第11章 元素化学

1、 第十一章 元素化学 无机及分析化学 了解元素的分类 掌握s区、p区、d区元素的通性 了解各区常见元素及化合物的性质 了解f区元素的通性 教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点

2、教学重点和难点教学目的和要求 第十一章 元素化学 重点内容：s区、p区、d区元素的通性。 难点内容：元素结构与化学性质、物理性质之间的关 系。 教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点和难点教学重点

3、和难点教学重点和难点教学重点和难点 第十一章 元素化学 9.1 核外电子的运动状态核外电子的运动状态 主要章节 2.1 2.1 分散系分散系 11.4 d区元素 11.2 s区元素 11.3 p区元素 11.1 元素概述 11.5 ds区元素 11.6 f区元素 11.1 元素概述 11.1.1 元素分布元素分布 已发现元素已发现元素：119种种 地球上存在的天然元素地球上存在的天然元素：92种种 人工合成元素人工合成元素：27种种 分布最多的10种元素占总质量的99%以上 元素符号OHSiAlNa 质量分数/%52.3216.9516.675.531.95 元素符号FeCaMgKTi 质量分

4、数/%1.501.481.391.080.22 地球上分布最广的10种元素的质量分数 11.1 元素概述 11.1.2 元素分类元素分类 金属元素、非金属元素：根据元素的电子得失能力分 失电子能力强：金属性强；周期表中金属元素90种； 得电子能力强：非金属性强；周期表中非金属元素22种； 准金属元素：硼-硅-砷-碲-砹及铝-锗-锑-钋（对角线原则）。 普通元素、稀有元素普通元素、稀有元素：根据分布和应用情况分：根据分布和应用情况分 在自然界中的分布情况：含量少称稀有元素； 人类应用情况：发现晚、研究少、提炼应用难的称稀有元素； 稀有元素分类：轻稀有元素、分散稀有元素、稀有气体元素、稀 有金属元

5、素、放射性稀有元素等。 生命元素、非生命元素生命元素、非生命元素：根据是否有生物活性分类：根据是否有生物活性分类 11.2 s区元素 碱金属元素：A（除氢外），6个，ns1，化合价：+1 碱土金属元素：A，6个，ns2 ，化合价：+2 易失去外层电子 1 电子构型 11.2.1 s区元素的通性 11.2 s区元素 11.2.1 s区元素的通性 2 物理性质 金属光泽金属光泽：除H外都是金属 金属键弱金属键弱：低熔点、低硬度、低密度 导电、导热性能：良好 11.2 s区元素 11.2.1 s区元素的通性 3 化学性质 典型的金属性，活泼性高典型的金属性，活泼性高：与卤素、氧及活泼非金属反应 还原

6、能力还原能力：强还原剂，碱金属比碱土金属强 化合物：大都以离子键形成 典 型 反 应 A族A族 M+X2MX（X为卤素） M+H2MH M+H2OMOH M+TiCl4Ti+MCl M+O2M2O M2O2 MO2 MX2 MH2（Be、Mg除外) M(OH)2(Ca、Sr、Ba） Ti+MgCl2 MO MO2(Ca、Sr、Ba) 11.2 s区元素 11.2.2 s区元素重要化合物 1 氧化物 Li和所有碱土金属在空气中燃烧，生成氧化物： Na还原Na2O2 制备氧化物： K、Rb、Cs等还原相应的硝酸盐制得相应氧化物： 碱土金属的氧化物可以通过其碳酸盐或硝酸盐等的热分解制备： 222 2

7、Na+Na O2Na O 322 2MNO +10M6M O+N 32 MCOMO+CO 322 3 M(NO )MO+2NO+O 2 22 4Li+O2Li O 2 2M+O2MO 除除BeO两性，其它氧化物显碱性两性，其它氧化物显碱性 11.2 s区元素 11.2.2 s区元素重要化合物 2 过氧化物 除Be外，其他碱金属与碱土金属都可形成过氧化物 Na2O2可用作氧化剂，漂白剂和氧气发生剂 Ba2O2可用作氧气发生剂，实验室常用于制备H2O2 2222 2Na+O (CO )Na O ( 无淡黄） 22 2BaO+O2BaO 224422 BaO +H SOBaSO +H O 22223

8、2 2Na O +2CO2Na CO +O 面罩式氧气发生器 手提式氧气发生器 3 NH (l) 22 M+OMO 773K7 2222 Na O +O (1.5 10 Pa)2NaO 22222 2MO +2H OM O +O+2MOH 11.2 s区元素 11.2.2 s区元素重要化合物 3 超氧化物 O2通入Na、K、Rb、Cs的液氨溶液，K、Rb、Cs在过量的O2中燃烧 均得超氧化物。 加压的O2和Na2O2反应制得NaO2 Ca(O2)2、Sr(O2)2、Ba(O2)2由相应过氧化物和H2O2在真空下加热生成。 其中Ba(O2)2最为稳定。 碱金属超氧化物和H2O、CO2反应放出O2

9、，被用作供氧剂 22232 4MO +2CO2M CO +3O 11.2 s区元素 11.2.2 s区元素重要化合物 4 氢氧化物 A和A族中除Be(OH)2为两性，LiOH、Mg(OH)2为中强碱外，其余 MOH、M(OH)2均为强碱。 碱金属氢氧化物在水中都是易溶的，碱土金属氢氧化物在水中的溶解 度比碱金属氢氧化物小得多，如Be(OH)2和Mg(OH)2为难溶。 氢氧化钠是一种强碱，又称为烧碱或苛性碱。生产方法有苛化法、隔 膜电解法、汞阴极法和离子膜法氯碱工业。 在有机溶剂中反应，由于K+半径较大，极化作用较大，溶解性较好， KOH常用来代替NaOH。 氯碱工业核心离子膜 氯碱工业 11.

