无机化学天津大学版.docx

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无机化学天津大学版

第一章　化学反应中得质量关系与能量关系　

　　[学习指导］

1。

“物质得量”（n）

　　用于计量指定得微观基本单元或其特定组合得物理量，其单位名称为摩［尔]，单位符号为moｌ。

　2、　摩尔质量（M）M　=ｍ／ｎ

　3、摩尔体积（Vm）Vm=Ｖ／n　

4、物质得量浓度（cＢ）cB=ｎB/V

5、理想气体状态方程　ｐV=nＲT

6、理想气体分压定律ｐ=ΣpB　;pB＝（ｎB/ｎ）p

　7、化学计量式与化学计量数　O＝ΣνBB；νＢﻫ　　　　　　　　B

　8、　反应进度（ξ）表示化学反应进行程度得物理量,符号为ξ,单位为mol。

　随着反应得进行，任一化学反应各反应物及产物得改变量：

ΔnＢ＝νBξ

９、状态函数

　　　状态函数得改变量只与体系得始、终态有关，而与状态变化得途径无关。

10、热与功

体系与环境之间因温差而传递得热量称为热.除热以外,其它各种形式被传递得能量称为功.

　11、　热力学能（U）

　　体系内部所含得总能量。

1２、能量守恒定律

孤立体系中能量就是不会自生自灭得,它可以变换形式，但总值不变。

１3、热力学第一定律

　　封闭体系热力学能得变化：

ΔU　=Q＋　Wﻫ　　　Q>　0，W　>　0,ΔU>0;

　Q　〈0,W〈0,ΔＵ<0。

　14、　恒压反应热（Qｐ）与反应焓变（ΔrHｍ）H（焓）　≡U+pV，Qp=　ΔｒＨm

　15、赫斯定律Qp=∑QB，ΔrHm　=　∑ΔrHｍ（B）ﻫ　　　　　　Ｂ　　　　　Ｂ

　１6、　标准状况:

p　=10１、3２５kPa,　T＝27３、15　K

　标准（状）态：

pθ=1０0kPa下　ﻫ　气体：

纯气体物质

　液体、固体:

最稳定得纯液体、纯固体物质。

ﻫ　　溶液中得溶质：

摩尔浓度为　1moｌ·L-1ﻫ　　　　　　　　　　　　标准态下　ﻫ17、标准摩尔生成焓（）最稳定得单质─────-→单位物质得量得某物质

　　　　　　　　　　　　　　　=

　１8、标准摩尔反应焓变（）一般反应　ｃC　+dD=yＹ+zＺ

　　　　　　　=[y（Ｙ）+z（Z）］—[c（C）＋ｄ（Ｄ）]

　　　　　　　　　=Σνi（生成物）+　Σνi（反应物）

第二章　化学反应得方向、速率与限度

［学　习指导]

１、反应速率:

单位体积内反应进行程度随时间得变化率，即：

2、活化分子：

具有等于或超过Ec能量（分子发生有效碰撞所必须具备得最低能量）得分子。

３、活化能　　ﻫ　（１）经验活化能:

活化分子具有得平均能量（）与反应物分子得平均能量（）之差称为反应活化能（Ea）。

（2）过渡状态理论中得势能垒：

反应进行所必须克服得势能垒（Eｂ）。

4、反应物浓度对反应速率得影响──质量作用定律

　　　cC　＋　dＤ　—→yY+zZ　对于基元反应υ=ｋ{c（C）｝ｃ·{c（D）｝d

5、熵变、吉布斯自由能变计算式：

　　=Σνi（生成物）+Σνi（反应物）

　＝Σνｉ（生成物）　+　Σνi（反应物）

6、吉布斯公式:

　ΔｒGm=ΔrHm—　TΔrSｍ　　（Ｔ）≈（T）-Ｔ（Ｔ）

７、　化学反应方向得判据:

