常见元素及其化合物课件

第二章常见元素及其化合物第二节氮族元素第三节氧族元素第四节卤族元素第五节过渡元素简介第一节碱金属及碱土元素制作人：吴晟第二章常见元素及其化合物第二节氮族元素第三节氧族元素第一类：必需宏量元素（11种）第二类：必需微量元素（8种）第三类：可能必需微量元素（主要5种）第四类：具有潜在毒性，但低剂量对人体又具有必需功能的微量元素（主要8种）人体中约含有60多种元素，大致分为四大类：第一类：必需宏量元素（11种）人体中约含有60多种元素，大致第一节碱金属及碱土元素一、碱金属概述包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素，因为它们的氢氧化物都是易溶于水的强碱，所以称为碱金属元素。表2-1碱金属元素的主要性质锂钠钾铷铯元素符号LiNaKRbCs原子序数311193755价电子层构型2s13s14s15s16s1主要氧化数+1+1+1+1+1金属半径（Å）152186227248265电负性1.00.90.80.80.7第二章第一节第一节碱金属及碱土元素一、碱金属概述包括锂、钠NaLiKRbCs碱金属的形态第二章第一节NaLiKRbCs碱金属的形态第二章第一节1、碱金属元素的价层电子组态为ns1。2、原子半径在同一周期中都是最大的。3、碱金属元素很容易失去一个电子而呈+1价氧化态，在同一周期中金属性最强。并且同族中自上而下金属性也逐渐增强。第二章第一节1、碱金属元素的价层电子组态为ns1。2、原子半径在同一周二、钠及其化合物（一）物理性质

银白色立方体结构金属。新切面有银白色光泽，在空气中氧化转变为暗灰色。质软而轻，密度比水小，比煤油大，因此主要在煤油中保存。

钠单质还具有良好的延展性，硬度也低，能够溶于汞和液态氨，溶于液氨形成蓝色溶液。

第二章第一节二、钠及其化合物（一）物理性质

（二）化学性质钠单质的化学性质非常活泼，有强还原性。在与其他物质发生氧化还原反应时，作还原剂，由0价升为+1价。钠盐均溶于水。

1、钠单质（1）与氧气反应在常温时：4Na+O22Na2O(氧化钠)在点燃时：2Na+O2

Na2O2(过氧化钠)

Na+O2

NaO2

(超氧化钠)第二章第一节（二）化学性质钠单质的化学性质非常活泼，有强还原性。在（2）与水反应2Na+2H2O2NaOH+H2↑

出现的现象有：1、钠浮在水面上（钠的密度比水小）2．钠熔成一个闪亮的小球（反应放出热量使钠熔化）3．钠在水面上四处游动（有气体生成）4．发出“嘶”的响声

（反应剧烈产生气体）5．事先滴有酚酞试液的水变红（有碱生成）第二章第一节（2）与水反应2Na+2H2O2Na1、钠由于能跟水剧烈反应，能引起反应产生的氢气燃烧甚至爆炸，所以钠失火决不能用水或泡沫灭火器扑救，必须用干燥沙土来灭火。常识：2、钠不能把居于金属活动性顺序排在其之后的金属从其盐的水溶液中置换出来，原因是先和水反应生成氢氧化钠，再由氢氧化钠与盐反应。第二章第一节1、钠由于能跟水剧烈反应，能引起反应产生的氢气燃烧甚至爆炸，（3）与非金属反应钠能与卤素、硫等非金属发生反应。2Na+Cl22NaCl

（放出大量热，生成大量白烟）2Na+SNa2S（钠与硫研磨会发生爆炸）第二章第一节（3）与非金属反应钠能与卤素、硫等非金属发生反应。2、钠的氧化物（1）普通氧化物

钠在空气中燃烧时，主要生成过氧化物，通常采用钠还原其过氧化物的方法制取。例如：2Na2O2+Na2Na2O（2）过氧化物工业上将钠加热至熔化（镍或铁制容器中），通入不含CO2的干燥空气，温度维持在180～200℃

得到

Na2O2。第二章第一节2、钠的氧化物（1）普通氧化物钠在空气中燃烧时，主要过氧化钠为黄色粉末，易吸潮，常温下稳定。含有过氧键-O-O-，也称过氧离子（O22-）,可以与水或稀酸反应，产生过氧化氢：产生的过氧化氢不稳定，立即分解，可利用该反应制备氧气。↑第二章第一节过氧化钠为黄色粉末，易吸潮，常温下稳定。含有过氧键-过氧化钠可以吸收二氧化碳并放出氧气：因此，过氧化钠既可以用作高空飞行或潜水时的供氧剂，又可以作二氧化碳的吸收剂。过氧化钠是一种强氧化剂，可用于漂白、消毒。熔化时如遇棉花、炭粉或铝粉等还原性物质会发生剧烈燃烧，甚至发生爆炸。注意第二章第一节过氧化钠可以吸收二氧化碳并放出氧气：因此，过氧3、氢氧化钠工业上用电解饱和食盐水的方法制备NaOH：氢氧化钠俗称烧碱，在空气中易潮解,也易与空气中的二氧化碳反应生成碳酸盐，所以要密封保存。也可利用如下反应制备少量NaOH

：↓第二章第一节↑↑电解3、氢氧化钠工业上用电解饱和食盐水的方法制备NaOH：NaOH

的水溶液或熔融状态下能溶解许多金属、非金属及其氧化物，如：2NaOH+Al2O32NaAlO2+H2O2NaOH+SiO2NaSiO3+H2O

另外由于NaOH可以和SiO2反应生成带有粘性的NaSiO3，因此盛放溶液的试剂瓶要用橡皮塞，最好用耐腐蚀的塑料试剂瓶。利用该性质，NaOH常用作工业上分解矿石。第二章第一节NaOH的水溶液或熔融状态下能溶解许多金属4、钠盐钠盐大多数是离子型晶体，其熔沸点都比较高，硬度较大，水溶液导电，一般具有较高的热稳定性。（1）焰色反应碱金属和部分碱土金属的挥发性盐在高温无色火焰中灼烧时，会使火焰呈现特殊颜色，该性质称为颜色反应。根据火焰的颜色可以进行离子的定性鉴别。第二章第一节4、钠盐钠盐大多数是离子型晶体，其熔沸点都比较高

Na的焰色反应：（2）常见的钠盐NaCl：俗称食盐，主要存在于海水中。是常用的调味剂和营养剂，临床用来配制生理盐水。NaI：可用于配制碘酊，能增大碘的溶解度。也可用于配制造影剂。

