主族元素及其化合物

1、郴州市第二中学化奥辅导资料主族元素及其化合物 （2014-3-17）【知识梳理】一、氢和稀有气体（一）氢氢位于周期表的第一周期IA族，具有最简单的原子结构。氢在化学反应中有以下几种成键情况：H+、H-、共价型氢化物。此外，可形成氢键，以及在缺电子化合物中存在的氢桥键。（二）稀有气体稀有气体化合物：O2+ PtF6 = O； PtF6-由于O2的第一电离能（1175.7 kJmol-i）和氙的第一电离能（1171.5 kJmol-i）非常接近，于是想到用氙代替氧可能会发生同样的反应。结果成功了。Xe + PtF6 = Xe +PtF6-（1）氟化物制备：氙和氟在密闭的镍反应器中加热就可得到氙氟化

2、物F2+ Xe （过量）一XeF2、F2+ Xe （少量）一XeF4、F2+ Xe （少量）一XeF6性质（a）强氧化性：氧化能力按XeF2XeF4XeF6顺序递增。一般情况被还原为单质。NaBrO3 + XeF2+ H2O NaBrO4+ 2HF + XeXeF2 + H2 2HF + XeXeF2 + 2Cl- 一 2F- + Xe + Cl2XeF4+ Pt 一 2PtF4+ Xe（b）与水反应：氙氟化物与水反应活性不同2XeF2 + 2H2O = 2Xe + 4HF + O2 （在碱中迅速反应）6XeF4 + 12H2O = 2XeO3 + 4Xe + 3O2 + 24HFXeF6 +

3、 3H2O = XeO3 + 6HFXeF6 + H2O = XeOF4 + 2HF （不完全水解）（2）氧化物氙的氧化物是无色、易潮解、易爆炸的晶状固体。由氟化物水解制备。XeO3 :是一种易潮解和易爆炸的化合物，具有强氧化性。-X.盐酸Cl2（、XeO3 ） +Fe2+ Fe3+、Br- BrO -3XeO4 :很不稳定，具有爆炸性的气态化合物。二、s区元素（一）通性1、它们的价电子构型为nsi2，内层为稀有气体稳定电子层结构。价电子很易失去呈+1、 +2氧化态。都是活泼性很高的金属，只是碱土金属稍次于碱金属而己。2、有较大的原子半径。因为每一周期是从碱金属开始建立新的电子层。原子半径变化

4、的 规律：同周期从IA到IIA减小，同族中从上到下增大。3、电离势和电负性均较小，其变化规律为同周期从IA到IIA增大，同族中从上到下顺序 减小。（二）单质1、存在：由于它们的化学活泼性，决定它们只可能以化合物形式存在于自然界中。如盐（X- CO；-、SiO：-、SO2-等）；氧化物（Li2O、BeO 等）2、性质（1）物性：单质具有金属光泽，有良好的导电性和延展性，除Be和Mg夕卜，其它均较软。 它们在密度、熔点、沸点和硬度方面往往差别较大。（2）化性：活泼。它们具有很高的化学活泼性，能直接或间接地与电负性较高的非金属元素形成相应的化 合物。如可与卤素、硫、氧、磷、氮和氢等元素相化合。一般均

5、形成离子化合物（除Li、Be 及Mg的卤化物外）。单质与水反应放出氢气。其中Be和Mg由于表面形成致密的氧化膜因而对水稳定。标准电极电势均很负，是很强的还原剂。它们的还原性在于态及有机反应中有广泛的应 用。如高温下Na、Mg、Ca能把其它一些金属从氧化物或氯化物中还原出来。3、制备：单质的制备多数采用电解它们的熔盐。如电解NaCl、BeCl2、MgCl2等。注意：不能电解KCl，因为会产生KO2和K，发生爆炸。其他方法：金属置换KCl + Na 一 NaCl +K f（K比Na易挥发，离开体系；NaCl晶格能大于KCl ）BeF2 + Mg MgF2+ Be热分解4KCN = 4K + 4C

6、+ 2N22MN2M+3N2（M = Na、K、Rb、Cs）热还原K2CO3 + 2C 1真空K 2K f + 3CO2KF + CaC212731423K : CaF2 + 2K f + 2C（三）氧化物和氢氧化物1、碱金属的氧化物比碱土金属的氧化物种类多。它除有正常氧化物外，还有过氧化物、 超氧化物及臭氧化物。如碱金属在空气中燃烧时，只有Li的主要产物是Li2O （正常氧化物），而Na、K、Rb、 Cs的主要产物分别是NaO （过氧化物）、KO （超氧化物）、RbO （超氧化物）和Cs,O,（过 氧化物）。2、氢氧化物除Be（OH）2呈两性外，其余均为中强碱或强碱。（四）盐类1、碱金属的盐