8、ΔrGm与得关系：

ΔrGm=　+RTｌnＪ

９、实验平衡常数表达式:

　例　　cC（g）+　ｄD（g）yY（g）+　ｚZ（ｇ）

　,　

１０、　标准平衡常数关系式：

ﻫ　　　　

11、转化率（α）:

　反应前后体积不变，又可表示为:

1２、　平衡移动原理：

当体系达平衡后，若改变平衡状态得任一条件（如浓度、压力、温度），平衡就向着能减弱其改变得方向移动。

第三章酸碱反应与沉淀反应

　　　学习指导　

1、　水得离子积　　

2、pH值　ﻫ3、弱酸（ＨA）得解离常数：

　　ﻫ４、解离度与稀释定律

α为表征弱电解质解离程度大小得特征常数

　　ﻫ5、弱酸、弱碱溶液pH值得计算

　ﻫ　

6、同离子效应：

弱电解质溶液中,加入含有相同离子得易溶强电解质而使弱电解质解离度降低得效应。

７、　缓冲溶液：

具有保持pH值相对稳定作用得溶液。

　ﻫ8、　盐类水解反应:

盐得组分离子与水解离出来得Ｈ＋或OH－结合成弱电解质得反应.

9、水解常数：

　　一元弱酸强碱盐　　

　一元弱碱强酸盐　　ﻫ　一元弱酸弱碱盐

１0、影响水解度得因素：

一般来说，水解产物得解离度越小、溶解度越小；盐溶液得浓度越小，温度越高,盐得水解度越大。

ﻫ11、溶度积：

一定温度下，难溶电解质得饱与溶液中,各组分离子浓度幂得乘积为一常数.ﻫ　　　溶解ﻫ　AmBn（ｓ）mＡn++ｎＢm-　　

　　　　沉淀ﻫ

1２、溶度积与溶解度得换算:

13、　溶度积规则：

14、　离子沉淀完全得要求：

　c（Mｎ+）<10-5mol·L—1

15、分步沉淀:

离子积（J）首先超过溶度积得难溶电解质先沉出。

ﻫ16、溶解难溶电解质得常用方法:

生成弱电解质；氧化还原法；生成配离子。

1７、　沉淀转化:

ﻫ　　相同类型得难溶电解质，溶度积较大得易转化为溶度积较小得。

不同类型得难溶电解质,溶解度较大得易转化为溶解度较小得。

第四章　氧化还原反应

［学习指导］

　1。

氧化还原反应：

　参加反应得物质之间有电子转移得化学反应。

ﻫ　2、　氧化数（氧化值）:

某一元素原子在其化合态中得形式电荷数。

ﻫ3、氧化还原反应方程式得配平方法：

氧化值法;离子—电子法。

ﻫ4、原电池：

能使氧化还原反应产生电流得装置。

ﻫ　５、　氧化还原电对：

电极反应中氧化型与相应得还原型物质组成得电极。

　　6、标准电极电势:

标准状态下,以标准氢电极为比较标准测出得某电极得相对电势。

ﻫ　　7．电池得标准电动势:

Ｅθ=Eθ（＋）　-Eθ（－）ﻫ８.能斯特方程式:

ﻫ９、影响电极电势得因素:

ﻫ　　（１）电极得本性;ﻫ　

（2）离子得浓度或气体分压；

（３）温度；

（4）　溶液酸碱性；ﻫ　　（5）沉淀或弱电解质得生成。

ﻫ　10．电极电势得应用ﻫ　

（1）判断原电池得正、负极，计算原电池得电动势;　　ﻫ　

（2）判断氧化剂、还原剂得相对强弱；　

　（3）计算弱电解质得解离常数；

　　（4）计算难溶电解质得溶度积；

　　（5）判断氧化还原反应得方向与限度；

　11.原电池得电动势与电池反应得ΔｒGm与原电池得电动势与电极电势得关系:

