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完满版)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，可以有效的降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，简单放出质子，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，同各样类的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左向右依次加强如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO42）同一族中同各样类的含氧酸，其酸性自上而下依次减弱如：HClO>HBrO>HIO3）同一元素不一样样氧化态的含氧酸，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，并依照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）四类由于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，而不可以使用最简式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，以致其酸性增强，多酸的酸性比原来的酸性强二，含氧酸坚固性1，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸坚固如：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加而加强如：－－H4SiO4MnO4－，SeO42－>Cr2O72－3）同一元素不一样样氧化态的含氧酸中，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高升，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）中心原子联合电子的能力：若中心原子半径小，电负性大，获取电子的能力强，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加同一族元素，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惹起的2）含氧酸分子的坚固性：含氧酸的氧化态和分子的坚固性相关，一般来说，假如含氧酸分子中的中心原子R多变价，分子又不坚固，其氧化性越强坚固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相关，由于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说：①为什么浓酸的氧化性比稀酸强？由于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？由于含氧酸盐中Mn+反极化作用比H+弱，含氧酸盐比含氧酸坚固三，含氧酸盐的热坚固性规律1，同一盐及其酸坚固性序次是：正盐>酸式盐>酸如：Na2CO3>NaHCO3>H2CO32，同一酸根不一样样金属的含氧酸盐，热坚固性序次是：碱金属铵盐。

如：K2CO3>CaCO3>ZnCO3>(NH4)2CO3>碱土金属>过渡金属>3，同一酸根同族金属离子盐，热坚固性从上到下一次递加如：BeCO3>MgCO3>CaCO3>SrCO3>BaCO34，同一成酸元素其高氧化态含氧酸盐比廉价态坚固如：KClO4>KClO3>KClO2>KClO5，不一样样价态的同一金属离子的含氧酸盐，其廉价态比高价态坚固如：Hg2(NO3)2>Hg(NO3)26，酸不坚固，其盐也不坚固，酸越坚固，其盐也较坚固碳酸盐，硝酸盐，亚硫酸盐，卤酸盐的坚固性都较差，较易分解；硫酸盐，磷酸盐较坚固，其酸也较坚固，难分解这是由于金属离子的反极化作用越大，该盐的热坚固性就越差如：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，从上向下其实不是单一的直线式递变，而是表现起伏的“锯齿形”变化，关于p区元素，主假如指第二，第四，第六周期元素的正氧化态，特别是最高氧化态的化合物所表现的特别性1，第二周期p区元素的特别性1）N、O、F的含氢化合物简单形成氢键，离子性较强2）它们的最高配位数为4，而第3周期和此后几个周期的元素可以超出4。

3）多半有生成重键的特点与同族元素比较，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）失态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一样样于同族元素的特别性，影响到这些元素的单质和化合物的构造和性质2，第四周期p区元素的不规则性最突出的失态性质是最高氧化态化合物（如氧化物，含氧酸及其盐）的坚固性小，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，其余成增加了10个d电子，次外层构造是3s23p63d10，由于d电子障蔽核电荷能力比同层的s、p电子的要小，这就使从Ga→Br，最外层电子感觉到有效核电荷Z*比不插入10个d电子时要大，以致这些元素的原子半径和第三周期同族元素比较，增加幅度不大由原子半径惹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失态现象，即所谓“不规则性”最突出失态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）的坚固性小，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ⅥAH24的SeO氧化性比H2424－→Cl224和SO（稀）强，中等浓度的HSeO就能氧化Cl，而浓HSONaCl反应→HCl；ⅤAH2AsO4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以致第四周期p区元生性质不规则性的实质因素是由于第三周期过渡到第四周期，次外层电子从2s22p6变成3s23p63d10，第一次出现了d电子，以致有效核电荷Z*增加得多，使最外层的4s电子能级变低，比较坚固3，p区金属6S2电子的坚固性周期表中p区下方的金属元素，即第六周期的Tl，Pb，Bi，Po在化合物中的特点氧化态应依次为+Ⅲ，+Ⅳ，+Ⅴ和+Ⅵ，但这四种元素的氧化态表现失态，它们的低氧化态化合物,既Tl(Ⅰ)，Pb(Ⅱ)，Bi(Ⅲ)，Po(Ⅳ)的化合物最坚固长远以来,学者们认为这是由于这四种元素存在6S2惰性电子对之故，这类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，仅从构造上考虑主要有：从第四周期过渡到第五周期，原子的次外层构造相同，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，但倒数第三层电子构造发生改变，第一次出现了4f电子，由于f电子对核电荷的障蔽作用比d电子更小，以使有效电荷Z*也增加得多，6s2也变得坚固，所以第六周期p区元素和第五周期元素比较，又表现出一些特别性五，无机化合物的水解性无机物的水解是一类常有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），有时却又必定防范它的水解性质（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实质可见：MA溶于水后能否发生水解作用，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，明显金属离子或阴离子拥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，所以简单发生水解，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）电子层构造我们知道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，这类差异主假如电子层构造不一样样而惹起的。

Zn2+，Cd2+，Hg2+等离子是18e－离子，他们有较高的有效核电荷，所以极化作用强，简单使配位水发生水解而Ca2+，Sr2+和Ba2+等离子是8e－离子，它们拥有较低有效核电荷和较大的离子半径，极化作用较弱，不易使配位水发生疏解作用，即不易水解总之，离子的极化作用越强该离子在水中就越简单水解其余还可以看到非稀有气体构型（18e－，9-17e－，18+2e－）的金属离子，他们的盐都简单发生水解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，关于四氟化硅来讲：3SiF4+4H2O=44++2SiF62－这类差异是由于碳原子只能利用2s和2p轨道成键，这就使其HSiO+4H最大共价数限制在4，并阻截水分子中氧原子将电子对赏赐碳原子，所以碳的卤化物不水解但是硅不但有可利用的3s和3p轨道形成共价键，而且还有空的3d轨道，这样，当碰到水分子时，拥有空的3d轨。