NaHCO3：俗称小苏打，水溶液显弱碱性，常用于治疗胃酸过多和酸中毒，空气中慢慢分解，应密闭保存，与酒石酸氢钾是发酵粉的主要成分。第二章第一节Na的焰色反应：（2）常见的钠盐NaC（3）Na+离子的鉴定a、焰色反应用铂丝蘸取少量钠盐在无色火焰上燃烧，火焰呈持久的黄色。b、醋酸铀酰锌法在中性或醋酸溶液中，Na+与醋酸铀酰锌反应生成柠檬黄色结晶形沉淀。第二章第一节（3）Na+离子的鉴定a、焰色反应用铂丝蘸取少常见碱金属及碱土金属的焰色反应第二章第一节常见碱金属及碱土金属的焰色反应第二章第一节三、钾及其化合物（一）物理性质钾为银白色立方体结构金属，质软而轻，可用小刀切割，新切面有银白色光泽。钾是热和电的良导体，单质还具有良好的延展性，硬度也低，能够溶于汞和液态氨，溶于液氨形成蓝色溶液。第二章第一节三、钾及其化合物（一）物理性质钾为银白色立方体结构金（二）化学性质1、钾单质

钾单质的化学性质与钠类似，但是比钠反应更加剧烈。2、钾的氧化物

钾只能在缺氧的情况下生成淡黄色K2O，但条件很难控制。空气中自发生成过氧化物。第二章第一节（二）化学性质1、钾单质钾单质的化学性质与钠类似，但

钾在过量的氧气中燃烧生成超氧化钾（KO2）,含有超氧离子O2-，该物质有一定的顺磁性。KO2是强氧化剂，与水、二氧化碳反应有氧气放出，可用作登山、潜水、急救的供氧剂。2KO2+2H2O2KOH+H2O2+O2↑4KO2+2CO22K2CO3+3O2

↑第二章第一节钾在过量的氧气中燃烧生成超氧化钾（KO2）,含有超氧3、氢氧化钾KOH的性质与NaOH的性质相似，但由于价格比NaOH高，一般很少使用。4、钾盐（1）钠、钾盐的主要区别a、大多数钠盐的溶解度大于钾盐b、钠盐的吸湿性通常大于钾盐（钾盐常作标准试剂）c、含结晶水的钠盐通常多于钾盐第二章第一节3、氢氧化钾KOH的性质与NaOH的性质相似，（2）常见的钾盐KCl：临床上是一种利尿药物，多用于心脏性或肾脏性水肿。KI：可用于配制碘酊，能增大碘的溶解度。（3）K+离子的鉴定

焰色反应：用铂丝蘸取少量钾盐在无色火焰上灼烧，火焰呈紫色。亚硝酸钴钠法：在中性或醋酸溶液中，能与亚硝酸钴钠生成黄色结晶形沉淀。第二章第一节（2）常见的钾盐KCl：临床上是一种利尿药物，四、碱土金属概述包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种元素，钙、锶、钡的氧化物性质介于“碱性”碱金属氧化物和“土性”难溶氧化物Al2O3

之间，因此称为碱土金属元素。铍镁钙锶钡元素符号BeMgCaSrBa原子序数412203856价电子层构型2s23s24s25s26s2主要氧化数+2+2+2+2+2原子半径（Å）111160197215217表2-2碱土金属元素的主要性质第二章第一节四、碱土金属概述包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种SrBeMgCaBa碱土金属的形态第二章第一节SrBeMgCaBa碱土金属的形态第二章第一节1、碱土金属元素的价层电子组态为ns2。2、碱土金属元素的原子半径较同周期的碱金属为小，要失去一个电子比同一周期的碱金属原子要难，但仍是活泼性较强的金属元素。3、碱土金属元素在化学反应中能失去两个电子，在化合物中呈现+2氧化态。第二章第一节1、碱土金属元素的价层电子组态为ns2。2、碱土金属元素的原五、镁及其化合物（一）物理性质银白色有金属光泽的粉末。不溶于水、碱液，溶于酸。具有一定的延展性和热消散性。（二）化学性质1、镁单质镁单质具有较强还原性，在与其他物质发生氧化还原反应时，由0价升为+2价。镁锭第二章第一节五、镁及其化合物（一）物理性质银白色有金属光泽的粉末。（1）与水反应Mg+2H2O（热水）Mg(OH)2+H2↑

反应剧烈程度比碱金属弱。（2）与非金属反应3Mg+N2Mg3N2

镁单质可以和氮气、氧气、卤素等非金属发生反应。第二章第一节（1）与水反应Mg+2H2O（热水）Mg(O2、镁的氧化物镁在空气中燃烧即可得到氧化镁。氧化镁具有较高的熔点，常用于制造耐火砖。另外医药上用作止酸药、解酸中毒药。2Mg+O22MgO

镁在适当条件下也可以形成过氧化镁和超氧化镁。第二章第一节2、镁的氧化物镁在空气中燃烧即可得到氧化镁。氧化镁具3、氢氧化镁2MgO+H2O2Mg(OH)2

碱性小于同周期的NaOH，溶解度也小，是中强碱，可受热分解。在医药上配制成乳剂，用作泻药，有抑制胃酸的作用。第二章第一节3、氢氧化镁2MgO+H2O2Mg(OH4、镁盐镁盐大多数是离子型晶体，熔点比较高，微溶或难溶于水。常见的镁盐：硫酸镁（MgSO4·7H2O）硫酸镁晶体易溶于水，溶液带有苦味。常温下从水中析出含7个水的水合物，医药上用作轻泻剂。另外也可以和甘油调和作外用消炎药。七水硫酸镁第二章第一节4、镁盐镁盐大多数是离子型晶体，熔点比较高，微溶或难5、Mg2+的鉴别：镁试剂法在盛有的溶液中加入NaOH，产生白色沉淀，再加镁试剂（对硝基苯偶氮间苯二酚），沉淀变为蓝色（镁试剂在酸性溶液种显黄色，在碱性溶液中显紫红色）。第二章第一节5、Mg2+的鉴别：镁试剂法第二章第一节六、钙及其化合物（一）物理性质银白色稍软的金属，有光泽。不溶于苯，微溶于醇，溶于酸、液氨。（二）化学性质1、钙单质钙单质具有较强还原性，在与其他物质发生氧化还原反应时，由0价升为+2价。钙第二章第一节六、钙及其化合物（一）物理性质银白色稍软的金属，有光（1）与水反应Ca+2H2O（热水）Ca(OH)2+H2↑

反应剧烈程度比碱金属弱。（2）与非金属反应3Ca+N2Ca3N2钙单质可以和氮气、氧气、卤素等非金属发生反应。第二章第一节（1）与水反应Ca+2H2O（热水）Ca(2、钙的氧化物钙在空气中燃烧即可得到氧化钙。2Ca+O22CaO

