大学无机化学方程式整理

1、百度文库27第一章氢及稀有气体1 .氢气的制备实验室：Zn+2HCl=ZnCl2+H军事上：Ca” +2H2O - Ca (OH) 2 + 2H2T2 .稀有气体化合物第一个稀有气体化合物：Xe + PtF6 -Xe+ PtF6(无色)(红色) (橙黄色)氤的氟化物水解：2XeF2+2H 2O -2Xe T +4HF+ Q T6XeF4 + 12H2O = 2XeO3 + 4XeT+302T +24HF XeF6+3H2O -XeO3+6HF氤的氟化物为强氧化剂：XeF2 + H2 -> Xe + 2HFXeF2 + H2O2 -> Xe + 2HF + 02 T第二章碱金属与碱土

2、金属元素/一、碱金属与碱土金属(钺、镁除外)元素溶于液氨， 生成溶剂合电子和阳离子成具有导电性的深蓝色溶液。碱金属 M(S) + (x+y)NH3M+(NH3)x +e-(NH3)y碱土金属M(S) + (x+2y)NH3:工M2+(NH3)x + 2e-(NH3)y二、氢化物氢化物共分为 离子型、共价型、过渡型/ 离子型氢化物是极强的还原剂：Ti04+4NaHf Ti +4NaCl +2H2 TLiH能在乙醍中同B3+ Al3+ Ga3+等的无水氯化物结、 合成复合氢化物，如氢化铝锂的生成。4LiH + AlCl 3 -m* LiAlH 4 + 3LiCl氢化铝锂遇水发生猛烈反应LiAlH

3、4 + 4H2O=LiOH J+ Al(OH) 3 ；+ 4H 2 T三、氧化物1、正常氧化物碱金属中的锂和所有碱土金属在空气中燃烧时，分别生成正常氧化物 Li2。和MO o其他碱金属正常的氧 化物是用金属与他们的过氧化物或硝酸盐相作用制 得。Na2O2 + 2Na=2Na2。/2KNO 3+ 10K=6K 20+ N2 T/碱土金属氧化物也可以由他们的碳酸盐或硝酸盐加 热分解得到。CaCO3CaO + CO2 T2Sr（NO3）22SrO + 4NO2+ O2 T2、 过氧化物与超氧化物过氧化物是含有过氧基（ O-O-）的化合物，可 看作是“。2的衍生物。除钺外，所有碱金属和碱土金属都能 形

4、成离子型过氧化物。/2Na+O2 300c吟 Na2O2/除锂、钺、镁外，碱金属和碱土金属都能形成超氧化 物。K + O2=KO23、 臭氧化物在低温下通过 O3与粉末状无水碱金属（除 Li外）氢 氧化物反应，并用液氨提取，即可得到红色的MO3固体：3MOH（S） + 2O3（g）=2MO 3（s） + MOH H 2O（s） + 1/2O2（g）四、氢氧化物、碱金属和碱土金属的氧化物 （除BeO、MgO外）与水作用， 即可得到相应的氢氧化物，并伴随着释放由大量的热： M2O+ H2O=2MOH/MO+H 2O=M（OH） 21、 碱金属和碱土金属的氢氧化物的碱性 /碱金属和碱土金属氢氧化物

5、除Be （OH） 2外均成碱 性，同族元素氢氧化物碱性均随金属金属元素原子序数 的增加而增强。氢氧化物酸碱性递变规律可用R-O-H规则表示。/R。-+H + R O HH R +OH -离子势 小坐日离子电荷/阳离子半径小的值越大，按酸式电离；反正，按碱式电离。2、 碱金属和碱土金属溶解性碱土金属氢氧化物的溶解度比碱金属氢氧化物小得多，并 且同族元素的氢氧化物的溶解度从上往下逐渐增大。五、盐类晶体类型：离子晶体，具有较高的熔沸点。颜色：碱金属离子（M + ）和碱土金属离子（M2+）都是无色 的。热稳定性：碱金属盐具有较高的热稳定性，唯有硝酸盐热稳定性较差。4LiNO 3 6500c >2