　　ΔrGm=－Z'FE＝＝　Z'F［E（+）—E（-）]ﻫ　　=－Z'FＥθ==Z’F[Eθ（＋）—Eθ（-）]

　　12。

氧化还原反应方向得判据：

　E>　0，氧化还原反应能自发进行.ﻫ　13。

氧化还原反应限度可以用其化学平衡常数Kθ来衡量。

Kθ得计算公式为：

　14、　元素标准电极电势图得应用:

（1）计算电对得标准电极电势：

ﻫﻫ　

（2）发生歧化反应得判据:

电势图中，Eθ（右）　〉Eθ（左）

（3）解释元素得氧化还原特性。

第五章原子结构与元素周期性

［学习指导］

　1、原子与元素：

原子就是组成物质得基本单元，由一个原子核与若干个核外电子组成。

元素就是具有一类单核粒子得总称。

ﻫ2、核素、同位素、同量素:

具有确定原子数与中子数得单核粒子称为核素。

质子数相同而中子数不等得同一种元素得原子互称为同位素.质量数相同而原子序数不同得元素称为同量素。

　3、微观粒子具有波粒二象性。

　4、波函数与原子轨道:

波函数就是描述核外电子运动状态得数学表达式,其空间图像称“原子轨道”.ﻫ　　５、　概率密度与电子云：

电子在原子核外空间某处单位体积内出现得概率称为概率密度（│ψ│2）,用小黑点代替其分布所得得空间图象称为电子云。

　6、ｓ、p、d原子轨道得空间图象。

ﻫ　7、量子数：

描述原子中个电子状态得四个参数（主、副、磁、自旋量子数）。

ﻫ8、　基态原子中电子分布原理：

泡利不相容与能量最低原理,洪特规则。

ﻫ　　9、　鲍林近似能级图与核外电子填入轨道顺序：

→ns→（n-2）f→（n-１）d　→npﻫ10、元素在周期表中得位置（周期、区、族），由该元素原子核外电子得分布所决定.ﻫ1１、原子性质得周期性：

┌ﻫ│

┤│└

共价半径：

两个相同原子形成共价键时，其核间距离得一半。

原子半径（r）

金属半径：

金属单质晶体中，两个相邻元素原子间距离之半.

范德华半径：

单质分子晶体中，相邻分子距离最近得两个原子核间距之半。

第一电离能（I１）:

基态得气态原子失去一个电子变为氧化数加一得气态阳离子所需得能量。

　第一电自亲合能（EＡ1）：

基态得气态原子得到一个电子形成氧化值－1得气态阴离子所释放得能量.ﻫ　电负性（χ）:

分子中元素原子吸到电子得能力。

第六章分子得结构与性质

［学习指导]

　1．化学键：

分子内或晶体内相邻原子（或离子）间强烈得相互吸引作用。

　　2.共价键ﻫ（１）定义：

原子间由于成键电子得原子轨道重叠形成得化学键.

（2）特征：

具有方向性与饱与性。

（3）　分类:

按极性分

按原子轨道重叠部分得对称性分

　　（４）　配位共价键:

共用电子由一个原子单方面提供形成得共价键.ﻫ　3.价键理论要点ﻫ

（1）两原子接近时，自旋方向相反得未成对得价电子可以配对成键;

（2）成键电子得原子轨道重叠越多,所成共价键越稳定。

ﻫ　4。

离子键:

阳、阴离子间得静电引力。

无方向性、无饱与性。

5.ｓ-p杂化与分子几何构型得关系（见表６—4）。

　6.运用ｎ＝２得同核双原子分子轨道能级图推测一、二周期元素同核双原子分子得存在并阐明其结构;预言分子得顺磁性与反磁性。

7.分子得极性与变形性

正负电荷中心不重合得分子称极性分子.分子极性大小以分子偶极矩（μ＝q×d）大小来量度。

μ＝０得则为非极性分子。

ﻫ　衡量分子变形性大小得标度为分子极化率（α）。

　8。

分子间力ﻫ　取向力-—固有偶极之间得吸引力.ﻫ诱导力-—固有偶极与诱导偶极之间得吸引力。

　色散力—－瞬时偶极之间得吸引力。

结构相似得同系列物质,分子间力越大,物质熔点、沸点越高，硬度越大.溶质与溶剂分子间力越大，互溶度越大。

ﻫ　９．氢键对物质性质得影响ﻫ　

（1）分子间形成氢键,物质得熔、沸点升高，分子内形成氢键,熔、沸点降低.

