篇一：无机及分析化学复习知识点(大一,老师整理)
第一章 绪论...................................................................................................................................... 2
第三章 化学热力学初步................................................................................................................... 3 基本概念 .............................................................................................................................................. 3 rHm?的计算 .......................................................................................................................................... 3 反应的方向 .......................................................................................................................................... 3 ΔrG?m的计算 ........................................................................................................................................ 4
第四章 化学反应速率和化学平衡化学反应速率 ............................................................................ 4
θ ........................................................................................................................... 4 ΔrGθ??RTlnKm
非标态下化学反应方向的判据为：当 Q<Kθ ΔrGm <0 反应正向自发；当 Q=Kθ ΔrGm=0 处于平衡状态；当 Q>KθΔrGm >0 反应正向非自发 ........................................................................ 5 多重平衡规则 ...................................................................................................................................... 5 化学平衡的移动(吕.查德里原理) ....................................................................................................... 5 有关化学平衡的计算 .......................................................................................................................... 5
第五章 物质结构基础 .................................................................................................................... 5 原子轨道(波函数)的角度分布图 ........................................................................................................ 6 电子云的角度分布图 .......................................................................................................................... 6 电子云的径向分布图 .......................................................................................................................... 6 四个量子数的取值及物理意义 .......................................................................................................... 6 核外电子分布的一般原则 .................................................................................................................. 7 电子层结构与元素周期律（通过电子排布式能知道元素在周期表中的位置，反之亦然） ....... 7 价键理论 .............................................................................................................................................. 8 杂化轨道理论 ...................................................................................................................................... 8
NaCl,KCl .......................................................................................................................................... 9
第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法 ..................................................................................................... 10 酸碱质子理论 .................................................................................................................................... 10 各种溶液pH值的计算 ..................................................................................................................... 10 滴定分析概述 .................................................................................................................................... 11
第七章 沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用 .............................................................................. 13
第八章 氧化还原平衡与氧化还原滴定法 ...................................................................................... 13
电动势和吉布斯函数变的关系△G ＝－nFε .................................................................................. 13 氧化还原反应的平衡常数的计算 .................................................................................................... 14 氧化还原滴定法 ................................................................................................................................ 14
第九章配位平衡与配位滴定 ..................................................................................................... 14 配离子在溶液中的解离平衡 ............................................................................................................ 14 乙二胺四乙酸：简称EDTA ，通常用H4Y表示，由于乙二胺四乙酸溶解度小，所以滴定时用的是乙二胺四乙酸二钠，还是称为EDTA ................. 15 稳定常数： ........................................................................................................................................ 15 配位滴定法 ........................................................................................................................................ 16
无机化学及分析化学总结
第一章 绪论
? 系统误差：由固定因素引起的误差，具有单向性、重现性、可校正
? 偶然误差：随机的偶然因素引起的误差， 大小正负难以确定，不可校正，无法避免，
服从统计规律
（1）绝对值相同的正负误差出现的概率相等
（2）大误差出现的概率小，小误差出现的概率大。
? 准确度: 在一定测量精度的条件下分析结果与真值的接近程度，用误差衡量
? 精密度(precision):多次重复测定某一量时所得测量 值的离散程度。用偏差衡量 ? 准确度与精密度的关系：精密度好是准确度好的前提；精密度好不一定准确度高 ? 测定结果的数据处理
(1)对于偏差较大的可疑数据按Q检验法进行检验，决定其取舍；
(2) 计算出数据的平均值、平均偏差与标准偏差等；复习p12例题
? 有效数字及其计算规则
有效数字:实际能测得的数据，其最后一位是可疑的。对于可疑数字一般认为有±1的误差 例： 滴定管读数21.09 mL分析天平读数 0.2080 g 最后一位为可疑值
注意: (1) “0”的作用：有效数字（在数字的中间或后面）定位作用（在数字的前面）
(2)对数值(pH、pOH、pM、pK等)有效数字的位数取决于小数部分的位数。
计算规则：(1) 加减法:计算结果小数点后的位数与小数点后位数最少的数据一样。
(2)乘除法（乘方、开方、对数）计算结果的有效位数与有效位数最少的数据一样。
第三章 化学热力学初步
基本概念：化学反应进度、体系与环境、状态与状态函数(状态函数的特征)、热与功(热与功的符号、体积功的计算W??p??V)、内能和热力学第一定律(热力学定律第一定律数学表达式ΔU = Q + W)
?rH?m的计算
△rHm：摩尔反应焓变，对于给定的化学反应,反应进度为1mol时的反应热
?rH?m：化学反应中，任何物质均处于标准状态下，该反应的摩尔反应焓变
?fH?m：在温度Ｔ及标准态下，由参考状态单质生成1mol物质Ｂ的标准摩尔反应焓变即为物质Ｂ在Ｔ温度下的标准摩尔生成焓。参考状态单质的标准生成焓为零。
1.利用?fH?m计算?rH?m
????rH?
