软王– 第 1 页 共 30 页元素化学重点内容合集元素化学重点内容合集目目 录录元素化学通论元素化学通论..............................................2元素的存在元素的存在................................................8单质的制取单质的制取...............................................10颜颜 色色...................................................14鉴定与测定鉴定与测定...............................................18重要化合物的制取重要化合物的制取.........................................20特殊性质特殊性质.................................................23毒性物质及处理毒性物质及处理...........................................26无机化学命名中特定的词头的含义无机化学命名中特定的词头的含义...........................28软王– 第 2 页 共 30 页元素化学通论元素化学通论一，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>HIO3）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 ROn(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：H4SiO4MnO4－，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>HClO24）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>H3PO4H6TeO6，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软王– 第 3 页 共 30 页心原子 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 Mn+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 43）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,在酸性介软王– 第 4 页 共 30 页质中能将 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 CF4和 CCl4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：SiX4＋4H2O= H4SiO4＋4HX，对于四氟化硅来讲：3SiF4+4H2O= H4SiO4+4H++2SiF62－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。