化学元素周期表整理族

1、-. z.化学元素周期表整理族主族元素所谓主族元素就是指除了最外层电子层以外的电子层的电子数都是满电子的化学元素。原理：同主族元素从上到下原子序数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减小，失电子能力逐渐增大，元素金属性逐渐增大，非金属性逐渐减小，气态氢化物稳定性逐渐减小。主族元素在水溶液中的离子包括含氧酸根无色。IA：Li Na K Rb Cs Fr(碱金属) 最高价氧化物对应水化物的碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH A：Be Mg Ca Sr Ba Ra碱土元素最高价氧化物对应水化物碱性：Be(OH)2Mg(OH)2Ca(OH)2Sr(OH)2SiH4 最

2、高价氧化物对应水化物的酸性：H2CO3H2SiO3(H4SiO4) A：N P As Sb Bi氮族气态氢化物的稳定性：NH3PH3AsH3 最高价氧化物对应水化物的酸性：HNO3H3PO4H3AsO4 A：O S Se Te Po氧族气态氢化物的稳定性：H2OH2SH2Se 最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SO4H2SeO4 A：F Cl Br I AtAt是卤族元素气态氢化物的稳定性：HFHClHBrHI 最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4HBrO4HIO4 到目前为止横式元素周期表主表有7行18列。7行即7个周期，其中前6个周期为完全周期，第7周期为不完全周期还有元素没有被确认发

3、现。18列中按族分为16族7个主族、7个副族、第8族和0族：从左到右按族依次为A族、A族第12主族，第12列；B族、B族、B族、B族、B族第37副族，第37列，其中第3列包含镧系和锕系元素，在主表之外分列两行，每行15个元素；族第8族，第810列；B族、B族第12副族，第1112列；A族、A族、A族、A族、A族第37主族，第1317列和0族第18列。副族元素求助编辑百科名片副族元素包括钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨.过渡元素氧化态。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出不使用特殊试剂和别离。制备单质的一般方法。目录副族元素及其化合物

4、通论d区元素竞赛要求展开副族元素及其化合物通论d区元素竞赛要求展开编辑本段副族元素及其化合物通论d区元素是指IIIBVIII族元素，ds区元素是指IB、IIB族元素。d区元素的外围电子构型是(n1)dnsPd例外，ds区元素的外围电子构型是(n1)dns。它们分布在第4、5、6周期之中，而我们主要讨论第4周期的d区和ds区元素。第4周期d区、ds区元素*些性质 Sc 3d4s Ti 3d4s V 3d4s2 Cr 3d4s Mn 3d4s Fe 3d4s Co 3d4s Ni 3d4s Cu 3d4s Zn 3d4s 熔点/ 1953 1675 1890 1890 1204 1535 1495

5、 1453 1083 419 沸点/ 2727 3260 3380 2482 2077 3000 2900 2732 2595 907 原子半径/Pm 164 147 135 129 127 126 125 125 128 137 M半径/Pm 90 88 84 80 76 74 67 72 74 I1kJmol 631 658 650 652.8 717.4 759.4 758 736.7 745.5 906.4 室温密度/gcm 2.99 4.5 5.96 7.20 7.20 7.86 8.9 8.90 8.92 7.14 氧化态 3 1,0,2 3,4 1,0,2 3,4,5 2,1,0

6、 2,3,4 5,6 1,0,1 2,3,4 5,6,7 0,2,3 4,5,6 0,2 3,4 0,2 3,(4)* 1,2 3 (1) 2 *为不稳定氧化态。同一周期的d区或ds区元素有许多相似性，如金属性递变不明显、原子半径、电离势等随原子序数增加虽有变化，但不显著，都反映出d区或ds区元素从左至右的水平相似性。d区或ds区元素有许多共同的性质：1它们都是金属，因为它们最外层都只有12个电子。它们的硬度大，熔、沸点较高。第4周期元素周期表d区元素都是比拟活泼的金属，它们能置换酸中的氢；而第5、6周期的d区元素较不活泼，它们很难和酸作用。2除少数例外，它们都存在多种氧化态，且相邻两个氧化态

7、的差值为1或2，如Mn，它有1，0，1，2，3，4，5，6，7；而p区元素相邻两氧化态间的差值常是2，如Cl，它有1，0，1，3，5，7等氧化态。最高氧化态和族号相等，但VIII族除外。第4周期d区元素最高氧化态的化合物一般不稳定；而第5、6周期d区元素最高氧化态的化合物则比拟稳定，且最高氧化态化合物主要以氧化物、含氧酸或氟化物的形式存在，如WO3、WF6、MnO 、FeO 、CrO 等，最低氧化态的化合物主要以配合物形式存在，如Cr(CO)5 3它们的水合离子和酸根离子常呈现一定的颜色。这些离子的颜色同它们的离子存在未成对的d电子发生跃迁有关。*些d区元素水合离子的颜色电子构型未成对电子数阳

8、离子水合离子颜色3d 0 0 Sc Ti 无色无色3d 1 1 Ti V 紫色蓝色3d 2 V 绿色3d 3 3 V Cr 紫色紫色3d 4 4 Mn Cr 紫色蓝色3d 5 5 Mn Fe 肉色浅紫色3d 4 Fe 绿色3d 3 Co 粉红色3d 2 Ni 绿色3d 1 Cu 蓝色3d 0 Zn 无色常见酸根离子的颜色有：CrO黄色、Cr2O 橙色、MnO4(2+) 绿色、MnO4(+) 紫红色。4它们的原子或离子形成配合物的倾向都较大。因为它们的电子构型具有承受配体孤电子对的条件。以上这些性质都和它们的电子层构造有关。d区元素一钛副族1、钛副族元素的根本性质钛副族元素原子的价电子层构造为(

