大學(xué)無(wú)機(jī)化學(xué)方程式整理

1、第一章 氫及稀有氣體1.氫氣的制備實(shí)驗(yàn)室：Zn+2HCl=ZnCl2+H2軍事上：CaH2 +2H2O Ca（OH）2 + 2H22.稀有氣體化合物第一個(gè)稀有氣體化合物：Xe + PtF6 Xe+ PtF6 - （無(wú)色） （紅色 ） （橙黃色）氙的氟化物水解： 2XeF2+2H2O 2Xe+4HF+ O26XeF4 + 12H2O=2XeO3+4Xe+3O2+24HFXeF6+3H2O XeO3+6HF氙的氟化物為強(qiáng)氧化劑： XeF2 + H2 Xe + 2HFXeF2 + H2O2 Xe + 2HF + O2第二章 堿金屬與堿土金屬元素一、 堿金屬與堿土金屬（鈹、鎂除外）元素溶于液氨，生成溶

2、劑合電子和陽(yáng)離子成具有導(dǎo)電性的深藍(lán)色溶液。堿金屬 M(S) + (x+y)NH3 M+(NH3)x + e-(NH3)y堿土金屬 M(S) + (x+2y)NH3 M2+(NH3)x + 2e-(NH3)y二、氫化物氫化物共分為離子型、共價(jià)型、過(guò)渡型離子型氫化物是極強(qiáng)的還原劑：TiCl44NaH Ti4NaCl2H2LiH能在乙醚中同B3 Al3 Ga3 等的無(wú)水氯化物結(jié)合成復(fù)合氫化物，如氫化鋁鋰的生成。4LiH + AlCl3 LiAlH4 + 3LiCl氫化鋁鋰遇水發(fā)生猛烈反應(yīng)LiAlH44H2O=LiOHAl(OH)34H2三、氧化物1、 正常氧化物堿金屬中的鋰和所有堿土金屬在空氣中燃燒

3、時(shí)，分別生成正常氧化物L(fēng)i2O和MO。其他堿金屬正常的氧化物是用金屬與他們的過(guò)氧化物或硝酸鹽相作用制得。Na2O22Na=2Na2O2KNO310K=6K20N2堿土金屬氧化物也可以由他們的碳酸鹽或硝酸鹽加熱分解得到。CaCO3CaOCO22Sr(NO3)2 高溫2SrO4NO2O22、 過(guò)氧化物與超氧化物 過(guò)氧化物是含有過(guò)氧基（OO）的化合物，可看作是H2O2的衍生物。除鈹外，所有堿金屬和堿土金屬都能形成離子型過(guò)氧化物。2NaO2 300500 Na2O2 除鋰、鈹、鎂外，堿金屬和堿土金屬都能形成超氧化物。 KO2=KO2 3、 臭氧化物 在低溫下通過(guò)O3與粉末狀無(wú)水堿金屬（除Li外）氫氧化

4、物反應(yīng)，并用液氨提取，即可得到紅色的MO3固體：3MOH(S)2O3(g)=2MO3(s)MOHH2O(s)1/2O2(g)四、氫氧化物堿金屬和堿土金屬的氧化物（除BeO、MgO外）與水作用，即可得到相應(yīng)的氫氧化物，并伴隨著釋放出大量的熱：M2OH2O=2MOHMO+H2O=M(OH)21、 堿金屬和堿土金屬的氫氧化物的堿性堿金屬和堿土金屬氫氧化物除Be（OH）2外均成堿性，同族元素氫氧化物堿性均隨金屬金屬元素原子序數(shù)的增加而增強(qiáng)。氫氧化物酸堿性遞變規(guī)律可用ROH規(guī)則表示。RO+H+ROHR+OH離子勢(shì)=陽(yáng)離子電荷/陽(yáng)離子半徑的值越大，按酸式電離；反正，按堿式電離。2、 堿金屬和堿土金屬溶解性

