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大学无机化学方程式整理不含全部配位反应、鉴定反应、要从同类反应(未全包括)中找出规律 1.XeF6 + 3H2O == XeO3 + 6HF 2.NaBrO3 + XeF2 + H2O == NaBrO4 + 2HF + Xe 3.2F2 + 2H2O == 4HF + O2 4.2F2 + 2OH— (2%)== 2F— + OF2+ H2O 5. 2KHF2 电解 2KF + H2↑ + F2↑ 6. 2NaCl + 2H2O 电解 2NaOH + H2↑(阴极区)+ Cl2↑ 7. 2IO3― +...

大学无机化学方程式整理
不含全部配位反应、鉴定反应、要从同类反应(未全包括)中找出规律 1.XeF6 + 3H2O == XeO3 + 6HF 2.NaBrO3 + XeF2 + H2O == NaBrO4 + 2HF + Xe 3.2F2 + 2H2O == 4HF + O2 4.2F2 + 2OH— (2%)== 2F— + OF2+ H2O 5. 2KHF2 电解 2KF + H2↑ + F2↑ 6. 2NaCl + 2H2O 电解 2NaOH + H2↑(阴极区)+ Cl2↑ 7. 2IO3― +5HSO3— == 5SO42— + I2 +3H+ + H2O 8. CaF2 + H2SO4 (浓) == CaSO4 + 2HF 9. NaCl + H2SO4 (浓) == NaHSO4 + HCl↑ 10.Rb[ICl2] ==(加热) RbCl + ICl 11. 2HIO3 ==(加热) I2O5 + H2O↑ 12. I2O5 + 5CO == I2 + 5CO2 13. I2+ 10HNO3 == 2HIO3 + 10NO2↑ + 4H2O 14. 2Cl2 + 2Ca(OH)2 == Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O 15. IO3―+ 5I― + 6H+ == 3I2 +3H2O 16. 3Cl2 + 6NaOH(850C) 5NaCl+NaClO3+3HO 17. O3 + 2I― + H2O == O2 + I2 + 2OH— 18. S2O82— + 2H2O == H2O2 + 2HSO4— 19. Cl2 + H2O2 == 2HCl + O2↑ 20. 2KMnO4 + 5 H2O2 + 3H2SO4 == 2MnSO4 +K2SO4 +5O2↑+ 8 H2O 21. Al2S3 + 6H2O == 2Al(OH)3 ↓+ 3H2S↑ 22. 2KHSO4 ==K2S2O7 + H2O 23. Fe2O3 + 3K2S2O7 == Fe2(SO4)3 + 3K2SO4 24. 2NaHSO3 + Zn == Na2S2O4 + Zn(OH)2 25. AlCl3·6H2O + 6SOCl2 == AlCl3 + 6SO2↑+ 12HCl 26. 2KMnO4 + 5 H2S + 3H2SO4 == 2MnSO4 +K2SO4 +5S↓+ 8 H2O 27. Na2S2O3 + I2 == Na2S4O6 + 2 NaI 28. Na2S2O3 + 2HCl == 2NaCl +S↓+ SO2↑ + H2O 29. Na2S2O3 + 4 Cl2 + 5 H2O == 2NaHSO4 + 8HCl 30. SX2― + 2H+ == H2S + (x-1)S↓ 31. PbS + 4 H2O2=== PbSO4+4 H2O 32. Ag++ S2O32-(少量)→Ag2S2O3↓+ H2O → Ag2S↓+ H2SO4 33. Na2O2+ H2O == H2O2 + 2NaOH 34. NH4Cl + NaNO2 ==(加热)N2↑ + 2H2O 35. (NH4)2Cr2O7(加热)== N2↑+Cr2O3 + 4H2O 36. 2NH3 + 3CuO ==(加热)3Cu + N2↑ + 3H2O CO + CuO ==(加热)Cu +CO2 ↑ 37. NO2—+ 2I― + 4H+ == 2NO + I2 + 2H2O 38. 2 MnO4- +5 NO2- + 6 H+ ===2Mn2+ + 5NO3- + 3 H2O 39. Au + HNO3 + 4HCl == H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O 40. 3Pt + 4HNO3 + 18HCl == 3H2[PtCl6] + 4NO↑ + 8H2O 41. 2KNO3 (加热)== 2KNO2 + O2 42. 2Pb(NO3)2 (加热)== 2PbO + 4NO2↑+ O2↑ 2 Cu(NO3)2(加热)=== 2 CuO + 4 NO2↑+ O2↑ 43. 