【定义】由两种或两种以上的简单盐类组成的同晶型化合物，叫做复盐。

 【说明】

     1.复盐又叫重盐。复盐中含有大小相近、适合相同晶格的一些离子。例如，明矾（硫酸铝钾）是KAl（S0₄)₂·12H₂0，莫尔盐（硫酸亚铁铵）是(NH₄)₂Fe(S0₄)₂·6H₂0，铁钾矾（硫酸铁钾）是KFe(S0₄)₂·12H₂0。

    2.复盐溶于水时，电离出的离子，跟组成它的简单盐电离出的离子相同。例如，KAl(S0₄)₂=K⁺+A1³⁺+2SO₄^2-

    3.使两种简单盐的混合饱和溶液结晶，可以制得复盐。例如，使CuS0₄和(NH₄)₂S0₄的溶液混合结晶，能制得硫酸铜铵[(NH₄)₂S0₄ ·CuS0₄ ·6H₂0]。

    4.由两种不同的金属离子和一种酸根离子组成的盐。例如硫酸铝钾[KAl(SO₄)₂]，十二水合硫酸铝钾[KAl(SO₄)₂·12H₂O]俗称明矾。明矾也可用化学式K₂SO₄·Al₂(SO₄)₃·24H₂O表示，是无色晶体，溶于水完全电离产生三种离子，Al³⁺水解形成Al(OH)₃胶体，水溶液呈酸性。

 【结晶水合物】含有结晶水的固体物质，叫做结晶水合物。

 【定义】主要以共价键结合形成的化合物，叫做共价化合物。

 【说明】

    1.不同种非金属元素的原子结合形成的化合物（如CO₂、ClO₂、B₂H₆、BF₃、NCl₃等）和大多数有机化合物，都属于共价化合物。在共价化合物中，一般有独立的分子（有名符其实的分子式)。通常共价化合物的熔点、沸点较低,难溶于水，熔融状态下不导电，硬度较小。

    2.有些离子型化合物中也可能存在共价键结合。例如NaOH分子中既有离子键又有共价键。有些共价化合物中局部区域也可能包含离子键的成分，例如苯酚钠等。

【定义】阳、阴离子之间通过离子键结合而形成的化合物为离子化合物。

【说明】

1. 离子化合物的形成可以用电子式表示：如氯化铵形成的电子式为：

 【定义】含有过氧基（一O一O一)的化合物叫做过氧化物。

【定义】氢跟其它元素组成的二元化合物。例如氢化钠、硫化氢、硼烷等。

【说明】

按其结构大致可分成三种类型：

 【定义】由非金属元素组成的单质。非金属一般没有金属光泽，不是电和热的良导体，没有延性和展性。在通常情况下，非金属有的是固体，有的是气 体，只有溴是液体。非金属固体大多数是分子晶体，硬变小，熔点、沸点较低，但有的非金属固体属原子晶体，如金刚石、晶体硅等，它们的硬度大，熔点、沸点较 高。非金属元素的原子价电子较多，原子半径较小，在化学反应中倾向于得到电子。大多数非金属既具有氧化性，又具有还原性。金属与非金属没有严格界限，位于 周期表P区左上到右下对角线附近的元素，如硼、硅、锗、砷、锑、碲等既具有非金属的性质，又具有金属的性质，可把这些元素的单质称为准金属或半金属。

 【定义】由金属元素组成的单质。具有金属光泽、不透明、有延性和展性、有良好的传热性和导电性的一类物质。在金属晶体中有中性原子、阳离子和自由电子，金 属具有上述性质，都与晶体中存在自由电子有关。常温下除汞外，都以固态形式存在。化学性质一般表现较强的还原性，由于金属元素原子的价电子较少，原子半径 较大，在反应中容易失去价电子成为阳离子的缘故。工业上通常把金属分为黑色金属和有色金属两大类。有色金属又可分成轻金属、重金属、贵金属和稀有金属等。

【分类】

1、黑色金属：通常是指铁、铬、锰和铁的合金（主要指钢铁)。在各种金属中，铁在地壳中分布较集中，储量较丰富，开采和冶炼较多，价格也较廉。铸铁和钢的品种和 规格很多，它们是工业上最广泛应用的金属材料，在国民经济中占有极重要的地位。铬与锰主要应用于制合金钢。铁、铬、锰及其合金都不是黑色的，而钢铁表面经 常覆盖着一层黑色的四氧化三铁。这样分类，主要是从钢铁在国民经济中的重要地位出发的。

2、有色金属：通常是指除铁、铬、锰和铁的合金以外的其它金属。可分为四类：（1)重金属，如铜、锌、铅、镍等。（2)轻金属，如钠、钙、镁、铝等。（3)贵金属，如金、银、铂、铱等。（4)稀有金属，如锗、铍、镧、铀等。
a、重金属：一般是指密度在4.5克/厘米³以上的金属。例如铜、锌、钴、镍、钨、钼、锑、铋、铅、锡、汞等，过渡元素大都属于重金属。也有把密度在5克/厘米3以上的金属称为重金属的。
b、轻金属：一般是指密度在4.5克/厘米³以下的金属。例如钠、钾、镁、钙、铝等。周期系中第一、二主族均为轻金属。也有把密度在5克/厘米3以下的金属称为轻金属的。
c、贵金属：通常是指金、银和铂族金属（包括钌、铑、钯、锇、铱、铂)。这些金属在地壳中含量较少，不易开采，价格较贵，所以叫贵金属。这些金属对氧和其它试剂较稳定，金和银常用来制造装饰品和硬币。
d、稀有金属：通常是指自然界中含量较少，比较分散的金属。它们难于从原料中提取，在工业上制备及应用较晚。稀有金属和普通金属没有严格界限，某些稀有金属比 铜、汞、镉等金属还多。稀有金属在现代工业中具有重要的意义，往往把黑色金属、有色金属和稀有金属并列为三大类。稀有金属根据其在地壳中的分布状况及冶炼 方法，可分为六类：（1)稀有轻金属，如锂、铷、铯、铍、钛等。（2)稀有难熔金属，如钨、钼、铌、钽、铪、钒等。（3)稀有分散金属（或称稀散金属)， 如镓、铟、铊、锗等。（4)稀土金属，包括钪、钇和镧系元素。（5)稀有贵金属，指铂族元素。（6)稀有放射性金属：包括钋、钫、镭、锕、钍、镤、铀以及 从1940年以来陆续发现的十多种人造放射性元素。

【说明】
    1.金属具有特殊的金属光泽（对可见光强烈反射）、富有延性和展性，是电和热的良导体等性质。
    2.金属的上述特性都跟金属晶体里含有自由电子有关。在金属晶体中有中性原子、金属阳离子和自由电子。自由电子能在整个晶体中自由移动。
    ①当光线照射到金属表面时，自由电子吸收所有频率的可见光，然后很快发射出大部分所有频率的可见光，这就使绝大多数金属显出银白色或钢灰色的光泽。金属在 粉末状态时，晶体排列不规则，可见光吸收后难以发射出去，所以金属粉末一般呈暗灰色或黑色。少数金属如金、铝等，它们的粉末仍保持原有的颜色和光泽。
    ②自由电子在金属晶体里作不规则的运动，在外电场的作用下，自由电子会作定向移动，形成电流，这就是金属容易导电的原因。
    ⑧当金属的一部分受热时，受热部分的自由电子的能量增加，运动加剧，不断跟金属离子碰撞而交换能量，把热量从一部分传向整块金属，因而金属有良好的导热性。
    ④当金属受到外力作用时，金属晶体内某一层金属原子、离子跟另一层金属原子、离子发生相对滑动，由于自由电子的运动，各层间仍保持着金属键的作用力，所以金属具有良好的延展性。只有少数金属，如锑、铋、锰性质比较脆。
    3.金属在通常状况下，除汞是液体外，其余都是固体。导电、导热性最好的是银，延性铂最突出，展性金最优越，密度最大的是锇（在25℃是22. 57 g/cm³)，硬度铬最高，熔点最高的是钨(3410℃)。
    4.金属元素原子的价电子较少，在化学反应中容易失去电子，所以金属一般表现还原性。
    5.工业上常常把金属分为黑色金属和有色金属两大类。有又可分为轻金属、重金属、贵金属、稀有金属和半金属等类别。
    6.金属除铜、金、铂和铋等以游离态存在外，极大多数以化合态存在于自然界中。金属的矿物通常以氧化物或硫化物的形式存在，较少的氯化物、硫酸盐、碳酸 盐、硅酸盐等形式存在于自然界。业上常在高温下用碳、一氧化碳或氢气还原、电解水溶液或熔融盐、用活泼金属（如Al、Ca、Mg、Na)热还原等方法提炼金属。

 【混和物】由几种不同的单质或化合物通过机械混和而成的物质。混和物没有固定的组成，混和物中各成分仍保持各自原有的性质，可以利用混和物中所含各成分的不同物理性质进行分离，例如空气中所含的氮气、氧气、惰性气体等可利用它们的沸点不同而分离开来。

说明
    1.混合物跟化合物不一样，它没有固定的组成。混合物中各组分仍保持各自原有的性质。
    2.混合物中各组分之间可以均匀地分散（如溶液）或非均匀地分散（如浊液或固体混合物)，但互相不发生化学反应。由于不同组分之间相互吸引或排斥，可能影响混合物的整体特性。例如，由几种液体形成的混合物，总体积一般不等各种液体分体积的和。
    3.混合物能根据它所含各组分的物理性质（如溶解度、沸点、密度、磁性等）的不同，用物理方法（如结晶、升华、蒸馏、萃取等操作）加以分离。
    4.我国中学化学教材中长期把混合物写成混和物，把混合写成混和，现在已经改正。

 【定义】由不同种元素组成的纯净物。化合物具有固定的组成并具有一定的性质。化合物从成分上可分为有机物和无机物两大类，从构成化合物的化学键又可分为离子化合物和共价化合物两大类。

 【定义】由同种元素组成的纯净物。单质不可能再分解成两种或两种以上的不同物质。例如氧气（O₂)、磷（P₄)、铁（Fe)、银（Ag)等。单质和元素是两个不同的概念，元素是具有相同核电荷数的同一类原子的总称，元素以游离态存在时为单质，有些元素可以形成多种单质，例如碳元素可以形成金刚 石、石墨和无定形碳等多种单质。根据单质的不同性质，一般单质可分为金属和非金属两大类。

 【定义】由一种单质或一种化合物组成的物质。

    纯净物具有固定的组成、结构和性质，例如纯净的水无色透明、无味。密度是1克/毫升，熔点0℃， 沸点100℃。自然界里纯净物极少，根据生产和科学实验的要求，可按物质不同性质进行提纯。实际上绝对纯的物质是不存在的，凡含杂质的量不至于在生产和科 学实验过程中发生有害影响的物质，就当作纯净物，如作半导体材料的高纯硅，其纯度为99.999999999％，也不是完全纯净的。因此，纯净物一般是指 含杂质很少具有一定纯度的物质。

 许多物质从水溶液中形成晶体析出时，晶体里常结合一定数目的水分子。这样的水分子叫做结晶水。如胆矾（CuSO₄·5H₂O)中就含有结晶水。

    一般指中心原子获得电子显示氧化性的酸。如浓硫酸、硝酸、氯酸、高氯酸、高锰酸、重铬酸等，其中心原子在氧化-还原反应中容易获得电子而显示氧化性，可用作氧化剂。任何酸的水溶液中都不同程度地电离出H⁺，H⁺在一定条件下可获得电子而形成H₂，这也是酸的氧化性的表现，实质上是H⁺的一种性质。应该与酸的中心原子获得电子所呈现的氧化性区别开来。通常把盐酸、稀硫酸等称作为非氧化性酸。

【定义】在氧化-还原反应中失去电子（或电子对偏离)的反应物。在反应中还原剂中元素的化合价（或氧化数)升高。还原剂能还原其它物质而自身在反应中被氧化。

【说明】

1、还原剂能还原其他物质而自身被氧化。它失去电子后，自身的化合价(或氧化数)升高。

2、还原剂通常是指容易失去电子的物质，常见的有：

（1)活泼金属，如钠、钾、镁、铝、铁等。

（2)具有低化合价（氧化数)的金属离子，如Fe²⁺、Sn²⁺等。

（3)非金属离子，如I^-、S^2-等。

（4)含有低化合价（氧化数)元素的含氧化合物，如CO、SO₂、Na₂SO₃、Na₂S₂O₃、NaNO₂等。

3、根据还原剂失去电子的难易程度，可分为弱还原剂和强还原剂，定量地判断还原剂还原能力的大小，应根据该还原剂及其氧化产物所组成的氧化还原电对的标准电极电位E⁰值来确定，E⁰值越负，表明该还原剂的还原能力越强。

【定义】 盐是指一类金属离子或铵根离子与酸根离子或非金属离子结合的化合物。如NaCl、(NH₄)₂SO₄、Cu₂(OH)₂CO₃、KHCO₃等。在常温时，盐一般为晶体。它们在水中的溶解性各不相同，钾盐、钠盐、硝酸盐和铵盐很容易溶解；有些盐很难溶解，如AgCl和BaSO₄等。铵盐和碳酸盐、硝酸盐、亚硝酸盐、重铬酸盐、高锰酸盐等含氧酸的盐稳定性较差，受热时可以分解。大多数盐是强电解质，其水溶液或熔液能够导电。但有些盐(如HgCl₂)的水溶液几乎不导电，它在水溶液中主要以分子状态存在。根据组成的不同，盐可以分为无氧酸盐、含氧酸盐、正盐、酸式盐、碱式盐、复盐、络盐等。

【说明】

1.根据组成不同，盐可以分成正盐、酸式盐、碱式盐、复盐和 络盐等。既不含可以电离的氢原子,又不含氢氧根，这种盐叫正 盐。由金属离子和含有可以电离的氢原子的酸根所组成的盐,叫 做酸式盐，如NaHC03和NaH2P04。它们分别叫碳酸氢钠和磷 酸二氢钠。除金属离子和酸根以外，还含有一个或几个氢氧根， 这种盐叫碱式盐，如：Cu2(OH)2C03、Mg(OH)Cl、(BiO)Cl 和 (BiO)2C03。它们分别叫做碱式碳酸铜、碱式氯化镁、碱式氯化 铋(或氯化氧铋)和碱式碳酸铋(或碳酸氧化铋)。上述后面的f种 物质是碱式盐失水后的产物，如Bi(OH)2Cl失水后成(BiO)Cl。

2.在常温下，盐一般是晶体。大多数盐能溶于水,如钾盐、钠 盐、铵盐、硝酸盐等。

3.有些盐受热时容易分解,如铵盐、碳酸盐、硝酸盐、重铬酸 盐和高锰酸盐。但是盐都比相应的酸稳定，例如，就稳定性说， Na2C03>NaHC03>H2C03

4.大多数盐是电解质,它们的水溶液或在熔融状态下能够导 电。有些盐(如HgCl2)由于发生离子极化作用，键性从离子键转向共价键,它们的水溶液不导电。

   【苛性碱】碱金属氢氧化物的总称。一般指的是苛性钠（NaOH)和苛性钾（KOH)。由于它们对皮肤、羊毛、纸张、木材等具有强烈的腐蚀性而得名。

【碱】电解质电离时所生成的阴离子全部是氢氧根离子(OH^-)的化合物。例如NaOH、Ca(OH)₂、NH₃·H₂O等。能跟酸性氧化物或酸反应生成盐和水，碱的水溶液有涩味，可使紫色石蕊试液变蓝。根据碱的电离程度，可以分为强碱(如NaOH、Ca(OH)₂)和弱碱(如NH₃·H₂O)。根据碱电离时产生的氢氧根离子的数目可分为一元碱(如NaOH)、二元碱(如Ca(OH)₂)、多元碱(如Fe(OH)₃)等。此外，根据酸碱的质子理论和电子理论，还有质子碱和路易斯碱，因而使得“碱”这个概念包括的范围极为广泛，而且又赋予它新的含义。

【说明】
1.根据碱在水溶液中的电离程度,碱分成强碱和弱碱。能全 部电离的是强碱,包括碱金属和钙、锶、钡的氢氧化物；只能部分电离的是弱碱,其他的氢氧化物都是弱碱。

   【过氧酸】简称过酸。分子中含有过氧基(－O—O-)的酸。例如过硫酸H₂SO₅和过二硫酸H₂S₂O₈等。过氧酸可以看成是H₂O₂中的氢原子被酸根取代的产物。

【酸】电解质电离时所生成的阳离子全部是氢离子(H⁺)的化合物。它能和碱或碱性氧化物反应生成盐和水，能与某些金属反应生成盐和氢气，水溶液有酸味并能使指示剂变色，如紫色石蕊变红。根据酸分子中可被金属原子置换的氢原子数目，可分为一元酸(如HCl)、二元酸(如H₂SO₄)、多元酸(如H₃PO₄)等。根据酸在水溶液中产生氢离子程度的大小(即电离度的大小)，可分为强酸(如HCl、H₂SO₄、HNO₃、HClO₄等)和弱酸(如H₂CO₃、H₂S等)。根据酸根的组成成分又可分为含氧酸(如H₂SO₄)和无氧酸(如HCl)。此外，根据酸碱的质子理论和电子理论，还有质子酸和路易斯酸等，因而使得“酸”这个概念包括的范围极为广泛，而且又赋予它新的含义。

