无机化学经典知识点
无机化学基础知识课件
Na----23 Mg----24 Al-----27 K------39 Fe-----56 Ca-----40
分子量
分子量没有单位。
如：水（ H2O ）旳分子量为：
1 2 161 18
氯化钠（ＮaＣl）旳分子量为：
23 35.45 58.45
化合价
（1）定义：一种元素一定数目旳原子跟其他元 素一定数目原子相化合旳性质叫做这种元素旳化 合价。
中性溶液 [H+]=[OH-]=1×10-7mol/L 酸性溶液 [H+][OH-]， [H+] 10-7mol/L 碱性溶液 [H+][OH-]，[H+] 10-7mol/L
PH值： PH=-lg[H+] 酸性溶液： PH 7 碱性溶液：PH 7 中性溶液： PH =7
甲基橙指示剂变色旳pH值范围是( )。 A、 1.2—2.8 B、 3.1—4.4 C、 6.8—8.0 D、 8.0—10.0
某温度时，把B g 饱和氯化钾溶液蒸 干，得到氯化钾晶体A g，则此温度 下氯化钾旳溶解度为（100A/(B-A)）。
9.氧化反应、还原反应、氧化剂、还原剂
氧化反应：失去电子旳反应。 还原反应：得到电子旳反应。 氧化还原反应实质：有电子转移旳反应。
氧化剂和还原剂是相互依存旳。
氧化剂：在氧化还原反应中得到电子化合价降低旳物 质。
2.原子、分子、离子、元素
原子：是化学变化中旳最小微粒，原子在 化学反应中不能再分。
分子：是保持物质化学性质旳最小微粒。
大量科学试验证明：
分子是由原子构成旳。原子是构成化学元 素旳基本单元；是用化学措施不能再进行 分割旳最小微粒。
结论：
当物质发生化学变化时，物质旳分子发生变化， 一般是变成了构成了这种分子旳原子，然后这些 原子又重新结合起来，变成了新物质旳分子。
化学无机知识点
化学无机知识点无机化学知识点归纳一、常见物质的组成和结构1、常见分子（或物质）的形状及键角（1）形状：V型：H2O、H2S 直线型：CO2、CS2 、C2H2 平面三角型：BF3、SO3 三角锥型：NH3 正四面体型：CH4、CCl4、白磷、NH4+平面结构：C2H4、C6H6（2）键角：H2O：104.5°；BF3、C2H4、C6H6、石墨：120° 白磷：60°NH3：107°18′ CH4、CCl4、NH4+、金刚石：109°28′CO2、CS2、C2H2：180°2、常见粒子的饱和结构：①具有氦结构的粒子（2）：H－、He、Li+、Be2+；②具有氖结构的粒子（2、8）：N3－、O2－、F－、Ne、Na+、Mg2+、Al3+；③具有氩结构的粒子（2、8、8）：S2－、Cl－、Ar、K+、Ca2+；④核外电子总数为10的粒子：阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－；[来源：高考%资源网 KS%5U]分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4⑤核外电子总数为18的粒子：阳离子：K+、Ca 2+；阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－；分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4。
3、常见物质的构型：AB2型的化合物（化合价一般为＋2、－1或＋4、－2）：CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2、ClO2、CaC2、MgX2、CaX2、BeCl2、BaX2、KO2等A2B2型的化合物：H2O2、Na2O2、C2H2等A2B型的化合物：H2O、H2S、Na2O、Na2S、Li2O等AB型的化合物：CO、NO、HX、NaX、MgO、CaO、MgS、CaS、SiC等能形成A2B和A2B2型化合物的元素：H、Na与O，其中属于共价化合物（液体）的是H和O［H2O和H2O2］；属于离子化合物（固体）的是Na和O［Na2O和Na2O2］。
（完整版）无机化学知识点
（完整版）⽆机化学知识点⽆机化学知识点总结原⼦与分⼦结构⽆机化学的主线是化学平衡，故先从原⼦和分⼦结构部分开始复习，逐步复习化学反应。
1、描述波函数的三个量⼦数及其意义2、原⼦核外电⼦排布规则：3、写出29号元素的基态电⼦排布式4、原⼦与原⼦之间通过某种作⽤⼒组合成分⼦，这些作⽤⼒包括离⼦键、共价键、⾦属键等。
离⼦键、共价键的特征？5、分⼦的极性举出⼏个极性分⼦，⾮极性分⼦。
6、分⼦间⼒：也称范德华⼒，包括定向⼒、诱导⼒、⾊散⼒；氢键试分析在甲醇的⽔溶液中，分⼦之间的相互作⽤情况。
7、简述氢键的形成条件及特征，并将分⼦内氢键和分⼦间氢键各举⼀例。
H1、下列⽤量⼦数描述的可以容纳电⼦数最多的电⼦亚层是A. n = 2, l = 1B. n = 3, l = 2C. n = 4, l = 3D. n = 5, l = 02、碳原⼦最后⼀个电⼦的四个量⼦数为A.2,1,0,+1/2B. 2,0,0,-1/2C. 2,0,1,-1/2D. 1,0,1,+/23、29号元素的价电⼦排布式为A. 4s24p4B. 3d94s2C. 3d54s1D. 3d104s14、24号元素的价电⼦排布式及其在周期表中的位置是A. 3d54s1,d区B. 3d44s2,ds区C. 3d54s1,ds区D. 4s24p4,p区5、A、B两元素，A原⼦的M层和N层电⼦数⽐B原⼦的M层和N层电⼦数多8个和3个 ,则 A、B分别为A. As、TiB. Ni、CaC. Sc、NeD. Ga、 Ca6、p亚层最多可以容纳⼏个电⼦A. 2B. 4C. 6D. 87、d轨道有⼏种空间取向A. 1B. 3C.5D. 78、对氢原⼦来说，下列各轨道的能量⼤⼩⽐较正确的是A.E2p>E2sB.E3d>E4sC.E3dD.E3d9、某⼀元素的原⼦序数是30，则该元素原⼦的电⼦总数是多少，价电⼦构型是怎样的？A. 15, 3d104s2B. 30, 3d104s2C. 15, 3d104s1D. 30, 3d104s110、下列各组量⼦数不合理的是A、（1,0,0）B、（2,1,0）C、（3,3,0）D、（4,1,1）11、共价键的特征是A. 有⽅向性，⽆饱和性B. ⽆⽅向性和饱和性C. ⽆⽅向性，有饱和性D.有⽅向性和饱和性12、下列化合物中的哪个化合物的中⼼原⼦不是采⽤sp3杂化类型A. CCl4B. BF3C. H2OD. PH313、NaCl、MgCl2、AlCl3的熔点依次降低是因为A. 阳离⼦半径依次增⼤B.阳离⼦极化⼒依次增⼤C. 阳离⼦结合的阴离⼦多D. 阴离⼦变形性增加14、下列原⼦中不能与氢原⼦形成氢键的是A. FB. OC. ID. N15、离⼦键的特征是A. 有⽅向性，⽆饱和性B. ⽆⽅向性和饱和性C. ⽆⽅向性，有饱和性D. 