2AgNO3 (加热)== 2Ag + 2NO2↑+ O2↑ 44. 4HNO3(光照)== 4NO2↑+ O2↑+ 2H2O 45. 3Ag + 4HNO3(稀) == 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O 46. 3PbS+ 8HNO3(稀) == 3Pb(NO3)2 + 3S↓ + 2NO↑ + 4H2O 3Ag2S + 8 HNO3== 6AgNO3 +3 S↓ + 2 NO+ 4 H2O. 47. PBr3 + 3H2O == 3HBr + H3PO3 (P + Br2 + H2O →) 48. PCl3 + 3H2O == H3PO3 + 3HCl PCl5 + 4H2O == H3PO4 + 5HCl 49. NCl3 + 3H2O == NH3 + 3HOCl 50. As2S3 + 6NaOH == Na3AsO3 + Na3AsS3 + 3H2O 51. CaF2 + 3 H2SO4 (浓) + B2O3== 3 CaSO4 + 3 H2O + 2 BF3 52. SiO2 +4 HF == SiF4↑+2 H2O 53. H3BO3 + 3CH3OH H2SO4 B(OCH3)3 + 3H2O 54. B2O3 + 3Cl2 + 3C === 2BCl3 + 3CO 55. 3SiF4 + 2Na2CO3 + 2H2O==2Na2SiF6 ↓+2CO3 +H4SiO4 56. B4H5(OH)42- + 5H2O == 2 H3BO3 + 2 B(OH)4- 57. Si + 2NaOH + H2O == Na2SiO3 + 2H2↑ 58. CaSiO3 + 6HF == CaF2 + SiF4 + 3H2O 59. CO + PdCl2 + H2O==== CO2 +Pd↓+2HCl 60. SnS(As2S3 、Sb2S3) + Na2S2 == Na2SnS3 61. SnS2 (As2S5 、Sb2S3、Sb2S5)+ Na2S == Na2SnS3 62. 2 Na2O2 + 2 CO2 ==== 2Na2CO3 + O2 63. CaH2 + 2H2O == Ca(OH)2 +2 H2↑ 64. Sn + 4HNO3(浓) == SnO2·2H2O↓ + 4NO2↑ 65. PbO2 +2 H2SO4 ===2PbSO4 + O2↑+ 2H2O 66. PbO2+ 4HCl→PbCl2 + Cl2↑+ 2H2O 67. Bi(OH)3 + Cl2+ 3NaOH ==NaBiO3 + 2NaCl + 3H2O 68. 2Cu + O2 + H2O + CO2 == Cu(OH)2·CuCO3 69. 2Cu2+ +4I― == 2CuI↓ + I2 70. Cu2O+ H2SO4 → Cu + CuSO4 71. 2[Cu(OH)4]2— + R-CHO == Cu2O↓+ R-COOH + 4OH— +2H2O 72. HgCl2 + 2 NH3 === Hg(NH2)Cl↓+ NH4Cl 73. Hg2Cl2+ 2NH3 → Hg ↓+ Hg(NH2)Cl↓+ NH4Cl 74. Hg22+ + 2 OH-(S2— 、I—)== Hg ↓+HgO↓ + H2O 75. Hg(NO3)2 + 4KI == 2KNO3 + K2[HgI4] 76. Hg2Cl2 + H2S== Hg↓+HgS↓ + 2HCl 77. HgCl2 + SnCl2(适量)====SnCl4 + Hg2Cl2↓(白色) Hg2Cl2↓(白色) + SnCl2 ==2Hg ↓+ SnCl4 78. 2 Mn2+ + 5S2O82― + 8H2O Δ 16H+ + 10SO42― + 2 MnO4​― 79. Mn2+ + 5 BiO3- + 14 H+ === 2MnO4- + 5Bi3+ + 7 H2O 80. 5PbO2 + 2 Mn2+ + 6 H+==5 Pb2+ + 2MnO4-+ 2H2O 81. 2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ == 2 Mn2+ + 10 CO2↑+ 8 H2O 82. 3MnO2 + KClO3 + 6KOH=== 3K2MnO4 + KCl + 3 H2O 83. MnO2 + 2H2SO4 ===2MnSO4 + O2↑ + 2H2O 84. Cl2 + 2K2MnO4 == 2KMnO4 + 2KCl 85. 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O 86. MnO4- + SO32- (酸性、中性、碱性)→ 87. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O 88. 2 CrO2- + 3 H2O2 + 2 OH- == 2CrO42- + 4 H2O 89. 3 Na2O2 + 2 CrO2- +2H2O=== 2CrO4- + 6Na+ + 4OH- 90. Cr2O72- + 4Ag+ + H2O == 2Ag2CrO4↓ + 2H+ 91. Cr2O72- + 3SO32- + 8H+ ==2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O 92. V2O5 + 6 NaOH=== 2Na3VO4 + 3H2O 93. V2O5 + 6HCl === 2VOCl2 + Cl2↑ + 3H2O 94. TiO2 + 6HF == H2[TiF6] + 2H2O 95. 2 Ni(OH)2 + Br2 + 2 OH-== 2 Ni(OH)3 ↓+ 2 Br- 96. 2Co(OH)3 + 6HCl == 2CoCl2 + Cl2↑ +6H2O 97. Fe2(SO4)3 + SnCl2 + 2HCl == 2FeSO4 + SnCl4 + H2SO4 98. 2 Fe3+ +2 I-=== 2 Fe2+ +I2 99. 2FeCl3 + H2S == 2FeCl2 + S + 2HCl 100. Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ == 2Cr3+ +6Fe3+ + 14H2O 第一章 氢及稀有气体 1.氢气的制备 实验室 17025实验室iso17025实验室认可实验室检查项目微生物实验室标识重点实验室计划 :Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑ 军事上:CaH2 +2H2O → Ca(OH)2 + 2H2↑ 2.稀有气体化合物 ①第一个稀有气体化合物:Xe + PtF6 → Xe+[ PtF6] ( (无色) (红色 ) (橙黄色) ②氙的氟化物水解: 2XeF2+2H2O →2Xe↑+4HF+ O2↑ 6XeF4 + 12H2O == 2XeO3 + 4Xe↑ +3O2↑ +24HF  XeF6+3H2O →XeO3+6HF ③氙的氟化物为强氧化剂: XeF2 + H2 ─→ Xe + 2HF XeF2 + H2O2 ─→ Xe + 2HF + O2↑ 第二章 碱金属与碱土金属元素 一、 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+y)NH3 M+(NH3)x + e-(NH3)y 碱土金属 M(S) + (x+2y)NH3 M2+(NH3)x + 2e-(NH3)y 二、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:TiCl4+4NaH Ti+4NaCl+2H2↑ LiH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 Li[AlH4] + 3LiCl 氢化铝锂遇水发生猛烈反应Li[AlH4]+4H2O=LiOH↓+Al(OH)3↓+4H2↑ 三、氧化物 1、 正常氧化物 碱金属中的锂和所有碱土金属在空气中燃烧时,分别生成正常氧化物Li2O和MO。其他碱金属正常的氧化物是用金属与他们的过氧化物或硝酸盐相作用制得。 Na2O2+2Na=2Na2O 2KNO3+10K=6K20+N2↑ 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。 CaCO3 CaO+CO2↑ 2Sr(NO3)2 2SrO+4NO2+O2↑ 2、 过氧化物与超氧化物 过氧化物是含有过氧基(—O—O—)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。 2Na+O2 Na2O2 除锂、铍、镁外,碱金属和碱土金属都能形成超氧化物。 K+O2=KO2 3、 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,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) 四、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: M2O+H2O=2MOH MO+H2O=M(OH)2 1、 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R—O—H规则 关于同志近三年现实表现材料材料类招标技术评分表图表与交易pdf视力表打印pdf用图表说话 pdf 示。 