（2）溶质与溶剂分子间形成氢键，互溶度越大。

ﻫ　　（3）分子间有氢键得液体,一般粘度较大，分子易缔合.

第七章固体得结构与性质

[学习指导]

　　１、晶体得特征：

有一定几何外形;有固定得熔点；各向异性。

ﻫ　　２、离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体得特征及性质（见表７-2）。

ﻫ　　3、三种典型得A—Ｂ型离子晶体类型：

NaＣl型、ＣsCｌ型、ZnS型。

ﻫ　　4、晶格能（Ｕ）越大，该离子晶体越稳定。

　５、　金属键:

金属晶体中金属原子间得结合力。

ﻫ　　６、应用能带理论解释金属得物理性质与阐明导体、半导体及绝缘体得特性。

７、混合型晶体：

层状、链状。

ﻫ8、实际晶体点缺陷类型：

空穴、置换、间充。

９、实际晶体得键型变异.

　１0、离子得电子构型：

2e、８e、（9~１7e）、１８e、（1８+2）ｅ。

　　11、　离子极化

（1）离子极化力:

阳离子得电荷越多、半径越小，极化力越强；ﻫ　　　　　　　不同电子构型离子得极化力18e、（18+２）e、2e>（9~17e）>　8e。

（2）离子变形性：

离子半径越大,变形性越大。

　电子构型相同：

阴离子>阳离子

离子电荷相同、半径相近:

（18＋２）e、18e、（９~17e）〉>8ｅ电场强度（E）一定,极化率（α）越大,变形性越大。

ﻫ　　（３）　离子极化作用越强,键得极性越弱，晶体向配位数减小得构型转变,物质得溶解度降低。

ﻫ　12、固相反应得特点与重要影响因素（成核、扩散）.

第八章　配位化合物

［学习指导］

1、配合物：

由形成体与配体以配位键结合而成得复杂化合物。

ﻫ　　2、形成体：

在配合物中接受配体孤电子对得原子或离子。

ﻫ　　3、　配体：

在配合物中提供孤电子对得分子或离子。

　4、配位原子与配位个体:

配体中与形成体直接相连得原子称配位原子.由形成体结合一定数目得配体所形成得结构单元称配位个体。

ﻫ　５、配离子:

带电荷得配位个体。

　　6、　配位数：

在配位个体中与一个形成体成键得配位原子得总数称为该形成体得配位数。

ﻫ7、配合物价键理论要点：

（1）　形成体得杂化轨道与配位原子得某个孤电子对轨道相互重叠，形成配位键.

（2）形成体仅以最外层轨道杂化成键得配键称外轨配键；若形成体还使用了次外层轨道成键得配键称内轨配键。

ﻫ　　（3）形成体与配位数均相同得配合物，内轨型比外轨型得要稳定。

ﻫ　（4）μ=0得物质具有反磁性；μ〉0　得物质具有顺磁性。

　（5）　μ=ﻫ　8、与　

值越大,表示该配离子在水溶液中越稳定。

ﻫ　＝　ﻫ　9、得应用：

ﻫ

（1）计算配合物溶液中有关离子得浓度;ﻫ　

（2）　判断配离子之间以及与沉淀间转化得可能性；ﻫ　（3）计算由配离子组成电对得电极电势。

第九章元素概论

[学习指导］

　1.　┌普通元素ﻫ元素┤　　　　┌轻稀有元素

　　　　│　　│分散稀有元素ﻫ　　　　└　稀有元素┤高熔点稀有元素　　

　　　　　　　　│铂系元素ﻫ　　　　　　│稀土元素

　　　　　│放射性稀土元素ﻫ　　　　　└稀有气体

　　2．　

　　　　　　　　　　　┌气态──N2、O2等11种

　　　元素单质┌游离态┤液态──Hg、Br2

　　　存在形态┤　　　└固态──非金属单质、金属单质

　　　　　　　└化合态:

