；(H遵循2－N规则)。
如ⅦA族单质:x－x；H的共价数为1，H－H，第ⅥA族的S、Se、Te共价单键数为8－6＝2,第ⅤA族的P、As共价单键数8－5＝3。
但第二周期的非金属单质中N2、O2形成多键。
(2)熔沸点与聚集态。
它们可以分为三类：①小分子物质。
如:H2、O2、N2、Cl2等，通常为气体，固体为分子晶体。
②多原子分子物质。
如P4、S8、As4等，通常为液态或固态。
均为分子晶体，但熔、沸点因范德华力较大而比①高，Br2、I2也属此类，一般易挥发或升华。
高中化学-金属非金属初步整理版
按主族顺序把各代表元素及铁的单质、氧化物、氢化物、酸碱盐的物理性质、化学性质、结构、制法、用途等分别总结一下就可以了金属活动性：周期表越往左下角金属活动性越强，最高价氧化物对应水合物碱性越强非金属活动性：周期表越往右上角金属活动性越强，判断最高价氢化物稳性以及最高价氧化物的水合物酸性，酸性越强非金属性越强非金属氢化物稳定性：一般是越往右上角越稳定，但是水氢氟酸氨气都有氢键所以稳定性更强（一般不会考这三个之间的稳定性，顶多考水和其他非金属氢化物稳定性的关系）金属活泼顺序：钾钙钠镁铝锌铁锡铅（氢）铜汞银铂金原电池：活泼金属做负极，不活泼金属或者不活泼物质做正极电解池：在电解池中将溶液中金属阳离子（或者金属溶解）的顺序是金属活泼顺序相反的金属具有还原性，非金属具有氧化性强氧化剂：浓硫酸，酸性高锰酸钾，酸性条件下的硝酸（不论浓稀），次氯酸根，过氧化氢注意：AL属于两性金属，高中常见的两性物质：AL，氢氧化铝，氧化铝，铝离子，氨基酸，蛋白质，酯类（反正能和酸碱反应，不知算不算）高中化学知识点总结：化学元素金属性强弱☆注：“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，两者有时表示为不一致，如Cu和Zn：金属性是：Cu>Zn，而金属活动性是：Zn>Cu。
1.在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。
一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2.常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。
一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3.依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。
碱性越强，其元素的金属性越强。
4.依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。
一般是活泼金属置换不活泼金属。
但是ⅠA 族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
5.依据金属活动性顺序表(极少数例外)。
6.依据元素周期表。
同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱;同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
九年级上册物理第十八章知识点
九年级上册物理第十八章知识点（实用版）编制人：__________________审核人：__________________审批人：__________________编制单位：__________________编制时间：____年____月____日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。
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高中化学《非金属知识点总结》