RO—+H+←R—O—H→R++OH— 离子势φ=阳离子电荷/阳离子半径 φ的值越大,按酸式电离;反正,按碱式电离。 2、 碱金属和碱土金属溶解性 碱土金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。 五、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 2Li2O+4NO2↑+O2↑ 2NaNO3 2NaNO2+O2↑ 2KNO3 2KNO2+O2↑ 第三章 卤素和氧族元素 ⅢA~ⅤA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: X2+H2 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: 2X2+2H2O 4HX+O2↑ 第二类是卤素的水解作用,及卤素的歧化反应: X2+H2O H++X-+HXO F2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) Mg+Cl2↑ 实验室:MnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl(浓) 2MnCl2+2KCl+5Cl2↑+8H2O 溴的制备:Cl2+2Br- 2Cl-+Br2 工业上用海水提取溴:3CO32-+3Br2 5Br-+BrO3-+3CO2↑ 5Br-+BrO3-+6H+ 3Br2+3H2O 碘的制备:碘可以从海藻中提取 Cl2+2I- 2Cl-+I2 I2+I- I3- 注意: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:I2+5Cl2+6H2O 2IO3-+10Cl-+12H+ 二、卤化氢与氢卤酸 工业上盐酸制备:H2+Cl2 2HCl 制备氟化氢及少量卤化氢:CaF2+2H2SO4(浓) Ca(HSO4)2+2HF↑ NaCl+H2SO4(浓) NaHSO4+HCl↑ 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 Br2+SO2↑+2H2O H2SO4(浓)+8HI 4I2+H2S↑+4H2O 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: 3Br2+2P+6H2O 2H3PO3+6HBr↑ 3I2+2P+6H2O 2H3PO3+6HI↑ 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: Cl2+H2O HClO+HCl 次氯酸分解有以下三种方式: 2HClO 2HCl+O2↑(分解) 3HClO 2HCl+HClO3(歧化) 2HClO Cl2O+H2O(脱水) 把氯气通入冷碱溶液,可生成次氯酸盐,反应如下: Cl2+2NaOH NaClO+NaCl+H2O 2Cl2+3Ca(OH)2 Ca(ClO)2+CaCl2·Ca(OH)2·H2O+H2O 2、氯酸及盐 制备:Ba(ClO3)2+H2SO4 BaSO4↓+2HClO3 氯酸仅存在于溶液中,含量提高到40%即分解: 8HClO3 4HClO4+3O2↑+2Cl2↑+2H2O 氯酸是强酸,又是强氧化剂,它能将碘氧化为碘酸: 2HClO3+I2 2HIO3+Cl2↑ 氯酸钾是最重要的氯酸盐,在催化剂存在时,200℃下即可分解为氯化钾和氧气:2KClO3 2KCl+3O2↑ 在400℃左右,如果没有催化剂,主要分解为高氯酸钾和氯化钾:4KClO3 3KClO4+KCl 氯酸盐通常在酸性条件下显氧化性: ClO3-+6I-+6H+ 3I2+Cl-+3H2O 氯酸钾的制备:NaCl+3H2O NaClO3+3H2↑ NaClO3+KCl KClO3+NaCl 3、 高氯酸及盐 高氯酸的制备:KClO4+H2SO4 HClO4+KHSO4 无水高氯酸比较稳定,浓高氯酸不稳定,受热分解: 4HClO4 2Cl2↑+7O2↑+2H2O 先将酸的含氧酸及其盐的氧化性、热稳定性和酸性 总结 初级经济法重点总结下载党员个人总结TXt高中句型全总结.doc高中句型全总结.doc理论力学知识点总结pdf 如下 四、卤素离子的鉴定 (1) Cl-的鉴定 氯化物溶液中加入AgNO3,即有白色沉淀生成,该沉淀不溶于HNO3,但能溶于稀氨水,酸化时沉淀重新析出: Cl-+Ag+ = AgCl↓ AgCl+2NH3 = [Ag(NH3)2]++Cl- [Ag(NH3)2]++Cl-+2H+ = AgCl↓ +2NH+4 (2) Br-的鉴定 溴化物溶液中加入氯水,再加CHCl3或CCl4,振摇,有机相显黄色或红棕色: 2 Br-+Cl2 = Br2+2 Cl- (3) I-的鉴定 碘化物溶液中加入少量氯水或加入FeCl3溶液,即有I2生成。