5、堿土金屬氫氧化物的溶解度比堿金屬氫氧化物小得多，并且同族元素的氫氧化物的溶解度從上往下逐漸增大。五、鹽類(lèi)晶體類(lèi)型：離子晶體，具有較高的熔沸點(diǎn)。顏色：堿金屬離子（M+）和堿土金屬離子（M2+）都是無(wú)色的。熱穩(wěn)定性：堿金屬鹽具有較高的熱穩(wěn)定性，唯有硝酸鹽熱穩(wěn)定性較差。4LiNO3 650OC2Li2O4NO2O22NaNO3 8302NaNO2O22KNO3 6302KNO2O2 第三章 鹵素和氧族元素AA族同族元素從上往下低氧化數(shù)化合物穩(wěn)定性增強(qiáng)，高氧化數(shù)化合物的穩(wěn)定性減弱，這種現(xiàn)象稱(chēng)為“惰性電子隊(duì)效應(yīng)”。一、鹵素單質(zhì)(1) 鹵素與單質(zhì)的反應(yīng)鹵素單質(zhì)都能與氫反應(yīng)： X2H2 2HX(2) 鹵素單

6、質(zhì)與水反應(yīng) 鹵素單質(zhì)與水發(fā)生兩類(lèi)反應(yīng)，第一類(lèi)是對(duì)水的氧化作用：2X22H2O 4HXO2第二類(lèi)是鹵素的水解作用，及鹵素的歧化反應(yīng)：X2H2OHXHXOF2氧化性強(qiáng)，只能與水發(fā)生第一類(lèi)反應(yīng)，Cl2、Br2緩慢的置換出水中的氧。碘非但不能置換出水中的氧，相反，氧作用于HI溶液會(huì)使I2析出： 2I+2H+1/2O2=I2+H2O氯氣的制備：工業(yè)上：MgCl2(熔融)電解MgCl2實(shí)驗(yàn)室：MnO24HCl(濃) MnCl2Cl22H2O2KMnO416HCl(濃) 2MnCl22KCl5Cl28H2O溴的制備：Cl22Br2ClBr2工業(yè)上用海水提取溴:3CO323Br2 5BrBrO33CO25Br

7、BrO36H 3Br23H2O碘的制備：碘可以從海藻中提取Cl22I2ClI2I2II3注意：制碘過(guò)程中應(yīng)避免加入過(guò)量氯氣，因?yàn)檫^(guò)量氯氣會(huì)把碘近一步氧化成碘酸：I25Cl26H2O 2IO310Cl12H二、鹵化氫與氫鹵酸工業(yè)上鹽酸制備：H2Cl2 2HCl制備氟化氫及少量鹵化氫：CaF22H2SO4(濃) Ca(HSO4)22HFNaClH2SO4(濃) NaHSO4HCl溴化氫和碘化氫不能用濃硫酸制備，因?yàn)闈饬蛩峥蓪寤瘹浜偷饣瘹洳糠盅趸癁閱钨|(zhì)：H2SO4(濃)2HBr Br2SO22H2OH2SO4(濃)8HI 4I2H2S4H2O磷酸能代替硫酸反應(yīng)制備溴化氫與碘化氫,但因磷酸成本高用磷

8、代替：3Br22P6H2O 2H3PO36HBr3I22P6H2O 2H3PO36HI三、氯的含氧酸及其鹽1、次氯酸及鹽氯氣和水作用生成次氯酸鹽：Cl2H2OHClOHCl次氯酸分解有以下三種方式：2HClO 光照2HClO2(分解)3HClO 2HClHClO3(歧化)2HClO 脫水劑Cl2OH2O(脫水)把氯氣通入冷堿溶液，可生成次氯酸鹽，反應(yīng)如下：Cl22NaOH NaClONaClH2O2Cl23Ca(OH)2 40度以下Ca(ClO)2CaCl2Ca(OH)2H2OH2O2、氯酸及鹽制備：Ba(ClO3)2H2SO4 BaSO42HClO3氯酸僅存在于溶液中，含量提高到40%即分解

9、：8HClO3 4HClO43O22Cl22H2O氯酸是強(qiáng)酸，又是強(qiáng)氧化劑，它能將碘氧化為碘酸：2HClO3I2 2HIO3Cl2氯酸鉀是最重要的氯酸鹽，在催化劑存在時(shí)，200下即可分解為氯化鉀和氧氣：2KClO3 MnO2 2KCl3O2在400左右，如果沒(méi)有催化劑，主要分解為高氯酸鉀和氯化鉀：4KClO3 3KClO4KCl氯酸鹽通常在酸性條件下顯氧化性：ClO36I6H 3I2Cl3H2O氯酸鉀的制備：NaCl3H2O 電解NaClO33H2NaClO3KCl 冷卻KClO3NaCl3、 高氯酸及鹽高氯酸的制備:KClO4H2SO4 HClO4KHSO4無(wú)水高氯酸比較穩(wěn)定，濃高氯酸不穩(wěn)定

10、，受熱分解：4HClO4 2Cl27O22H2O先將酸的含氧酸及其鹽的氧化性、熱穩(wěn)定性和酸性總結(jié)如下 四、鹵素離子的鑒定(1) Cl的鑒定氯化物溶液中加入AgNO3，即有白色沉淀生成，該沉淀不溶于HNO3，但能溶于稀氨水，酸化時(shí)沉淀重新析出：ClAg AgClAgCl2NH3 Ag(NH3)2ClAg(NH3)2Cl2H AgCl 2NH4(2) Br的鑒定溴化物溶液中加入氯水，再加CHCl3或CCl4，振搖，有機(jī)相顯黃色或紅棕色：2 BrCl2 Br22 Cl(3) I的鑒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中顯紫色，如加入淀粉溶液則顯藍(lán)色：2 ICl

11、2 I22 Cl2 I2 Fe3 I22 Fe2五、氧族元素周期表中的A族元素，包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、釙（Po）五個(gè)元素，通稱(chēng)為氧族元素。1、 氧和臭氧（1）臭氧的分子結(jié)構(gòu)：組成臭氧的3個(gè)分子呈V形排列，三個(gè)氧原子采取sp2雜化，形成三電子四中心的大鍵。以34表示，臭氧中無(wú)單電子，故為反磁性物質(zhì)。（2）大鍵形成條件：(A)這些原子在同一平面上（B）每一原子有一互相平行的p軌道（C）p軌道數(shù)目的兩倍大于p電子數(shù)大鍵用符號(hào)ab表示。其中a為組成大鍵的原子數(shù)，b為組成大鍵的電子數(shù)。（3）臭氧的鑒定：O32I2H I2O2H2O(可從碘化鉀溶液中使碘析出)2、過(guò)氧化氫(1.1

12、)弱酸性 H2O2是一極弱的二元弱酸：H2O2 HHO2 Ka12.21012HO2 HO2（過(guò)氧離子）H2O2的Ka2更小。H2O2作為酸，可以與一些堿反應(yīng)生成鹽，即為過(guò)氧化物（peroxide），例如：H2O2Ba(OH)2 BaO22 H2O過(guò)氧化物不同于二氧化物（dioxide），在過(guò)氧化物分子中存在過(guò)氧鍵，而二氧化物中則沒(méi)有過(guò)氧鍵。(1.2)熱不穩(wěn)定性 純的H2O2溶液較穩(wěn)定些。但光照、加熱和增大溶液的堿度都能促使其分解。重金屬離子（Mn2、Cr3、Fe3、MnO2等）對(duì)H2O2的分解有催化作用。H2O2的分解反應(yīng)是一個(gè)歧化反應(yīng)：2H2O2 2H2 O2為防止分解，通常把H2O2溶液

13、保存在棕色瓶中，并應(yīng)存放于陰涼處。(1.3)氧化還原性 在H2O2分子中O的氧化數(shù)為1，處于中間價(jià)態(tài)，所以H2O2既有氧化性又有還原性，也能發(fā)生歧化反應(yīng)。例如，H2O2在酸性溶液中可將I氧化為I2：H2O22 I2 H I22 H2O在堿性溶液中，H2O2可把綠色的Cr(OH)4氧化為黃色的CrO42：2Cr(OH)43 H2O22 OH 2CrO428 H2OH2O2的還原性較弱，只是在遇到比它更強(qiáng)的氧化劑時(shí)才表現(xiàn)出還原性。例如：2MnO45 H2O26 H 2 Mn25 O28 H2O這一反應(yīng)可用于高錳酸鉀法定量測(cè)定H2O2。2、 硫化氫、硫化物和多硫化物1、 (1)弱酸性 氫硫酸是一個(gè)很

14、弱的二元酸，可生成兩類(lèi)鹽，即正鹽（硫化物）和酸式鹽（硫氫化物）。兩類(lèi)鹽都易水解。(2)還原性 H2S中S的氧化數(shù)為2，因此H2S具有還原性，可被氧化劑氧化到0、4、6三種氧化態(tài)。氫硫酸在空氣中放置能被O2氧化，析出游離S而渾濁：2 H2SO2 2S2 H2O強(qiáng)氧化劑在過(guò)量時(shí)可以將H2S氧化成H2SO4：H2S4 Cl24 H2O 8HClH2SO4(3)硫化物的溶解性 金屬硫化物大多難溶于水，大多數(shù)具有特征的顏色。硫化物的這些性質(zhì)可以用于分離和鑒定金屬離子。溶于稀鹽酸：MnS、CoS、ZnS、NiS、FeS溶于濃鹽酸：SnS、Sb2S3、SnS2、Sb2S5、PbS、CdS、Bi2S3溶于濃硝

15、酸：CuS、As2S3、Cu2S、As2S5、Ag2S只溶于王水：HgS、Hg2S(4)S2的鑒定S2與鹽酸作用，放出H2S氣體，可使醋酸鉛試紙變黑，這是鑒別S2的方法之一：S22 H H2SPb(Ac)2H2S Pb S（黑）2HAc3、 多硫化物在可溶硫化物的濃溶液中加入硫粉時(shí)，硫溶解生成相應(yīng)的多硫化物。Na2S(x1)S Na2Sx（x=26）Sx2稱(chēng)為多硫離子，隨著硫原子數(shù)增加，其顏色從黃色經(jīng)過(guò)橙黃而變?yōu)榧t色。多硫化物與過(guò)氧化物相似，都具有氧化性和還原性。氧化性：SnSS22SnS32(硫代錫酸根)還原性：4FeS211O2 2Fe2O38SO2 多硫化物在酸性溶液中很不穩(wěn)定，易歧化分

16、解為硫化氫和單質(zhì)硫：S222H H2S2 SH2S4、 硫的重要含氧化合物(1)亞硫酸及其鹽它們以還原性為主：H2SO3I2H2O H2SO42HI2H2SO3O2 2H2SO4亞硫酸鹽比硫酸具有更強(qiáng)的還原性：SO32Cl2H2O SO422Cl2H只有較強(qiáng)還原劑作用下，才能表現(xiàn)出氧化性：H2SO32H2S 3S3H2O亞硫酸鹽受熱易分解：4Na2SO3 3Na2SO4Na2S（2）硫酸及其鹽Cu2H2SO4（濃） CuSO4SO22H2OC2H2SO4(濃) CO22SO22H2OZn2H2SO4(濃) ZnSO4SO22H2O由于鋅的強(qiáng)還原性，同時(shí)還會(huì)發(fā)生下列反應(yīng)：3Zn4H2SO4(濃)

17、 3ZnSO4S4H2O4Zn5H2SO4(濃) 4ZnSO4H2S4H2O活潑金屬的硫酸鹽不穩(wěn)定，高溫下分解：CuSO4 CuOSO32Ag2SO4 4Ag2SO3O2(3) 焦硫酸及其鹽制備：SO3H2SO4 H2S2O7焦硫酸與水作用生成硫酸：H2S2O7H2O 2H2SO4焦硫酸鹽進(jìn)一步加熱，生成硫酸鹽：K2S2O7 K2SO4SO3焦硫酸鹽作為熔礦劑：Al2O33K2S2O7 Al2(SO4)33K2SO4(4) 硫代硫酸及其鹽制備：Na2SO3S Na2S2O3硫代硫酸鈉在酸性溶液中不穩(wěn)定，易分解為單質(zhì)硫和二氧化硫：S2O322H SSO2H2O硫代硫酸鈉是中強(qiáng)還原劑，與強(qiáng)化劑（如

18、溴、氯等）作用氧化為硫酸鈉；與較弱氧化劑（如碘）作用被氧化為連四硫酸鈉：S2O324Cl25H2O 2SO428Cl10H2S2O32I2 S4O622I鑒定S2O32:S2O322Ag Ag2S2O3(白色)Ag2S2O3H2O Ag2S(黑色)H2SO4（白色沉淀分解，顏色經(jīng)黃色、棕色，最后變?yōu)楹谏?）過(guò)硫酸及其鹽硫的含氧酸中含有過(guò)氧基（OO）者稱(chēng)為過(guò)硫酸過(guò)二硫酸是無(wú)色晶體，不穩(wěn)定，易水解生成硫酸與過(guò)氧化氫：H2S2O8H2O H2SO4H2SO5H2SO5H2O H2SO4H2O2過(guò)二硫酸鹽為強(qiáng)氧化劑（過(guò)氧基存在），能將Mn2氧化為紫紅色MnO4:2Mn25S2O828H2O Ag2

19、MnO410SO4216H(5) 連二亞硫酸鈉 Na2S2O4制備：2NaHSO3Zn Na2S2O4Zn(OH)2連二亞硫酸鈉是很強(qiáng)還原劑：Na2S2O4O2H2O NaHSO3NaHSO4第四章 氮、碳、硼族一、 氮族元素（1） 氮?dú)庵苽洌篘H4ClNaNO2 NH4NO2NaClNH4NO2 N22H2O(2)氨及銨鹽1、氨工業(yè)上制備：N23H2催化劑 高溫、高壓2NH3實(shí)驗(yàn)室：2NH4ClCa(OH)2 CaCl22NH32H2O氨具有還原性：4NH35O2催化劑 8004NO6H2O3CuO2NH3 3CuN23H2O3Cl22NH3 N26HCl2、銨鹽鑒定銨鹽常用的方法：NH4O

20、H NH3H2O揮發(fā)性酸組成銨鹽，分解產(chǎn)物一般為氨和相應(yīng)的酸：NH4Cl NH3HCl揮發(fā)性酸組成的銨鹽，則逸出氨：(NH4)2SO4 NH3NH4HSO4氧化性酸組成的銨鹽，分解產(chǎn)物為N2或氮的氧化物：NH4NO2 N22H2ONH4NO3 210N2O2H2O二、 氮的氧化物、含氧酸及其鹽1、 氮的氧化物氮可形成多種氧化物：N2O、NO、N2O3、NO2(或N2O4)、N2O52、 氮的含氧酸及其鹽（1） 亞硝酸及其鹽制備：NONO2H2O 冷2HNO2亞硝酸不穩(wěn)定，僅存在于冷的稀溶液中：2HNO2N2O3H2ONONO2H2O (藍(lán)色) （紅棕色）亞硝酸鹽制備：Pb(粉)KNO3 KNO

21、2PbO亞硝酸及其鹽既有氧化性又有還原性，亞硝酸鹽在酸性溶液中是強(qiáng)氧化劑：NO2Fe22H NOFe3H2O2NO22I4H 2NOI22H2O亞硝酸鹽與強(qiáng)氧化劑作用時(shí)，可被氧化為NO3：5NO22MnO46H 5NO3+ 2Mn23H2O(2)硝酸及其鹽制備：4NH35O2催化劑 8004NO6H2O2NOO2 2NO23NO2H2O 2HNO3NO硝酸受熱分解：4HNO3 熱或光4NO2O22H2O硝酸為強(qiáng)氧化劑,與非金屬反應(yīng)：3C4HNO3 3CO24NO2H2O3I210HNO3 6HIO310NO2H2O與金屬反應(yīng)：Cu4HNO3(濃) Cu(NO3)22NO22H2O3Cu8HNO

22、3(稀) 3Cu(NO3)22NO4H2O4Zn10HNO3(稀) 4Zn(NO3)2N2O5H2O4Zn10HNO3(很稀) 4Zn(NO3)2NH4NO33H2O結(jié)論：與同種金屬反應(yīng)，硝酸越稀，氨被還原程度越大;與同濃度硝酸反應(yīng)，金屬越活潑，硝酸被還原程度越大。硝酸鹽受熱分解有三種情況：堿金屬與堿土金屬硝酸鹽分解產(chǎn)生亞硝酸鹽和氧氣：2NaNO3 2NaNO2O2活潑性較小的金屬（Li、Be、Mg、Cu）硝酸鹽分解產(chǎn)生相應(yīng)的金屬氧化物、NO2和O2：2Pb(NO3)2 2PbO4NO2O2活潑性更小的金屬（比Cu差）的硝酸鹽受熱分解為金屬單質(zhì)、NO2、和O2：2AgNO3 2Ag2NO2O2

23、NO3棕色環(huán)鑒定：再裝有硝酸鹽的試管中加入少量硫酸亞鐵晶體，沿試管壁小心加入濃硫酸，由于生成了棕色的配離子Fe(NO)(H2O)52+,在濃硫酸與溶液界面處會(huì)出現(xiàn)棕色環(huán)：3Fe2NO34H 3Fe3NO2H2OFe(H2O)62+NO Fe(NO)(H2O)52+H2O (棕色)三、 磷的含氧酸及其鹽1、磷酸磷酸的制?。篊a3(PO4)23H2SO4 2H3PO43CaSO42、磷酸鹽鑒定：PO4312MoO4224H3NH4 (NH4)3PO412MoO36H2O(黃色)6H2O3、 砷、銻、鉍及其重要化合物鉍酸鈉制備：Bi(NO3)2NaClO4NaOH保溫?cái)?shù)小時(shí) 90NaBiO33NaN

24、O3NaCl2H2O (黃色)砷酸鹽、銻酸鹽在強(qiáng)酸性溶液中才顯出明顯氧化性：H3AsO42H2I-H3AsO3I2H2O鉍酸鹽是強(qiáng)氧化劑：2Mn2+ + 5NaBiO3 + 14H+ 2MnO4- + 5Bi3+ + 5Na+ + 7H2O（此反應(yīng)鑒定Mn2）4、 砷、銻、鉍的鹽AsCl33H2O H3AsO33HCl2AsCl3 + 3H2S As2S3+ 6HClAs2S3 + 6OH- AsO33- + AsS33- + 3H2OAs2S3 + 3S22- 2AsS43- + S2AsS43- + 6H+ As2S5+ 3H2S四、碳族元素1、硅及其化合物硅的化學(xué)性質(zhì)不活潑，室溫時(shí)不與氧

25、、水、氫鹵酸反應(yīng)，但能與強(qiáng)堿或硝酸和氫氟酸的混合物溶液反應(yīng)。Si2NaOHH2O Na2SiO32H23Si4HNO312HF 3SiF44NO8H2O二氧化硅與一般的酸不起反應(yīng)，但能與氫氟酸反應(yīng)：SiO24HF SiF42H2O二氧化硅與氫氧化鈉或純堿共熔可制得硅酸鈉：SiO22NaOH Na2SiO3H2OSiO2Na2CO3 Na2SiO3+CO22、錫、鉛的重要化合物鉛丹和稀硝酸反應(yīng)如下：Pb2PbO44HNO3 2Pb(NO3)2PbO22H2O(2PbOPbO2)三氧化二鉛和稀硝酸反應(yīng)如下：PbPbO32HNO3 Pb(NO3)2PbO2H2OSn(OH)2、Pb(OH)2是Sn、

26、Pb的主要?dú)溲趸?，它們既溶于酸又溶于堿：Sn(OH)22H Sn22H2OSn(OH)22OH-Sn(OH)42-氫氧化鉛類(lèi)似SnCl2是重要還原劑，它能將汞鹽還原成白色的亞汞鹽：2HgCl2SnCl2 Hg2Cl2SnCl4(鑒定溶液中Sn2)Hg2Cl2SnCl2 2HgSnCl4在堿性溶液中Sn(OH)42可將鉍鹽還原成黑色的金屬鉍，這是鑒定Bi3一種方法：2Bi36OH3Sn(OH)422Bi3Sn(OH)62PbO2在酸性介質(zhì)中是強(qiáng)氧化劑：PbO24HCl(濃) PbCl2Cl22H2O2Mn25PbO24H 2MnO45Pb22H2O2PbO22H2SO4(濃) 2PbSO4O2

27、2H2OSn2在空氣中極易被氧化：2Sn2O24H 2Sn42H2O在配置SnCl2溶液時(shí)常加入一些錫粒：Sn4Sn 2Sn2鑒定Pb2或CrO42:Pb2CrO42PbCrO4(黃色，俗稱(chēng)鉻黃)PbCrO4可溶于過(guò)量堿生成Pb(OH)42:PbCrO4+4OH Pb(OH)42+ CrO42SnS2與金屬硫化物（或硫化銨）反應(yīng)，生成硫代硫酸鹽而溶解：SnS2S2-SnS32SnS能溶于多硫化銨生成硫代錫酸鹽：SnSS22-SnS32錫代錫酸鹽不穩(wěn)定，遇酸分解：SnS322H SnS2H2SPbS不溶于非氧化性稀酸和堿金屬硫化物，但可溶于稀硝酸和濃鹽酸：3PbS8H2NO3-3Pb23S2NO

28、4H2OPbS4HCl(濃) H2PbCl4H2S 第五章、過(guò)渡元素（一）1、鈦?zhàn)澹?）鈦的重要化合物TiO2H2SO4(濃) TiOSO4H2OTiO22NaOH(濃) Na2TiO3H2OTiO2可溶于氫氟酸：TiO26HF TiF62-2H2H2OTiCl4水解：TiCl4 + 3H2O H2TiO3 + 4HClTi3易在空氣中被氧化：4Ti3O22H2O 4TiO24H2、鉻族元素(1)各族元素概述Cr2易被空氣中氧氣氧化：Cr2H Cr2H24Cr24HO2 4Cr32H2O鉻還可與熱的濃硫酸作用：2Cr6H2SO4(熱，濃) Cr2(SO4)33SO26H2O（2）鉻的重要化合物1、鉻（）化合物Cr2O3是難溶的兩性化合物。Cr2O33H2SO4 Cr2(SO4)33H2OCr2O32NaOH 2NaCrO2H2O與酸性熔礦劑共熔：Cr2O3+ 3K2S2O7+ 6H+ 2Mn2+ +5O2+ 8H2O2、鉻()鹽還原劑：2Cr(OH)4- + 3Br2+ 8OH- 2CrO42- + 6Br-+ 8H2O（綠色） （濃鹽酸） （黃色）3、鉻（）的化合物強(qiáng)氧化性：Cr2O72- + 3H2S+ 8H+ 2 Cr3+ + 3S+ 7H2O Cr2