有⽅向性和饱和性16、CCl4分⼦中的C原⼦采取的杂化类型是A. sp杂化B. sp2杂化C.sp3杂化D. sp3d杂化17、下列分⼦中的中⼼原⼦属于不等性sp3杂化的是A. CCl4B. BF3C. H2OD. BeCl218、下列分⼦中属于极性分⼦的是A. CCl4B. CO2C. COD. O219、下列相互作⽤中不属于化学键的是A. 离⼦键 B．共价键 C．⾦属键D．氢键20、维持蛋⽩质的⾼级结构起重要作⽤的分⼦间相互作⽤是A. 离⼦键 B．共价键 C．⾦属键D．氢键21、HCl、HBr、HI的熔沸点依次升⾼，但HF的熔沸点却⽐HCl⾼，原因是A. HF分⼦间能形成氢键B. HF分⼦内有离⼦键C. HF分⼦间能有疏⽔相互作⽤D. HF分⼦内有共价键22、根据分⼦轨道理论下列结构中⽆顺磁性的是A、O2B、O2-C、O22-D、O2+23、下列分⼦中有极性的是A、BF3B、CO2C、PH3D、SiH424、氨分⼦的空间构型是A、⾓形B、三⾓锥形C、平⾯三⾓形D、四⾯体形25、下列化学键属于极性共价键的是A、C-CB、H-HC、C-HD、Na-Cl26、CO与CO2分⼦间存在的相互作⽤⽅式有A、⾊散⼒B、⾊散⼒、诱导⼒C、⾊散⼒、定向⼒D、⾊散⼒、诱导⼒、定向⼒27、某元素的＋2氧化态离⼦的核外电⼦结构为1s22s22p63s23p63d5，此元素在周期表中的位置是A、第四周期ⅦB族B、第三周期ⅤB族C、第四周期Ⅷ族D、第三周期ⅤA族判断题○1、根据原⼦结构理论预测第⼋周期将包括50种元素。
化学无机化学重要知识点梳理
化学无机化学重要知识点梳理化学是自然科学的一门重要学科，其中无机化学作为化学的一个主要分支，研究的是无机物质的性质、组成、结构以及它们之间的相互作用等。
无机化学为我们理解自然界和人造物质的特性与行为提供了重要的基础。
本文将梳理无机化学的几个重要知识点。
1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础, 它按照元素的原子序数和元素性质的规律排列了所有已知元素。
周期表的一大特点是周期性，即元素的性质会随着原子序数的增加而呈现规律性变化。
周期表的划分可分为周期、族和区块等不同层次。
掌握元素周期表，对于理解元素的性质、元素之间的反应活性以及元素周期律有着重要的作用。
2. 化学键与分子结构无机化学中，化学键是组成化合物的原子之间的连接。
根据键的类型不同，可以分为离子键、共价键和金属键等。
离子键是通过正负电荷的相互吸引形成的，共价键是通过电子的共用而形成的，金属键则是由金属原子间的电子云形成的。
化学键的类型对于物质的性质和化学反应有着重要的影响。
此外，分子结构的形状也对化合物的性质起着重要作用，如分子的立体构型、空间取向等。
3. 配位化学配位化学是无机化学的研究重点之一，它研究的是过渡金属离子与周围配体之间的相互作用与结构。
配位化学中的配位键是指配体中的一个或多个原子与过渡金属离子之间形成的化学键。
配体的种类和配位数对于配合物的性质和化学反应具有重要的影响。
通过掌握配位化学的基本理论和方法，可以研究和设计具有特殊功能的配合物，如催化剂、生物活性配合物等。
4. 化学反应与反应速率无机化学中，化学反应是研究的核心内容之一。
化学反应可以通过改变反应条件、探究反应机理、确定反应速率等方面进行研究。
无机化学中的反应机理和反应速率可以通过实验方法进行研究，也可以通过理论计算和模拟来探究。
了解无机化学反应的机理和反应速率对于预测和控制化学反应具有重要的意义。
5. 酸碱化学酸碱化学是无机化学中的重要内容之一。
酸和碱是溶液中可离解的物质，它们具有一定的特性和性质。
无机化学知识点归纳
第一篇：化学反应原理第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。
主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。
⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。
⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K mol J3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。
按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。
系统质量守恒。
⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。
⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。
描述系统状态的物理量称为状态函数。
状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。
相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai k e t -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。
热能自动的由高温物体传向低温物体。
系统的热能变化量用Q 表示。
若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。
无机化学-知识点总结
无机化学-知识点总结关键信息项：1、化学元素周期表周期和族的特点元素的性质规律2、化学键离子键共价键金属键3、化学热力学热力学第一定律热力学第二定律热力学函数4、化学平衡酸碱平衡沉淀溶解平衡氧化还原平衡配位平衡5、化学反应速率影响反应速率的因素反应速率理论6、无机化合物酸碱盐配合物氧化物和氢氧化物7、主族元素碱金属和碱土金属卤素氧族元素氮族元素8、过渡金属元素铬、锰、铁、铜等元素的性质配合物的形成和性质11 化学元素周期表111 周期的特点周期表中的周期是指具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的横行。
同一周期的元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
112 族的特点族是指具有相似化学性质的元素纵列。
主族元素的族序数等于最外层电子数，副族元素的族序数与价电子排布有关。
113 元素的性质规律包括原子半径、电离能、电子亲和能、电负性等性质在周期表中的变化规律。
原子半径一般随原子序数的增大而呈现周期性变化；电离能反映元素原子失去电子的难易程度，呈周期性递增；电子亲和能表示原子获得电子的倾向，也有一定的周期性；电负性用于衡量原子在化合物中吸引电子的能力，同样具有周期性。
12 化学键121 离子键离子键是由阴阳离子之间的静电引力形成的化学键。
通常在活泼金属与活泼非金属之间形成。
离子键的特点是无方向性和饱和性。
122 共价键共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键。
分为极性共价键和非极性共价键。
共价键具有方向性和饱和性。
123 金属键金属键是金属阳离子与自由电子之间的相互作用。
金属键使得金属具有良好的导电性、导热性和延展性。
13 化学热力学131 热力学第一定律即能量守恒定律，在任何热力学过程中，能量的总量保持不变。
表达式为△U ＝ Q ＋ W，其中△U 为内能的变化，Q 为吸收或放出的热量，W 为做功。
132 热力学第二定律指出在孤立系统中，自发过程总是朝着熵增加的方向进行。
无机化学知识点汇总
⽆机化学知识点汇总 ⽆机化学是研究⽆机化合物的化学，是化学领域的⼀个重要分⽀。
接下来店铺为你整理了⽆机化学知识点汇总，⼀起来看看吧。
⽆机化学知识点：常见的化学公式 1、原⼦的相对原⼦质量的计算公式： 2、溶液中溶质的质量分数： 3、固体的溶解度：(单位为克) 4、物质的量计算公式(万能恒等式)：(注意单位) 5、求物质摩尔质量的计算公式： ①由标准状况下⽓体的密度求⽓体的摩尔质量：M=ρ×22.4L/mol ②由⽓体的相对密度求⽓体的摩尔质量：M(A)=D×M(B) ③由单个粒⼦的质量求摩尔质量：M=NA×ma ④摩尔质量的基本计算公式： ⑤混合物的平均摩尔质量： (M1、M2......为各成分的摩尔质量，a1、a2为各成分的物质的量分数，若是⽓体，也可以是体积分数) 6、由溶质的质量分数换算溶液的物质的量浓度： 7、由溶解度计算饱和溶液中溶质的质量分数： 8、克拉贝龙⽅程：PV=nRT PM=ρRT 9、溶液稀释定律： 溶液稀释过程中，溶质的质量保持不变：m1×w1=m2×w2 溶液稀释过程中，溶质的物质的量保持不变：c1V1=c2V2 10、化学反应速率的计算公式：(单位：mol/L·s) 11、⽔的离⼦积：Kw=c(H+)×c(OH-)，常温下等于1×10-14 12、溶液的PH计算公式：PH=⼀lgc(H+)(aq) ⽆机化学知识点：化学的基本守恒关系 1、质量守恒： ①在任何化学反应中，参加反应的各物质的质量之和⼀定等于⽣成的各物质的质量总和。
②任何化学反应前后，各元素的种类和原⼦个数⼀定不改变。
2、化合价守恒： ①任何化合物中，正负化合价代数和⼀定等于0 ②任何氧化还原反应中，化合价升⾼总数和降低总数⼀定相等。
3、电⼦守恒： ①任何氧化还原反应中，电⼦得、失总数⼀定相等。
②原电池和电解池的串联电路中，通过各电极的电量⼀定相等(即各电极得失电⼦数⼀定相等)。
无机化学知识点整理大全
无机化学知识点整理大全我们不但会学习很多有机物，还有接触很多无机物，其实无机化学这个部分的的知识点也很重要，那么你对无机化学的知识了解得够多了吗?为了方便大家学习借鉴，下面小编精心准备了无机化学知识点整理内容，欢迎使用学习!无机化学知识点整理铝及其铝的化合物(1)铝及其铝的化合物的知识体系(2)铝①铝在周期表中的位置和物理性质铝在周期表中第三周期ⅢA族，是一种银白色轻金属，具有良好的导电性、导热性和延展性。
它可应用于制导线、电缆、炊具，铝箔常用于食品和饮料的包装，铝还可以用于制造铝合金。
②化学性质与非金属反应4Al+3O22Al2O3(常温生成致密而坚固的氧化膜)4Al+3O22Al2O3(铝箔在纯氧中燃烧发出耀眼的白光)与酸反应2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑(Al与非氧化性酸反应产生氢气) Al+4HNO3(稀)Al(NO3)3+NO↑+2H2O常温时遇浓HNO3发生钝化，但加热可反应与碱溶液反应2Al+2NaOH+2H2O2Na AlO2+3H2↑与氧化物反应2Al+Fe2O32Fe+Al2O3(铝热反应可用于焊接钢轨、冶炼某些金属)(3)氧化铝①是一种白色难溶的固体，不溶于水。
是冶炼铝的原料，是一种比较好的耐火材料。
②氧化铝是两性氧化物。
与酸反应：Al2O3+6HCl2AlCl3+3H2O与碱反应：Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O既能与强酸反应，又能与强碱反应的物质：Al、Al2O3、Al(OH)3、弱酸的酸式盐(NaHCO3、NaHSO3)、弱酸的铵盐[(NH4)2CO3、(NH4)2SO3]、氨基酸等。
(4)氢氧化铝制备AlCl3+3NH3·H2OAl(OH)3↓+3NH4Cl与酸反应Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O与碱反应Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O加热分解2Al(OH)3Al2O3+3H2O(5)Al3+、、Al(OH)3间的相互转化关系Al3+Al(OH)3在AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液的现象：先出现白色沉淀，NaOH溶液过量白色沉淀又逐渐消失。
无机化学知识点归纳
无机化学知识点归纳无机化学是无机化合物化学的总称，是化学的一个分支。
它研究的内容包括元素周期律、原子结构、分子结构、化学键、化合物的性质和反应等。
无机化学的知识点非常多，下面我将详细介绍其中的一些重要知识点。
一、元素周期律元素周期律是无机化学的基础，它是指元素性质的周期性变化与元素原子序数的周期性变化之间的关系。
元素周期律的主要内容包括元素周期表、元素周期律的类型、元素周期律的解释等。
1.元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它将元素按照原子序数从小到大排列，并按照元素性质的周期性变化分为周期和族。
元素周期表中，周期是指元素原子核外电子层数相同的横行，族是指元素原子核外最外层电子数相同的纵列。
2.元素周期律的类型元素周期律主要有四种类型：原子半径周期律、电负性周期律、离子半径周期律和熔点、沸点周期律。
3.元素周期律的解释元素周期律的实质是元素原子结构与元素性质之间的关系。
原子结构包括原子核的电荷数、电子层数、最外层电子数等，元素性质包括原子半径、电负性、离子半径、熔点、沸点等。
元素周期律的周期性变化是由于元素原子核外电子排布的周期性变化所引起的。
二、原子结构与化学键1.原子结构原子结构是指原子核和核外电子的排布。
原子核由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，核外电子的排布决定了元素的化学性质。
2.化学键化学键是指原子之间通过共享或转移电子而形成的相互作用。
化学键的主要类型有离子键、共价键、金属键和氢键。
三、化合物的性质和反应1.化合物的性质化合物的性质包括物理性质和化学性质。
物理性质包括颜色、状态、密度、熔点、沸点等，化学性质包括氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等。