6、Li 2O+ 4NO2T+ O2 T2NaNO3-83*2NaNO2+ O2 T2kno 330 2KNO 2+ O2 T/第三章卤素和氧族元素mAV A族同族元素从上往下低氧化数化合物稳定性增强，高氧化数化合物的稳定性减弱，这种现象称为惰性电子队效应”。一、卤素单质(1)卤素与单质的反应卤素单质都能与氢反应：X2+H2f 2HX(2)卤素单质与水反应卤素单质与水发生两类反应，第一类是对水的氧化作用：2X2+ 2H2。4HX + O2T/第二类是卤素的水解作用，及卤素的歧化反应：X2+ H2OH + + X+HXO /F2氧化性强，只能与水发生第一类反应，。2、Br2缓慢的置换由水中的氧。碘非

7、但不能置换由水中的氧，相反，氧作用于HI溶液会使I2析由：/2I +2H+1/2O2=I2+H2O氯气的制备：工业上：MgCl 2（熔融）卫生Mg + Cl2 T实验室：MnO2+4HCl（浓）,MnCl2+Cl2?+ 2H2O 2KMnO 4+16HC1（浓）f 2MnCl2 + 2KCl +5CI2T+ 8H2O澳的制备：CI2+ 2Br"> 2C+ B2工业上用海水提取澳：3CO32 + 3Br2f 5Br - + BrO 3- + 3CO2 T、5Br一+ BQ3+ 6H+f 3Br2+3H2。碘的制备：碘可以从海藻中提取C12 + 2I"-2C1+I2/12

8、+1=I3/注意：制碘过程中应避免加入过量氯气，因为过量氯气会把碘近一步氧化成碘酸：I2 + 5C12 + 6H 2Of 2IO3 +10Cl+12H+/二、卤化氢与氢卤酸工业上盐酸制备： H2+C12f 2HC1制备氟化氢及少量卤化氢：CaF2+ 2H2SO4（浓）Ca（HSO4）2+ 2HFTNaCl + H2SO4（浓）NaHSO4+ HC1 T澳化氢和碘化氢不能用浓硫酸制备，因为浓硫酸可将澳化氢和碘化氢部分氧化为单质：H2SO4（浓）+ 2HBr 上*B SO2 T+ 2H2。H2SO4（浓）+ 8HI 4I2+ H 2s T+ 4H 2O磷酸能代替硫酸反应制备澳化氢与碘化氢，但因磷酸

9、成本高用磷代替：3Br2+ 2P+ 6H2O"2H3PO3+ 6HBr T3I2+2P+6H2O,2H3PO3+6HI T /三、氯的含氧酸及其盐1、次氯酸及盐氯气和水作用生成次氯酸盐：CI2+H2OHHCIO + HCI次氯酸分解有以下三种方式：2HC1O2HCl + O2?分解)3HC1O 二*2HCl + HC1O 3(歧化)2HC1O 脱水剂 > CI2O+ H2O(脱水)把氯气通入冷碱溶液，可生成次氯酸盐，反应如下：CI2+ 2NaOH f NaClO + NaCl + H2O2Cl2+3Ca(OH)2 40度以下> Ca(ClO)2+CaCl2 Ca(OH)2

10、 H2O+H2O2、氯酸及盐制备：Ba(ClO3”+ H2SO4-BaSO4 ；+ 2HCIO3/氯酸仅存在于溶液中，含量提高到40%即分解:/8HC1O 3f 4HC1O 4+ 302 U 2cI2 T+ 2H2O /氯酸是强酸，又是强氧化剂，它能将碘氧化为碘酸：2HC1O3+I2f 2HIO3+C12T氯酸钾是最重要的氯酸盐,/在催化剂存在时，200 C下即可分 解为氯化钾和氧气：/2KC1O 3*-2KC1 +3。2 T在400 C左右，如果没有催化剂，主要分解为高氯酸钾和氯化钾：4KC10 3f 3KC1O4+KC1'氯酸盐通常在酸性条件下显氧化性：' CIO3+6P+