氧化钙俗称生石灰，是表面白色粉末，易从空气中吸收CO2和水分，有腐蚀性。氧化钙第二章第一节2、钙的氧化物钙在空气中燃烧即可得到氧化钙。2Ca3、氢氧化钙碱性小于同周期的KOH，溶解度也小，是强碱，可受热分解。俗称熟石灰，是重要的建筑材料，也用于制取漂白粉。因CO2气体通入澄清饱和氢氧化钙溶液后，溶液会变浑浊，可用作实验室鉴别CO2。2CaO+H2O2Ca(OH)2

第二章第一节3、氢氧化钙碱性小于同周期的KOH，溶解度也小4、钙盐钙盐类似于镁盐，大多数是离子型晶体，熔点比较高，微溶或难溶于水。常见的钙盐：氯化钙（CaCl2）氯化钙有多种水合物，其中二水合物为我国药典法定药物，用来治疗钙缺乏症，也可作抗过敏药和消炎药。二水氯化钙第二章第一节4、钙盐钙盐类似于镁盐，大多数是离子型晶体，熔点比较5、Ca2+的鉴别：（1）焰色反应用铂丝环蘸取钙溶液，在无色火焰上灼烧，火焰呈砖红色。（2）形成草酸钙沉淀在含钙溶液中加入草酸铵试液，生成白色草酸钙沉淀，沉淀不溶于醋酸，但溶于盐酸和硝酸。第二章第一节5、Ca2+的鉴别：（1）焰色反应（2）形成草酸钙沉淀第二章七、钡及其化合物（一）物理性质银白色金属，略具光泽，焰色为黄绿色,有延展性。（二）化学性质1、钡单质钙单质具有较强还原性，在与其他物质发生氧化还原反应时，由0价升为+2价。钡第二章第一节七、钡及其化合物（一）物理性质银白色金属，略具光泽，（1）与水反应Ba+2H2O（热水）Ba(OH)2+H2↑

反应剧烈程度比碱金属弱。（2）与非金属反应Ba+H2BaH2钡单质可以和氢气、氮气、氧气等非金属发生反应。第二章第一节（1）与水反应Ba+2H2O（热水）Ba(2、钡的氧化物钡在空气中燃烧即可得到氧化钙。2Ba+O22BaO

用于玻璃、陶瓷工业,也用于甜菜糖精炼。是制造过氧化钡和钡盐的原料。还可作脱水剂和高效干燥剂等。氧化钡(1)氧化钡第二章第一节2、钡的氧化物钡在空气中燃烧即可得到氧化钙。2Ba(2)过氧化钡氧化钡与氧气加热到400℃以上反应制得，不得超过800℃，否则过氧化钡分解。2BaO+O22BaO2

400℃过氧化钡可用作供氧剂和引火剂。还用于实验室制取过氧化氢。BaO2+H2SO4（稀）

H2O2+BaSO4↓

第二章第一节(2)过氧化钡氧化钡与氧气加热到400℃以上反应制得3、氢氧化钡碱性小于同周期的KOH，溶解度也小，是强碱，可受热分解。2BaO+H2O2Ba(OH)2

4、钡盐硫酸钡（BaSO4）不溶于水，也不溶于酸，具有强烈吸收X射线的能力，医疗上用作内服造影剂。硫酸钡造影第二章第一节3、氢氧化钡碱性小于同周期的KOH，溶解度也小5、Ba2+的鉴别：（1）焰色反应用铂丝环蘸取钡溶液，在无色火焰上灼烧，火焰呈黄绿色。（2）形成铬酸钡沉淀在含钙溶液中加入铬酸钾（K2CrO4）试液，生成黄色铬酸钡沉淀，沉淀不溶于醋酸，但溶于盐酸和硝酸，生成橙色Cr2O72-。第二章第一节5、Ba2+的鉴别：（1）焰色反应（2）形成铬酸钡沉淀第二章节小节一、碱金属钠和钾，包括单质、氧化物、氢氧化物、盐及鉴定方法。二、碱土金属镁、钙和钡，包括单质、氧化物、氢氧化物、盐及鉴定方法。重点第二章第一节节小节一、碱金属钠和钾，包括单质、氧化物、氢氧难点一、焰色反应碱金属和部分碱土金属所具有的典型反应。二、钠、钾的过氧化物和超氧化物性质三、离子的常见鉴别方法章页第二章第一节难点一、焰色反应碱金属和部分碱土金属所具有的典型反应。二、钠N≡N分子中有一个σ键两个π键，键能大，分子稳定。

制备：工业上分馏液态空气制氮。第二节氮族元素位于周期表第VA族，包括N，P，As，Sb，Bi，价层电子构型ns2np3

。从上到下，金属性增强，非金属性减弱。一、氮族元素概述二、氮及其化合物（一）单质第二章第二节N≡N分子中有一个σ键两个π键，键能大，分无色气体，有刺激性气味，极易溶于水，氨的水溶液叫氨水。1.氨（1）弱碱性：NH3+H2ONH4++OH-

（2）取代反应：氨分子中的氢被其他原子或基团取代，又称氨解反应。

HgCl2+2NH3Hg(NH2)Cl+NH4Cl（二）氮的化合物化学性质：第二章第二节无色气体，有刺激性气味，极易溶于水，氨的水溶液叫氨水（1）水解：NH4++H2ONH3+H3O+

2.铵盐（2）热稳定性：铵盐一般是无色的晶体，易溶于水。NH4HCO3NH3↑+CO2↑

+H2O

△NH4ClNH3↑

+HCl

↑△第二章第二节2.铵盐（2）热稳定性：铵盐一般是无色的晶体，易溶于水。N1.亚硝酸及其盐HNO2不稳定的弱酸，N原子处于中间价态，既有氧化性又有还原性，硝酸盐易溶于水，均有毒。（三）氮的含氧酸及盐HNO3无色液体，易挥发，市售浓硝酸浓度16mol·L-12.硝酸及其盐第二章第二节1.亚硝酸及其盐（三）氮的含氧酸及盐HNO3Cu+4HNO3(浓)Cu(NO3)2+2NO2+2H2O3Cu+8HNO3(稀)3Cu(NO3)2+2NO+4H2O4HNO34NO2+O2+2H2O（受热或光照分解）（1）不稳定性：（2）氧化性:第二章第二节Cu+4HNO3(浓)Cu(NO（四）含氮离子的鉴别1、NH4+浓度较大时，可加入NaOH试液，加热后有氨气体放出，使湿润石蕊试纸变蓝。浓度较小时，可加入奈氏试剂（碱性K2HgI4溶液），会出现黄色沉淀。NH4++OH-NH3↑+H2OK2HgI4+NH3+KOHHg2ONH2I↓+7KI+2H2O第二章第二节（四）含氮离子的鉴别1、NH4+浓度较大时，可加入N2、NO3-取数滴硝酸盐，加入0.1mol·L-1硫酸亚铁，沿管壁缓慢加入浓硫酸，使分层，界面显棕色。NO3-+3Fe2++4H+3Fe3++NO+2H2ONO+Fe2++SO42-Fe(NO)SO4应先加入尿素除去NO2-后再鉴定。3、NO2-亚硝酸盐中加硫酸和淀粉KI试液，震荡显蓝色。第二章第二节2、NO3-取数滴硝酸盐，加入0.1mol·L-三、磷及其化合物第二章第二节（一）磷单质磷单质包括白磷P4和红磷P两种同素异形体。白磷红磷1、白磷（黄磷），白色或浅黄色半透明性固体。