2.化学反应化学反应是指物质在化学变化过程中所发生的一系列变化。
化学反应的主要类型有合成反应、分解反应、置换反应、复分解反应等。
四、无机化合物的分类无机化合物可以根据其结构和性质分为多种类型，如氧化物、酸、碱、盐、氢氧化物、硫化物等。
无机化学知识点整理
无机化学知识点整理无机化学是化学的一个分支，与研究机体化学性质的有机化学不同，无机化学主要是研究无机物质，如金属、非金属化合物、盐类和氧化物等。
学习无机化学需要掌握一些重要的知识点，本文将对无机化学的重要知识点进行整理。
一、化学键化学键是分子或离子的原子之间的连接，它决定了物质的化学性质。
根据价电子的共享情况可以将化学键分为共价键和离子键两种。
1. 共价键共价键指两个原子之间通过共享电子建立的化学键。
共价键的特征是结合原子之间的电荷分布呈现相互穿插的状态。
共价键的结构形式有单键、双键和三键。
单键是最常见的共价键类型，例如氢气，每个氢原子与另一个氢原子共享一个电子。
双键和三键包括多个共享的电子对，例如氮分子中有三个共价键，其中有一个双键和两个单键。
2. 离子键离子键指两个离子之间的化学键，其中一个离子通常是金属离子，另一个通常是非金属离子。
离子键的形成通常是由于离子之间电荷分布的相互吸引而建立的。
以氯化钠为例，钠离子和氯离子电荷相互吸引形成氯化钠分子，其中钠离子的电子数比氯离子少1个，在化学式中以+和-来表示。
二、化合物命名在学习无机化学时，孩子们还需要学习如何为每种化合物命名。
通常，化合物由正离子和负离子组成。
正离子通常是金属离子，负离子则是非金属离子。
命名化合物的过程取决于化合物的类型：1. 离子化合物命名离子化合物是由正离子和负离子组成的，通常是由金属和非金属元素组成的，如氯化钠。
虽然正离子的名称不变，但负离子的名称通常要以“-ide”作为结尾。
例如，氯离子的化学式为Cl--，则把这个离子与钠的离子Na+相结合，形成NaCl（氯化钠）。
2. 共价键化合物命名共价键化合物是由非金属元素共享电子而形成的，如二氧化碳（CO2）。
当命名这种化合物时，使用墨菲亚法则是一种有用的技术。
这种法则规定，一个离子的名字（例如，氧）被保留，然后在前面加上一个前缀来指示它的数量（例如二氧化碳）。
三、反应类型在无机化学中，反应类型通常涉及化学键的断裂和可能的新键的形成。
无机化学经典知识点
一，含氧酸强度1，R-O-H规则：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，质子转移倾向越大，酸性越强，反之则越弱。
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，电负性越大，氧化数越高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效的降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，容易放出质子，表现出较强的酸性，这一经验规律称为R-O-H 规律。
1）同一周期，同种类型的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左向右依次增强。
如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO42）同一族中同种类型的含氧酸，其酸性自上而下依次减弱。
如：HClO>HBrO>HIO 3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强，低氧化态含氧酸的酸性较弱。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，Pauling规则：含氧酸的通式是RO n(OH)m，n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧酸分为弱酸（n=0），中强酸（n=1），强酸（n=2），极强酸（n=3）四类。
因为酸分子中非羟基氧原子数越大，表示分子中R→O配键越多，R的还原性越强，多羟基中氧原子的电子吸引作用越大，使氧原子上的电子密度减小的越多，O－H键越弱，酸性也就越强。
注意：应用此规则时，只能使用结构式判断，而不能使用最简式。
3，含氧酸脱水“缩合”后，酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加，导致其酸性增强，多酸的酸性比原来的酸性强。
二，含氧酸稳定性1，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，氧化还原性：1）同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。
如：H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4，V2O5<Cr2O72－<MnO4－2）相应价态，同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。
无机化学知识点总结
无机化学知识点总结一、无机化学的基本原理1. 原子结构与元素周期表原子是物质的基本单位，由原子核和绕核电子组成。
原子核由质子和中子组成，质子数决定了元素的原子序数，即元素周期表中的元素编号。
而电子的排布决定了元素的化学性质。
元素周期表是基于元素的原子序数和化学性质进行排列的，它反映了元素的周期性规律和趋势。
2. 化学键与晶体结构化学键是原子之间的相互作用力。
根据原子之间的电子共享或转移，化学键可以分为共价键、离子键和金属键。
共价键是通过电子共享形成的，离子键是通过电子转移形成的，金属键是金属原子内的电子云相互重叠形成的。
这些化学键形成了物质的晶体结构，晶体结构的类型决定了物质的性质。
3. 反应平衡与化学反应化学反应是物质之间发生化学变化的过程，通常包括物质的生成和消耗。
化学反应通过反应方程式进行描述，反应平衡是指反应物和生成物的摩尔比在一定条件下保持不变的状态。
化学反应的平衡常数和动力学速率是化学反应研究的重要参数。
4. 配位化学与过渡金属化合物过渡金属化合物是指含有过渡金属元素的化合物，其中过渡金属离子通过配位基与配位子形成配合物。
配位化学研究了配位物的结构、性质和合成方法，配位物的稳定性、配位数、立体化学等是配位化学的重要内容。
二、无机化学的主要知识点1. 主族元素化合物主族元素是元素周期表中的ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA和ⅦA族元素，它们可形成氧化物、氢化物、卤化物等化合物。
主族元素的化合物具有多种性质，如ⅢA族元素具有氧化性，ⅣA族元素具有还原性等。
2. 离子化合物离子化合物是由阳离子和阴离子组成的化合物，它们通常具有良好的溶解度、导电性和晶体结构。