11、6H + f 3I2 + C+ 3H20氯酸钾的制备：NaC1 +3H20NaC1O3+3H2 TNaClO 3 + KC1KC10 3+ NaCl3、 高氯酸及盐高氯酸的制备：KC10 4+ H2SO4HC1O4+ KHSO4无水高氯酸比较稳定，浓高氯酸不稳定，受热分解：4HC10 42c12 U 702 U 2H2O/先将酸的含氧酸及其盐的氧化性、热稳定性和酸性总结如下酸性增加氧化性减弱热稳定性增加-u, 氧clclclcl 含 H H H H含氧酸盐MC1OMC1O2MC1O3MC1O4热稳定性增加氧化性减弱热稳定性增加氧化性减弱岁丫齿素离子的鉴定(1) C/的鉴定氯化物溶液中加入 Ag

12、NO3,即有白色沉淀生成，该沉淀不溶于HNO3,但能溶于稀氨水，酸化时沉淀重新析生：_ 一 A _p_ ICl +Ag = AgCl J_+一上一AgCl +2NH3 = Ag(NH 3)2 +ClAg(NH 3)2+ + Cl +2H+ = AgClJ+2NH、(2) Bl的鉴定澳化物溶液中加入氯水，再加CHCl3或CCl4,振摇，有机相显黄©或红棕色：2 Br +Cl2 = B2+2 Cl/(3)厂的鉴定/碘化物溶液中加入少量氯水或加入FeCh溶液，即有I2生成。I2在CCl4中显紫色，如加入淀粉溶液则显蓝色：一 一 一._ 一2 I +。2 = I2+2 Cl2 I+2 Fe3

13、+ = I2+2 Fe2+五、氧族元素周期表中的VI A族元素，包括氧X O）、硫（S）、硒（Se）、 硫（Te）、针（Po）五个元素，通称为氧族元素。1、 氧和臭氧/（1）臭氧的分子结构：组成臭氧的3个分子呈V形排列，三 个氧原子采取sp2杂化，形成三电子四中心的大 兀键。以 月 表示，臭氧中无单电子，故为反磁性物质。（2）大兀键形成条件：（A）这些原子在同一平面上（B）每一原子有一互相平行的p轨道'（C） p轨道数目的两倍大于 p电子数大兀键用符号 企表示。其中a为组成大 兀键的原子数，b为 组成大兀键的电子数。（3）臭氧的鉴定：O3+2+ 2H+f I2+O2T+ H2O（可从碘

14、化 钾溶液中使碘析生）2、过氧化氢弱酸性H2O2是一极弱的二元弱酸：/H2O2 - H + +HO2-K,1=X1012HO2 -H + +O2-（过氧离子）H2O2的K、2更小。H2O2作为酸，可以与一些碱反应生 成盐，即为过氧化物（peroxide）,例如：H2O2+Ba(OH)2 = BaO2+2 H2O过氧化物不同于二氧化物/ (dioxide),在过氧化物分子中 存在过氧键，而二氧化物中则没有过氧键。热不稳定性纯的H2O2溶液较稳定些。但光照、加热和增大溶液的碱 度都能促使其分解。重金属离子(Mn2+、Cr3+、Fe3+、MnO?等)对H2O2的分解有催化作用。H2O2的分解反应是一

15、个歧 化反应：2H2O2 = 2H2 + O2为防止分解，通常把H2O2溶液保存在棕色瓶中， 并应存 放于阴凉处。氧化还原性在H2O2分子中O的氧化数为一1,处于中间价态，所以 H2O2既有氧化性又有还原性，也能发生歧化反应。例如，H2O2在酸性溶液中可将 氧化为 必 一 一 + H2O2+2 I +2 H = I2 + 2 H2O在碱性溶液中，H2O2可把绿色的Cr(OH) 41氧化为黄色的CrO42:/2Cr(OH) 4 +3 H2O2+2 OH- =2CrO42 +8 H2OH2O2的还原性较弱，只是在遇到比它更强的氧化剂时才 表现生还原性。例如：2MnO4 +5 H2O2+6 H+ =

