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化学竞赛资料


化学竞赛资料 一、 气体制备

(一)氧气 1.化学方程式: 2KMnO4==加热==K2MnO4+MnO2+O2↑ 2KClO3==MnO2 加热==2KCl+3O2↑ 2H202==MnO2==2H2O+O2↑ 2. 测定空气中氧气比例 名称 红磷燃烧实验【钟罩实验】

红磷燃烧试验 原理 红磷在密闭容器中燃烧测定空气中氧气的体积分数

方程式:4P+5O2=点燃=2P2O5 现象:黄色火焰 白烟 放出热量 停止 水沿导管进入集气瓶中至约五分之一处

结论 氧气约占空气体积的五分之一(原理)(1.氮气难溶于水 2.氮气不可燃不 助燃) 药品的选择:选择能与空气中的氧气反应,而不跟氧气及其他气体起反应 的固体,且反应后的生成物为固体,这样使密闭容器中气体的量减少,从 而使容器中的气体压强变小,大气压将烧杯内的水压入集气瓶中。 药品的替代品:若可燃物用硫或碳代替磷,则烧杯内的水须用 NaOH 溶液 代替,也可起到相同的效果。 实验能够准确测量的关键: 1.气密性良好 否则结果偏小。 2.红磷要足(过)量 否则结果偏小。 3.等到装置完全冷却再打开止水夹 否则结果偏小。 4.实验开始前加上止水夹 否则结果偏大。 5. 红磷点燃后应快速放入集气瓶中并塞紧瓶塞 否则结果偏大。 实验原理 红磷在空气中燃烧生成五氧化二磷(P2O5),但由于氧气密度较低, 仅为 1.4kg/m3,磷的密度较大,大约在 2.34t/m3 所以,即使集气瓶中空气 中氧气全部被消耗完毕,所需红磷的量也极小。生成的五氧化 二磷,密度 为 2.93t/m3,五氧化二磷溶于水,进入水中后会占一定的体积,但是由于 其密度是氧气的 2000 多倍,所以其体积基本可以忽略不计(据计算,即使 1m3 的空气中的氧气全部耗尽,所生成的五氧化二磷仅为 0.5dm3 多一点,

其体积为总体积的两千分之一)。空气是由 78%的氮气(N2),21%的氧气 (O2)和 1%的其他气体构成的。本文中为计算方便,将空气视为由 79% 的 N2 和 21%的 O2 构成的。即在在一个体积的空气中,有 0.79 体积的氮 气和 0.21 体积的氧气。当 0.21 体积的氧气被脱去后,由于气体的特性, 0.79 体积的氮气会自动膨胀至 1 体积。根据气体压强公式 PV/T=nR,在本 实验中由于物质的量 n 没变,R 为一常数,温度 t 忽略不计,当压强为 P 时,体积 v 的情况下 P1V1=P2V2,也就是说,由于氮气的体积增加了,上 升了 27%,瓶内气压也就自动从 1 个大气压下降为 0.79 个大气压。根据关 于气体流动的物理常识,气体会从压强较高的地方流向压强较低的地方, 由于瓶内气压为 0.79 个大气压,瓶外水槽中大气压为 1 个大气压,出现压 强差,水会沿着导管流入集气瓶中。当集气瓶内的大气压恢复到和水槽中 大气压相等的时候,水便不再流动。也就是说,当 0.79 体积的氮气从一个 体积恢复至 0.79 体积时,瓶内气压恢复至一个大气压,水不再流动。而剩 余的 0.21 体积,则由水占据。这里便可以清晰地看出,水的体积和之前被 脱去氧气体积相等。 3.实验步骤 ①加热高锰酸钾 ②电解水 ③在常温下使过氧化钠(Na2O2)与二氧化碳反应生 成碳酸钠和氧气 ④加热氧化汞。 1)实验室制氧气 MnO2 2H2O2 =二氧化锰= 2H2O+O2↑ 2KMnO4=加热=K2MnO4 + MnO2 + O2↑ 2KClO3=二氧化锰催化并加热=2KCl+3O2↑

(2)气体制取与收集装置的选择 甲 乙 用高锰酸钾或氯酸钾制氧气选甲装置:固体与固体加热制气体(实验室常用说法: 固固加热型) 用过氧化氢制氧气选乙装置:液体与固体不加热制气体(实验室常用说法:固液 不加热型) (3)制取氧气的操作步骤和注意点 A.(以高锰酸钾制取氧气为例) a、步骤:组—查—装—定—点—收—离—熄(组,茶庄定点收利息) 组----现组装好仪器 查----检查装置的气密性 装----装药品 定----把试管固定到铁架台上 点----点燃酒精灯加热(先预热,注意:一律先让试管均匀受热,否则会因冷热不 均炸裂试管) 收----收集气体(可以使用排水法、向上排空法) 离----把导气管从水槽中取出(如果使用向上排空法,此步骤基本不需要,但是 最好先取出导管在盖上玻片) 熄----熄灭酒精灯 b、注意点 ①试管口略向下倾斜:防止在管口冷凝水倒流回热的试管引起试管破裂

②药品平铺在试管的底部: 均匀受热,之后可以将酒精灯外焰对准装有药品部位 定向加热,不过还要不时均匀受热 ③铁夹夹在离管口约 1/3 处 ④导管应稍露出橡皮塞:便于气体排出(大约 0.5cm) ⑤试管口应放一团棉花: 防止高锰酸钾粉末进入导管并堵塞导管,使所治气体无 法较好排出 ⑥排水法收集时, 待气泡均匀连续冒出时再收集 (刚开始排出的是试管中的空气, 此时收集气体不纯) ⑦实验结束时, 先移导管再熄灭酒精灯:防止水槽中的冷水倒吸进热的试管引起 试管炸裂 ⑧用向上排空气法收集气体时,导管伸到集气瓶底部:以便把空气排尽 B.(以过氧化氢(双氧水)制氧气为例) a.步骤:查---装---收 查---检查装置的气密性(用夹子把导管夹上(应使用两节导管,中间用较短橡皮 管连接,便于检查),然后往长颈漏斗中加水,长颈漏斗的颈部中的水柱如不下 降,说明气密性良好) 装---装药品,先装固体,后装液体(防止液体飞溅) 收---收集气体(同上高锰酸钾收集法) b、注意点 ①长颈漏斗的颈部应在液面以下:防止气体从长颈漏斗泄露,可用分液漏斗代替 (可随时控制反应的发生和停止,以及反应的速度) ②导管应稍露出橡皮塞:便于气体排出

(4)氧气的检验与验满 排气法: 用带火星的木条放在集气瓶口,若木条复燃,则说明已满 检验:用带火星的木条伸入集气瓶内 验满:用带火星的木条放在集气瓶瓶口 排水法: 当集气瓶瓶口冒气泡时 (刚开始排出的是试管中的空气,等气泡连续均匀冒 出时,才是纯氧) 4.氧气的性质 (1)物理性质 空气主要组分之一,比空气重,标准状况(0℃和大气压强 101325 帕)下密度 为 1.429 克/升。无色、无臭、无味。在水中溶解度很小。压强为 101kPa 时, 氧气在约-183 摄氏度时变为淡蓝色液体,在约-218 摄氏度时变成雪花状的淡蓝 色固体。氧分子具有顺磁性。 熔点:-218℃(标准状况)<-218℃淡蓝色雪花状的固体 沸点:-183℃(标准状况)<-183℃淡蓝色液体 >-183℃ 无色无味无味 密度:1.429g/L 液氧的密度:1140kg/m3(1.14g/cm3) 溶解度:不易溶于水 (2)化学性质 氧气的化学性质比较活泼。除了稀有气体、活性小的金属元素如金、铂、 银之外,大部分的 标准大气压下 1L 水中溶解 30mL 氧气

元素都能与氧气反应,这些反应称为氧化反应,而经过反应产生的化合物 (有两种元素构成,且一种元素为氧元素)称为氧化物。一般而言,非金 属氧化物的水溶液呈酸性,而碱金属或碱土金属氧化物则为碱性。此外, 几乎所有的有机化合物,可在氧中剧烈燃生成二氧化碳与水。化学上曾将 物质与氧气发生的化学反应定义为氧化反应,氧化还原反应指发生电子转 移或偏移的反应。 性质 助燃性,氧化性。 与金属反应 与钾的反应: 4K+O2=2K2O,钾的表面变暗 2K+O2=K2O2:K+O2=加热=KO2(超氧化钾) 与钠的反应: 4Na+O2=2Na2O,钠的表面变暗 2Na+O2=加热=Na2O2,产生黄色火焰,放出大量的热,生成淡黄色粉末。 与镁的反应:2Mg+O2=点燃=2MgO,剧烈燃烧发出耀眼的强光,放出大量 热,生成白色粉末状固体。 与铝的反应:4Al+3O2=点燃=2Al2O3,发出明亮的光,放出热量,生成白 色固体。 与铁的反应: 4Fe+3O2+2xH2O=2Fe2O3·xH2O,(铁锈的形成)

3Fe+2O2=点燃=Fe3O4,红热的铁丝剧烈燃烧,火星四射,放出大量热, 生成黑色固体。 与锌的反应:2Zn+O2=点燃=2ZnO 与铜的反应:2Cu+O2=加热=2CuO,加热后亮红色的铜丝表面生成一层黑 色物质。 与非金属反应 与氢气的反应:2H2+O2=点燃=2H2O,产生淡蓝色火焰,放出大量的热, 并有水生成。 与碳的反应 C+O2=点燃=CO2,剧烈燃烧,发出白光,放出热量,生成使 澄清石灰水变浑浊的气体。 氧气不完全时则产生一氧化碳:2C+O2=点燃=2CO 与硫的反应:S+O2=点燃=SO2,发生明亮的蓝紫色火焰(在纯氧中为蓝紫 色火焰,而在空气在中为淡蓝色火焰),放出热量,生成有刺激性气味的 气体,该气体也能使澄清石灰水变浑浊,且能使酸性高锰酸钾溶液或品红 溶液褪色(褪色的品红溶液加热后颜色又恢复为红色)。 与红磷的反应:4P+5O2=点燃=2P2O5,发出耀眼白光,放热,生成大量白 烟。 与白磷的反应:4P+5O2=2P2O5,白磷在空气中自燃,发光发热,生成白 烟。 与氮气的反应:N2+O2=高温或放电=2NO 转化为臭氧的反应:3O2=放电=2O3(该反应为可逆反应) 与有机物反应

如甲烷、乙炔、酒精、石蜡等能在氧气中燃烧生成水和二氧化碳。 气态烃类的燃烧通常发出明亮的蓝色火焰,放出大量的热,生成水和能使 澄清石灰水变浑浊的气体。 甲烷:CH4+2O2=点燃=CO2+2H2O 乙烯:C2H4+3O2=点燃=2CO2+2H2O 乙炔:2C2H2+5O2=点燃=4CO2+2H2O 苯:2C6H6+15O2=点燃=12CO2+6H2O 甲醇:2CH3OH+3O2=点燃=2CO2+4H2O 乙醇:CH3CH2OH+3O2==点燃 2CO2+3H2O 碳氢氧化合物与氧气发生燃烧的通式:4CxHyOz+(4x+y-2z)O2=点燃 =4xCO2+2yH2O(通式完成后应注意化简!下同) 烃的燃烧通式:4CxHy+(4x+y)O2=点燃=4xCO2+2yH2O 乙醇被氧气氧化: 2CH3CH2OH+O2=铜或银催化并加热=2CH3CHO+2H2O 此反应包含两个步骤:(1)2Cu+O2=加热 =2CuO(2)CH3CH2OH+CuO=CH3CHO(乙醛)+Cu+H2O(加热) 氯仿与氧气的反应:2CHCl3+O2=2COCl2 光气)+2HCl 与其他化合物反应 硫化氢的燃烧:2H2S+3O2(过量)=点燃=2H2O+2SO2;2H2S+O2(少量)= 点燃=2H2O+2S 煅烧黄铁矿:4FeS2+11O2=高温=2Fe2O3+8SO2 二氧化硫的催化氧化: 2SO2+O2=V2O5 并加热=2SO3 空气中硫酸酸雨的形成:2SO2+O2+2H2O=2H2SO4

氨气在纯氧中的燃烧:4NH3+3O2(纯)=点燃=2N2+6H2O 氨气的催化氧化:4NH3+5O2=铂催化并加热=4NO+6H2O 一氧化氮与氧气的反应:2NO+O2=2NO2 (二)氨气 1.化学方程式 Ca(OH)2+2NH4Cl====CaCl2+2H2O+2NH3↑ 2.实验步骤 实验装置 由反应原理可知, 实验室制取氨气是固体和固体反应加热条件下制取气体,应采 用制取氧气的发生装置。 铁架台,铁夹,酒精灯,两个大试管,棉花;氯化铵固体,氢氧化钙固体。 实验原理 2NH4CL + Ca(OH)2 === CaCL2 + 2NH3 + 2H2O 注意: a. 一般用 Ca(OH)2,而不用 NaOH,因 NaOH 碱性太强,对大试管腐蚀比 Ca(OH)2 强。 b. 选用 Ca(OH)2 时要检验消石灰是否变质, 因经过长期存放后消石灰部分变 成碳酸钙,最好用新制的消石灰。 c. NH4CL 与 Ca(OH)2 质量比 5:8 为宜,如用 (NH4)2SO4 代替 NH4CL,则质 量比为 1:1,消石灰过量,以防止生成氨合物。 a. 试管口(盛固体药品的试管)要略向下倾斜; b. 固体药品要平铺试管底部;

c.导出氨气的导管要短,收集氨气的导管要长,伸入试管底部; d.为使氨气收集更多,防止空气中的水蒸汽进入收集氨气的试管,在试管口防一 块,但不能堵死 e.酒精灯加热用外焰,先均匀加热,后对固体加热。 收集方法: 用向下排气法取气法收集。因氨气极易溶于水,比空气轻。 干燥氨气: 用碱石灰,不能用浓硫酸和氯化钙干燥氨气。 检验氨气 用湿润的 红色石蕊试纸,氨气能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。 实验室制取氨气也可采用常温下用浓氨水与固体烧碱混合的方法来制氨, 只要将 浓氨水滴入盛有固体烧碱的烧瓶中,待冒气泡较多时,即可用向下排气法收集氨 气。

3.检验 用湿润的红色石蕊试纸测试,若变为蓝色,则为氨气 4 氨气的性质 (1)物理性质 1)有刺激性气味的气体 氨对人体的眼、鼻、喉等有刺激作用,接触时应小心。如果不慎接触过多 的氨而出现病症,要及时吸入新鲜空气和水蒸气,并用大量水冲洗眼睛。 2)密度小 氨气的密度为 0.771g/L(标准状况下)

3)沸点较高 氨很容易液化,在常压下冷却至-33.5℃或在常温下加压至 700KPa 至 800KPa,气态氨就液化成无色液体,同时放出大量的热。液态氨气化时要 吸收大量的热,使周围物质的温度急剧下降,所以氨常作为制冷剂。 4)易溶于水 氨极易溶于水,在常温、常压下,1 体积水能溶解约 700 体积的氨。 (2)化学性质 1、NH3(挥发性)遇 HCl(挥发性)气体有白烟产生,可与氯气反应。 2、氨水(一水合氨,NH3·H2O)可腐蚀许多金属,一般若用铁桶装氨水, 铁桶应内涂沥青。 3、氨的催化氧化是放热反应,产物是 NO,是工业制硝酸的重要反应,NH3 也可以被氧化成 N2。 4、NH3 能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。

电离方程式 在水中产生少量氢氧根离子,呈弱碱性. ⒌氨与酸反应生成铵盐:NH3+HCI=NH4CI 氨在英文中有时会被称作 anhydrous ammonia (译为无水氨),以和在英 文中与它名称类似的氨水区别。中文中很少有人会把氨气和氨水混为一谈。 一水合氨或称氨水是氨的水溶液,氨的水溶液为碱性:

NH3+ H2O ? NH4+ OH 其性质和氨气完全不一样。实验室的稀氨水一的浓 度一般为 1M 至 2M。氨的饱和水溶液(大约 18M)的密度是 0.880g cm, 故可称之为 .880 Ammonia 。