离子化合物的性质和结构与其离子的大小、电荷和架构有关。
3. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质失去或获得电子，从而使氧化态发生变化的化学反应。
氧化还原反应包括氧化、还原、氧化剂和还原剂等概念，它们是化学反应中的重要参与者。
4. 配合物化学过渡金属离子通过配体与配位子形成配合物，配合物具有不同的结构、性质和应用。
大学无机化学知识点总结
大学无机化学知识点总结
一、原子结构和元素周期律
1. 原子结构概述：原子的组成、原子核和电子的性质。
2. 元素周期律：周期表的组成、周期和族的特点。
二、化学键和化合价
1. 化学键：离子键、共价键和金属键的概念和特点。
2. 化合价：原子的单、双、三、四价以及过渡元素的化合价。
三、晶体结构和晶格常数
1. 晶体结构：离子晶体和共价晶体的结构特点。
2. 晶格常数：晶体的晶胞、晶格常数和晶面的表示方法。
四、溶液与溶解度
1. 溶液的概念和组成：溶剂和溶质的概念。
2. 溶解度：溶解度与温度、压力和溶剂种类的关系。
五、配位化合物
1. 配位数和配位键的概念。
2. 配位化合物的命名规则和结构特点。
六、酸碱理论
1. 酸和碱的定义和性质。
2. 酸碱中和反应和酸碱指示剂的使用。
七、化学反应和化学平衡
1. 化学反应的速率和平衡状态。
2. 化学平衡的平衡常数和影响平衡的因素。
八、电化学
1. 电解和电解质的概念。
2. 电池的构成和电动势的计算。
以上是大学无机化学的主要知识点总结，希望对您有所帮助。
如需了解更多详细内容，请参考相关教材或课程资料。
无机化学知识点
无机化学知识点
1. 嘿，你知道原子结构吗？就像一个小宇宙一样神奇！比如氢原子，它就那么一个质子和一个电子，简单却又那么重要。
2. 化学反应速率这可是个有趣的事儿！好比一场比赛，有的反应慢悠悠的，有的却超级迅速，像燃烧的火焰一下就爆发了！比如说铁生锈，那可是慢慢来，而炸药爆炸呢，瞬间的事儿。
3. 酸碱平衡这个得了解呀！酸和碱就像两个对手，有时候此消彼长呢。
像盐酸是酸，氢氧化钠是碱，它们相遇会发生奇妙的反应哦。
4. 化学键啊，那可是把原子们连接在一起的“胶水”呢！有离子键、共价键等各种形式。
就好像朋友之间的关系，有紧密的，有不那么紧密的。
例如氯化钠就是靠离子键结合在一起的。
5. 氧化还原反应，听起来很专业吧？其实就像一场抢夺战一样刺激！谁得到电子谁失去电子，可清楚啦。
像铁生锈就是铁被氧化了呀。
6. 物质的状态变化，从固态到液态再到气态，就如同我们的心情有时平静有时沸腾！像冰变成水，再变成水蒸气，多神奇。
7. 无机化合物的分类，那可真是五花八门！各种各样的都有，它们在我们生活中无处不在。
就像矿物质，可是对我们身体很重要的呢。
我觉得无机化学的这些知识点真的超级重要，了解它们能让我们更好地理解这个世界呀！。
大一无机化学知识点整理
大一无机化学知识点整理一、化学基本概念。
1. 物质的量（n）- 定义：表示含有一定数目粒子的集合体，单位为摩尔（mol）。
- 阿伏伽德罗常数（N_A）：1mol任何粒子的粒子数，N_A =6.02×10^23mol^-1。
- 物质的量与粒子数（N）的关系：n=(N)/(N_A)。
2. 摩尔质量（M）- 定义：单位物质的量的物质所具有的质量，单位为g/mol。
- 数值：以g/mol为单位时，摩尔质量在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。
- 物质的量（n）、质量（m）和摩尔质量（M）的关系：n = (m)/(M)。
二、化学中的计量关系。
1. 气体摩尔体积（V_m）- 定义：单位物质的量的气体所占的体积，单位为L/mol。
- 在标准状况（0^∘C，101kPa）下，V_m=22.4L/mol。
- 物质的量（n）、气体体积（V）和气体摩尔体积（V_m）的关系：n=(V)/(V_m)。
2. 阿伏伽德罗定律及其推论。
- 阿伏伽德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
- 推论：- 同温同压下，frac{V_1}{V_2}=frac{n_1}{n_2}。
- 同温同体积下，frac{p_1}{p_2}=frac{n_1}{n_2}。
三、溶液。
1. 物质的量浓度（c）- 定义：单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，单位为mol/L。
- 计算公式：c=(n)/(V)（n为溶质的物质的量，V为溶液体积）。
2. 溶液的稀释。
- 稀释定律：c_1V_1=c_2V_2（c_1、c_2为稀释前后溶液的物质的量浓度，V_1、V_2为稀释前后溶液的体积）。
四、原子结构。
1. 原子的组成。
- 原子由原子核和核外电子组成，原子核由质子和中子组成。
- 原子序数（Z）=核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。
- 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。
2. 核外电子排布规律。
- 能量最低原理：电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。
无机化学重要知识点
第一章溶液第一节溶解1、溶质的溶解过程和溶解后的状态都与溶质和溶剂双方的性质有关。
2、正、负离子分别吸引水分子中的氧和氢原子，使得每个离子都被水分子包围着，这种现象称作水合作用或溶剂化作用。
3、有些溶解过程还伴随着化学反应。
例如CuSO4〃５H２O溶解于水时，铜离子与水分子中的氧原子相互作用足够强，在它们之间形成化学键。
4、溶解度概念：在指定温度下，单位体积饱和溶液中所含溶质的量（g或mol）。
第二节溶液的浓度1、质量浓度：溶质Ｂ的质量（ｍＢ）除以溶液的体积（Ｖ），P B=ｍＢ/V。
2、质量分数：溶质Ｂ的质量（ｍＢ）与溶液的总质量（ｍ）之比，ｗＢ=ｍＢ/m=ｍＢ/(ｍA+ｍＢ)。
3、物质的量浓度：溶质B的物质的量（nＢ）除以溶液的体积（ｍA），cＢ= nＢ/m A。
4、质量摩尔浓度：溶质B的物质的量（nＢ）除以溶剂的质量(ｍA)，bＢ= nＢ/ｍA5、摩尔分数：溶质B的物质的量（nＢ）与溶液总的物质的量(∑ni）之比，xＢ= nＢ/(n A+nＢ)= nＢ/∑ni第三节稀溶液的依数性1、难挥发性非电解质稀溶液某些性质（蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降、渗透压）仅由稀溶液中所含溶质分子的数目（溶液的浓度）决定，而与溶质的本性无关，称作稀溶液的依数性。
2、在一定温度下，将适量的水置于密闭容器中，当气态水分子的量达到一定数值时，蒸发速率与凝聚速率相等，达到动态平衡，此时液面上方气态水分子所产生的压强称为该温度下水的饱和蒸气压。