16、2 Mn2+ + 5 O2 忏 8 H2O这一反应可用于高镒酸钾法定量测定H 2O2 o2、 硫化氢、硫化物和多硫化物 1、 (1)弱酸性氢硫酸是一个很弱的二元酸，可生成两类盐，即正盐(硫化物)和酸式盐(硫氢化物)。两类盐都易水解。、 / (2)还原性H2s中S的氧化数为2,因此H2s具有还原性，可被氧 化剂氧化到0、+4、+6三种氧化态。氢硫酸在空气中放置、 能被。2氧化，析由游离 S而浑浊：2 H2S+O2 = 2S； + 2 H2O强氧化剂在过量时可以将 H2s氧化成H2SO4：H2S+4 C12+4 H2O = 8HCI+H2SO4(3)硫化物的溶解性'金属硫化物大多难溶于水，

17、大多数具有特征的颜色。硫 化物的这些性质可以用于分离和鉴定金属离子。溶于稀盐酸： MnS、CoS、ZnS、NiS、FeS /溶于浓盐酸：SnS、Sb2s3、SnS2、Sb2s5、PbS、CdS、Bi 2s3溶于浓硝酸：CuS、As2s3、Cu2S/As2s5、Ag2s只溶于王水：HgS八Hg2s(4)S2-的鉴定S2一与盐酸作用，放由 H2s气体，可使醋酸铅试纸变黑， 这是鉴别s2一的方法之一： /S2 +2 H + = H2s TPb(Ac)2+H2s = Pb SJ (黑)+ 2HAc3、 多硫化物/在可溶硫化物的浓溶液中加入硫粉时，硫溶解生成相应的 多硫化物。Na2S+(x 1)SNa2

18、Sx (x=26)Sx2一称为多硫离子，随着硫原子数增加，具颜色从黄色经过 橙黄而变为红色。多硫化物与过氧化物相似，都具有氧化性和还原性。氧化性：SnS+S22 SnS(硫代锡酸根)还原性：4FeS2+ 1102f 2Fe2O3+ 8SO2 T多硫化物在酸性溶液中很不稳定，易歧化分解为硫化氢和单质硫：SL+ 2H+f H2s2-S J + H2ST /4、 硫的重要含氧化合物/(1)亚硫酸及其盐/它们以还原性为主：H2SO3+ I2+ H2O H2SO4+2HI-A2H2SO3+O2T 2H2SO4亚硫酸盐比硫酸具有更强的还原性：SO32+C12+ H2OfSO42+2Cr+2H+只有较强还原

19、剂作用下，才能表现由氧化性：H2SO3+ 2H2Sf 3S； + 3H2O亚硫酸盐受热易分解：4Na2SO33Na2SO4+ Na2s（2）硫酸及其盐Cu+2H2SO4 （浓）f CUSO4+SO2T +2H2。C+ 2H2SO4（浓）CO2 T + 2SO2 T + 2H2。Zn +2H2SO4（浓）f ZnSO4+SO2? + 2H2O由于锌的强还原性，同时还会发生下列反应：3Zn +4H2SO4（浓）f 3ZnSO4+S J + 4H2O/4Zn +5H2SO4（浓）-4ZnSO4+H2ST + 4H2O活泼金属的硫酸盐不稳定，高温下分解：CuSO4CuO + SO3 T2Ag 2SO4