【说明】
1. H₃0⁺(水合氢离子)是H+和H₂0结合而成的。在书写电离方程式时,为了简便起见，通常仍以H⁺代替H₃0⁺ 。
2. 根据酸在水溶液中电离度的大小,酸分为强酸和弱酸。根据酸分子中可以电离的氢原子个数,酸分为一元酸(如HNO₃)、 二元酸(如H₂S0₄)和三元酸(如H₃P0₄)。根据酸中是否含氧,酸分为含氧酸和无氧酸。
3. 无氧酸称氢某酸。如HF叫氢氟酸,H₂S叫氢硫酸。在无氧酸中,HC1、HBr和HI是强酸，其余都是弱酸。简单含氧酸 通常叫某酸,如硫酸(H₂S0₄)、碳酸(H₂CO₃)。某一成酸元素如果能形成多种含氧酸,就按成酸元素的氧化数高低命名,如高氯酸 (HClO₄、氯酸(HC10₃)、亚氯酸(HC10₂)、次氯酸(HClO)。两个简单含氧酸缩去一分子水而形成的酸,叫做焦酸(或称一缩某酸、重酸)，例如，2H₂S0₄ = H₂S₂0₇(焦硫酸）+H₂0；2H₂Cr0₄=H₂Cr₂0₇(重铬酸）+H₂O
酸分子中的氢氧塞数等于成酸元素的氧化数,这种酸叫原某酸,如 原磷酸[P(OH)₅ 即 H₅PO₅],原硅酸[Si(OH)₄,即 H₄Si0₄]。一个正酸分子失去一分子水而形成的酸,叫做偏某酸,如偏磷酸 (HP0₃)、偏硅酸(H₂Si0₃)。含有过氧键(一0—O—)的酸叫过酸，如过一硫酸(H₂SO₅)，过二硫酸(H₂S₂O₈)。
4. 把含氧酸的化学式写成MOm(OH)n(M是非金属)，就 能根据m值判断常见含氧酸的强弱。

m=0,极弱酸，如硼酸(H₃B0₃)。 

m=1,弱酸,如亚硫酸(H₂S0₃)。 

m=2,强酸，如硫酸(H2S04)、硝酸(HN03)。 

m=3,极强酸,如高氯酸(HC104)。

5. 强酸在水溶液中完全电离；弱酸在水溶液中存在电离平衡 HA H+ + A-。
K=[H+][A-]/[HA]
电离平衡常数K随弱酸的浓度和温度不同，变化不大。
6. 定义2是根据酸碱质子理论对酸下的定义。
A  H+ +B
HC1= H++Cl-
H2PO4- H+ +HPO42-
NH4+  H+ +NH3
HC1、H2SO4叫分子酸，H2P04-、NH4+叫离子酸，A和B互为共轭酸碱对。

【定义】

氧元素跟其它元素形成的二元化合物。如氧化钙、二氧化硫、一氧化氮等。氧化物可分为不成盐氧化物(如一氧化碳、一氧化氮等)和成盐氧化物 两类，后者又分为碱性氧化物(如氧化钙)、两性氧化物(如氧化铝)和酸性氧化物(如二氧化碳)。此外还有过氧化物、超氧化物、臭氧化物等。同一种元素往往 有几种不同价态的氧化物，如SO₂和SO₃；FeO、Fe₂O₃和Fe₃O₄等。有时氧化物的含义更广泛，不限于含氧元素的二元化合物，如多元氧化物(如NiFe₂O₄)和有机氧化物(如氧化乙烯C₂H₄O₂，即环氧乙烷)等。

【分类】

1、不成盐氧化物：又称惰性氧化物或中性氧化物。是既不能跟酸起反应，又不能跟碱起反应的氧化物，如CO和NO等。

2、碱性氧化物：能跟酸起反应，生成盐和水的氧化物。金属氧化物大多数是碱性氧化物，如氧化钙、氧化铜等。碱性氧化物对应的水化物是碱，例如CaO对应的水化物是Ca(OH)₂，CuO对应的水化物是Cu(OH)₂等，多数碱性氧化物不能直接跟水化合，有些碱性氧化物如CaO能跟水化合生成碱。CaO＋H₂O=Ca(OH)₂，碱性氧化物一般由金属直接氧化或难溶性碱、含氧酸盐受热分解制得。

3、两性氧化物：既能跟酸起反应生成盐和水，又能跟碱起反应生成盐和水的氧化物。例如氧化铝、氧化锌等，某些过渡元素的中间价态的氧化物，如Cr₂O₃和Mn₂O₃等也是两性氧化物。两性氧化物对应的水化物是两性氢氧化物。

4、酸性氧化物：能跟碱起反应，生成盐和水的氧化物。非金属氧化物多数是酸性氧化物，某些过渡元素的高价氧化物(如CrO₃、Mn₂O₇等)也是酸性氧化物。酸性氧化物也叫酸酐，例如SO₃叫硫酐，CO₂叫碳酐。酸性氧化物对应的水化物是含氧酸，如SO₃对应的水化物是H₂SO₄，CO₂对应的水化物是H₂CO₃，SiO₂对应的水化物是H₂SiO₃等。酸性氧化物多数能跟水直接化合生成含氧酸，少数酸性氧化物(如SiO₂)不能直接跟水反应。酸性氧化物一般由非金属直接氧化或含氧酸、含氧酸盐受热分解制得。

【说明】

1.除了有些稀有气体以外，实际上已制得所有元素的氧化物。根据不同的标准，氧化物有以下几种分类。

(1)按酸碱性分，一般分酸性氧化物(如三氧化硫)、碱性氧化物(如氧化钠)、两性氧化物(如氧化铝)和不成盐氧化物(如一氧化氮)。

(2)按价键特征分，有离子型氧化物(如氧化钠)和共价型氧化物(如二氧化碳)。

(3)按晶体结构分，有无限三维晶格氧化物(如二氧化钛)、层状晶格氧化物(如三氧化钼)、链状晶格氧化物(如三氧化铬)和分子结构氧化物(如二氧化碳)。

2.同种元素往往有几种不同价态的氧化物，如SO₂和SO₃，As₂O₃和As₂O₅，FeO、Fe₂O₃和Fe₃O₄等。在Fe₃O₄中，Fe有两种不同的价态，一般把Fe₃O₄看作是FeO·Fe₂O₃，经x射线研究证明，它是一种铁(Ⅲ)酸盐，化学式是FeⅡFeⅢ[Fe₃Ⅲ4]。

3.有人认为氧化物是指氧跟电负性比氧小的元素所形成的二元化合物。从这个观点看，OF₂不属于氧化物，而属于氟化物。

4.氧化物中还有过氧化物(如过氧化钠、过氧化氢)和超氧化物(如超氧化钾KO₂)。过氧化物和超氧化物都具有强氧化性。

5.有时氧化物的含义比较广泛，如NiFe₂O₄、YVO₄、 Y₃Al₅O₁₂等叫混合氧化物或多元氧化物。还有一类叫有机氧化物，如C₂H₄O₂叫环氧乙烷或氧化乙烯、C₃H₆O叫环氧丙烷或氧化丙烯。

6.同周期元素的氧化物，随着原子序数的递增，碱性减弱而酸性增强。同族元素的氧化物，随着原子序数的递增，碱性增强而酸性减弱。同种元素形成不同价态的氧化物时，随着价态的递增，氧化物的酸性增强。

【定义】简称酐。含氧酸脱水后生成的氧化物或羧酸的分子间和分子内脱水缩合而产生的有机物，都叫做酸酐。例如三氧化硫SO₃为硫酐，可看作H₂SO₄分子缩去一个分子水而成；五氧化二磷(P₂O₅)为磷酐，可看作两个H₃PO₄分子缩去三个水分子而成；醋(酸)酐(CH₃CO)₂O，可以看作由两个醋酸CH₃COOH分子缩去一个分子水而成。酸性氧化物也叫酸酐，但酸酐不一定是氧化物，例如醋酐。

【说明】

1.SO₃、N₂O₅、P₂O₅分别是 H₂SO₄、HNO₃、H₃PO₄的酸酐，叫做硫酸酐(简称硫酐)、硝酸酐、磷酸酐。酸酐中的成酸元素跟对应水化物(即含氧酸)中的成酸元素，如SO₃和H₂SO₄，N₂O₅和HNO₃，它们的化合价相同。

2.通常酸酐跟水化合而生成对应的酸。

SO₃＋H₂O =H₂SO₄        N₂O₅＋H₂O=2HNO₃

个别酸酐不能跟水反应，如SiO₂不溶于水，但H₂SiO₃的酸酐仍是SiO₂

3.有时候酸酐跟水结合能生成几种酸，则该酸酐同时成为几种酸的酸酐。例如，P₂O₅跟不同数目的水分子结合，能生成偏磷酸(HPO₃)、磷酸(H₃PO₄)和焦磷酸(H₄P₂O₇)等。

4.大多数含氧酸的酸酐是非金属氧化物，但也有一些是金属氧化物。例如高锰酸(HMnO₄)的酸酐是Mn₂O₇，重铬酸(H₂Cr₂O₇)的酸酐是CrO₃。

5.有机酸酐不是氧化物，例如，乙酸酐是由乙酸分子间脱水而得到的。有的有机酸酐是由分子内缩水而得到的。通常用脱水剂(如P₂O₅、乙酸酐)跟羧酸共热而脱水来制有机酸酐。

 【无机物】是无机化合物的简称，通常指不含碳元素的化合物。但少数含碳的化合物，如一氧化碳、二氧化碳、碳酸盐、氰化物等也属无机物。无机物大致可以分为氧化物、碱、酸和盐四大类。

【定义】碱中的氢氧根离子部分被中和的产物，它是由金属阳离子、氢氧根离子和酸根阴离子组成的。例如碱式氯化镁[mg(OH)Cl]、碱式碳酸铜[Cu₂(OH)₂CO₃]。

【说明】

1、Na₂CO₃溶液加入铜盐溶液得到绿色Cu₂(OH)₂CO₃沉淀。自然界存在的Cu₂(OH)₂CO₃俗称孔雀绿。

2、碱式盐的溶解度一般不大，但溶于强酸，受热的分解，例如：

Cu₂(OH)₂CO₃==2CuO＋CO₂↑＋H₂O

【定义】酸中的氢离子部分被碱中和的产物，它是由金属阳离子(或铵根离子)和酸式酸根离子组成，例如KHSO₄、NaHCO₃、NH₄HCO₃等。

【说明】

1、大多数酸式盐的溶解度大于正盐，例如Ba(HCO₃)₂、Ca(H₂PO₄)₂在水中易溶而BaCO₃、Ca₃(PO₄)₂难溶。NaHCO₃在水中 的溶解度小于CO₂，往饱和的Na₂CO₃溶液中通入足量CO₂，便可析出NaHCO₃晶体。

2、酸式盐的水溶液不一定显酸性。KHSO₄在水中完全电离出 H⁺、K⁺、SO₄^2－；NaHCO₃溶液中，HCO₃^－离子既能电离产生H⁺，又能水解产生OH^-，由于水解趋势大于电离趋势，溶液呈弱碱性；NaH₂PO₄溶液，水解趋势小于电离趋势，溶液呈弱酸性；

3、弱酸酸式盐有两性，既能跟酸反应，又能跟碱反应。例如：

Ca(H₂PO₄)₂＋2Ca(OH)₂==Ca₃(PO₄)₂↓＋4H₂O

NaHCO₃＋HCl==NaCl＋H₂O＋CO₂↑

4、含氧酸的酸式盐，其热稳定性一般小于正盐，大于相应的酸，例如：CaCO₃＞ Ca(HCO₃)₂＞ H₂CO₃

5、常温酸式盐可由多元酸与适量的碱式盐反应生成，例如：

NaOH＋CO₂==NaHCO₃

NaCl固＋H₂SO₄浓==NaHSO₄＋HCl↑

Ca₃(PO₄)₂＋4H₃PO₄==3Ca(H₂PO₄)₂

 【正盐】金属阳离子(或铵离子)和酸根阴离子组成的化合物。正盐是酸跟碱完全反应(中和完全)的产物。例如，磷酸与氢氧化钠完全反应：

H3PO4+3NaOHNa3PO4+3H2O

若多元酸未被碱完全中和，则生成酸式盐：

H3PO4+NaOHNaH2PO4+H2O

H3PO4+2NaOHNa2HPO4+2H2O

多元碱未被酸完全中和，则生成碱式盐：

Mg(OH)2+HClMg(OH)Cl+H2O

由此可见，多元酸(或碱)与碱(或酸)反应生成的盐，究竟是正盐、酸式盐，还是碱式盐，取决于反应物的物质的量之间的比值。参看酸式盐、碱式盐。

【两性氢氧化物】既能跟酸反应，又能跟碱反应，分别生成盐和水的氢氧化物，例如Al(OH)₃和Zn(OH)₂。两性金属氢氧化物都难溶于水。Al(OH)₃ 溶于盐酸生成铝盐，溶于NaOH溶液生成偏铝酸盐。

Al(OH)₃＋3HCl=AlCl₃＋3H₂O

Al(OH)₃＋NaOH=NaAlO₂＋2H₂O

氢氧化物的两性是由它既能进行酸式电离，又能进行碱式电离决定的，例如Al(OH)₃在水中：

AlO₂^－ ＋H^＋ ＋H₂OAl(OH)₃Al^3＋ ＋3OH^－

未溶的Al(OH)₃与两种电离产生的离子建立动态平衡。当加入盐酸时，平衡向右移动，Al(OH)₃继续溶解，发生碱式电离产生OHˉ，与盐酸中和生成AlCl₃和H₂O；当加入NaOH溶液时，平衡向左移动，Al(OH)₃也继续溶解，发生酸式电离产生H^＋ 与NaOH中和生成NaAlO₂和H₂O。Al(OH)₃是典型的两性氢氧化物，它的酸性和碱性都很弱。

两性氢氧化物表现酸性时，可写成酸的形式，例如H₃AlO₃、H₂ZnO₂。一些非金属氢氧化物以酸性为主，一般写酸的形式，例如亚砷酸(H₃AsO₃)。

 【络合物】含有络离子的一类复杂化合物，例如冰晶石Na₃[AlF₆]、硫酸四氨合铜(II)[Cu(NH₃)₄]SO₄、氢氧化二氨合银[Ag(NH₃)₂]OH等。上述络合物的化学式中，用方括号括起的部分叫络离子，是络合物的内界，方括号以外的部分是络合物的外界。络离子是由中心离子(或原子)和配位体以配位键结合而成。常见的中心离子是过渡元素离子如Fe²⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Ag⁺、Hg²⁺等；常见的配位体有F^-、Cl^-、C_n^-、SCN^-离子和NH₃·H₂O等分子。它们之间容易形成络离子如[Fe(SCN)]²⁺、[Ag(NH₃)₂]⁺、[Cu(H₂O)₄]²⁺等。络合物的内界与外界以离子键结合，络合物溶于水时，完全电离产生络离子：[Ag(NH₃)₂]OH[Ag(NH₃)₂]⁺＋2OH^-

络离子比较稳定，在水溶液中部分电离。

[Ag(NH₃)₂]⁺Ag⁺＋2NH₃

络合物普遍存在。例如人体中的血红素是Fe³⁺的络合物，植物体内的叶绿素是Mg²⁺的络合物。络合物广泛应用于工农业生产和科学技术，例如金的提取、电镀、照相技术，离子的鉴定和测定等。络合物，现称为配位化合物，简称配合物。

【同素异形体】(亦称同素异性体)同种元素组成的不同单质，例如石墨和金刚石、氧气和臭氧、白磷和红磷等。同素异形体的分子组成或晶体结构不同，它们的物理性质和化学性质有明显的区别，

    例如金刚石是由碳原子以共价键连接形成的正四面体空间网状结构的原子晶体；石墨是一种层状结构的过渡型晶体，层内碳 原子以共价键结合形成正六边形网状结构，层与层之间距离较大，相当于分子间力的作用。金刚石是硬度最大的物质，不能导电；而石墨的硬度较小，层之间可以相 对滑动，导电性好，化学性质较金刚石活泼。

    又如白磷和红磷，白磷是由正四面体结构的分子(P₄)组成，为白色腊状固体，有剧毒，易溶于CS₂，着火点低(40℃)，在空气中可自燃；红磷是较复杂的层状晶体，红色粉末，无毒，不溶于CS₂，着火点240℃。隔绝空气加热温度升至260℃时，白磷转变成红磷，红磷受热在416℃时先升华，蒸气冷却又变为白磷。

   O₂和O₃的分子组成不同，O₃是较O₂更活泼的氧化剂。

【当量】物质相互反应时，彼此所需相当的量。元素的当量是元素在化学反应中跟1.008份质量的氢或8.000份质量的氧相当的量。酸、碱、盐、氧化剂和还原剂的当量分别为：

【定义】分散相微粒的直径在1 -100nm之间的分散体系叫做胶体。〔也有一种观点认为,胶体是指微粒直径在l ~1000nm之间 的分散系统。
【说明】
1. 胶体的分散相和分散介质可以是气体、液体或固体。分散介质是气体的叫气溶胶(如烟、雾)，是液体的叫溶胶,是固体的叫固溶胶(如水晶、有色玻璃)。

2. 胶体中的微粒(一般指胶核)是许多分子的集合体,一般由 10³ _--10⁹个原子组成。例如，氢氧化铁的胶核是由几百万个氢氧化铁分子组成的集合体。有些高分子有机物的直径很大(如淀粉、 蛋白质)，达到胶体微粒的大小。这些物质溶于水(或其他溶剂)得到的溶液也有胶体的性质。例如，分子量为36000的胰岛素(球 状)分子的直径是4.Onm;分子量为42000的蛋白质(椭球)分子 的直径是11nm。高分子溶液的稳定性较好,常常叫亲液胶体。 前者稳定性较差常称为疏液胶体。

3. 胶体的结构分胶核、胶粒和胶团。以碘化银胶体为例，把碘化钾溶液加人硝酸银溶液中（当硝酸银过量时)，大量的碘化银形成胶体颗粒(称胶核)，它的表面有选择性地吸附跟它有共同组成的离子,这样使胶核成为带电粒子。在胶核周围又吸附带相反 电荷的离子,形成比较紧密的吸附层和比较松散的扩散层。胶团的结构示意如下：

胶体

4. 胶体有不同于溶液和浊液的一些特性,如有丁铎尔效应、 布朗运动、电泳等现象。

5. 制备胶体有多种方法。

①分散法就是用研磨、溶解、超声 波或电弧等方法把粗大物料分散研细。

②凝聚法就是把分子或离子聚集成胶体粒子。制淀粉溶胶属于分散法，制氢氧化铁溶胶、碘化银溶胶属于凝聚法。
6. 在宇宙、天文、气象、地理、生物、医学、农业和工业生产中都有胶体现象,都跟胶体化学的研究有关。