3、导致蒸气压下降的原因：在溶剂中加入难挥发的非电解质后，溶质分子占据了部分溶液，使单位时间内从液面逸出的溶剂分子数减少了。
溶液的浓度越大，占据液面的难挥发溶质分子越多，溶液的蒸气压下降就越显著。
溶液的蒸气压实际上是其中溶剂的蒸气压。
4、溶液的蒸气压下降在一定温度下，难挥发性非电解质稀溶液的蒸气压下降（Δp），与溶质的摩尔分数（xＢ）成正比，而与溶质的本性无关（拉乌尔定律）。
Δp=P A☉－P= xＢP A☉= nＢP A☉/(n A+nＢ)≈KbＢ5、溶液的沸点升高难挥发性非电解质稀溶液的沸点升高（ΔT b）与溶液的质量摩尔浓度成正比。
无机化学知识点
无机化学知识点无机化学是研究无机物质（不含碳的化合物）的组成、结构、性质、合成、反应以及它们在各个领域中的应用的学科。
在无机化学中，有许多重要的知识点，下面将介绍一些常见的无机化学知识点。
1. 元素周期表：元素周期表是无机化学的基础，它将化学元素按照原子序数的增加顺序排列，同时也按照元素的周期性特征进行分组。
元素周期表可以帮助我们了解元素的基本性质和趋势，例如原子半径、电离能、电负性等。
2. 键的类型：在无机化学中，化学键可以分为离子键、共价键和金属键等。
离子键是由正负电荷的离子之间的电吸引力形成的，共价键是由共用电子对连接起来的，金属键是金属离子之间的电子云形成的。
3. 价态和电子排布：元素的价态是指元素在化合物中的可能电子组态。
根据原子的外层电子数和元素周期表的规律，我们可以推测元素的价态和电子排布。
了解元素的价态和电子排布有助于我们理解元素间的键合方式以及化合物的性质。
4. 配位化合物：配位化合物是由中心金属离子和周围配体离子或分子组成的。
配位化合物中心金属离子一般处于正离子状态，周围的配体通过共用能够与金属离子形成稳定的化学键。
配位化合物的性质和结构与配体的类型、数目以及配体与中心金属离子之间的相互作用有关。
5. 晶体结构：无机化合物常常形成晶体，晶体的结构与原子之间的排列及相互作用密切相关。
无机化合物的晶体结构包括离子晶体、共价晶体和金属晶体等不同类型。
晶体结构的了解对于理解无机化合物的物理、化学性质以及合成方法都非常重要。
6. 配位数和配位几何：在配位化合物中，一个中心金属离子被周围的配体离子或分子包围时，配位数是指与中心离子直接接触的配体数目。
配位几何则是指配位体在空间中相对于中心金属离子的排列方式。
了解配位数和配位几何有助于我们理解配位化合物的性质和反应机理。
7. 氧化还原反应：氧化还原反应是无机化学中的重要反应类型，它涉及到电子的转移。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子而被还原，还原剂失去电子而被氧化。
无机化学知识点归纳
无机化学知识点归纳无机化学是研究无机物质及其化学性质、结构和合成方法的一门学科。
无机化学的知识点众多，下面将对其中一些重要的知识点进行归纳：一、化学键和分子结构1.离子键：由正负离子之间的电荷吸引力形成的化学键。
2.共价键：由相互共享电子形成的化学键。
3.配位键：由配体中一个或多个电子对与中心金属离子形成的化学键。
4.氢键：由氢原子与高电负性原子（如氮、氧、氟）形成的强相互作用的化学键。
5.分子结构：无机化合物可以是离子型的，也可以是共价键连接的分子。
二、周期表和元素周期律1.元素周期表：根据元素的原子序数和电子结构排列的表格。
2.周期：元素周期表中横向排列的行，有7个周期。
3.主族元素：元素周期表中1A、2A等列的元素称为主族元素。
4.过渡元素：元素周期表中3B到2B列的元素称为过渡元素。
5.稀土元素：元素周期表中镧系和锕系元素称为稀土元素。
三、酸碱理论1.阿伦尼乌斯酸碱理论：酸是能够接受电子对的物质，碱是能够提供电子对的物质。
2.布朗斯特酸碱理论：酸是能够捐赠氢离子的物质，碱是能够接受氢离子的物质。
3.低价酸、中价酸和高价酸：根据酸的氧化状态，酸可分为低价酸（含有低氧化态的元素）、中价酸（含有正常氧化态的元素）和高价酸（含有高氧化态的元素）。
四、配位化合物1.配体：提供电子对与金属离子形成配位键的物质。
2.配合物：由一个或多个配体与一个或多个金属离子形成的化合物。
3.配位数：配合物中金属离子与配体形成的配位键的数目。
4.同分异构体：具有相同化学组成但结构不同的化合物。
五、电化学1.电解质：能够在水溶液中产生离子的物质。
2.阳离子和阴离子：电解质溶液中带正电荷的离子和带负电荷的离子。
3.氧化还原反应：涉及物质的电子转移的化学反应。
4.电极：导电材料，参与电化学反应的场所。
5.电解池：包含一个阳极和一个阴极的体系，用于进行电解实验。
综上所述，无机化学是一门研究无机物质及其化学性质、结构和合成方法的学科，其中的知识点包括化学键和分子结构、周期表和元素周期律、酸碱理论、配位化合物以及电化学等。
无机化学知识点归纳
无机化学知识点归纳无机化学是化学学科的一个重要分支，它研究的是除有机化合物（含碳氢化合物及其衍生物）以外的所有化学物质的组成、结构、性质、变化规律及其应用。
下面为大家归纳一些无机化学的重要知识点。
一、原子结构与元素周期律原子由原子核和核外电子组成，原子核又由质子和中子构成。
质子带正电荷，中子不带电，电子带负电荷。
原子序数等于质子数，质量数等于质子数与中子数之和。
核外电子的排布遵循一定的规律。
电子处于不同的能层（K、L、M、N 等）和能级（s、p、d、f 等）中。
电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则。
元素周期表是元素性质周期性变化的体现。
同一周期从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、化学键与物质结构化学键分为离子键、共价键和金属键。
离子键是阴阳离子之间通过静电作用形成的化学键，一般存在于活泼金属与活泼非金属组成的化合物中。
共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键，分为极性共价键和非极性共价键。
分子的结构和性质也很重要。
例如，VSEPR 理论可以用来预测分子的空间构型。
常见的分子构型有直线型（如 CO₂）、平面三角形（如 BF₃）、三角锥形（如 NH₃）和正四面体（如 CH₄）等。
晶体结构包括离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体。
离子晶体具有较高的熔点和沸点，硬度较大；原子晶体熔点和沸点很高，硬度非常大；分子晶体熔点和沸点较低，硬度较小；金属晶体具有良好的导电性、导热性和延展性。
三、化学热力学基础热力学第一定律指出，能量守恒，即△U ＝ Q ＋ W。
其中，△U是内能的变化，Q 是吸收或放出的热量，W 是做功。
焓变（△H）是等压条件下的热效应。
反应热的计算可以通过反应物和生成物的键能或者标准生成焓来进行。