10、2 s区元素 11.2.2 s区元素重要化合物 5 盐类 溶解性： 绝大多数碱金属的盐类易溶于水。少数难溶于水的有离子半径小的锂盐如LiF、 Li2CO3、Li3PO4等。 A族金属的氯化物、硝酸盐易溶于水，碳酸盐等难溶 。 晶形： 多形成离子型化合物 。 离子半径小，极化力大的Li+、Be2+、Mg2+的某些盐具有共价性 ，如BeCl2。 水解： Li+、Be2+、Mg2+的盐能水解，Be2+水解能力强。 含氧酸盐的热稳定性 ： 碱金属和碱土金属含氧酸盐对热都比较稳定，碱金属含氧酸盐更高 。 除了Li2CO3在高温下部分分解外，其余碱金属碳酸盐难分解 ；但碳酸氢盐易 分解。 碱土金属碳酸盐热

11、分解温度由上往下逐渐升高。 11.2 s区元素 11.2.2 s区元素重要化合物 6 焰色反应 金属盐LiClNaClKClCaCl2SrCl2BaCl2 焰色红黄紫橙红深红绿 几种碱金属和碱土金属的焰色反应 焰色反应：把某些金属或它们的盐置于无色火焰中灼烧，火 焰呈现特殊的颜色的现象。 11.3 p区元素 价电子构型：ns2np16 随p轨道上电子数不同，呈现不同的性质，如Al(3s23p1)是金属，S(3s23p4) 是典型的非金属 同一族元素从上到下，金属性增加，非金属性减弱 11.3.1 p区元素的通性 1 电子构型 p区包括AA、0族：共31个元素；是唯一一个包含金属和非金 属的区，

12、性质丰富。 11.3 p区元素 11.3.1 p区元素的通性 2 物理性质 包含有： 金属固体：如铝； 非金属固体：如碘； 非金属液体：如溴； 非金属气体（双原子分子）：如氧气 同周期元素中，熔、沸点从左到右逐渐减小 同族元素中，熔、沸点从上到下逐渐增大 11.3 p区元素 11.3.1 p区元素的通性 3 化学性质 p区元素在许多化合物中常以共价键结合 p区元素大多具有多种氧化值，其最高正氧化值等于其最外 层电子数（即族数）。 p区非金属元素（除稀有气体外），在单质状态以非极性共 价键结合，可形成独立的双原子分子，如Cl2、O2、N2等； 也可形成多原子的巨形分子，如C、Si、B等。 p区金

13、属元素金属性比碱金属和碱土金属要弱。某些元素甚 至表现出两性，如Si、Al等。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 1 硼、碳、硅及其化合物 存在形式：硼在自然界主要以含氧化合物的形式存在。硼的 含氧酸盐中按含硅与否分为两类：硼硅酸盐（CaB2O32SiO2) 和不含硅的硼酸盐（硼砂Na2B4O75H2O），方硼石 2Mg3B8O15MgCl2）等。 单质制备：在加压下，用碱溶液分解硼镁矿得硼砂，酸分解 硼砂得到硼酸，硼酸受热脱水得到氧化硼，再用镁还原得单质 硼。 1)硼及其化合物 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 1 硼、碳、硅及其化合物 硼的氢化物 ：

14、硼烷的组成是BnHn+4、BnHn+6，少数为BnHn+8、BnHn+10。 易 燃，可作高能燃料。也常用作还原剂。 硼的含氧化合物 硼酸： 硼砂：四硼酸钠，俗称硼砂。分子式为Na2B4O5(OH)48H2O，习惯写为 Na2B4O710H2O。硼砂是无色透明的晶体。 1)硼及其化合物 B B H H H H H H 24722433242 Na B O10H OH SO4H BONa SO5H O 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 1 硼、碳、硅及其化合物 碳的同素异形体 ： 1)碳、硅及其化合物 石墨金刚石富勒烯 层状结构，可导 电，质软，sp2 硬度高，不导电， sp

15、3 sp2 sp3间，C20、C60、 C70、C100、纳米管等 石墨烯碳纳米管 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 1 硼、碳、硅及其化合物 1)碳、硅及其化合物 碳的氧化物：CO、CO2。 CO：不充分燃烧常生成，是还原剂，能与血红蛋白结合引起中毒。 CO2：温室效应气体；固体称干冰，可作制冷剂；可作灭火剂；作超临界 萃取溶剂。 碳酸盐 ：未得到纯碳酸。 有正盐（碳酸盐）和酸式盐（碳酸氢盐）两种。 碳酸盐中除碱金属盐、铵盐、铊盐（Tl+)外，都难溶于水。 碳酸盐溶解度一般稍大于碳酸氢盐，但对于易溶的碳酸盐性质刚好相反。 碳酸盐和碳酸氢盐热稳定性较差，高温下均会分解，与阳

16、离子有关。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 1 硼、碳、硅及其化合物 1)碳、硅及其化合物 硅及硅的氧化物： 单质：硅单质有无定形和晶态两种。晶态硅为原子晶体，属金刚石结构， 晶态硅又可区分为单晶硅和多晶硅。 SiO2：有晶形和无定形两种形态 ，是原子晶体。化学性质不活泼，它不溶 于水，但可溶于浓磷酸和氢氟酸，也可溶于强碱。 硅酸和硅酸盐 ： 硅酸是无定形二氧化硅的水合物xSiO2yH2O，为白色胶状或絮状固体。习 惯上以H2SiO3表示硅酸。 变色硅胶作干燥剂，是将硅胶用CoCl2溶液浸透后烘干制得。无水为蓝色， 水合后为粉红色。 Na2SiO3能溶于水，其水溶液称为水