【定义】当溶胶凝聚后，胶体的微粒和分散介质凝聚在一起，形成不流动的冻状物，叫做凝胶。

【说明】

1.根据含水量的多少，凝胶可分为干凝胶和软胶（又称冻胶)。干凝胶中含水量小于固体量；软胶中含水量超过固体量（甚至可达95%以上)，如血凝胶、琼脂、肉冻、豆腐等。

2.根据机械性质，凝胶又可分为弹性凝胶、脆性凝胶和触变凝胶三种。脆性凝胶（如硅胶）失去或重新吸收水分时，形状和体积都不改变，但吸收水分后再不能重新变成溶胶（又叫不可逆凝胶)。弹性凝胶（如明胶）失去水分后，体积显著缩小，当重新新吸收水分时，体积膨胀，直到重新变成溶胶。触变凝胶（如氢氧化铁凝胶）受机械力作用时变为溶胶，没有机械力作用时再变成凝胶。弹性凝胶和触变凝胶又叫可逆凝胶。

【定义】又称胶体的凝聚。胶体的微粒在一定条件下发生聚集的现象叫做聚沉。

【说明】

1.引起胶体聚沉的因素（即破坏胶体稳定的条件）有多种，如升高温度、加入电解质、加带相反电荷的溶胶、光学作用和长期渗析等，其中最主要的是加入电解质。

2.升高温度能减弱胶粒对离子的吸附，破坏胶团的水化膜，使胶粒运动加快，增加胶粒间的碰撞机会，从而使胶粒聚沉。

3.加入电解质后，增加胶体溶液中的离子浓度，使胶粒吸附相反电荷，会减少或中和所带的电荷，削弱胶粒之间的静电斥力，使之因碰撞而聚沉。

4.加入带相反电荷的溶胶，如向带正电荷的氢氧化铁溶胶中加人带负电荷的三硫化二砷溶胶。由于胶粒的电荷被中和，两种溶胶都发生聚沉。

5.研究胶体的聚沉现象有应用价值。例如，制肥皂（采用盐析）和豆腐、除尘和净水都是要求胶体发生聚沉；制墨水、涂料、胶体石墨等都要使胶体稳定，防止聚沉。研究江河三角洲形成和生命现象也跟胶体的聚沉有关。

【定义】

1.在外加直流电源的作用下，胶体微粒在分散介质里向阴极或阳极作定向移动，这种现象叫做电泳。

2.利用电泳现象使物质分离，这种技术也叫做电泳。

【说明】

1.胶体有电泳现象，证明胶体的微粒带有电荷。各种胶体微粒的本质不同，它们吸附的离子不同，所以带有不同的电荷。利用电泳可以确定胶体微粒的电性质，向阳极移动的胶粒带负电荷，向阴极移动的胶粒带正电荷。

2.一般来讲，金属氢氧化物、金属氧化物等胶体微粒吸附阳离子，带正电荷；非金属氧化物、非金属硫化物等胶体微粒吸附阴离子，带负电荷。因此，在电泳实验中，氢氧化铁胶体微粒向阴极移动，三硫化二砷胶体微粒向阳极移动。

3.利用电泳可以分离带不同电荷的溶胶。例如，陶瓷工业中用的粘土，往往带有氧化铁，要除去氧化铁，可以把粘土和水一起搅拌成悬浮液，由于粘土粒子带负电荷，氧化铁粒子带正电荷，通电后在阳极附近会聚集出很纯净的粘土。工厂除尘也用到电泳。

4.利用电泳还可以检出被分离物，在生化和临床诊断方面发挥重要作用。本世纪40年代末到50年代初相继发展利用支持物进行的电泳，如滤纸电泳，醋酸纤维素膜电泳、琼脂电泳；50年代末又出现淀粉凝胶电泳和聚丙烯酰胺凝胶电泳等。目前，电泳技术已广泛应用于分析化学、生物化学、临床化学、药理学、免疫学、微生物学、遗传学等科学中。

【定义】利用半透膜使胶体跟其中所含杂质（分子或离子）分离，叫做渗析。

【说明】

1.半透膜一般是动物的膀胱膜、肠衣、羊皮纸等。现在多用人工合成膜，如有不同膜孔的硝化纤维膜和醋酸纤维膜，微孔直径从几微米到零点几微米不等。溶胶中的小分子和离子能自由地通过半透膜的微孔，而直径较大的胶体粒子却不能通过半透膜的微孔。

2.用各种方法制得的溶胶往往含有很多电解质（杂质或反应产物)，其中只有一部分电解质跟胶体吸附的离子保持平衡。其余过量电解质的存在，会影响胶体的稳定性。

1861年，格雷姆(Thomas Graham，1805一1869)首先采用半透膜法纯化溶胶。溶胶中的小分子和离子能自由通过半透膜向溶剂中扩散，从而除去电解质。这种方法的缺点是一部分溶剂会进入溶胶，使它变稀，因此必须经常更换溶剂，才能使渗析进行彻底。

3.为了提高渗析的效率，现在发展有电渗析和超过滤。在电作用下渗析，加速从溶胶中除去电解质。在加压下渗析，可使固液分离，所得滤饼（溶胶）可立即分散在水中又变成溶胶。渗析可用于胶体的精制和核酸、蛋白质等高分子化合物的提纯。

【土壤胶体】土壤中呈胶体状态的物体。土壤胶体分有机胶体(如腐植质)、无机胶体(粘土矿物，如铝硅酸盐及铁、铝的含水氧化物等)、有机无机复合胶体三种。土壤胶体具有很大的表面积、在溶液中带有电荷，并有吸收、膨胀、收缩、分散、凝聚、粘结、粘着和可塑等特点。有机胶体吸收性较强，无机胶体则粘结性、可塑性较强，各种胶体在土壤中的存在量，对土壤性状和肥力都有很大影响。

【定义】表示电解质离解成自由离子的式子。

【说明】

1.强电解质(强碱、强酸和大部分盐类)在水溶液中完全电离。它的电离方程式用=或→表示。

NaOH=Na^＋ ＋OH^－ 或NaOH→Na^＋ ＋OH^－

2.硫酸是强电解质，一级电离完全，而二级电离不完全(K₂=1.2×10^－2 )，所以硫酸的电离方程式是

H₂SO₄=H^＋ ＋HSO₄^－

HSO₄^－ H^＋ ＋SO₄^2－

在中学化学教学中简化为H₂SO₄=2H^＋ ＋SO₄^2－

3. 弱电解质(弱酸、弱碱和个别盐类)在水溶液中仅部分电离，分子和离子之间存在电离平衡。所以电离方程式中常用表示。

例如，醋酸的电离方程式是:

CH₃COOHCH₃COO^－ ＋H^＋

4.在电离方程式中，阳离子带的正电荷总数和阴离子带的负电荷总数的绝对值相等。

5.电解质在水溶液中电离出的离子，都以水合离子的形式存在。例如，电离出的H^＋ 离子主要以H₃O^＋ ([H·H₂O]^＋ )等形式存在于水溶液中。由于不能确定水分子的数目，有时用符号H^＋ (aq)表不水合的氢离子。为了简便，在通常的电离方程式中仍然用简单离子符号书写，如H^＋ 、K^＋ 、Cl^－ 等。

6.在水溶液中，强电解质完全电离，用等号表示，例如：

弱电解质部分电离，存在电离平衡，用可逆号表示，例如：

多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步为主，例如：

多元弱碱的电离也是分步进行的，一般简化为一步，例如：

注意区别：①强酸的酸式盐和弱酸的酸式盐表示方法不同，例如：

②复盐和络盐表示方法不同，例如：

多数离子化合物在熔化时也能发生电离，表示方法如下：

【定义】弱电解质AB在水溶液里达成电离平衡后，溶液中电离出来的各种离子浓度的乘积([A+]×[B-] )跟溶液中未电离的分子浓度([AB])的比值，叫做该弱电解质的电离平衡常数，简称电离常数，用K_电离表示。

【说明】

1. 电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。K_电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。

2.通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。

3.多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的电离常数，通常用K₁、K₂、K₃等表示。它们的关系是K₁>K₂>K₃，一般都要相差10⁴-10⁵倍。

4.硫酸是强电解质，但它在水溶液中是分级电离的。它的K₂=1.20×10^-2，这是因为一级电离产生的H⁺因同离子效应而抑制二级电离，使平衡向重新结合成HS0₄^-方向移动，所以二级电离产生的H⁺浓度不大。

5.弱电解质在水溶液中存在电离平衡，跟化学平衡一样也可得到电离平衡常数，用Ki表示（弱酸的电离常数用Ka表示、弱碱的电离常数用Kb表示)。例如醋酸的电离平衡：

【定义】 在弱电解质溶液中，加入跟该电解质具有不同离子的强电解质，使弱电解质的电离度增大，这种现象叫做盐效应。

【说明】

1. 在0.1mo」/L HAc溶液中加入0.1mol/L NaCl溶液，氯化钠完全电离成Na⁺和Cl^-，使溶液中的离子总数骤增，离子之间的静电作用增强。这时Ac^-和H⁺被众多异号离子(Na⁺和Cl^-)包围，Ac^-跟H⁺结合成HAc的机会减少，使HAc的电离度增大（可从1.34%，增大到1.68%)。

2.在难溶电解质溶液中加入具有不同离子的可溶性强电解质后，使难溶电解质溶解度增大的效应，也叫做盐效应。

3.在弱电解质溶液中，加入其它强电解质盐时，使该弱电解质电离度增大的效应。例如0.1mol/l的醋酸溶液，醋酸的电离度为1.33％，若加入氯化钠，使溶液中NaCl的浓度为0.1mol/l，此时醋酸的电离度为1.68％。这是因为加入不含相同离子的强电解质，增大了溶液中离子的总浓度，使溶液中离子之间的相互牵制作用增强，离子结合为分子的机会减少，降低了分子化的速度，电离平衡向电离方向移动的结果。

 【定义】 在一定温度下，难溶电解质在它的饱和溶液中达成溶解平衡时，离子浓度（严格说应为离子活度）的幂乘积，叫溶度积，习惯上用Ksp表示。例如

    MmNn(固体)mMⁿ⁺+nN^m- ，

    则有

    K_sp==[Mⁿ⁺]^m[N^m-]ⁿ。

    溶度积数值的大小表示电解质在溶剂中的溶解能力。

  【说明】

1. 在一定温度下，一种物质的K_sp是常数。例如在25℃，K_sp(AgCl) =1. 56 X 10^-10 ,K_sp(CaC0₃) =8. 7 X 10^-9。

2.难溶电解质在溶剂中，当溶解和沉淀的速率相等时，便在固体和溶液中离子间达成动态平衡，这时的溶液是饱和溶液。根据平衡移动原理，可以得到

    (1)当[Mⁿ⁺]^m[N^m-]ⁿ>Ksp时，溶液呈过饱和状态，将析出沉淀。

    (2)当[Mⁿ⁺]^m[N^m-]ⁿ=Ksp时，溶液呈饱和状态，表面上看溶液中既没有沉淀析出，沉淀也不溶解。

    (3)当[Mⁿ⁺]^m[N^m-]ⁿ<Ksp时，溶液呈不饱和状态，存在于溶液中的沉淀将溶解。这三条规律合起来就叫溶度积原理。它是解决难溶电解质溶解问题的依据。

【定义】它是对强电解质溶液中离子浓度的校正。校正后的浓度叫做有效浓度，也叫做离子的活度。

【说明】

1.在强电解质溶液中，离子浓度大，离子间的距离很近，因此离子间有较强的静电作用，使离子自由移动受到限制。而且溶液中正离子附近负离子多一些，负离子附近正离子多一些，于是在一个离子的周围形成带异号电荷离子的包围圈，这个包围圈叫做离子氛。因而通电时这种有“牵挂”的离子在电场中的移动速度减小，离子的导电功能跟自由离子相比降低了。为此，人们提出有效浓度的概念，对离子浓度进行校正。离子的活度(a)跟离子的真实浓度(c)之间的关系是 

a=γ· c

式中是γ活度系数，γ<1，相当于因离子氛的存在而使离子的功能打折扣。

2.在弱电解质溶液中，浓度跟活度值十分接近，在精度要求不高的计算中，用离子的浓度就可以了。

 【定义】 在电场（外电场或离子本身电荷产生的）作用下，离子的电子云发生变化，产生偶极或使原来偶极增大，这种现象叫做离子的极化。

 【说明】

    1.离子间除有静电引力作用外，还有其他的作用力。阳离子一般半径较小，又带正电荷，它对相邻阴离子会起诱导作用而使它变形（极化作用）。阴离子一般半径较大，外围有较多负电荷，因而在电场作用下容易发生电子云变形（离子的变形性)。实际上，每个离子都有使相反离子变形的极化作用和本身被其他离子作用而发生变形的变形性双重性质。

    2. 电荷数大、半径小的阳离子有较强的极化作用。不同电子层结构的阳离子,极化作用的一般规律是：

离子极化

    3.具有18电子层和不规则电子层的离子，它们的变形性比半径相近的惰气型离子大得多。

    4.结构相同的离子，正电荷越多的阳离子变形性越小，电子层数越多的变形性越大。

    体积大的阴离子和18电子层或不规则电子层的少电荷阳离子（如Ag⁺、pb²⁺、Hg²⁺)最容易变形。

    最不容易变形的是半径小、电荷高的惰气型阳离子（如Be²⁺、Al³⁺、Si⁴⁺等)。

    5.离子极化对化学键有影响。阳、阴离子相互极化，使它们之间发生额外的吸引力。所以当两个离子更靠近时，有可能使两个离子的电子云互相重叠起来，趋向于生成极性较小的共价型键。键型的变化，必将影响化合物的性质。一般随极化程度的增强，物质的熔点、沸点降低，颜色逐次加深，在水中的溶解性减小。

离子极化

【定义】电解质溶解于水或受热熔化，离解出自由移动离子，这叫做电离。

【说明】

1.电解质的电离有两种情况：

（1)离子化合物的电解质（属于离子晶体)，它们是由阴、阳离子构成的。这些离子通过静电作用在空间按一定方式有规则地紧密排列。在固体中，这些离子不能自由移动，只能在自己的平衡位置附近作振动，所以固态的离子晶体在常温下不能导电。当受热熔化时，这些离子随着温度的升高而运动加快，克服离子电荷间的引力，产生能自由移动的离子，因而熔融的离子晶体能导电。当离子晶体溶解在水里时，在水分子的作用下发生异性取向吸引，阴、阳离子之间的引力削弱，最后晶格破坏，阴、阳离子分别跟水形成水合离子而进入溶液，成为能自由移动的离子，因此离子化合物的水溶液能导电。

(2)共价化合物的电解质（属于分子晶体)，如氯化氢、醋酸等，它们不含有离子，因此不论是固态还是液态，都不存在能自由移动的离子。只有当它们溶解于水时，在水分子的作用下才发生电离，生成能自由移动的水合阴离子和水合阳离子。例如，氯化氢在水溶液里全部电离成水合氢离子和水合氯离子。在水分子的作用下，醋酸分子只有部分电离，大部分醋酸分子仍以分子状态存在于溶液中。

【定义】在水溶液中全部电离的电解质叫做强电解质,部分电离的电解质叫做弱电解质。
【说明】
1. 强酸、强碱和绝大多数可溶性的盐在水溶液里都能全部电离，它们都是强电解质。弱酸、弱碱在水溶液里只能部分电离,它们都是弱电解质。
2. 从化合物结构来看,有典型离子键的化合物(如强碱和大部分盐类)，以及那些在水分子作用下能完全离子化的强极性键化合物(如硫酸、硝酸、盐酸等强酸)都属于强电解质。在水溶液里仅部分离子化的极性化合物(如醋酸、氢硫酸、氨水等弱酸、弱碱）和部分由共价键结合的盐类[如Pb(Ac)₂、HgCl₂、Hg(CN)₂]都属 于弱电解质。
3.由强极性键形成的分子不一定都是强电解质。例如,氟化氢是弱电解质。氢氟酸是相当弱的酸,在稀溶液中仅发生部分电离。
4.电解质的强弱不是绝对的。溶剂的性质能影响电解质的强弱。例如，氯化锂和碘化钾都是离子型晶体,在水溶液中它们是强电解质,而在醋酸或丙酮中却变成弱电解质。

【定义】能抵抗外加少量强酸、强碱或稀释的影响，而本身的pH值不发生显著变化的溶液。

【说明】

1、缓冲溶液有三种类型：弱酸及其盐（如HAc—NaAc)、弱碱及其盐（NH₃·H₂O—NH₄Cl)、多元弱酸盐及其对应的次级盐（NaH₂PO₄—Na₂HPO₄)，总之缓冲溶液由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成。

2、缓冲溶液具有缓冲能力的原因，以HAc—NaAc混和溶液为例：

HAc H⁺ + Ac^-

NaAc=Na⁺ + Ac^-
当加入少量酸时，体系中Ac^-与加入的H⁺结合成HAc分子，而体系中[H⁺]无明显增加，Ac^-为体系中抗酸部分；当加入少量碱时，体系中的HAc能与之中和，体系中[OH^-]亦无明显增加，HAc为体系中的抗碱部份。缓冲溶液的pH值（或pOH值)可按下式计算：

【中和滴定】又称酸碱滴定。利用已知浓度的酸(或碱)，通过滴定来测定未知浓度的碱(或酸)。进行中和滴定时，酸、碱的浓度一般都用摩尔浓度表示。

中和滴定的操作步骤是：

(1)做好滴定前的准备工作

①洗净滴定管；

②检查滴定管是否漏水；

③往滴定管里装标准溶液，将液面调至“0”刻度。

(2)滴定。以已知浓度的盐酸测定氢氧化钠浴液浓度为例。

①用移液管量取25毫升待测氢氧化钠溶液放入锥形瓶里，滴入几滴甲基橙指示剂。振荡锥形瓶使溶液充分混合，这时溶液呈黄色。

②把锥形瓶放在酸式滴定管的下面，瓶下垫一白瓷板或一张白纸。右手拿住锥形瓶，左手小心地旋转酸滴定管的旋塞使酸滴下，边滴边摇动锥形瓶(向一个方向作圆周转动)，直到加入一滴酸后溶液颜色从黄色变为橙色，静置半分钟颜色不再变化，这就表示已到达滴定终点。