熵（S）是描述体系混乱度的热力学函数。
自发反应的方向通常由熵增和焓减共同决定，通过吉布斯自由能（△G ＝△H T△S）来判断，当△G ＜ 0 时，反应自发进行。
无机化学知识点
无机化学知识点无机化学知识点概述1. 无机化学定义无机化学是化学的一个分支，主要研究非生物有机物质及其化合物的性质、结构、合成和反应。
无机化学与有机化学的主要区别在于，无机化学涉及的物质不包含碳氢键。
2. 元素周期表元素周期表是无机化学的核心工具，它将所有已知的化学元素按照原子序数排列，形成了周期性和族性的规律。
元素周期表不仅展示了元素的基本信息，还预测了元素的化学性质和行为。
3. 原子结构原子是化学元素的基本单位，由原子核（质子和中子）和围绕核的电子云组成。
电子在不同的能级和轨道上排布，这种排布决定了元素的化学性质。
4. 化学键无机化学中的化学键包括离子键、共价键和金属键。
离子键是由电荷相反的离子之间的电静力吸引形成的；共价键是由两个或多个非金属原子共享电子对形成的；金属键是金属原子之间的特殊类型化学键。
5. 化合物的命名无机化合物的命名遵循国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）制定的规则。
命名通常包括元素的名称、化合物中各元素的价态以及水合物中的水分子数量等信息。
6. 氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中一类重要的化学反应，涉及电子的转移。
在这类反应中，一个物质失去电子（被氧化），而另一个物质获得电子（被还原）。
7. 酸碱理论无机化学中的酸碱理论主要包括阿伦尼乌斯理论、布朗斯特-劳里理论和路易斯理论。
这些理论解释了酸和碱的性质以及它们如何参与反应。
8. 配位化学配位化学研究中心金属离子与配体之间的相互作用。
配体是一个分子或离子，它通过一个或多个给电子的原子与金属离子形成配位键。
9. 无机固体化学无机固体化学关注固体材料的结构和性质，包括晶体结构、缺陷、电子性质等。
这一领域与材料科学紧密相关，对于开发新型材料具有重要意义。
10. 无机反应机理无机反应机理研究化学反应的步骤和过渡态，以及影响反应速率和产物分布的因素。
通过理解反应机理，可以更好地控制和优化化学反应。
11. 无机化学的应用无机化学在许多领域都有广泛的应用，包括催化剂的开发、电池技术、陶瓷和玻璃制造、肥料生产、环境科学和药物合成等。
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无机化学经典知识点元素化学通论一，含氧酸强度1，R-O-H规则：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，质子转移倾向越大，酸性越强，反之则越弱。
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，电负性越大，氧化数越高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效的降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，容易放出质子，表现出较强的酸性，这一经验规律称为R-O-H规律。
1）同一周期，同种类型的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左向右依次增强。
如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO42）同一族中同种类型的含氧酸，其酸性自上而下依次减弱。
如：HClO>HBrO>HIO 3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强，低氧化态含氧酸的酸性较弱。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，Pauling规则：含氧酸的通式是RO n(OH)m，n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧酸分为弱酸（n=0），中强酸（n=1），强酸（n=2），极强酸（n=3）四类。
因为酸分子中非羟基氧原子数越大，表示分子中R→O配键越多，R的还原性越强，多羟基中氧原子的电子吸引作用越大，使氧原子上的电子密度减小的越多，O－H键越弱，酸性也就越强。
注意：应用此规则时，只能使用结构式判断，而不能使用最简式。
3，含氧酸脱水“缩合”后，酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加，导致其酸性增强，多酸的酸性比原来的酸性强。
二，含氧酸稳定性1，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，氧化还原性：1）同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。
如：H4SiO4<h3po4<h2so4<hclo4，v2o5<cr2o72－<mno4－< bdsfid="108" p=""></h3po4<h2so4<hclo4，v2o5<cr2o72－<mno4－<>2）相应价态，同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。
如：BrO4－>MnO4－，SeO42－>Cr2O72－3）同一元素不同氧化态的含氧酸中，低氧化态的氧化性较强。
如：HClO>HClO2 4）同一主族中，各元素的最高氧化态含氧酸的氧化性，大多随原子序数增加呈锯齿形升高，如：HNO3>H3PO4<h3aso4< bdsfid="115" p=""></h3aso4<>H2SO4H6TeO6，HClO4H5IO6；低氧化态则自上而下有规律递减：HClO>HBrO>HIO5）浓酸的含氧酸氧化性比稀酸强，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比在碱性介质中氧化性强。
3，影响含氧酸（盐）氧化能力的因素：1）中心原子结合电子的能力：若中心原子半径小，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。
同一周期的元素，自左往右，电负性增大，半径减小，所以它们的最高氧化态含氧酸的氧化性依次递增。
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。
高氧化态氧化性锯齿形变化则是由于次级周期性引起的。
2）含氧酸分子的稳定性：含氧酸的氧化态和分子的稳定性有关，一般来说，如果含氧酸分子中的中心原子R多变价，分子又不稳定，其氧化性越强。
稳定的多变价元素的含氧酸氧化性很弱，甚至没有氧化性。