质软，有剧毒。着火点约40℃，实验室置于冷水中保存。常用于化学武器。2、红磷，因呈红色而得名。把白磷加热至250℃或暴露于阳光下一段时间即可获得红磷。三、磷及其化合物第二章第二节（一）磷单质磷单质1、磷酸及其盐常温下磷酸为无色液体，与水任意比互溶。磷酸为三元中强酸。标准电极电势很小，无氧化性。通常可以形成三种类型的盐：磷酸盐、磷酸一氢盐、磷酸二氢盐。（二）磷的含氧酸磷酸H3PO4亚磷酸H3PO3次磷酸H3PO2第二章第二节1、磷酸及其盐常温下磷酸为无色液体，与水任意比互溶。2、次磷酸及其盐纯净的次磷酸H3PO2是无色晶体，易潮解。是一元酸。次磷酸及其盐都是强氧化剂，可将Ag+、Cu+等还原。4Ag++H3PO2+2H2OAg+H3PO4+4H+第二章第二节所有的磷酸二氢盐均溶于水，其他两类除K+、Na+、NH4+外，一般不溶于水。2、次磷酸及其盐纯净的次磷酸H3PO2是无色晶（1）多磷酸n个磷酸分子脱去n-1个水分子，即得多（聚）磷酸。

化学通式：Hn+2PnO3n+1（n≥2）（2）偏磷酸n个磷酸分子脱去n个水分子，即得偏磷酸。

化学通式：（HPO3）n（n≥3）第二章第二节3、多磷酸、偏磷酸及其盐磷酸经强热发生脱水，生成多磷酸或偏磷酸。（1）多磷酸n个磷酸分子脱去n-1个水分子，即4、含磷离子的鉴别PO43-（磷酸盐）

取磷酸盐，加硝酸和钼酸铵试液，在70℃左右温热数分钟，析出黄色沉淀。12MoO42-+PO43-+3NH4++24H+(NH4)3PO4·12MoO3·12H2O↓

检验前要加入Na2SO3，并通入H2S，使AsO43-转化为As2S3沉淀除去，避免干扰。第二章第二节4、含磷离子的鉴别PO43-（磷酸盐）取磷酸盐，四、砷及其化合物（一）氢化物

AsH3是无色、恶臭、剧毒的气体，分子结构与NH3类似，不同的是水中的溶解度小。

利用AsH3的还原性可以将重金属从其盐中沉积出来。例如古蔡氏法检验砷：12AgNO3+2AsH3+3H2O12Ag↓+As2O3+12HNO3古蔡氏法检验装置第二章第二节四、砷及其化合物（一）氢化物AsH3是无色、恶臭

利用强还原剂将As2O3转变为AsH3，加热以后，AsH3会分解为砷聚集在玻璃表面形成砷镜（马氏验砷法）。6Zn+As2O3+6H2SO46ZnSO4+AsH3↑+12H2OAsH32As+3H2↑（二）氧化物及其水化物

+3价氧化物为As2O3（砒霜），为白色粉末，致死量0.1g，常用于制作杀虫剂、除草剂等。第二章第二节利用强还原剂将As2O3转变为AsH3，加热以As2O3可以和水反应得到亚砷酸。As2O3+3H2O

2H3AsO3As2O3也可以和碱性溶液反应得到亚砷酸盐。As2O3+6NaOH

2Na2AsO3+3H2O

+5价氧化物为As2O5，与水作用得到砷酸。砷酸易溶于水，酸性接近于磷酸。（三）常见的砷盐

包括氯化物、硝酸盐以及亚砷酸钠和砷酸钠。第二章第二节As2O3可以和水反应得到亚砷酸。As2O3+3H2O节小结重点：第二章第二节一、氮族元素的特点二、氮包括单质、化合物（NH3和铵盐）、含氧酸（HNO2和HNO3）及其盐的常见性质和离子鉴别。三、磷包括单质、含氧酸及其盐的常见性质和离子鉴别。节小结重点：第二章第二节一、氮族元素的特点二、氮章页四、砷包括氢化物、氧化物及其水化物的常见性质。难点：一、HNO2和HNO3及其盐的常见性质二、磷酸、次磷酸、多磷酸和偏磷酸及其盐的常见性质三、古蔡氏验砷法和马氏验砷法第二章第二节章页四、砷包括氢化物、氧化物及其水化物的常第三节氧族元素位于周期表第ⅥA族，包括O，S，Se，Te，Po，价层电子构型ns2np4。从上到下，金属性增强，非金属性减弱。一、氧族元素概述二、氧及其化合物（一）氧单质同素异形体：O2和O3O3结构第二章第三节第三节氧族元素位于周期表第ⅥA族，包括O，S，

H2O2是淡蓝色黏稠液体，与水混溶，水溶液为双氧水，由于氢键缔合，沸点比水高。（二）氧的化合物（H2O2）1.O2

无色无味无臭，具有氧化性。2.O3

浅蓝色，刺激性臭味，可作氧化剂、漂白剂等。大气臭氧被破坏H2O2结构第二章第三节H2O2是淡蓝色黏稠液体，与水混溶，水溶液为双氧水，（1）不稳定性：

2H2O22H2O+O2

(426K或光照320＜λ＜380nm)（2）弱酸性：H2O2+H2OH3O++HO2-（3）氧化还原性：H2O2+2HII2+2H2O2MnO4-+5H2O2+6H+2Mn2++5O2+8H2OH2O2中氧处于中间价态，既具有氧化性又具有还原性。第二章第三节H2O2中氧处于中间价态，既具有氧化性又具有

单质S不溶于水，易溶于CS2、CCl4等，S既具有氧化性又具有还原性。369K以上

斜方硫单斜硫369K以下三、硫及其化合物（一）硫单质硫的同素异形体：第二章第三节单质S不溶于水，易溶于CS2、CCl4等，S既具有氧（1）制备：FeS+H2SO4FeSO4+H2S（2）性质-强还原性：H2S+I22HI+S↓（3）硫化氢酸性：二元弱酸（二）硫化氢（三）硫的氧化物及含氧酸1.氧化物（1）SO2SO2结构第二章第三节（二）硫化氢（三）硫的氧化物及含氧酸1.氧化物（1）SO2S（2）SO3

制备：S+O2SO2Na2SO3+H2SO4Na2SO4+H2O+SO2性质：氧化还原性，SO2是酸性氧化物，具有漂白性：能和一些有机色素结合成无色的化合物。易挥发，无色固体，强氧化剂，吸水成硫酸。第二章第三节（2）SO3性质：氧化还原性，SO2是酸性氧化物，具有漂白性

硫酸H2SO4、亚硫酸H2SO3、硫代硫酸

H2S2O3、焦硫酸H2S2O7

、过二硫酸

H2S2O8

SO2溶于水可得亚硫酸，亚硫酸为二元弱酸，既具有氧化性又具有还原性，还原性为主。2.