7、类有mx （卤化物）、mno3、m2so4、m2co3、M3PO4等。它们的共性如下：都是离子晶体（Li盐除外）；都易溶解。除Li盐和极少数大阴离子组成的盐以外，例如LiF、Li2CO3、Li3PO4、 NaSb（OH）、NaZn（UO （CH COO） - 6H O 等均难溶。L Z ZT JO OZ Q今 7 1 1热稳定性均很高，但Li 2CO3和硝酸盐除外，它们加热会分解：易形成复盐。光卤石类通式：M+Cl - MgCl2 - 6H2O（M+= K+，Rb+，Cs+）矶类通式：M2 SO4 - MgSO4 - 6H2O （M+= K+，Rb+，Cs+）2、碱土金属盐类其溶解度与碱金属盐

8、有些差别。它们的碳酸盐、磷酸盐和草酸盐均难溶BaSO4、BaCrO4 的溶解度亦很小。它们的碳酸盐在常温下均较稳定（BeCO3例外），但加热可分解。热稳定性由Mg到Ba顺序增强。三、p区元素（一）卤族元素1、通性（1）外层电子结构ns2np5，很容易得到一个电子呈八电子稳定结构，所以卤族元素显强 氧化性。（2）氧化能力 F C1 Br T2222F2、Cl2可与所有金属作用，Br2、I2可与除贵金属外所有金属作用。F2是最强的氧化剂，能与稀有气体反应生成XeF2、XeF4、XeOF4；与水猛烈反应放出02。（3）化合价：由卤素电子层结构ns2np5决定，除了易获得一个电子显-1价外，氯、漠、

9、碘的原子最外层电子结构中存在空的nd轨道，当这些元素与电负性更大的元素化合时，它们 的nd轨道可以参加成键，原来成对的p电子拆开进入nd轨道中，因此这些元素可以表现更高 的氧化态+1、+3、+5、+7。这一类化合物主要是卤素含氧化合物和卤素互化物，主要形成共 价键。氟原子外层电子结构是2s22p5,价电子是在L层上，没有空d轨道，而且F的电负性最 大，仅显+1价。2、卤化氢制备：在实验室里由浓H2SO4与NaCl作用制得少量HCl。而HBr、HI不能由浓H2SO4 与NaBr、NaI作用制得，这是因为浓H2SO4对所生成的HBr及HI有氧化作用，使其中一部 分被氧化成单质Br2及I2析出。H2

10、SO4(浓)+ 2HBr = b5+ SO2+2H2OH2SO4(浓)+ 8HI = 4I2 + H2S + 4H2O可由H3PO4代替H2SO4制备HBr、HI,避免以上氧化作用。性质：HF最稳定，高温下不分解，而HI在300即大量分解为I2与H2。HF有强腐蚀性， 并能腐蚀玻璃。SiO2 + 4HF = SiF4 + 2AG= - 752 kJ.moL3、卤化物及多卤化物(1)氯化物 AgCl、Hg2Cl2、PbClCuCl难溶于水，其它易溶于水。由于氟的氧化性强，元素在氮化物中可呈高氧化态。例如一般卤素银盐为AgX，但 有AgF2存在。由于碘离子还原性强，碘化物中元素呈低价氧化态，如Fe

11、I2较稳定。卤化物可和相同或不相同的卤素分子形成多卤化物，最常见的多卤化物是KI3,是 由I2溶于KI中形成。多卤化物所含的卤素可以是一种，也可以是两种或三种，如RbBrCl2、 CsBrIClo只有半径大，电荷少的金属离子适于形成多卤化物。4、卤素的含氧酸卤素的含氧酸以氯的含氧酸最为重要。因素含氧酸和含氧酸盐的许多重要性质，如酸性、氧化性、热稳定性、阴离子碱的强度 等都随分子中氧原子数的改变而呈规律性的变化。以氯的含氧酸和含氧酸盐为代表将这些规律 总结在表中。卤素含氧酸及其盐的稳定性与它们的氧化能力有相应的关系。稳定性较差，氧化能力较强。 反之，稳定性高的氧化能力就弱。氧化态酸热稳定性和 酸

12、的强度氧化性盐 irir热稳定性氧化性及阴离 子碱的强度+1HOCl向下增大向上增大NaClO向下增大向上增大+3HCQ2NaClO.2+5HClO3NaClO3+7HClO.4NaClO,4(二)氧族元素1、通性价电子层结构ns2np4,氧化备2、+2、+4、+6,氧仅显-2价(除H2O2及OF2外)。氧族元素原子最外层6个电子，因而它们是非金属(针除外)，但不及卤素活泼。随着原子序数增大，非金属性减弱，氧硫是非金属、硒、碲是半金属，针是典型金 属。氧的电负性最高，仅次于氟，所以性质非常活泼，与卤族元素较为相似。2、过氧化氢制备：电解60%H SO溶液，减压蒸馏得H S O，水解可得H O。

13、242 2 82 2H S O + 2H O = 2H SO + H O f2 2 82242 2性质：不稳定性：H2O2= H2O + 1/2O2 (光照及少量金属离子存在都能促进分解)氧化还原性：由于h2o2氧化数处于中间，所以既显氧化性又显还原性，以氧化性为主。弱酸性：H2O2+Ba(OH)2= BaO2+2H2O3、硫化氢和硫化物硫化氢制备：FeS + 2HCl = FeCl2 + H2SH2S是一种有毒气体，需在通风橱中制备。实验室中以硫代乙酰胺水解产生h2s。CH3CSNH2 + 2H2O = CH3COONH4 + H2S性质：还原性。硫化氢水溶液不能长久保存，可被空气中的氧气氧

14、化析出S。沉淀剂。由于大多数金属硫化物不溶于水，在定性分析中，以H2S作为分离溶液中阳 离子的沉淀剂。检验：以Pb(Ac)2试纸检验，H2S使试纸变黑：H2S+Pd(Ac)2 = PdS+2HAc硫化物为什么大多数金属硫化物难溶于水，从结构观点来看，由于S2-变形性大，如果阳离子 的外电子构型是18、18+2或818电子构型，由于它们的极化能力大，变形性也大，与硫离 子间有强烈的相互极化作用，由离子键向共价键过渡，因而生成难溶的有色硫化物。4、硫酸浓H2SO4与稀H2SO4氧化性不同。在稀H2SO4，显氧化性的主要是H+。浓h2so4是强氧化剂，其中显氧化作用的是S6+，它可以氧化其他物质，而

15、本身被还原成 低氧化数的SO2、S、H2S等等5、亚硫酸及其盐性质：不稳定性。由于S4+氧化数处于中间，既显还原性，又显氧化性，以还原性为主。配制Na2SO3溶 液必须随配随用，放置过久则失效。Na2SO3与S作用。氮族元素1、通性价电子层结构为ns2np3,主要氧化态为3、+3、+5。氮族元素得电子趋势较小，显负价较为困难。因此氮族元素的氢化物IWH3外都不 稳定，而氧化物均较稳定。由于从As到Bi，随着原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加。2、氨和铵盐NH3具有还原性。配合性：由于NH3上有孤对电子。如：Ag+2NH3= Ag(NH3)2+NH +与K+电荷相同、半径相似，一般铵盐性

16、质也类似于钾盐。它们的盐类同晶，4并有相似的溶解度。3、硝酸及硝酸盐HNO3是强氧化剂，许多非金属都易被其氧化为相应的酸，而HNO3的还原产物一 般为NO。HNO3几乎溶解所有的金属(除Au、P外)，HNO3的还原产物决定于HNO3浓度及金属 的活泼性。浓HNO3 一般被还原为NO2，稀 HNO3还原产物为NO，活泼金属如Zn、Mg与稀 HNO3还原产物为N2O，极稀HNO3的还原产物为NH;。硝酸盐较硝酸稳定，氧化性差，只有在酸性介质中或较高温度下才显氧化性。4、磷的含氧酸磷在充足的空气中燃烧生成p4o10,这是由P4四面体结构所决定。磷酐与水作用先 形成偏磷酸，然后是焦磷酸，最后得到正磷酸

17、。都是以磷氧四面体为结构基础。H3PO4、H3PO3、H3PO2都以磷氧四面体结构为特征。碳族元素1、通性价电子结构为ns2np2，氧化态+2、+4。以Ge到Pb，ns2惰性电子对稳定性增强。2、碳酸及碳酸盐co2溶于水存在平衡，大部分以co2、h2o的形式存在，只有少部分形成h2co3， 与SO2溶于水的情况相似。碳酸盐水解由于碳酸是很弱的酸，所以碳酸钠在溶液中水解呈较强的碱性，称为纯碱。Na2CO3溶液中加入金属离子，生成何种沉淀，根据碳酸盐及氢氧化物溶解度大小来 决定。金属氢氧化物溶解度小于碳酸盐溶解度，则生成氢氧化物沉淀，如Fe(III)、Al(III)、 Cr(III)。金属氢氧化物

18、溶解度相近于碳酸盐的溶解度，则得到碱式碳酸盐沉淀，如Bi(III)、Hg(II)、 Cu(II)、Mg(II)。金属碳酸盐的溶解度小于氢氧化物溶解度，则得到碳酸正盐沉淀，如Ba(II)、Ca(II)、 Cd(II)、Mn(II)、Pb(II)。3、硅酸及硅酸盐硅酸 在实验室中，用盐酸与可溶性硅酸盐作用可得硅酸，硅酸是很弱的酸，在水 中溶解度小。在水中随条件不同，逐步聚合成硅酸凝胶。由于硅酸很弱，N a2SiO3在溶液中强烈水解呈碱性（3）鉴定SiO2- :在 SiO2-溶液中加入NH4C1,发生完全水解，且有H2SiO3沉淀生成并 放出nh3。（五）硼族元素1、通性（1）价电子层结构为ns2n

19、pi，氧化态+1，+3。硼、铝、镓、铟四个元素都以+3价为特 征，铊由于“ ns2惰性电子对效应”则主要表现为+1价。（2）在硼族元素+3价共价化合物中，中心原子外层只有6个（3对）电子，仍未满足 稳定8电子外层结构，还有一个空轨道，因而这些化合物均有很强的接受电子的趋势，容易与 具有孤对电子的分子或离子形成配合物，这个特征被称为“缺电子”特征。以硼的化合物最为 明显。2、硼化合物缺电子特征（1）BF3易与HF、NH3等加合（2）H3BO3为一元酸这种酸的离解方式表现了硼化合物的缺电子特征。（六）p区元素小结以上我们复习了 p区各族元素的性质和电子层结构的关系及其重要化合物的性质。下面 以六大

20、性质：酸碱性、热稳定性、熔沸点、溶解度、水解性及氧化还原来总结?区元素性质递 变规律。1、酸碱性强弱（1）R-O-H规则：以离子势判别=离子电荷/离子半径大，及对O引力大，O电子云密度小，O-H键易断裂，酸性增强。同一周期中，不同元素的合氧酸酸性自左至右增强。由于从左至右离子电荷增高，半径 变小，增大，所以酸性增强。同一主族中，不同元素的含氧酸自上而下酸性逐渐减弱。离子电荷相同，自上而下随着 周期数增大，半径增大，变小，所以酸性减弱。同一元素形成几种不同氧化数的含氧酸，其酸性随着氧化数的升高而增强。（2）鲍林规则：配价键多，酸性强。含氧酸可以写成如下式子：ROm（OH）n，m加大，酸性强。两种

21、理论发生矛盾时，以配价键多少为主。2、热稳定性碳酸盐加热分解为金属氧化物，放出co2。金属离子的极化能力强，碳酸盐的热稳定性差。 由于Be2+是2电子结构，极化能力最强，所以BeCO3的分解温度最低。Mg2+Ba2+离子电荷相 同，但离子半径增大，极化能力减小，所以碳酸盐热稳定性增加。由于H+的反极化能力强，热稳定性顺序为：H2CO3VNaHCO3VNa2CO3硝酸盐的热分解产物因金属离子不同而不同。第7页共18页注意：硝酸分解与碳酸盐不同，由于N-O键不牢，加热易断裂，所以硝酸盐分解放出O2, 并在高温时有氧化性。同一成酸元素、不同氧化态的含氧酸及其盐中心离子氧化数高，对O2-的极化能力强，

22、 稳定性高。例如热稳定性变化顺序为：HClO HClO HClO HclO ； H SO H SO ； HNO HNOo4322423323、溶解度离子化合物的溶解度决定于晶格能及离子的水合能。CaHPO.4（难溶） 溶解度小。Ca2（P4）3（难溶）晶格能大，溶解度小。Ca（H2PO4）2（易溶）阴离子电荷高，晶格能大，水合能小，溶解度小。一般碱金属的盐类易溶于水，仅少数碱金属盐是难溶的。这些难溶盐一般都是由大的阴 离子组成，而且碱金属离子越大，难溶盐的数目越多，这是由于当阴阳离子大小相差悬殊时， 离子水合作用在溶解过程中占优势。水合能小，则溶解度小。例如碱金属高氯酸盐溶解度：N aClO4

23、KClO4RbClO4同理，由于Mg2+到Ba2+半径增大，离子势减小，水合能减小，则0MsSO4到BaSO4的溶 解度减小。溶解度减小共价成分大，溶解度小。HgS（溶于王水）ZnSCdS（溶于稀HCl）（溶于浓HCl）这是由于Zn2+、Cd2+、Hg2+18电子构型，不仅极化能力强，变形性也强，随着Zn2+、Cd2+、 Hg2+半径增大，变形性增大，附加极化效应增大，共价成分增大，溶解度减小。聚合程度大，溶解度小。H3BO3由于氢键联成大片，为固体酸，在冷水中溶解度小，可溶于热水。NaHCO3的溶解度小于Na2CO3，由于NaHCO3通过氢键而聚合。4、溶沸点高低（1）离子化合物晶格能大，熔