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着带正电性的氢原子，对酸分子中的R原子有反极化作用，使R－O键易于断裂。
同理可以解释：①为什么浓酸的氧化性比稀酸强？因为在浓酸溶液中存在着自由的酸分子，有反极化作用。
②为什么含氧酸的氧化性比含氧酸盐强？因为含氧酸盐中M n+反极化作用比H+弱，含氧酸盐比含氧酸稳定。
三，含氧酸盐的热稳定性规律1，同一盐及其酸稳定性次序是：正盐>酸式盐>酸。
如：Na2CO3>NaHCO3>H2CO32，同一酸根不同金属的含氧酸盐，热稳定性次序是：碱金属>碱土金属>过渡金属>铵盐。
如：K2CO3>CaCO3>ZnCO3>(NH4)2CO33，同一酸根同族金属离子盐，热稳定性从上到下一次递增。
如：BeCO3>MgCO3>CaCO3>SrCO3>BaCO34，同一成酸元素其高氧化态含氧酸盐比低价态稳定。
如：KClO4>KClO3>KClO2>KClO5，不同价态的同一金属离子的含氧酸盐，其低价态比高价态稳定。
如：Hg2(NO3)2>Hg(NO3)26，酸不稳定，其盐也不稳定，酸越稳定，其盐也较稳定。
碳酸盐，硝酸盐，亚硫酸盐，卤酸盐的稳定性都较差，较易分解；硫酸盐，磷酸盐较稳定，其酸也较稳定，难分解。
这是由于金属离子的反极化作用越大，该盐的热稳定性就越差。
如：分解温度Na3PO4>Na2SO4>Na2CO3>NaNO3四，p区元素的次级周期性次级周期性是指元素周期表中，每族元素的物理化学性质，从上向下并非单调的直线式递变，而是呈现起伏的“锯齿形”变化，对于p区元素，主要是指第二，第四，第六周期元素的正氧化态，尤其是最高氧化态的化合物所表现的特殊性。
1，第二周期p区元素的特殊性1）N、O、F的含氢化合物容易形成氢键，离子性较强。
2）它们的最高配位数为4，而第3周期和以后几个周期的元素可以超过4。
3）多数有生成重键的特性。
与同族元素相比，除稀有气体外，B、C、N、O、F内层电子少，只有1s2，原子半径特别小（同一族中，从第二周期到第三周期原子半径增加幅度最大），价轨道没有d轨道等特点，所以第二周期元素的电子亲和能（EA）反常地比第三周期同族元素的小。
在形成化合键时，在键型、键数和键能等方面也有不同于同族元素的特殊性，影响到这些元素的单质和化合物的结构和性质。
2，第四周期p区元素的不规则性最突出的反常性质是最高氧化态化合物（如氧化物，含氧酸及其盐）的稳定性小，而氧化性则很强。
第四周期p区元素，经过d区长周期中的元素，此外成增加了10个d电子，次外层结构是3s23p63d10，由于d电子屏蔽核电荷能力比同层的s、p电子的要小，这就使从Ga→Br，最外层电子感受到有效核电荷Z*比不插入10个d电子时要大，导致这些元素的原子半径和第三周期同族元素相比，增加幅度不大。
由原子半径引起的这些元素的金属性（非金属性）、电负性、氢氧化物酸碱性、最高氧化态含氧酸（盐）的氧化性等性质都出现反常现象，即所谓“不规则性”。
最突出反常性质是这些元素最高氧化态化合物（如氯化物、含氧酸及其盐）的稳定性小，而氧化性则很强。
如ⅦA高溴酸（盐）氧化性比高氯酸（盐）、高碘酸（盐）强得多。
ⅥA H2SeO4的氧化性比H2SO4（稀）强，中等浓度的H2SeO4就能氧化Cl－→Cl2，而浓H2SO4和NaCl反应→HCl；ⅤA H2AsO4有氧化性,在酸性介质中能将I－氧化为I2，而H3PO4基本上没有氧化性，浓H3PO4和I－反应只生成HI。
导致第四周期p区元素性质不规则性的本质因素是因为第三周期过渡到第四周期，次外层电子从2s22p6变为3s23p63d10，第一次出现了d电子，导致有效核电荷Z*增加得多，使最外层的4s电子能级变低，比较稳定。
3，p区金属6S2电子的稳定性周期表中p区下方的金属元素，即第六周期的Tl，Pb，Bi，Po在化合物中的特征氧化态应依次为+Ⅲ，+ Ⅳ，+Ⅴ和+Ⅵ，但这四种元素的氧化态表现反常，它们的低氧化态化合物,既Tl(Ⅰ)，Pb(Ⅱ)，Bi(Ⅲ)，Po(Ⅳ)的化合物最稳定。
长期以来,学者们认为这是由于这四种元素存在6S2惰性电子对之故，这种现象为西奇威克最先注意到，并称之为“惰性电子对效应”。
产生惰性电子对效应，原因是多方面的，仅从结构上考虑主要有：从第四周期过渡到第五周期，原子的次外层结构相同，所以同族元素相应的化合物性质改变较有规律。
从第五到第六周期，次外电子层虽相同，但倒数第三层电子结构发生改变，第一次出现了4f电子，由于f电子对核电荷的屏蔽作用比d电子更小，以使有效电荷Z*也增加得多，6s2也变得稳定，所以第六周期p区元素和第五周期元素相比，又表现出一些特殊性。
五，无机化合物的水解性无机物的水解是一类常见且十分重要的化学性质。
在实践中我们有时利用他的水解性质（如制备氢氧化铁溶胶等），有时却又必须避免它的水解性质（如配置SnCl2溶液等）。
1，影响水解的因素1）电荷和半径从水解的本质可见：MA溶于水后是否发生水解作用，主要决定于M+和A－离子对配位水分子影响（极化作用）的大小，显然金属离子或阴离子具有高电荷和较小的离子半径时，他们对水分子有较强的极化作用，因此容易发生水解，反之低电荷和较大离子半径的离子在水中不易发生水解，如：AlCl3，SiCl4遇水都极易水解：AlCl3 +3H2O=Al(OH)3+3HCl，SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl；相反，NaCl，BaCl2在水中基本不发生水解。
2）电子层结构我们知道Ca2+，Sr2+和Ba2+等盐一般不发生水解，但是电荷相同的Zn2+，Cd2+Hg2+等离子在水中却会水解，这种差异主要是电子层结构不同而引起的。
Zn2+，Cd2+，Hg2+等离子是18e－离子，他们有较高的有效核电荷，因而极化作用强，容易使配位水发生水解。
而Ca2+，Sr2+和Ba2+等离子是8e－离子，它们具有较低有效核电荷和较大的离子半径，极化作用较弱，不易使配位水发生分解作用，即不易水解。
总之，离子的极化作用越强该离子在水中就越容易水解。
此外还可以看到非稀有气体构型（18e－，9-17e－，18+2e－）的金属离子，他们的盐都容易发生水解。
3）空轨道我们知道碳的卤化物如CF 4和CCl 4遇水不发生水解，但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易水解，如：SiX 4＋4H 2O= H 4SiO 4＋4HX ，对于四氟化硅来讲：3SiF 4+4H 2O= H 4SiO 4+4H ++2SiF 62－这种区别是因为碳原子只能利用2s 和2p 轨道成键，这就使其最大共价数限制在4，并阻碍水分子中氧原子将电子对给予碳原子，所以碳的卤化物不水解。
然而硅不仅有可利用的3s 和3p 轨道形成共价键，而且还有空的3d 轨道，这样，当遇到水分子时，具有空的3d 轨道的Si 4+接受水分子中氧原子的孤电子对，而形成配位键，同时使原有的键削弱，断裂。