17、玻璃，可作黏合剂，防火涂料等 。 单晶硅多晶硅 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 2 氮、磷、砷及其化合物 1)氮及其主要化合物 氮气： N2分子中有叁键，分子特别稳定，化学性质很不活泼。 一定条件下N2能直接与H2和O2化合生成NH3和NO等。也能与Mg、Ca等 元素化合生成Mg3N2、Ca3N2，它们遇水溶液水解放出NH3。 氨及氨盐 ： 加合反应：其孤对电子作为Lewis碱与Lewis酸反应生成配合物。 取代反应：氨基上的氢可被金属及其它物质取代形成一系列化合物。 氧化反应：作为还原剂易被氧化剂氧化成高价氮。 铵离子与钾离子半径相近，铵盐与钾盐溶解度相似。 铵盐不稳定

18、，根据酸根不一样易分解成各种产物。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 2 氮、磷、砷及其化合物 1)氮及其主要化合物 氮的氧化物： 种类：氮和氧能形成多种化合物，如N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、 N2O5等。 NO：是无色、有毒气体，在水中溶解度小，不与水发生反应。常温下NO 很容易氧化为NO2。 NO2：红棕色的有毒气体。 NO2能发生聚合作用，形成N2O4。 亚硝酸及其盐： HNO2是一元弱酸。等摩尔NO2和NO溶于冰水得HNO2，目前尚未得到纯 的HNO2，但亚硝酸盐相当稳定 。 亚硝酸及其盐既有氧化性，又有还原性。 11.3 p区元素 11.3.2 重要

19、元素及其化合物 2 氮、磷、砷及其化合物 1)氮及其主要化合物 硝酸及其盐 ： 硝酸制备：硝酸制备： 硝酸稳定性：HNO3受热、见光都能分解，所以要把浓硝酸保存在阴凉处 氧化性：浓HNO3具有强氧化性，能把C、S氧化成CO2、H2SO4，而本身 被还原成NO、NO2 。 与金属的反应：除去不活泼金属如Au、Pt、Ta、Rh、Ir外，所有金属都 能和HNO3反应。 王水：一体积浓HNO3和三体积浓HCl的混合液称为王水，它具有强氧化 性和强配位性(Cl-)，所以能溶解Au、Pt等。 溶解性：硝酸盐都易溶。 223 3NOH O 2HNONO 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物

20、2 氮、磷、砷及其化合物 2)磷及其化合物 单质磷 同素异形体：三种白磷、红磷及黑磷。 纯白磷是无色透明的晶体，遇光逐渐变为黄色，所以又称为黄磷。白磷在 常温下有很高的化学活性。白磷隔绝空气在673 K加热数小时可以转化为红 磷，红磷比白磷稳定。 黑磷是以白磷为原料在较高温度（220 ）、高压（1.216109 Pa)下制成 的，其结构和石墨相似，能导电，不溶于有机溶剂 。 白磷不溶于水，易溶于CS2、C6H6等非极性溶剂， 磷光现象 ：白磷和空气接触时缓慢氧化，部分反应能量以光能的形式放出， 这便是白磷在暗处发光的原因 。 白磷红磷黑磷 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物

21、2 氮、磷、砷及其化合物 2)磷及其化合物 磷的氧化物 白磷在空气中燃烧生成P4O6和P4O10，O2充分时，生成物以P4O10为主 P4O10和H2O的亲和力极强，是最强的化学干燥剂。P4O10和少量水作用生 成HPO3（偏磷酸），和过量水作用生成H3PO4（磷酸）。 P4O6是亚磷酸酐，溶于冷水得到的是H3PO3(亚磷酸)。 磷的氧化物，除P4O6、P4O10外，还有P2O4、PO、P4O7、P4O8、P4O9等。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 2 氮、磷、砷及其化合物 2)磷及其化合物 磷酸及磷酸盐 磷的含氧酸中以磷酸为最主要，也最稳定，又称正磷酸，无氧化性。 磷

22、酸溶液的黏度较大是由于溶液中存在着氢键所引起的。 磷酸还具有很强的配位能力，能与许多金属离子生成可溶性配合物 。 磷酸受热时脱水，缩合生成多磷酸。如H4P2O7、H5P3O10和多聚偏磷酸。 缩合酸的酸性一般强于H3PO4 。 三聚磷酸钠（Na5P3O10）是磷酸盐中十分重要的盐，白色粉末，能溶于水。 由于P3O105- 和金属离子有较高的配位能力，生成某些可溶性的配合物 。主 要用于合成洗涤剂的助剂、工业用水软化剂、制革预鞣剂，染色助剂等。 含磷废水：无磷洗衣粉。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 2 氮、磷、砷及其化合物 3)砷及其化合物 砷 砷主要以硫化物存在于自然界

23、。如雌黄（As2S3）、雄黄 （As4S4）。用砷氧化物还原可得单质砷。 砷主要含氧化合物 氧化砷（As2O3）俗称砒霜，焙烧硫化物矿时，其中的砷转化 为氧化砷。 砷与硝酸作用可生成砷酸（H3AsO4 ）。 雄黄砒霜 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 2 氮、磷、砷及其化合物 3)砷及其化合物 氢化物 砷可以生成氢化物AsH3，是一种有毒，不稳定的无色气体。 在加热到一定温度时AsH3即分解为As和H2，分解生成As混积 于器壁呈亮黑色的“砷镜”。利用此反应能检出0.007 mg的砷。 这种方法称为Marsh试砷法。 AsH3是强还原剂，能还原AgNO3 为Ag。这一反应也