硫的含氧酸（1）亚硫酸及其盐亚硫酸盐在空气中不稳定，应现配现用。第二章第三节硫酸H2SO4、亚硫酸H2SO3、硫代硫酸H2S2

浓硫酸具有吸水性，脱水性，浓度约18mol·L-1

C12H22O1112C+11H2O浓H2SO4（2）硫酸及其盐注意：稀释浓硫酸时，必须将浓硫酸缓慢地倾入水中，并用玻璃棒不断搅拌（决不能将水倒入浓硫酸中）。第二章第三节浓硫酸具有吸水性，脱水性，浓度约18mol·L-1浓H

大多数硫酸盐都易溶于水，Ca2+、Sr2+、Ag+、Pb2+的硫酸盐微溶，BaSO4难溶。可溶性硫酸盐从溶液中结晶时常常带结晶水。FeSO4·7H2O(绿矾)、CuSO4·5H2O(胆矾)、ZnSO4·7H2O(皓矾)、KAl(SO4)2·12H2O(明矾)、Na2SO4·10H2O（芒硝）、无水Na2SO4(玄明粉)一些重要的硫酸盐：第二章第三节大多数硫酸盐都易溶于水，Ca2+、Sr2+、Ag+、绿矾胆矾皓矾明矾芒硝第二章第三节绿矾胆矾皓矾明矾芒硝第二章第三节

水解性：Na2S2O3无色透明晶体，易溶于水，其水溶液显弱碱性。（3）硫代硫酸盐Na2S2O3·5H2O又名海波或大苏打。性质：还原性：2Na2S2O3+I2Na2S4O6+2NaI硫代硫酸钠第二章第三节水解性：Na2S2O3无色透明晶体，易溶于水，其水溶液显弱配位性：2S2O32-+Ag+[Ag(S2O3)2]3-稳定性：Na2S2O3在酸性溶液中迅速分解：S2O32-+2H+SO2+S+H2ONa2S2O3+4Cl2+5H2O2H2SO4+2NaCl+6HCl第二章第三节配位性：2S2O32-+Ag+[四、硒及其化合物

硒是有灰色金属光泽的固体，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）最重要。硒在空气中燃烧发出蓝色火焰，生成二氧化硒（SeO2）。也能直接与各种金属和非金属反应，包括氢和卤素。能溶于浓硫酸、硝酸和强碱中。第二章第三节（一）硒元素概况四、硒及其化合物硒是有灰色金属光泽的固体，在已（二）硒的主要用途1、光敏材料

利用无定形硒的薄漠对光的敏感性，应用于光学复印中。2、催化剂硒以化合物形式用作有机合成氧化剂、催化剂，应用于石油工业上。3、营养元素硒是人体中一些抗氧化酶的重要组成部分，在体内起着平衡氧化还原氛围的作用。第二章第三节（二）硒的主要用途1、光敏材料利用无定形硒的薄漠节小结重点：第二章第三节一、氧族元素的特点二、氧三、硫四、硒单质（O2和O3）及化合物（H2O2）的常见性质。单质、硫化氢、含氧酸（SO2和SO3）及水合物的常见性质。节小结重点：第二章第三节一、氧族元素的特点二、氧三、硫难点：章页一、过氧化氢的化学性质二、硫代硫酸钠的性质第二章第三节难点：章页一、过氧化氢的化学性质二、硫代硫酸钠的性质第溶解性：在水中，F2能分解水，Br2溶解度最大。第四节卤族元素位于周期表第ⅦA族，包括F、Cl、Br、I、At，价层电子构型ns2np5。从上到下，非金属性减弱。颜色：因电子激发吸收能量依次降低导致颜色依次加深。第二章第四节一、卤族元素概述二、卤素单质（一）物理性质溶解性：在水中，F2能分解水，Br2溶解度最大。第四节卤族I2+I-I3-在有机溶剂中，Br2在乙醇等溶液显黄-棕红色。I2在乙醇、乙醚中显棕色。在CCl4、CS2中显紫色。在I-溶液中因发生：反应显橙黄-棕红色。第二章第四节I2+I-I3-在有机F2是最强的氧化剂，其氧化强弱顺序：

F2>Cl2>Br2>I21、与金属、非金属的作用（二）化学性质

氟可以和所有金属和非金属（氧、氮除外）直接作用，生成高价氟化物。与铜、镍、镁作用时，因在金属表面生成薄层氟化物而阻止了反应的进行。第二章第四节F2是最强的氧化剂，其氧化强弱顺序：1、与金属、非溴和碘与氯相似，但反应和缓且条件高。2X2+2H2O4HX+O2（X=F、Cl、Br）X2+H2OHX+HXO（X=Cl、Br、I）氯可以与各种金属（Au、Pt除外）和大多数非金属单质化合，但在干燥情况下不与铁作用。2、与水的反应：第二章第四节溴和碘与氯相似，但反应和缓且条件高。氯可以与除氢氟酸外，其余氢卤酸都是强酸。三、卤化氢和卤化物（一）卤化氢按HF、HCl、HBr、HI分子极性减小。HF无限制地溶于水中，

HCl在273K时为1:500。极性：溶解性：热稳定性：按HF、HCl、HBr、HI热稳定性减弱。水溶液酸性：按HF、HCl、HBr、HI顺序还原性增强还原性：第二章第四节除氢氟酸外，其余氢卤酸都是强酸。三、卤化氢和卤化物（一）卤化

SiO2+4HF2H2O+SiF4CaSiO3+6HFCaF2+3H2O+SiF4HF可蚀刻玻璃（含SiO2），不能用玻璃、陶瓷容器贮存HF。氟化氢的特殊性：HF分子靠氢键结合在一起，因此熔沸点高，难电离，为弱酸，能与SiO2、硅酸盐反应：蚀刻玻璃第二章第四节SiO2+4HF2H（二）金属卤化物NaCl可配生理盐水（9.0g·L-1），KCl常用治疗钾缺乏症和低血钾症，无水CaCl2可作干燥剂。次卤酸都很不稳定，仅存在于水溶液中，酸性和稳定程度依HClO、HBrO、HIO次序迅速减小。

四、氯、溴、碘的含氧酸及其盐（一）次卤酸及其盐第二章第四节（二）金属卤化物NaCl可配生理盐水（9.0g3HXO2HX+HXO3（加热时）2HXO2HX+O2（阳光作用下）漂白粉：2Cl2+3Ca(OH)2Ca(ClO)2+CaCl2+Ca(OH)2+2H2O漂白粉成分有效成分漂白粉第二章第四节3HXO2HX+HXO3（加热时）2HHXO3是强酸，酸性HClO3＞HBrO3＞HIO38HClO34HClO4+2Cl2+3O2+2H2O（浓度>40%）（二）卤酸及其盐2、稳定性1、酸性稀溶液稳定，加热、浓度大易分解爆炸。（三）高氯酸及其盐1、制备第二章第四节HXO3是强酸，酸性HClO3＞HBrO3＞HIO38HCl大多数高氯酸盐易溶于水，但Cs+、Rb+、K+、NH4+的高氯酸盐溶解度较小。高碘酸盐一般溶解度小。KClO4+H2SO4KHSO4+HClO4（减压分馏分离HClO4）HClO4是无机酸中最强酸。2、酸性3、氧化性浓热HClO4具有强氧化性。4、溶解性第二章第四节大多数高氯酸盐易溶于水，但Cs+、Rb+、K+、NH4+的高

酸性增强HClOHClO2HClO3HClO4

热稳定性增强MClOMClO2MClO3MClO4

氧化性减弱

热稳定性增强

氧化性减弱第二章第四节氯的含氧酸及其盐的主要化学性质可归纳为：酸性增强第二章第四节下列含氧酸中，酸性最强的是（2012年安徽中医学院专升本）A、HClO4B、HClO3C、HClO2D、HClO答案：

A解析：自HClO→HClO2→HClO3→HClO4氧化性降低，酸性增强，热稳定性增强，因此，答案是A。例题1：第二章第四节下列含氧酸中，酸性最强的是（2012年安徽中医学院专升本）答节小结重点：一、卤族元素的特点二、单质（氧化强弱顺序：F2>Cl2>Br2>I2）三、卤化氢和卤化物（金属氯化物）四、氯的含氧酸及其盐（次氯酸、氯酸和高氯酸）第二章第四节节小结重点：一、卤族元素的特点第二章第四节难点：一、卤化氢的性质二、次卤酸及其盐的性质三、卤酸、高卤酸及其盐的性质第二章第四节难点：一、卤化氢的性质第二章第四节颜色N2(无色)、S(淡黄)、F2(浅绿)、Cl2(黄绿)、Br2(红棕)、I2(紫黑)、O2(无色)气味有刺激性气味的气体为F2、Cl2；无味的气体为N2、O2溶解性

氯气可溶于水成为氯水；硫磺不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2；溴和碘微溶于水，易溶于有机溶剂；氮气难溶于水毒性气体有F2、Cl2，液体有Br2升华I2常见非金属单质的物理性质第二章第四节颜色N2(无色)、S(淡黄)、F2(浅绿)、Cl2(黄绿)、共

性1.能与氢气反应2.能与金属反应不同点1.除卤素单质外，都能与氧气反应2.卤素单质与水反应，其余不反应3.卤素单质、硫与强碱反应，其余不反应4.S与强氧化性酸反应，X2（X=Cl2、Br2、I2），O2与某些还原性酸反应，其余不反应常见非金属单质的化学性质第二章第四节章页共1.能与氢气反应不1.除卤素单质外，都能与氧气反应常第五节过渡元素简介指那些性质从典型金属元素向非金属元素过渡的元素。

过渡元素是周期表中从ⅢB族到ⅡB族之间（除f区镧系元素和锕系元素之外）的35个元素。第二章第五节一、过渡元素概述它们在周期表中处于s区元素到p区元素的过渡位置，因此，通常把d区元素称为过渡元素。第五节过渡元素简介指那些性质从典型金属元素向非金（一）过渡元素的原子半径过渡元素的各族中，各原子半径都很接近，甚至铪（Hf）的原子半径小于锆（Zr）。同一周期的过渡元素，随着原子序数的增加，原子半径依次减小。第二章第五节（一）过渡元素的原子半径过渡元素的各族中，各原子半径（二）过渡元素的物理性质过渡元素一般呈银白色或灰色（锇呈灰蓝色），有光泽。熔、沸点高，硬度大（除汞外），有较好的延展性和良好的导热和导电性能。除钪、钇和钛属轻金属外，其余都是重金属（密度大于5g·cm-3）。第二章第五节（二）过渡元素的物理性质过渡元素一般呈银白色或灰色（（三）过渡元素的化学性质1、过渡元素的氧化态有多种氧化态。除最外层的s电子可以作价电子外，次外层d电子也可部分或全部作为价电子参加成键。在形成低氧化态（≤+3）化合物时，一般以离子键结合。当形成高氧化态（≥+4）化合物时，则以极性共价键相结合。过渡元素氧化态第二章第五节（三）过渡元素的化学性质1、过渡元素的氧化态2、氧化物和氧化物水合物的酸碱性过渡元素的氧化物和氧化物的水合物酸碱性递变规律和主族元素相似：（1）同一元素低氧化态氧化物的碱性大于其高氧化态氧化物；（2）同一族从上到下相同氧化态氧化物的碱性增强。（3）同一周期ⅢB～ⅦB族元素从左到右最高价氧化态氧化物的酸性增强。第二章第五节2、氧化物和氧化物水合物的酸碱性过渡元素的氧化4、配合物的生成过渡元素有很强的形成配合物的倾向，不仅能形成简单的配合物和螯合物，还可以形成多核配合物、羰基配合物等。第二章第五节4、配合物的生成过渡元素有很强的形成配合物的倾5、水合离子的颜色过渡元素的离子在水溶液中常显示出一定的颜色。水合离子颜色第二章第五节5、水合离子的颜色过渡元素的离子在水溶液中常显示出一定的颜二、铬及其化合物铬的价电子层构型为3d54s1。能形成从+1到+6各种氧化态的化合物，其中以+3氧化态最稳定，+6氧化态次之。铬在潮湿的空气中较稳定，常温下能被稀盐酸和稀硫酸慢慢溶解，不溶于硝酸。第二章第五节二、铬及其化合物铬的价电子层构型为3d54s（一）铬的化学性质铬与浓硝酸、浓硫酸发生钝化作用。可与稀硝酸和稀硫酸反应，生成蓝色的+2价铬溶液，继而被空气中的氧气氧化为绿色的+3价铬溶液。（二）铬的重要化合物

铬（Ⅲ）的重要化合物有氧化物Cr2O3、氢氧化物Cr(OH)3和常见盐，如CrCl3、Cr2(SO4)3、KCr(SO4)2。第二章第五节（一）铬的化学性质铬与浓硝酸、浓硫酸发生钝化作用。

铬（VI）的重要化合物常见有K2CrO4和Na2CrO4

，它们是黄色晶体；Na2Cr2O7

和K2Cr2O7都是红棕色。铬酸钠重铬酸钠第二章第五节铬（VI）的重要化合物常见有K2CrO4和NCr2O72-+6I-+14H+2Cr3++3I2

＋

7H2OCrO42-+2Ag+Ag2CrO4↓（砖红色）Cr2O72-+2Pb2++H2O2H++2PbCrO4↓（黄色）（1）氧化性（2）沉淀反应：在酸性溶液中，重铬酸盐是强氧化剂。向铬酸盐溶液和重铬酸盐中加入Ba2+、Ag+、Pb2+等离子时，生成的都是难溶性的铬酸盐沉淀。第二章第五节Cr2O72-+6I-+14H+Mn(II)的重要化合物有：MnSO4、MnCl2和Mn(NO3)2。锰(IV)的化合物MnO2是一种很稳定的黑色粉末状物质，不溶于水。三、锰及其化合物（一）锰(II)和锰(IV)的重要化合物硫酸锰二氧化锰第二章第五节Mn(II)的重要化合物有：MnSO4、MnCl2和1、氧化还原性3MnO2+6KOH+KClO33K2MnO4+KCl+3H2O

Mn2+在中性或酸性介质中比较稳定，不易被氧化，但在碱性介质中易被氧化MnO2是性质特殊的氧化物，在酸性介质中是强氧化剂。

MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O第二章第五节1、氧化还原性3MnO2+6KOH+KClO3

多数锰（II）强酸盐，如卤化锰、硝酸锰、硫酸锰等通常易溶于水，Mn2＋离子常以淡红色Mn(H2O)62+水合物离子存在。2、锰（II）盐的溶解性

MnO2+H2SO42MnSO4+2H2O+O2↑

不溶性的锰盐有碳酸锰、磷酸锰、硫化锰，MnCO3是白色粉末作颜料，MnS是肉色沉淀，醋酸可使之溶解。第二章第五节多数锰（II）强酸盐，如卤化锰、硝酸锰、硫酸锰（二）锰(VII)的重要化合物重要化合物是KMnO4（俗称灰锰氧），紫色晶体，易溶于水，溶液呈紫红色。1、分解反应2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2↑

在中性或微碱性溶液中这种分解速度更慢，但是光对分解起催化作用，故溶液必须保存于棕色瓶中。第二章第五节（二）锰(VII)的重要化合物重要化合物是KMnO2、强氧化性

在中性条件下产物为MnO22KMnO4+3K2SO3+H2O2MnO2+3K2SO4+2KOH

在碱性条件下产物为K2MnO42KMnO4+K2SO3+2KOH2K2MnO4+K2SO4+H2O

在酸性条件下产物为Mn2+2KMnO4+5K2SO3+3H2SO42MnSO4+6K2SO4+3H2O第二章第五节2、强氧化性在中性条件下产物为MnO2第二章第五节（一）铁系元素概述

位于第4周期、第一过渡系列的三个Ⅷ族元素，铁、钴、镍性质很相似，称为铁系元素,价电子层结构分别是3d64s2、3d74s2、3d84s2，最外层都有两个电子，只是次外层的3d电子数不同，所以它们的性质很相似。四、铁及其化合物钴、镍次外层分别是15、16第二章第五节（一）铁系元素概述位于第4周期、第一过渡系列的三个Ⅷ2-3铁系元素的基本性质铁钴镍元素符号FeCoNi原子序号262728相对原子质量55.8558.9358.69价层电子组态3d64s23d74s23d84s2主要氧化值+2,+3,+6+2,+3+2,+3电负性1.81.91.9密度/(g·cm-3)7.8478.908.902熔点/K180817681726沸点/K302331433005第二章第五节2-3铁系元素的基本性质铁钴镍元素符号FeCoNi原子序号铁、钴、镍都是白色且具有金属光泽，铁和镍有很好的延展性，钴则硬而脆。铁的最高氧化态为+6，常见氧化态是+2、+3，只与很强的氧化剂作用才生成不稳定的+6化合物。钴和镍的最高氧化态为+4，常见氧化态都是+2。钴的+3氧化态一般是不稳定的，而镍的+3氧化态则更少见。钴玻璃镍棒第二章第五节铁、钴、镍都是白色且具有金属光泽，铁和钴镍第二章（二）铁系元素的重要化合物性质：显碱性（无酸）能溶于酸性溶液中，但不溶于水或碱性溶液中。1、氧化物（1）+2价铁、钴、镍的氧化物FeO(黑色)CoO（灰绿色）NiO(暗绿色)第二章第五节（二）铁系元素的重要化合物性质：显碱性（无酸）能溶于酸性溶液Fe2O3(红色)Co2O3（黑色）Ni2O3（灰黑色）（2）+3价铁、钴、镍的氧化物第二章第五节Fe2O3(红色)Co2O3（黑色）Ni2O3（灰黑Ni2O3+6HCl2NiCl2+Cl2↑+3H2O

+3价铁、钴、镍的氧化物均为两性偏酸性，都具有有较强氧化性的氧化性，按Fe-Co-Ni顺序氧化能力增强和稳定性降低。Ni2O3

、Co2O3都是强氧化性。Co2O3+6HCl2CoCl2+Cl2↑+3H2O

第二章第五节Ni2O3+6HCl2NiCl22、氢氧化物4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3↓M2++2OH-M(OH)2↓＋2价铁、钴、镍的氢氧化物性质：Fe(OH)2被空气中氧所氧化，得不到白色Fe(OH)2，而是变成灰绿色，最后成为棕红色Fe(OH)3沉淀。第二章第五节2、氢氧化物4Fe(OH)2+O2+2H2O+3价铁、钴、镍的氢氧化物制备：Fe3++3OH-Fe(OH)3↓Co(OH)3需要在PH>3.5加入强氧化剂NaClO2Co(OH)2+NaClO+H2O2Co(OH)3+NaClNi(OH)3只有在碱性中加入Br22Ni(OH)2+Br2+2NaOH2Ni(OH)3↓+2NaBr第二章第五节+3价铁、钴、镍的氢氧化物第二章第五节Fe(OH)3+3HClFeCl3+3H2O

Fe(OH)3+3NaOHNa3[Fe(OH)6]性质:

Fe(OH)3 Co(OH)3Ni(OH)3

红棕色 褐棕色蓝绿色

两性偏碱两性偏碱两性偏碱第二章第五节Fe(OH)3+3HCl3、铁盐铁系元素水合M2+离子具有一定的颜色。如FeSO4·7H2O是绿色晶体，CoCl2·6H2O粉红色，NiCl2·6H2O草绿色。七水合硫酸亚铁六水合氯化钴第二章第五节3、铁盐铁系元素水合M2+离子具有一定的颜色。如Fe第二章第五节（1）硫酸亚铁FeSO4·7H2O，俗称绿矾，工业上用于染色、制造墨水盒木材防腐。医药上用作补血剂，治疗缺铁性贫血。FeSO4·7H2O在空气中久置会逐步失去结晶水，表面产生碱性硫酸铁（Ш）。FeSO4+O2+2H2O4Fe(OH)SO4

为防止FeSO4被氧化，必须在溶液中加入足够的Fe粒和H2SO4。第二章第五节（1）硫酸亚铁FeSO4·7（2）铁（Ш）盐最常见是硫酸铁、氯化铁和硫酸铁铵等。最主要的是氯化铁（FeCl3），属于共价化合物，易溶于有机溶剂和水中，溶于水发生强烈水解反应。

配制FeCl3时一定要先加入适量的浓盐酸，抑制Fe3+的水解反应。Fe3++3H2OFe(OH)3↓+3H+

FeCl3水解可形成胶体，能够吸附泥沙因此可以作净水剂。第二章第五节（2）铁（Ш）盐最常见是硫酸铁、氯化铁和硫酸铁铵Fe3+与SCN-作用，生成血红色Fe(SCN)n]3~n离子，常作为鉴别Fe3+的反应。第二章第五节

铁系元素M2+都能与NH3、CN-、F-、Cl-、Br-、I-及一些有机配体形成配位化合物。六硫氰合铁配离子Fe3+与SCN-作用，生成血红色Fe(

铁在人体中是最重要、含量最多的生命必需微量元素。大部分以血红蛋白和肌红蛋白的形式存在于血液和肌肉组织中。

血红蛋白和肌红蛋白分别起到载氧和储氧的功能。氧合血红蛋白肌红蛋白的结构第二章第五节铁在人体中是最重要、含量最多的生命必需五、铜、银、金及其化合物第二章第五节铜、银、金三种元素，通常称为铜族元素。铜银金元素符号CuAgAu原子序数294779相对原子质量63.55107.9197.0价电子层组态3d104s14d105s15d106s1常见氧化值+1,+2+1+1,+3电负性1.91.92.42-4铜族元素的基本性质五、铜、银、金及其化合物第二章第五节铜、银、金三种元素纯铜为红色，银为银白色，金为黄色。它们都属于重金属，并且单质的熔点、沸点相对较低，硬度较小，有极好的延展性和可塑性，导热、导电能力极强，尤以银为最强，铜是最常用的导体。铜、银、金能与许多金属形成合金。银铜金第二章第五节纯铜为红色，银为银白色，金为黄色。它们都属于重金属，（一）铜及其重要化合物

在Cu2+

溶液中加入强碱溶液，会析出浅蓝色的Cu(OH)2

沉淀。Cu(OH)2受热脱水生成

CuO。铜是人类认识和使用很早的元素，铜器取代石器，是人类结束新石器时代的标志。铜的化学性质比较稳定，通常有+1和+2两种氧化态的化合物。第二章第五节（一）铜及其重要化合物在Cu2+溶液中加入强碱溶

CuSO4·5H2O（五水合硫酸铜）俗称胆矾或蓝矾，是蓝色晶体，受热后逐步脱水，最后生成白色无水硫酸铜：375K386K531K1、硫酸铜

CuSO4白色无水硫酸铜极易吸水，吸水之后又称为蓝色水合物，利用该性质可检验有机物中微量水分，也可做干燥剂。

CuSO4有较强的杀菌能力，和石灰乳混合可制得“波尔多液”，对农作物有杀菌防病的作用。第二章第五节CuSO4·5H2O（五水合硫酸铜）俗称胆矾或蓝

氯化铜可用硫酸铜与盐酸反应制得，也可由单质直接合成。CuCl2

加热至

773K

时，分解为

CuCl和

Cl2。2、氯化铜

无水氯化铜为棕黄色晶体，在空气中潮解，它易溶于水，也易溶于乙醇和丙酮。从溶液中结晶出的二水合氯化铜为蓝色晶体。3、硫化铜黑色硫化铜固体能溶于热的HNO3和KCN溶液中。第二章第五节氯化铜可用硫酸铜与盐酸反应制得，也可由单质直接合成。3CuS+8HNO3

3Cu(NO3)2+

2NO+3S↓+4H2O2CuS+10KCN2K3[Cu(CN)4]+(CN)2↑+2K2S4、铜的配合物

Cu2+与单齿配体一般形成配位数为4的配位个体。Cu2+是交界酸，它与

OH-、Cl-等硬碱离子形成的配位个体的稳定性较差。

Cu2+还能与一些有机配体形成稳定的螯合物。第二章第五节3CuS+8HNO33Cu(NO3)5、氢氧化铜氢氧化铜Cu(OH)2为蓝色粉末，难溶于水，不稳定，加热会脱水生成黑褐色的CuO。3Cu(OH)2+2OH-

[Cu(OH)4]2-(蓝紫色)Cu(OH)2微显两性，能溶于较浓的强碱。Cu(OH)2易溶于氨水，能生成深蓝色的四氨合铜（Ⅱ）配离子。3Cu(OH)2+4NH3

[Cu(NH3)4]2++2OH-第二章第五节5、氢氧化铜氢氧化铜Cu(OH)2为蓝色粉末，6、铜离子的鉴定（1）在铜盐中滴加氨水，生成淡蓝色沉淀；再加过量氨水，沉淀溶解生成深蓝色溶液。3Cu2++2NH3·H2O

Cu(OH)2↓+2NH4+（2）在铜盐中加入亚铁氰化钾，生成棕红色沉淀。3Cu2++[Fe(CN)6]4-

Cu2[Fe(CN)6]↓Cu(OH)2+4NH3[Cu(NH3)4]2++2OH-第二章第五节6、铜离子的鉴定（1）在铜盐中滴加氨水，生成淡蓝色沉淀；再加（二）银的重要化合物

硝酸银是无色晶体，具有氧化性，皮肤或衣服沾上会逐渐变成黑色。将银溶于硝酸溶液中，蒸发、结晶，得到硝酸银晶体。

AgNO3加热到

713K

时，按下式分解：1、硝酸银↑↑

在日光照射下，AgNO3

也会按上式缓慢分解，因此

AgNO3晶体或溶液应装在棕色试剂瓶中。第二章第五节（二）银的重要化合物硝酸银是无色晶体，具有氧化性，皮

卤化银中只有

AgF易溶于水，其他卤化银均难溶于水。卤化银的颜色依

AgCl、AgBr、AgI的顺序加深，其溶解度也依次降低。

卤化银有感光性，在光照下分解为单质：

基于卤化银的感光性，常用作照相底片上的感光物质。2、卤化银第二章第五节卤化银中只有AgF易溶于水，其他卤化银均难溶于水3、银离子的鉴定（1）在可溶性银盐中加入稀盐酸，即生成白色凝乳状沉淀，该沉淀不溶于硝酸，可溶于氨水。Ag++Cl-