氧化物、卤化物、硫化物、碳酸盐、磷酸盐、硫酸盐、硅酸盐、硼酸盐等

　　3.单质物理性质递变规律ﻫ　　（１）熔、沸点:

主族──同周期两头低中间高;副族──一般较高；ﻫ　　（２）密度与硬度:

主族──两头小、中间大；副族──　一般较大；ﻫ　（3）导电性:

主族──周期表从左到右由导体→半导体→　非导体；　副族──易导电。

ﻫ　4.氢气得性质ﻫ氢气就是无色、无臭、无味得可燃气体。

熔、沸点极低,扩散性好,在水中溶解度很小，但可大量溶于镍、钯等金属中。

有还原性，加热时可与许多单质反应形成各类氢化物。

　　5．氢化物类型:

离子型、分子型、金属型。

ﻫ6．离子型氢化物得特征ﻫ离子型氢化物熔、沸点较高,熔融态能导电，受热或与水作用时放H2,还原性强。

第十章　碱金属与碱土金属元素

[学习指导]

1。

碱金属、碱土金属单质得熔、沸点较低，硬度较小。

最软得就是Cs。

ﻫ２.碱金属、碱土金属元素化合物以离子型为主。

Li、Bｅ得化合物具有一定得共价性。

ﻫ3．同族元素单质得标准电极电势自上往下逐渐减小，但Eθ（Li+/Li）＜Eθ（Ｃs+／Cs）。

ﻫ４．碱金属单质得化学活泼性比碱土金属单质得化学活泼性大。

5。

碱金属、碱土金属元素均能形成过氧化物与超氧化物.ﻫ　过氧化物与水或稀酸反应放出Ｈ２O２；ﻫ超氧化物与水或稀酸反应放出H2Ｏ２与O2;ﻫ　　过氧化物与超氧化物与ＣO2反应放出Ｏ2。

ﻫ6。

碱金属、碱土金属得氢氧化物ﻫ　

（1）酸碱性ﻫ（Ａ）除Be（OH）2为两性外，其它均为碱性;ﻫ　（B）同族元素氢氧化物自上而下碱性逐渐增强；ﻫ（C）同周期碱金属氢氧化物得碱性比碱土金属氢氧化物得碱性强.ﻫ

（2）溶解性

（Ａ）　碱金属氢氧化物除LｉOH溶解度较小外，其它易溶；

　（Ｂ）碱土金属氢氧化物溶解度比同周期碱金属氢氧化物得溶解度小,且自上而下逐渐减小。

ﻫ7。

盐类

（１）除BｅCl2为共价化合物外，其余均为离子晶体;ﻫ（２）　一般来说,碱金属、碱土金属得盐具有较高得热稳定性；ﻫ　（3）碱金属盐一般易溶,碱土金属盐:

Be盐易溶；Ｍg盐部分易溶；Cａ盐、Sr盐、Ｂa盐一般难溶

第十一章卤素与氧族元素

［学习指导］

1．卤素单质得熔点、沸点、气化焓、密度随原子序数增大而增大；其颜色随原子序数增大而加深。

ﻫ2．　溶液　　　　　　　　颜色ﻫ　溴溶液　　　黄色　──→棕红色ﻫ　碘溶液（水中）　　　　　　黄色──→红棕色ﻫ　　碘溶液（CS2、CCｌ４中）　　　　　紫色ﻫ3。

碘易溶于KI溶液中,因为生成了I２.