9、n1)dns，所以钛、锆和铪的最稳定氧化态是+4，其次是+3，+2氧化态则比拟少见。在个别配位化合物中，钛还可以呈低氧化态0和 l。锆、铪生成低氧化态的趋势比钛小。它们的M()化合物主要以共价键结合。在水溶液中主要以MO形式存在，并且容易水解。由于镧系收缩，铪的离子半径与锆接近，因此它们的化学性质极相似，造成锆和铪别离上的困难。2、钛及其化合物1钛钛是活泼的金属，在高温下能直接与绝大多数非金属元素反响。在室温下，钛不与无机酸反响，但能溶于浓、热的盐酸和硫酸中：2Ti + 6HCl(浓) 2TiCl3 + 3H22Ti + 3H2SO4(浓) 2Ti2(SO4)3 + 3H2钛易溶于氢氟酸或含有

10、氟离子的酸中：Ti + 6HF TiF + 2H + 2H22二氧化钛二氧化钛在自然界以金红石为最重要，不溶于水，也不溶于稀酸，但能溶于氢氟酸和热的浓硫酸中：TiO2 + 6HF = H2TiF6+ 2H2O TiO2 + 2H2SO4 = 2Ti (SO4)2 + 2H2O TiO2 + H2SO4 = 2Ti OSO4 + H2O 3四氯化钛四氯化钛是钛的一种重要卤化物，以它为原料，可以制备一系列钛化合物和金属钛。它在水中或潮湿空气中都极易水解将它暴露在空气中会发烟：TiCl4 + 2H2O = TiO2 + 4HCl 4钛()的配位化合物钛()能够与许多配合剂形成配合物，如TiF6、Ti

11、Cl6、TiO(H2O2) 等，其中与H2O2的配合物较重要。利用这个反响可进展钛的比色分析，参加氨水则生成黄色的过氧钛酸H4TiO6沉淀，这是定性检出钛的灵敏方法。二钒副族1、钒副族元素根本性质钒副族包括钒、铌、钽三个元素，它们的价电子层构造为(n-1)dns，5个价电子都可以参加成键，因此最高氧化态为 +5，相当于d的构造，为钒族元素最稳定的一种氧化态。按V、Nb、Ta顺序稳定性依次增强，而低氧化态的稳定性依次减弱。铌钽由于半径相近，性质非常相似。2、钒及其化合物1钒金属钒容易呈钝态，因此在常温下活泼性较低。块状钒在常温下不与空气、水、苛性碱作用，也不与非氧化性的酸作用，但溶于氢氟酸，也溶

12、于强氧化性的酸如硝酸和王水中。在高温下，钒与大多数非金属元素反响，并可与熔融苛性碱发生反响。2五氧化二钒V2O5可通过加热分解偏钒酸铵或三氯氧化钒的水解而制得：2NH4VO3 V2O5 + 2NH3 + H2O 2VOCl3 + 3H2O = V2O5 + 6HCl 在工业上用氯化焙烧法处理钒铅矿，提取五氧化二钒。V2O5比TiO2具有较强的酸性和较强的氧化性，它主要显酸性，易溶于碱：V2O5 + 6NaOH = 2Na3VO4 + 3H2O 也能溶解在强酸中pH13时，单体的钒酸根才能在溶液中稳定存在；当pH下降，溶液中钒的总浓度小于10 molL时，溶液中以酸式钒酸根离子形式存在，如HVO

13、 、H2VO ；当溶液中钒的总浓度大于10 molL时，溶液中存在一系列聚合物种多钒酸盐如V2O 、V3O 、V4O 、V10O 等。三铬副族1、铬副族的根本性质周期系第VIB族包括铬、钼、钨三个元素。铬和钼的价电子层构造为(n-1)dns，钨为(n-1)dns。它们的最高氧化态为 +6，都具有d区元素多种氧化态的特征。它们的最高氧化态按Cr、Mo、W的顺序稳定性增强，而低氧化态的稳定性则相反。2、铬及其化合物1铬铬比拟活泼，能溶于稀HCl、H2SO4，起初生成蓝色Cr 溶液，而后为空气所氧化成绿色的Cr 溶液：Cr + 2HCl = CrCl2 + H24CrCl2 + 4HCl + O2

14、= 4CrCl3 + 2H2O 铬在冷、浓HNO3中钝化。2铬(III)的化合物向Cr 溶液中逐滴参加2 moldm NaOH，则生成灰绿色Cr(OH)3沉淀。Cr(OH)3具有两性：Cr(OH)3 + 3H = Cr + 3H2O Cr(OH)3 +OH= Cr(OH) (亮绿色) 铬(III)的配合物配位数都是6少数例外，其单核配合物的空间构型为八面体，Cr 离子提供6个空轨道，形成六个dsp杂化轨道。2铬酸、铬酸盐和重铬酸盐假设向黄色CrO 溶液中加酸，溶液变为橙色Cr2O 重铬酸根液；反之，向橙色Cr2O 溶液中加碱，又变为CrO 黄色液：2 CrO (黄色) + 2H Cr2O (橙

15、色) + H2O K = 1.210 H2CrO4是一个较强酸 = 4.1， = 3.210，只存在于水溶液中。氯化铬酰CrO2Cl2是血红色液体，遇水易分解：CrO2Cl2 + 2H2O = H2CrO4 + 2HCl 常见的难溶铬酸盐有Ag2CrO4砖红色、PbCrO4黄色、BaCrO4黄色和SrCrO4黄色等，它们均溶于强酸生成M 和Cr2O 。K2Cr2O7是常用的强氧化剂 = 1.33 V饱和K2Cr2O7溶液和浓H2SO4混合液用作实验室的洗液。在碱性溶液中将Cr(OH) 氧化为CrO ，要比在酸性溶液将Cr 氧化为Cr2O 容易得多。而将Cr(VI)转化为Cr(III)，则常在酸