24、用以检 出微量的As，检出限量为0.005 mg，称为Gutzeit法。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 3 氧、硫及其主要化合物 1)氧、臭氧和氧的氢化物 氧和臭氧 氧单质有两种同素异形体，即O2和O3（臭氧）。 制备O3是用静放电的方法，使O2（或空气）通过高频电场，即有部分O2转 化为O3 。 O3有很强的氧化性，能氧化许多不活泼的单质如Hg、Ag、S等 。 下述反应常作为O3的鉴定反应和测定O3的含量： 臭氧能杀死细菌，可用来消毒水和净化空气。臭氧在污水处理中有广泛的 应用，为优良的污水净化剂、脱色剂 。 如果空气中臭氧含量过高，也会对人体健康产生有害作用。 32

25、22 O2I2HIOH O 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 3 氧、硫及其主要化合物 1)氧、臭氧和氧的氢化物 水和过氧化氢 水分子间存在着较强的氢键，能发生缔合作用 。 过氧化氢（H2O2）俗称双氧水。一般是约30%水溶液，消毒用3%的水溶 液 。 过氧化氢含有过氧键OO，键能较小，分子不稳定，容易分解。光 照、加热和增大溶液的碱度都能促使其水溶液分解。溶液中微量的重金属离 子（如Fe3+、Mn2+、Cu2+等）对H2O2的分解有催化作用 。 过氧化氢中氧的氧化数是-1，既可以做氧化剂，又可做还原剂。 基于H2O2的氧化性，常把它用作漂白剂、氧化剂和消毒剂。高浓度的 H

26、2O2是火箭燃料的氧化剂。 过氧化氢的制备通常有金属过氧化物与稀硫酸作用、电解硫酸氢铵水溶液 和乙基蒽醌法等3种方法 。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 3 氧、硫及其主要化合物 2)硫及其化合物 硫 自然界硫分布很广，以三种形态存在，单质硫，硫化物和硫酸盐 。 单质硫有多种同素异形体，如S8分子组成的单质硫有斜方硫（也称正交硫） 和单斜硫两种。 硫化氢 H2S是无色有恶臭味的有毒气体，空气中允许含量不得超过0.01 mol L-1。 能溶入水，常温常压下，其饱和水溶液的浓度为0.1 mol L-1 。 具有还原性 。 实验室制备H2S的水溶液常用金属硫化物与稀硫酸反应、

27、硫代乙酸胺水解两 种方法 。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 3 氧、硫及其主要化合物 2)硫及其化合物 金属硫化物 易溶于水：Na2S，K2S，(NH4)2S，BaS等少数硫化物。 不溶于水而溶于稀酸（0.3 mol L-1 HCl）的金属硫化物：如FeS、MnS等， 它们的溶度积较大 。 难溶于稀盐酸，但可溶于浓盐酸的金属硫化物：如ZnS、SnS、CdS、CoS、 NiS、PbS等。 难溶于盐酸而溶于浓硝酸的硫化物：如CuS 。 难溶于硝酸，但可溶于王水的金属硫化物：如HgS 。 有些金属硫化物，由于可形成硫代酸盐而溶于Na2S和Na2S2 溶液中 ：如 SnS等。

28、很多金属硫化物有特殊的颜色可用作定性鉴定。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 3 氧、硫及其主要化合物 2)硫及其化合物 硫的氧化物 二氧化硫（SO2 ），亚硫酸及其盐： 二氧化硫是一种无色有刺激性气味的气体，长期吸入会造成人的慢性中毒， 空气中限量为0.02 mg L-1 。 工业上主要通过燃烧黄铁矿或单质硫来制备SO2。实验室中则主要用亚硫 酸盐与酸反应来制取。 SO2 易溶于水，生成不稳定的亚硫酸H2SO3，亚硫酸只能在水溶液中存在。 既有氧化性，又有还原性，但以还原性为主。在酸性介质中，与较强的还 原剂相遇时，SO2 或H2SO3 才能表现出氧化性。 11.3 p区

29、元素 11.3.2 重要元素及其化合物 3 氧、硫及其主要化合物 2)硫及其化合物 硫的氧化物 三氧化硫（SO3 ），硫酸及其盐： 常温常压下，三氧化硫是一种无色液体，熔点为16.8 ，沸点为44.8 。 液态SO3 是以聚合态存在的，在气态时才能存在单个的SO3 分子。 SO3 可与水以任意比例混合，溶于水生成硫酸并放出大量热 。 纯浓H2SO4是无色透明的油状液体，有强烈的吸水作用，同时放出大量的 热。它还能从含有H和O元素的有机物中按H2O的组成夺取水 。 浓H2SO4 属于中等强度的氧化剂，但在加热的条件下，氧化性增强，几乎 能氧化所有的金属和非金属。它的还原产物一般是SO2，若遇活泼

30、金属，会 析出S，甚至生成H2S 。 硫酸正盐中除BaSO4、SrSO4等外多数易溶于水。多数硫酸盐有形成复盐的 特性。很多水合硫酸盐及复盐也称做矾 。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 3 氧、硫及其主要化合物 2)硫及其化合物 硫的其它含氧酸盐 焦硫酸（H2S2O7）：焦硫酸是无色的晶体，可看作是两分子硫酸脱去一分 子水所得产物 ，比浓硫酸具有更强的氧化性、吸水性和腐蚀性。 硫代硫酸钠（Na2S2O3)：又称海波或大苏打。 在中性、碱性溶液中很稳定，在酸性溶液中迅速分解 。 是中等强度的还原剂 ，与I2反应是碘量法的基础： 离子有强的配位离子能力，与一些金属离子形成稳定

31、的配合物 。 2-2- 23246 2S O +IS O +2I 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 3 氧、硫及其主要化合物 2)硫及其化合物 硫的其它含氧酸盐 过硫酸及其盐： 过硫酸可以认为是H2O2的衍生物，H2O2分子中一个H被磺基（SO3H） 取代的产物称为过一硫酸（H2SO5），若两个H都被磺基取代则称为过二硫 酸（H2S2O8）。都是强氧化剂。 常用盐有过二硫酸铵（钾），是强氧化剂 。下述反应在钢铁分析中用于 测定锰的含量： + Ag2+2-2-+ 28244 2Mn+5S O +8H O2MnO +10SO +16H 22 Cl +2KBr2KCl+Br 11