③读取滴定管液面所在刻度的数值，记录。

④将锥形瓶里的溶液倒掉，用自来水冲洗干净最后用蒸馏水淋洗一次。按上述滴定方法重复两次，记录每次滴定所用酸液的体积数。

⑤求出三次滴定数据的平均值，用以计算待测氢氧化钠溶液的摩尔浓度。

如果是用已知浓度的氢氧化钠溶液测定盐酸的浓度，要先用移液管量取盐酸放入锥形瓶里，加入2滴酚酞指示剂。把氢氧化钠溶液注入碱式滴定管里进行滴定。滴定三次后用平均值计算出盐酸的摩尔浓度。

【定义】弱电解质在溶液中达电离平衡时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子数的百分数称为该电解质的电离度，用α表示：

【定义】多数弱电解质为含有较弱极性键的共价化合物，溶解后，受到水分子的作用，只有部分分子发生电离；同时，电离出的阴阳离子在水中碰撞时，又能重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的，在一定条件下，分子的电离和离子结合成分子的速度相等，称作电离平衡。

【盐类的水解】在溶液中，盐电离出的离子跟水电离出的H⁺或OH^-生成弱电解质的反应。

说明：

1、盐类水解的必要条件是：必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。因此，强酸跟弱碱所生成的盐、强碱跟弱酸所生成的盐、弱碱跟弱酸所生成的盐都能水解，而强酸跟强碱所生成的盐不水解。酸越弱，越难电离，对应的酸根离子越易与H⁺结合成分子，因此酸根的水解越强烈；同理，碱越弱，对应的弱碱阳离子水解越强烈。综上所述，盐类水解的规律可概括为：遇“弱”水解，越“弱”水解越强烈。此外，弱酸跟弱碱所生成的盐，阴、阳离子均水解，二者互相促进，水解比较强烈。

2、盐类水解程度的大小主要由本身性质决定，同时受外界条件影响：①温度盐类的水解反应可看做是中和反应的逆反应，因此是吸热的，升温可促进水解。②浓度 加水稀释可促进水解。③溶液的pH值 盐类水解后，溶液多数显酸性或碱性，因此，加入酸、碱等可抑制或促进水解。④在溶液中，弱酸根离子和弱碱阳离子同时水解时，可互相促进。

3、盐类的水解对生产、生活、科研等有重要意义。例如：利用硫酸铝和碳酸氢钠的双水解，可生成二氧化碳，用做泡沫灭火剂；利用碳酸钠水解显碱性，用于洗涤油污(升温促进水解，热的纯碱溶液去污力更强)；利用氯化铁溶液滴入沸水中制备氢氧化铁胶体……。盐类水解有时会带来危害，应加以抑制或防止。例如，草木灰(主要成分K₂CO₃)与铵盐不能混合使用，否则碳酸根离子与铵根离子的水解相互促进，生成氨气，使氮肥失效。再如，某些强酸弱碱盐溶于水时，由于水解使溶液浑浊，配制溶液时，应先将固体盐溶于少量相应的酸抑制水解，再加水稀释至所需浓度。

【酸碱指示剂】在pH值不同范围内显示不同颜色的物质。用于指示中和滴定的终点和测定溶液的pH值范围等。它们一般为有机弱酸或有机弱碱。常用指示剂有酚酞、石蕊、甲基橙等。指示剂变色原理如下(HIn表示有机弱酸)：HInIn^- + H⁺

HIn和In^-颜色不同，当HIn的浓度大于In^-的浓度10倍时，溶液显HIn的颜色，反之显In^-的颜色，它们的浓度之比在0.1～10之间时，显二者的混合色。当溶液的pH值改变时，引起上述电离平衡的移动，可显示出不同颜色。指示剂显混合色的pH值范围，称为该种指示剂的变色范围。酚酞、石蕊、甲基橙在不同pH值范围内显示的颜色如下表：

【水溶液的pH值】用于表示水溶液酸碱度的数值。定义式为：pH=-lg[H⁺]

pH值越小，溶液酸性越强；pH值越大，溶液碱性越强。25℃时，pH值一般在0～14之间，pH值等于7时，溶液为中性。当H⁺的浓度大于1摩/升时，pH值为负数，一般不用pH值表示溶液的酸碱度，而直接用H⁺的浓度表示。

此外，OH^-浓度的负对数，称为水的pOH值，有以下关系：pOH=-lg[OHˉ] ，25℃时：pH+pOH=14

pH值的测定和控制对生产、生活、科研有重要意义。粗略测定溶液的pH值用pH值试纸，精确测定溶液的pH值用pH计。

【硫代硫酸钠】俗名海波或大苏打。化学式Na₂S₂O₃·5H₂O，式量248.18。无色透明，单斜晶体，密度1.729克/厘米3，在33℃以上的干燥空气里风化。易溶于水，水溶液呈弱碱性，不溶于乙醇。56℃时溶于结晶水中，100℃时失水，灼烧时分解为硫化钠及硫酸钠，跟强酸反应析出硫并放出二氧化硫。Na₂S₂O₃+H₂SO₄ =Na₂SO₄ +S↓+SO₂↑+H₂O ；其水溶液可溶解溴化银或氯化银。AgBr+2Na₂S₂O₃=Na₃[Ag(S₂O₃)₂]+NaBr 。因此，可用做照像的定影剂。海波有还原性，可用做去氯剂、媒染剂，还常用做分析试剂，如氧化-还原滴定剂。用亚硫酸钠溶液跟硫共煮后过滤、蒸发、结晶即得硫代硫酸钠晶体。

   硫代硫酸钠在中性、碱性溶液中很稳定，在酸性溶液中迅速分解。
          Na₂S₂O₃ + 2HCl 2NaCl + S↓ + SO₂↑ + H₂O
   硫代硫酸钠是一种中等强度的还原剂，与碘反应时，它被氧化为连四硫酸钠；与氯、溴等反应时被氧化为硫酸盐。因此，硫代硫酸钠可做为脱氯剂。
          2Na₂S₂O₃ + I₂ Na₂S₄O₆ + 2NaI
          Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O 2H₂SO₄ + 2NaCl + 6HCl

   硫代硫酸根有很强的配位能力
          2S₂O₃^2- + Ag⁺ [Ag(S₂O₃)₂]^3-
照相底片上未曝光的溴化银在定影液中即由于形成这个配离子而溶解。

【胶体粒子】指胶体中的分散相微粒，又称胶粒。以液溶胶的胶体粒子为例分析，胶粒由胶核和吸附层组成，如在KI过量时形成的AgI胶体，AgI是胶核；胶核吸附了I^-离子，I^-离子叫电位离子，溶液中的反号离子K⁺有一部分进入吸附层，称反离子；还有一部分反离子疏散地分布在胶粒周围形成扩散层，见下图：

【熟石膏】主要成分CaSO₄·H₂O，白色粉状固体。由生石膏CaSO₄·2H₂O，在150℃时脱水生成。熟石膏跟水混和成糊状逐渐硬化并膨胀，可用来制石膏塑像、模型、粉笔及医用石膏绷带等。

【石膏】又称生石膏，主要成分是CaSO₄·2H₂O。常见的硫酸盐矿物。系无色、白色、灰色、淡黄色、粉红色、透明或半透明的单斜晶体。有玻璃光泽，常为块状，纤维状或片状，完全解理，质脆、密度2.32克/厘米³、硬度2.0，微溶于水。细粒致密块状的称为雪花石膏。128℃失3/2H₂O，150℃脱水成熟石膏(CaSO₄·H₂O)，加热到500℃以上成无水石膏。用于制造硫酸，水泥，熟石膏，还用作制油漆，纸张的填料，制豆腐的凝结剂。中医用它做清热药，性大寒，味辛甘，可治高烧、烦渴、肺热喘嗽和胃火牙痛等。

【发烟硫酸】化学式H₂SO₄ ·xSO₃。将三氧化硫溶解在浓硫酸中所形成的溶液称为发烟硫酸。无色油状液体。其密度、熔点、沸点随着三氧化硫的含量不同而改变。通常以游离SO₃的含量未标明不同浓度的发烟硫酸，如40％发烟硫酸即表示在发烟硫酸中含有40％游离的SO₃。一般使用的有20％发烟硫酸，密度为1.9克/厘米³，熔点-11℃，沸点166.6℃。发烟硫酸暴露在空气中，挥发出来的SO₃，和空气中的水蒸气形成硫酸细小液滴而“发烟”。有吸水性、腐蚀性、脱水性，强氧化性。用作硝酸脱水剂、有机合成的磺化剂、有机硝化反应中的脱水剂。还用于精炼石油。

发烟硫酸

     单质磷有几种同素异形体，其中白磷或黄磷是白色或淡黄色腊状晶体，是由P₄分子组成的分子晶体，P₄分子是四面体构型。密度1.82克/厘米³，熔点44.1℃，沸点280℃，着火点40℃，有蒜臭气味，有剧毒，致死量为60～100毫克。难溶于水，易溶于二硫化碳，在气态和溶液中以P₄形式存在。

       白磷在潮湿空气中缓慢氧化，部分反应的能量以光能的形式释放出来，故在暗处可看到磷光。白磷在空气中经缓慢氧化，积蓄热量使温度达到着火点，引起自燃。白磷隔绝空气加热到400℃数小时可转化为红磷。

      红磷是暗红色粉末，是磷的一种稳定变体，无定形体。密度2.2克/厘米³，不溶于水和二硫化碳等一般溶剂，熔点590°(4355.9千帕——43大气压)，沸点200℃，着火点240℃。无毒。在416℃时红磷升华，它的蒸气冷却后变成白磷。在1.2×109千帕(12000大气压)和200℃时，白磷可转变成一种黑色同素异形体——黑磷，它有石墨状片层结构，呈铁灰色，有金属光泽，能导电，密度2.25～2.69克/厘米³，燃点490℃。白磷化性活动，红磷次之，黑磷化学活动性最差。磷的各种单质都能燃烧生成五氧化二磷；白磷、红磷都易与卤素化合，生成三卤化磷或五卤化磷。

       白磷溶于热浓碱液中生成磷化氢和次磷酸盐，如：P₄+3KOH+3H₂O=PH₃↑+3KH₂PO₂ ,

       白磷可跟金、银、铜、铅盐溶液反应。

       如：2P+5CuSO₄+8H₂O=5Cu+2H₃PO4+5H₂SO₄ ；11P+15CuSO₄+24H₂O=5Cu₃P+6H₃PO₄+15H₂SO₄

       白磷用于制磷酸、烟雾弹、杀鼠药等。红磷用于制火柴和农药等。1669年德国的布兰特从人尿蒸馏和干馏后的物质中制得白磷。自然界中磷以磷酸盐的形式存在，主要矿石有磷灰石。磷也构成生物体的重要元素，存在于细胞、骨骼、蛋白质中。工业上将磷酸钙、二氧化硅和焦炭混和在电炉中反应制得白磷。

    银白色或微红色有金属光泽的晶体，熔点271.4℃，沸点1560±5℃，蒸气分子中单原子分子和双原子分子处于平衡状态。主要氧化数-3、+1、+3、+5。质脆而硬，凝固时体积膨胀，膨胀率为3.3％。密度9.747克/厘米³。

     常温下在干燥空气中稳定，在潮湿空气中可被氧化。红热时燃烧呈蓝色火焰，生成黄色氧化物Bi₂O₃。常温下不跟水反应，红热时能被水蒸气缓慢氧化。铋粉可在氯气中自燃，加热时跟溴、碘、硫、硒直接化合生成三价化合物。不溶于稀盐酸和稀硫酸，溶于硝酸和浓硫酸生成三价铋盐。

     1753年英吉甫鲁瓦发现了铋。自然界中有游离态和化合态两种形式。主要矿物有辉铋矿、铋华等。在地壳中的丰度为2.0×10^-5%。主要用于制低熔点合金(熔点在45℃以上100℃以下)，在消防和电气工业上用作自动灭火装置和保险丝及焊锡。还用于制活字合金、医药等。由煅烧辉铋矿得三氧化二铋，再与碳共热还原得到铋。

    锑有几种同素异形体。通常最稳定的是灰锑，银白或银灰色菱形晶体，脆而硬，由液态凝固时体积膨胀，即有冷胀性，密度6.68克/厘米³，熔点 630.74℃，沸点1750℃，锑蒸气分子为Sb₄，导电性差。此外还有灰色的无定形锑，黄色的黄锑，黑色的黑锑等。

     锑化学性质不很活动。室温下不能被空气中氧气氧化，但能跟氟、氯、溴化合生成三价或五价卤化物。加热时可跟碘、硫化合。高温时燃烧显蓝色并生成Sb₄O₆。常温时不跟水反应，红热时跟水反应放出氢气。跟热硝酸反应，生成水合氧化锑：6Sb+10HNO₃+3xH₂O=3Sb₂O₅·xH₂O+10NO↑+5H₂O ,能溶于热的浓盐酸和硫酸生成氯化锑和硫酸锑。与强碱反应生成亚锑酸盐，主要用于制合金如印刷用的活字合金、硬质合金、巴氏合金。还用于制锑盐、医药、颜料及半导体材料等。古代已应用锑及其化合物。在自然界中有游离态和化合态两种形式存在，主要矿物有辉锑矿(Sb₂S₃)和方锑矿(Sb₂O₃)。

    在地壳中的丰度为1.0×10^-4％。用辉锑矿跟铁屑共热，或用三氧化二锑与碳共热都可还原出锑。

【雌黄】矿物名。化学成分为As₂S₃。单斜晶系，晶体常呈柱状。集合体呈短柱状，板状。柠檬黄色，有时微带浅褐色。有金刚光泽或珍珠光泽。质脆，解理完全。灼烧后发出强烈的蒜臭。用于提取三氧化二砷，制造玻璃、颜料等。

【雄黄】矿物名。化学成分为AsS，也称鸡冠石。单斜晶系，晶体为柱状，大多成块状集合体。多数为桔红色。半透明，晶面有金刚光泽。密度3.5克/厘米³。难溶于水。质脆，有毒。用于提炼砷，制取三氧化二砷。还用于制颜料、玻璃、焰火。中医药用为解毒、杀虫药，外用治癣疥恶疮、蛇虫咬伤；内服微量治惊痫、疮毒等。

【砒霜】别名亚砷酸酐，俗称砒霜，化学式As₂O₃，式量197.84。白色粉末，微溶于水。两性氧化物，溶于盐酸生成三氯化砷，溶于氢氧化钠和碳酸钠溶液生成亚砷酸钠。约193℃升华，剧毒，致死量约0.06克。用于制亚砷酸盐、医药、防腐剂。由砷燃烧制得。

       俗名砒。有三种同素异形体：黄色的α体、黑色的β体和灰色的γ体。室温下最稳定的是γ体，有明显的金属性质，硬而脆，密度 5.73克/厘米³，熔点817℃(2836.4千帕——28大气压)，613℃升华。气态分子组成为As₄(800℃)。

       游离态砷化性很活泼，在空气中加热至200℃时有荧光出现，在400℃时燃烧呈蓝色火焰，并形成白色的氧化砷烟(As₄O₆)，易与氟、氮化合，在加热时也易和大多数金属和非金属化合。不溶于水。能被硝酸或浓硫酸氧化生成砷酸，如：3As+5HNO₃+2H₂O=3H3AsO₄+5NO

       跟熔融氢氧化钠反应生成亚砷酸钠Na₃AsO₃并放出氢气。能溶于王水。砷及其化合物都有毒。砷在自然界分布很广，主要以化合态存在，少量以游离态存在。在地壳里丰度为5.0×10^-4％，重要矿物有毒砂FeAsS、雄黄As₂S₂、雌黄As₂S₃和白砷石As₂O₃等。1250年罗马的马格努斯用雄黄共热发现了砷。主要用途是与铅、铜、锌等制成合金，也用于制医药和杀虫剂以及半导体材料如砷化镓。由三氧化二砷跟碳反应制得。

【概述】化学式HN₃，式量43.03。无色有刺激性气味的液体，沸点35.8℃，熔点－80℃。是易爆物质，受到撞击立即爆炸、分解。2HN₃=3N₂＋H₂，稀溶液几乎不分解。HN₃为弱酸K_a=1.9×10^－5 。用稀硫酸与叠氮化钠反应可制得叠氮酸。而叠氮化钠可从下列反应制得： NaNH₂＋N₂O=NaN₃＋H₂O

【性质】

它是易爆物质，只要受到撞击就立即爆炸而分解。

2HN₃3N₂＋H₂ ;ΔrH^θ =－593.6KJ·mol^－1

因为HN₃的挥发性高，可用稀H₂SO₄与NaN₃作用制备HN₃：

NaN₃＋H₂SO₄NaHSO₄＋HN₃

NaN₃可从下面反应得到：

3NaNH₂＋NaNO₃NaN₃＋3NaOH ＋ NH₃

HN₃的水溶液为一元弱酸(K＝1.9×10^－5 )，它与碱或活泼金属作用生成叠氮化物。

HN₃＋NaOHNaN₃＋H₂O

2HN₃＋ZnZn(N₃)₂＋H₂

HN₃中N的氧化态为－1/3，所以它既显氧化性又显还原性。HN₃的水溶液会发生歧化分解。

HN₃＋H₂ONH₂OH ＋ N₂

活泼金属如碱金属和钡等的叠氮化物，加热时不爆炸，分解为氮和金属。

2NaN₃(s)2Na(l) ＋ 3N₂(g)

加热LiN₃则转变为氮化物。象Ag、Cu、Pb、Hg等的叠氮化物加热就发生爆炸，基于这一性质，Pb(N₃)₂和Hg(N₃)₂可做为雷管的起爆剂。

【概述】

别名肼，化学式NH₂—NH₂。无色油状液体，与水、乙醇互溶。熔点2℃，沸点113.5℃，有氨的气味，剧毒。联氨可看做是氨分子内的一个氢原子被氨基取代的衍生物。有碱性，可与无机酸反应生成盐。在水溶液中既显氧化性又显还原性。在酸性溶液中是强氧化剂。在强碱性溶液中是强还原剂。有强腐蚀性，可腐蚀玻璃、橡胶、软木等。有可燃性：N₂H₄(液)＋O₂(气)=N₂(气)＋2H₂O(液)；ΔH=－624千焦/摩尔 ，用作火箭燃料，医药原料，也常用作还原剂、显影剂。