16、性溶液中进展。3、钼和钨的重要化合物1钼、钨的氧化物MoO3、WO3和CrO3不同，它们不溶于水，仅能溶于氨水和强碱溶液生成相应的合氧酸盐。2钼、钨的含氧酸及其盐钼酸、钨酸与铬酸不同，它们是难溶酸，酸性、氧化性都较弱，钼和钨的含氧酸盐只有铵、钠、钾、铷、锂、镁、银和铊(I)的盐溶于水，其余的含氧酸盐都难溶于水。氧化性很弱，在酸性溶液中只能用强复原剂才能将它们复原到+3氧化态。四锰副族1、锰副族的根本性质B族包括锰、锝和铼三个元素。其中只有锰及其化合物有很大实用价值。同其它副族元素性质的递变规律一样，从Mn到Re高氧化态趋向稳定。低氧化态则相反，以Mn 为最稳定。2、锰及其化合物1锰锰是活泼金属

17、，在空气中外表生成一层氧化物保护膜。锰在水中，因外表生成氢氧化锰沉淀而阻止反响继续进展。锰和强酸反响生成Mn(II)盐和氢气。但和冷浓H2SO4反响很慢钝化。2锰(II)的化合物在酸性介质中Mn 很稳定。但在碱性介质中Mn(II)极易氧化成Mn(IV)化合物。Mn(OH)2为白色难溶物，Ksp = 4.010，极易被空气氧化，甚至溶于水中的少量氧气也能将其氧化成褐色MnO(OH)2沉淀。2Mn(OH)2 + O2 = 2 MnO(OH)2Mn在酸性介质中只有遇强氧化剂(NH4)2S2O8、NaBiO3、PbO2、H5IO6时才被氧化。2Mn + 5S2O + 8H2O = 2MnO + 10S

18、O + 16H 2Mn + 5NaBiO3 + 14H = 2MnO +5Bi + 5Na + 7H2O 3锰(IV)的化合物最重要的Mn(IV)化合物是MnO2，二氧化锰在中性介质中很稳定，在碱性介质中倾向于转化成锰()酸盐；在酸性介质中是一个强氧化剂，倾向于转化成Mn。2MnO2 + 2H2SO4 (浓) = 2MnSO4+ O2+ 2H2O MnO2 + 4HCl(浓) = MnCl2 + Cl2+ 2H2O 简单的Mn(IV)盐在水溶液中极不稳定，或水解生成水合二氧化锰MnO(OH)2，或在浓强酸中的和水反响生成氧气和Mn(II)。4锰(VI)的化合物最重要的Mn(VI)化合物是锰酸钾

19、K2MnO4。在熔融碱中MnO2被空气氧化生成K2MnO4。2MnO2 + O2 + 4KOH = 2K2MnO4 (深绿色) + 2H2O 在酸性、中性及弱碱性介质中，K2MnO4发生歧化反响：3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH 锰酸钾是制备高锰酸钾KMnO4的中间体。2MnO + 2H2O 2MnO + 2OH+ H2KMnO4是深紫色晶体，是强氧化剂。和复原剂反响所得产物因溶液酸度不同而异。例如和SO 反响：酸性 2MnO + 5 SO + 6H = 2Mn + 5SO + 3H2O 近中性 2MnO + 3 SO + H2O = 2MnO2 +

20、3 SO + 2OH 碱性： 2MnO + SO + 2OH= 2MnO + SO + H2O MnO 在碱性介质中不稳定：4 MnO + 4OH= 4 MnO + O2 + 2H2O KMnO4晶体和冷浓H2SO4作用，生成绿褐色油状Mn2O7，它遇有机物即燃烧，受热爆炸分解：2KMnO4 + H2SO4(浓) = Mn2O7 + K2SO4 + H2O 2Mn2O7 = 3O2 + 4MnO2 副族元素及其化合物编辑本段竞赛要求钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨。过渡元素氧化态。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出不使用特殊试剂和

21、别离。制备单质的一般方法。开放分类：元素非金属元素求助编辑百科名片非金属元素非金属元素是元素的一大类，在所有的一百多种化学元素中，非金属占了22种。在周期表中，除氢以外，其它非金属元素都排在表的右侧和上侧，属于p区。包括氢、硼、碳、氮、氧、氟、硅、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砹、氦、氖、氩、氪、氙、氡。180%的非金属元素在现在社会中占有重要位置。目录关系及性质金属性与非金属性在周期表中的位置关系金属性与非金属性在化学反响中的表现的关系元素的性质与物质的化学性质的关系理化性质物理性质化学性质成键方式非金属元素-氢氢开展历史氢在周期表中的位置氢的同位素氢的成键特征物理性质化学性质非金属元素-

22、碳及其同素异形体发现史碳单质金刚石石墨碳六十非金属元素-氧概念名称性质物理性质化学性质展开关系及性质金属性与非金属性在周期表中的位置关系金属性与非金属性在化学反响中的表现的关系元素的性质与物质的化学性质的关系理化性质物理性质化学性质成键方式非金属元素-氢氢开展历史氢在周期表中的位置氢的同位素氢的成键特征物理性质化学性质非金属元素-碳及其同素异形体发现史碳单质金刚石石墨碳六十非金属元素-氧概念名称性质物理性质化学性质展开编辑本段关系及性质最外层电子数大于等于4，所以其原子容易得到电子，常以阴离子形态存在于离子化合物中，或形成分子晶体、原子晶体。它们的氧化物和氢氧化物一般呈酸性。元素的金属性是指元