高中化学《非金属知识点总结》work Information Technology Company.2020YEAR化学：人教版必修一《非金属知识点总结》教案一、氯及其化合物的转化关系1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比较液氯新制氯水久置氯水分类纯净物混合物混合物颜色黄绿色黄绿色无色成分Cl2Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl―、ClO―、极少量的为OH―H＋、Cl―、H2O、极少量的OH―稀盐酸性质氧化性氧化性、酸性、漂白性酸性2、氯气的性质与金属钠反应方程式2Na+Cl2点燃2NaCl与金属铁反应方程式2Fe+3Cl2点燃2FeCl3与金属铜反应方程式Cu+Cl2点燃CuCl2与氢气反应方程式H2+Cl22HCl；H2+Cl22HCl与水反应方程式H2O +Cl2 ==HCl+HClO制漂白液反应方程式Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O制漂白粉反应方程式2Cl2 +2C a(O H)2==CaCl2 +C a(C l O)2 +2H2O实验室制法MnO2＋4HCl（浓）△MnCl2+Cl2↑+2H2O氯离子的检验试剂以及反应方程式AgNO3溶液：g＋+Cl―==AgCl二、硅及其化合物的转化关系①Si 的还原性大于C ，但C 却能在高温下还原出Si 。
2C ＋SiO2=====高温Si ＋2CO↑； ②Si 能与NaOH 溶液反应放出H2，而其他非金属单质无此性质； ③非金属单质一般为非导体，但Si 为半导体，石墨为良导体； ④非金属氧化物一般为分子晶体，但SiO2晶体为原子晶体。
1、二氧化硅和二氧化碳比较二氧化硅 二氧化碳 类别 酸性氧化物 _酸性氧化物 晶体结构 原子晶体分子晶体 熔沸点 高低与水反应方程式 不反应CO 2+H 2OH 2CO 3与酸反应方程式 SiO 2 + 4HF==SiF 4↑+2H 2O 不反应与烧碱反应方程式SiO 2+2NaOH == Na 2SiO 3+H 2O少：2NaOH+CO 2==Na 2CO 3+H 2O 过：NaOH+CO 2==Na HCO 3与CaO 反应方程式 SiO 2+CaO高温CaSiO 3CaO+CO 2==CaCO 3 存在状态水晶、玛瑙、石英、硅石、沙子人和动物排放2、硅以及硅的化合物的用途 物质用途硅单质半导体材料、光电池（计算器、人造卫星、登月车、探测器）SiO2饰物、仪器、光导纤维、玻璃硅酸钠矿物胶SiC 砂纸、砂轮的磨料1、玻璃的主要成分之一是二氧化硅。
九年级物理书第十八章笔记
九年级物理书第十八章笔记（一）教学目的1。
掌握密度的概念。
2。
晓得密度的公式并会用公式展开排序。
3。
知道密度单位的写法、读法及换算。
（二）教具演示实验用具：1分米3的木块1个，小黑板1块（画有课本上的实验表格），体积相同的长方铁块、铝块、木块（4厘米×3厘米×1厘米）各1个，体积相同的长方铁块、松木块（4厘米×3厘米×2厘米）各1个，托盘天平（最大秤量值克）和砝码1套，刻度尺1只。
学生实验用具：每2人1个1厘米3的木块。
（三）教学过程一、备考小学研习过的体积单位提问：小学数学在表示物体体积时常用哪些单位？学生请问：米3、分米3、厘米3。
教师出示1分米3的实物并让每位学生观察课桌上1厘米3的实物。
指出1分米3=1升，1厘米3=1毫升。
回答：谁能够回忆起体积单位之间的折算关系？板书：体积的单位：米3、分米3（升）、厘米3（毫升），1米3=分米3=厘米3教师出具上节课所用的体积相同的长方铁块、铝块、木块，说学生它们的体积都就是12厘米3。
回答：这三个物体哪个质量最小？哪个质量最轻？学生回答，教师归纳：由此可见，不同的物体体积相同时，质量不相等。
这是什么原因？教师接着出具体积分别为12厘米3和24厘米3的铁。
回答：由生活经验晓得哪个质量小？学生答：体积较大的铁块质量大。
讲诉并导入课题：同一种物质共同组成的物体，体积减小，它的质量也减小;它的质量跟体积又存有什么关系呢？研习了“密度”后我们就能够晓得这些问题。
（板书：第三节密度）二、密度的概念1。
演示实验：研究同一种物质的物体，它的质量与体积的关系（1）用天平表示大铁块的质量，将右盘所用每个砝码的质量及游码的边线说学生，恳请学生求出小铁块的质量，插入小黑板的表格内。
（2）用最小刻度为毫米的尺量出该铁块的长、宽、厚分别为4。
00厘米、3。
00厘米和1。
00厘米，请学生算出它的体积，填入表格中。
（3）用天平表示小铁块的质量。
18金属小结导学案
课时18 金属小结一、知识回顾与记忆1. 比较Na、Mg、Al、Fe、Cu的性质，填写下列空格：【方法精要】1、判断金属活动性强弱的方法：1、由金属活动性顺序表进行判断。
2、由元素周期表进行判断，同周期金属性减弱，同主族金属性增强。
3、由金属阳离子的氧化性强弱判断,一般情况下，氧化性越弱，对应金属性越强，特例，三价铁的氧化性强于二价铜。
