无机化学下册复习提纲

三、锡、铅、砷、锑、铋
1. 熟悉锡、铅、砷、锑、铋不同氧化态的价层电子结构特点（18 电子型、18+2 电子型） ，了解此类价电 子构型离子所形成的化合物的共性，了解惰性电子对效应所产生的影响。 2. 熟悉锡、铅、锑、铋、砷的重要化合物（表 13-12、14-9） ⑴ 掌握锡、铅、锑、铋、砷氧化物及其水化物的性质（酸碱性、溶解性、氧化还原性）及其递变规 律、制备和用途。 H3AsO3 As2O5 H3AsO4 As4O6 SnO Sn(OH)2 SnO2 Sn(OH)4 Sb2O3 Sb(OH)3 Sb2O5 H[Sb(OH)6] PbO Pb(OH)2 PbO2 Pb(OH)4 Bi2O3 Bi(OH)3 Bi2O5 HBiO3 ⑵ ⑶ 掌握卤化物的性质（溶解性、水解性、氧化还原性）及其递变规律，制备。 掌握含氧酸盐的性质（溶解性、水解性、氧化还原性、热稳定性） 、制备、用途。 （硝酸盐、硫酸 盐、碳酸盐、铬酸盐、Pb(Ac)2、NaBiO3） ⑷ 掌握硫化物的性质（酸碱性、溶解性、还原性） ，熟悉硫化物的颜色。 ⑸ 了解砷分族氢化物的性质（酸碱性、热稳定性、还原性）的递变规律。 掌握五种离子的鉴定反应。
二、常见化合物的结构与性质知识点
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 氢化物：分类、酸碱性、氧化还原性、热稳定性。 卤化物：晶体结构类型及其递变，氯化物熔沸点递变，溶解性，水解性，热稳定性，还原性。 氧化物：晶体结构类型及其递变，熔、沸点递变，酸碱性及其递变，热稳定性，氧化还原性。 氢氧化物（含氧酸） ：酸碱性递变、溶解性、热稳定性、氧化还原性。 含氧酸盐：溶解性、热稳定性、氧化还原性。 硫化物：酸碱性、溶解性和水解性、还原性、热稳定性。 配合物：颜色、水溶液稳定性、氧化还原性。
掌握乙硼烷的结构、性质（燃烧性、水解性、氯化、加合） 、了解其制备方式和用途。 掌握 B2O3 和 H3BO3 的结构、反应性（B2O3 与金属氧化物的反应，H3BO3 的酸性、酯化反应等） ， 制备和用途。 ⑶ 掌握硼砂的结构与性质（溶解性、水解性、缓冲作用、热稳定性、硼砂珠实验及常见过渡金属氧 化物硼砂珠的颜色） ，制备和用途。 ⑷ 掌握卤化硼的性质（键的特性、分子结构、水解性、加和性、表 12-5） 。 3. 熟悉铝的重要化合物（表 13-6） ： ⑴ 掌握氧化物及其水合物的性质、制备及用途。 ⑵ 掌握卤化铝的键型、性质特点、制备。 ⑶ 掌握铝的含氧酸盐的性质（溶解性、水解性） 、矾、用途。 ⑷ 熟悉几种重要的铝的配位化合物。 4. 掌握 B(Ⅲ)、Al（Ⅲ）化合物的鉴定。 5. 了解 Ga、In、Tl 的单质及化合物的性质和用途。
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元素知识结构体系基本模式
各元素及化合物特性 概述 单质反应通 ⅠA 族 ns1 ⅡA 族 ns2 ⅢA 族 ns2np1 ⅣA 族 ns2np2 ⅤA 族 ns2np3 ⅥA 族 ns2np4 ⅦA 族 ns2np5 同族，同周期的共性，性质递变规律的概括与总结
s 区、ds 区元素性质对比 ⅠB 族
⑴ ⑵
二、碳、硅
1. 了解碳族元素价层电子结构特点及成键方式、元素性质（表 13-7）的递变规律，了解元素的存在形式， 单质的制备及用途。 2. 掌握碳族元素单质的结构、性质（表 13-7、13-8）及其递变规律。 3. 熟悉碳、硅的重要化合物（表 13-9～13-11） ： ⑴ 掌握碳、硅氧化物的结构、性质异同点。 ⑵ 熟悉碳、硅氢化物的结构、性质异同点。 ⑶ 了解碳、硅的含氧酸及其盐的性质（酸的弱酸性、盐类的溶解性、水解性、热稳定性） 、制备和 用途。 ⑷ 掌握碳、硅卤化物的结构、性质（m.p、b.p 递变；水解性） 、制备、用途。 4. 掌握硼、硅（对角线元素）结构、性质的异同点。 5. 掌握 CO32-、SiO32-离子的鉴定；CO、CO2 的检测。
6. 硫化物和多硫化物
(1) (2) (3) 熟悉硫化物在周期表中的分布，颜色。 掌握硫化物的溶解性规律。 了解多硫化物的氧化性和硫化物的还原性，了解由硫化物制取氧化物及单质的一般方法。
S 区元素学习要求（4 学时）
（S-block elements）