20、f 4Ag + 2SO3 T + O2 T（3）焦硫酸及其盐/、制备：SO3+ H2SO4*H2s2O7焦硫酸与水作用生成硫酸：H2s2。7+ H2Of 2H2SO4焦硫酸盐进一步加热，生成硫酸盐：K2s2。7K2SO4+SO3 T焦硫酸盐作为熔矿剂：Al 2O3+ 3K2s2O7Al 2（SO4）3+ 3K2SO4（4）硫代硫酸及其盐制备：Na2SO3+ S - Na2s2O3硫代硫酸钠在酸性溶液中不稳定，易分解为单质硫和二氧化硫：$2。32+ 2H+-sj + sO2? + H2O /硫代硫酸钠是中强还原剂，与强化剂（如澳、氯等）作 用氧化为硫酸钠；与较弱氧化剂（如碘）作用被氧化为连 四硫

21、酸钠：s2O32 + 4C12+ 5H2Of 2sO42 + 8Cl+10H +2s2。32 + I 2 S4O62 + 2I鉴定 S2O32 :S2O32 + 2Ag fAg 2s2O3 J （白色）Ag 2S2O3+ H 2。-Ag 2S J （黑色）+ H2SO4 （白色沉淀分解, 颜色经黄色、棕色，最后变为黑色）/（5）过硫酸及其盐硫的含氧酸中含有过氧基（一 OO一）者称为过硫酸过二硫酸是无色晶体，不稳定，易水解生成硫酸与过氧化氢：H2s2。8+ H20fH2SO4+ H2SO5H2SO5+ H20fH2SO4+ H2O2过二硫酸盐为强氧化剂（过氧基存在），能将Mn2+氧化为紫红色 M

22、n04 :2Mn2+5S2O82 + 8H2Og*2MnO4 +10SO42 + 16H +（5） 连二亚硫酸钠/Na2s2O4制备:2NaHSO3+Zn"Na2s2O4+Zn（OH） 2连二亚硫酸钠是很强还原剂：Na2s2O4+O2+ H2。/NaHs03+ NaHs04第四章 氮、碳、硼族、氮族元素(1)氮气/制备：NH4CI + NaNO2。NH4NO2+ NaClNH4NO2-N2T + 2H2O(2)氨及镂盐1、氨工业上制备：N2+ 3H2高真!压下 2NH 3实验室：2NH4Cl + Ca(OH)2-CaCl2+2NH3? + 2H2O氨具有还原性：4NH 3+ 502黑

23、；4NO T + 6H2O1 隹亿机3CuO+2NH3 3 3Cu+N2? + 3H2O3C12+2NH3-N2 T+ 6HCl2、镂盐 鉴定镂盐常用的方法：NH4+0H - NH3T + H2O挥发性酸组成镂盐，分解产物一般为氨和相应的酸：NH4CINH3T+HCIT /挥发性酸组成的镂盐，则逸由氨：（NH4）2SO4NH3 T + NH4HSO4氧化性酸组成的镂盐，分解产物为N2或氮的氧化物：/ NH4NO2N2 T + 2H2O/ NH4NO3，1jN2OT +2H2O二、氮的氧化物、含氧酸及其盐1、 氮的氧化物氮可形成多种氧化物： N2O、NO、N2O3、NO2（或N2O4）、N2O5

24、2、 氮的含氧酸及其盐（1） 亚硝酸及其盐制备：NO+ NO2+H2O2HNO2亚硝酸不稳定，仅存在于冷的稀溶液中：2HNO2G2O3+ H2O=NO T + NO2T + H2O（蓝色） （红棕色）/亚硝酸盐制备：Pb（粉）+ KNO 3- KNO 2 + PbO亚硝酸及其盐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：NO2 +Fe2+ + 2H+NO f + Fe/+hO2NO2+ 2r + 4H-2NO f + I2+2H2O亚硝酸盐与强氧化剂作用时，可被氧化为NO3一:5NO2+ 2MnO4-+ 6H + f 5NO3+ 2Mn2+ + 3H2O (2)硝酸及其盐制备：4NH