4、由置换反应可判断强弱。
遵循强制弱的规律。
①根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属的金属性越强。
②根据金属单质与烟溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强5、由对应最高价氧化物对应水化物的碱性强弱来判断，碱性越强，金属性越强。
6、由原电池的正负极判断，一般情况下，活泼性强的做负极。
7、由电解池的放电顺序判断。
若都是惰性电极，先析出的金属，活动性弱。
【课内练习】1、X、Y、Z、M、N代表五种金属。
有以下化学反应：①水溶液中：X+Y2+=X2++Y②Z+2H2O(冷)=Z(OH)2+H2↑③M、N为电极与N盐溶液组成原电池，发生的电极反应式为：M→M2++2e-④Y可以溶于稀H2SO4中，M不被稀H2SO4氧化则这五种金属的活泼性由弱到强的顺序是（ ）A ．M ＜N ＜Y ＜X ＜ZB ．N ＜M ＜X ＜Y ＜ZC ．N ＜M ＜Y ＜X ＜ZD ．X ＜Z ＜N ＜M ＜Y【方法精要】2、金属常见冶炼方法①电解法：活泼金属（K 、Na 、Mg 、Al 等），用电解熔融化合物方法冶炼 2NaCl （熔融）======2Na+Cl 2↑ MgCl 2（熔融）======Mg+Cl 2↑ 2Al 2O 3(熔融）====== 4Al+3O 2↑②还原剂法：Zn→Cu 较活泼金属，可用还原剂还原金属氧化物等冶炼用H 2做还原剂：3H 2+WO 3 =====W+3H 2O用CO 做还原剂：4CO+Fe 3O 4 =====3Fe+4CO 2用C 做还原剂：C+2CuO =====2Cu+CO 2↑用活泼金属做还原剂：2Mg+TiCl 4 ====Ti+2MgCl 2③煅烧法：加热分解银或汞的氧化物：2HgO ====2Hg+O 2↑煅烧银或汞的硫化物：Ag 2S+O 2 ====2Ag+SO 2④湿法：Fe+CuSO 4=FeSO 4+Cu↓⑤物理法：Au 、Pt 在自然界中主要以游离态存在。
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第十八章非金属元素小结预习提纲第18章非金属元素小结第一节非金属单质的结构和性质要求：1、了解非金属单质中的共价键数为8-N(H2为2-N)。
2、第2周期中的O、N为什么易形成多重键？3、第3、4周期的S、Se、P、As等则易形成单键？4、非金属单质按其结构和性质大致可分为哪三类？5、掌握单质Cl2、S、P、Si和B与NaOH反应的方程式。
一、非金属单质的结构和物理性质1. 小分子单质(单原子分子和双原子分子)分子晶体，熔点、沸点都很低。
2. 多原子分子单质(P4、As4、S8 )分子晶体，熔沸点稍高于第一类单质。
3. 大分子单质(金刚石、晶态硅和单质硼)包括过渡型晶体，如石墨、黑磷、灰砷.原子晶体，熔沸点极高，难挥发。
二、非金属单质的化学反应1.活波非金属与金属元素反应2.非金属元素之间反应3.大部分非金属单质不与水反应4.非金属单质一般不与非氧化酸反应,但可与浓硝酸、浓硫酸及王水反应.5.大部分非金属单质可和碱反应,有时是歧化反应第二节分子型氢化物同一周期分子型氢化物从左到右稳定性增强，还原性减弱，水溶液酸性增强同一族分子型氢化物从上到下稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强分子型氢化物的热稳定性：与组成氢化物的非金属元素的电负性有关, 非金属与氢的电负性相差越大, 所生成的氢化物越稳定。
分子型氢化物的热稳定性, 在同一周期中从左到右依次增加; 在同一族中, 从上到下依次减小。
分子型氢化物的标准生成自由能或标准生成焓越负，氢化物越稳定。
还原性(An-失电子的能力)：除HF外，其它分子型氢化物都有还原性，其变化规律与稳定性的增减的规律相反，稳定性大的氢化物，还原性小。
分子型氢化物的还原性，在同一周期中从左到右依次减小；在同一族中，从上到下依次增加。
因为在周期表中，从右向左，自上而下，元素半径增大，电负性减小，失电子的能力依上述方向递增，所以氢化物的还原性也按此方向增强。
水溶液酸碱性和无氧酸的强度：分子型氢化物在水溶液中的酸碱性和该氢化物在水中给出或接受质子能力的相对强弱有关。
非金属分子型氢化物大多为酸，少数为碱，而水为两性。