I2在CCl4中显紫色,如加入淀粉溶液则显蓝色: 2 I-+Cl2 = I2+2 Cl- 2 I-+2 Fe3+ = I2+2 Fe2+ 五、氧族元素 周期表中的ⅥA族元素,包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)五个元素,通称为氧族元素。 1、 氧和臭氧 (1)臭氧的分子结构:组成臭氧的3个分子呈V形排列,三个氧原子采取sp2杂化,形成三电子四中心的大π键。以π34表示,臭氧中无单电子,故为反磁性物质。 (2)大π键形成条件:(A)这些原子在同一平面上 (B)每一原子有一互相平行的p轨道 (C)p轨道数目的两倍大于p电子数 大π键用符号πab表示。其中a为组成大π键的原子数,b为组成大π键的电子数。 (3)臭氧的鉴定:O3+2I-+2H+ I2+O2↑+H2O(可从碘化钾溶液中使碘析出) 2、过氧化氢 (1.1)弱酸性 H2O2是一极弱的二元弱酸: H2O2 H++HO2- K a1=2.2×10-12 HO2- H++O2-(过氧离子) H2O2的K a2更小。H2O2作为酸,可以与一些碱反应生成盐,即为过氧化物(peroxide),例如: H2O2+Ba(OH)2 = BaO2+2 H2O 过氧化物不同于二氧化物(dioxide),在过氧化物分子中存在过氧键,而二氧化物中则没有过氧键。 (1.2)热不稳定性 纯的H2O2溶液较稳定些。但光照、加热和增大溶液的碱度都能促使其分解。重金属离子(Mn2+、Cr3+、Fe3+、MnO2等)对H2O2的分解有催化作用。H2O2的分解反应是一个歧化反应: 2H2O2 = 2H2 + O2 为防止分解,通常把H2O2溶液保存在棕色瓶中,并应存放于阴凉处。 (1.3)氧化还原性 在H2O2分子中O的氧化数为-1,处于中间价态,所以H2O2既有氧化性又有还原性,也能发生歧化反应。 例如,H2O2在酸性溶液中可将I-氧化为I2: H2O2+2 I-+2 H+ = I2+2 H2O 在碱性溶液中,H2O2可把绿色的[Cr(OH)4]-氧化为黄色的CrO42-: 2[Cr(OH)4]-+3 H2O2+2 OH- =2CrO42-+8 H2O H2O2的还原性较弱,只是在遇到比它更强的氧化剂时才表现出还原性。例如: 2MnO4-+5 H2O2+6 H+ =2 Mn2++5 O2↑+8 H2O 这一反应可用于高锰酸钾法定量测定H2O2。 2、 硫化氢、硫化物和多硫化物 1、 (1)弱酸性 氢硫酸是一个很弱的二元酸,可生成两类盐,即正盐(硫化物)和酸式盐(硫氢化物)。两类盐都易水解。 (2)还原性 H2S中S的氧化数为-2,因此H2S具有还原性,可被氧化剂氧化到0、+4、+6三种氧化态。氢硫酸在空气中放置能被O2氧化,析出游离S而浑浊: 2 H2S+O2 = 2S↓+2 H2O 强氧化剂在过量时可以将H2S氧化成H2SO4: H2S+4 Cl2+4 H2O = 8HCl+H2SO4 (3)硫化物的溶解性 金属硫化物大多难溶于水,大多数具有特征的颜色。硫化物的这些性质可以用于分离和鉴定金属离子。 ①溶于稀盐酸:MnS、CoS、ZnS、NiS、FeS ②溶于浓盐酸:SnS、Sb2S3、SnS2、Sb2S5、PbS、CdS、Bi2S3 ③溶于浓硝酸:CuS、As2S3、Cu2S、As2S5、Ag2S ④只溶于王水:HgS、Hg2S (4)S2-的鉴定 S2-与盐酸作用,放出H2S气体,可使醋酸铅试纸变黑,这是鉴别S2-的 方法 快递客服问题件处理详细方法山木方法pdf计算方法pdf华与华方法下载八字理论方法下载 之一: S2-+2 H+= H2S↑ Pb(Ac)2+H2S = Pb S↓(黑)+2HAc 3、 多硫化物 在可溶硫化物的浓溶液中加入硫粉时,硫溶解生成相应的多硫化物。 Na2S+(x-1)S Na2Sx(x=2~6) Sx2—称为多硫离子,随着硫原子数增加,其颜色从黄色经过橙黄而变为红色。 多硫化物与过氧化物相似,都具有氧化性和还原性。 氧化性:SnS+S22- SnS32-(硫代锡酸根) 还原性:4FeS2+11O2 2Fe2O3+8SO2↑ 多硫化物在酸性溶液中很不稳定,易歧化分解为硫化氢和单质硫:S22-+2H+ H2S2 S↓+H2S↑ 4、 硫的重要含氧化合物 (1)亚硫酸及其盐 它们以还原性为主:H2SO3+I2+H2O H2SO4+2HI 2H2SO3+O2 2H2SO4 亚硫酸盐比硫酸具有更强的还原性:SO32-+Cl2+H2O SO42-+2Cl-+2H+ 只有较强还原剂作用下,才能表现出氧化性: H2SO3+2H2S 3S↓+3H2O 亚硫酸盐受热易分解:4Na2SO3 3Na2SO4+Na2S (2)硫酸及其盐 Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2↑+2H2O C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O Zn+2H2SO4(浓) ZnSO4+SO2↑+2H2O 由于锌的强还原性,同时还会发生下列反应: 3Zn+4H2SO4(浓) 3ZnSO4+S↓+4H2O 4Zn+5H2SO4(浓) 4ZnSO4+H2S↑+4H2O 活泼金属的硫酸盐不稳定,高温下分解: CuSO4 CuO+SO3↑ 2Ag2SO4 4Ag+2SO3↑+O2↑ (3) 焦硫酸及其盐 制备:SO3+H2SO4 H2S2O7 焦硫酸与水作用生成硫酸: H2S2O7+H2O 2H2SO4 焦硫酸盐进一步加热,生成硫酸盐: K2S2O7 K2SO4+SO3↑ 焦硫酸盐作为熔矿剂: Al2O3+3K2S2O7 Al2(SO4)3+3K2SO4 (4) 硫代硫酸及其盐 制备:Na2SO3+S Na2S2O3 硫代硫酸钠在酸性溶液中不稳定,易分解为单质硫和二氧化硫:S2O32-+2H+ S↓+SO2↑+H2O 硫代硫酸钠是中强还原剂,与强化剂(如溴、氯等)作用氧化为硫酸钠;与较弱氧化剂(如碘)作用被氧化为连四硫酸钠:S2O32-+4Cl2+5H2O 2SO42-+8Cl-+10H+ 2S2O32-+I2 S4O62-+2I- 鉴定S2O32-:S2O32-+2Ag+ Ag2S2O3↓(白色) Ag2S2O3+H2O Ag2S↓(黑色)+H2SO4(白色沉淀分解,颜色经黄色、棕色,最后变为黑色) (5)过硫酸及其盐 硫的含氧酸中含有过氧基(—O—O—)者称为过硫酸 过二硫酸是无色晶体,不稳定,易水解生成硫酸与过氧化氢:H2S2O8+H2O H2SO4+H2SO5 H2SO5+H2O H2SO4+H2O2 过二硫酸盐为强氧化剂(过氧基存在),能将Mn2+氧化为紫红色MnO4-:2Mn2+5S2O82-+8H2O 2MnO4-+10SO42-+16H+ (5) 连二亚硫酸钠 Na2S2O4制备:2NaHSO3+Zn Na2S2O4+Zn(OH)2 连二亚硫酸钠是很强还原剂:Na2S2O4+O2+H2O NaHSO3+NaHSO4 第4章 氮、碳、硼族 1、 氮族元素 (1) 氮气 制备:NH4Cl+NaNO2 NH4NO2+NaCl NH4NO2 N2↑+2H2O (2)氨及铵盐 1、氨 工业上制备:N2+3H2 2NH3 实验室:2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O 氨具有还原性:4NH3+5O2 4NO↑+6H2O 3CuO+2NH3 3Cu+N2↑+3H2O 3Cl2+2NH3 N2↑+6HCl 2、铵盐 鉴定铵盐常用的方法:NH4++OH 挥发性酸组成铵盐,分解产物一般为氨和相应的酸: NH4Cl NH3↑+HCl↑ 挥发性酸组成的铵盐,则逸出氨: (NH4)2SO4 NH3↑+NH4HSO4 氧化性酸组成的铵盐,分解产物为N2或氮的氧化物: NH4NO2 N2↑+2H2O NH4NO3 N2O↑+2H2O 2、 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)、N2O5 2、 氮的含氧酸及其盐 (1) 亚硝酸及其盐 制备:NO+NO2+H2O 2HNO2 亚硝酸不稳定,仅存在于冷的稀溶液中: 2HNO2 N2O3+H2O NO↑+NO2↑+H2O (蓝色) (红棕色) 亚硝酸盐制备:Pb(粉)+KNO3 KNO2+PbO 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:NO2-+Fe2++2H+ NO↑+Fe3++H2O 2NO2-+2I-+4H+ 2NO↑+I2+2H2O 亚硝酸盐与强氧化剂作用时,可被氧化为NO3-: 5NO2-+2MnO4-+6H+ 5NO3+ 2Mn2++3H2O (2)硝酸及其盐 制备:4NH3+5O2 4NO↑+6H2O 2NO+O2 2NO2 3NO2+H2O 2HNO3+NO 硝酸受热分解:4HNO3 4NO2↑+O2↑+2H2O 硝酸为强氧化剂,与非金属反应: 3C+4HNO3 3CO2↑+4NO↑+2H2O 3I2+10HNO3 6HIO3+10NO↑+2H2O 与金属反应: Cu+4HNO3(浓) Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 4Zn+10HNO3(稀) 4Zn(NO3)2+N2O↑+5H2O 4Zn+10HNO3(很稀) 4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O 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 