32、.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 4 卤素及其化合物 1) 卤素的化学性质 和单质化合 F2：能与所有的金属以及除O2和N2以外的非金属直接化合，与H2在低温暗 处也能发生爆炸。 Cl2 ：能与多数金属和非金属直接化合，但有些反应需要加热。 Br2和I2 ：要在较高温度下才能与某些金属或非金属化合。 卤素间置换反应卤素间置换反应 前面的卤素可以从卤化物中将后面的卤素置换出来，如：前面的卤素可以从卤化物中将后面的卤素置换出来，如： 22 Cl +2KI2KCl+I 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 4 卤素及其化合物 1) 卤素的化学性质 与水、碱的反应与水、

33、碱的反应 F2：与水剧烈反应 Cl2 ：易歧化易歧化 Br2和I2 ：与水反应不明显，碱中歧化能力强 222 2F +2H O4HF+O 22 Cl +H OHCl+HClO 22 Cl +2NaOHNaCl+NaClO+H O 22 Br +2KOHKBr+KBrO+H O 232 3I +6NaOH5NaI+NaIO +3H O 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 4 卤素及其化合物 2) 卤化氢及氢卤酸 卤化氢HX是共价化合物，其水溶液称为氢卤酸。 酸性 氢卤酸的酸性由氢氟酸至氢碘酸酸性依次增强，HF是弱酸， HCl是常用的强酸，HBr、HI是更强的酸，HI是极强酸。

34、还原性 卤化氢的还原性依HFHClHBrHI顺序增强，卤素阴离 子F-的还原能力最弱，而I-的还原能力最强。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 4 卤素及其化合物 2) 卤化氢及氢卤酸 HF的特殊性 氢氟酸的酸性和还原性都很弱，但对人的皮肤、骨髓有强烈 的腐蚀性。 HF气体和其水溶液都对玻璃有强烈的腐蚀作用。 因此，无论是HF气体或是氢氟酸溶液均必须用塑料质或由涂 石蜡的容器储存。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 4 卤素及其化合物 2) 卤素的含氧酸及其盐 卤素形成的含氧酸共有4种形式：HOX、HXO2 、HXO3、HXO4,依次称为 次某酸、亚某酸

35、、某酸、高某酸。 酸性：HXO4 HXO3 HXO2HOX。 稳定性：除了HIO3和HIO4能得到比较稳定的固体结晶外，其余都不稳定， 且大多只能存在于水溶液中， 化学性质：它们最突出的性质是氧化性。 在卤素含氧酸中，只有氯的含氧酸有实际用途。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 4 卤素及其化合物 2) 卤素的含氧酸及其盐 次卤酸及其盐 次卤酸包括HClO、HBrO、HIO ，次卤酸可通过卤素在水溶液中的岐化 反应生成 。 次卤酸均为很弱的酸，并且都很不稳定，具有氧化性。至今尚未制得纯的 次卤酸和次卤酸盐。稳定性和酸性随HClO、HBrO、HIO顺序减小。 漂白粉：将Cl2

36、通入石灰乳可制得漂白粉，其漂白作用主要是HClO的氧化 性： 222222 2Cl +3Ca(OH)Ca(ClO) +CaClCa(OH)2H O 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 4 卤素及其化合物 2) 卤素的含氧酸及其盐 卤酸及其盐 酸性：HClO3、HBrO3是强酸，HIO3是中强酸。 稳定性：HIO3比较稳定，用浓硝酸氧化碘时，结晶析出碘酸白色晶体。而 HClO3、HBrO3只能存在于溶液中，它们的浓度若超过46和50就迅速分 解，并发生爆炸。 氯酸盐：是卤酸盐中比较重要的盐。其中最常见的是KClO3，KClO3固体 是强氧化剂，它与易燃物质如C、S、P及有机物混

37、合时，一旦受到撞击即会 猛烈爆炸，因此KClO3大量用于制造火柴和烟火，也可用作除草剂。 KBrO3、KIO3：在分析化学中都被用作氧化剂。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 4 卤素及其化合物 2) 卤素的含氧酸及其盐 高卤酸及其盐 HClO4是酸性最强的无机含氧酸，市售试剂是60的溶液，浓度太大时不 稳定，易分解。 HClO4是一种极弱的氧化剂，冷的稀酸无明显氧化性。遇有机物极易引起 爆炸，并有很强的腐蚀性。 高氯酸盐的稳定性高于氯酸盐，是常用的分析试剂。大多数高氯酸盐能溶 于水，但是Cs+、Rb+、K+、NH4+的高卤酸盐溶解度较小，据此可用于钾的 定量分析。 HBr

38、O4的稳定性低于HClO4，溶液中允许的最高浓度为55。 高碘酸（H5IO6）是五元弱酸，酸性比高氯酸弱，但氧化能力比HClO4强， 与一些试剂作用时反应迅速，因此在分析化学中得到应用。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 5 稀有气体 稀有气体元素：氦、氖、氩、氪、氙、氡以及不久前发现的Uuo7种元素， 亦称零族元素。历史上稀有气体曾被称为“惰性气体” 稀有气体单质：都是由单个原子构成的分子组成的，所以其固态时都是分 子晶体。 制备：空气是制取稀有气体的主要原料，通过液态空气分级蒸馏，可得稀 有气体混合物，再用活性炭低温选择吸附法分离。 用途： 利用稀有气体的稳定的化学性质