4.氧化性:

Ｆ2　>C1２〉Br２>I2;　还原性：

F—＜Cl—<Ｂr－

ＨF─→HCl─→HBr─→HI酸性、还原性逐渐增强;热稳定性逐渐减弱。

ﻫ6．HCｌO─→　HClO３─→ＨCｌＯ4酸性、热稳定性逐渐增强;氧化性逐渐减弱.ﻫ7。

Ｏ3分子中存在键；H202分子中有—Ｏ—O－基;Ｈ２SＯ4分子中存在（ｐ-d）π键。

8。

H2O２得主要性质

　（１）不稳定性──分解为O2与H2O；ﻫ　

（2）弱酸性；ﻫ　（3）　氧化性──被还原为H2O；

　（4）　还原性　──被氧化为O2.

9.H2S得主要性质ﻫ　　

（1）弱酸性;ﻫ　　

（2）还原性──　一般被氧化为S。

ﻫ１0.亚硫酸及其盐

（1）H2SＯ3为中强酸;ﻫ

（2）亚硫酸及其盐具有氧化还原性，但以还原性为主ﻫ还原性　──被氧化为SＯ4２－；氧化性──一般被还原为S。

ﻫ1１。

硫酸得主要性质ﻫ　

（1）吸水性与脱水性;ﻫ　　（２）　浓硫酸有氧化性　──　一般被还原为SＯ2。

12．K2S2Ｏ7可作熔矿剂。

ﻫ13。

硫代硫酸及其盐

（1）H2S2O3不稳定──分解为Ｈ2S与S;

（2）Ｎa２S2O3具有强还原性

　遇强氧化剂──被氧化为ＳO42-；遇弱氧化剂──被氧化为Ｓ４Ｏ62-.

第十二章氮族、碳族与硼族元素　

[学习指导］

1、惰性电子对效应.

２、　ＮH3得三类反应：

加合、取代、氧化。

３、　铵盐：

（1）固体铵盐得热分解规律

　　①非氧化性酸得铵盐NH3↑＋　相应酸或酸式盐；ﻫ　②　氧化性酸得铵盐不放NH3↑，主要放N２↑.

（2）NH4+得鉴定

4、　亚硝酸及其盐:

ﻫ　

（1）不稳定性（常用于鉴定ＮＯ2－）;

（2）氧化性：

　ＮＯ2—─→ＮO；ﻫ（3）还原性：

NＯ2—─→NO3-。

ﻫ５、　硝酸及其盐；　ﻫ

（1）　HNO3、NO3—得结构：

　除含有一般σ键外，HＮO３中还含有键,NＯ3-中还含有键；ﻫ

（2）HNＯ３得性质:

ﻫ　　①热不稳定性；ﻫ　②强氧化性：

与金属反应时，其还原产物与金属活泼性及硝酸浓度有关。

　（3）　硝酸盐得

　　热分解规律

活泼性强于Mg得金属硝酸盐─→亚硝酸盐+O2↑;

活泼性在Mg-Cu间得金属硝酸盐

　─→金属氧化物+NO2↑+O2↑;

活泼性小于Cu得金属硝酸盐─→金属单质+NO2↑+O2↑。

（4）NＯ3-得鉴定ﻫ6、磷酸及其盐:

ﻫ　

（1）　H3PO4为非挥发性、无氧化性得三元中强酸；

（2）正盐及两种酸式盐得溶解性、水溶液酸碱性;ﻫ（３）PO43－得鉴定ﻫ7、砷、锑、铋氧化物得其水合物及其盐得性质:

（1）氧化物得水合物酸碱性:

　　从As→Sb→Bi酸性↑,碱性↓

H3AsO3两性偏酸;

Sb（OH）3两性;