2NaNO2+O2↑ 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 2PbO+4NO2↑+O2↑ 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 2Ag+2NO2↑+O2↑ NO3-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)5]2+,在浓硫酸与溶液界面处会出现棕色环: 3Fe2++NO3-+4H+ 3Fe3++NO+2H2O [Fe(H2O)6]2++NO [Fe(NO)(H2O)5]2++H2O (棕色) 3、 磷的含氧酸及其盐 1、磷酸 磷酸的制取:Ca3(PO4)2+3H2SO4 2H3PO4+3CaSO4 2、磷酸盐 鉴定:PO43-+12MoO42-+24H++3NH4+ (NH4)3PO4·12MoO3·6H2O↓(黄色)+6H2O 3、 砷、锑、铋及其重要化合物 铋酸钠制备:Bi(NO3)2+NaClO+4NaOH NaBiO3↓+3NaNO3+NaCl+2H2O (黄色) 砷酸盐、锑酸盐在强酸性溶液中才显出明显氧化性: H3AsO4+2H++2I- H3AsO3+I2+H2O 铋酸盐是强氧化剂:2Mn2+ + 5NaBiO3 + 14H+ 2MnO4- + 5Bi3+ + 5Na+ + 7H2O(此反应鉴定Mn2+) 4、 砷、锑、铋的盐 AsCl3+3H2O H3AsO3+3HCl 2AsCl3 + 3H2S As2S3↓+ 6HCl As2S3 + 6OH- AsO33- + AsS33- + 3H2O As2S3 + 3S22- 2AsS43- + S↓ 2AsS43- + 6H+ As2S5↓+ 3H2S↑ 四、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。 Si+2NaOH+H2O SHAPE \* MERGEFORMAT Na2SiO3+2H2↑ 3Si+4HNO3+12HF SHAPE \* MERGEFORMAT 3SiF4↑+4NO↑+8H2O 二氧化硅与一般的酸不起反应,但能与氢氟酸反应: SiO2+4HF SHAPE \* MERGEFORMAT SiF4↑+2H2O 二氧化硅与氢氧化钠或纯碱共熔可制得硅酸钠: SiO2+2NaOH SHAPE \* MERGEFORMAT Na2SiO3+H2O SiO2+Na2CO3 SHAPE \* MERGEFORMAT Na2SiO3+CO2↑ 2、锡、铅的重要化合物 铅丹和稀硝酸反应如下: Pb2[PbO4]+4HNO3 SHAPE \* MERGEFORMAT 2Pb(NO3)2+PbO2↓+2H2O (2PbO·PbO2) 三氧化二铅和稀硝酸反应如下: PbPbO3+2HNO3 SHAPE \* MERGEFORMAT Pb(NO3)2+PbO2↓+H2O Sn(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)2+2H+ SHAPE \* MERGEFORMAT Sn2++2H2O Sn(OH)2+2OH- [Sn(OH)4]2- 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: 2HgCl2+SnCl2 SHAPE \* MERGEFORMAT Hg2Cl2↓+SnCl4(鉴定溶液中Sn2+) Hg2Cl2+SnCl2 SHAPE \* MERGEFORMAT 2Hg↓+SnCl4 在碱性溶液中[Sn(OH)4]2-可将铋盐还原成黑色的金属铋,这是鉴定Bi3+一种方法: 2Bi3++6OH-+3[Sn(OH)4]2- 2Bi↓+3[Sn(OH)6]2- PbO2在酸性介质中是强氧化剂: PbO2+4HCl(浓) SHAPE \* MERGEFORMAT PbCl2+Cl2↑+2H2O 2Mn2++5PbO2+4H+ SHAPE \* MERGEFORMAT 2MnO4-+5Pb2++2H2O 2PbO2+2H2SO4(浓) SHAPE \* MERGEFORMAT 2PbSO4+O2↑+2H2O Sn2+在空气中极易被氧化: 2Sn2++O2+4H+ SHAPE \* MERGEFORMAT 2Sn4++2H2O 在配置SnCl2溶液时常加入一些锡粒: Sn4++Sn SHAPE \* MERGEFORMAT 2Sn2+ 鉴定Pb2+或CrO42-:Pb2++CrO42- PbCrO4↓(黄色,俗称铬黄) PbCrO4可溶于过量碱生成[Pb(OH)4]2-: PbCrO4+4OH- SHAPE \* MERGEFORMAT [Pb(OH)4]2-+ CrO42- SnS2与金属硫化物(或硫化铵)反应,生成硫代硫酸盐而溶解:SnS2+S2- SnS32- SnS能溶于多硫化铵生成硫代锡酸盐: SnS+S22- SnS32- 锡代锡酸盐不稳定,遇酸分解: SnS32-+2H+ SHAPE \* MERGEFORMAT SnS2↓+H2S↑ 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:3PbS+8H++2NO3- 3Pb2++3S↓+2NO↑+4H2O PbS+4HCl(浓) SHAPE \* MERGEFORMAT H2[PbCl4]+H2S↑ 第五章、过渡元素(一) 1、钛族 (1)钛的重要化合物 TiO2+H2SO4(浓) SHAPE \* MERGEFORMAT TiOSO4+H2O TiO2+2NaOH(浓) SHAPE \* MERGEFORMAT Na2TiO3+H2O TiO2可溶于氢氟酸: TiO2+6HF SHAPE \* MERGEFORMAT [TiF6]2-+2H++2H2O TiCl4水解:TiCl4 + 3H2O → H2TiO3↓ + 4HCl↑ Ti3+易在空气中被氧化:4Ti3++O2+2H2O SHAPE \* MERGEFORMAT 4TiO2++4H+ 2、铬族元素 (1)各族元素概述 Cr2+易被空气中氧气氧化: Cr+2H+ Cr2++H2↑ 4Cr2++4H++O2 4Cr3++2H2O 铬还可与热的浓硫酸作用: 2Cr+6H2SO4(热,浓) Cr2(SO4)3+3SO2↑+6H2O (2)铬的重要化合物 1、铬(Ⅲ)化合物 Cr2O3是难溶的两性化合物。 Cr2O3+3H2SO4 SHAPE \* MERGEFORMAT Cr2(SO4)3+3H2O Cr2O3+2NaOH 2NaCrO2+H2O 与酸性熔矿剂共熔:Cr2O3+ 3K2S2O7+ 6H+ → 2Mn2+ +5O2↑+ 8H2O 2、铬(Ⅲ)盐 还原剂:2[Cr(OH)4]- + 3Br2+ 8OH-→ 2CrO42- + 6Br-+ 8H2O (绿色) (浓盐酸) (黄色) 3、铬(Ⅵ)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:Pb2++CrO42- 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 (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↑+ 8H2O 4、铁、钴、镍的化合物 2Fe3+ + H2S → 2Fe2+ + S↓ + 2H+  4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓ Co2+ + 4SCN- [Co(NCS)4]2- Ni2+ + 6NH3·H2O(过量) → [Ni(NH3)6]2+ + 6H2O 4[Co(NH3)6]2+ + O2 + 2H2O → 4[Co(NH3)6]3+ + 4OH- 2Ni(OH)2 + Br2 + 2OH- → 2NiO(OH)↓+ 2Br- + 2H2O Co2O3 + 6H+ + 2Cl- → 2Co2+ + Cl2↑ + 3H2O [Fe(NCS) 6]3- + 6F- → [FeF6]3- + 6SCN- 5、铜族元素概述 2Cu + → Cu2(OH)2CO3↓ Cu2O + 2Cl- + 2H+ → 2CuCl2↓+ H2O Cu2O +2H+ → Cu2+ + Cu↓+ H2O 2Cu2+ + 4I- → 2CuI↓+ I2 2Cu2+ + 6CN-(过量) → 2[Cu(CN)2] - + (CN)2↑ 6、锌族元素概述 Zn2+ + 4NH3·H2O(过量) → [Zn(NH3)4]2+ + 4H2O Hg2+ + 4I- (过量) → [HgI4] 2- Hg22+ + 4I- (过量) → [HgI4] 2- + Hg↓ Hg2+ + 2OH- → HgO↓+ H2O Hg2Cl2 + SnCl2 → 2Hg↓+ SnCl4 HgS + S2- → [HgS2]2- △ 高温 300℃~500℃ 650OC 830℃ 630℃ 电解 △ △ △ △ 光照 △ 脱水剂 40度以下 MnO2 电解 冷却 △ △ △ △ △ △ △ Ag+ 催化剂 高温、高压 △ 催化剂 800℃ △ △ △ △ △ 210℃ 冷 催化剂 800℃ 热或光 △ △ △ 保温数小时 90℃ △ △ △
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分类:理学
上传时间:2013-10-30
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