1. 掌握 S 区元素原子价层电子结构特点，成键方式和元素性质（I、χ、r、金属性等）的递变规律。 2. 掌握单质的物理化学性质（表 12-3～12-10）与原子结构的关系，元素的存在方式、单质的制备及用 途。 3. 熟悉 S 区元素重要化合物： ⑴ 了解氢化物的分类， 了解 S 区氢化物的性质 （热稳定性、 还原性、 水解性、 氨解反应﹑加和性等） ， 制备及用途。 ⑵ 掌握氧化物的性质（表 12-11～12-13，正常氧化物，过氧化物，超氧化物的反应性，热稳定性） ， 制备及用途。 ⑶ 掌握判断氢氧化物酸碱性的 R-O-H 规则，S 区氢氧化物的性质（溶解性、碱性、热稳定性等）及 其递变规律（12-14） 。 ⑷ 掌握 S 区元素重要盐类的性质 （晶体类型、 m.p、 溶解度、 热稳定性、 水解性等、 表 12-15～12-18） ， 了解溶解度与离子半径、晶格能、水合热、离子价层电子构型的关系，了解影响盐类热稳定性的 因素。 ⑸ 了解 S 区元素常见的配合物。 4. 掌握 Li、Be 的特殊性，对角线规则，Li 与 Mg、Be 与 Al 的相似性。 5. 掌握 S 区元素离子的鉴定，焰色反应。
元素化学学习提纲
（应用化学专业） 概述（2 学时）
广义物质（matter） ；从电子、质子、中子到宇宙都是物质，光、电磁场也是物质。 化学物质（chemical substances） ：纯净物—单质和化合物。 化学研究的对象：纯净物—单质和化合物。由于原子、分子是组成单质和化合物的基础，所以，从这个 意义上讲，化学研究的对象就是在原子、分子的水平上主要研究单质和化合物的组成、结构、性质及其变 化规律。 元素化学（The Element Chemistry）主要研究周期系中各族元素的单质和化合物的结构、性质及其在 周期系中的变化规律、典型制备方法。 本课程结合上册所学原理，联系实际应用，较系统、全面地学习各族元素重要单质及其重要化合物的 存在、制备、结构特点、性质及其规律性变化和重要应用。 通过元素化学的学习，熟悉主族元素（氢﹑稀有气体﹑碱金属﹑碱土金属﹑硼﹑铝﹑碳﹑硅﹑锡﹑铅 ﹑氮族元素﹑氧﹑硫﹑卤素）的单质和重要化合物（如氧化物及其水合物、氢化物、卤化物、硫化物、含 氧酸盐等）的典型性质（如酸碱性、氧化还原性、热稳定性、溶解性【水解性】 ）以及某些性质在周期系中 的变化规律，制备方法。 副族元素侧重于铬﹑锰﹑铁﹑钴﹑镍﹑ⅠB﹑ⅡB 族。其要求与主族元素的相同。此外，掌握过渡元素 的通性，重要配合物及重要离子在水溶液中的性质。 会判断常见反应的产物，并能正确书写反应方程式。 初步学会联系元素周期系，应用无机化学基本原理(主要是热力学原理及结构原理)去研究、讨论、说 明、理解、预测相应的化学事实，提高综合运用所学知识分析问题、解决问题的能力。 怎 样 学 1． 以无机化学基本原理为纲 热力学原理 － 宏观 结构原理（原子、分子、晶体）－ 微观 元素周期律－ 联系宏观和微观 2． 预习 → 听讲 → 复习 → 总结( 规律性、特殊性、反常性, 记忆重要性质。) 3． 作业 4． 实验
P 区元素（一）学习要求（6 学时）
（p-block elements）
了解并掌握 P 区各族元素间的共同规律：①第二周期元素的反常性；②第四周期元素性质的异样性； ③各族最后三种元素性质的缓慢递变；④各族最后两种元素的相似性。
一、硼族元素
1. 掌握硼族元素价层电子结构特点与成键方式，元素性质的递变规律，了解元素的存在方式，制备及用 途（表 13-1,13-2） 。掌握硼族元素单质性质的递变规律。 2. 熟悉硼的重要化合物（表 13-3～13-5） ：
PO43-
Na+ Ca2+
不分解
(3) 氧化还原性: ①含氧酸及其盐的氧化性随溶液酸度的升高而增强。 3②从左向右， 最高氧化态含氧酸的氧化性增强， 同族变化不规则， NO3-的氧化性较 PO4 强， H2AsO4 的氧化性较 PO43-强，而比 NO3 差，NaBiO3 的氧化性又强于 NO3 。 ③从高氧化态到低氧化态 卤素、N 氧化性增强 P、S 还原性增强
各元素及化合物特性
元素存在的方式：单质和化合物
金属 两性金属 单 质 准金属 非金属 元素 氧化物及其水合物 含氧酸盐、 化合物 氢化物 卤化物 硫化物 氮化物 碳化物 配合物 结构(递变) 性质(递变) 制备及用途 ① mp、bp、d、H、··· ②金属：还原性强 ③非金属：氧化还原性 mp、bp、d 溶解性(水解性) 酸碱性 氧化还原性 热稳定性 配合性