23、素的原子失电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子得电子的能力。金属性与非金属性在周期表中的位置关系对于主族元素来说，同周期元素随着原子序数的递增，原子核电荷数逐渐增大，而电子层数却没有变化，因此原子核对核外电子的引力逐渐增强，随原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐降低，元素金属性逐渐减弱；而原子得电子能力逐渐增强，元素非金属性逐渐增强。例如：对于第三周期元素的金属性NaMgAl，非金属性ClSPSi。碳族元素同主族元素，随着原子序数的递增，电子层逐渐增大，原子半径明显增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，元素的原子失电子逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强，非金属性减弱。

24、例如：第一主族元素的金属性HLiNaKRbClBrI。综合以上两种情况，可以作出简明的结论：在元素周期表中，越向左、下方，元素金属性越强，金属性最强的金属是Cs；越向右、上方，元素的非金属越强，非金属性最强的元素是F。例如：金属性KNaMg，非金属性OSP。金属性与非金属性在化学反响中的表现的关系一般说来，元素的金属性越强，它的单质与水或酸反响越剧烈，对于的碱的碱性也越强。例如：金属性NaMgAl，常温时单质Na与水能剧烈反响，单质Mg与水能缓慢地进展反响，而单质Al与水在常温时很难进展反响，它们对应的氧化物的水化物的碱性 NaOHMg(OH)2Al(OH)3。元素的非金属性越强，它的单质与H

25、反响越剧烈，得到的气态氢化物的稳定性越强，元素的最高价氧化物所对应的水化物的酸也越强。例如：非金属ClSPSi，Cl与H在光照或点燃时就可能发生爆炸而化合，S与H须加热才能化合，而Si与H须在高温下才能化合并且SiH4极不稳定；氢化物的稳定HClH2SPH3SiH4；这些元素的最高价氧化物的水化物的酸性HClO4H2SO4H3PO4H4SiO4。因此，在化学反响中的表现可以作为判断元素的金属性或非金属强弱的依据。另外，还可以根据金属或非金属单质之间的相互置换反响，进展金属性和非金属性强弱的判断。一种金属把另一金属元素从它的盐溶液里置换出来，说明前一种元素金属性较强；一种非金属单质能把另一种非金

26、属单质从它的盐溶液或酸溶液中置换出来，说明前一种元素的非金属性较强。元素的性质与物质的化学性质的关系元素的金属性越强，它的单质复原性越强，而它阳离子的氧化性越弱。例如：金属性NaMgAl，单质的复原性NaMgAl，阳离子的氧化性Na+Mg2+CaNaMgAlZnFeSnPbHCuHgAgPtAu，而阳离子的氧化性为K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+IS，它们的单质的氧化性Cl2Br2I2S，复原性Cl2编辑本段理化性质物理性质非金属单质大多是分子晶体，少局部为原子晶体和过渡型的层状晶体。单质共价键数大局部符合8-N规则稀有气体：8-8=02-2=0，为单原子分子卤素，氢：8-7

27、=12-1=1，为双原子分子VI A族的硫、硒、碲：8-6=2，为二配位的链形与环形分子V A族的磷、砷：8-5=3，为三配位的有限分子P4,As4，灰砷和黑磷为层状分子IV A族的碳、硅：8-4=4，为四配位的金刚石型构造。少数分子由于形成键、大键或d轨道参与成键，键型发生变化，于是不遵守8-N规则。如N2、O2分子中的原子间的键不是单键；硼单质和石墨构造中，键的个数也不等于8-N个。物理性质可分为三类稀有气体及O2、N2、H2等：一般状态下为气体，固体为分子晶体，熔沸点很低多原子分子，S8、P4等：一般状态下为固体，分子晶体，熔沸点低，但比第一类高大分子单质，金刚石、晶态硅等：原子晶体，熔

28、沸点高化学性质活泼非金属元素，如F2，Cl2，Br2，O2，P S等，能与金属形成卤化物、氧化物、硫化物，氢化物或含氧酸盐等。非金属元素之间也能形成卤化物、氧化物、无氧酸、含氧酸等。大局部单质不与水反响，仅卤素与高温下的碳能与水发生反响。非金属一般不与非氧化性稀酸发生反响，硼、碳、磷、硫、碘、砷等才能被浓HNO3、浓H2SO4及王水氧化。除碳、氮、氧外，一般可以和碱溶液发生反响，对于有变价的主要发生歧化反响；Si、B则是从碱溶液中置换出氢气；浓碱时，F2能氧化出O2成键方式非金属原子之间主要成共价键，而非金属元素与金属元素之间主要成离子键。非金属原子之间成共价键的原因是，两种原子均有获得电子的

29、能力，都倾向于获得对方的电子使自己到达稳定的构型，于是两者就共用电子对以达此目的。而金属原子失去电子的能力较强，与非金属相遇时就一者失电子、一者得电子，双方均到达稳定构造。多原子的共价分子常常出现的一种现象是轨道杂化，这使得中心原子更易和多个原子成键。非金属原子之间形成的共价键中，除了一般的键和键，还有一种大键。大键是离域的，可以增加共价分子或离子的稳定性。编辑本段非金属元素-氢氢：符号: H，原子序数: 1，原子量: 1.00794 amu，熔点: -259.14 C (14.009985 K, -434.45203 F)，沸点: -252.87 C (20.280005 K, -423.1