24、沸点高。由于从Li+到Rb+离子半径增大，离子电荷不变， 与F-之间引力减弱，晶格能减小，熔沸点降低。（2）共价成分大，熔沸点低。由于从Na+到Si4+离子正电荷升高，半径减小，极化能 力增大，由离子键向共价键过渡，熔沸点降低。（3）非极性分子，分子量增大，色散力增大，熔沸点升高。（4）HF由于形成氢键而缔合，所以熔沸点高。HCl、HBr、HI随着分子量增大，色散力 增大，故熔沸点升高。分子间的三种力，以色散力为主。（5）SiO2为原子晶体，原子间以共价键相结合，结合力大，所以熔沸点高。而CO2是分 子晶体，分子间以范德华力结合，结合力小，所以CO2在室温下是气体。5、盐类的水解盐类的水解分离

25、子化合物及共价化合物两种情况讨论。离子化合物的水解离子化合物水解的实质是弱酸或弱碱盐的离子与水中电离产生的H+或OH-结合，使水 解平衡移动。阳离子：其共轭碱越弱，水解度越大。例如：水解度AsCl3SbCl3BiCl3阴离子：其共轭酸越弱，水解度越大。强硬的阴离子如ClO、NO-等不水解，它们对水pH值无影响，但是弱碱的阴离子如 CO2-及SiO2-等明显水解，使溶液pH值增大。非金属卤化物的水解非金属卤化物的水解首先是由水分子以一对孤电子对配位于与卤素结合的元素的原子 上，然后排出卤离子和氢离子。非金属卤化物能否水解，决定于中心原子的配位数是否已满，若中心原子的配位数已满， 水就不能配位上去

26、，不能水解，例如CCl4不水解而SiCl4水解。水解类型BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HClSiCl4 + 4H2O = H2SiO4 + 4HClPCl5 + 4H2O = H3PO4+ 5HClNCl3 + 3H2O = NH3 + 3HOCl前三种类型是H2O中OH-离子与中心原子相结合，生成含氧酸。而第四种类型是H+与 中心离子相结合，OH-与C1结合生成次氯酸。由于NCl3中N原子周围已有4对电子对，但 配位数未满，有一对孤对电子，水分子中的氢原于有空的轨道，所以与N的孤电子对结合， 发生水解作用。防止水解及水解的应用。配制溶液时，常因水解生成沉淀，为了防止水解，需加

27、相应酸。如：SnCl2+ H2O = Sn(OH)C14+ HCl在上式反应中加HCl可使水解平衡向左移动，防止沉淀产生。制备无水盐，需考虑水解。如：ZnCl2-H2O = Zn(OH)C1+HCl在上述反应中，蒸发脱水时由于温度升高，水解度增大，不能得到无水盐，只能得到水 解产物。只有在氯化氢气氛中蒸发，才能得到无水盐。6、氧化还原性含氧酸及其盐的氧化还原性含氧酸的氧化还原性与其氧化数有关，氧化数最高的含氧酸仅显氧化性，如hno3、浓 h2so4。氧化数处于中间状态，既显氧化性又显还原性，如hno2、h2so3。成酸元素氧化态 处于最低时仅显还原性，如nh3、h2s。在同一周期中，各元素最高

28、氧化态含氧酸的氧化性从左到右增强，例如H2SiO4和H3PO4 几乎无氧化性，H2SO4只有在高温和浓度大时表现强氧化性，而HClO4是强氧化剂。氧化还原性与稳定性有关，同一元素不同价态的含氧酸越稳定，其氧化性就越弱，反之 稳定性越差、氧化性越强。溶液的pH值对含氧酸及其盐的氧化还原性影响很大。同一物质在不同pH值条件下， 其氧化还原强度不同，含氧酸盐在酸性介质中的氧化性比在中性或碱性介质中强，含氧酸盐作 还原剂时，在碱性介质中还原性比酸性介质中强。（2）非金属单质的氧化还原性B、Si在碱性溶液中与H2O作用放出H2气。C、N、O与H2O不反应。F2与H2O作用放出O2气。P、S、C12、Br

29、2、I2与碱作用发生歧化反应。（七）p区元素氢化物的性质递变规律1、稳定性对于同一族元素从上到下、对于同一周期元素从右到左电负性减小，与氢结合能力减弱， 稳定性减弱。以氮族氢化物为例，NH3很稳定，PH3加热则分解为其组成元素。AsH3和SbH3 在室温时逐渐自动分解，BiH3很容易分解。2、还原性除了 HF外，其它分子型氢化物都有还原性。氢化物HA的还原性来自A-，而且A”失 电子能力和其半径及电负性大小有关。在周期表中，从上到下、从右到左，A”的半径增大， 电负性减小，A-失电子能力依上述方向递增，所以氢化物还原性也按此方向递增。以第三周 期氢化物为例，SiH4、PH3与空气或氧接触即自动