25、3+5O2 *产 4NOT +6H2O1 隹亿机2NO + O2f 2NO23NO2+ H2。2HNO3+ NO硝酸受热分解：4HNO3热或光 4NO2T + O2T + 2H2O硝酸为强氧化剂，与非金属反应：3C+4HNO3f3CO2? + 4NO f + 2H2。3I2+ 10HNO3f 6HIO3+IONO f + 2H2O/与金属反应：Cu+4HNO3(浓)f Cu(NO3)2 + 2NO2 T + 2H2。3Cu+8HNO3(稀)f 3Cu(NO3)2+2NO f + 4H2O4Zn+ 10HNO3（稀）f 4Zn（NO3）2+N2O T + 5H2。4Zn+ 10HNO3（很稀）-

26、4Zn（NO3）2+ NH4NO3+3H2O结论：与同种金属反应，硝酸越稀，氨被还原程度越大；与同浓度硝酸反应，金属越活泼，硝酸被还原程度越大。硝酸盐受热分解有三种情况：碱金属与碱土金属硝酸盐分解产生亚硝酸盐和氧气：2NaNO32NaNO2+ O2 T活泼性较小的金属（Li、Be、Mg、Cu）硝酸盐分解产生相应 的金属氧化物、NO2和。2：2Pb（NO3）2=*2PbO+ 4NO2 T + O2 T活泼性更小的金属（比Cu差）的硝酸盐受热分解为金属单质、NO2、和。2：2AgNO 32Ag + 2NO2 T + O2 T/NO3棕色环鉴定：再装有硝酸盐的试管中加入少量硫酸亚铁 晶体，沿试管壁小

27、心加入浓硫酸，由于生成了棕色的配离子Fe（NO）（H 2。）52+，在浓硫酸与溶液界面处会由现棕色环：3Fe2+ + NO3- + 4H +3Fe3+ +NO + 2H2。Fe(H 20)6产+NO - Fe(NO)(H 2O)52+H 2O(棕色)三、磷的含氧酸及其盐1、磷酸/磷酸的制取：Ca3(PO4)2+3H2SO4f 2H3PO4+3CaSO42、磷酸盐鉴定：PO43 + 12MoO 42 +24H + + 3NH 4+分(NH4)3PO4 12MoO3 6H2O J (黄色)+6出03、 础、镶、例及其重要化合物例酸钠制备：Bi(NO 3)2+ NaClO + 4NaOH 保,急:时

28、 > NaBiO 3 ； “休制级/、口2+ 3NaNO3+ NaCl + 2H2O(黄色)础酸盐、镶酸盐在强酸性溶液中才显由明显氧化性：H3AsO4+2H + +2I->H3AsO3+ I2+ H2O/例酸盐是强氧化剂：2Mn2+ 5NaBiO3 + 14H+» 2MnO4-+ 5Bi3+ + 5Na+ 7H2O (此反应鉴定 Mn2+)4、 础、那、例的盐 、/AsCl3+3H20fH3AsO3+3HCl2AsCl3 + 3H 2S- As2s3 J + 6HClAs2s3 + 6OH -> AsO33- + ASS33- + 3H 2OAs2s3 + 3s22

29、-f 2AsS43- + S J 2AsS43- + 6H+As2s5 J + 3HS T四、碳族元素1、硅及其化合物硅的化学性质不活泼，室温时不与氧、水、氢卤酸反应, 但能与强碱或硝酸和氢氟酸的混合物溶液反应。si+2NaOH + ±0- Na2siO3+ 2H2 T3si + 4HN0 3+ 12HFf 3siF4 T + 4N0 T + 8H2。二氧化硅与一般的酸不起反应，但能与氢氟酸反应：siO2+4HF siF4? + 2H2O二氧化硅与氢氧化钠或纯碱共熔可制得硅酸钠：si02+ 2Na0HNa2sd+ H2Osi02+ Na2CO3Na2siO3+CO2 T2、锡、铅的重