30、66 F) 质子数/电子数: 1，中子数: 0，类别: 非金属，晶体构造: 六边形构造，密度 293 K: 0.08988 g/cm3，颜色: 无色，HYDROGEN，源自htdor和gen，意为水的形成，1766年发现。是宇宙间最丰富的元素。氢可说完全不是以单质形态存在于地球上，可是太阳和其他一些星球则全部是由纯氢所构成。这种星球上发生的氢热核反响的热光普照四方，温暖了整个宇宙。氢开展历史氢的存在，早在16世纪就有人注意到了。曾经接触过氢气的也不只一人，但因当时人们把接触到的各种气体都笼统地称作空气，因此，氢气并没有引起人们的注意。直到1766年，英国的物理学家和化学家卡文迪什Cavendi

31、sh H,17311810用六种相似的反响制出了氢气。这些反响包括锌、铁、锡分别与盐酸或稀硫酸反响。同年，他在一篇名为人造空气的实验的研究报告中谈到此种气体与其它气体性质不同，但由于他是燃素学说的虔诚信徒，他不认为这是一种新的气体，他认为这是金属中含有的燃素在金属溶于酸后放出，形成了这种可燃空气。事实上是出色的化学家拉瓦锡Lavoisier A L,174317941785年首次明确地指出：水是氢和氧的化合物，氢是一种元素。并将可燃空气命名为Hydrogen。这里的Hydro是希腊文中的水，gene是源，Hydrogen就是水之源的意思。它的化学符号为H。我们的氢字是采用轻的偏旁，把它放进气里

32、面，表示轻气。氢在周期表中的位置化学元素周期系1.0表中的第一个元素，它在所有元素中具有最简单的原子构造。它由一个带+1电荷的核和一个轨道电子组成。碱金属也都具有一个外层轨道电子，但它们在反响中很容易失去这个电子而生成正离子；与此相反，氢不容易失去这个电子，而是使这个电子配对生成一个共价键。卤素像氢一样，比稀有气体构造缺少一个电子。在许多反响中，卤素容易获得一个电子而生成负离子；但氢只有在与失电子能力强的金属反响时才会获得电子而生成负离子。氢的这些独特性质是由氢的独特的原子构造、氢原子特别小的半径和低的电负性决定的。因为它的性质与碱金属和卤素的性质都不一样，使得很难把它放在周期表中的一个适宜位

33、置上。在本课件中，按原子序数把氢放在第IA族元素的位置上。氢的同位素同一种元素的原子具有不同的质量数，这些原子就叫同位素。质量数产生差异的原因是原子核中含有不同的中子。氢有三种同位素：(氕，符号H)，(氘，符号D)和(氚，符号T)。在它们的核中分别含有0、1和2个中子，它们的质量数分别为1，2，3。自然界中普通氢H同位素的丰度最大，原子百分比占99.98%，D占0.016%,T的存在量仅为H的10-17。氢的成键特征氢原子的价电子层构造为，电负性为2.2，当氢原子同其它元素的原子化合时，可以形成：离子键，共价键，特殊的键型。氢气球机离子键：当H与电负性很小的活泼金属,如Na,K,Ca等形成氢化

34、物时,H获得1个电子形成氢负离子。这个离子因具有较大的半径208pm，仅存在于离子型氢化物的晶体中。共价键：、两个H原子能形成一个非极性的共价单键，如H2分子。、H原子与非金属元素的原子化合时，形成极性共价键，例如HCl分子。键的极性随非金属元素原子的电负性增大而增强。特殊的键型、H原子可以填充到许多过渡金属晶格的空隙中，形成一类非整比化合物，一般称之为金属型氢化物，例如：ZrH1.30和LaH2.87等。、在硼氢化合物例如乙硼烷B2H6和*些过渡金属配合物中均存在着氢桥键。、能形成氢键。在含有强极性键的共价氢化物中，近乎裸露的H原子核可以定向吸收邻近电负性高的原子如F、O、N等上的孤电子对而

35、形成分子间或分子氢键。例如在HF分子间存在着很强的氢键。物理性质单质氢是由两个H原子以共价单键的形式结合而成的双原子分子，其键长为74pm。氢是的最轻的气体，无色无臭，几乎不溶于水273K时1的水仅能溶解0.02的氢，氢比空气轻14.38倍，具有很大的扩散速度和很高的导热性。将氢冷却到20K时，气态氢可被液化。液态氢可以把除氦以外的其它气体冷却都转变为固体。同温同压下，氢气的密度最小，常用来填充气球。分子氢在地球上的丰度很小，但化合态氢的丰度却很大，例如氢存在于水、碳水化合物和有机化合物以及氨和酸中。含有氢的化合物比其它任何元素的化合物都多。氢在地壳外层的三界大气、水和岩石里以原子百分比计占1

36、7%，仅次于氧而居第二位。化学性质(1)、分子氢中HH键的离解能,比一般的单键高很多，相当于一般双键的离解能。因此常温下分子氢不活泼。但氢在常温下能与单质氟在暗处迅速反响生成HF，而与其它卤素或氧不发生反响。(2)、高温下，氢气是一个非常好的复原剂。例如：、氢气能在空气中燃烧生成水，氢气燃烧时火焰可以到达3273K左右，工业上常利用此反响切割和焊接金属。、高温下，氢气还能同卤素、N2等非金属反响，生成共价型氢化物。、高温下氢气与活泼金属反响，生成金属氢化物。、高温下，氢气还能复原许多金属氧化物或金属卤化物为金属能被复原的金属是那些在电化学顺序中位置低氢化合键于铁的金属。这类反响多用来制备纯金属