Bi（OH）3弱碱性。

（2）氧化还原性：

　As（Ⅲ）→Ｓb（Ⅲ）→Bｉ（Ⅲ）还原性↓；ﻫ　　　　Ａs（Ⅴ）→Sｂ（Ⅴ）→Bｉ（Ⅴ）氧化性↑，

　　　　　　　NａBiO3在酸性介质就是具有强氧化性。

　（３）M3+得盐及Ｍ３+、M5+得硫化物:

　　①M3+得水解性；

②硫化物得颜色及酸碱性、硫代酸盐

8、　碳酸及其盐ﻫ

（1）　碳酸为二元弱酸ﻫ　

（2）金属离子与可溶性碳酸盐反应规律

S（氢氧化物）<　S（碳酸盐）──氢氧化物↓ﻫ　S（氢氧化物）≈Ｓ（碳酸盐）──碱式碳酸盐↓

S（氢氧化物）　〉　S（碳酸盐）──碳酸盐↓ﻫ9、硅酸及其盐

（1）硅酸为二元难溶弱酸

（2）　硅酸盐大多难溶且有色

10、锡、铅重要化合物

　（１）Sn（OH）2、Ｐb（ＯＨ）2白色、两性ﻫ　

（2）Ｓn（Ⅱ）还原性：

被氧化产物

SnＣl２─→ＳnCｌ4；ﻫ　[Sn（OH）4]2－─→[Sn（OH）6］2-

PbO2氧化性,　─→还原产物Pb（Ⅱ）

（3）锡、铅硫化物颜色，　酸碱性;ﻫ　（4）SnS与Na2S2得反应

11、硼、铝重要化合物｝ﻫ　

（1）B2H６得结构：

分子中含有3ｃ－2e键,　价键结构式。

（2）Ａｌ2Cｌ6得结构：

分子中含有配位键，价键结构式。

　（3）　H3BO３为一元弱酸H3BO3+H2O［B（ＯH）4］-+H+ﻫ　（４）硼砂珠试验

　（5）矾得通式　　　（Ⅰ）

（Ⅲ）

　　　　　　　　　　　M

M（SO4）2·12H2O

12、对角关系ﻫ三对:

Li～Mｇ　Be～Al　　B～Sｉ

第十二章　氮族、碳族与硼族元素　

[学习指导］

1、惰性电子对效应.

2、NH3得三类反应：

　加合、取代、氧化。

ﻫ３、铵盐：

ﻫ　（１）固体铵盐得热分解规律

①非氧化性酸得铵盐NH3↑+相应酸或酸式盐；

　②　氧化性酸得铵盐不放NH3↑，主要放N2↑。

ﻫ

（2）NH4+得鉴定ﻫ４、　亚硝酸及其盐:

（1）不稳定性（常用于鉴定ＮO2—）；ﻫ

（2）氧化性：

NＯ２-─→NO；ﻫ　（3）还原性:

ＮＯ2－─→NＯ3—。

ﻫ5、硝酸及其盐；ﻫ

（1）　HNO3、NO3-得结构:

除含有一般σ键外，HＮO3中还含有键，ＮO３－中还含有键；

（2）HNＯ3得性质:

ﻫ　①热不稳定性；

　②　强氧化性：

与金属反应时,其还原产物与金属活泼性及硝酸浓度有关.

　（3）　硝酸盐得

　　热分解规律

活泼性强于Mg得金属硝酸盐─→亚硝酸盐+O2↑;

活泼性在Mg-Cu间得金属硝酸盐

　─→金属氧化物+NO2↑+O2↑;

活泼性小于Cu得金属硝酸盐─→金属单质+NO2↑+O2↑。

　（4）NＯ3-得鉴定

6、磷酸及其盐：

ﻫ（１）Ｈ３ＰO４为非挥发性、无氧化性得三元中强酸;ﻫ　（２）正盐及两种酸式盐得溶解性、水溶液酸碱性；ﻫ　（３）PO４3—得鉴定

7、