(n-1)d10ns1
主族，副族元素性质的比较 ⅢB 族
(n-1)d1ns2
ⅡB 族
(n-1)d10ns2
ⅣB 族
(n-1)d2ns2
ⅤB 族
(n-1)d3ns2
ⅥB 族
(n-1)d5ns1
ⅦB 族
(n-1)d5ns2
2
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Ⅷ族
(n-1)d6~8ns
概述
单质反应通性
同族，同周期的共性，性质递变规律的概括与总结
结构(递变) 性质(递变) 制备及用途
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单质结构周期性递变 典型化合物（氧化物、卤化物）晶体结构和性质的周期性递变 离子晶体盐类的溶解性(无机化合物的水解性) 盐类（碳酸盐、硝酸盐）的热稳定性(热分解) 无机酸强度的变化规律（氧化物及其水合物的酸碱性递变） 含氧酸的氧化还原性 对角线规则 惰性电子对效应 无机物的颜色
三、P 区元素化合物性质的周期性递变规律
1. 掌握 P 区元素性质（I、χ、r、A）的递变规律。掌握单质键型转变，晶体结构类型的变化规律，理化 性质（mp、bp、d，单质与 N2、O2、S、X2、H+、OH-、H2O、浓 HNO3、浓 H2SO4 作用）的变化规律 （有关数据见上册课本附表） 。 2. 掌握氢化物性质的递变 离子型氢化物的性质（水解性、还原性、加和性） ，共价氢化物的性质（m.p、b.p、溶解性、水解性、 还原性的递变。 3. 掌握 P 区元素氧化物及其水合物性质的递变 (1) 氧化物：同周期、同族最高氧化态氧化物键型，晶体类型变化规律；典型氧化物性质（mp、bp、 溶解性、酸碱性、热稳定性、氧化还原性）的递变规律；同一元素不同氧化态氧化物性质的递变。 (2) 水合物：最高氧化态氧化物水合物酸碱性的递变规律；同一元素不同氧化态水合物的酸碱性。 4. 掌握卤化物性质的递变 键型，晶体类型，物理化学性质（mp、bp、溶解性(水解性)、热稳定性、氧化还原性）的递变。 （① 同周期或同族不同元素与同种 X-离子形成的化合物，②同一元素与不同种 X-离子形成的化合物，③同 元素，不同氧化态的卤化物） 5. 掌握 p 区元素含氧酸盐类的性质 (1) 溶解性：列表归纳总结硝酸盐、碳酸盐、磷酸盐、氯酸盐、硫酸盐、高氯酸盐的溶解性。 (2) 热稳定性由大到小顺序： ①正盐，酸式盐，铵盐
②ⅠA 族盐，ⅡA 族盐，过渡金属盐，铵盐 ③同一成酸元素高氧化态的酸及其盐较稳定，如 M2SO4 的热稳定性高于 M2SO3。 ④相同金属离子与不同酸根形成的盐，其热稳定性取决于酸根的稳定性， 例如：
阳离子 含氧酸盐 分解温度
ClO3300 100
NO3380 561
CO321800 910
SO42-
一、单质主要反应
1. 单质与单质的反应 s 区元素单质： 还原性强。 可与大多数非金属元素单质作用形成阳离子， 金属之间彼此形成合金。 p 区元素单质：金属 还原性较强，可与多数非金属元素单质作用呈显不同的正氧化态。金属之 间彼此间易形成合金。 非金属 与电负性大的非金属元素单质作用呈还原性，与金属或电负性小的非金 属作用呈氧化性 2. 单质与水的作用 活泼金属（s 区单质、Al 等） ： M(s)+nH2O(l) M(OH)+ n 2 H2(g) 锡、硅： E(s)+ 2H2O(g) EO2(s)+ 2H2(g)， 碳：C(s)+ H2O(g)CO(g)+ H2(g) 氟(F2)： F2(g)+H2O(l) 2HF(g)+ 1 2 O2(g) X2(F2 除外)： X2+H2O(l) HX+HOX 3. 单质与非氧化性的酸作用： 活泼金属、两性金属溶解并置换出氢气，非金属单质不反应。 4. 单质与强碱作用： 两性金属、准金属溶解，分别生成氢氧化物和含氧酸，并置换出氢气；P、S、Se、X2(F2 除外) 歧化；活泼金属不反应。 5. 单质与氧化性的酸（浓 HNO3、浓 H2SO4、王水）作用： 单质分别生成金属阳离子、氧化物、含氧酸，HNO3 可被还原为 NO2、NO、N2、或 NH4+； H2SO4 则被还原为 SO2。