37、。(3)、在有机化学中，氢的一个重要的化学反响是它能够加在联结两个碳原子的双键或三键上，使不饱和的碳氢化合物加氢而成为饱和的碳氢化合物，这类反响叫加氢反响。在有机化学中，在分子中参加氢即是复原反响。这类反响广泛应用于将植物油通过加氢反响，由液体变为固体，生产人造黄油。也用于把硝基苯复原成苯胺印染工业，把苯复原成环己烷生产尼龙-66的原料。氢同CO反响生成甲醇等等。(4)、氢分子虽然很稳定，但在高温下，在电弧中，或进展低压放电，或在紫外线的照射下，氢分子能发生离解作用，得到原子氢。所得原子氢仅能存在半秒钟，随后便重新结合成分子氢，并放出大量的热。编辑本段非金属元素-碳及其同素异形体碳：CARBO

38、N，源自carbo，也就是木炭，这种物质发现得很早，上图显示出它的三种自然形式：钻石、炭和石墨。碳的无数化合物是我们日常生活中不可缺少的物质，产品从尼龙和汽油、香水和塑料，一直到鞋油、滴滴涕和炸药等，围广泛种类繁多。发现史碳可以说是人类接触到的最早的元素之一，也是人类利用得最早的元素之碳铵一自从人类在地球上出现以后，就和碳有了接触，由于闪电使木材燃烧后残留下来木炭，动物被烧死以后，便会剩下骨碳，人类在学会了怎样引火以后，碳就成为人类永久的伙伴了，所以碳是古代就已经知道的元素。发现碳的准确日期是不可能查清楚的，但从拉瓦锡(Lavoisier A L 17431794法国)1789年编制的元素表中

39、可以看出，碳是作为元素出现的。碳在古代的燃素理论的开展过程中起了重要的作用，根据这种理论，碳不是一种元素而是一种纯粹的燃素，由于研究煤和其它化学物质的燃烧，拉瓦锡首先指出碳是一种元素。碳在自然界中存在有三种同素异形体金刚石、石墨、C60。金刚石和石墨早已被人们所知，拉瓦锡做了燃烧金刚石和石墨的实验后，确定这两种物质燃烧都产生了CO2，因而得出结论，即金刚石和石墨中含有一样的根底，称为碳。正是拉瓦锡首先把碳列入元素周期表中。C60是1985年由美国休斯顿赖斯大学的化学家哈里可劳特等人发现的，它是由60个碳原子组成的一种球状的稳定的碳分子，是金刚石和石墨之后的碳的第三种同素异形体。碳元素的拉丁文名

40、称Carbonium来自Carbon一词，就是煤的意思，它首次出现在1787年由拉瓦锡等人编著的化学命名法一书中。碳的英文名称是Corbon。碳单质碳在地壳中的质量分数为0.027%，在自然界中分布很广。碳钢管以化合物形式存在的碳有煤、石油、天然气、动植物体、石灰石、白云石、二氧化碳等。截止1998年底，在全球最大的化学文摘美国化学文摘上登记的化合物总数为18.8百万种，其中绝大多数是碳的化合物。众所周知，生命的根本单元氨基酸、核苷酸是以碳元素做骨架变化而来的。先是一节碳链一节碳链地接长，演变成为蛋白质和核酸；然后演化出原始的单细胞，又演化出虫、鱼、鸟、兽、猴子、猩猩、直至人类。这三四十亿年的

41、生命交响乐，它的主旋律是碳的化学演变。可以说，没有碳，就没有生命。碳，是生命世界的栋梁之材。纯洁的、单质状态的碳有三种，它们是金刚石、石墨、C60。它们是碳的三种同素异形体。金刚石金刚石晶莹美丽，光荣夺目，是自然界最硬的矿石金刚石。在所有物质中，它的硬度最大。测定物质硬度的刻画法规定，以金刚石的硬度为10来度量其它物质的硬度。例如Cr的硬度为9、Fe为4.5、Pb为1.5、钠为0.4等。在所有单绿色金刚石质中，它的熔点最高，达3823K。金刚石晶体属立方晶系，是典型的原子晶体，每个碳原子都以sp3杂化轨道与另外四个碳原子形成共价键，构成正四面体。这是金刚石的面心立方晶胞的构造。由于金刚石晶体中

42、CC键很强，所有价电子都参与了共价键的形成，晶体中没有自由电子，所以金刚石不仅硬度大，熔点高，而且不导电。室温下，金刚石对所有的化学试剂都显惰性，但在空气中加热到1100K左右时能燃烧成CO2。金刚石俗称钻石，除用作装饰品外，主要用于制造钻探用的钻头和磨削工具，是重要的现代工业原料，价格十分昂贵。石墨石墨乌黑柔软，是世界上最软的矿石。石墨石墨的密度比金刚石小，熔点比金刚石仅低50K，为3773K。在石墨晶体中，碳原子以sp2杂化轨道和邻近的三个碳原子形成共价单键，构成六角平面的网状构造，这些网状构造又连成片层构造。层中每个碳原子均剩余一个未参加sp2杂化的p轨道，其中有一个未成对的p电子，同一

43、层中这种碳原子中的m电子形成一个m中心m电子的大键(键)。这些离域电子可以在整个儿碳原子平面层中活动，所以石墨具有层向的良好导电导热性质。石墨的层与层之间是以分子间力结合起来的，因此石墨容易沿着与层平行的方向滑动、裂开。石墨质软具有润滑性。由于石墨层中有自由的电子存在，石墨的化学性质比金刚石稍显活泼。由于石墨能导电，有具有化学惰性，耐高温，易于成型和机械加工，所以石墨被大量用来制作电极、高温热电偶、坩埚、电刷、润滑剂和铅笔芯。碳六十20世纪80年代中期，人们发现了碳元素的第三种同素异形体C60。从以下三个方面介绍C60，碳六十的发现和构造特点，1996年10月7日，瑞典皇家科学院决定把1996