结构：分子型氢化物酸性的强弱决定于与质子直接相连的原子的电子密度的大小,若该原子的电子密度越大,对质子的引力越强,酸性越小,反之酸性越大。
第三节含氧酸一、最高氧化态氢氧化物的酸碱性非金属元素氧化物的水合物为含有一个或多个OH基团的氢氧化物。
R(OH)n作为这类化合物的中心原子R，它周围能结合多少个OH，取决于R+n的电荷数及半径大小。
R(OH)n 用R-O-H表示脱水后的氢氧化物，在水中它有两种离解方式:碱式离解: R-O-H = R+ + OH-酸式离解: R-O-H = RO- + H+ROH按碱式还是酸式解离，与阳离子的极化作用有关，阳离子的电荷越高，半径越小，则阳离子的极化作用越大。
卡特雷奇曾经把这两个因素结合在一起考虑，提出“离子势”的概念，表示阳离子的极化能力。
离子势即阳离子电荷与阳离子半径之比，常用符号Ф表示。
Ф=阳离子电荷/阳离子半径=Z/r＞10时，R-O-H为酸性;7~10时，R-O-H为两性＜7时，R-O-H为碱性R(OH)n中R半径小电荷高，对氧原子的吸引力强R-O键能大，则R(OH)n 主要是酸式解离，显酸性。
二、含氧酸及其酸根的结构同一周期元素的含氧酸的结构相似，分子中非羟基氧原子数随中心原子的半径的减小增加;在同一族元素的含氧酸随中心原子的半径的递增，分子中的羟基增加，而非羟基氧原子数减小。
三、含氧酸的强度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；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，电负性较大，氧化数较高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能有效地降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，容易释放出质子，而表现出较强的酸性。
此经验规则称为R-O-H规则。
酸电离的难易程度取决于元素R吸引羟基氧原子的电子的能力。
如果R的电负性大，R周围的非羟基氧原子数目多，则R原子吸引羟基氧原子的电子的能力强，从而使O-H键的极性增强，有利于质子H+的转移，所以酸的酸性强。
R-O-H规则(定性规则)同一周期元素同种类型的含氧酸，其酸性自左至右依次增强，而同一族元素的含氧酸则自上至下酸性依次减弱。
同一元素不同氧化态的含氧酸，则高氧化态的含氧酸的酸性较强，低氧化态的含氧酸的酸性较弱。
如: HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO鲍林规则(半定量规则)1. 多元含氧酸的逐级电离常数之比为10-5，或pKa的差值为5。
即K l:K2:K3…≈1:10-5:10-10…,氢氧化物或含氧酸，可记作：H n RO m或RO m-n(OH)n N=m-n ：非羟基氧的个数2. 含氧酸H n RO m可写为RO m-n(OH)n，分子中的中非羟基氧原子数N=m-n。
含氧酸的Ka与非羟基氧原子数N有如下的关系：K1≈105N-7，即:pK a≈7-5N契劳尼斯(Cheronis,N.D.)曾经建议按Ka值大小将酸强度分为四类其中常用的三类为：强酸: K a≥1 弱酸: K a=10-7～1 极弱酸: K a=10-14～10-7氢氧化物和含氧酸性质的递变规律:含氧酸的酸性随非羟基氧(m-n)的个数增加而增加.同一周期元素同种类型的含氧酸，其酸性自左至右酸性增强，碱性减弱含氧酸缩合程度越大，酸性越强。
第四节非金属含氧酸的某些性质一、溶解性1. 硝酸盐氯酸盐都易溶于水，且溶解度随温度的升高而迅速地增加。
2. 硫酸盐大部分溶于水，但SrSO4、BaSO4和PbSO4难溶于水, CaSO4、Ag2SO4和Hg2SO4微溶于水。
3. 碳酸盐大部分不溶于水，其中又以Ca2+、Sr2+、Ba2+、Pb2+的碳酸盐最难溶。
4. 磷酸盐大部分不溶于水。
一般规律是：阴阳离子半径相差大的比相差小的易溶，如MgSO4比BaSO4易溶。
因为当阴阳离子大小相差悬殊(即r->>r+)时，离子水合作用在溶解过程中居优势，所以在性质相似的盐系列中，阳离子的半径越小，该盐越容易溶解。
若阴阳离子的半径相差不多，则(Z/r)大的离子所形成的盐较难溶解，如碱土金属和许多过渡金属的碳酸盐、磷酸盐等；而碱金属的硝酸盐和氯酸盐等易溶。
二、水解性盐类溶于水后，阴、阳离子发生水合作用。