39、，有的生产部门常用它们来作保护气。 利用稀有气体通电时会发光的性质制备霓虹灯、日光灯。 利用液态氦的低沸点（-269 ）获得接近绝对零度的超低温。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 5 稀有气体 化合物 历史上曾认为不可能得到稀有气体的化合物。 1962年：最早得到稀有气体元素化合物的是英国年轻化学家巴特列特 （NBartlett），橙黄色固体XePtF6。 1962：柯拉森（H.H.Classen）得到了XeF4、XeF2和XeF6。 后来人们相继又合成了一系列不同价态的氙氟化合物、氙氟氧化物、氙 氧酸盐等。到1963年初，关于氪和氡的一些化合物也陆续被合成出来。 200

40、0年，第一种稳定的氩化合物氟氩化氢（HArF）在40 K（-233.2 ） 下成功制备。 现有化合物仅限于原子序数较大的氪、氙、氡，至于原子序数较小的氦、 氖，目前仍未制得它们的化合物。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 6 p区主要金属元素及其化合物 1)铝及其主要化合物铝及其主要化合物 铝单质 铝在地壳中分布很广，是地壳中含量最丰富的金属元素。自然界中铝矿的主要存在 形式有铝矾土、薄水铝矿、刚玉（Al2O3）等 。 工业上提取铝一般分步进行，用碱溶液或碳酸钠处理铝矾土矿，从中提取Al2O3 ， 然后电解Al2O3得金属Al。 铝是银白色轻金属，有良好的延展性、导热性和导

41、电性，可用于制造电线和高压电 缆。一般铝表面有一层致密Al2O3保护膜（最厚达10 nm），可阻止内层的铝被氧化 可广泛用于制造日用器皿和用作航空机件的轻合金。纯铝在冷浓HNO3、H2SO4中呈 钝态，可用于储运这些浓酸。 铝具有两性性质，能和稀酸、碱溶液反应，分别生成Al3+和Al(OH)4。 铝和很多非金属可直接反应，具有强还原性。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 6 p区主要金属元素及其化合物 1)铝及其主要化合物铝及其主要化合物 氧化铝和氢氧化铝 Al(OH)3是以碱性为主的白色两性氢氧化物，可溶于酸成铝盐，溶于碱成 铝酸盐。 加热Al(OH)3 在450500

42、加热脱水生成-Al2O3，在大于900 加热脱水 生成-Al2O3。 -Al2O3既能溶于酸又能溶于碱，其表面很大，常用作催化剂载体，多用作 吸附剂。 -Al2O3化学性质稳定，即为自然界中的刚玉。在-Al2O3中含有少量Cr2O3 时可制成红宝石，含少量铁和钛的氧化物可制成蓝宝石。这些宝石均可用于 制造钟表的钻石和各种饰品。 红宝石 蓝宝石 刚玉 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 6 p区主要金属元素及其化合物 1)铝及其主要化合物铝及其主要化合物 铝盐 卤化铝：AlF3的性质较为特殊，它是白色的离子化合物 。其他无水AlCl3、 AlBr3、AlI3均为共价型化合物 。

43、卤化铝中最主要的是AlCl3，是缺电子化合 物，为典型的Lewis酸，因此可通过配位键形成具有桥式结构的双聚分子 Al2Cl6，无水AlCl3在潮湿空气中冒烟，遇水发生激烈水解并放热 。 硫酸铝：无水硫酸铝为白色粉末，易溶于水，Al3+水解而成酸性。其复盐 KAl(SO4)212H2O俗称明矾。它们都被用作净水剂，其水解产物均有吸附和 凝聚作用。 明矾 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 6 p区主要金属元素及其化合物 1) 锡、铅及其化合物 锡、铅单质性质 锡：是银白色的金属，较软。它有三种同素异形体，即灰锡（锡）、白 锡（锡）和脆锡，它们的转换温度是： 锡制品长期处于低温

44、而毁坏，就是锡转变成锡的缘故。这一现象称做锡 疫。 常温下锡表面有一层保护膜，在空气中和水中都是稳定的 。 化学性质：是比较活泼的金属，它与氧、卤素、酸等都能起反应，同时它 是两性物质，也可溶于碱。 18 C161 C 灰锡（ 锡）白锡（ 锡）脆锡 锡疫 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 6 p区主要金属元素及其化合物 1) 锡、铅及其化合物 锡、铅单质性质 铅：是很软的重金属。铅能防止X射线和射线的穿透，所以 可用铅制造防护用品。铅能形成多种合金，如铅锑合金用作蓄 电池极板的材料。 铅难溶于盐酸和硫酸，因此，铅可做耐酸材料。但HNO3和 HAc能溶解。 铅在碱中能溶解生成

45、可溶性的Pb(OH)3-和H2 。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 6 p区主要金属元素及其化合物 1) 锡、铅及其化合物 锡、铅化合物 氧化物与氢氧化物：锡、铅的重要氧化物有SnO（黑）、SnO2（白）、 PbO（红或黄）、PbO2（柠黑）、Pb3O4（红）。 锡与铅的氧化物都不溶于水，具有两性。MO2是两性偏酸性。 SnO可溶于酸生成相应盐和水，PbO可溶于HAc和HNO3。SnO2不溶于酸、 碱，但能与碱熔。PbO2稍溶于碱。 Pb3O4俗称丹铅，是混合价态氧化物，其结构为Pb2PbO4，属于铅酸盐。 锡与铅的氢氧化物也有两种价态，都是两性。Sn(OH)4显酸性，是

46、弱酸， Pb(OH)2显碱性，是弱碱。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 6 p区主要金属元素及其化合物 1) 锡、铅及其化合物 锡、铅化合物 Sn()的还原性和Pb()的氧化性 Sn()在酸性和碱性介质均具有还原性 在碱性介质中，Sn(OH)42-的还原性更强，可将Bi（）盐 还原为单质Bi。该反应用于鉴定Bi3+。 PbO2具强氧化性，能分别将Cl-、Mn2+氧化成Cl2、MnO4-。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 6 p区主要金属元素及其化合物 1) 锡、铅及其化合物 锡、铅化合物 卤化物 锡、铅的卤化物有SnX2、SnX4、PbX2、PbF4

47、及PbCl4，其中以氯化物为最 重要。 SnCl2易水解成碱式盐沉淀，所以要在HCl溶液中配制 。 SnCl4极易水解生成HCl，在空气中冒烟。 Pb()盐溶液和HCl溶液反应生成PbCl2沉淀。PbCl2的溶解度随温度升高 明显增大，冷却后析出针状晶体。 PbCl4是黄色液体，只能在低温下存在，在潮湿空气中因水解而冒烟。 11.3 p区元素 11.3.2 重要元素及其化合物 6 p区主要金属元素及其化合物 1) 锡、铅及其化合物 锡、铅化合物 Pb()的难溶盐 大多数Pb()的盐难溶于水，且具有特征颜色。例如： PbS（黑） PbSO4（白） PbCrO4（黄） PbCl2（白） PbI2（

48、黄）等。 11.4 d区元素 11.4.1 d区元素的通性 1 电子构型 d区元素包括BB所有元素，又称过渡系列元素。位于四、五、六 周期分别称为第一、第二、第三过渡系列。 价电子构型：(n-1)d18 ns12 。 而其最外层只有12个电子，较易失去，因此，d区元素均为金属元素。 最大特点是具有未充满的d轨道（Pd除外）。 11.4 d区元素 11.4.1 d区元素的通性 2 物理性质 单质的金属键很强，其金属单质一般质地坚硬，色泽光亮， 是电和热的良导体，其密度、硬度、熔点、沸点一般较高。 在所有元素中： 铬的硬度最大：9 钨的熔点最高：3407 锇的密度最大：22.61 g cm-3 铼

49、的沸点最高：5687 同周期元素、同周期元素物理性质变化规律不明显。 11.4 d区元素 11.4.1 d区元素的通性 3 化学性质 可变的氧化值： 由于(n-1)d、ns轨道能量相近，不仅ns电子可作为价电子， (n-1)d电子也可部分或全部作为价电子，因此，该区元素常具有多种氧化值， 一般从+2变到和元素所在族数相同的最高氧化值。 较强的配位性： 由于d区元素的原子或离子具有未充满的(n-1)d轨道及ns、 np空轨道，并且有较大的有效核电荷；同时其原子或离子的半径又较主族 元素为小，因此它们不仅具有接受电子对的空轨道，同时还具有较强的吸引 配位体的能力。 离子的颜色： d区元素的许多水合

50、离子、配离子常呈现颜色，这主要是由 于电子发生dd跃近所致。但具有d0、d10构型的离子，不可能发生dd跃 迁，因而是无色的。 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 1 钛及其重要化合物 存在形式：钛的地壳丰度为0.42，其相对丰度在所有的元素中占第10位。 主要矿物有金红石TiO2，钛铁矿FeTiO3和钒铁磁矿等。现已表明我国的 钛矿储量居世界首位。 性质和用途：钛是银白色金属。钛的熔点高，密度小，耐低温，延伸性 好，并且具有强抗腐蚀性，尤其是对海水。因此成为制造航空、航海、 化工设备等的理想材料。此外，钛与生物体组成相容性好，结合牢固， 用于拔骨和制造人工关节，所以钛又被称

51、为“生物金属”。 1)单质 钛金属棒钛关节 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 1 钛及其重要化合物 二氧化钛： 自然界中TiO2有三种晶型：金红石、锐钛矿和板钛矿型。 TiO2不溶于水和稀酸，属于两性氧化物（以碱性为主）。在强碱和强酸溶 液中能缓慢溶解，与浓碱反应生成偏钛酸盐Na2TiO3。与浓硫酸反应生成 TiOSO4。TiO2还可溶于HF生成TiF62- 。 纯净二氧化钛是极好的白色涂料，俗称钛白，用作合成纤维的增白消光剂 和纸张中的填充剂等。 是光催化中重要的催化剂，也是重要的催化剂载体。 1)钛的重要化合物 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 1

52、钛及其重要化合物 四氯化钛： 是钛最重要的卤化物，为无色带有刺激性臭味的液体，其熔 点为250 K，沸点为409 K。 TiCl4用金属氢化物在高温下还原金属氯化物制得金属钛 。 TiCl4极易水解，在潮湿空气中由于水解而冒烟，利用此反应 可以制造烟雾剂。 1)钛的重要化合物 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 1 钛及其重要化合物 钛酸钡： BaTiO3为难溶的白色或浅灰色固体，用为难溶的白色或浅灰色固体，用TiO2和和BaCO3及助及助 剂剂BaCl2或或Na2CO3一起熔融可制一起熔融可制BaTiO3，它具有铁电性，是制，它具有铁电性，是制 造超声波发生器的材料。造超声

53、波发生器的材料。 1)钛的重要化合物 清 洗 机 抛 光 机 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 2 铬及其重要化合物 铬属于B族元素，铬原子的价电子构型为3d54s1，主要氧化态为+6、+3、 +2，在一些配合物中还表现出更低的氧化态，如-2、-1、0和+1。铬的最高 氧化态为+6，在水溶液体系中，最稳定的氧化态为+3。 铬是银白色、有光泽的金属，熔点高（2130 K）、元素中硬度最大。 铬表面上容易形成一层钝化膜，因此有很高的耐腐蚀性。在常温下，王水 和硝酸都不能溶解铬。由于铬的光泽度和抗腐蚀性能好，所以常用于电镀。 铬可以形成合金，在各种类型的不锈钢中都有较高比例的铬。