44、年诺贝尔化学奖授予Robert FCurl，Jr(美国)、Harold WKroto(英国)和Richard ESmalley(美国)，以表碳六十棒状模型彰他们发现C60。1995年9月初，在美国得克萨斯州Rice大学的Smalley实验室里，Kroto等为了模拟N型红巨星附近大气中的碳原子簇的形成过程，进展了石墨的激光气化实验。他们从所得的质谱图中发现存在一系列由偶数个碳原子所形成的分子，其中有一个比其它峰强度大2025倍的峰，此峰的质量数对应于由60个碳原子所形成的分子。C60分子构造及稳定层状的石墨和四面体构造的金刚石是碳的两种稳定存在形式，当60个碳原子以它们中的任何一种形式排列时，都

45、会存在许多悬键，就会非常活泼，就不会显示出如此稳定的质谱信号。这就说明C60分子具有与石墨和金刚石完全不同的构造。由于受到建筑学家Buckminster Fuller用五边形和六边形构成的拱形圆顶建筑的启发，Kroto等认为C60是由60个碳原子组成的球形32面体，即由12个五边形和20个六边形组成，只有这样C60分子才不存在悬键。在C60分子中，每个碳原子以sp2杂化轨道与相邻的三个碳原子相连，剩余的未参加杂化的一个p轨道在C60球壳的外围和腔形成球面大键，从而具有芳香性。为了纪念Fuller，他们提出用Buckminsterfullerene来命名C60，后来又将包括C60在的所俗称足球碳

46、的C60有含偶数个碳所形成的分子通称为Fuller，中译名为富勒烯。碳六十的制备用纯石墨作电极，在氦气氛中放电，电弧中产生的烟炱沉积在水冷反响器的壁上，这种烟炱中存在着C60、C70等碳原子簇的混合物。用萃取法从烟炱中别离提纯富勒烯，将烟炱放入索氏(So*hlet)提取器中，用甲苯或苯提取，提取液中的主要成分是C60和C70，以及少量C84和C78。再用液相色谱别离法对提取液进展别离，就能得到纯洁的C60溶液。C60溶液是紫红色的，蒸发掉溶剂就能得到深红色的C60微晶。碳六十的用途从C60被发现的短短的十多年以来，富勒烯已经广泛地影响到物理学、化学、材料学、电子学、生物学、医药学各个领域，极丰

47、富和提高了科学理论，同时也显示出有巨大的潜在应用前景。据报道，对C60分子进展掺杂，使C60分子在其笼或笼外俘获其它原子或集团，形成类C60的衍生物。例如C60F60，就是对C60分子充分氟化，给C60球面加上氟原子，把C60球壳中的所有电子锁住，使它们不与其它分子结合，因此C60F60表现出不容易粘在其它物质上，其润滑性比C60要好，可做超级耐高温的润滑剂，被视为分子滚珠。再如，把K、Cs、Tl等金属原子掺进C60分子的笼，就能使其具有超导性能。用这种材料制成的电机，只要很少电量就能使转子不停地转动。再有C60H60这些相对分子质量很碳氢化合物热值极高，可做火箭的燃料。编辑本段非金属元素-氧

48、概念非金属气体化学元素，原子序数8，符号O。【分子式】O2 O3 O4已证明存在名称氧旧译作氱O*ygen希腊文的意思是酸素，该名称是由法国化学家拉瓦锡所起，原因是拉瓦锡错误地认为，所有的酸都含有这种新气体。现在日文里氧气的名称仍然是酸素。而台语受到日治时期的影响，也以酸素之日语发音称呼氧气。氧气的中文名称是清朝徐寿命名的。他认为人的生存离不开氧气，所以就命名为养气即养气之质，后来为了统一就用氧代替了养字，便叫这氧气。性质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，熔点-218.4，沸点-182.962，在-182.962

49、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O2.H2O和O2.H2O2，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，是水中生命体的根底。氧在地壳中丰度占第一位。枯燥空气中含有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。物理性质为无色气体；无臭，无味；有强助燃力。在常压20时，能在乙醇7 容或水32容中溶

50、解。氧的单质形态有氧气(O2)和臭氧(O3)。氧气在标准状况下是无色无味无臭，能帮助燃烧的双原子的气体。液氧呈淡蓝色，具有顺磁性。氧能跟氢化合成水。臭氧在标准状况下是一种有特殊臭味的蓝色气体。新的氧单质O4：O4是意大利的一位科学家合成的一种新型的氧分子，一个分子由四个氧原子构成. 振荡会发生爆炸，产生氧气：O4=振荡=2O2 它的氧化性比O2强的多. 在大气中含量极少合成方法：意大利科学家使用普通氧分子与带正电的氧离子作用，制造出o4 O4的能量密度比普通氧分子高O4是一种比黄金还贵的气体，氧化性极强,可以与黄金反响. 是用普通氧分子和带正电的氧离子制造出含4个氧原子的氧分子。这种氧分子可以

51、稳定存在，预计构型为正四面体或者矩形，从两种构型中性分子O4,正一价分子O4+和负一价分子O4-的基态电子构造,并根据能量最低原则确定了各自的构造参数,从而得到了O4分子2种构造的基态总能量、一价电离能及电子亲合势能.与氧原子、普通氧分子O2和臭氧分子O3的计算结果比拟,显示O4分子可以以正方形构造或正四面体构造形式存在,其中正方形构造更有可能是O4分子的真实空间构造.化学性质氧的非金属性和电负性仅次于氟，除了氦氖氩氪氟所有元素都能与氧起反响，这些反响称为氧化反响，而反响产生的化合物称为氧化物。一般而言，绝大多数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