弱碱、弱酸根离子在水溶液中会发生水解反应。
阴离子的水解能力与它的共轭酸的强度成反比，强酸的阴离子不水解，它们对水的pH 值无影响。
但弱酸的阴离子明显水解，使溶液的pH 值增大。
阳离子的水解能力与离子的极化能力有关，稀有气体构型金属离子的水解程度与它们的离子极化力成正比。
离子的电荷越高，半径越小，极化能力越强。
当电荷或半径相近时，极化能力与离子的电子构型有关，即18，18+2, ＞9~17＞8或2。
pK h与Z2/r有关系，前者为水解常数的负对数，后者表示离子极化能力。
水解性随Z2/r增大而增大。
pK h值越小，离子的水解程度越大。
三、热稳定性含氧酸盐的热稳定性不如无氧酸盐，它受热一般会发生分解，分解类型可分为两类:1.非氧化还原的分解反应(1) 含结晶水的含氧酸盐，受热脱水，生成无水盐。
(2) 无水盐分解成相应的氧化物或碱和酸的反应。
CaCO3 = CaO + CO2(1170K)(NH4)3PO4 =NH3 + H3PO4 (加热)2.自氧化还原的分解反应(1)分子内氧化还原反应Mn(NO3) =MnO2+ 2NO2Ag2SO3 = Ag + SO3(2)歧化反应4Na2SO3 =Na2S +3 Na2SO4Hg2CO3=HgO + Hg + CO2规律1、金属相同时，含氧酸盐的热稳定性与酸根的稳定性有关：磷酸盐、硅酸盐比较稳定，加热不分解，但易脱水缩合为多酸盐。
硫酸盐较稳定；硝酸盐和卤酸盐稳定性较差。
碳酸盐稳定差。
2、酸式盐不如正盐稳定。
3、同一酸根不同金属阳离子的盐，其热稳定性与金属阳离子的极化能力有关，金属阳离子的极化能力越大，热稳定性越差。
其热稳定性的大致顺序为：碱金属盐＞碱土金属盐＞d区, ds区,p 区重金属的盐。
四、氧化还原性1、含氧酸及其盐的氧化还原性变化规律：（1）同一周期，元素最高氧化态含氧酸的氧化性自左至右依次增强。
（2）同一族元素最高氧化态含氧酸氧化性，大多随原子序数增加呈锯齿型升高。
(3) 同一元素不同氧化态含氧酸的氧化性，低氧化态含氧酸的氧化性较强。
（4）浓酸的氧化性比稀酸强，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的氧化性比在碱性介质中强。
2、影响含氧酸(盐)的氧化能力的因素（1）中心原子结合电子的能力含氧酸(盐)的氧化能力指处于高氧化态的中心原子在它转变为低氧化态的过程中获得电子的能力，这种能力与它的电负性、原子半径及氧化态等因素有关。
若中心原子的原子半径小、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。
①同一周期，自左至右元素原子半径减小、电负性增大所以其最高氧化态含氧酸的氧化性依次增强。
②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。
最高氧化态含氧酸的氧化性，大多随原子序数增加呈锯齿型升高。
（2）含氧酸分子的稳定性如含氧酸分子中的中心原子R多变价，分子又不稳定，该含氧酸(盐)就有氧化性，而且分子越不稳定，其氧化性越强。
含氧酸分子的稳定性与分子中的R-O键的强度和数目有关。
如果含氧酸分子中的中心原子R多变价，分子又不稳定，则处于高氧化态的酸或盐有氧化性，而且分子越不稳定，其氧化性越强。
分子的稳定性与R-O 键的强度和键数有关。
R-O键的强度愈大、成键数愈多，则要断裂这些键越难。
第六周期元素最高氧化态含氧酸(包括氧化物及其水合物)的氧化性之所以强，同它们的中心原子的6s2电子对特别稳定有关。
第六周期处于Hg(内层电子已填满)之后的Tl、Pb、Bi等元素的6s2电子对极稳定即惰性电子对效应所致，所以它们的高氧化态的含氧酸氧化性比第五周期相应元素的含氧酸强得多。
R-O键的数目越多，R-O强度越大，要断裂这些键，使高氧化态的含氧酸还原为低氧化态甚至单质，就比较困难，所以稳定的多变价元素的含氧酸(盐)氧化性很弱，甚至没有氧化性。
R-O键的强度和数目与R的电子构型、氧化态、原子半径、成键情况以及分子中带正电性的氢原子对R的反极化作用等因素有关。
例:氧化性HClO ＞HClO2＞HClO3＞HClO4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易断裂。
（3）其它外界因素的影响酸碱性、温度、介质及伴随氧化还原过程同时进行的其它非氧化还原过程(水的生成、溶剂化和反溶剂化作用、沉淀的生成、缔合等)。