30、燃烧，H2S需加热才能在氧中燃烧，HCl 需加热加催化剂才能与氧作用。3、酸碱性按质子理论，物质为酸或碱，是与它能否给出和接受质子有关，而酸碱强度又与给出质子 和接受质子的难易程度有关。碳族元素的氢化物既不给出质子又不接受质子，无所谓酸碱性。 氮族元素的氢化物接受质子的倾向大于给出质子的倾向，所以它们是碱。而氧族元素及卤素的 氢化物大部分是酸，个别的如H2O既是酸又是碱。【典型例题】例1、有一白色固体，可能是KI、CaI2、KIO3、BaCl2中的一种或两种物质的混合物，试 根据下述实验判断这白色固体是什么物质并写出化学方程式。实验现象：（1）将白色固体溶于水得无色溶液。（2）向此溶液中加入少

31、量稀H2SO4后， 溶液变黄并有白色沉淀，遇淀粉立即变蓝。（3）向蓝色溶液中加入少量的NaOH溶液至碱性 后蓝色消失，而白色沉淀并未消失。例2、有白色固体A与水作用生成沉淀B，B溶于浓盐酸，可得无色溶液C，若将固体A 溶于稀硝酸后，加入AgNO3溶液，有白色沉淀D析出，D溶于氨水得溶液E，酸化溶液E， 又析出白色沉淀D。将H2S通入溶液C，有棕色沉淀F析出，F溶于（NH4）2S得溶液G，酸化 溶液G，有气体产生和黄色沉淀H，若取少量溶液C加入HgCl2的溶液中有白色I析出。问A、 B、C、D、E、F、G、H、I是什么物质？写出有关推理的反应过程（不必配平，只要写出反 应物及重要产物）。例3、有

32、一种白色固体人，加入油状无色液体酸B，可得紫黑色固体C，C微溶于水，加 入A后C的溶解度增大，成棕色溶液D，将D分成两份，一份中加入无色溶液E，另一份不 断通入气体F，两份都腿色成无色透明溶液。E溶液遇酸有淡黄色沉淀，将气体F通入溶液E， 在所得溶液中加入BaCl2溶液有白色沉淀，后者难溶于HNO3。问A、B、C、D、E、F各代 表何物？写出各步反应的化学方程式。例4、在自然界中硼元素常以硼砂的形式存在。硼砂的化学式为Na2B4O7 - 10H2O。用盐 酸或碳酸处理硼砂便得到硼酸：Na BO , 10HO + 2H+ f 4H BO + 2Na+ + 5H O2 4 72332按上述反应式生

33、产30g硼酸，需用多少克硼砂？为使上述反应式的的转化成为可能，需加入密度d = 1.12g - cm-3的25%盐酸多少 mL?已知硼的配位数为3和4,试画出硼砂的结构式(2个硼是三配位，2个硼是四配位)。例5、有2.3793g的水合物样品，其化学式为MxAy zH2O (M为金属，W7)。和过量SOC12 作用，把反应生成的气态产物导入含有盐酸、过氧化氢的氯化钡溶液，析出14.004 g沉淀(其 中硫的质量百分含量为13.74%)。另取1.1896 g原样品溶于水，并用水稀释到100 mL。20mL 这种溶液需和0.2 moL L-1硝酸银溶液10 mL反应，生成0.28664 g沉淀。试计

34、算水合物的化 学式。【知能训练】1、解释下列事实：卤化锂在非极性溶剂中的溶解度顺序为：LiILiBrLiClLiF。虽然锂的电离能比铯大，但E0 (Li+/Li)却比E0 (Cs+/Cs)小。虽然E0(Li+/Li) E0(Na+/Na)，但金属锂与水反应不如金属钠与水反应剧烈。2、各地报刊纷纷转载了不要将不同品牌洁污剂混合使用的警告。据报道，在全国各地发 生了多起混合洁污剂发生氯气中毒的事件。根据你的化学知识作出如下判断(这一判断的正确 性有待证明)：当事人使用的液态洁污剂之一必定含氯，最可能的存在形式 和。当另一种具有 (性质)的液态洁污剂与之混合，可能发生如下反应而产生氯 气。3、正高碘