【结构】

【亚硝酸】化学式HNO₂，式量47.02。是三价氮的含氧酸，酸酐为三氧化二氮。亚硝酸仅存在于稀溶液中，溶液显微蓝色。很不稳定，受热即分解为NO₂、NO和H₂O。是弱酸(略强于醋酸)。既有氧化性又有还原性。用于有机合成中伯胺的重氮化反应。可将等摩尔的NO₂和NO混和物通入冷水中制得。工业上用亚硝酸钠跟盐酸反应制得。

   当将等物质的量的NO和NO₂混合物溶解在冰水中或向亚硝酸盐的冷溶液中加酸时，生成亚硝酸：
          NO + NO₂ + H₂O 2HNO₂ 
          NaN0₂ + H₂SO₄ HNO₂ + NaHSO₄
   亚硝酸很不稳定，仅存在于冷的稀溶液中，微热甚至冷时便分解为NO、NO₂和H₂O。
   亚硝酸是一种弱酸，但比醋酸略强。
          HNO₂ H⁺ + NO₂^-     Ka=5×10^-4 (291K)
   在亚硝酸中，N的氧化数为+Ⅲ，处于中间状态，因此，它既可作氧化剂又可作还原剂，其氧化性比稀硝酸还强。无论在酸性还是碱性介质中，其氧化性都大于还原性，即亚硝酸的氧化性是主要的。

【氮气】无色无味气体，标准状况下密度1.2506克/升，液氮0.8081克/厘米³。沸点-195.8℃，熔点-209.86℃，难液化在水里溶解度很小，20℃时1体积水仅溶解0.0155体积N₂。空气溶入水的O₂比N₂多，升温使溶于水的空气逸出其含氧量高于普通空气。

氮元素是相当强的非金属，次于氟、氧、氯居第四位。N₂分子中N≡N键能很大，达949千焦/摩，不易解离为原子，而表现出稳定性和化学惰性。高温或放电条件下分子中化学键破坏而能与多种元素反应。如与H₂生成NH₃；与Mg、Ca、Sr、Ba生成氮化物Mg₃N₂、Ca₃N₂等；与O₂在电弧高温下少量反应生成NO，此反应吸热是O₂与其它物质化合时所罕见的。对碱金属只易与锂化合成氮化锂Li₃N，却不与其它碱金属直接反应。

主要用于合成氨以制化肥、硝酸、炸药、塑料等。N₂不支持呼吸而用于保存粮食、水果，以减缓代谢，使害虫缺氧死亡。N₂稳定而用做某些金属焊接时的保护气；于白炽灯内充入一定量Ar、N₂混合气能防止钨丝氧化和减慢挥发。液氮可达-196℃低温，用做深度致冷剂，医疗上用液氮冻掉疣瘤，科研上也常用液氮致冷。 
 

【氨气】无色气体，具特有的强烈刺激性气味。密度0.771克/升(标准状况)，比空气轻。沸点-33.35℃，高于同族氢化物PH₃、AsH₃，易液化。熔点-77.7℃。液氨密度0.7253克/厘米³，气化热大，达23.35千焦/摩，是常用的致冷剂。极易溶于水，20℃时1体积水能溶解702体积NH₃。充满NH₃的烧瓶做喷泉实验后得到的稀氨水约为0.045摩/升。用水吸收NH₃时要用“倒放漏斗”装置以防倒吸。液氨是极性分子，似水，可发生电离：

也能溶解一些无机盐如NH₄NO₃、AgI。空气中允许NH3最高含量规定为0.02毫克/升，若达0.5％则强烈刺激粘膜，引起眼睛和呼吸器官的症状。

氨气较为稳定，具碱性和弱还原性。常见反应如体现其碱性的加合，与水生成NH3·H2O，在溶液中有平衡关系：

属于NH₃的孤对电子与H⁺空轨道形成配位键的加合。此外NH3的孤对电子与某些物质形成配位键而使氨水能溶解AgCl、AgBr、AgOH、Ag2O生成

HCl相遇出白烟(微粒NH₄Cl)，可彼此互验。氨的弱还原性表现于如对O₂、

有：

4NH3+3O2(纯)2N2+6H2O

8NH₃+3Cl₂N₂+6NH₄Cl

氨气大量用于生产化肥：尿素CO(NH₂)₂、硫铵(NH₄)₂SO₄，硝铵NH₄NO₃等。生产纯碱用NH₃与NaCl、H₂O和CO₂反应，副产品是氯铵NH₄Cl化肥。氨还用于生产合成材料如聚氨酯塑料、丁腈橡胶，粘合剂，染料和一些药品和医药。氨氧化法可生产硝酸用于制造炸药和染料。10％的氨水可用于减轻皮肤上蚊虫叮咬的伤痛，其刺激气味可用于使处于麻醉状态和昏厥状态的人苏醒。

N₂+3H₂2NH₃；ΔH<0

最适条件是以铁触媒为催化剂在高温、高压下反应，温度400～550℃，过高则化学平衡强烈向左移动，过低则反应速度过慢，降低单位时间氨产量，此温度也是催化剂活性最强的温度范围。压强高平衡右移有利于NH₃的生成，但过高则给设备和技术条件造成困难，常以150～300兆帕为宜，过低则平衡右移微弱致使NH₃产量降低。工业上以空气、水、煤、天然气、石化产品等首先制得N₂、H₂，经严格提纯(防止催化剂中毒)，给N₂：H₂=1：3(体积)的混合气体施以高压，通入装有铁触媒的合成塔，在高压和400～550℃条件下反应，仅有部分N₂、H₂合成NH₃。再导出冷却分离出NH₃后将未反应的N₂、H₂循环使用，以提高原料利用率降低成本。若以焦炭、水、空气为原料时，理论上用于计算的关系式为3C～4NH₃。

【硝酸】无色液体，密度1.5027克/厘米³，熔点—42℃，沸点83℃，不断挥发出的蒸气有毒性和腐蚀性气味，易溶于水，属于挥发酸。常用者为68％溶液，无色，密度1.41克/厘米³，约相当于15摩/升。沸点120.5℃。93％HNO₃因溶入NO₂而呈黄至棕黄色，开盖则逸出棕色浓雾，叫发烟硝酸。应密闭保存于棕色玻璃塞瓶中，不可用无色试剂瓶和橡皮塞，以防见光分解，挥发和腐蚀橡皮。 

HNO₃具强酸性，强氧化性，浓硝酸能与除Au、Pt、Ta、Rh、Ir等很不活动金属外的所有金属反应。与冷浓HNO3呈钝态的金属有Fe、Al、Cr；生成可溶性硝酸盐与NO₂。(有时杂有NO)的有Cu、Ag、Hg等；生成含氧酸或氧化物的有Sn、Sb、W、Mo等。对非金属可把C、S、P氧化为CO、H₂SO₄、H₃PO₄。稀硝酸氧化性比浓硝酸弱。因浓度不同还原产物可出现NO、N₂O、铵盐等。个别杂有H₂。实际上还原产物是不单一的，只是以某种为主，如6～8摩/升HNO₃还原产物以NO为主。

硝酸不能与HI、H₂S、HBr、Fe²⁺、SO₂、亚硫酸盐等有明显还原性物质共存，因条件不同可将它们氧化为I₂或HIO₃、S或H₂SO₄、Br₂、Fe ³⁺ 、H₂SO₄、硫酸盐等。

在光、热条件下分解，也能与木屑、碎布等可燃性有机物反应甚至燃烧，或自燃。保存时应使用棕色玻璃寒瓶，远离火源和叮燃有机物。浓硝酸与浓盐酸以体积比1：3混合而成“王水”能溶解Au、Pt等，王水不稳定，要现用现配。

历史上曾用智利硝石与浓硫酸共热制取。现改用氨氧化法制取，其法以氨和空气为原料，用Pt—Rh合金网为催化剂在氧化炉中于800℃进行氧化反应，生成的NO在冷却时与O₂生NO₂，NO₂在吸收塔内用水吸收在过量空气中O₂的作用下转化为硝酸，最高浓度可达50％。制浓硝酸则把50％HNO₃与Mg(NO₃)₂或浓H₂SO₄蒸馏而得。主要生产阶段的反应为：

4NO+2O₂4NO₂

4NO₂+O₂+2H₂O4HNO₃（即有O₂时，计算时关系式为NH₃～HNO₃。）

硝酸厂尾气中氮的氧化物＞0.4％(体积)需用碱液吸收制成NaNO₂：NO+NO₂+NaOHNaNO₂+H₂O，否则，严重污染大气。

【概述】

皆为易溶于水的晶体，结晶水合物的颜色由阳离子而定，一般皆易溶于水。

常温下除AgNO₃等少数见光易分解外，其它都较稳定。其热分解产物与阳离子有关，可大致参照金属活动性分为：

Mg以前金属硝酸盐热分解成亚硝酸盐与O₂；

Mg～Cu间金属硝酸盐热分解产物为氧化物、O₂与NO₂；

位于Cu以后的产物则为单质、NO₂、O₂。

特殊情况如LiNO₃分解为Li₂O等而不是LiNO₂，Mn(NO₃)₂分解为MnO₂、NO₂不产生O₂。

加热时硝酸盐中＋5价的N氧化性显著，如黑火药中的KNO₃为氧化剂，在点燃时与C、S反应而爆发。

在溶液里硝酸盐的氧化性随加酸而增强，如FeSO₄与KNO₃混合并不氧化Fe^2＋ ，但加硫酸，则很快反应生成Fe^3＋ 使溶液变黄。初步检验硝酸盐的方法是，将待测液蒸发浓缩，加铜与浓硫酸共热若有棕红色NO₂气体产生，则原溶液中有硝酸根离子。

【性质】

硝酸盐大多是无色易溶于水的晶体，它的水溶液没有氧化性。硝酸盐在常温下是较稳定的，但在高温时固体硝酸盐会分解放出02而显氧化性。硝酸盐热分解的产物决定于盐的阳离子。碱金属和碱土金属的硝酸盐热分解放出O₂并生成相应的亚硝酸盐。电位顺序在Mg和Cu之间的金属所形成的硝酸盐热分解时生成相应的氧化物。电位顺序在铜以后的金属硝酸盐则分解为金属，例如；

2NaNO₃2NaNO₂＋O₂

2Pb(NO₃)₂2PbO ＋ 4NO₂＋O₂

2AgNO₃2Ag ＋ 2NO₂＋O₂

由于各种金属的亚硝酸盐和氧化物稳定性不同，所以加热分解的最后产物也不同。

【概述】NaNO₂，苍黄色或无色至白色晶体，熔点271℃，在320℃分解。极易溶于水，难溶于乙醇、乙醚。在空气中逐渐吸收O₂而转化为NaNO₃。所以要密闭保存。有毒性，施工防冻用“工业盐”主要成分是NaNO₂，要严格与食盐区别以防中毒。NaNO₂中的氮呈＋3价，属于中间价态，其溶液遇酸化的碘化钾淀粉则变蓝，说明亚硝酸根离子有氧化性；酸性高锰酸钾溶液遇到NaNO₂则紫色褪去，说明NaNO₂有还原性。NaNO₂主要用于防锈剂，化工原料和腌肉制品的添加剂。工业上可用铅与NaNO₃共热制取，也来自硝酸厂尾气处理(NO₂＋NO＋2NaOH==NaNO₂＋H₂O)的副产品。宜防潮密封保存。有强氧化性。跟硫、磷、有机物等摩擦或撞击可引起燃烧或爆炸。用做微量分析试剂、氧化剂、重氮化试剂、亚硝酸盐或亚硝基化合物的合成。大量用做防锈剂、印染、制取偶氮染料等。亚硝酸钠水溶液呈弱碱性，能从空气中吸取氧，使亚硝酸钠逐渐氧化成硝酸钠。

亚硝酸钠

【亚硝酸盐】

除了浅黄色的微溶盐AgNO₂外，一般亚硝酸盐易溶于水，水溶液是稳定的。亚硝酸盐，特别是碱金属和碱土金属的亚硝酸盐，都有很高的热稳定性。用粉末状金属铅、碳或铁在高温下还原固态硝酸盐，可得到亚硝酸盐，

Pb ＋ KNO₃KNO₂＋PbO

因亚硝酸盐中，氮原子的氧化态处于中间，因此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，氧化性是主要的；在碱性溶液中还原性是主要的，空气中的氧就能使NO₂^－ 氧化为NO₃^－ 。

例如，NO₂^－ 在酸性溶液中能将I^－ 氧化为单质碘，

2NO₂^－ ＋ 2I^－ ＋ 4H^＋ 2NO ＋ I₂＋2H₂O

这个反应可以定量地进行，能用于测定亚硝酸盐含量。用不同的还原剂，NO₂^－ 可被还原成NO、N₂O、·nH₂OH、N₂或NH₃。当遇到更强氧化剂如KMnO₄、Cl₂等，亚硝酸盐则是还原剂，被氧化为硝酸盐，

2MnO₄^－ ＋ 5NO₂^－ ＋ 6H^＋ 2Mn^2＋ ＋ 5NO₃^－ ＋ 3H₂O

Cl₂＋NO₂^－ ＋ H₂O2H^＋ ＋ 2Cl^－ ＋ NO₃^－

NO₂^－ 离子是一种很好的配体，在氧原子和氮原子上都有孤电子对，它们能分别与金属离子形成配位键(如M←NO₂和M←ONO)，如NO₂^－ 与钴盐能生成钴亚硝酸根配离子[CO(NO₂)₆]^3－ ，它与K^＋ 离子生成黄色K₃[CO(NO₂)₆]沉淀，此方法可用于检出K^＋ 离子。

与碱性物质的NaOH、NH₃等反应时，因碱量不同而生成正盐，一氢盐，二氢盐。

设na为H₃PO₄物质的量，nb为NaOH物质的量

则nb/na≤1，生成NaH₂PO₄，

1＜nb/na＜2，生成NaH₂PO₄与Na₂HPO₄混合物，

nb/na=2，生成Na₂HPO₄，

2＜nb/na＜3，生成NaH₂PO₄、Na₃PO₄混合物，

nb/na=3，生成Na₃PO₄。

上述反应另外产物为水。

磷酸主要用于钢管磷化、铝的阳极氧化、制取磷酸盐、生产青霉素时的酸碱度调节、食用酸性调味剂等。高纯磷酸用白磷燃烧产物P₂O₅与水反应制取，粗制品可用磷矿粉与硫酸反应制得。

磷酸

 【硫酸锌】化学式ZnSO₄，是常见的一种硫酸盐。无色或白色晶体，受热时未到熔化即于600℃分解为ZnO与SO₃，溶于水，常见的皓矾为七水合物ZnSO₄·7H₂O，无色晶体，易溶于水，280℃失水成无水物。

水溶液呈弱酸性(Zn²⁺水解)。与Na₂S溶液产生向色沉淀ZnS；与少量NaOH溶液生成白色胶状Zn(OH)₂沉淀，NaOH过量则溶为Na₂ZnO₂，是Zn(OH)₂两性的体现之一。

【硫酸钙】化学式为CaSO₄，无色晶体，熔点1450℃(单斜晶体)， 微溶于水。

生石膏CaSO₄· 2H₂O是天然矿物，为白、浅黄、浅粉红至灰色的透明或半透明的板状或纤维状晶体。性脆，128℃失1.5H₂O，163℃失2H₂O。

工业上将生石膏热至150℃脱水成熟石膏(烧石膏)CaSO₄·H₂O，或(CaSO₄)₂·H₂O，加水又转化为CaSO₄·2H₂O。据此可用于石膏绷带、制作石膏模型、粉笔、工艺品、建筑材料。

石膏还用为水泥调速剂以控制其硬化速度。油漆腻子、纸张填料也用到石膏，日常点豆腐可用它为凝结剂。农业上施用石膏以降低土壤的碱性。石膏矿与煤炭于高温可制得SO₂用于生产硫酸。

CaSO₄溶解度不大，其溶解度呈特殊的先升高后降低状况。如10℃溶解度为0.1928克/100克水(下同)，40℃为0.2097，100℃降至0.1619，使溶解硫酸钙的硬水在高压锅炉(可达400℃)中结垢，造成危害， 应于事前Na₂CO₃使CaSO₄转化为更难溶的CaCO₃沉淀而除去(使硬水软化)。

在大理石遇稀H₂SO₄时因生成微溶CaSO₄覆盖于大理石表面阻碍与酸的接触，使反应停止，故不能用稀H₂SO₄与大理石制取CO₂。

【定义】一种元素的平均原子质量对核素¹² C原子质量1/12 的比。也叫相对原子质量。一个原子的真实质量很小，例如一个 H原子的质量为 1. 6736×10^－24 克、一个 O原子的质量为 2.6561×10^－23 克，用克作单位使用很不方便。1960年，国际上统一以 C的1/12的质量(1.6606×10^－24 克)作为质量的标准，得到统一的各原子的相对质量，例如同位素 H的原子量为1.007825、同位素 C的原子量为12.0000。
【说明】
1.相对原子质量旧称原子量。相对原子质量是无量纲的,常用符号Ar表示。Ar(Cl) =35. 4527,表示氯元素的相对原子质量为 35.4527。
2.定义中的“平均原子质量”是对多核素元素而言的。平均原子质量是该元素的各种核素原子质量和丰度的乘积的和。例如，
^l H 1.007825U 99.985%
² H 2.0140u 0.015%
氢的平均原子质量=1. 007825uX99. 985%+ 2.0140uX0. 015%=1.00794u
氢的相对原子质量=1.00794u/12u=l. 00794 

3.相对原子质量是相对数值，比较的基准在历史上几经变更。1803年道尔顿以H的原子量1作为基准,发表第一张原子 量表。1826年柏齐利乌斯建议以O的原子量的1/100为基准。 后来以O的原子量的1/16为基准,这在化学史上沿用了较长时 间。1929年发现氧有三种同位素(¹⁶ O、¹⁷ O、¹⁸ O),看来以O原子 量的1/16为基准就不妥当了。这时，物理学界改用¹⁶ 0的1/16 为基准。1959年马陶赫建议以¹² C的1/12为基准的新标准。 1960年国际纯粹物理与应用物理学联合会，1961年国际纯粹化学 与应用化学联合会相继同意这一新标准,一直应用至今。

 【定义】原子核内质子数(Z)和中子数(N)的总和。
【说明】
1.质量数用符号A表示。质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N), 按规定，质量数写在元素符号的左上方,如¹²C、³⁵C1、¹⁸0等表示不同的核素。
2.质量数也是跟同位素质量(或称同位素量)接近的整数。 例如，³⁵C1的同位素质量是34. 96885u, 37C1的同位素质量是 36. 96590u,它们的近似值分别是35和37。所以它们的质量数分别是35和37。
3.原子核内的中子和质子统称核子，所以原子核内核子数的和就是该原子的质量数。对于放射性元素，用不同的质量数来表明不同的词位素,在放射化学和原子核物理学中既重要又简明可靠。

 【定义】
1.分子式中各原子的相对原子质量的总和就是相对分子质量。
2.物质的分子或特定单元的平均质量跟核素¹² C原子质量 的1/12的比，叫做相对分子质量。
【说明】
1.相对分子质量旧称分子量。相对分子质量没有量纲，常用符号Mr表示。例如,氯分子的相对分子质量Mr(C1₂) =35.4527X2=70.9054。
2.相对分子质量一般适用于以分子存在的物质。以离子或巨型分子(原子晶体)存在的物质常以化学式表示。化学式中各原子的相对原子质量的总和称为式量。

【定义】化学式中各原子的相对原子质量的总和叫做式量。例如，NaCl仅代表氯化钠晶体的化学式，根据NaCl计算得到氯化钠的式量是58.5。

【说明】式量可适用于以分子形式存在或不是以分子形式存在的所有物质,只要它有确切的化学式。相对分子质量只适用于以分子形式存在的物质。

 【定义】1摩物质具有的质量叫做摩尔质量。
【说明】
1.摩尔质量的符号是M，它的单位是千克每摩(kg/md)、克 每摩(g/mol)。
2.有确定化学组成的物质,它的摩尔质量是 M =10^—3 Mkg/mol=Mr g/mol
式中Mr是有确定化学组成的物质的相对分子质量(或式量)。例 如，氯气的摩尔质量是M(C1₂) =70. 9054X10^—3 kg/mol = 70. 9054g/mol 氢氧化钠的摩尔质量是M(NaOH) =40g/mol 非金属固体和金属的单质常用元素符号表示，所以它们的摩 尔质量在数值上等于相对原子质量(Ar)。例如,铁的摩尔质量是M(Fe) =56g/mol 同理,氢氧根离子的摩尔质量是M(OH-）=17g/mol
3.物质的量（n )、物质的质量(m)和摩尔质量( M )三者之间的关系是:M=m/n
4.假如在某一混合系统中,含有a、b、c …物质(化学式)，各 物质的量是n(a)、n(b), n(c)…，各自的摩尔质量是M(a)、M (b)、M(c)…,混合系统中的总质量是m，那么该混合系统中的物质的量(n)是 n=n(a) + n(b) +n(c) + …（mol), 其中，m=n(a) • M(a) + n(b)• M(b) + n(c)•M(c)+ … (g)
则该混合系统中的摩尔质量(M)是

M=m/n=[n(a) • M(a) + n(b)• M(b) + n(c)•M(c)+ …] (g)÷[n(a) + n(b) +n(c) + …]（mol),

例如，空气中0₂和N₂的物质的量的比是21: 79，求空气的摩尔质量M
解: M(空气)=(32×21+28×79)÷(21+79)= 29 (g/mol)

【定义】摩尔是一系统的物质的量,该系统中包含的基本单 元数等于0. 012kg¹²C的原子数,该数量就叫1摩尔。
【说明】
1.1971年第十四届国际计量大会决定；物质的量的单位摩尔是国际单位制的第七个基本单位。
2.摩尔的符号是mol。摩尔简称摩，一般情况下使用简称。 使用摩尔时,基本单元必须指明,如原子、分子、离子、电子等，或这些粒子的特定组合。对基本单元能用化学式表示的,一定要注明化学式，否则会造成混淆。例如lmol N₂、lmolN、lmol OH^-、 lmol Na2C03、lmolNa₂C0₃ • 10H₂0,还可以指 lmol C—H 键 等。
3.0.012kg¹²C中含有的碳原子数是阿佛加德罗常数。阿佛加德罗常数经实验测得,随着科学技术的发展,测得的数值会不断趋于精确，所以给摩尔下定义时不采用具体数值。一般情况下,阿佛加德罗常数取6.02×10²³/mol。
4.lmol ¹²C的质量是12g,所以lmol任何原子的质量，以克为单位,在数值上等于该元素原子的相对原子质量。例如， lmol O的质量是16g, lmol Fe的质量是56g。同样,lmol任何分子的质量，以克为单位,在数值上等于该物质分子的相对分子质量。例如，lmol H₂O的质量是1.8g, lmol CO₂的质量是44g。依此类推，lmol OH^—的质量是17g，lmol NaCl的质量是58.5g。

 【定义】
1.在标准状况下,1摩任何气体所占的体积都约是22.4升， 这叫做气体的摩尔体积。
2.在标准状况下(0°C和lOlkPa),1摩理想气体的体积叫做 气体摩尔体积。它的符号是Vm，数值是(0. 02241410 ±0.00000019)m³/mol 或(22.41410 士 0.00019)L/mol
【说明】
1. 1摩固态或液态物质的体积是各不相同的。摩尔体积的大小决定于微粒的大小和微粒间的距离。固体或液体的不同微粒,大小不一样，当然它们的摩尔体积不同。
2.气体分子的直径约是气体分子间平均距离的1/10,所以 气体分子的体积跟整个气体体积相比，可以忽略不计。在标准状 况下,不同气体分子间的平均距离几乎是相等的，所以1摩的任何气体(即分子数目相同的任何气体)在标准状况下所占的体积几乎相等。
3.只有理想气体(指分子本身的体积和分子间的作用力可忽略不计的气体)在标准状况下的气体体积才是（22. 41410 士0.00019) L/mol。通常的气体，它的气体摩尔体积只是接近 22. 4 L/mol。

 【定义】在相同的温度和相同的压强下，同体积的任何气体都 含有同数的分子,这就叫阿伏加德罗定律。
【说明】
1.这是意大利科学家阿伏加德罗(Amedeo Avogadro, 1776 一1856)在1811年提出的假说，后来为许多实验所证实,所以叫做阿伏加德罗定律。它在原子、分子学说的形成和原子量测定等方面都起过重要的历史作用。
2.在0℃、101KPa时,1mol氢气、氧气或氮气等都含有6.02 ×10²³个分子(阿伏加德罗常数)。
3.根据阿伏加德罗的假说,结合道尔顿的原子学说，就可以解释盖•吕萨克的气体化合体积比定律。例如,在同温同压下，2 体积氢气跟1体积氧气完全化合生成2体积的水蒸气， 根据阿伏加德罗的假说,可推知每个氢分子和氧分子都是由两个原子构成的。

 【定义】
1.lmol物质中所含的微粒数。
2.0. 012kg¹²C中所含的碳原子数。
【说明】
1.阿伏加德罗常数的符号是N_A，单位是每摩(mol^-1_），数值是N_A= (6. 0221367±0.0000036)×10²³/mol
2.阿伏加德罗常数由实验测定。它的测定精确度随着实验技术的发展而不断提髙。测定方法有电化学当量法、布朗运动法、 油滴法、X射线衍射法、黑体辐射法、光散射法等。这些方法的理论依据不同，但测定结果几乎一样,可见阿伏加德罗常数是客观存在的重要常数。例如，用含Ag⁺的溶液电解析出lmol的银,需 要通过96485.3C (库仑）的电量(此个值叫做法拉第常数F)。

已知每个电子的电荷是1.60217733×10^—19 C,则N_A= ( 96485.3C/mol)/(1.60217733×10^-19C)=6.022136×10²³/mol

【定义】由两种或几种不同的单质或化合物机械混合而成的物质，叫做混合物。

【定义】冶金工业上习惯把铁、铬、锰以及它们的合金(主要指合金钢 及钢铁)叫做黑色金属。实际上纯净的铁与铬都是银白色的，而锰是银灰色的。之所以把它们叫做黑色金属,是因为钢铁表面常覆 盖一层黑色的四氧化三铁,而锰和铬又主要应用于冶炼合金钢，所 以人们把铁、铬、锰以及它们的合金叫做黑色金属。另外,人们专门把这三种金属及其合金归成一类，而把其余所 有的金属及合金归成有色金属,这是因为钢铁在国民经济中占有极其重要的地位,是衡量一个国家国力的重要标志之一;它的产量 约占世界上金属总产量的95%。铬是所有金属中最硬的,又是难腐蚀的金属。人们常把铬接 进钢里,制成又硬又耐腐蚀的铬钢。铬钢是建造机械、枪炮筒、坦克和装甲、车等的好材料。在炼钢时掺人12%以上的铬,再掺进一定量的镍,可以炼成不锈钢。铬还是电镀时(俗称克罗米)的必用金属。在炼钢时掺人约13%的锰，可炼出坚硬、强軔的锰钢。人们用锰钢制造钢磨、滚珠轴承、推土机与掘土机的铲斗等易磨损部件。高锰钢还用来制造钢盔、坦克钢甲和穿甲弹的弹头等。近年来,大洋底下的锰结核引起人们的广泛兴趣。锰结核中 含锰高达50%,铁为27%。据估计,太平洋底约有1000亿吨猛结 核。我国是世界上取得锰结核开采资格的国家之一。新中国成立以后，我国的钢铁工业得到了飞速的发展,到 1993年为止我国的钢产量已超过8868万吨,是新中国成立以前 最高年产量(1943年90万吨)的近89倍，年产量已跃居为世界第二位。

 【有色金属】除黑色金属以外的所有金属叫做有色金属。有色金属及其合金是现代材料的重要组成部分，它跟能源、信息技术关系密切,是发展国民经济,实现四个现代化必不可少的基础材料。据估计， 铜、铝、铅、锌、镍、锡、金和银8种有色金属的世界年产量仅为钢产量的5%,而其产值达到钢昀50%。

 【重金属】它一般指密度大于4.5 g/cm³的金属，包括铜、铅、锌、镍、钴、 锡、锑、汞、镉、铋。如果把金属分成铁和非铁金属两大类,锰、铬也可归人重金属。

 【轻金属】它一般指密度小于4.5 g/cm³的金属,包括铝、镁、钠、钾、钙、 锶、钡。按冶金工业中有色金属的分类法，密度小于4.5 g/cm³的金属并不都归入轻金属,如锂、铷、铯、铍归入稀有金属（分属稀有轻金属)，钛归入稀有金属中的难熔金属。

 【贵金属】贵金属是有色金属中的一类，包括金、银和铂族金属(钼、钌、 铑、钯、锇、铱)共8种。这些金属在地壳里的丰度低,分布稀散,彼此互溶共生,富集、分离和提纯都较困难,价格较贵,所以得名为贵金属。

大量的银从冶炼铜、铅、锌的阳极泥中回收，金和铂族金属主 要从处理砂矿和矿脉中获得。我国的铂族金属主要从铜、镍、硫化共生矿中回收获得。

 【稀有金属】稀有金属通常指在地壳中含量较少或分布稀散的金属。它们 难以从原料中经济地提取，制取和使用得很少,因此得名为稀有金 属。近半个世纪以来，稀有金属的研究、生产和应用迅速发展,有 些稀有金属已经不“稀”,如钛在现代技术中的应用日益广泛、产量增多，所以有人也把它列人轻金属。

 【不成盐氧化物】不能跟酸起反应,又不能跟碱起反应而生成盐和水,这类氧化 物叫做不成盐氧化物。例如,NO、CO属于不成盐氧化物。一氧化碳能跟氢氧化钠起反应，生成甲酸的钠盐。

【定义】能跟碱起反应而生成盐和水,这种氧化物叫做酸性氧化物。

【定义】能跟酸起反应,生成盐和水,这种氧化物叫碱性氧化物。

【定义】能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水，这种氧化物叫做两性氧化物。

【定义】由一定数量的配体(阴离子或分子)通过配位键结合于中心离子(或中性原子)周围而形成的跟原来组分性质不同的分子 或离子,叫做配合物。

2.现以[Cu(NH3)4]S04为例说明配合物的组成。

配合物

【定义】
1. 它是带电的原子或原子团。
2. 它是由原子(包括原子团)或分子失去或得到电子后形成 的带电粒子。
【说明】
1. 原子失去电子后带正电荷,变成阳离子(或正离子)；得到电子后带负电荷,变成阴离子(或负离子)。带电的原子团如高锰 酸根离子(Mn0₄^-)、铜氨络离子{[Cu(NH₃)²⁺}等,后者用定义2就难以说明。
2. 简单离子有三个重要特征,它们对离子的性质有决定性的影响。
(1) 离子电荷  简单离子所带的电荷数,就是该元素的化合价。例如,Fe-2e-→Fe²⁺ , Fe²⁺带2个单位正电荷,铁的化合价是+ 2。Fe²⁺有还原性,而Fe³⁺有氧化性。
(2) 离子半径   测定离子化合物的核间距,可以算出离子的半径,如rI^-=216pm, rBr^-=195pm。I^-和Br^-有相同的最外电子层结构，但因rI^->rBr^- ，I^—容易失去电子，表现较强的还原性。
(3) 离子的电子层结构  离子的电子层结构有惰性气体构型 [如Na⁺ (2s²2p⁶), F^-(2s²2p⁶) ]、18电子构型[如Zn²⁺ (3s²3p⁶Sd¹⁰)、 Ag⁺ (4s²4p⁶4d¹⁰)]和不饱和构型[如 Pb²⁺ (6s²)、Fe²⁺ (3s²3p⁶3d⁶)] 三类
3. 离子一般存在于电解质溶液和离子化合物的熔融状态中。 在电弧、火焰或气体放电管中也能发现有简单离子或简单分子的离子。例如,在放电管或阴极射线中可以证明有H₂⁺

【定义】含Ca^2＋ 和Mg^2＋ 较多的水叫硬水。溶有少量或不含Ca^2＋ 、Mg^2＋ 的水，称为软水。水中含有Ca^2＋ 、Mg^2＋ 多少的程度，叫做水的硬度，它有一种规定的标准。通常把1升水里含有10毫克CaO(或相当于10毫克CaO)称为1度(以1°表示)。水的硬度在8°以下的称为软水，在8°以上的称为硬水。硬度大于30°的是最硬水。
【说明】

1.水中的Ca^2＋ 和Mg^2＋ 主要以酸式碳酸盐形式存在，这种硬水称为暂时硬水。当暂时硬水煮沸时，碳酸氢盐分解变成不溶性的碳酸钙和碳酸镁而除去，煮沸时间延长，碳酸镁发生水解，变成更难溶的氢氧化镁。这样，水里溶解的Ca^2＋ 、Mg^2＋ 相当一部分就以沉淀析出，从而使水的硬度降低，使硬水得以软化。

Ca(HCO₃)₂CaCO₃↓＋CO₂↑＋H₂O

Mg(HCO₃)₂MgCO₃↓＋CO₂↑＋H₂O

当继续加热煮沸时，少量溶于水的碳酸镁发生水解，生成更难溶的氢氧化镁：

MgCO₃＋H₂O Mg(OH)₂↓＋CO₂↑

2. 水中的Ca^2＋ 和Mg^2＋ 主要是以硫酸盐、硝酸盐和氯化物的形式存在，这种硬水叫做永久硬水。永久硬水煮沸时，Ca^2＋ 和Mg^2＋ 不会变成沉淀而除去。永久硬度不能用加热的方法软化。

3.天然水大多同时具有暂时硬度和永久硬度，因此水的硬度是泛指这两种硬度的总和。高硬度的水对生活和生产都有危害。它不适宜饮用，因为容易引起肠胃不舒适，还能诱发疾病；它也不利于洗涤，因为硬水中的Ca^2＋ 和Mg^2＋ 会跟肥皂中的硬脂酸钠作用，生成硬脂酸钙和硬脂酸镁沉淀，降低肥皂的去污能力，会造成肥皂的浪费，并使衣物丧失鲜艳的色泽。硬水用作锅炉用水，会生成水垢，附着在锅炉的受热面上，阻碍传热，多耗燃料，甚至局部过热，损毁锅炉，引起爆炸。因此锅炉用水一定要先将硬水软化。使硬水软化的方法是离子交换法(用磺化煤和离子交换树脂)。

 通常把少含或不含Ca²⁺、Mg²⁺的水叫软水。

 【定义】溶解(或称分散)于溶剂中的物质叫做溶质。

【说明】
溶质一般以分子、原子或离子形态均匀地分布于溶剂中。溶质微粒(如糖水中的蔗糖分子,氯化钠溶液中的氯离子和钠离子、 碘酒中的碘分子)的直径一般小于1 nm。

【定义】 能溶解其他物质的物质叫溶剂（旧名溶媒)。

【说明】

1、应用最广的溶剂是水。

2、溶剂分极性溶剂(高介电常数)和非极性溶剂(低介电常数)两类。最典型的极性溶剂是水,非极性溶剂如烃类。芳香烃(如苯)的溶解能力强于脂肪烃(如汽油)。

3、很多有机物[也作为溶剂使用，常称为有机溶剂，如醇、酯、醚、 酮和卤代烃。化学工业生产大量的有机溶剂,它们在涂料、塑料、 合成纤维、合成橡胶中有广泛的应用。

【定义】在一定条件下,未溶解的溶质和已溶解的溶质处于平衡状态，这样的状态叫做溶解平衡。
【说明】
1. 溶解平衡是动态平衡。一定条件下,在单位时间里溶质扩散到溶液里的分子(或离子)数等于回到固体表面的分子(或离子）数时(即溶解速度等于结晶速度)，这种状态叫做溶解平衡。 处于溶解平衡状态的溶液叫做饱和溶液。
2. 溶解平衡是有条件的、暂时的和相对的。当条件改变时, 如温度升條,在饱和溶液中加人溶剂时，原有的溶解平衡就被破坏。
3. 溶解平衡又是相平衡。含有未溶解固体溶质的饱和溶液， 整个体系里存在固-液两相平衡。溶解平衡也可以是气-液或液-液两相平衡。

【定义】
1. 在一定温度下,某物质在100 g溶剂里达到饱和状态(或称溶解平衡)时所溶解的克数,叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。
2. 在一定温度和压强下,物质在一定量的溶剂中每解的最大 量,叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。
【说明】
1. 溶解度和溶解性

溶解性是一种物质在另一种物质中的溶解能力,通常用易溶、可溶、微溶、难溶或不溶等粗略的概念来表示。溶解度是衡量物质在溶剂里溶解性大小的尺度，是溶解性的定量表示。溶解度常用符号S表示。

2. 溶解度的单位用g/100 g H₂0表示。例如20°C，在100g 水里最多溶解36 g NaCl,则氯化钠在25°C的溶解度是 36 g/100 g H20,可表示为S(NaCl) = 36 g/100 g H₂0。实际上溶解度是没有单位的相对比值,按法定计量单位,可用质量分数表 示。例如在 20°C, S(NaCl) =0.36。

3. 溶解度也可以用饱和溶液的浓度表示。例如，氯化钾在 20的溶解度是4.627 mol/1000 gH₂O(此浓度为质量摩尔浓 度)，即表示20°C在1000g水中最多可溶解4. 627mol的氯化钾。难溶物质的溶解度也可以用物质的量浓度(摩尔浓度)表示。 例如在25"C,氢氧化铁的物质的量浓度是0. 45μmol/L,即表示 1 L氢氧化铁饱和溶液里含0. 45μmol氢氧化铁。

4. 气体的溶解度有两种表示方法。(1)在一定温度下，气体的压强(或是该气体的分压,不包括水蒸气的压强)在101 kPa下， 溶解在1体积水里达到饱和状态时溶解的气体的体积(将非标准状况时气体的体积换算成标准状况时的体积数),就是这种气体在水里的溶解度。例如在0°C,氮气的溶解度是0.024,與是指在 0°C，1体积水里最多能溶解0.024体积的氮气。（2)在一定温度 下，气体的总压强是101 kPa (气体的分压加上当时水蒸气的压 强)时该气体在100 g水里溶解的克数。这种表示方法跟固体溶解度的通常表示方法一致。

5. 溶解度的大小踉溶质和溶剂的性质有关，还跟外界条件有关。多数固体物质的溶解度随温度的上升而增大,如氯化铵、硝酸钾。少数物质的溶解度受温度变化的影响很小，如氯化钠。含有 结晶水的硫酸钠(Na₂S0₄ • 10H₂O)的溶解度开始随温度的升高而增大，当达到一定温度(32.4°C)时,随温度的升高而减小(这时Na₂S0₄•10H₂0脱水成Na₂S0₄)。含有结晶水的氢氧化钙 [Ca(OH)₂•2H₂O]和醋酸钙[Ca(CH₃COO)₂•2H₂O]等物质的溶解度随温度的升高而减小。

气体的溶解度随温度的升高而减小,随压强的增大而增大。

【定义】物质在另一种物质中的溶解能力，叫做这种物质的溶解性。
【说明】
1. 物质的溶解性跟溶质和溶剂的本性有关。人们曾根据经验总结出“相似者相溶”的规则来描述物质的溶解规律。例如，食盐易溶于水而难溶于汽油，油脂难溶于水而易溶于汽油。
目前发现,这个规则不能概括许多事例。例如，甲醇和苯、水 和二甲基甲酰胺、苯胺和二乙基醚、聚苯乙烯和氯仿等组物质,虽 然它们的分子结构不相似,但在室温下都能互相混溶。又如,聚乙烯醇不溶于乙醇,醋酸纤维不溶于乙酸乙酯,聚丙烯腈不溶于丙烯腈,四氯化锡在苯中比在四氯化碳中更易溶解等。因此,人们根据分子的极性来估计物质的溶解性。这就是非极性溶质易溶于非极性溶剂,极性溶质易溶于极性溶剂；而非极性溶质较难溶解在极性溶剂中,极性溶质较难溶解在非极性溶剂中。
2. 溶解性通常用易溶、可溶、微溶、难溶或不溶等粗略概念表示。
通常把在室温(20°C)下溶解度大于10 g/100 g H₂0的物质 叫做易溶物质，溶解度在1-10 g/100 g H₂0之间的物质叫做可溶物质,溶解度在0. 01-1 g/100 g H₂O之间的物质叫做微溶物质,溶解度在0.01 g/100 g H₂O以下的物质叫做难溶物质。
3. 习惯上把难溶物质又叫做不溶物质。例如在20°C,碳酸钙的溶解度是0. 0013g/100g H₂0,它属于不溶物质。实际上溶解是绝对的,不溶解是相对的，绝对不溶解的物质是不存在的。

【定义】在一定温度和压强下,溶剂中所溶解的溶质已达到最大值，这种溶液叫故这种溶质在该溶剂中的饱和溶液。
【说明】
1. 在饱和溶液里,溶质的溶解速度等于溶质的结晶速度，溶液处于动态平衡状态。

2. 在一定温度和压强下，溶剂中溶解的溶质未达到最大值， 这种溶液叫做不饱和溶液。

3.各种物质的溶解性不同,在一定温度下,不同的溶质在溶剂中形成的饱和溶液,浓度差别很大。例如在20°C, 100 g水中最 多溶解0. 15 mg氯化银,虽然它是很稀的溶液，可这是氯化银的饱和溶液。同样在20°C, 100 g水中溶解140 g碘化钾,这时溶液的浓度是58. 3%，巳属于浓溶液了，但它还没有达到饱和[在 20°C，S(KI)=144g/100gH₂0]。因此,饱和溶液不一定是浓溶液,稀溶液不一定是不饱和溶液。

【定义】含有结晶水的固体物质,叫做水合物(曾用名：结晶水合物)。
【说明】
1. 结晶水合物中的水分子是以确定量存在的，如FeCl₃•6H₂0、FeS0₄•7H₂0、Ba(OH)₂•8H₂0 和 ZnS0₄•7 H₂0等。 因此,结晶水合物是纯净物。
2. 水合物中的水分子有各种结合方式。一种是作为配位体， 配位在金属离子上，叫配位结晶水。另一种结合在阴离子上,叫阴离子结晶水。例如，CuSO₄•5H₂0加热到113°C,只失去4分子水，加热到258°C才能脱去最后1分子水。由此推断，它的结构是 [Cu(H₂O)₄]²⁺ [SO₄(H₂O)]^2- 。

【定义】难挥发的非电解质稀溶液的性质(稀溶液的蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和溶液的渗透压)跟溶入一定量溶剂中溶质的物质的量成正比,而跟溶质的本性无关。这种性质叫做稀溶液的依数性。
【说明】
1. 稀溶液的这些性质仅仅依赖于溶质的粒子数目的多少,而跟溶质的本性无关。

2. 在一定温度下，稀溶液的蒸气压下降是跟溶入这溶剂中溶质的物质的量分数成正比,而跟溶入溶质的性质无关。它的数学表达式是 ,
P₀（剂)—p= △p=P₀(剂) • X(剂)
其中P₀(剂)是纯溶剂的蒸气压,P是溶液的蒸气压，△p液蒸气压下降,X(质)是溶质的物质的量占溶液物质的量的分数。

3. 溶有难挥发非电解质的稀溶液的沸点升高度数跟溶液的质量摩尔浓度成正比。它的数学表达式是
△t_b=Kb• mB 式中tg是纯溶剂的沸点,△tb是沸点升高，K_b是溶剂的沸点上升常数(只跟溶剂有关)，mb是溶液的质量摩尔浓度。

4. 溶有难挥发非电解质的稀溶液的凝固点下降度数跟溶液 的质量摩尔浓度成正比。其数学表达式是
△t_f= Kt • mB
式中△t_f是凝固点下降度数(纯溶剂凝固点和溶液凝固点的差)， Kt是溶剂的凝固点下降常数(只跟溶剂有关)，mB是溶液的质量摩尔浓度。

5. 稀溶液的渗运压跟溶液的浓度、绝对温度成正比,而跟溶质的本性无关。它的数学表示式是
πV=nRT
式中π是溶液的渗透压，V是溶液的体积,R是通用气体常数，T 是热力学温度,n是溶液中溶人洁质的物质的量。

6. 稀溶液的依数性有广泛的应用，例如，由测定物质的冰点下降和沸点上升来推断物质的分子量，由测定渗透压推断蛋白质、 血红素等大分子物质的分子量,利用凝固点下降制作防冻剂和致
冷剂,在生物和医学上制作等渗溶液(0.9%的生理盐水)。

【定义】悬浮在液体或气体中的微粒所作的永不停止的无规则运动,叫做布朗运动。
【说明】
1. 在1827年,英国植物学家布朗(Robert Brown, 1773一 1858)用显微镜观察悬浮在水里的花粉,发现花粉小颗粒作不停的、无规则运动。这种运动因为布朗首先发现而命名为布朗运动。

2. 直径在1μm或l-100nm的微粒(称胶粒、布朗微粒） 在水中都能发生布朗运动。微粒愈小、温度愈高，布朗运动愈激烈。发生布朗运动的原因是，布朗微粒或胶粒受到来自各方面的溶剤水分子(气体或液体分子）的不平衡撞击，从而引起不停止的、无规则的运动。目前已可以用超显微镜观察胶体粒子的布朗运动。
3. 布朗运动间接显示物质分子处于永恒的热运动中。不少科学家研究胶体,1930年爱因斯坦根据布朗运动导出粒子的半径与平均位移的关系，测得阿佛加德罗常数是6.08×10²³,跟用其他方法测得的数据很接近,终于使分子运动论得到验证而被公认。

【定义】一定量的溶液里所含溶质的量,叫做这种溶液的浓度。
【说明】
1. 溶液的浓度是表达溶液中溶质跟溶剂相对存在量的数量标记。人们根据不同的需要和使用方便规定不同的标准,就有不同的溶液浓度。因此,同一种溶液,使用不同的标准,它的浓度就有不同的表示方法。
2. 表示溶液的浓度有多种方法，可归纳成两大类。一类是质量浓度,表示一定质量的溶液里溶质和溶剂的相对量,如质量百分比浓度、质量摩尔浓度、ppm浓度等。另一类是体积浓度,表示—定量体积溶液中所含溶质的量,如物质的量浓度、体积比浓度、克/ 升浓度等。质量浓度的值不因温度变化而变化,而体积浓度的值随温度的变化而相应变化。
3. 有些浓度的表示方法已被淘汰,如当量浓度已废弃不用， 克分子浓度已被物质的量浓度代替。还有些浓度正在被新的法定计量单位替代,如质量百分比浓度和ppm浓度将被质量数替代。

【定义】用溶质的质量占全部溶液的质量的百分比来表示的浓度，叫做质量百分比浓度(简称百分比浓度)。
【说明】
1. 百分比浓度计算公式是
质量百分比浓度=溶质的质量÷溶液质量 ×100%
2. 质量百分比浓度是日常生活和生产中常用的浓度,它没有量纲。以后它将被法定计量单位质量分数（W）代替。物质B的质量分数W_B是物质B的质量与混合物的质量之比。例如,5g氯化钠溶于95g水配成100g溶液,它的质量首分比浓度是5%,质量分数是0.05或5×10^—2。
3. 医疗用0. 9%的生理盐水,0. 9%是质量体积百分浓度。 它的含义是将0.9g氯化钠溶于水配成100 mL的溶液。

【定义】用溶质(液态)的体积占全部溶液体积的百分比来表示的浓度,叫做体积耳分比浓度。
【说明】
1.体积百分比浓度是60%的乙醇溶液,表示100mL溶液里含有乙醇60mL,也可以说将60mL乙醇溶于水配成100mL乙醇溶液。

2. 乙醇的体积百分比浓度是商业上表示酒类浓度的方法。 白酒、黄酒、葡萄酒等酒类的“度”（以°标示)，就是指酒精的体积百 分比浓度。例如,60% (V/V)的酒写成60°。

3. 体积百分比浓度属非法定单位，将被法定计量单位体积分数（ψ)代替。物质B的体积分数ψB是物质B的体积跟混合物的体积的比。例如,把60mL酒精溶于水,配制成100mL酒精溶液， 该溶液的体积分数是0. 60或60×10^—2。

【定义】用两种液体配制溶液时,为了操作方便,有时用两种液体的体积比表示浓度,叫做体积比浓度。例如配制1: 4的硫酸溶液,就是指1体积硫酸(一般指98%,密度是1. 848/cm³的H₂S0₄)跟4体积水配制成的溶液。

【说明】

1、体积比浓度只在对浓度要求不太精确时使用。

2、体积比浓度属于非法定单位,将被法定计量单位体积分数代替。

3、物质B的积积分数是纯物质B跟混合物在相同温度和压强下的体积的比,它没有量纲。

【定义】溶液的浓度用物质B的物质的量除以混合物的体积来表示的浓度,叫做物质的量浓度。
【说明 】
1. 物质的量浓度简称浓度,它的符号是c,单位是摩/立方米 (mol/m³)、摩/升(mol/L)、毫摩/升（mmol/L)和微摩/升 (μmol/L)。该浓度的表示方法,如lmol/L的硫酸溶液可表示为 c(H₂S0₄) = lmol/L,或 l·moL^-1。
2. 该量以前叫克分子浓度（巳被淘汰)，目前在教材中称摩尔浓度。该名称是非法定的量,也在淘汰之中。原来用M表示摩尔浓度,也应改用c。
3. 物质的量浓度跟质量百分比浓度可以通过溶液的密度跟溶质的摩尔质量换算。

c=1000ρw%/M
其中c的单位是mol/L,ρ的单位是g/cm³，M的单位是g/mol。 

【定义】在滴定实验中用来确定反应达到计量点时的滴定终止点,叫做滴定终点。
【说明】
1. 酸碱中和滴定是否达到计量点，通常用酸碱指示剂的颜色变化或被测溶液的某种特性(如电导、电势等)的改变来表示滴定终丨I、
2.计量点和滴定终点一般很难恰好符合。为此,必须根据指示剂的变色范围,选择适当的指示剂,使它反映的滴定终点尽可能接近计量点。例如,用盐酸滴定氨水,可选用甲基橙作指示剂(变色剂
范围3.2-4. 4),当甲基橙由橙黄色变成橙红色时，表示已达到滴定终点。当然也可以用仪表读数(如pH计)来确定滴定终点。

【定义】在滴定实验操作中，当加人的标准溶液与被测物质反应完全，两者的物质的正好符合滴定反应所表示的化学计量关系时,这一点称为化学计量点,简称计量点。相当于俗称的等当点。

【说明】
1.运用定义,可以用一般的摩尔比来计算。例如，在滴定反 应aA+ AB=cC+dD中，根据反应时的计量关系，可以求得：
A的物质的量=(a/b)×B的物质的量,或Ma ×VA=(a/b)×MB ×Vb，上式中Ma、Mb分别是物质A和B的摩尔浓度。
2. 在酸碱滴定中,到达计量点溶液不一定都是中性的,要看中和成盐的性质。强酸、强碱中和滴定,到计量点时溶液呈中性。强碱滴定弱酸(或强酸滴定弱碱)，因生成的盐要水解，在计量点吋溶液呈碱性(或呈酸性)。

【定义】在水溶液中,有些盐类的离子跟水电离出来的H+或 OH-结合,生成弱电解质,使溶液呈现碱性或酸性,这种现象叫做盐的水解。

【说明】
1. 盐类水解的原因是盐的组成中含有弱酸的酸根离子或弱碱的金属离子(包括NH₄⁺)。当这些离子遇到水里的H+或OH-结合而生成弱酸或弱碱时,会破坏水的电离平衡，使溶液呈现碱性或酸性。强酸强碱盐不发生水解。盐类水解的程度主要取决于盐类本身的性质，它的弱酸或弱碱性越弱,盐类水解程度越大。
2. 水解平衡跟电离平衡相似,也随温度和浓度的变化而移动。水解反应是中和反应的逆反应。中和反应放热，水解必然吸热,因此升高温度能促进盐类水解。另外,如果水解后的溶液呈酸性,那么加酸能抑止水解,加碱能促进水解。所以，配制氯化铝、氯化铁、氯化亚锡溶液时,要预先在水中加入适量的盐酸，以抑制盐类的水解。
3.弱酸弱碱盐水解后浓液的酸碱性取决于生成弱酸、弱碱的相对强弱，弱酸（或弱碱)的电离常数较大,溶液呈酸性(或碱性),如果两者的电离常数相等，则溶液显中性。
4.多元弱酸盐的水解像多元弱酸的电离一样,是分步发生的,但第一步水解程度比第二步大得多。

 【定义】盐类的水解常数就是水解平衡中的平衡常数,常用符 Kh表示。例如，醋酸钠的水解平衡是Ac^-+H₂OHAc+OH^- 。它的水解常数是

Kh=([HAc][OH^-])÷[Ac^-]==([HAc][OH^-][H⁺])÷([Ac^-][H⁺])=Kw÷Ka(HAc)

式中Ka(HAc)是醋酸的电离常数。
【说明】
1. 强酸、强碱生成的盐不水解，没有水解常数。多元酸或多元碱的盐,每一级水解都打一个水解常数。
2. 盐的水解常数在手册中不易査到，可以参照下表计算得到。

【结构】

【性质】

纯羟氨是无色固体，熔点305K，不稳定，在288K以上便分解为NH₃、N₂和H₂O

3NH₂OHNH₃＋ N₂＋ 3H₂O

4NH₂OH2NH₃＋ N₂O ＋ 3H₂O(部分按此式分解)

羟氨易溶于水，它的水溶液比较稳定显弱碱性(比联氨还弱).

NH₂OH ＋ H₂ONH₃OH^＋ ＋ OH^－ K=6.6×10^－9 (298K)

它与酸形成盐，常见的盐有[NH₃OH]Cl和[NH₃OH]₂SO₄。

将较高氧化态的含氮化合物还原，可制得羟氨，如把亚硝酸盐还原为羟氨的盐.

NH₄NO₂＋ NH₄HSO₃＋ SO₂＋ 2H₂O[NH₃OH]^＋ HSO₄^－ ＋ (NH₄)₂SO₄

羟氨既有还原性又有氧化性，但它主要用作还原剂。羟氨与联氨作为还原剂的优点，一方面是它们具有强的还原性，另一方面是它们的氧化产物主要是气体(N₂，N₂O，NO)，可以脱离反应体系，不会给反应体系带来杂质。

【一氧化二氮】俗称笑气。化学式N2O, 式量44.02。无色气体, 有微甜气味和微甜味道。密度1.977克/升, 熔点-90.8℃, 沸点-88.5℃。溶于水和乙醇, 但不与水反应。室温时不活动。加热至500℃以上分解为氮气和氧气。高温时跟碱金属及许多有机物反应。有麻醉作用, 吸入极少量时刺激面神经使人发笑。用作外科或牙科的麻醉剂及食物溶胶。用硝酸铵在熔融状态下分解制得。

【三氧化硫】又称硫酸酐, 化学式SO₃。式量SO₃为80.06。无色固体, 易挥发。熔点16.8℃, 沸点44.8℃。密度2.29克/厘米³ (-10℃)。液体密度1.92克/厘米³ (20℃)。蒸气状态的分子为平面三角形。固态时有三种变体, 较重要的有α型和β型。α型是冰状结构的三聚体(SO₃)³ , β型是与石棉结构相似的(SO₃)ⁿ 结构。极易吸水, 溶于水生成硫酸, 并放出大量热。在空气中强烈冒“烟”。溶于浓硫酸生成发烟硫酸。是酸性氧化物, 跟氧化镁反应放热发强白光。有强氧化性是强氧化剂, 高温时氧化磷, 生成五氧化二磷和二氧化硫, 氧化碘化钾, 生成碘和亚硫酸钾。用于制硫酸、氯磺酸及有机化合物的磺化。将二氧化硫和氧气在五氧化二钒催化作用下制得。

   在室温下三氧化硫是一种无色的易挥发固体，熔点289.8K、沸点317K。它是一个强氧化剂，特别在高温时它能氧化磷、碘化钾和铁、锌等金属：
          5S0₃ + 2P 5SO₂ + P₂O₅
          2KI + SO₃ K₂SO₃ + I₂
   三氧化硫极易吸收水分，在空气中强烈冒烟，溶于水中即生成硫酸并放出大量热。这大量热使水蒸发，所产生的水蒸气与SO₃形成酸雾，影响吸收的效果，所以工业上生产硫酸不是用水去吸收S0₃，而是用浓硫酸吸收SO₃。将SO₃溶解在浓硫酸中所生成的溶液称为发烟硫酸。当它暴露于空气中时，挥发出来的SO₃和空气中的水蒸气形成硫酸的细小露滴而冒烟，所以称为发烟硫酸。通常以游离SO₃的含量来标明不同浓度的发烟硫酸，如20%、40%等发烟硫酸即表示在100%硫酸中含有20%或40%游离的SO₃。

【连二亚硫酸钠】又称保险粉。在空气中极易被氧化，不便于使用，经酒精和浓NaOH共热后，就成为比较稳定的无水盐。
   Na₂S₂O₄是一种白色固体，加热至402K即分解：
          2Na₂S₂O₄ Na₂S₂O₃ + Na₂SO₃ + SO₂
   从硫的电势图可见,Na₂S₂O₄是一个很强的还原剂,它的水溶液在空气中放置能被空气中的氧氧化，生成亚硫酸盐或硫酸盐，因此,Na₂S₂O₄在气体分析中用来吸收氧气：

          2Na₂S₂O₄ + O₂ + 2H₂O 4NaHSO₃
          Na₂S₂O₄ + O₂ + H₂O NaHSO₃ + NaHSO₄
   Na₂S₂O₄是印染工业中非常重要的还原剂，有许多有机染料都能被它还原，它还用于染料合成、造纸、保存食物和医学等部门。

【焦硫酸】一种无色的晶状固体、熔点308K。当冷却发烟硫酸时, 可以析出焦硫酸晶体。
   焦硫酸可看作是由两分子硫酸脱去一分子水所得的产物：

   焦硫酸与水反应又生成H₂SO₄。焦硫酸具有比浓硫酸更强的氧化性，吸水性和腐蚀性，在制造某些染料、炸药中用作脱水剂。
   将碱金属的酸式硫酸盐加热到熔点以上，可得焦硫酸盐。
          2KHSO₄ K₂S₂O₇ + H₂O
进一步加热，分解为K₂SO₄和SO₃
          K₂S₂O₇ K₂SO₄ + SO₃
   焦硫酸盐在无机合成上的一个重要用途是与一些难熔的碱性金属氧化物(如Fe₂O₃，Al₂O₃，TiO₂等)共熔生成可溶性的硫酸盐。
          Fe₂O₃ + 3K₂S₂O₇ Fe₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄
          Al₂O₃ + 3K₂S₂O₇ Al₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄

【过硫酸】可以看成是过氧化氢中氢原子被HSO₃^- 取代的产物。HO·OH中一个H被HSO₃^- 取代后得HO·OSO₃H，即过一硫酸；另一个H也被HSO₃^- 取代后，得HSO₃O0·0SO₃H，即过二硫酸，它的结构式见表12－4。

   过二硫酸是无色晶体，在338K时熔化并分解，具有极强的氧化性，它不仅能使纸炭化，还能烧焦石蜡。
   所有的过硫酸盐都是强氧化剂。例如，过硫酸钾和铜能按下式反应：
          Cu + K₂S₂O₈ CuSO₄ + K₂SO₄
   过硫酸盐在Ag⁺ 离子的作用下，能将Mn²⁺ 氧化成MnO₄^- 离子：
          2Mn²⁺ + 5S₂O₈^2- + 8H₂O 2Mn0₄^- + 10S0₄^2- + 16H⁺
在钢铁分析中常用过硫酸铵(或过硫酸钾)氧化法测定钢中锰的含量。
   应该指出，过二硫酸及其盐作为氧化剂在氧化还原反应过程，它的过氧链断裂，其中两个氧原子的氧化数从-Ⅰ降到-Ⅱ，而硫的氧化数不变仍然是+Ⅵ。
   过硫酸及其盐都是不稳定的，在加热时容易分解，例如，K₂S₂O₈受热时会放出SO₃和O₂:
          2K₂S₂O₈ 2K₂SO₄ + 2SO₃ + O₂

【硫酸】化学式H₂SO₄ , 式量98.08。纯硫酸为无色油状液体。市售浓硫酸含H₂SO₄  96～98％,密度1.841克/厘米³ 。凝固点10.4℃,沸点338℃(98.3％)浓硫酸有强烈吸水性,能与水以任意比混溶, 并放出大量热,这是水合作用的结果。用水稀释浓硫酸时, 只能在搅拌下将浓硫酸徐徐注入水中,切勿将水注入浓硫酸中。有强烈脱水性, 从有机物中按水的组成夺取氢、氧原子,并能使某些有机物碳化。硫酸是二元强酸, 纯硫酸中存在大量未电离分子,几乎不导电。它的水溶液导电, 第一步电离完全,第二步电离不完全K₂ =1.2×10^-2 。稀硫酸具有酸的通性,其中H⁺ 也有氧化性。浓硫酸有强氧化性,可以氧化金、铂等以外的大多数金属和许多非金属。

铁、铝、铬等在冷、浓硫酸中发生钝化。浓硫酸将H₂S氧化析出硫, 将NaBr氧化生成溴, 将KI氧化生成碘。跟苯等有机物发生磺化反应。硫酸是化学工业中最重要的产品之一, 广泛用于生产化肥、农药、染料、炸药、人造纤维、精炼石油、冶金、金属加工、有机合成、铀矿加工等。工业上用接触法或铅室法制硫酸。接触法是以硫或黄铁矿(FeS₂ )为原料, 在空气中燃烧生成二氧化硫, 在五氧化二钒催化剂作用下, 二氧化硫被氧化生成三氧化硫, 用98.3％的硫酸吸收三氧化硫, 再用水稀释制得。

【硫化氢】化学式H₂S, 式量34.08, 有腐卵臭味的无色气体,有毒。分子结构与水相似, 呈V形,有极性。密度1.539克/升,熔点-85.5℃, 沸点-60.7℃。能溶于水,水溶液叫氢硫酸, 还能溶于乙醇和甘油。完全干燥的硫化氢常温下不与空气中氧气反应,点火时可燃烧、有蓝色火焰。空气充足时生成二氧化硫和水,若空气不足或温度较低时生成硫和水。能使银、铜制品表面变黑,生成金属硫化物。有较强的还原性, 跟二氧化硫反应生成硫和水,跟浓硫酸反应生二氧化硫和硫, 跟氯气反应生成硫和氯化氢,跟三价铁盐溶液生成二价铁盐和硫, 使硝酸还原为二氧化氮,使I² 还原为I^- ,使MnO₄^- 还原为Mn²⁺ ,反应中H₂S通常被氧化为S, 若氧化剂氧化性较强并过量时,H₂S还可能被氧化成H₂SO₄。H₂S能跟多种金属离子反应可成不溶于水和酸的硫化物沉淀。用于分离和鉴定金属离子,精制盐酸, 制备单质硫。由硫化亚铁跟盐酸或用硫蒸气跟氢气化合制备。

【氢硫酸】化学式H₂S, 式量34.08, 硫化氢的水溶液叫氢硫酸,有腐卵臭味。是很弱的酸, 在18℃时的电离常数为：K₁=9.1×10^-8 , K₂=1.1×10^-12 。在空气中易被氧化析出硫,溶液变浑浊。

【水】分子式为H₂O， 水在地球表面上分布最广， 约占地球表面的3/4， 大气中含有水蒸气， 土壤、岩石、动植物体中也含有大量的水， 动物体中的水约占70％， 新鲜植物体中的水分约占80～90％， 地球上水的含量约有2×10¹⁸ 吨。

18世纪以前， 人们认为水是一种单质， 1781年英国化学家卡文迪许首先发现氢气在空气中燃烧生成的唯一产物是水， 证明水是由氢、氧两种元素组成的化合物。几年以后， 拉瓦锡测定了水的质量组成。近代结构理论证明， 水分子呈V(形结构)。用x射线测定水的晶体(冰)结构， 证明两个O—H键间形成104.5°的键角， 由于水分子是不对称结构， 故知水是极性分子。实验还证明， 水分子通过氢键发生缔合， 形成较复杂的分子集团， 水沸腾时水蒸气中含有3.5％的双分子水(H₂O)₂， 液态水中含有较复杂的(H₂O)_n分子(n可以是2、3、4…)， 这些较复杂的缔合水分子的化学性质和水(H₂O)相同。

纯水是无色、无嗅、无味的液体， 深层的天然水呈蓝绿色。水的热容为4.1868焦尔/克·度(1卡/克·度)， 在所有液态和固态物质中， 水的热容最大。水在4℃时密度为1克/厘米³ 。在101325帕(1大气压)时， 水的沸点为100℃， 水的气化热为2.257千焦/克， 凝固点是0℃。水是极弱的电解质， 可发生自偶离解：

H₂O＋H₂OH₃O^＋ ＋OH^－

常温下， 水的电离常数为1.8×10^－16 ， 水的离子积K_w＝1×10^－14 。

水是较稳定的化合物， 在1000℃以上才开始分解。在硫酸或氢氧化钠等存在条件下， 电解水可生成氢气和氧气。许多活动性强的金属如K、Na、Ba、Ca等在常温下可跟水反应生成碱和氢气， Mg、Al在加热至水沸腾时跟水反应生成碱和氢气。水可跟许多较活动金属如锌、铁等在高温下反应生成金属氧化物和氢气。水可跟某些非金属反应， 如：

2F₂＋2H₂O=4HF＋O₂↑

Cl₂＋H₂OHCl＋HClO

C＋H₂OCO＋H₂

水可以跟许多碱性氧化物如K₂O、Na₂O、CaO、BaO、MgO等化合生成碱， 水可以和多种酸性氧化物SO₃、SO₂、CO₂、P₂O₅等化合生成相应的酸。水还能跟某些盐或酯、糖等有机物发生水解反应。

水是一种广泛应用的溶剂， 极性物质(如HCl、NaCl等)容易在水中溶解。

【高分子溶液】高分子化合物溶于适当的溶剂中可形成高分子溶液。高分子溶液具有双重性质, 一方面由于这种分散相微粒大小与溶胶粒子相近, 表现出溶胶的某些特性；另一方面高分子溶液是分子分散体系, 又有某些真溶液的特点。

高分子溶液和胶体溶液有许多不同之处：

(1)高分子溶液是单相体系, 胶体是多相体系。

(2)高分子溶液分散相极易溶剂化, 这是因为高分子化合物组成中, 常含有大量亲水基团, 如—OH、－COOH、－NH₂等, 而胶体微粒的溶剂化能力比高分子化合物弱得多。

(3)高分子溶液中分散相微粒一般不带电荷, 胶体微粒则是带电的, 高分子溶液的稳定性是它的高度溶剂化起了决定性作用。

(4)高分子化合物溶解的过程就是溶剂化过程, 当用蒸发的方法除去溶剂后再加入溶剂仍能自动溶解, 它的溶解过程是可逆的, 而胶体中的胶粒一旦凝聚, 一般很难或者不能用简单加入溶剂的方法使之复原。高分子溶液还有一项与真溶液和溶胶都不同的特性, 就是有较大的粘度。

【表观电离度】系指通过实验测得的强电解质的电离度。强电解质的电离度和弱电解质的电离度的意义不同,强电解质的电离度反映了溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度。

【溶度积规则】用溶度积概念判断在一定条件下, 某难溶电解质在溶液中沉淀能否生成或溶解的规则。在某难溶电解质溶液中, 其离子浓度的乘积称为离子积, 用Qi表示。在给定的溶液中Qi可能有三种情况：

(1)Qi=Ksp是饱和溶液

(2)Qi＜Ksp是不饱和溶液, 无沉淀析出, 若体系中已有固体存在, 沉淀会溶解, 直至饱和(Qi=Ksp)为止。

(3)Qi＞Ksp是过饱和溶液, 有沉淀析出, 直至饱和。

以上就是溶度积规则。溶度积规则有一定的局限性, 如形成的难溶固体很少(少于每毫升10^-5 克), 或形成过饱和溶液以及产生副反应时, 虽然Qi已大于Ksp, 也观察不到沉淀的生成。

【路易斯酸碱理论】又称酸碱电子理论。1923年由美国化学家路易斯(G.N.LEWIS)提出。其要点是：凡是可以接受电子对的物质称为酸， 凡是可以给出电子对的物质称为碱。故酸又称为电子对接受体， 碱又称电子对给予体。按照路易斯的观点， 酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱络合物。例如：

路易斯酸、碱的范围非常广泛， 酸碱络合物包含很多类物质。凡是金属离子及氢离子都是酸， 与路易斯酸结合的物质不管是阴离子或中性分子都是碱。所以大多数无机化合物都可看成是酸碱络合物， 许多有机化合物也是如此。酸碱电子理论以电子对的授受来说明酸碱反应， 更能体现物质的本质属性。但由于对酸碱的认识过于笼统， 没有统一的酸碱强度的标准， 因而有一定的局限性。

【软酸】路易斯酸中具有体积大、正电荷少、易极化、易失去电子、易形成共价性较强的键的物质。如Cu^＋ 、Ag^＋ 、Hg₂^2－ 、Cd^2＋ 等属于软酸。软酸易与软碱生成稳定的络合物， 软酸不易与硬碱生成络合物， 或生成的络合物不稳定。

【软碱】路易斯碱中， 具有电负性小、易失去电子、其低能轨道不饱和、易形成共价性较强的键的物质， 如I^－ 、CN^－ 、S₂O₃^2－ 等属于软碱。软碱易与软酸生成稳定的络合物， 软碱与硬酸不易生成络合物， 或生成的络合物不稳定。

【硬酸】路易斯酸中具有体积小、正电荷多、不易失去电子、不易极化、易形成离子性较强的键的物质， 如Li^＋ 、Na^＋ 、Ca^2＋ 、Mg^2＋ 、Fe^3＋ 等属于硬酸。硬酸易与硬碱生成稳定络合物， 硬酸与软碱不易生成络合物， 或生成的络合物不稳定。

【硬碱】路易斯碱中具有电负性大、不易极化、不易失去电子， 而且低能轨道已饱和、易形成离子性较强的键的物质， 如H₂O、Cl^－ 、OH^－ 等属于硬碱。硬碱易与硬酸生成稳定的络合物， 硬碱与软酸不易生成络合物或生成的络合物不稳定。

【白磷】 化学式为P₄，白色腊状具大蒜气味的固体，放久变黄。极毒(成人误服50毫克/千克可致死)。密度1.82(20℃)克/厘米³ ，熔点44.1℃，沸点 280℃，难溶于水，溶于苯、乙醇，易溶于CS₂。在空气中可发绿色磷光。易自然，着火点仅34℃，必须贮存在水中(切割时也应在水下进行)。化学活拨性比红磷大。以还原性为主，与卤素、硫、氧反应时皆为还原剂。在强碱中能发生歧化反应：

P₄+3NaOH+3H₂O =PH₃↑+3NaH₂PO₂(次磷酸钠)

用此法可制PH₃但副产物为自然的联瞵P₂H₄，而制得的PH₃也能自燃。白磷在常温下可以与CuSO₄溶液发生反应：

2P+5CuSO₄+8H₂O =5Cu+2H₃PO₄+5H₂SO₄

如不小心把白磷沾到皮肤上，用CuSO₄溶液冲洗即利用这一反应。加热时反应变为：

11P+15CuSO₄+24H₂O =5Cu₃P+6H₃PO₄+15H₂SO₄

白磷主要用于生产磷酸、三氯化磷、三氯氧磷(POCl₃)和五硫化二磷等，供农药生产使用。少量白磷用于生产红磷和磷酐，军事上用于烟幕弹，曳光弹、信号弹、燃烧弹。一般用磷矿粉、砂、焦炭于电炉中制取：

2Ca₃(PO₄)₂+10C+6SiO₂P₄+6CaSiO₃+10CO↑

白磷为制红磷与黑磷的原料，隔绝空气加热则缓缓转化为红磷，在较高温(220℃)和高压条件下则渐渐转变为黑磷。

白磷为正四面体分子，由四个磷原子构成，键角为60°，与五原子构成的正四面体分子键角109°28'不同。