30、要化合物铅丹和稀硝酸反应如下：Pb2PbO4 + 4HNO 3f 2Pb(NO3)2+PbO2j + 2H2O(2Pb0 Pb02)/三氧化二铅和稀硝酸反应如下：PbPbO3 + 2HNO3f Pb(NO3)2+PbO2 J + H2OSn(OH”、Pb(OH”是Sn、Pb的主要氢氧化物，它们既溶于酸又溶于碱：Sn(OH”+ 2H0Sn2+ + 2H2。Sn(OH)2+2OH-<Sn(OH)42-氢氧化铅类似SnCl2是重要还原剂，它能将汞盐还原成白色的亚汞盐：/ 2HgCl2+ SnCl2f Hg2cI2 J + SnCl4(鉴定溶液中 Sn2+)Hg2cI2+ SnCl2f 2Hg

31、J + SnCl4在碱性溶液中Sn(OH)42一可将例盐还原成黑色的金属例，这是鉴定Bi3+一种方法：2Bi3+ + 6OH + 3Sn(OH)42 >2Bi ； + 3Sn(OH)62PbO2在酸性介质中是强氧化剂：PbO2+ 4HCl(浓)f PbCl2+ CI2 T + 2H2O2Mn2+ + 5PbO2+4H +2MnO4 + 5Pb2+ + 2H 2。2PbO2+2H2SO4(浓)f 2PbSO4+O2 T + 2H2OSn2+在空气中极易被氧化：2Sn2+ + O2+ 4H +-2Sn4+ + 2H 2。/在配置SnCl2溶液时常加入一些锡粒：/Sn4+ + Sn2Sn2/鉴

32、定 Pb2+或 CrO42 :Pb2+CrO42 - PbCrO4 J (黄色，俗称 铭黄)PbCrO4可溶于过量碱生成Pb(OH) 42一:PbCrO4+4OH 一 Pb（OH）矛一+ CrO42SnS2与金属硫化物（或硫化镂尸反应，生成硫代硫酸盐而溶解：SnS2+S2-一 SnS32-SnS能溶于多硫化镂生成硫代锡酸盐：SnS+ S22-.SnS32"锡代锡酸盐不稳定，遇酸分解：/ SnS32 +2H+SnS2； + H2STPbS不溶于非氧化性稀酸和碱金属硫化物，但可溶于稀硝酸和浓盐酸：3PbS+8H +2NO3-3Pb2 +3S； + 2NO T +4H2OPbS+4HCl（

33、浓）f H2PbCl4+ H2s T第五章、过渡元素（一）1、钛族 （1）钛的重要化合物TiO2+ H2SO4（浓）TQSO4+ H2OTQ2+ 2NaOH（浓）Na2TiO3+ H2O/TQ2可溶于氢氟酸：/TQ2+ 6HFf TiF62-+ 2H+ + 2H2。/TiCl4 水解：TiCl4 + 3H2O - H2TQ3J + 4HCl TTi3+易在空气中被氧化：4Ti 3+ + O2 + 2H2。一 4TiO2+ + 4H +2、铭族元素（1）各族元素概述Cr2+易被空气中氧气氧化：Cr + 2+-Cr2+ + HT4Cr2+ + 4H+ + Qf 4Cr3+ + 2H2O铭还可与热的浓硫酸作用：2Cr+6HSO（热，浓）f Cr2（SQ）3+3SO T + 6H2O/ （2）铭的重要化合物1、铭（田）化合物Cr2O3是难溶的两性化合物。Cr2Q+ 3HSOf Cr2（SO4）3+ 3H2OCr2Q+ 2NaOH*2NaCrO+ H2O与酸性熔矿剂共熔：Cr2O3+ 3K2S2O7+ 6H+ - 2Mn2+ +5O2 T +8H2O2、铭（田）盐还原剂：2Cr（OH） 4- + 3Br2+ 8OH- 2CrO42-+ 6Br-+ 8H2O（绿色）（浓盐酸）（