35、酸的制备是先在碱性的碘酸盐溶液中通入Cl2,得到Na2H3IO6白色沉淀；将生成的悬浮液与AgNO3作用，得到黑色的Ag5IO6沉淀，再通入适量Cl2,得到H5IO6。写出各步 反应方程式。 正高碘酸在真空中加热可逐步失水，转化为HIO4，则IO65-和IO4-的空间构型和中心原子的 杂化类型分别为在HNO3酸化MnSO4溶液中加入HIO4溶液，溶液立即呈现出紫色，写出反应方程式。4、根据元素硼在周期表中的位置，填写以下空白： BF3分子的偶极矩为零，这是由于； 根据路易斯酸碱理论，氟化硼 ，这是因为； 正硼酸在水中有如下反应：，故正硼酸为元酸。5、1863年本生把碳酸铷与炭黑在1000C以上

36、的高温下焙烧，首次制得了金属铷。泰纳尔 与盖吕萨克把碳酸钠或苛性钠和铁的混合物在1100C下进行焙烧分离出了金属钠。制取金属 钾的现代方法之一是基于用钠将钾从它的氯化物中置换出来。写出所述各反应的反应方程式；（2）这些反应与这些金属在标准电动序中的位置或你所知道的关于元素的相对化学活动 性的事实是否矛盾？解释你的答案；（3）工业上在怎样的条件下和利用怎样的设备来实现最后一种反应?（4）提出制取金属钡的方法。6、H2O2是一种绿色氧化剂，应用十分广泛。1979年化学家将H2O2滴入到SbF5的HF溶 液中，获得了一种白色固体A。经分析，A的阴离子呈八面体结构，阳离子与羟胺NH2OH是 等电子体。

37、（1）确定A的结构简式。写出生成A的化学反应方程式。（2）在室温或高于室温的条件下，A能定量地分解，产生B和C。已知B的阳离子的价 电子总数比C的价电子总数少4。试确定B的结构简式，写出B中阴、阳离子各中心原子的 杂化形态。（3）若将H2O2投入到液氨中，可得到白色固体D。红外光谱显示，固态D存在阴、阳 两种离子，其中一种离子呈现正四面体。试确定D的结构简式。（4）上述实验事实说明H2O2的什么性质？7、某元素A能直接与WA族某一元素B反应生成A的最高价化合物C，C为一无色而有 刺鼻臭味的气体，对空气相对密度约为3.61倍，在C中B的含量占73.00%，在A的最高价 氧化物D中，氧的质量占53

38、.24%。（1）列出算式，写出字母A、B、C、D所代表的元素符号或分子式。（2）C为某工厂排放的废气，污染环境，提出一种最有效的清除C的化学方法，写出其 化学方程式。（3）A的最简单氢化物可与AgNO3反应，写出化学方程式。8、现有无色透明的晶体A （金属Sn的化合物），某学生做了以下一组实验：（1）将晶体溶于水，立即生成白色沉淀，若先用盐酸酸化后再稀释，得人的澄清透明溶 液。（2）将A溶液滴入氯化汞溶液，析出白色沉淀B，令A过量时，沉淀由灰色转化为黑色 的C。（3）将氢硫酸滴入A溶液，产生棕黑色沉淀D，D能溶于过硫化铵溶液得E。（4）取少量晶体A，用硝酸酸化后再稀释，所得之澄清液与硝酸银反应

39、产生白色沉洒。（5）F溶于硫代硫酸钠溶液，得无色透明溶液G，稀释G产生白色沉淀H，放置后，沉 淀颜色由白变棕，最后变为黑色的I。请指出A为何物？并写出以上实验各步反应的方程式。9、氮有多种氧化物，其中亚硝酐N2O3很不稳定，在液体或蒸气中大部分离解成NO和 NO2，因而在NO转化成NO2的过程中几乎没有N2O3生成。亚硝酸也不稳定，在微热甚至常 温下也会分解。亚硝酸钠是一种致癌物质，它在中性或碱性条件下是稳定的，酸化后能氧化碘 化钾生成碘和NO气体。（1） 写出亚硝酸分解的化学方程 ；（2）写出酸性溶液中亚硝酸钠和碘化钾反应制取一氧化氮的离子方程 （3）在隔绝空气的条件下按以下操作：先向亚硝酸

40、钠中加入稀盐酸，片刻后再加入碘化 钾溶液，这样制得的气体的平均分子 30 （填“大于、小于或等于”）。10、有一固体单质，质软。在空气中极易燃烧，生成物溶于水，滴入紫色石蕊试液显红色。 将此溶液加热，颜色变深。把所得溶液分为两支试管，向第一支试管中滴入少量饱和澄清石灰 水，无浑浊出现，若继续滴加，出现白色浑浊，过量则产生白色沉淀。过滤，取少量白色沉淀 投入第二支试管，则沉淀消失。试确定该单质是什么，并写出有关反应的化学方程式。11、(1)磷的氯化物有PCl3和PCl5，氮的氯化物只有NCl3，为什么没有NCl5?(2)白磷在过量氯气(其分子有三种不同的相对分子质量)中燃烧时，其产物共有种 不同

41、分子。12、有一种稀有气体化合物六铂氟酸氙XePtF6，研究报告指出：“关于XePtF6的电价有 Xe2+PtF62-、Xe+PtF6-两种可能，巴特列用不可能参加氧化还原反应的五氟化碘作溶剂，将 XePtF6溶解，然后在此溶液中加入RbF可得到RbPtF6；加入CsF可得到CsPtF6，这些化合物 都不溶于CCl4等非极性溶剂。”试回答： XePtF6中各元素的化合价分别是、。 XePtF6是 (离子、共价)化合物。 写出Xe与PtF6反应生成XePtF6的反应式。而且O2 与PtF6可发生类似反应，其反应式 ，上述两反应属()均为氧化还原反应均为非氧化还原反应前者是氧化还原反应，后者是非氧

42、化还原反应13、根据下列情况写出水合金属卤化物的化学式。往此化合物溶液中加入AgNO3，得白色沉淀。此盐的氨性缓冲溶液和(NH4)2CO3作用生成沉淀，但和(NH4)2S却不生成沉淀。1mol 固态盐含 24mol H2O0往1.925g此盐溶液中加过量Na2C2O4得沉淀，后者经灼烧得0.733g干的残留物。14、有一种合金是三组分元素体系。在空气中燃烧只生成白色的氧化物，或者说可以看成 是两种含氧酸盐。若将合金等分为二，第一份在足量稀硫酸中充分溶解后有Bg固体剩余；另 一份投入足量的浓氢氧化钠溶液中充分溶解后，也有Bg固体剩余。若把两种剩余的固体经高 温熔化，冷却后投入水中可以产生一种在空

43、气中自燃的气体。推测合金中的组成元素，写出题 中有关反应方程式。【主族元素及其化合物参考答案】：1、（1）非极性或弱极性溶质的溶解性可以用相似相溶原理来说明，随着F-、Cl-、Br-、 I-的离子半径增大，极化率增大，LiF、LiCl、LiBr、LiI的共价键成分增强，分子的极性减弱， 所以在非极性溶剂中的溶解度依次增大。（2）E0 （M+/M声宇0（M+，四）有关，但从金属生成水合离子时，Li与Cs的,$（）相 近，可忽略二者的差异，只考虑fH0。虽然Li在升华及电离时吸收的能量都比Cs多，但J mLi+半径很小，水合热比Cs+大得多，足以抵消前两项吸热而有余。因此， H0（Li+，四）比J

44、 m H0 （Cs+，aq）更小，所以 E0（Li+/Li）b匕 E0 （Cs+/Cs）小。J m（3）虽然E0 （Li+/Li） E0 （Na+/Na），但Li熔点高，升华焓大，不易活化，同时Li与H2O 反应的产物LiOH溶解度较小，覆盖在金属表面减缓了反应。因此锂与水反应不如金属钠与水 反应激烈。2、 ClO-和 Cl- 酸性ClO-+ Cl- + 2H+= Cl2+ H2O3、NaIO3 +Cl2 +3NaOH = Na2H3IO6 + 2NaClNa2H3IO6 + 5AgNO3 + 3NaOH = Ag5IO6 + 5NaNO3 + 3H2O4Ag5IO6+ 10Cl2+ 10H2

45、O = 4H5IO6 + 20AgCl + 5O2IO65 - 正八面体 sp3d2 IO4 - 正四面体sp32Mn2+ 5IO4-+ 3H2O = 2MnO4-+ 5IO3-+ 6H+4、（1） B原子以sp2杂化和F形成平面正三角形结构（2）酸，B原子有一个空p轨道，能接受电子对（3） B（OH）3+ H2O = B（OH）4-+ H+一元酸5、 （ 1） Rb2CO3 + 2C = 3CO f + 2Rb f3Fe + 2Na2CO3 = Fe3O4 + 2CO f + 4Na f3Fe + 4NaOH = Fe3O4+ 2H2 f + 4Na fNa + KCl = NaCl + K f（2）金属的标准电动序只是对于一定浓度（1molL-1）的水溶液和一定温度（25C） 下才是正确的。非水溶液、高温、固相反应的情况下不适用。因此，严格地说，电动序与本题 无关。比较化学活动性时应依具体条件而定。高温下的化学活动性是由许多因素决定的。在所 给条件下，前三个反应在高温下之所以能够进行，可用Fe3O4晶格的高度稳定性和大量气体的 放出（体系的熵显著增大）来解释。（3）在高温下（约1000C），将钠蒸气从下向上通过熔融的KCl，在塔的上部可以得到 钠一钾合金。在分馏塔中加热钠一钾合金，利用钾在高温时挥发性较大（K