m(298.15K)???B?fHm.B(298.15K)， ?rHm≈?rHm (298.15K)；
B
2.盖斯定律：在恒容或恒压同时只做体积功的情况下，任一化学反应，不论是一步完成的，还是分几步完成的，其化学反应的热效应总是相同的，即化学反应热效应只与始、终状态有关而与具体途径无关。根据盖斯定律若化学反应可以加和，则其反应热也可以加和。 反应的方向
热力学中，有两条重要的自然规律控制着所有物质系统的变化方向
(1)从过程的能量变化来看，物质系统倾向于取得最低能量状态；(2)从系统中质点分布和运动状态来分析，物质系统倾向于取得最大混乱度。
热力学中，体系的混乱度用熵来量度的。符号:S
对于物理或化学变化而论，几乎没有例外:一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值增大，即： ?S > 0；如果气体分子数减少，?S < 0。
标准摩尔反应熵变的计算：?rS?
m(298.15K)???S
B?Bm.B(298.15K),
?rS?m≈?rS?m (298.15K)
? 用熵变判断反应自发性的标准是,对于孤立系统:
ΔS(孤) >0 自发过程；ΔS(孤) =0 平衡状态；ΔS(孤)<0非自发过程
? 判断反应方向的判据是ΔG(适用条件：恒温恒压只做体积功)：
ΔG < 0自发过程；ΔG > 0非自发过程；ΔG = 0平衡状态
? ΔH、ΔS对反应自发性的影响（ΔG =ΔH- TΔS）
ΔH<0, ΔS>0,则ΔG<0,任意温度下均自发
ΔH>0, ΔS<0,则ΔG>0,任意温度下均非自发
ΔH>0, ΔS>0,则高温下ΔG<0, 低温下ΔG>0，即高温自发，低温非自发
ΔH<0, ΔS>0,则高温下ΔG>0, 低温下ΔG<0，即高温自发，低温非自发
ΔrG?m的计算
(1)利用标准摩尔生成吉布斯函数计算
???rG?
m(298.15K)???B?fGm.B(298.15K)(只有298.15K时的ΔfGm,B 数据，该方法只能
B
计算298.15K时的ΔrG?m)
(2)任意温度下的ΔrG?m可按吉布斯——亥姆霍兹公式近似计算
ΔrG?m(T)≈ΔrH?m (298.15K)-TΔrS?m(298.15K) (ΔrH?m—KJ·mol-1, ΔrS?m—J·mol-1·K-1注意单位换算) ? 反应自发进行的温度范围的计算
ΔrG?m(T)≈ΔrH?m (298.15K)-TΔrS?m(298.15K)
ΔrH?m (298.15K)-TΔrS?m(298.15K)<0 (反应自发)
ΔrH?m (298.15K)和ΔrH?m (298.15K)可以通过热力学数据算出，从而可求出自发进行的温度范围。（p58例3-7）
第四章 化学反应速率和化学平衡化学反应速率 ? 化学反应速率的表示方法（浓度随时间的变化）瞬时速率、平均速率
? 化学反应速率理论（碰撞理论、过渡状态理论）
活化分子、活化能（能用化学反应速率理论解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响） ? 质量作用定律（只适用于基元反应）、速率方程、反应级数
? 影响反应速率的因素
（1）内因：反应的活化能大小；（2）外因：浓度、温度、催化剂（不要求计算）
? 标准平衡常数 Kθ
(1) Kθ表达式的书写 溶液用相对平衡浓度表示，cBθ?1即平衡浓度除以c (1 mol?L) c?
气体用相对平衡分压表示，pBθ即平衡分压除以p (100 kPa),标准平衡常数是量纲为1的量。?p
复相反应中，固体、纯液体和溶剂不写入式中，即用“1”表示
θ（2）Kθ的求算：a通过表达式求得；b由ΔrGθm??RTlnK求得
θΔrGθm??RTlnK
(1) 此式把动力学与热力学联系起来，只要知道了某温度下反应的标准摩尔吉布斯函数变
θΔrGθm，就可以求出反应的标准平衡常数K。
(2) ΔrGθ，则Kθ值愈大，反应达到平衡时进行得愈完全。 m值愈小（越负）
非标态下化学反应方向的判据为：当 Q<Kθ ΔrGm <0 反应正向自发；当 Q=Kθ ΔrGm=0 处于平衡状态；当 Q>KθΔrGm >0 反应正向非自发
多重平衡规则
若干反应方程式相加（减）所得到的反应的平衡常数为这些反应的平衡常数之积（商）。
????反应1=反应2+反应3K1 ?K?
2?K?
3；反应1=反应2-反应3K1?K2/K3
??m反应1=m×反应2K1?(K2)
化学平衡的移动(吕.查德里原理)
1.浓度(分压) 、总压力对化学平衡的影响（此时温度不变，因而Kθ为定值）
2.温度对化学平衡的影响(影响Kθ)
升高温度，平衡向吸热反应方向移动，降低温度，平衡向放热反应方向移动，
有关化学平衡的计算
1.写出反应方程式；2.找出各物质的初始浓度(分压)；3.设定未知数表示出各物质的平衡浓度(分压)4.表示出平衡常数(标准平衡常数或实验平衡常数) →得到方程5.求解方程解出未知数（p87例4-10）
第五章 物质结构基础
? 微观粒子运动的特征是波粒二象性，具体体现为量子化(能量不连续)和统计性 ? 微观粒子质量小，运动速度大，如电子在原子核为10-10m的范围内以106～108m/s
的速度运动（没有固定的轨迹，不服从牛顿定律）→微观粒子的位置与动量不能同时准确测定
? 微观粒子运动的统计性
单个电子的位置和动量不能同时准确测定，但是一个电子的多次运动，或大量电子的运动是有规律的。即电子在原子核外任何空间都能出现，只是在某些空间范围出现的概率大，某些空间范围出现的概率小
? 波函数
（1）波函数?(r, ? , ?)和其对应的能量E代表了核外电子的一种运动状态,所以波函数又称为原子轨道(函)， 原子轨道不再是经典力学中描述的某种确定的几何轨迹。
(2)波函数?(r, ? , ?)没有明确的物理意义，只是电子的运动状态满足波函数的函数式。 |?|2表示空间某处体积内电子出现的概率(即概率密度)
篇二：最全的大学无机化学有机化学知识点
无机化学部分
第一章 物质存在的状态
一、气体
1、气体分子运动论的基本理论
①气体由分子组成，分子之间的距离>>分子直径；
②气体分子处于永恒无规则运动状态；
③气体分子之间相互作用可忽略，除相互碰撞时；
④气体分子相互碰撞或对器壁的碰撞都是弹性碰撞。碰撞时总动能保持不变，没
有能量损失。
⑤分子的平均动能与热力学温度成正比。
2、理想气体状态方程
①假定前提：a、分子不占体积；b、分子间作用力忽略
②表达式：pV=nRT；R≈8.314kPa2L2mol?12K?1
③适用条件：温度较高、压力较低使得稀薄气体
④具体应用：a、已知三个量，可求第四个；
WWb、测量气体的分子量：pV=RT（n=） MM
WWRTRTc、已知气体的状态求其密度ρ：pV=RT→p=→ρ=p MMVMV
3、混合气体的分压定律
①混合气体的四个概念
a、分压：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同体积时的压力；
b、分体积：相同温度下，某组分气体与混合气体具有相同压力时的体积
c、体积分数：φ=v1 v2
d、摩尔分数：xi=ni n总
②混合气体的分压定律
a、定律：混合气体总压力等于组分气体压力之和；
某组分气体压力的大小和它在混合气体中体积分数或摩尔数成正比
b、适用范围：理想气体及可以看作理想气体的实际气体
c、应用：已知分压求总压或由总压和体积分数或摩尔分数求分压、
4、气体扩散定律
①定律：T、p相同时，各种不同气体的扩散速率与气体密度的平方根成反比：
u1 =u2p1M1= (p表示密度) p2M2
②用途：a、测定气体的相对分子质量；b、同位素分离
二、液体
1、液体
①蒸发气体与蒸发气压
A、饱和蒸汽压：与液相处于动态平衡的气体叫饱和气，其气压叫做饱和蒸汽压
简称饱和气；
B、特点：a、温度恒定时为定值；
b、气液共存时不受量的变化而变化；
c、物质不同，数值不同
②沸腾与沸点
A、沸腾：当温度升高到蒸汽压与外界压力相等时，液体就沸腾，液体沸腾
时的温度叫做沸点；
B、特点：a、沸点的大小与外界压力有关；外界压力等于101kPa时的沸点
为正常沸点；b、沸腾是液体表面和内部同时气化的现象
2、溶液
①溶液与蒸汽压
a、任何物质都存在饱和蒸汽压；
b、纯物质的饱和蒸汽压只与物质本身的性质和温度有关；
c、一定温度下饱和蒸汽压为常数；
d、溶液蒸汽压的下降：△p=p纯液体-p溶液=K2m
②溶液的沸点升高和凝固点的下降
a、定量描述：沸点升高 △Tb=Kb2m
凝固点下降△Tf=Kf2m
仅适用于非电解质溶液
b、注 意：①Tb、Tf的下降只与溶剂的性质有关
②Kb、Kf的物理意义：1kg溶剂中加入1mol难挥发的非电解
质溶质时，沸点的升高或凝固点下降的度数
c、应用计算：i、已知稀溶液的浓度，求△Tb、△Tf
ii、已知溶液的△Tb、△Tf求溶液的浓度、溶质的分子量
d、实际应用：i、制冷剂：电解质如NaCl、CaCl2
ii、实验室常用冰盐浴：NaCl+H2O→22°C
CaCl2+H2O→-55°C
iii、防冻剂：非电解质溶液如乙二醇、甘油等
③渗透压
a、渗透现象及解释：
渗透现象的原因：半透膜两侧溶液浓度不同；
渗透压：为了阻止渗透作用所需给溶液的额外压力
b、定量描述：Vant'Hoff公式：
nRT ∏V=nRT ∏=即∏=cRT V
∏为溶液的渗透压，c为溶液的浓度，R为气体常量，T为温
度。当浓度c较小时，可近似为c≈m
④非电解质稀溶液的依数性
a、难挥发非电解质稀溶液的蒸汽压下降、凝固点下降、沸点上升和渗透压变
化都与溶液中所含的种类和性质无关，只与溶液的浓度有关，总称溶液的依数性，也叫非电解质稀溶液的通性。
b、注意：上述非电解质稀溶液的有关计算公式用于电介质稀溶液时要乘以
相应电解质中溶液中的质点数；但浓溶液不能用上述公式计算。
三、胶体
1、胶体的组成：分散相+分散介质+稳定剂
2、胶体的性质：
①光学性质：丁达尔效应————胶团对光的散射现象；
②动力性质：布朗运动—————胶团粒子的不规则运动；
③电学性质：电泳现象—————胶粒在电场下的不规则运动
3、溶胶的稳定性
①动力学稳定性：胶团运动
②聚集稳定性：胶粒的带电性使同种电荷有排斥作用；
③热力学稳定性：胶体粒子因很大的比表面积而能聚集成大颗粒
4、胶体的聚沉———关键：稳定性的去除
①加电解质，如明矾使水净化（吸附电荷）；
②与相反电性的溶胶混合；
③加热
第二章 化学动力学初步
一、化学反应速率
①表达：化学反应速率可用反应物或生成物的浓度随时间的变化率来表示。 ②数学表达式：对于反应A→B：vA=??cA?c或vB?B tt
注：以反应物浓度减少和生成物浓度增大和生成物浓度增大表示是符号不同；用不同物质浓度来表示反应速率不同。
2、反应进度
①定义：对于化学计量方程式，若定义d??vB?dnB,称?为反应进度。?表示
物质变化量除以相应的计量系数。 ②表达式：???1?nB
?B?nB?n0?B,?B表示化学计量系数。
③表式意义：表示一个反应进行的程度；其纲量为摩尔；??1mol指按化学计量
方程式进行一个单位的反应
④注 意：反应进度?的表示与计量方程式的写法有关。
3、速率方程和速率常数
①速率方程：把反应物浓度和反应速率联系起来的数学表达式。
对于反应：aA+Bb→gG+hH
反应速率v=k2cm（A）2cn（B），即为速率方程式，式中的常数k
即为反应速率常数。
②反应速率常数：
a、物理意义：k只取决于反应的本性（Ea，活化能）和温度；
b、注意事项：k是温度的函数，与浓度的大小无关；
k的单位即量纲，随速率方程变化而变化；
k一般由实验测得，只有基元反应可以直接写出。
③速率方程的实验测定
作图法：由浓度—时间动力学曲线可得到斜率k及速率常数； 初速法：可得到个反应的反应级数
4、基元反应和非基元反应
①基元反应：反应物分子在有效碰撞过程中经过一次化学变化就能转化为产物的
反应；
注 意：由一个基元反应构成的化学反应又称简单反应；
只有基元反应才能根据质量作用定律直接写出速率方程
②非基元反应：反应分子需经过几步反应才能转化为反应产物的反应。
注意：非基元反应的速率方程不能根据反应式写出速率方程，必须根据
实验测定的结果有反应历程推出，并验证；
复杂的非基元反应→分成若干个基元反应→最慢一步发宁作为苏
空反应步骤
5、反应级数
①定义：速率方程中各反应物浓度的指数；
②说明：如v=k2cm(A)?cn(B)则反应物A的反应级数为m，反应物B的反应级
数为n；总反应级数为m+n
③注意：a、反应级数表示了反应物浓度对反应速率影响的大小关系；反应级数
只能由实验测定；
b、反应级数可以是整数、分数、零或负数；
c、零级反应的反应速率与反应物浓度无关
④反应级数的确定
基本方法
a、测定反应物浓度c随时间t的变化；
b、作c-t图像，求个时刻的速度v；
c、分析v与浓度c的变化关系，确定m、n
二、化学反应速率理论
1、碰撞理论
①主要内容：反应物分子间的相互碰撞是反应进行的必要条件，反应物分子碰撞
频率越高，反应速率越快，但并非每次碰撞都能引起反应发生，能
发生化学反应的碰撞为有效碰撞
②有效碰撞发生的条件：
a、相互碰撞的分子应有适合的碰撞取向；
b、相互碰撞的分子必须具有足够的能量。把能够发生有效碰撞的分子
称为活化分子
③根据碰撞理论，增大化学反应速率的方法：
a、增大单位时间内分子碰撞的总数————增大浓度；
b、增大碰撞总数中有效碰撞的百分数———升高温度
④活化能：碰撞理论认为，活化能是活化分子的平均能量与反应物分子的平均能
量之差
2、过渡态理论
①主要内容：化学反应并不是通过简单碰撞就能完成的，而是在反应物到生成物
的过程中 经过一个高能的过渡态，处于过渡态的分子叫做活化络合
物。活化络合物是一种是一种高能量的不稳定的反应物原子组合体，
它能较快的分解为新的能量较低的生成物。
②活化能Ea：过渡态理论认为，活化能是反应物分子能量与处于过渡态的活化
络合物分子的平均能量之差
3、活化能：决定反应速率的内在因素
①活化能在一定温度范围内可认为是常数；
②活化能对反应速率的影响很大；Ea越小，反应速率越大；
③催化剂可以改变反应的活化能，故可以降低化学反应速率
三、影响化学反应速率的因素
1、浓度：由速率方程v=k2cm(A)cn(B)知，浓度对化学反应速率有一定的影响 压强对化学反应速率与的影响是通过浓度来实现的。
2、温度
①范特霍夫规则：对于一般的化学反应，温度每升高10K，反应速率增加2-4倍 ②阿伦尼乌斯公式：
a、表达式：k?Ae?Ea
RT，其中，A为特征常数，既指前因子；Ea为经验常数即活
化能，k为反应速率常数，R为摩尔气体常数8.314J?mol?K?1，e为自然对数底，该公式的对数形式为lgk?lgA?Ea 2.303RT
b、应用：（1）求某一温度下某反应的k：
篇三：大学无机化学重要方程式总结
1. 2F2 + 2H2O == 4HF + O2
2. 2IO3― +5HSO3— == 5SO42— + I2 +3H+ + H2O
3. CaF2 + H2SO4 (浓) == CaSO4 + 2HF
4. NaCl + H2SO4 (浓) == NaHSO4 + HCl↑
5. I2+ 10HNO3 == 2HIO3 + 10NO2↑ + 4H2O
6. 2Cl2 + 2Ca（OH）2 == Ca（ClO）2 + CaCl2 + 2H2O
7. IO3―+ 5I― + 6H+ == 3I2 +3H2O
8. 3Cl2 + 6NaOH(850C) == 5NaCl+NaClO3+3H2O
9. 2KMnO4 + 5 H2O2 + 3H2SO4 == 2MnSO4 +K2SO4 +5O2↑+ 8 H2O
10. 2KMnO4 + 5 H2S + 3H2SO4 == 2MnSO4 +K2SO4 +5S↓+ 8 H2O
11. Na2S2O3 + I2 == Na2S4O6 + 2 NaI
12. （NH4）2Cr2O7(加热)== N2↑+Cr2O3 + 4H2O
13. 2 MnO4- +5 NO2- + 6 H+ ===2Mn2+ + 5NO3- + 3 H2O
14. Au + HNO3 + 4HCl == H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O
15. 3Pt + 4HNO3 + 18HCl == 3H2[PtCl6] + 4NO↑ + 8H2O
16. 2KNO3 （加热）== 2KNO2 + O2
17. 2Pb（NO3）2 （加热）== 2PbO + 4NO2↑+ O2↑
2 Cu(NO3)2（加热）=== 2 CuO + 4 NO2↑+ O2↑
18. 2AgNO3 （加热）== 2Ag + 2NO2↑+ O2↑
19. 3Ag + 4HNO3(稀) == 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O
20. 3PbS+ 8HNO3（稀） == 3Pb（NO3）2 + 3S↓ + 2NO↑ + 4H2O
21. As2S3 + 6NaOH == Na3AsO3 + Na3AsS3 + 3H2O
22. CaF2 + 3 H2SO4 (浓) + B2O3== 3 CaSO4 + 3 H2O + 2 BF3
23. SiO2 +4 HF == SiF4↑+2 H2O
24. H3BO3 + 3CH33)3 + 3H2O
25. Si + 2NaOH + H2O == Na2SiO3 + 2H2↑
26. CaSiO3 + 6HF == CaF2 + SiF4 + 3H2O
27. 2 Na2O2 + 2 CO2 ==== 2Na2CO3 + O2
28. CaH2 + 2H2O == Ca(OH)2 +2 H2↑
29. PbO2 +2 H2SO4 ===2PbSO4 + O2↑+ 2H2O
30. PbO2+ 4HCl→PbCl2 + Cl2↑+ 2H2O
31. 2Cu + O2 + H2O + CO2 == Cu(OH)2·CuCO3
32. 2Cu2+ +4I― == 2CuI↓ + I2
33. Cu2O+ H2SO4 → Cu + CuSO4
34. HgCl2 + 2 NH3 === Hg(NH2)Cl↓+ NH4Cl
35. Hg2Cl2+ 2NH3 → Hg ↓+ Hg(NH2)Cl↓+ NH4Cl
36. Hg22+ + 2 OH－（S2— 、I—）== Hg ↓+HgO↓ + H2O
37. Hg(NO3)2 + 4KI == 2KNO3 + K2[HgI4]
38. Hg2Cl2 + H2S== Hg↓+HgS↓ + 2HCl
39. HgCl2 + SnCl2（适量）====SnCl4 + Hg2Cl2↓(白色)
Hg2Cl2↓(白色) + SnCl2 ==2Hg ↓+ SnCl4
Hg2Cl2 +SnCl2 +2HCl =2Hg + H2SnCl6
40. 2 Mn2+ + 5S2O82― + 8H2+ + 10SO42― + 2 MnO4―
41. Mn2+ + 5 NaBiO3- + 14 H+ === 2MnO4- + 5Bi3+ + 7 H2O + 5 Na+
42. 5PbO2 + 2 Mn2+ + 6 H+==5 Pb2+ + 2MnO4－+ 2H2O
43. 5H5IO6 + 2Mn2+== 2MnO4-+ 5IO3-+ 7H2O+ 11H+
44. 2MnO4－ + 5C2O42－ + 16H+ == 2 Mn2+ + 10 CO2↑+ 8 H2O
45. 3MnO2 + KClO3 + 6KOH=== 3K2MnO4 + KCl + 3 H2O
46. MnO2 + 2H2SO4 ===2MnSO4 + O2↑ + 2H2O
47. Cl2 + 2K2MnO4 == 2KMnO4 + 2KCl
48. 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
49. MnO4－ + SO32- （酸性、中性、碱性）→
50. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
51. 2 CrO2－ + 3 H2O2 + 2 OH－ == 2CrO42－ + 4 H2O
52. Cr2O72- + 4Ag+ + H2O == 2Ag2CrO4↓ + 2H+
Cr2O72- +2Pb2+ +H2O= 2PbCrO4 +2H+
53. Cr2O72- + 3SO32- + 8H+ ==2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O
54. V2O5 + 6 NaOH=== 2Na3VO4 + 3H2O
55. V2O5 + 6HCl === 2VOCl2 + Cl2↑ + 3H2O
56. TiO2 + 6HF == H2[TiF6] + 2H2O
57. 2Co(OH)3 + 6HCl == 2CoCl2 + Cl2↑ +6H2O
58. Fe2(SO4)3 + SnCl2 + 2HCl == 2FeSO4 + SnCl4 + H2SO4
59. 2 Fe3+ +2 I－=== 2 Fe2+ +I2
60. 2FeCl3 + H2S == 2FeCl2 + S + 2HCl
61. Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ == 2Cr3+ +6Fe3+ + 14H2O
62. 8 HNO3（稀） + 3Cu ? 3Cu(NO3)2 +2NO? +4H2O
63. 2Fe3+ +3CO32－ +3H2O ? 2Fe(OH)3 ? +3CO2 ?
64. 2KO2 + 2H2O? 2KOH + H2O2 + O2
65. Cr(OH)4- + Br2 + OH- = CrO42- + Br- + H2O
66. BF3 + F- =[BF4]-
《大一无机化学重点》
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