(三)甲烷 1.化学方程式 CH3COONa+NaOH====NaCO3+CH4↑ 2.实验步骤 1、甲烷的制备 实验室中,甲烷可由无水乙酸钠和碱石灰共热来制取。反应 式如下: CH3COONa+NaOH CH4↑+NaCO3 由于反应温度较高, 在生成甲烷的同时, 还会产生少量乙烯、 丙酮等副产物。 其中乙烯对甲烷的性质鉴定有干扰,可通过浓硫酸将其吸收除去。 2、烷烃的性质 甲烷和其他烷烃的化学性质都很稳定。在一般条件下,与强 酸、 强碱、 溴水和高锰酸钾等都不反应。 但在光照下可发生卤代反应生成卤代 烷 烃。在空气中燃烧,生成二氧化碳和水。 三、仪器、药品 1、 仪器: (Ф15×150mm) 大试管带导管 试管 、 (Φ25×200mm) 漏斗 、 (60mm) 、 酒精灯、研钵、蒸发皿、托盘天平

2、药品:无水乙酸钠、碱石灰、稀高锰酸钾溶液(约 0.01%)、2%溴水、 饱和氢氧化钡溶液(或澄清的石灰水)、6mol/LH2SO4 溶液。 四、实验步骤 ㈠ 甲烷的制备 取 4 克无水乙酸钠和 8 克碱石灰放在研钵中研细混合后,移至干燥硬质大试管 中,管口配带有导气管的塞子,如图 2—1 所示装配仪器。装配好仪器后,试管 口应稍微向下倾斜,防止副产品丙酮的冷凝液倒回试管底,引起试管爆裂。 准备好性质实验所用的试剂后, 开始用小火微热试管全部,然后用较大火焰加热 混合物。 加热时应将火焰从试管前部逐渐向后移动,用生成的甲烷气体做下面的 性质实验。 ㈡ 甲烷的性质: 1、加成反应:在试管中滴 2ml 2%溴水,通入甲烷,观察溶液是否褪色。 2、氧化反应:在试管中滴 1ml 稀高钾锰酸溶液,1ml 6mol/LH2SO4 溶液,通入 甲烷,观察溶液是否褪色。 3、燃烧:点燃导气管口流出的气体,观察火焰的颜色。再往火焰上方罩一个清 洁干燥的小漏斗,观察漏斗内壁有何现象。将漏斗用饱和氢氧化钡(或澄清的石 灰水)润湿后再罩在火焰上,观察现象,并说明原因。 五、实验注意事项

1、无水乙酸钠很易吸潮,需经熔融处理后方可使用。也可用含有结晶水的乙酸 钠来制取无水乙酸钠,将乙酸钠晶体置于蒸发皿中加热,并不断搅拌。乙酸钠开 始熔化并溶解在结晶水中,随后由于水分蒸发而凝固。此时应继续加热并搅拌, 乙酸钠则再次熔融,呈深灰色液体,充分搅拌几分钟后,放置冷却又凝为固体。 将固体转移至研钵中研细,立即装瓶,存放于干燥器中。 乙酸钠受热熔化后极 易暴沸外溅,操作时要特别小心,最好戴上防护眼镜,以防溅人眼中。在整个熔 融过程中,应不断搅拌,以减少外溅,同时可使熔融物冷却时不致结成硬块黏固 在蒸发皿上。 2、碱石灰又叫苏打石灰,是氢氧化钠和生石灰的混合物。市售碱石灰含有指示 剂,无水时为白色固体,吸水后呈粉红色,使用前需焙烧或烘干。否则,碱石灰 失效可导致实验失败。 在碱石灰中加人等量的固体氢氧化钠, 可加速甲烷的形成。 碱石灰中的生石灰虽然不直接参加反应,但却在其中起以下作用。 ① 作吸湿剂。氢氧化钠的吸湿性很强,而水的存在不利于甲烷的生成, 生石灰可吸收氢氧化钠所吸附的水分。 ② 增加透气性。加人生石灰后混合物变得比较疏松,有利于生成的甲烷 气体及时逸出。 ③ 保护试管。熔融的氢氧化钠对玻璃试管具有较强的腐蚀性,生石灰的 存在可对试管起到保护作用。 3、由于一定量甲烷和空气的混合遇火会发生爆炸,故必须待空气排尽后,才能 做甲烷的可燃性试验。

4、由前向后加热是为了使先生成的甲烷顺利逸出。如果先加热试管底部,开始 生成的甲烷气体容易冲散混合物,甚至堵塞导管。 5、溴水中通人甲烷气体的时间不宜过长,否则易挥发的溴被甲烷气流带走,溶 液颜色也会消失,造成错误的实验结果。 6、制备甲烷的大试管、药品必须是干燥的,否则甲烷难以生成。 7、更换试剂前,必须将导管用水洗净,以免试剂相互沾污,影响结果。 3.检验 点燃, 在火焰上方罩一个冷而干燥的的烧杯(现象:烧杯内壁有水珠生成).迅速把 烧杯倒转过来,向烧杯中注入少量澄清的石灰水,振荡(现象:澄清石灰水变浑浊). 则证明该气体为 CH4. 4.甲烷的性质 (1)物理性质 甲烷是无色、无味、可燃和无毒的气体。甲烷对空气的重量比是 0.54,比 空气约轻一半。甲烷溶解度很小,在 20℃、0.1 千帕时,100 单位体积的水, 只能溶解 3 个单位体积的甲烷。同时甲烷燃烧产生明亮的淡蓝色火焰,然 而有可能会偏绿,因为燃甲烷要用玻璃导管,玻璃在制的时候含有钠元素, 所以呈现黄色的焰色,甲烷烧起来是蓝色,所以混合看来是绿色。爆炸极 限为 5.0%-15.0% 熔点:-182.5℃ 沸点:-161.5℃

蒸汽压 53.32kPa/-168.8℃ 饱和蒸气压(kPa):53.32(-168.8℃) 相对密度(水=1)0.42(-164℃) 相对蒸气密度(空气=1):0.5548(273.15K、101325Pa) 燃烧热:890.31KJ/mol 总发热量:55900kJ/kg(40020kJ/m3) 净热值:50200kJ/kg(35900kJ/m3) 临界温度(℃):-82.6 临界压力(MPa):4.59 爆炸上限%(V/V):15.0 爆炸下限%(V/V):5.0 闪点(℃):-188 引燃温度(℃):538 分子直径 0.414nm 标准状况下密度为 0.717g/L,极难溶于水 (2)化学性质 化学品中文名称:甲烷 别名:天然气,沼气,甲基氢化物 分子式:CH4 分子量:16.04

分类:有机物 C—H 键能:413kJ/mol H—C—H 键角:109°28′ 分子结构:正四面体形非极性分子,一个 C 以 sp3 杂化位于正四面体中心, 4 个 H 位于正四面体的 4 个顶点上 晶体类型:分子晶体 还原反应 把制得的甲烷气体通入盛有高锰酸钾溶液(加几滴稀硫酸)的试管里,没 有变化。再把甲烷气体通入溴水,溴水不褪色。甲烷可以发生氧化反应(燃 烧反应)。 取代反应 把一个大试管分成五等分,或用一支有刻度的量气管,用排饱和食盐水法 先收集 1/5 体积的甲烷,再收集 4/5 体积的氯气,把它固定在铁架台的铁夹 上,并让管口浸没的食盐水里。然后让装置受漫射光照射。在阳光好的日 子,约半小时后可以看到试管内氯气的黄绿色逐渐变淡,管壁上出现油状 物,这是甲烷和氯气反应的所生成的一氯甲烷、二氯甲烷、三氯甲烷、四 氯化碳(或四氯甲烷)和少量的乙烷的混和物。试管中液面上升,这是反 应中生成的氯化氢溶于水的缘故。食盐水中白色晶体析出。因为氯气极易 溶于水,溶于水后增加了水中氯离子的浓度,是氯化钠晶体析出。用大拇 指按住试管管口,提出液面,管口向上,向试管中滴入紫色石蕊试液或锌 粒,可验证它是稀盐酸。如果在阴暗的天气需 1 到 2 小时才能观察到反应 的结果。

CH4+Cl2→(光照)CH3Cl(气体)+HCl CH3Cl+Cl2→(光照)CH2Cl2(油状物)+HCl CH2Cl2+Cl2→(光照)CHCl3(油状物)+HCl CHCl3+Cl2→(光照)CCl4(油状物)+HCl 最后生成的 HCl 最多 氧化反应 点燃纯净的甲烷,在火焰的上方罩一个干燥的烧杯,很快就可以看到有水 蒸气在烧杯壁上凝结。倒转烧杯,加入少量澄清石灰水,振荡,石灰水变 浑浊。说明甲烷燃烧生成水和二氧化碳。把甲烷气体收集在高玻 璃筒内,直立在桌上,移去玻璃片,迅速把放有燃烧着的蜡烛的燃烧匙伸 入筒内,烛火立即熄灭,但瓶口有甲烷在燃烧,发出淡蓝色的火焰。这说 明甲烷可以在空气里安静地燃烧,但不助燃。用大试管以排水法先从氧气 贮气瓶里输入氧气 2/3 体积, 然后再通入 1/3 体积的甲烷。 用橡皮塞塞好, 取出水面。将试管颠倒数次,使气体充分混和。用布把试管外面包好,使 试管口稍微下倾,拔去塞子,迅速用燃着的小木条在试管口引火,即有尖 锐的爆鸣声发生。这个实验虽然简单,但也容易失败。把玻璃导管口放出 的甲烷点燃,把它放入贮满氯气的瓶中,甲烷将继续燃烧,发出红黄色的 火焰,同时看到有黑烟和白雾。黑烟是炭黑,白雾是氯化氢气体和水蒸气 形成的盐酸雾滴。 CH4+2O2=点燃=CO2+2H2O 2CH4+3O2=点燃=2CO+4H2O(不完全燃烧) CH4 + O2 =(点燃)= C + 2H2O(极不完全燃烧)

CH4+2Cl2=点燃=C+4HCl 加热分解 在隔绝空气并加热至 1000 度的条件下,甲烷分解生成炭黑和氢气。 CH4==高温==C+2H2

(四)氢气 1.化学方程式 Zn+H2SO4====ZnSO4+H2↑ 2.实验步骤 (1)反应原理 实验室通常用锌和稀硫酸(或盐酸)反应来制取氢气。 实验:在 试管里放几粒锌,倒入 5mL 稀硫酸,用燃着的木条检验生成的气体。取少量反 应后的溶液倒入蒸发皿里,加热,使水蒸发至有固体析出,冷却后观察。 注意:这里不用盐酸是因为盐酸反应会挥发出氯化氢气体,制得的气体含 有氯化氢杂质。 3.检验 点燃, 在火焰上方罩一个冷而干燥的的烧杯(现象:烧杯内壁有水珠生成).则为 H2 4.氢气的性质. (1)物理性质 氢气是无色并且密度比空气小的气体(在各种气体中,氢气的密度最小。 标准状况下,1 升氢气的质量是 0.0899 克,相同体积比空气轻得多)。因 为氢气难溶于水,所以可以用排水集气法收集氢气。另外,在 101 千帕压 强下,温度-252.87℃时,氢气可转变成无色的液体;-259.1℃时,变成雪

状固体。常温下,氢气的性质很稳定,不容易跟其它物质发生化学反应。 但当条件改变时(如点燃、加热、使用催化剂等),情况就不同了。如氢 气被钯或铂等金属吸附后具有较强的活性(特别是被钯吸附) 。金属钯对 氢气的吸附作用最强。当空气中的体积分数为 4%-75%时,遇到火源,可 引起爆炸。 总结为: 分子式:H 2 沸点:-252.77℃(20.38K) 熔点:-259.2℃ 密度:0.09 kg/m&sup3; 相对分子质量:2.016 生产方法:电解、裂解、煤制气等 液体密度(平衡状态,-252.8℃):169kg/m&sup3; 气体密度(101.325kPa,0℃):0.0899kg/m&sup3; 比容(101.325kPa,21.2℃):5.987m&sup3;/kg 气液容积比(15℃,100kPa):974L/L 临界温度:-234.8℃ 临界压力:1664.8kPa 临界密度:66.8 kg/m&sup3; 熔化热(-254.5℃)(平衡态):48.84 kJ/kg 气化热△Hv(-249.5℃):305 kJ/kg 热值 1.4*10^8 J/kg

比热容(101.335kPa,25℃,气体):Cp=7.243kJ/(kg·K) Cv=5.178kJ/(kg·K) 比热比(101.325kPa,25℃,气体):Cp/Cv=1.40 蒸气压力(正常态,17.703):10.67kPa (正常态,21.621):53.33kPa (正常态,24.249K):119.99kPa 粘度(气体,正常态,101.325kPa,0℃):0.010lmPa·S (液体,平衡态,-252.8℃):0.040mPa·s 表面张力(平衡态,-252.8℃):3.72mN/m 导热系数(气体 101.325kPa,0℃):0.1289w/(m·K) (液体,-252.8℃):’ 1264W/(m·K) 折射系数 nv(101.325kPa,25℃):1.0001265 空气中的燃烧界限:5%~75%(体积) 易燃性级别:4 毒性级别:0 易爆性级别:1 重氢在常温常压下为无色无嗅无毒可燃性气体,是普通氢的一种稳定 同位素。它在通常水的氢中含 0.0139%~0.0157%。其化学性质与普通氢 完全相同。但质量大些,反应速度小一些。 (2)化学性质 高燃烧性,还原剂,液态温度比氮更低 可燃性

纯氢的引燃温度为 400℃。 氢气在空气里的燃烧,实际上是与空气里的氧气发生反应,生成水。 2H2+O2=点燃=2H2O 这一反应过程中有大量热放出,火焰呈淡蓝色(实验室里用玻璃管看不出 蓝色,看到的是黄色是由于玻璃中存在 Na+的结果)。燃烧时放出热量是 相同条件下汽油的三倍。因此可用作高能燃料,在火箭上使用。中国 长征 3 号火箭就用液氢燃料。 不纯的 H2 点燃时会发生爆炸。但有一个极限,当空气中所含氢气的体积占 混合体积的 4.0%-74.2%时,点燃都会产生爆炸,这个体积分数范围叫爆炸 极限。 用试管收集一试管氢气,将管口靠近酒精灯,如果听到轻微的 “噗”声,表明 氢气是纯净的。如果听到尖锐的爆鸣声,表明氢气不纯。这时需要重新收 集和检验。 如用排气法收集,则要用拇指堵住试管口一会儿,使试管内可能尚未熄灭 的火焰熄灭,然后才能再收集氢气(或另取一试管收集)。收集好后,用 大拇指 堵住试管口移近火焰再移开,看是否有“噗”声,直到试验表明氢气 纯净为止。 氢气在空气中燃烧会发出淡蓝色的火焰,其装置就是直接在玻璃尖管中点 燃,那么我们真的能看到淡蓝色的火焰吗? 在玻璃里,含钠离子,而钠离子的焰色却是黄色的,所以,用上述方法只 能看到黄色的火焰,却不能看到淡蓝色的火焰。如果要实现淡蓝色的火焰, 可采取以下方法:

方法一:用石英导管(天价,不适于普通中学的实验室) 方法二:用铜管(具有欺骗成分,因为铜元素的焰色为绿色,而且铜能导 热,对用橡皮管连接铜管,点燃时会影响气密性) 方法三:由于黄色火焰是玻璃中的钠离子造成的,那么我们可以用类似于 用焰色反应检验钾元素一样透过钴玻璃看火焰就可以排除钠的干扰了。 2.还原性 氢气与氧化铜反应,实质是氢气还原氧化铜中的铜元素,使氧化铜变为红 色的金属铜。 CuO+H2=加热=Cu+H2O CO+3H2=高温催化=CH4+H2O 在这个反应中,氧化铜失去氧变成铜,氧化铜被还原了,即氧化铜发生了 还原反应。还原剂具有还原性。 根据氢气所具有的燃烧性质,它可以作为燃料,可以应用与航天、焊接、 军事等方面;根据它的还原性,还可以用于冶炼某些金属材料等方面。 此外,氢气与有机物的加成反应也体现了氢气的还原性,如 CH2=CH2+H2→CH3CH3 1.还原装置 ①试管口应略向下倾斜 ②通入氢气的导管应伸入试管底部 ③试管口不能用橡皮塞塞紧 ④用酒精灯外焰加热

2.实验操作 ①实验前应先通一会儿纯净的氢气,然后开始加热,防止爆炸 ②实验结束后,先撤走酒精灯,继续通氢气,直至试管冷却为止。

(五)二氧化碳 1.化学方程式 CaCO3+2HCl====CaCl2+H2O+CO2↑ 2.实验步骤 大理石或石灰石和盐酸反应通常需要对气体进行除杂干燥,盐酸反应时会 挥发出氯化氢(HCl)气体,所以要通过饱和碳酸氢钠(NaHCO3)溶液除去 气体中的氯化氢。溶液中的反应,气体溢出时会带出水蒸气,所以要求严 格或必要时要对气体进行干燥,通常用装有浓硫酸的洗气瓶进行干燥。

CaCO3+ 2HCl ==== CaCl2+ H2O + CO2↑ 点燃 C+O2=======CO2 另外,不能用碳酸钠和盐酸反应制取,因为反应速率太快,不易收集;不 能用碳酸钙和浓盐酸反应,因为浓盐酸易挥发出大量氯化氢气体,使碳酸 氢钠无法完全去除,制得的二氧化碳纯度会下降;也不能用碳酸钙和稀硫 酸反应收集,因为反应会生成难溶的硫酸钙,硫酸根会附着在碳酸钙表面,

使碳酸钙无法与酸接触,影响反应的继续。附: CaCO3+H2SO4====CaSO4+H2O+CO2↑ Na2CO3+2HCl====2NaCl+H2O+CO2↑ Na2CO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+CO2↑ (上文实验室不适用的三种方法) 3.检验 将燃着的木条放在瓶口,如果熄灭,则已经满了(这是验满方法) 将澄清石灰水导入集气瓶内,若变浑浊,则是二氧化碳(这是检验二氧化碳地方 法)其原理是 CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O

4.二氧化碳的性质 (1)物理性质 别名 碳酸气 相对密度:1.101(-37 ℃) 沸点(摄氏度):-56.6(5270 帕) 熔点(摄氏度):-78.5(升华) 共有 3 个原子核,22 个质子。 相对分子质量:44 收集方法:因其密度比空气大,且与水反应生成碳酸,所以通常用 向上排 空气法收集二氧化碳 (2)化学性质

碳氧化物之一,是一种无机物,常温下是一种无色无味气体,密度比空气 略大,能溶于水,并生成碳酸。 (碳酸饮料基本原理)使紫色石蕊溶液变红, 可以使澄清的石灰水(Ca(OH)2)变浑浊,做关于呼吸作用的产物等产生 二氧化碳的试验都可以用到。还可以支持镁带燃烧。

(六)硫化氢 1.化学方程式 FeS + H2SO4 = FeSO4 + H2S↑ 2.实验步骤 用硫化亚铁与稀硫酸反应即可制得硫化氢气体。FeS + H2SO4 = FeSO4 + H2S(g) 因硫化亚铁是不溶性固体,该反应不需加热,可以用类似于氢气制取时用 的装置(如启普发生器)。 如用硫化钠与稀硫酸反应,则因硫化钠易溶于水反应过于激烈而无法控制。 因此不用。 原理 用非氧化性的强酸与弱酸盐(FeS)反应。可生成硫化氢气(H2S 溶于水 即得弱酸氢硫酸)。 FeS+H2SO4(稀)=FeSO4+H2S↑ FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑ H2S 能溶于水、形成氢硫酸,因此不能用排水法收集。因硫化氢的密度比 空气大,可用瓶口向上的排空气集气法收集。

用品 启普发生器或简易气体发生装置、集气瓶、玻璃片、FeS、稀盐酸(或稀 H2SO4)溶液、硝酸铅试纸 操作 制取 H2S 可以使用启普发生器或制气体的简易装置。 FeS 放入启普发生 把 器的球形体内,漏斗里注入稀 HCl。需用 H2S 时,打开导气管活塞,FeS 与稀 HCl 接触产生 H2S,停止用气时,只需关闭活塞反应既可停止。 备注 (1)所用硫化亚铁应是新购置的,存放时间过久,FeS 中 Fe 和 S 都会被 氧化,从而影响实验效果。 (2)放入气体发生器中的硫化亚铁要砸成蚕豆粒大小的块状。 (3)不能用浓盐酸,因浓盐酸挥发出氯化氢,使硫化氢不纯。 (4)不能用 HNO3 或浓 H2SO4,因为它们都是氧化性酸,与 FeS 发生氧 化还原反应,而不能生成硫化氢。见下反应式。 FeS+2H2SO4(浓)=FeSO4+SO2↑+S↓+2H2O FeS+4HNO3(稀)=Fe(NO3)3+S↓+NO↑+2H2O; (5)H2S 有毒,实验时应注意通风,多余的 H2S 应及时通入 NaOH 溶液 (或金属盐溶液)中进行吸收。 3.检验 用蘸有硝酸铅(或醋酸铅)溶液的试纸,放在集气瓶口试验,如果试纸变 黑则证明集气瓶里已充满了 H2S 气。 Pb2++H2S(aq)=PbS↓+H2↑(Pb2++2Ac-+H2S=PbS+HAc)

4.硫化氢的性质 (1)物理性质 二元弱酸 分子式:H2S 分子量:34.076 理化特性外观:常温下为无色气体 气味:有刺激性(臭鸡蛋)气味(注意:在一定浓度下无气味) 熔点:-85.5℃ 沸点:-60.4℃ 燃点:260℃ 蒸汽压:2026.5kPa/25.5℃ 闪点:<-50℃ 溶解性:溶于水、乙醇。溶于水(溶解比例 1:2.6)称为氢硫酸(硫化氢未 跟水反应) 密度:相对空气密度 1.19(空气密度设为 1)。 稳定性:不稳定,加热条件下发生可逆反应 H2S=H2+S 危险标记:4(易燃气体) (2)化学性质 不稳定性 H2S=H2+S(加热) 酸性 H2S 水溶液叫氢硫酸,是一种二元弱酸。

2NaOH+H2S=Na2S+2H2O 还原性 H2S 中 S 是-2 价,具有较强的还原性,很容易被 SO2,Cl2,O2 等氧化。 氧化 可燃性 在空气中点燃生成二氧化硫和水: 2H2S + 3O2 =2SO2 + 2H2O (火焰为蓝 色)(条件是点燃).若空气不足或温度较低时则生成单质硫和水。 沉淀性 硫化氢气体通常运用沉淀性被除去,一般的实验室中除去硫化氢气体,采 用的方法是将硫化氢气体通入硫酸铜溶液中,形成不溶解于一般强酸 (非氧 化性酸)的硫化铜。CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4 注意:硫化氢的硫是-2 价,处于最低价没错。但氢是+1 价,能下降到 0 价, 所以仍有氧化性。 如:2Na + H2S == Na2S + H2↑硫化氢亦有氧化性

(七)二氧化硫 1.化学方程式 Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+H2O+SO2↑ 2.实验步骤

用品:圆底烧瓶(250ml)、玻璃导管、滴液漏斗、 双孔塞、集气瓶、玻璃片、量筒、玻璃棒。亚硫酸钠、浓硫酸、氨水、大烧杯、 品红溶液、红色鲜花、蓝色石蕊试液。 原理:实验室里一般用铜跟浓硫酸或强酸跟亚硫酸盐反应,制取二氧化硫。二氧 化硫跟水化合生成亚硫酸,很不稳定,易分解。二氧化硫还能跟某些有色物质化 合生成无色物质,具有漂白性。 准备和操作: 1.二氧化硫的制取亚硫酸盐跟硫酸反应可制得较纯的二氧化硫。例如 Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+H2O+SO2↑ 在一个 250 毫升的圆底烧瓶里盛亚硫酸钠 14 克,分液漏斗里盛浓硫酸,装置如 图 7-70 所示。(见图) 实验开始时,将浓硫酸逐滴加入烧瓶里,立即有二氧化硫气体发生,不需加热。 当亚硫酸钠全部被酸浸湿而发生气体的速度减慢时,可以微微加热,以加速反应 的进行。二氧化硫容易跟水反应,所以要用向上排空气法收集。用玻璃棒蘸氨水 放在瓶口,如果出现浓厚的白烟,表示二氧化硫已收集满。二氧化硫是一种有刺 激性气味的有毒气体,勿使它逸散出来污染空气。 3.检验

将气体通入紫色的酸性高锰酸钾溶液中,如果溶液褪色,那么它是二氧化硫气体. 4.二氧化硫的性质 (1)物理性质 无色,常温下为无色有刺激性气味的有毒气体,密度比空气大,易液化, 易溶于水(约为 1:40)密度 2.551g/L。(气体,20 摄氏度下) 熔点:-72.4℃(200.75K) 沸点:-10℃(263K) (2)化学性质 二氧化硫可以在硫磺燃烧的条件下生成 S(s) +O2(g) =点燃= SO2(g) 硫化氢可以燃烧生成二氧化硫 2H2S(g) + 3O2(g) ==点燃= 2H2O(g) + 2SO2(g) 加热硫铁矿,闪锌矿,硫化汞,可以生成二氧化硫 4FeS2(s) + 11O2(g) === 2Fe2O3(s) + 8SO2(g) 2ZnS(s) + 3O2(g) === 2ZnO(s) + 2SO2(g) HgS(s) + O2(g) === Hg(g) + SO2(g) 应用:用于生产硫以及作为杀虫剂、杀菌剂、漂白剂和还原剂。在大气中, 二氧化硫会氧化而成硫酸雾或硫酸盐气溶胶,是环境酸化的重要前驱物。 大气中二氧化硫浓度在 0.5ppm 以上对人体已有潜在影响; 1~3ppm 时多 在 数人开始感到刺激;在 400~500ppm 时人会出现溃疡和肺水肿直至窒息死 亡。 其他性质

SO2+H2O=(可逆)H2SO3(亚硫酸) SO2 可以自偶电离:2SO2===(可逆)SO2++SO322SO2+O2 === 2SO3(加热,五氧化二钒做催化剂,可逆;在大自然中, 也可由空气中尘埃催化) 2H2S+SO2 === 3S↓+2H2O(归中反应) SO2+Cl2+2H2O === 2HCl+H2SO4 SO2+2NaOH === Na2SO3+H2O(SO2 少量) SO2+NaOH === NaHSO3(SO2 过量) Na2SO3+SO2+H2O === 2NaHSO3 CaO+SO2====CaSO3 2CaSO3+O2====2CaSO4(加热) SO2+2FeCl3+2H2O===2FeCl2+H2SO4+2HCl SO2+H2O2===H2SO4 SO2+Na2O===Na2SO3 5SO2+2KMnO4+2H2O===2MnSO4+K2SO4+2H2SO4 3SO2+2NaNO3+2H2O===Na2SO4+2NO↑+2H2SO4 [2] SO2 可以使品红溶液褪色,加热后颜色还原,因为 SO2 的漂白原理是 SO2 与被漂白物反应生成无色的不稳定的 化合物,加热时,该化合物分解,恢 复原来颜色。

(八)二氧化氮 1.化学方程式 Cu+4HNO3(浓)====Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

2.实验步骤 实验室通常用不活泼金属与浓硝酸反应: Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 收集方式: 向上排空气法(由于二氧化氮易溶于水,故不可用排水法进行收集。) 尾气处理: 通入氢氧化钠溶液即可快速吸收。 2NO2+2NaOH=NaNO2+NaNO3+H2O 3.检验 将该红棕色气体通入密闭管道内,向内加压,若又红棕色变成无色,则为 二氧化氮 4.二氧化氮的性质 (1)物理性质 外观与性状:黄褐色液体或气体,有刺激性气味。 熔点(℃):-9.3 沸点(℃):22.4 相对密度(水=1):1.45 相对蒸气密度(空气=1):3.2 饱和蒸气压(kPa):101.32(22℃) 燃烧热(kJ/mol):无意义 临界温度(℃):158 临界压力(MPa):10.13

辛醇/水分配系数的对数值:无资料 闪点(℃):无意义 引燃温度(℃):无意义 爆炸上限%(V/V):无意义 爆炸下限%(V/V):无意义 溶解性:溶于水。 (2)化学性质 二氧化氮溶于水并与水反应生成硝酸 3NO2+H2O=====2HNO3+NO 4NO2+2H2O+O2=====4HNO3 但二氧化氮溶于水后并不会完全反应所以会有少量二氧化氮分子存在,为 黄色。 因此硝酸溶液会呈现黄色.这个反应可以认为其为可逆反应,因为硝酸同时 会分解。 因二氧化氮溶于水后还生成一氧化氮,所以不是硝酸的酸酐。 NO2 可以直 接被 Na2O2 吸收 Na2O2+2NO2=2NaNO3

(九)一氧化氮 1.化学方程式 3Cu + 8HNO3(稀) ==== 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O 2.实验步骤

2.1.制备方法 实验室用铜与稀硝酸反应来制取一氧化氮。 2.2.化学方程式 3Cu + 8HNO3(稀) ==== 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O 2.3.收集方法 排水法。(由于一氧化氮易与空气中氧气发生反应,从而被氧化成二氧化 氮,所以一氧化氮不可采用向上排空气法收集,必须采用排水法来收集。) 3.检验 无色气体,放在空气中产生红棕色刺激性气体,则原气体为一氧化氮 4.一氧化氮的性质 (1)物理性质 外观与性状:无色气体。 熔点(℃):-163.6 沸点(℃):-151 相对密度(水=1):1.27(-151℃) 溶解性:难溶于水。 主要用途:制硝酸、人造丝漂白剂、丙烯及二甲醚的安定剂。 其它理化性质: 一氧化氮是无色气体,工业制备他是在铂网催化剂上用空气将氨氧化的方 法;实验室中则用金属铜与稀硝酸反应。 NO 在水中的溶解度较小,而且不与水发生反应。常温下 NO 很容易氧化为 二氧化氮,也能与卤素反应生成卤化亚硝酰(NOX)如 2NO+Cl2=2NOCl

根据 NO 的分子结构可见, 他有未成对的电子, 两个原子共有 11 个价电子, 也就是个奇分子,大多数奇分子都有颜色,然而 NO 仅在液态或固态时才 呈蓝色。NO 分子在固态时会缔合成松弛的双聚分子(NO)2,这也是他具 有单电子的必然结果。这里需要特别说明的是,NO 可以被过氧化钠吸收 Na2O2+2NO=2NaNO2 (2)化学性质 稳定性:较稳定 禁配物:易燃或可燃物、铝、卤素、空气、氧。 避免接触的条件:受热。 聚合危害:与氧气聚合形成腐蚀性二氧化氮 分解产物:氮气,氧气,还有少量一氧化二氮

(十)乙炔 1.化学方程式 CaC2+H2O====CaO+C2H2↑ 2.实验步骤 实验室中常用电石跟水反应制取乙炔。电石中因含有少量钙的硫化物和磷 化物,致使生成的乙炔中因 混有硫化氢、磷化氢等而呈难闻的气味。水的 反应是相当激烈的,可用分液漏斗控制加水量以调节出气速度。也可 以用 饱和食盐水 原理:电石发生水解反应,生成乙炔。装置:烧瓶和分液漏斗(不能使用 启普发生器)。烧瓶口要放棉花,以防止泡沫溢出。

试剂:电石(CaC2)和水。 反应方程式:CaC2+2H-OH→Ca(OH)2+CH≡CH↑

收集方法:排水集气法或向下排空集气法(不常用) 尾气处理:点燃 制备装置与氢气等气体类同。 3.检验 通入 KMnO4 溶液,若使高锰酸钾溶液变色,且生成使澄清石灰水变浑浊的 气体,则为 C2H2 4.乙炔的性质 (1)物理性质 纯乙炔为无色无味的易燃、有毒气体。而电石制的乙炔因混有 硫化氢 H2S、 磷化氢 PH3、砷化氢,而带 有 特 殊 的 臭 味 。 熔 点 ( 118.656kPa ) -84℃ , 沸 点 -80.8℃ , 相 对 密 度 0.6208(-82/4℃),折射率 1.00051,折光率 1.0005(0℃),闪点(开杯) -17.78℃,自燃点 305℃。在空气中爆炸极限 2.3%-72.3%(vol)。在液态 和固态下或在气态和一定压力下有猛烈爆炸的危险,受热、震动、电火花 等因素都可以引发爆炸,因此不能在加压液化后贮存或运输。微溶于水,

易溶于乙醇、苯、丙酮等有机溶剂。在 15℃和 1.5MPa 时,乙炔在丙酮中 的溶解度为 237g/L,溶液是稳定的。因此,工业上是在装满石棉等多孔物 质的钢瓶中,使多孔物质吸收丙酮后将乙炔压入,以便贮存和运输。为了 与其它气体区别,乙炔钢瓶的颜色一般为乳白色,橡胶气管一般为黑色, 乙炔管道的螺纹一般为左旋螺纹(螺母上有径向的间断沟)。 (2)化学性质 乙炔(acetylene)最简单的炔烃,又称电石气。结构式 H-C≡C-H,结构简 式 CH≡CH,最简式(又称实验式) CH ,分子式 C2H2,乙炔中心 C 原 子才用 sp 杂化。电子式 H∶C┇┇C∶H 乙炔分子量 26.4 ,气体比重 0.91 (Kg/m3), 火焰温度 3150 ℃, 热值 12800 (千卡/m3) 在氧气中燃 烧速度 7. , 5 纯乙炔在空气中燃烧 2100 度左右, 在氧气中燃烧可达 3600 度。 化学性质很活泼,能起加成、氧化、聚合及金属取代等反应。 (1)氧化反应 a.可燃性:2CH≡CH+5O2→4CO2+2H2O(条件点燃) 乙炔燃烧 现象:火焰明亮、带浓烟 , 燃烧时火焰温度很高(>3000℃),用于气焊 和气割。其火焰称为氧炔焰。 b.被 KMnO4 氧化:能使紫色酸性高锰酸钾溶液褪色。C2H2 + 2KMnO4 + 3H2SO4→2CO2+ K2SO4 + 2MnSO4+4H2O (2)加成反应 可以跟 Br2、H2、HX 等多种物质发生加成反应。

如: 现象:溴水褪色或 Br2 的 CCl4 溶液褪色 所以可用酸性 KMnO4 溶液或溴水区别炔烃与烷烃。 与 H2 的加成 CH≡CH+H2 → CH2=CH2 与 HX 的加成 如:CH≡CH+HCl →CH2=CHCl 氯乙烯用于制聚氯乙烯 (3)聚合反应 三个乙炔分子结合成一个苯分子: 由于乙炔与乙烯都是不饱和烃,所以化学性质基本相似。在适宜条件下, 三分子乙炔能聚合成一分子苯。 金属取代反应:将乙炔通入溶有金属钠的液氨里有氢气放出。乙炔与银氨 溶液反应,产生白色乙炔银沉淀。 乙炔具有弱酸性,将其通入硝酸银或氯化亚铜氨水溶液,立即生成白色乙 炔银(AgC≡CAg)和红棕色乙炔亚铜(CuC≡CCu)沉淀,可用于乙炔的定 性鉴定。这两种金属炔化物干燥时,受热或受到撞击容易发生爆炸,如: 反应完应用盐酸或硝酸处理,使之分解,以免发生危险: 乙炔在使用贮运中要避免与铜接触。 因为乙炔分子里碳氢键是以 SP-S 重叠而成的。 碳氢里碳原子对电子的吸引 力比较大些,使得碳氢之间的电子云密度近碳的一边大得多,而使碳氢键 产生极性,给出 H+而表现出一定的酸性。 ⑷酸碱反应

炔烃中 C≡C 的 C 是 sp 杂化, 使得 Csp-H 的 σ 键的电子云更靠近碳原子, 增强了 C-H 键极性使氢原子容易解离,显示“酸性”。连接在 C≡C 碳原子上 的氢原子相当活泼,易被金属取代,生成炔烃金属衍生物叫做炔化物. CH≡CH + Na → CH≡CNa + 1/2H2↑(条件 NH3) CH≡CH + 2Na → CNa≡CNa + H2↑ (条件 NH3,190℃~220℃) CH≡CH + NaNH2 → CH≡CNa + NH3 ↑ CH≡CH + Cu2Cl2 (2AgCl) → CCu≡CCu(CAg≡CAg) + 2NH4Cl +2NH3 ↓ (注意:只有在三键上含有氢原子时才会发生,用于鉴定端基炔 RH≡CH)。 其外,乙炔与铜、银、水银等金属或其盐类长期接触时,会生成乙炔铜 (Cu2C2)和乙炔银(Ag2C2)等爆炸性混合物,当受到摩擦、冲击时会 发生爆炸。因此,凡供乙炔使用的器材都不能用银和含铜量 70%以上的铜 合金制造。 电子式:H:C┇┇C:H

(十一)氯气 1.化学方程式 4HCl(浓)+MnO2 =加热=MnCl2+Cl2↑+2H2O 2.实验步骤 实验室通常用氧化浓盐酸的方法来制取氯气: 常见的氧化剂有:MnO2、K2Cr2O7(重铬酸钾)、KMnO4、Ca(ClO)2 注意氯酸盐绝对不能用来制备氯气,因为会生成大量难以分离且易爆炸的 ClO2

发生的反应分别是: 4HCl(浓)+MnO2 =加热=MnCl2+Cl2↑+2H2O [课本上的制法,比较浪费盐酸,家庭实验推荐用次氯酸钙[漂白粉]与稀盐酸 反应,注意最好用稀盐酸,浓盐酸会造成浪费,且反应速率过快。] 14HCl+K2Cr2O7=2KCl+2CrCl3+7H2O+3Cl2↑[此反应用的盐酸比较稀的 话,微热即可反应,没有盐酸可用一种非还原性酸和氯化钠的 混合物代替, 也可产生氯气] 16HCl+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑[此反应用的盐酸比较稀的 话,微热即可反应,没有盐酸可用一种非还原性酸和氯化钠的混合物代替, 也可产生氯气]] 4HCl+Ca(ClO)2=CaCl2+2H2O+2Cl2↑{此反应需要的盐酸很稀,1mol/L 便 可以剧烈反应} 如不用浓盐酸,亦可用 NaCl(固体)跟浓硫酸来代替.如: 2NaCl+MnO2+3H2SO4(加热)=2NaHSO4+MnSO4+Cl2↑+2H2O 3.检验 用湿润的淀粉碘化钾试纸检验,若变蓝,则为氯气 4.氯气的性质 (1)物理性质 1).颜色\气味\状态:通常情况下为有强烈刺激性气味的黄绿色的气体。 2).密度:比空气密度大,标况时是 ρ=M/V(m)=(71g/mol)/(22.4L/mol)=3.17g/L。

3).易液化。熔沸点较低,在 101kPa 下,熔点-107.1°C,沸点-34.6°C, 降温加压可将氯气液化为液氯,液氯即 Cl2,其与氯气物理性质不同,但化 学性质基本相同。 4).溶解性:可溶于水,且易溶于有机溶剂(例如:四氯化碳),难溶于饱 和食盐水。1 体积水在常温下可溶解 2 体积氯气,形成氯水(通常情况下氯 水呈黄绿色),密度为 3.170g/L,比空气密度大。 (2)化学性质 毒性 氯气是一种有毒气体,它主要通过呼吸道侵入人体并溶解在黏膜所含的水 分里,生成次氯酸和盐酸,对上呼吸道黏膜造成有害的影响:次氯酸使组 织受到强烈的氧化;盐酸刺激黏膜发生炎性肿胀,使呼吸道黏膜浮肿,大 量分泌黏液,造成呼吸困难,所以氯气中毒的明显症状是发生剧烈的咳嗽。 症状重时,会发生肺水肿,使循环作用困难而致死亡。由食道进入人体的 氯气会使人恶心、呕吐、胸口疼痛和腹泻。1L 空气中最多可允许含氯气 0.001mg,超过这个量就会引起人体中毒。 助燃性 在一些反应中,氯气可以支持燃烧。 与金属反应 1、钠在氯气中燃烧生成氯化钠 现象:钠在氯气里剧烈燃烧,产生大量的白烟,放热。 化学方程式:2Na+Cl2=点燃=2NaCl 2、铜在氯气中燃烧生成氯化铜

现象:红热的铜丝在氯气里剧烈燃烧,瓶里充满棕黄色的烟,加少量水后, 溶液呈蓝绿色。 Cu+Cl2=点燃=CuCl2 3、铁在氯气中燃烧生成氯化铁 现象:铁丝在氯气里剧烈燃烧,瓶里充满棕红色烟(有棕黄色和棕红色两 种说法),加少量水后,溶液呈黄色。 2Fe+3Cl2=点燃=2FeCl3 注:氯气具有强氧化性,加热下可以与所有金属反应,如金、铂在热氯气 中燃烧,而与 Fe、Cu 等变价金属反应则生成高价金属氯化物 常温下,干燥氯气或液氯不与铁反应,所以可用钢瓶储存氯气。 与非金属反应 1、与氢气的反应 H2+Cl2=点燃=2HCl(工业制盐酸方法,工业先电解饱和食盐水,生成的氢 气和氯气燃烧生成氯化氢气体) 现象:H2 在 Cl2 中安静地燃烧,发出苍白色火焰,瓶口处出现白雾。 H2+Cl2=光照=2HCl 现象:见光爆炸,有白雾产生。 需要注意的是:将点燃的氢气放入氯气中,氢气只在管口与少量的氯气接 触,产生少量的热;点燃氢气与氯气的混合气体时,大量氢气与氯气接触, 迅速化合放出大量热,使气体急剧膨胀而发生爆炸.工业上制盐酸使氯气在 氢气中燃烧. 2、与磷的反应

2P+3Cl2(少量)=点燃=2PCl3(液体农药,雾) 2P+5Cl2(过量)=点燃=2PCl5(固体农药,烟) 现象:产生白色烟雾 3、与其他非金属的反应 实验证明,在一定条件下,氯气还可与 S、Si 等非金属直接化合 2S+Cl2=点燃=S2Cl2 Si+2Cl2=加热=SiCl4 与水反应 在该反应中,氧化剂是 Cl2,还原剂是也是 Cl2,本反应是歧化反应。 氯气遇水会产生次氯酸,次氯酸具有净化作用,用于消毒——溶于水生成 的 HClO 具有强氧化性 化学方程式是: 与碱溶液反应 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O 上述两反应中,Cl2 作氧化剂和还原剂,是歧化反应。 (Cl2 + 2OH(-) (冷) = ClO(-) + Cl(-) + H2O 3Cl2 + 6OH(-) (热) = ClO3(-) + 5Cl(-) + 3H2O 与盐溶液反应 Cl2+2FeCl2=2FeCl3 Cl2+Na2S=2NaCl+S (中学阶段用来证明氯气非金属性比硫强) 与气体反应 Cl2 的化学性质比较活泼,容易与多种可燃性气体发生反应。 Cl2+H2O=HCl+HClO(可逆反应)

如:H2、C2H2 等。 相对原子质量 氯 Cl 35.453 与有机物反应 甲烷的取代反应: CH4+Cl2=光照=CH3Cl+HCl CH3Cl+Cl2=光照=CH2Cl2+HCl CH2Cl2+Cl2=光照=CHCl3+HCl CHCl3+Cl2=光照=CCl4+HCl 加成反应: CH2=CH2+Cl2=催化剂=CH2ClCH2Cl(1,2-二氯乙烷) 和二硫化碳反应: 2Cl2+CS2==Fe==CCl4+2S

(十二)氯化氢 1.反应方程式 NaCl(固) + H2SO4(浓) = NaHSO4 + HCl↑ 2.实验步骤 利用高沸点、难挥发的酸制取低沸点、易挥发的酸,实验室通常用氯化钠固体与 浓硫酸发生复分解反应制取氯化氢气体: 总反应的化学方程式为:H2SO4+2NaCl==Na2SO4+2HCl↑

此反应表明:同一反应,当反应条件不同时,反应产物可以不同。如上述反应 在不加热或微热条件下,生成硫酸氢钠,而加热到 500℃~600℃时就生成硫酸 钠。 (2)、反应装置 该反应是“固+液——气”型反应,因此制取装置与 Cl2 的发生装置相同,(圆 底烧瓶,分液漏斗,酒精灯)收集方法也与 Cl2 相同,用向上排空气法收集。 (3)、检验方法 ①将湿润的蓝色石蕊试纸靠近瓶口,变红则表明收满。 ②将蘸有浓氨水的玻璃棒移近瓶口,有白烟生成则收满。反应式为:HCl+NH3 =NH4Cl (4)、尾气处理 HCl 气体极易溶于水, 用水吸收 HCl 余气或制盐酸时, 必须在导气管口接一个 漏斗并倒扣在水面上如上图所示。 装一个倒置漏斗,一方面是使 HCl 气体与水接触面扩大,有利于充分吸收; 另一方面是防止溶液倒吸,HCl 气体极易溶于水,会使导气管内压强减小,水倒 吸入漏斗时,水面下降从而使漏斗口与水面脱离,水又会因重力而流入烧杯中, 而不会沿导管倒吸入收集 HCl 的装置中去。 3.氯化氢的性质 (1)物理性质 化学式: HCl。氯化氢与水不反应但易溶于水,空气中常以盐酸烟雾的形 式存在。浓盐酸因氯化氢蒸气而在空气中发烟。易溶于乙醇和醚,也能溶 于其它多种有机物。为无色有刺激性气味的气体;熔点-144.8℃,沸点-

84.9℃,气体密度 1.628 克/升(0℃,1 大气压下),临界温度 51℃,临界压 力 82 大气压;易溶于水,在 25℃和 1 大气压下,1 体积水可溶解 503 体 积的氯化氢气体。 (2)化学性质 强酸性,和碱反应生成氯化物和水,例如: HCl + NaOH = NaCl + H2O 能与碳酸盐反应,生成二氧化碳, K2CO3 + 2HCl = 2KCl+ CO2↑ + H2O Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ 能与活泼金属单质反应,生成氢气(实验室常用 Zn 与 HCl(或 H2SO4)反 应制取 H2,不用金属活动顺序中 Zn 之前的是因为反应过于剧烈且放大量 热。) Fe+2HCl=FeCl2+H2↑ Zn+ 2HCl =ZnCl2+ H2↑ 能与金属氧化物反应,生成盐和水 MgO+2HCl=MgCl2+H2O 实验室常用盐酸于制取二氧化碳的方法 CaCO3 (石灰石或大理石最好) +2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑ (不用 Na2CO3 因为反应速率过快) 能用来制取弱酸 CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl 也是人类胃酸的主要成分(浓度很低)。

(十三)乙烯 1.化学方程式 CH3CH2OH+H2SO4====C2H4↑+H2O 2.实验步骤 实验室里是把酒精和浓硫酸按 1:3 混合迅速加热到 170℃,使酒精分解制 得。浓硫酸在反应过程里起催化剂和脱水剂的作用。 制取乙烯的反应属于液——液加热型 乙烯能使酸性 KMnO4 溶液很快褪色,这是乙烯被高锰酸钾氧化的结果,而 甲烷等烷烃却没有这种性质。 乙烯的化学性质——加成反应 把乙烯通入盛溴水的试管里,可以观察到溴水的红棕色很快消失。 乙烯能跟溴水里的溴起反应,生成无色的 1,2-二溴乙烷(CH2Br-CH2Br) 液体。 这个反应的实质是乙烯分子里的双键里的一个键易于断裂,两个溴原子分 别加在两个价键不饱和的碳原子上,生成了二溴乙烷。这种有机物分子里 不饱和碳原子跟其它原子或原子团直接结合生成别的物质的反应叫做加成 反应。 乙烯还能跟氢气、氯气、卤化氢以及水等在适宜的反应条件下起加成反应。 3.乙烯的性质 (1)物理性质

通常情况下,乙烯是一种无色稍有气味的气体,密度为 1.25g/L,比空气的 密度略小,难溶于水,易溶于四氯化碳等有机溶剂。 外观与性状:无色气体,略具烃类特有的臭味。少量乙烯具有淡淡的甜味。 吸收峰:吸收带在远紫外区 pH:水溶液是中性 熔点(℃):-169.4 沸点(℃):-103.9 相对密度(水=1):0.61 相对蒸气密度(空气=1):0.98 饱和蒸气压(kPa):4083.40(0℃) 燃烧热(kJ/mol):1411.0 临界温度(℃):9.2 临界压力(MPa):5.04 闪点(fp):无意义 引燃温度(℃):425 爆炸上限%(V/V):36.0 爆炸下限%(V/V):2.7 溶解性:不溶于水,微溶于乙醇、酮、苯,溶于醚。溶于四氯化碳等有机 溶剂。 (2)化学性质 (1)氧化反应:

①常温下极易被氧化剂氧化。如将乙烯通入酸性 KMnO4 溶液,溶液的紫色 褪去,乙烯被氧化为二氧化碳,由此可用鉴别乙烯。 ②易燃烧,并放出热量,燃烧时火焰明亮,并产生黑烟。 CH2═CH2+3O2→2CO2+2H2O ③烯烃臭氧化: CH2=CH2+O2—催化剂、加热→2HCHO CH2=CH2+(1/2)O2—Ag、加热→CH3—CHO (2)加成反应: CH2=CH2+H2→CH3-CH3 CH2═CH2+Br2→CH2Br—CH2Br(常温下使溴水褪色) CH2═CH2+HCl—催化剂、加热→CH3—CH2Cl(制氯乙烷) CH2═CH2+水—浓硫酸、170℃→CH3CH2OH(制酒精) CH2═CH2+H2—Ni 或 Pd,加热→CH3CH3 CH2═CH2+Cl2→CH2Cl—CH2Cl 加成反应:有机物分子中双键(或三键)两端的碳原子与其他原子或原子团直 接结合生成新的化合物的反应。 (3)加聚反应: nCH2═CH2→-(CH2—CH2)- n (制聚乙烯) 在一定条件下,乙烯分子中不饱和的 C═C 双键中的一个键会断裂,分子里 的碳原子能互相形成很长的键且相对分子质量很大(几万到几十万)的化合 物,叫做聚乙烯,它是高分子化合物。 这种由相对分子质量较小的化合物(单体)相互结合成相对分子质量很大的 化合物的反应,叫做聚合反应。这种聚合反应是由一种或多种不饱和化合

物(单体)通过不饱和键相互加成而聚合成高分子化合物的反应,所以又属于 加成反应,简称加聚反应。 最简单的烯烃。分子式 CH2=CH2 。少量存在于植物体内,是植物的一种 代谢产物,能使植物生长减慢,促进叶落和果实成熟。无色易燃气体。熔 点-169℃,沸点-103.7℃。几乎不溶于水,难溶于乙醇,易溶于乙醚和 丙酮。 乙烯分子里的 C=C 双键的键长是 1.33×10 -10 米,乙烯分子里的 2 个碳原 子和 4 个氢原子都处在同一个平面上。它们彼此之间的键角约为 120°。乙 烯双键的键能是 615 千焦/摩,实验测得乙烷 C—C 单键的键长是 1.54×10 -10 米,键能 348 千焦/摩。这表明 C=C 双键的键能并不是 C—C 单键键能 的两倍,而是比两倍略少。因此,只需要较少的能量,就能使双键里的一 个键断裂。这是乙烯的性质活泼,容易发生加成反应等的原因。 在形成乙烯分子的过程中,每个碳原子以 1 个 2s 轨道和 2 个 2p 轨道杂化 形成 3 个等同的 sp 2 杂化轨道而成键。这 3 个 sp 2 杂化轨道在同一平面 里,互成 120°夹角。因此,在乙烯分子里形成 5 个 σ 键,其中 4 个是 C—H 键(sp 2 — s)1 个是 C—C 键(sp 2 — sp 2 );两个碳原子剩下未参加杂化的 2 个平行的 p 轨道在侧面发生重叠,形成另一种化学键:π 键,并和 σ 键所 在的平面垂直。如:乙烯分子里的 C=C 双键是由一个 σ 键和一个 π 键形成 的。这两种键的轨道重叠程度是不同的。π 键是由 p 轨道从侧面重叠形成 的,重叠程度比 σ 键从正面重叠要小,所以 π 键不如 σ 键牢固,比较容易 断裂,断裂时需要的能量也较少。

(十四)氮气 1.化学方程式 NaNO2 + NH4Cl == NaCl + N2↑ + 2H2O↑+ Q 2.实验步骤 详见固固加热型装置制取氧气 3.检验 将燃着的 Mg 条伸入盛有氮气的集气瓶,Mg 条会继续燃烧 提取出燃烧剩下的灰烬(白色粉末 Mg3N2),加入少量水,产生使湿润的 红色石蕊试纸变蓝的气体(氨气) 如燃烧后的杂质不能使石蕊试纸变色,那么就不能说明是氮气 4.氮气的性质 (1)物理性质 氮在常况下是一种无色无味无臭的气体,且通常无毒。氮气占大气总量的 78.12%(体积分数) ,在标准情况下的气体密度是 1.25g/L,氮气难溶于水, 在常温常压下,1 体积水中大约只溶解 0.02 体积的氮气。氮气是难液化的 气体。氮气在极低温下会液化成无色液体,进一步降低温度时,更会形成 白色晶状固体。在生产中,通常采用黑色钢瓶盛放氮气。 (2)化学性质 由氮元素的氧化态-吉布斯自由能图也可以看出,除了 NH4 离子外,氧化数 为 0 的 N2 分子在图中曲线的最低点, 这表明相对于其它氧化数的氮的化合 物来讲,N2 是热力学稳定状态。 氧化数为 0 到+5 之间的各种氮的化合物的 值都位于 HNO3 和 N2 两点的连线(图中的虚线)的上方,因此,这些化

合物在热力学上是不稳定的,容易发生歧化反应。在图中唯一的一个比 N2 分子值低的是 NH4+离子。 [2] 由氮元素的氧化态-吉布斯自由能图和 N2 分子的结构均可以看出,单质 N2 不活泼,只有在高温高压并有催化剂存在的条件下,氮气可以和氢气反应 生成氨。 氮化物的反应 氮化镁与水反应:Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2↓+2NH3↑ 在放电条件下,氮气才可以和氧气化合生成一氧化氮:N2+O2=放电=2NO 一氧化氮与氧气迅速化合,生成二氧化氮 2NO+O2=2NO2 二氧化氮溶于水,生成硝酸,一氧化氮 3NO2+H2O=2HNO3+NO 五氧化二氮溶于水,生成硝酸,N2O5+H2O=2HNO3 氮和活泼金属反应 N2 与金属锂在常温下就可直接反应: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 与碱土金属 Mg 、Ca 、Sr 、Ba 在炽热的温度下作用: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 与镁条反应:3Mg+N2=点燃=Mg3N2(氮化镁) 氮和非金属反应 N2 与氢气反应制氨气:N2+3H2===(可逆符号)2NH3 N2 与硼要在白热的温度才能反应: 2 B + N2=== 2 BN (大分子化合物) N2 与硅和其它族元素的单质一般要在高于 1473K 的温度下才能反应。

二、各族元素 (一)碱金属元素 1.简介 碱金属是指在元素周期表中属于第 IA 族的六个金属元素。 碱金属除铯以外都是银白色的(Cs 略带金色光泽),质软的,化学性质活 泼的金属,密度小,熔点和沸点都比较低。他们生成化合物的几乎都是正 一价阳离子(在碱化物中,碱金属会以负一价阴离子的方式出现)。碱金 属原子失去电子变为离子时最外层一般是 8 个电子, 但锂离子最外层只有 2 个电子。电子构型通式为 ns1。 因为碱金属最外层只有 1 个电子,所以碱金属都能和水发生激烈的反应, 生成强碱性的氢氧化物,并随相对原子质量增大反应能力越强。在氢气中, 碱金属都生成白色粉末状的氢化物。碱金属都可在氯气中燃烧。由于碱金 属化学性质都很活泼,为了防止与空气中的水发生反应,一般将他们放在 煤油或石蜡中保存。 氢虽然是第 1 族元素,但它在普通状况下是双原子气体,不会呈金属状态, 也不属于碱金属。只有在极端情况下(1.4 兆大气压力),电子可在不同氢 原子之间流动,变成金属氢。有些在液氨中会形成电子盐。 2.性质
元素 3 Li(锂) 11Na (钠) 97.81 822.9 19K(钾) 37Rb(铷) 55Cs(铯) 87Fr(钫)

熔点/℃ 沸点/℃

180.5 1347

63.65 774

38.89 688

28.84 678.4

27 677

熔沸点变化 密度(25℃)/g·c m^-3 密度变化 导电性 颜 色 形 态 金属 or 非金属性 价 态

降低趋势

0.534

0.971

0.856

1.532

1.8785

1.870

升高趋势 导 体 银白色 固 体 金属性 +1 导 体 银白色 固 体 金属性 +1 Na2O Na2 O2

反常 导 体 银白色 固 体 金属性 +1 导 体 银白色 固 体 金属性 +1 导 体 略带黄色 固 体 金属性 +1 导 体 红色 固 体 金属性 +1

主要氧化物

Li2O

K2O K2O2

复杂

复杂

复杂

氧化物对应的水 化物 气态氢化物 气态氢化物的稳 定性

LiOH

NaOH

KOH

RbOH

CsOH

FrOH

LiH

NaH

KH

RbH

CsH

FrH

不稳定

不稳定

不稳定

不稳定

不稳定

不稳定

(二)碱土元素 1.简介 碱土金属指ⅡA 族的所有元素,共计铍( Be )、镁( Mg )、钙( Ca )、锶 ( Sr )、钡( Ba )、镭( Ra )六种,碱土金属在自然界均有存在,前五种 含量相对较多,镭为放射性元素,由玛丽·居里( M.Curie )和皮埃尔·居里 ( P.Curie )在沥青矿中发现。 碱土金属中除铍外都是典型的金属元素,氧化态为+2,其单质为灰色至银 白色金属,硬度比碱金属略大,导电、导热能力好,容易同空气中的 氧气、 水蒸气、二氧化碳作用,在表面形成氧化物和碳酸盐,失去光泽。碱土金

属的氧化物熔点较高,溶于水显较强的碱性,其盐类中除铍外,皆为离子 晶体,但溶解度较小。在自然界中,碱土金属都以化合物的形式存在,可 用焰色反应鉴定。由于它们的性质活泼,只能用电解方法制取。 2.性质 碱土金属存在明显的周期性,但铍与ⅢA 族的铝(Al)也存在一定的相似性。 物理性质 碱土金属的单质为银白色(铍为灰色)固体,容易同空气中的氧气和水蒸气作 用,在表面形成氧化物和碳酸盐,失去光泽而变暗。它们的原子有两个价 电子,形成的金属键较强,熔、沸点较相应的碱金属要高。单质的还原性 随着核电荷数的递增而增强。 碱土金属的硬度略大于碱金属,除铍和镁外,其他均可用刀子切割,新切 出的断面有银白色光泽,但在空气中迅速变暗。其熔点和密度也都大于碱 金属,但仍属于轻金属。 碱土金属的导电性和导热性能较好。 化学性质 碱土金属最外电子层上有两个价电子,易失去而呈现+2 价,是化学活泼性 较强的金属,能与大多数的非金属反应,所生成的盐多半很稳定,遇热不 易分解,在室温下也不发生水解反应。它们与其他元素化合时,一般生成 离子型的化合物。但 Be2+和 Mg2+离子具有较小的离子半径,在一定程度 上容易形成共价键的化合物。钙、锶、钡和镭及其化合物的化学性质,随 着它们原子序数的递增而有规律地变化。碱土金属的离子为无色的,其盐

类大多是白色固体,和碱金属的盐不同,碱土金属的盐类(如硫酸盐、碳酸 盐等)溶解度都比较小。 碱土金属在空气中加热时,发生燃烧,产生光耀夺目的火光,形成氧化物。 碱土金属在高温火焰中燃烧产生的特征颜色,可用于这些元素的鉴定。与 水作用时,放出氢气,生成氢氧化物,碱性比碱金属的氢氧化物弱,但钙、 锶、钡、镭的氢氧化物仍属强碱。铍表面生成致密的氧化膜,在空气个不 易被氧化,跟水也不反应。镁跟热水反应,钙、锶和钡易与冷水反应。钙、 锶和钡也能与氢气反应。在空气中,镁表面生成一薄层氧化膜,这层氧化 物致密而坚硬,对内部的镁有保护作用,所以有抗腐蚀性能,可以保存在 干燥的空气里。钙、锶、钡等更易被氧化,生成的氧化物疏松,内部的金 属会继续被氧化,所以钙、锶、钡等金属要密封保存。 单质的主要反应 与氧气反应:M(s)+O?(g)——→MO(s) 与卤素反应:M(s)+X?——→MX?(s) 与水反应:M(s)+2H2O(L)——→M(OH)?(aq)+H?↑(g) 与酸反应:2H+(aq)+M(s)——→M2+(aq)+H?↑(g) 与不活泼金属的可溶盐反应:M(s)+Cu2+(aq)——→M2+(aq)+Cu (s)

(三)过渡元素 铁系元素—— 1.简介

铁、钴、镍三种元素的最外层都有两个 4s 电子,只是次外层的 3d 电子数 不同,分别为 6、7、8,它们的原子半径十分相似,所以它们的性质很相似。 由于第一过渡系列元素原子的电子填充过渡到第Ⅷ族时,3d 电子已经超过 5 个,所以它们的价电子全部参加成键的可能性减少,因而铁系元素已经不 再呈现出与族数相当的最高氧化态。 一般条件下,铁的常见氧化态是+2 和+3,与强氧化剂作用,铁可以生成不 稳定的+6 氧化态的高铁酸盐。 一般条件下,钴和镍的常见氧化态都是+2,与强氧化剂作用,钴可以生成 不稳定的+3 氧化态,而镍的+3 氧化态则少见。 2.性质 ⑴物理性质 铁系元素的原子半径、离子半径、电离势等性质基本上随原子序数的增加 而有规律地变化。但镍的原子量比钴小,这是因为镍的同位素中质量数小 的一种占的比例大。 铁系元素单质都是具有金属光泽的白色金属。钴略带灰色。它们的密度都 比较大,熔点也比较高,它们的熔点随原子序数的增加而降低,这可能是 因为 3d 轨道中成单电子数按 Fe、Co、Ni 的顺序依次减少(4、3、2),金属 键依次减弱的缘故。 钴比较硬而脆,铁和镍却有很好的延展性。它们都表现有铁磁性,它们的 合金是很好的磁性材料。 2 化学性质 铁系元素电势图

由铁系元素的标准电极电势看,它们都是中等活泼的金属。它们的化学性 质表现在以下几个方面: ①在酸性溶液中,Fe2+、Co2+和 Ni2+分别是铁、钴、镍离子的最稳定状 态。 空气中的氧能把酸性溶液中的 Fe2+氧化成 Fe3+2, 但是不能氧化 Co2+ 和 Ni2+成为 Co3+和 Ni3+。 由 值看出,高氧化态的铁(Ⅵ)、钴(Ⅲ)、镍(Ⅳ)在酸性溶液中都是 很强的氧化剂。 ②在碱性介质中,铁的最稳定氧化态是+3、而钴和镍的最稳定氧化态仍是 +2; 在碱性介质中把低氧化态的铁、钴、镍氧化为高氧化态比在酸性介质 中容易。低氧化态氢氧化物的还原性按 Fe(OH)2、Co(OH)2、Ni(OH)2 的 顺序依次降低。 例如:向 Fe2+的溶液中加入碱,能生成白色的 Fe(OH)2 的沉淀,但空气中 的氧立即把白色的 Fe(OH)2 氧化成红棕色的 Fe(OH)3 沉淀: 在同样条件下生成的粉红色的 Co(OH)2 则比较稳定,但在空气中放置,也 能缓慢地被空气中的氧氧化成棕褐色的 Co(OH)3: 而在同样条件下生成的绿色的 Ni(OH)2 最稳定,根本不能被空气中的氧所 氧化。 由此可见,Fe(OH)2 的还原性最强,也最不稳定,Ni(OH)2 的还原性最差, 也最稳定。这是由它们在碱性介质中的标准电极电势的大小决定的。 ③铁系元素易溶于稀酸中,只有钴在稀酸中溶解得很慢。它们遇到浓硝酸 都呈“钝态”。 铁能被热的浓碱液侵蚀, 而钴和镍在碱溶液中的稳定性比铁高。

④在没有水汽存在时,一般温度下,铁系元素与氧、硫、氯、磷等非金属 几乎不起作用,但在高温下却发生猛烈反应。 ⑶用途 铁、钴、镍主要用于制造合金。铁是重要的基本结构材料,铁 合金用途广 泛。钴的合金具有很高的硬度,镍是不锈钢的主要成分之一,由于镍不与 强碱作用,实验室中常用镍坩埚熔融碱性物质。镍粉还可做氢化反应的催 化剂。

铂系元素—— 1.简介 铂族金属,又称铂族元素。包括铂(Pt)、钯(Pd)、锇(Os)、铱(Ir)、 钌(Ru)、铑(Rh)六种金属元素,在元素周期表中属第 5,6 周期。本族 元素在宝石学中的应用广泛,其中钯金首饰-白色贵金属新宠,国际时尚流 行饰品铂金、钯金为铂族里蕴藏量最小的两种矿物,此二种的冶金性质相 当类似,因其同样稀有、用途相类似,所以常在各种应用上互做替代品。 2.性质 主要物理性质 铂族金属除锇为蓝灰色金属外,其他均为银白色金属。大多数铂族金属都 能吸收气体, 特别是氢气。 钯吸氢 能力最强, 常温下 1 体积钯能吸收 900~ 2800 体积的氢。在真空下加热到 100℃,溶解的氢就完全放出来了。钯有 吸氢和透氢的特性:一定体积的钯常温下能吸收比它本身大 900 倍甚至 2800 倍的氢气(见贮氢材料)。铂吸收氧的能力强,1 体积铂可吸收 70

体积的氧。当粒度很细如铂黑、钯黑或呈胶态时,吸附能力更强,故它们 有良好的催化特性。纯铂和钯有良好的延展性,不经中间退火的冷塑性变 形量可达到 90%以上,能加工成微米级的细丝和箔。铑和铱的高温强度很 好,但冷塑性加工性能稍差。锇和钌硬度高,但机械加工性能差,用粉末 冶金方法制得的金属钌在 1150~1500℃时才能进行少量塑性加工,而锇即 使在高温下也几乎不能进行塑性加工。 主要化学性质 铂族金属是典型的贵金属,其化学稳定性特别高,具有很好的抗腐蚀和抗 氧化能力。它们能抵抗普通酸和化学试剂的腐蚀,铂不与普通酸作用,但 能缓慢地溶解于王水中生成氯铂酸(H2PtCl6)。钯在铂族中较为活泼,对 酸的抗蚀能力稍差,能很快溶于硝酸。铱、铑、钌能抗单一的酸和化学试 剂侵蚀,甚至王水也很难溶解它们。 铂和铑的抗氧化性很好,在空气中能长期保持光泽,不被氧化。在高温下 铂和铑与氧气作用生成挥发性的氧化物,增加它的蒸发速度。粉末状的铱 在空气或氧气中于 600℃时氧化,生成一层氧化铱(IrO2)薄膜。这种氧 化物在高于 1100℃时分解,使金属恢复原有光泽。铱是惟一可以在氧化性 气氛中使用到 2300℃而不严重损失的金属。钌、锇容易被氧化,在室温下, 锇的表面就生成蓝色的氧化膜(OsO2)。四氧化锇(OsO4)和四氧化钌 (RuO4)都是挥发性的有毒化合物,能刺激粘膜,侵害皮肤。 铂族金属均为过渡金属,有多个化合价,其稳定的化合价为:钌+3,铑+3, 钯+2、+4,锇+3、+4,铱+3、+4,铂+2、+4。它们都有强烈生成络合物 的倾向,最常见的配位数为 4 和 6。

铂具有优良的热电稳定性、和高温抗氧化性和高温抗腐蚀性。钯能吸收比 其体积大 2800 倍的氢,且氢可以在钯中自由通行。铱和铑能抗多种氧化剂 的侵蚀,有很好的机械性能。钌能与氨结合,但不起化学反应,类似某些 细菌所特有的性能。锇很脆和很硬,体积弹性模量最大。锇、钌都易氧化, 其氧化物有刺激性,毒性大等等。

钒系元素—— 1.基本性质 第ⅤB 族即钒族包括钒、铌和钽三种元素,它们元素的基本性质见下表: 性 质 原 子 序 数 原 子 量 价电子构型 主要氧化态 共价半径(pm) M5+离子半径(pm) 第一电离势(kJ/mol) 电 负 性 密度(g/cm3) 钒(V) 23 50.942 3d34s2 +2,+3,+4,+5 122 59 650 1.63 6.11 铌(Nb) 41 92.906 4d35s2 +3,+5 134 70 664 1.60 8.57 钽(Ta) 73 180.95 5d36s2 +5 134 69 761 1.50 16.654

熔点(K) 沸点(K) 标准电极电势 ψθ(V)

2163±10 3653

2741±10 5015

3269 5698±100

-0.254 V(OH)4++4H++5e-→V+4H2O M2O5+10H++10e-→2M+5H2O 2.性质 物理性质

-0.64

-0.81

钒是一种银灰色金属,铌、钽外形似铂,都有延展性,具有较高的熔点。 钽是最难熔的金属之一。由于钒族各金属比同周期的钛族金属有较强的金 属键,因此,它们的熔点,熔化热等都较相应的钛族金属为高。 化学性质 从标准电极电势看,钒族金属都是较强的还原剂,但由于金属表面容易形 成钝化的氧化膜,使得钒族金属在室温下化学性质活泼性较低。如钒在常 温下不与空气、水、酸、碱作用,但能溶于氢氟酸、浓硫酸、硝酸和王水 中。铌和钽的化学稳定性特别高,尤其是钽,不仅不与空气和水作用,并 且能抵抗除氢氟酸以外的所有无机酸甚至是王水的腐蚀。由此可看出:钒 族金属从上到下金属活泼性逐渐减弱。 钒族金属都很容易溶解在硝酸和氢氟酸的混合酸中,并且都可以和熔融的 苛性碱发生反应。在高温下也可与大多数非金属元素反应。

铬族元素——

1.概述
铬族元素是ⅥB 族元素,包括铬、钼、钨三种元素。 2.性质

铬可显从零到+6 的所有氧化态,0 和+1 氧化态在配合物中发现,如 Cr(CO)6、[Cr(diPY)3]ClO4 等。 铬的还原性相当强。由于铬的钝化性,使铬有很强的抗腐蚀性,因此它在 王水和硝酸中都不溶。+2 氧化态的铬的化合物,可由铬与稀盐酸或稀硫酸 共热制得。 正二价的铬 +2 价的铬在水中以 6 水合铬(Ⅱ)阳离子(2+),它是高自旋配离子,所 以一个电子在高能的 eg 轨道上容易失去因此 6 水合铬(Ⅱ)阳离子(2+) 是一种强还原剂,很容易被空气氧化。方程式为: 4[Cr(H2O)6]2+ + O2 +4 H+ =4[Cr(H2O)6]3+ + 2H2O 正三价的铬 常见的铬的+3 氧化态的化合物有三氧化二铬、氢氧化铬、三氯化铬等。三 氧化二铬是绿色粉末,微溶于水,有两性。灼烧过的三氧化二铬不溶于酸 碱,可作绿色颜料。氢氧化铬也有两性,类似于氢氧化铝,易生成六羟基 配铬阳离子。正三价的铬的硫化物和碳酸盐也与铝类似,都不能在水中存 在,只能用干法制得,因为他们在水中会彻底水解。 正六价的铬 它的重要的氧化物为三氧化铬、铬酸盐和重铬酸盐。三氧化铬又名铬酐, 为深红色晶体。它的相应的水化物:铬酸和重铬酸存在化学平衡, K=1.2×10^14。

虽然正六价的铬的含氧酸不稳定,但他们的盐是相当稳定的。在含重铬酸 根的酸性溶液中加入过氧化氢将生成深蓝色的过氧化物五氧化铬(它的结 构极不稳定,极易分解)或它的水合物过铬酸。所以反应现象是:先生成 蓝色沉淀,之后蓝色消失,变为绿色。为了增加五氧化铬的稳定性,反应 必须在冷溶液中进行,同时用乙醚或戊醇等作萃取剂萃取。 钼钨 钼钨也有多种氧化态,但最稳定的是正六态。较低的氧化态则在配合物或 金属簇状化合物中出现。 相对于铬而言,钼和钨化学性质比较稳定。 钨的表面与铬一样,易形成一层钝化的薄膜,钼可与王水作用钨仅溶于硝 酸和氢氟酸的热混溶液中。 钼和钨都可溶于含氧化剂的熔融的碱液中。

锰族元素——
元素名 称 元素符 号 原子半径 主要化合价 (nm) 0.117 锰 Mn 况) 状态(标 单质熔点(℃) 单质沸点(℃)

0,+2,+4,+6, 固体 (共价半径)+7 0.135

1244

1962



Tc

0,+7 (金属半径) 0.137 0,+7

固体

2172

4877



Re

固体

3180

5627

(金属半径)

铜族元素—— 1.概述 铜族元素属于过渡元素,包括银、铜、金。 2.性质 铜族元素价电子构型为 n-1 d^10 n s^1,最外层均为一个电子,但与第一副 族不同的是,它能形成+1、+2、+3 的化合价,稳定性各不相同,特征氧化 数为:Cu:+2、Ag:+1、Au+3。此外铜还有+1 价,银有+2、+3 价,金还有 +1 价存在。因条件不同,稳定性相差较大。 氧化数为+1 价是铜族元素的共有特征。但在酸性溶液中,仅 Ag+能稳定存 在,Cu+会发生歧化,Au+亦然,只有更强的配合剂如 CN-与 Au 形成稳 定的配合物才可存在。 在 Cu(Ⅰ)和 Ag(Ⅰ)的盐溶液中加入强碱,生成 MOH 型氢氧化物。两者 极不稳定立即脱水变成氧化物。氧化亚铜(红)和氧化亚银(黑)均为共 价化合物,两者均呈碱性。 金 正三价是金的特征化合价。Au 和氯气在 473K 下制得三氯化金,它是一个 二聚体。属平 面正方形结构溶于水形成一羟基三氯合金酸。这是一种强氧 化剂可将糖氧化,本身被还原成金溶胶。 铜 一价铜有 CuCl、CuBr、CuI、CuF(据记载曽制得,但不纯)。卤化亚铜

均为白色难溶于水。

锌副族元素—— 1.简介 锌副族元素,即 IIB 族元素,属于 ds 区元素,也属于过渡金属元素。 IIB 族元素包括 锌(Zn)、镉(Cd)、汞(Hg)、Uub 三个自然金属元素和一个人造 金属元素(在 2009 年,Uub 被命名为 Copernicium(即“哥白尼”) ,符号为 Cn 或 Cp) 。 2.特点 IIB 族元素与其他过渡元素相比,其一个重要的特点是熔沸点低,原因是其 元素的金属健弱。IIB 族元素单质在常温下很稳定。锌和镉的常见氧化态为 +2 价,它们也存在+1 价化合物,只不过它们极不稳定,仅在熔融的氯化物 (+2 价)与融解的金属反应时生成,但在水中立即歧化。汞的常见的化合 价有+1,+2 价,两种不同化合价的化合物都非常重要。锌,镉,汞的化学 活泼性随着原子序数的增大而递减,但是比铜族强。单质活泼性顺序为, Zn>Cd>Hg; Zn>Cu, Cd>Ag, Hg>Au

(四)氧族元素 1.简介 在标准状况下,除氧单质为气体外,其他元素的单质均为固体。化合 物中, 氧、硫、硒、碲四种元素通常显-2 氧化态,稳定性从氧到碲降低;硫、硒、 碲最高氧化态可达+6。 氧、硫、硒的单质可以直接与氢气化合,生成氢化

物。 2.性质 电子层结 原子序数 元素 构 8 16 34 氧 硫 硒 2, 6 2, 8, 6 2, 8, 18, 6 2, 8, 18, 52 碲 18, 6 2, 8, 18, 84 钋 32, 18, 6 2, 8, 18, 116 Uuh 32, 32, 18, 6 相同点 原子最外层有 6 个电子 反应中易得到 2 个电子 表现氧化性 不同点 除氧外其它氧族元素 d 轨道可参与成健,形成配位数为 6 的络合物 核电荷数依次增大

电子层数依次增大 原子半径依次增大,得电子能力依次减弱,氧化性依次减弱. 编辑本段单质 氧 氧气通常条件下是呈无色、无臭和无味的气体,密度 1.429 克/升,1.419 克/立 方厘米(液) ,1.426 克/立方厘米(固) ,熔 氧 点-218.4℃,沸点-182.962℃,在-182.962℃时液化成淡蓝色液体,在-218.4℃ 时凝固成雪状淡蓝色。 固体在化合价一般为 0 和-2。电离能为 13.618 电子伏特。 除惰性气体外的所有化学元素都能同氧形成化合物。 大多数元素在含氧的气氛中 加热时可生成氧化物。 有许多元素可形成一种以上的氧化物。氧分子在低温下可 形成水合晶体 O?.H?O 和 O?.H?O?,后者较不稳定。氧气在空气中的溶解度是: 4.89 毫升/100 毫升水(0℃) ,是水中生命体的基础。氧在地壳中丰度占第一位。 干燥空气中含有 20.946%体积的氧;水有 88.81%重量的氧组成。除了 O16 外, 还有 O17 和 O18 同位素。 硫 单质物理性质: 通常为淡黄色晶体,它的元素名来源于拉丁文,原意是鲜黄色。单质硫有几种同 素异形体,菱形硫(斜方硫)和单斜硫[1]是现在已知最重要的晶状硫。它们都 是由 S8 环状分子组成。 密度 熔点 沸点 存在条件 菱形硫(S8) 2.07 克/立方厘米 112.8℃ 444.674℃ 200℃以下

硫 单斜硫(S8) 1.96 克/厘米 3 119.0℃ 444.6℃ 200℃以上 硫单质导热性和导电性都差。性松脆,不溶于水,易溶于二硫化碳(弹性硫只能部 分溶解)。无定形硫主要有弹性硫,是由熔态硫迅速倾倒在冰水中所得。不稳定, 可转变为晶状硫(正交硫),正交硫是室温下唯一稳定的硫的存在形式。 化学性质: 化合价为-2、+2、+4 和+6。第一电离能 10.360 电子伏特。化学性质比较活泼, 能与氧、金属、氢气、卤素(除碘外)及已知的大多数元素化合。还可以与强氧 化性的酸、盐、氧化物,浓的强碱溶液反应。它存在正氧化态,也存在负氧化态, 可形成离子化合物、共价化合成物和配位共价化合物。 硒 稀散元素之一。在已知的六种固体同素异形体中,三种晶体(α 单斜体、β 单斜 体,和灰色三角晶)是最重要的。也以三种非晶态固体形式存在;红色和黑色的 两种无定形玻璃状的硒。前者性脆,密度 4.26 克/厘米 3;后者密度 4.28 克/厘 米 3。第一电离能为 9.752 电子伏特。硒在空气中燃烧发出蓝色火焰,生成二氧 化硒(SeO?) 。也能直接与各种金属和非金属反应,包括氢和卤素。不能与非氧 化性的酸作用,但它溶于浓硫酸、硝酸和强碱中。溶于水的硒化氢能使许多重金 属离子沉淀成为微粒的硒化物[1]。硒与氧化态为+1 的金属可生成两种硒化物, 即正硒化物(M2Se)和酸式硒化物(MHSe) 。正的碱金属和碱 硒 土金属硒化物的水溶液会使元素硒溶解,生成多硒化合物(M2Sen) ,与硫能形 成多硫化物相似。

有结晶形和无定形两种同素异形体。电离能 9.009 电子伏特。结晶碲具有银白色 的金属外观,密度 6.25 克/厘米 3,熔点 452℃,沸点 1390℃,硬度是 2.5(莫 氏硬度) 。不溶于同它不发生反应的所有溶剂,在室温时它的分子量至今还不清 楚。 无定形碲 (褐色)密度 6.00 克/厘米 3, , 熔点 449.5±0.3℃, 沸点 989.8±3.8℃。 碲在空气中燃烧带有蓝色火焰,生成二氧化碲;可与卤素反应,但不与硫、硒反 应。溶于硫酸、硝酸、氢氧化钾和氰化钾溶液。易传热和导电。 碲 元素来源:碲是稀散金属之一,有两种同素异形体,一种为结晶形、具有银白色 金属光泽;另一种为无定 碲 形,为黑色粉末。结晶形碲的熔点为 449.8℃,密度为 6.24 克/厘米 3。性脆。 碲的化学性质与硒相似,在空气或氧中燃烧生成二氧化碲,发出蓝色火焰;易和 卤素剧烈反应生成碲的卤化物,在高温下不与氢作用。 从电解铜的阳极泥和炼锌的烟尘等中回收制取。 钋 密度 9.4 克/立方厘米。 熔点 254℃, 沸点 962℃。 所有钋的同位素都是放射性的。 已知有两种同位素异形体:α-Po 为单正方体;β-Po 为单菱形体。在约 36℃时, 发生 α-Po 转化为 β-Po 的相变。金属、质软。物理性质似铊、铅、铋。化学性 质近似碲。溶于稀矿酸和稀氢氧化钾。钋的化合物易于水解并还原。化合价已有 +2 和+4 价,也有+6 价存在。钋是世界上最稀有的元素。 钋同位素中最普遍、最易得的是钋-210,其半衰期仅有 138 天,其放射性比镭 大近 5000 倍。钋-210 危险性很大,在操作时即便是很小量也要格外小心谨慎。

化学性质 相似性 能与大多数金属反应; 均能与氢化合生成气态氢化物; 均能在氧气中燃烧; 氧化物对应的水化物为酸; 都具有非金属性。 元素名称 元素符号 核电荷数 原子半径 颜色 状态 递变性 气态氢化物的稳定性逐渐减弱; 气态氢化物的还原性逐渐增强; 气态氢化物水溶液的酸性逐渐增强; 最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱; 非金属性逐渐减弱; 氧化物的碱性逐渐增强,并出现两性 化合物 氧 O 8 硫 S 16 硒 Se 34 碲 Te 52

逐渐增大 无色 气体 黄色 固体 灰色 固体 银白色 固体

常见的氧族元素的化合物有:氧化物、硫化物、硫酸盐、亚硫酸盐、硒酸盐、碲 酸盐。下文将列举出一些常见的化合物。 二氧化硫 二氧化硫(化学式:SO?)是最常见的硫氧化物。无色气体,有强烈刺激性气味。 大气主要污染物之一。 火山爆发时会喷出该气体,在许多工业过程中也会产生二 氧化硫。由于煤和石油通常都含有硫化合物,因此燃烧时会生成二氧化硫。当二 氧化硫溶于水中,会形成亚硫酸(酸雨的主要成分) 。若把 SO?进一步氧化,通 常在催化剂如二氧化氮的存在下,便会生成硫酸。 二氧化硫可以通过硫的燃烧取得:S+O2==点燃==SO2;也可以通过铜和浓硫酸 反应制得:Cu+2H?SO4(浓)—Δ→CuSO4+SO2↑+2H2O。实验室则用稀硫酸和 亚硫酸钠制备:H?SO4+Na?SO3==Na2SO4+SO?↑+H?O. SO2 是酸性氧化物,具有酸性氧化物的通性。可以与水作用得到二氧化硫水溶 液,即“亚硫酸”(中强酸) ,但溶液中不存在亚硫酸分子。SO2 与碱反应形成亚 硫 酸 盐和亚硫酸氢盐。以与 氢氧化钠 的反应为例,产物是 Na2SO3 还是 NaHSO3,取决于二者的用量关系。二氧化硫和碱性氧化物反应生成盐。 SO2 有还原性,可以和氧化性物质如氯气反应:SO2+Cl2==SO2Cl2,在有水存 在时,则:SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl;二氧化硫可以被氧气氧化生成三 氧化硫。二氧化硫可以被硝酸、高锰酸钾、溴等氧化。 SO2 也有氧化性, 可以和还原性物质反应,如硫化氢:2H2S+SO2==2H2O+3S. SO2 有漂白性,它的漂白作用是由于与某些有色物质生成不稳定的无色物质, 但这种无色物质容易分解使物质恢复原来的颜色,但这只是暂时的,如被二氧化 硫漂白的品红加热可以恢复颜色。工业上用二氧化硫漂白纸张,所以,纸张久置

后,会逐渐变黄,这是因为失去了二氧化硫的缘故。SO2 的漂白属于化学变化。 液态的 SO2 可以发生自偶电离:2SO2→SO(2+)+SO3(2-)。 硫化氢 硫化氢是一种无机化合物,化学式为 H2S。正常情况下是一种无色、易燃的酸 性气体,浓度低时带恶臭,气味如臭蛋;浓度高时反而没有气味(因为高浓度的 硫化氢可以麻痹嗅觉神经) 。它能溶于水,0 °C 时 1 体积水能溶解 2.6 体积左右 的硫化氢。硫化氢的水溶液叫氢硫酸,是一种弱酸,当它受热时,硫化氢又从水 里逸出。硫化氢是一种急性剧毒,吸入少量高浓度硫化氢可于短时间内致命。低 浓度的硫化氢对眼、呼吸系统及中枢神经都有影响。 硫化氢自然存在于原油、天然气、火山气体和温泉之中。它也可以在细菌分解有 机物的过程中产生。 硫化氢是酸性的,它与碱及一些金属(如银)有化学反应。 例如:硫化氢和银 接触后,会产生黑褐色的硫化银:H2S + 2Ag → Ag2S + H2↑ . 硫化氢有还原性,可以和二氧化硫发生氧化还原反应。 (见本词条→化合物→二氧 化硫) 。 实验室制取硫化氢:FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑;此外,硫化氢还可以通过一 些硫化物(如硫化铝)的水解制取:6H2O + Al2S3 = 3H2S↑ + 2Al(OH)3. 三氧化硫 三氧化硫是一种硫的氧化物,分子式为 SO3。它的气体形式是一种严重的污染 物,是形成酸雨的主要来源之一。三氧化硫中,硫的氧化数为+6,分子为非极 性分子。三氧化硫的熔点很低,只有 16.9℃,沸点也只有 45℃。 SO3 是硫酸 (H2SO4) 的酸酐。 因此, 可以发生以下反应: SO3+H2O==H2SO4,

这个反应进行得非常迅速,而且是放热反应。在大约~340 °C 以上时,硫酸、三 氧化硫和水才可以在平衡浓度下共存。 实 验 室 通 常 通 过 热 分 解 硫 酸 氢 钠 来 制 取 三 氧 化 硫 : 2NaHSO4 -315°C→ Na2S2O7 + H2O ;Na2S2O7 -460°C→ Na2SO4 + SO3 。此外,三氧化硫还 可以通过二氧化氮和二氧化硫来制取:SO2+NO2==SO3+NO. 硫酸 硫酸(Sulfuric acid) ,分子式为 H2SO4,是一种无色粘稠高密度的强腐蚀性液 体。是一种重要的化工原料,又称化学工业之母,也是一种常见的化学试剂。硫 酸具有极强的腐蚀性,因此在使用时应非常小心。 硫酸的熔点为 10℃,沸点 290℃,和水混溶。硫酸溶于水强烈放热,因此在稀 释硫酸的时候要注意“酸入水”。 浓硫酸有脱水性,如将浓硫酸滴在蔗糖上,白色的糖逐渐转成黑色,并释出白色 的气体(水蒸汽蒸发至空气中后冷凝成的水珠): C12H22O11 → 12 C + 11 H2O 。 浓硫酸有吸水性,可以强烈的吸收水份放出热量。 (如果吸收的是水分子,那么 是吸水性,如吸收五水硫酸铜中的五分子的水。 ) 浓硫酸有酸性和氧化性,其氧化性一般要在加热的情况下才能体现出来。如,浓 硫酸可以氧化单质铜:Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O;浓硫酸氧化 金属不放出氢气,而放出二氧化硫。浓硫酸也能氧化非金属如磷、硫、硒、碳等。 稀硫酸和活泼金属反应放出氢气,如锌和硫酸反应生成硫酸锌和氢气 (Zn+H2SO4==ZnSO4+H2↑) ,这一反应在实验室用来制取氢气。硫酸能和金 属氧化物反应:CuO+H2SO4==CuSO4+H2O(这种制取硫酸铜的方式比用浓硫 酸 直 接 氧 化 铜 要 环 保 )。 硫 酸 可 以 和 某 些 盐 反 应 :

BaCl2+H2SO4==BaSO4↓+2HCl。硫酸的酸性可以使石蕊溶液变红。 六氟化硫 六氟化硫(SF6)是一个无色、无味、无毒的气体,不可燃,微溶于水。分子为八 面体构型,属于超价分子,无极性。六氟化硫是常用的致冷剂,但它也是很持久 的温室气体,效果是二氧化碳的 22,200 倍。 六氟化硫由单质化合制取, 反应也会生成硫的其他氟化物如十氟化二硫,可通过 加热使其歧化后, 再用氢氧化钠处理除去剩余的四氟化硫而纯化。六氟化硫是个 极为惰性的气体,不与水、盐酸、氢氧化钠和熔融的钠作用,但会与金属锂反应 并放热。 人吸入六氟化硫后声音变粗, 因为六氟化硫气体的重量使人的声带中声波的速度 降低一半,与吸入氦气后声音变细正好相反。 二氯化二硫 二氯化二硫(S2Cl2)是一种黄红色液体,有刺激性、窒息性恶臭,在空气中强烈 发烟。遇水分解为硫、二氧化硫、氯化氢。溶于醚、苯、二硫化碳。室温下稳定, 100°C 时分解为相应单质, 300°C 时则完全分解。 二氯化二硫能被金属还原为氯 化物和硫化物。 与氯气反应生成二氯化硫。能与金属氧化物或硫化物反应生成金 属氯化物。 制备:由硫与限量氯气在 50~60°C 反应 16~20 小时而得:2S+Cl2==S2Cl2。 二 硫 化 碳 与 氯 气 在 95 ~ 100°C 反 应 制 取 四 氯 化 碳 , 副 产 二 氯 化 二 硫 : CS2+3Cl2==CCl4+S2Cl2。 用途:用作橡胶的低温硫化剂和粘结剂。在有机合成中用于引入 C–S 键。在氯 化铝存在下,与苯反应生成二苯硫醚。与乙烯反应生成芥子气。也是 Herz 反应

中的试剂。 硫酰氯 硫酰氯(又名磺酰氯)是硫酸的两个-OH 基团被氯替代后形成的化合物,分子式 为 SO2Cl2,为无色有强烈刺鼻气味的液体,在潮湿空气中发烟,其沸点为 69.1℃。它用作有机化学中的氯化试剂,可以将烷烃、烯烃、炔烃及芳香化合物 的 C-H 键转化为 C-Cl 键,将醇转化为氯代烃。反应由偶氮二异丁腈引发,是自 由基机理,称为氯磺化反应。硫酰氯也用于药物和染料的制取。 硫酰氯分子为畸变的四面体结构,硫为+6 氧化态,S-O 键含有一定的双键成分。 在催化剂如活性炭、 氯化铁或樟脑的存在下, 二氧化硫与氯气化合即生成硫酰氯, 通过蒸馏提纯。反应式:SO2 + Cl2 → SO2Cl2 。氯磺酸加热也可得到硫酰氯: 2ClSO3H → SO2Cl2 + H2SO4 。 硫酰氯极易水解, 生成氯化氢 (盐酸) 和硫酸: H2O + SO2Cl2 → 2 HCl + H2SO4 2 硫酰氯在 100°C 以上便开始分解,得到二氧化硫与氯气,使试剂变黄。长期放 置时也会发生分解。 氯化亚砜 氯化亚砜,又名亚硫酰氯,是一种无机化合物,化学式是 SOCl2。常温常压下, 它是无色、可蒸馏的液体,140°C 时分解。SOCl2 有时易与硫酰氯(SO2Cl2) 相混淆, 但它们的化学性质差别很大。 氯化亚砜的分子构型为锥体型, 其中硫 (VI) 中心含有一对孤对电子。而光气则是平面构型。 氯化亚砜与水反应生成氯化氢和二氧化硫:H2O + SOCl2=SCl2 → SO2 + 2 HCl 由于氯化亚砜与水强烈反应,SOCl2 不会在自然界存在。 氯化亚砜是无色或淡黄色发烟液体,有强刺激性气味。遇水或醇分解成二氧化硫

和氯化氢。对有机分子中的羟基有选择性取代作用。本产品可溶于苯、氯仿、二 硫化碳和四氯化碳。加热至 150°C 开始分解,500°C 分解完全。 在工业上, 氯化亚砜主要由三氧化硫和二氯化硫反应制得: SO3 + SCl2 → SOCl2 + SO2。 硫酸铜 硫酸铜,化学式 CuSO4,为白色粉末, 其常见的形态为其结晶体,五水合硫酸 铜(CuSO4·5H2O) ,为 五水硫酸铜晶体 蓝色固体。 其水溶液因水合铜离子的缘故而呈现出蓝色,故在实验室里无水硫酸 铜常被用于检验水的存在。在现实生产生活中,硫酸铜常用于炼制精铜,与熟石 灰混合可制农药波尔多液。硫酸铜属于重金属盐,有毒,成人致死剂量 0.9g/kg。 若误食,应立即大量食用牛奶、鸡蛋清等富含蛋白质食品,或者使用 EDTA 钙 钠盐解毒。用途: 灭菌剂:硫酸铜可以用于杀灭真菌。与石灰水混合后生成波尔多液,用于控制柠 檬、葡萄等作物上的真菌。稀溶液用于水族馆中灭菌,以及除去蜗牛。由于铜离 子对鱼有毒, 用量必须严格控制。大多数真菌只需非常低浓度的硫酸铜就可被杀 灭。此外,硫酸铜也可用来控制大肠杆菌。 分析试剂: 几种化学分析都需用到硫酸铜。 它用于斐林试剂和班氏试剂中检验还原糖。在反 应中, 二价铜离子被还原成一价的不溶红色沉淀氧化亚铜。硫酸铜还可用于双缩 脲试剂中用来检测蛋白质。 硫酸铜可用于检验贫血。将血样滴入硫酸铜溶液中,若血样中含足够血红蛋白, 血样会快速下沉;若血红蛋白含量不够,血样会悬浮在溶液中。

焰色反应中硫酸铜显蓝绿色,比钡离子的颜色蓝得多。 有机合成:硫酸铜可以用于有机合成。无水盐用于催化转缩醛反应。五水盐与高 锰酸钾反应生成一种氧化剂,用于伯醇的转换。 化学教学: 硫酸铜可用于晶体的生成试验和电镀铜实验。硫酸铜也常用于演示放 热反应, 演示时将镁条插入硫酸铜溶液中。硫酸铜还可以用来演示晶体失水风化 和得到结晶水的过程。中学课本上有个用铁置换铜的实验,是将铁条(或铁丝) 插入硫酸铜溶液中,可以置换出红色的铜。 二氧化硒 二氧化硒(化学式:SeO2)是硒(IV)的氧化物,无色晶体,是最常用的硒化合 物,315℃升华,有毒,人摄入后体内会散发出特别的臭味(摄入后应服用维生 素 C) 。硒在空气中燃烧(蓝色火焰) ,硒与硝酸、过氧化氢反应氧化,或亚硒酸 脱水都可以得到二氧化硒。二氧化硒可溶于水,生成亚硒酸;溶于碱则生成亚硒 酸盐。它是有机合成中的氧化剂,可用于烯丙位氧化、Riley 氧化反应等。环己 酮发生反应得到 1,2-环己二酮,三聚甲醛反应得到乙二醛。 硒化氢 硒化氢是一种极毒、 有恶臭的无色气体, 酸性比硫化氢强, 加热灼烧可逐渐分解。 可燃。通常由金属硒化物和水或稀酸的反应制取。 其他硒化合物 亚硒酸是硒的含氧酸的一种,其中硒的氧化态为+4。它是白色正交晶系晶体, 极易溶于水, 由二氧化硒溶于少量水缓慢蒸发结晶并用氢氧化钾干燥得到。晶体 中稍许畸变的 SeO3 基团,靠较强的氢键相互连接。固态亚硒酸在 150℃分解。 在更强的氧化剂(如臭氧、氯气、高锰酸根离子)作用下,亚硒酸也可以被氧化

为硒酸。亚硒酸有很高毒性,中毒症状可能延迟数小时,包括昏迷、恶心、低血 压,严重时可能致死。 硒酸是硒的含氧酸的一种,其中硒的化合价的氧化态为+6,有很强的氧化性, 可以溶解金。 二硒化碳(化学式:CSe2) ,是一种黄色且有刺激性气味的液体。和二氧化碳、 二硫化碳一样,二硒化碳也被认为是一种无机化合物。二硒化碳可在 550℃以下 借由硒粉与二氯甲烷反应制得:2 Se + CH2Cl2 → CSe2 + 2 HCl ↑. 其他碲化合物 碲化氢是无色、有恶臭、极毒的无色气体,不稳定,加热分解,有较强的还原性, 可以被一些常见的氧化剂氧化。 三氧化碲〔TeO3〕是一种无机化合物。碲的化合价为+6。三氧化碲有两种形式, 一种是红色的 α-TeO3,一种是灰色的 β-TeO3。 二氧化碲,不溶于水的固体。 原碲酸是可溶于水、易溶于热水的白色晶体,化学式 H6TeO6,是很弱的二元酸 [2](电离常数为 K1=2.09X10^-8, K2=6.46X10^-12) ,一般只有 2 个氢原子会被 取代,但也有个别情况 6 个氢原子都能被取代。原碲酸加热分解出三氧化碲。原 碲酸是弱酸。原碲酸有强氧化性,能溶解银,和浓盐酸的混酸(存在游离 Cl2)能 溶解铂和金,本身被还原成二氧化碲。SO2 或 N2H4 能将原碲酸还原成单质碲。 碲酸钡,由二氧化碲和过氧化钡反应产生,与钼酸钡为同晶型。

(五)卤族元素 1.简介

卤素的化学性质都很相似,它们的最外电子层上都有 7 个电子,有取得一 个电子形成稳定的八隅体结构的卤离子的倾向,因此卤素都有氧化性,原 子半径越小,氧化性越强,因此氟是单质中氧化性最强者。除 F 外,卤素 的氧化态为+1.+3.+5.+7,与典型的金属形成离子化合物,其他卤化物 则为共价化合物。卤素与氢结合成卤化氢,溶于水生成氢卤酸。卤素之间 形成的化合物称为互卤化物,如 ClF?(三氟化氯).ICl(氯碘化合物)。卤 素还能形成多种价态的含氧酸,如 HClO、HClO?.HClO?.HClO?。卤素 单质都很稳定,除了 I2 以外,卤素分子在高温时都很难分解。卤素及其化 合物的用途非常广泛。例如,我们每天都要食用的食盐,主要就是由氯元 素与钠元素组成的氯化物,并且还含有有少量的 MgCl2。 卤素单质的毒性,从 F 开始依次降低。 从 F 到 At,其氢化物的酸性依次增强,但氢化物的稳定性呈递减趋势。 氧化性: F?> Cl?> Br?> I?> At? (一些单质是否有氧化性要看具体化学反应) 其对应的卤离子还原性依次增强。 另外,卤素的化学性质都较活泼,因此卤素只以化合态存在于自然界中。 卤族元素颜色及状态的记忆歌谣:氟气 (F2)淡黄绿色,氯气(Cl2)黄绿 色。溴(Br2)液深红棕色,碘(I2)是紫黑固体,砹(At)是黑色固体。 2.性质 氟(F) 原子序数:9 相对原子质量原子:18.9984

氟气常温下为淡黄绿色的气体,有剧毒。与水反应立即生成氢氟酸和氧气 并发生燃烧,同时能使容器破裂,量多时有爆炸的危险。氟、氟化氢(氢 氟酸)对玻璃有较强的腐蚀性。氟是氧化性最强的元素(而且不具有 d 轨 道),只能呈-1 价。单质氟与盐溶液的反应,都是先与水反应,生成的氢 氟酸再与盐的反应,通入碱中可能导致爆炸。水溶液氢氟酸是一种弱酸。 但却是稳定性最强的氢卤酸,因为氟原子含有较大的电子亲和能。如果皮 肤不慎粘到,将一直腐蚀到骨髓。化学性质活泼,能与几乎所有元素发生 反应(除氦、氖)。 氯(Cl) 原子序数:17 相对原子质量:35.4527 氯气常温下为黄绿色气体,可溶于水,1 体积水能溶解 2 体积氯气。有毒, 与水部分发生反应,生成盐酸(HCl)与次氯酸(HClO),次氯酸(HClO) 不稳定,分解放出氧气,并生成盐酸,次氯酸氧化性很强,可用于漂白。 氯的水溶液称为氯水,不稳定,受光照会分解成 HCl 与氧气。液态氯气称 为液氯。HCl 是一种强酸。氯有多种可变化合价。氯气对肺部有强烈刺激。 氯可与大多数元素反应。氯气具有强氧化性 氯气与变价金属反应时,生成 最高金属氯化物 。 溴(Br) 原子序数:35 相对原子质量:79.904

液溴,在常温下为深红棕色液体,可溶于水,100 克水能溶解约 3 克溴。 挥发性极强,有毒,蒸气强烈刺激眼睛、粘膜等。水溶液称为溴水。溴单 质需要存储容器的封口带有水封,防止蒸气逸出危害人体。有氧化性,有 多种可变化合价,常温下与水微弱反应,生成氢溴酸和次溴酸。加热可使 反应加快。氢溴酸是一种强酸,酸性强于氢氯酸。溴一般用于有机合成等 方面。 碘(I) 相对原子质量 126.90447 碘在常温下为紫黑色固体,具有毒性,易溶于汽油、乙醇苯等溶剂,微溶 于水,加碘化物可增加碘的溶解度并加快溶解速度。100g 水在常温下可溶 解约 0.02g 碘。低毒,氧化性弱,有多种可变化合价。有升华性,加热即 升华,蒸汽呈紫红色,但无空气时为深蓝色。有时需要加水封存。氢碘酸 为无放射性的最强氢卤酸,也是无放射性的最强无氧酸。但腐蚀性是所有 无放射氢卤酸中最弱的,因为碘原子的半径较大,电子亲和能与电负性较 小,易于损失氢离子。有还原性。 碘是所有卤族元素中最安全的,因为氟、 氯、溴的毒性、腐蚀性均比碘强,而砹虽毒性比碘弱,但有放射性。但是, 碘对人体并不安全,尤其是碘蒸气,会刺激粘膜。即使要补碘,也要用无 毒的碘酸盐。所以所有的卤族元素对人体都不安全。 化学性质 相似性: 1.均能与 H2 发生反应生成相应卤化氢,卤化氢均能溶于水,形成无氧酸。

条件

产物稳定性

化学方程式

F2

暗处

很稳定

H2(g)+F2(g)= 2HF(g)

Cl2

光照或点燃

较稳定

H2(g)+Cl2(g)=(点燃或光照)2HCl(g)

Br2

加热

稳定性差

H2(g)+Br2(g)= (加热)2HBr(g)

I2

不断加热

不稳定

H2(g)+I2(g)=(不断加热)2HI(g)

结论:随着核电荷数的增加,卤素单质与 H2 反应变化:F2、Cl2、Br2、I2 ①剧烈程度:逐渐减弱 ②生成 HX 的稳定性:逐渐减弱 2.均能与水反应生成相应的氢卤酸和次卤酸(氟除外) 2F2(g)+2H2O(l)=4HF(aq)+O2(g) X2(g)+H2O(l)=HX(aq)+HXO(aq) X=表示 Cl Br I 3.与金属反应;如:3Cl2+2Fe=2FeCl3 4.与碱反应;如:Br2+2NaOH=NaBr+NaBrO+H2O B.差异性 1.与氢气化合的能力,由强到弱 2.氢化合物的稳定性逐渐减弱 3.卤素单质的活泼性逐渐减弱 稳定性:HF>HCL>HBr>HI 酸性:HF<HCL<HBr<HI 单质氧化性:F2>CL2>Br2>I2 阴离子还原性: Fˉ<Clˉ

Fˉ只有还原性, 其余既有氧化性又有还原性。 单质物理性质 卤素相关颜色
C 元 单质 素 的数据) 4 水溶液(溶解度为 20℃ Cl 苯 精 酒 银盐 其他

K+/Na+单一 氟气: F 淡黄 绿色 与水剧烈反应 \\ \\ \\ AgF; 白 卤素的均为 色,可 白色,液体透 溶于水 明无色

CuCl2 固体 (无结晶 AgCl: 氯气: 氯水: 黄绿色, 溶解度 0. Cl 黄绿 09mol/L 色 色 色 水 黄色 FeCl2 溶液: 浅绿色 绿 绿 难溶于 FeCl3 溶液: 黄 黄 白色, 溶液:蓝色 水):棕黄色

溴水:橙色,溶解度 0. 液溴: Br 深红 在题中可能会出现如下 21mol/L (由于浓度不同 红 红 红 橙 橙 橙

AgBr: 淡黄 色,难

BaBr2 溶液: 无色 CuBr2 固体:

棕色

颜色:黄色,棕红(红 棕)色)







溶于水

黑色结晶或 结晶性粉末 MgBr2 溶液: 无色

碘单 碘水: 棕黄色, 溶解度 0. 质:紫 0013mol/L (由于浓度不 黑色 I 碘蒸 如下颜色:棕黄色,紫 气;紫 (红)色,褐色) 色 水, 同,在题中可能会出现 色 色 色 溶于 紫 紫 褐 色,难 \\ AgI:黄

元素性质 原子结构特征 最外层电子数相同,均为 7 个电子,由于电子层数不同,原子半径不同, 从 F~I 原子半径依次增大,因此原子核对最外层的电子的吸引能力依次减 弱,从外界获得电子的能力依次减弱,单质的氧化性减弱。 递变性 与氢反应的条件不同, 生成的气体氢化物的稳定性不同, HF>HCl>HBr>HI, 无氧酸的酸性不同,HI>HBr>HCl>HF.。 与水反应的程度不同,从 F2 ~I2 逐渐减弱。注意:萃取和分液的概念 在溴水中加入四氯化碳振荡静置有何现象?(分层,下层 橙红色上层无色) 在碘水中加入煤油振荡静置有何现象?(分层,上层紫红色,下层无色)

卤离子的鉴别:加入 HNO3 酸化的硝酸银溶液, 氯离子:得白色沉淀 Ag+(aq)+ Cl-(aq)——→AgCl(s) 溴离子:得淡黄色沉淀 Ag+(aq)+ Br-(aq)——→AgBr(s) 碘离子:得黄色沉淀 Ag+(aq)+ I-(aq)——→AgI(s) (六)碳族元素 1.简介 碳族元素(Carbon group)指的是元素周期表ⅣA 族的所有元素,包括碳(C) 、 硅(Si) 、锗(Ge) 、锡(Sn) 、铅(Pb) 、uuq 五种。它们电子排布相似,有 4 个价电子。碳、硅是非金属,锗是金属元素,但金属性较弱,锡和铅是更为典型 的金属元素,uuq 系人工合成。碳族元素在分布上差异很大,碳和硅在地壳有广 泛的分布;锡、铅也较为常见,锗的含量则十分稀少,属于稀散型稀有金属。碳 是碳循环的核心元素,以二氧化碳、碳酸盐和有机物的形式存在,硅以二氧化硅 和硅酸盐为主,锗、锡、以二氧化物存在,铅以硫化物居多。 2.性质 相似性 最外层都有 4 个电子,化合价主要有+4 和+2,易形成共价化合物。 气态氢化物的通式:RH4 最高价氧化物对应的水化物通式为 H2RO3 或 R(OH)4 递变性 +2 价化合物主要氧化态稳定性逐渐增大, 价化合物主要氧化态稳定性逐 +4 渐减小 熔沸点降低,单质密度逐渐增大

金属性增强,非金属性减弱,最高价氧化物对应水化物的酸性减弱,氢化 物的稳定性减弱 硅的特殊性 主条目:对角线规则 硅与ⅢA 族的硼在周期表中处于对角线位置,表现出特有的对角线规则。 化学性质 碳可以跟浓硫酸、硝酸反应,被氧化成二氧化碳,不与盐酸作用。硅不跟 盐酸、硫酸、硝酸作用,只与氢氟酸反应。锗不和稀盐酸、稀硫酸反应, 但能被浓硫酸、浓硝酸氧化。锡和稀盐酸、稀硫酸反应,生成低价锡(Ⅱ) 的化合物;跟浓 H2SO4、浓 HNO3 反应生成高价锡(Ⅳ)的化合物。铅跟 盐酸、硫酸、硝酸都能反应被氧化成亚铅离子。碳族元素中跟碱溶液反应 的有硅和锡,它们既表现出金属性又表现出非金属性。碳族元素在加热时 都能跟氧反应,被氧化成二氧化碳、二氧化硅和氧化亚铅等。碳族元素跟 硫、氯共热生成相应的高价氯化物和硫化物,铅则生成铅(Ⅱ)化合物。碳、 硅跟金属共热生成碳化物和硅化物,锡、铅与金属形成合金。都不能直接 与氢化合,其氢化物是间接制得的。

(七)氮族元素 1.简介 氮族元素是元素周期表ⅤA 族的所有元素, 包括氮 N ) 磷 P ) 砷 As ) ( 、 ( 、 ( 、 锑( Sb )、铋( Bi )和 Uup 共计六种,这一族元素在化合物中可以呈现-3,

+1,+2,+3,+4,+5 等多种化合价,他们的原子最外层都有 5 个电子。最高正 价都是+5 价。 氮族元素在地壳中的质量分数分别为, 0.0025%, 0.1%, 1.5*10-4%, 氮 磷 砷 锑 2*10-5%,铋 4.8*10-6%。 氮族元素原子结构特点是:原子的最外电子层上都有 5 个电子,这就决定 了它们均处在周期表中第ⅤA 族。它们的最高正价均为+5 价,若能形成气态 氢化物,则它们均显-3 价,气态氢化物化学式可用 RH3 表示。最高氧化物 的化学式可用 R2O5 表示,其对应水化物为酸。它们中大部分是非金属元 素。 氮族元素随着原子序数的增加,由于它们电子层数逐渐增加,原子半 径逐渐增大,最终导致原子核对最外层电子的作用力逐渐减弱,原子获得 电子的趋势逐渐减弱,因而元素的非金属性也逐渐减弱。比较明显的表现 是它们的气态氢化物稳定性逐渐减弱(NH?>PH?>AsH?);它们的最高价 氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱(HNO?>H3PO?>H3AsO?);另一方面, 随着原子序数的增加,原子失去电子的趋势逐渐增强,元素的金属性逐渐 增强,砷虽是非金属,却已表现出某些金属性,而锑、铋却明显表现出金 属性。 2.性质 氮的氧化物 种类:N?O(俗称 笑气) NO N?Oз(可遇水生成 HNO?) NO? N?O4 N?O5(遇水生成 HNOз) NO

物理性质: 无色无味有毒气体 密度略大于空气 难溶于水。 化学性质: 2NO+O?=2NO? 制备: 实验室制法,3Cu+8HNOз=3Cu(NOз)?+2NO↑+4H?O
NO?

物理性质: 红棕色有刺激性气味 气体 有毒 密度大于空气。 化学性质: 不稳定 2NO?常温易变成 N?O4
与水反应,3NO?+H?O=2HNOз+NO 化学反应 关于氮族元素的化学方程式见下 氮气 氮气与金属反应:3Mg + N?——→(点燃)Mg?N? 大气固氮:N?+O?——→2NO 2NO+O?——→2NO? 3NO?+H2O——→ 2HNO?+NO 氨 合成氨(人工固氮,工业制氨气):N?+ 3H?—高温高压、催化剂→2NH? 实验室制氨气:2NH4Cl + Ca(OH)?——→CaCl?+2 NH?↑+H2O 氨气溶于水:NH?+ H2O——→NH? ·H2O 氨水受热分解:NH?·H2O——→NH?↑ + H2O 氨气与盐酸的反应(弱碱性):NH3+HCl——→NH4Cl 氨气与硫酸的反应(弱碱性):2NH3+H2SO4——→(NH4)2SO4 氨气与氯气的反应(还原性):8NH3+3Cl2——→6NH4Cl+N2

干燥铵盐使用碱石灰(CaO 和 NaOH 的混合物) 氨气 与氧化铜在加热的 条件下反应 ,生成 H20,N2,Cu 铵盐 NH4Cl——→NH? ↑ + HCl↑ NH?+HCl——→NH4Cl (氨气和氯化氢气体相遇有白烟产生) NH4HCO?——→NH?↑+H2O +CO?↑(碳铵要阴天深施的原因) NH4 + + OH - ——→NH?↑+ H2O ( 铵根离子的检验) 硝酸 制备(工业) 4NH?+ 5O?—催化剂、△→4NO +6H2O 2NO + O?——→2NO? 3NO?+ H2O——→ 2HNO?+ NO↑ 实验室 2NaNO?+H?SO4—加热→Na2SO4+2HNO? 化学性质 (1)·不稳定性 4HNO?——→ 2H2O + 4NO?↑+O?↑ 2) ·强氧化性

Cu + 4HNO?(浓)——→ Cu(NO3)?+ 2NO?↑ + 2H2O Cu + 8HNO?(稀) ——→ 3Cu(NO3)?+ 2NO ↑ + 4 H2O C (灼热)+ 4HNO?(浓) ——→ CO?↑ + 4NO?↑ + 2H2O 2HNO?+3H?SO?=3H?SO4+2NO↑+H?O

3) 挥发性、 (4) 酸的通性 王水——浓硝酸和浓盐酸按 1:3 的体积比溶解在 Pt、Au 中


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