54、当钢中含有 铬达14%左右，便是不锈钢，广泛用于日用器皿的制造方面。 未钝化的铬是较活泼的金属，易溶于稀HCl、稀H2SO4中，生成蓝色的 Cr2+溶液，然后被空气中的O2氧化为Cr3+。 1)单质 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 2 铬及其重要化合物 Cr2O3和Cr(OH)3 Cr2O3是暗绿色粉末，微溶于水，熔点高（2708 K），常用作绿色颜料， 俗称铬绿。 Cr2O3可用金属铬在氧气中燃烧或用S还原重铬酸盐或重铬酸铵分解得到： Cr2O3与Al2O3相似，呈现两性，溶于酸中得到盐；溶于碱中生成深绿色亚 铬酸钠。 高温灼烧过的Cr2O3在酸、碱中都呈惰性，但可用熔

55、融法使它变成为可溶 性铬盐。 向Cr（）盐酸液中加碱，得到灰绿色胶状水合氧化铬(Cr2O3nH2O)沉淀， 通常称为Cr(OH)3，也具有两性性质。 2)铬（）的化合物 223 4Cr +3O2Cr O 2272324 Na Cr O +SCr O +Na SO 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 2 铬及其重要化合物 铬盐 常见的Cr（）盐有CrCl36H2O、Cr2(SO4)318H2O、KCr(SO4)212H2O （俗称铬钾矾），它们都易溶于水。硫酸铬由于含结晶水不同而有不同 的颜色。 铬钾矾广泛用于皮革鞣制和染色过程中，鞣制的基本原理是利用Cr3+的水 解，缩水及配

56、位的特性。 Cr（）盐容易发生水解生成各种羟基化、水化配合物，如： Cr(OH)(H2O)52+与Cr(H2O)63+，也易被氧化。 在酸性条件下铬（）具有较强的稳定性，只有用强氧化剂如过硫酸钾 （K2S2O8），才能使Cr3+氧化： 2)铬（）的化合物 3+2-2-2-+ 282274 2Cr+3S O +7H OCr O +6SO +14H 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 2 铬及其重要化合物 三氧化铬（CrO3） 制备：在重铬酸钾或重铬酸钠的浓溶液中加入浓硫酸，都可析出暗红色针 状晶体CrO3。 溶解性：它溶于水生成铬酸（故俗名“铬酐”）。 强氧化性：有机物如酒精遇

57、CrO3发生猛烈反应以致着火 热不稳定性：加热超过470 K则逐步分解，最后生成Cr2O3 。 用途：广泛应用有机反应的氧化剂和电镀的镀铬液成分，也用于制造高纯 金属铬。 3)铬（）的化合物 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 2 铬及其重要化合物 铬酸和重铬酸及其盐 酸性：铬酸（H2CrO4）表现为中强酸，重铬酸（ H2Cr2O7）的酸性比铬酸 更强，第一级解离是完全的。 溶解性：铬酸盐的溶解度一般比重铬酸盐小，重铬酸盐中只有Ag2Cr2O7不 溶于水，其余都溶于水。常见的难溶铬酸盐均显示特征的颜色，可用于鉴定 CrO42-离子，如BaCrO4（黄色）、PbCrO4（黄色）

58、、Ag2CrO4（砖红色）。 由于铬酸盐溶解度小，在重铬酸盐中加入Ag+、Pb2+后，生成相应的铬酸 盐沉淀。 氧化性：Cr（）在酸性溶液中是强氧化剂，其还原性产物均为Cr3+。 用途： 重铬酸钾和重铬酸钠是最重要的Cr（）化合物，它们都是橙红 色晶体。前者不含结晶水，可以用重结晶法得到极纯的盐，用作基准的氧化 试剂。还可用于制备铬酐，其他铬盐和铬黄颜料，也可以用于制造安全火柴、 烟火、炸药、漂白剂和制革工业的皮革鞣制和皮革染色等。 3)铬（）的化合物 铬酸钡重铬酸钾 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 3 锰及其重要化合物 在重金属中，锰在地壳中的丰度仅次于铁。金属锰外形似

59、铁，块状锰为 银白色，粉状锰为灰色。 制备：在高温用碳或铝还原氧化锰得到还原锰。电解MnCl2得到纯度很 高的电解锰。 锰是第B族元素，锰原子价电子构型为3d54s2，它是迄今氧化态最多的元 素之一。它的最高氧化态与族数相同，为+7，同时也有多变的氧化态： +6、+5、+4、+3、+2、+1、0、-1、-2、-3等。 锰比较稳定的氧化态是+7、+4、+2，其中d电子处于充满状态的Mn（） 最稳定。+3、+6氧化态易发生歧化反应。 锰主要用于钢铁工业中生产锰合金钢，在炼铁钢中有脱硫作用。锰可以 代替镍制造不锈钢。锰也是人体不可缺少的微量元素。锰对植物体的光 合作用以及一些酶的活动，维生素的转化起

60、着十分重要的作用。 1)单质 块状锰粉状锰 11.4 d区元素 11.4.2 重要元素及其化合物 3 锰及其重要化合物 Mn()的化合物 是Mn()锰最稳定的氧化态，常以氧化物，氢氧化物和Mn()的盐等形式 存在。 MnO是一种灰白色到暗绿色的粉末，由相应的Mn()的碳酸盐或草酸盐 在氢气和氮气中焙烧而得到，也可用MnO2还原而得。 Mn2+溶液中加入NaOH或氨水都能生成近白色的Mn(OH)2沉淀，它在碱性 介质中不稳定，易被空气氧化为MnO(OH)，并进一步氧化为MnO(OH)2。 水溶性：水溶性：Mn()的盐除MnCO3、Mn3(PO4)2、MnS、MnC2O4难溶于水外， 其他强酸的锰