52、化合物，可在氧中剧烈燃烧生二氧化碳与水蒸气。氧的化合价：氧的化合价很特殊一般为-2价和0价。而氧在过氧化物常为-1价。在超氧化物中为-1/2，臭氧化物中氧为-1/3，超氧化物中氧的化合价只能说是超氧根离子，不能单独的看每个原子，因为电子是量子化的，不存在1/2个电子，自然化合价也就没有0.5的说法，臭氧化物也一样。而氧的正价很少出现，只有在和氟的化合物二氧化氟，二氧化二氟和六氟合铂酸二氧O2PTF6)中显示+2价和+1价，在中学化学中只要记住氧和氟是没有正价就可以了。实验证明，除黄金外的所有金属都能和氧发生反响生成金属氧化物，比方铂在高温下在纯氧中被氧化生成二氧化铂，黄金一般认为不能和氧发生反

53、响，但是有三氧化二金和氢氧化金等化合物，其中金为+3价；氧气不能和氯，溴，碘发生反响，但是臭氧可以氧化它们.金属元素求助编辑百科名片具有金属通性的元素。金属元素种类高达八十余种，性质相似，主要表现为复原性，有光泽，导电性与导热性良好，质硬，有延展性，常温下一般是固体除汞：汞在常温下为银白色液体，俗称水银目录概述金属元素在元素周期表里的排布金属元素的原子构造特征分类构成展开概述金属元素在元素周期表里的排布金属元素的原子构造特征分类构成展开编辑本段概述metallic element(s) 具有金属通性的元素。除Sn(锡)、Sb(锑)、Bi(铋)等少数几种金属的原子最外层电子数大于或等于4以外，绝

54、大多数金属原子的最外层电子数均小于4，所以其原子容易失去电子而本身常以阳离子形态存在于化合物中。它们的化合物和氢氧化物一般呈碱性。金属元素在元素周期表里的排布第一主族(除H)为碱金属元素，第二主族为碱土金属元素。第三副族到第二副族为过渡金属，过渡金属一般密度较大，熔沸点较高，有较好的导电、导热、延展性和耐腐蚀性。过渡金属的化合物及其溶液大多带有颜色。金属元素的原子构造特征除Sn、Sb、Bi等少数几种金属的原子最外层电子数大于或等于4以外，绝大多数金属原子的最外层电子数均小于4，主族金属原子的外围电子排布为ns1 或ns2 或ns2 np(1-4)，过渡金属的外围电子排布可表示为(n-1)d(1

55、-10) ns(1-2)。主族金属元素的原子半径均比同周期非金属元素(稀有气体除外)的原子半径大。编辑本段分类1、按冶金工业分：黑色金属：铁、铬、锰有色金属：除铁、铬、锰以外的金属2、按密度分：轻金属：密度小于4.5克/立方厘米重金属：密度大于4.5克/立方厘米3、按储量分：常见金属：铁、铝等稀有金属：锆、钒、钼编辑本段构成金属构造是：金属原子金属阳离子和自由电子二者作用形成金属键。金属阳离子按一定方式严密堆积，价电子在晶体中自由运动从而形成金属晶体。金属之最熔点最高是钨最低是汞硬度最高是铬最低是铯密度最高是锇最低是锂金属元素种类高达八十余种，性质相似，主要表现为复原性，有光泽，导电性与导热性

56、良好，质硬，有延展性，常温下一般是固体除汞：汞在常温下为银白色液体，俗称水银卤族元素求助编辑百科名片卤族元素的代表：氯卤族元素指周期系A族元素。包括氟F、氯Cl、溴Br、碘I、砹At，简称卤素。它们在自然界都以典型的盐类存在，是成盐元素。卤族元素的单质都是双原子分子，它们的物理性质的改变都是很有规律的，随着分子量的增大，卤素分子间的色散力逐渐增强，颜色变深，它们的熔点、沸点、密度、原子体积也依次递增。卤素都有氧化性，氟单质的氧化性最强。卤族元素和金属元素构成大量无机盐，此外，在有机合成等领域也发挥着重要的作用。目录卤素的命名卤族元素单质氟F氯Cl溴Br碘I砹ATUu 化学性质单质物理性质元素性

57、质原子构造特征递变性卤素的物理、化学特性卤素的有机化学反响卤素相关国际法规要求参见展开卤素的命名卤族元素单质氟F氯Cl溴Br碘I砹ATUu 化学性质单质物理性质元素性质原子构造特征递变性卤素的物理、化学特性卤素的有机化学反响卤素相关国际法规要求参见展开编辑本段卤素的命名由于卤素可以和很多金属形成盐类，因此英文卤素halogen来源于希腊语halos盐和gennan形成两个词。在中文里，卤的原意是盐碱地的意思。碘、溴、氯编辑本段卤族元素Halogen 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构造的卤离子的倾向，因此卤素都有氧化性，原子半径越小，氧化性

58、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ClFICl。卤素还能形成多种价态的含氧酸，如HClO、HClOHClOHClO。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。卤素单质的毒性，从F开场依次降低。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 A t一些单质是否有氧化性要看

59、具体化学反响其对应的卤离子复原性依次增强。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：氟气淡黄绿色，氯气黄绿色。溴液深红棕色，碘是紫黑固体，砹是黑色固体。编辑本段单质氟氟F英文名称Fluorine 原子序数：9 相对原子质量原子：18.9984 半径/: 0.57 原子体积/cm3/mol: 17.1 共价半径/: 0.72 电子构型: 1s2 2s2p5 氟气常温下为淡黄绿色的气体，有剧毒。与水反响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、氟化氢和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响，都是先与水反响，生成的氢氟酸再与盐的反响，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响除氦、氖。氯Cl氯英文名称：Chlorine 原子序数：17 相对原子质量：35.4527 原子半径/: 0.97 原子体积/cm3/mol: 22.7 共价半径/: