《重要元素及化合物》PPT课件.ppt

1、重要元素和化合物，第6章，目录，6.1元素物理性质6.2元素化学性质6.3无机化合物物理性质6.4无机化合物化学性质6.5无机材料，6.1元素物理性质，目前发现的112种元素中，单体的存在状态有三种不同：气体、液体、固体。元素物理性质原子结构或晶体结构相关。原子结构或晶体结构具有一定的规律性，因此单质物理性质也具有一定的规律性。6.1.1熔点、沸点和经度、单体熔点、沸点和经度概述、单体熔点、沸点和经度通常具有相同的变化趋势。也就是说，熔点高的硬度通常是沸点高，硬度也高。单质熔点、单质熔点、单质沸点、单质沸点、单质硬度、单质硬度(莫尔斯)、2、3周期元素单质从左到右逐渐升高，IVA最高，然后降低

2、。4，5，6周期元素短肢从左到右逐渐升高，VIB最高，接着总趋势逐渐降低。也就是说，熔点高，硬度高的硬度集中在中间，两侧低。物质熔体沸点的高低和硬度大小主要取决于晶体类型。主族元素晶体类型、相同周期、从左到右：典型金属晶体原子晶体分子晶体金属单体的物理性质和金属键强弱相关，影响金属键强弱的因素包括：原子半径越小，有效的原子负载越多，不成对的电子数越多，金属键强度越强，单质熔化，沸点越高，硬度越大。He的熔化，沸点是所有物质中最低的，非金属中熔点最高，硬度最大的是钻石。金属中熔点最高的是W，硬度最大的是Cr。金属中熔点最低的是Hg。延展性最好的金属白金。最薄的铂丝直径只有1/5000 mm。延展

3、性最强的金属金。最薄的黄金厚度只有1/10000 mm。碳的同位素异形，碳的同位素异形钻石：SP3晶格硬度大原子晶体石墨：SP2层润滑性导电跃迁晶体C60:类SP2球中各种高性能分子晶体，碳的同位素异形，石墨，C60，钻石，C60的发现，C60，H.W .克鲁吐导体和绝缘体之间是半导体，例如Si、Ge等。Ag是导电性能最好的金属。Ag也是导热系数最好的金属。单电导率(MSm-1)，2固体能带理论，基于分子轨道理论。以钠为例，两个3s原子轨道可以合并形成两个分子轨道：一个低能量的键分子轨道和一个高能量的键分子轨道。原子数N牙齿越大，分子轨道数就越多，这些分子轨道能级之间的差异很小，形成具有一定上

4、限和下限的条带，由于3s原子轨道之间的相互作用，形成了3s条带。安装了1mol Na原子，根据pauli不相容原理可以容纳2NA电子，而1mol Na原子只有Na电子，可以带来3s低的一半分子轨道，另一半是空的。此时，3s皮带未满的皮带，简称未满。1 mol钠原子的3s轨道带，3波段理论的应用节目，金属晶体中存在这种不充分带是金属能量传导的根本原因。绝缘体的特点是，价电子带是万带，万带和相邻的空带之间有宽的金带。禁止宽度：5 eV，半导体的带状类似绝缘体，但半导体的禁止区域要窄得多。禁带宽度：1 eV、a导体、导体、半导体和绝缘体的波段模型图表，万代、温度接近0K，某些物质的导电性无限提高-超

5、导材料。杂质：杂质含量增加，导电性减少。普通铝线的纯度在99.5%以上，铜线的纯度在99.9%以上。影响半导体导电性能的因素：温度：温度上升，电导率增加。杂质：适量杂质，电导率增加。例如：在Si、Ge中混合p、As、Sb等。单质纯度及温度等因素对导电性有很大影响。表现为6.2单体的化学性质，单体的化学性质，通常是氧化还原性。非金属单体的特点是在化学反应中能得到电子，表示氧化性，但很多非金属单体有时会表现出可恢复性。金属单晶体最突出的性质是容易失去电子，表现出可恢复性。6.2.1金属断裂的恢复性，事故1:金属断裂的恢复性主要与哪些因素有关？从结构因素来看，主要与元素原子负荷、原子半径、最外层电子

6、数有关。事故2:金属硬度的恢复性主要反映在什么反应上？金属和氧的作用。金属更换h能力。1金属元素活泼性规律，在相同周期短的周期内，从左到右的金属单体的恢复性逐渐减弱。长周期的变化情况与短周期一致，但比较慢，也有例外。同一族自上而下与主子族更改规则相反(B与相邻的主族匹配)。金属元素活泼性规律，S区金属活泼，恢复性强。常温下与空气作用，产生正常的氧化物。还可以创建过氧化物或超氧化物。例如：正常氧化物：Li2O、CaO过氧化物：Na2O2、BaO2(Be，Mg除外)过氧化物M2O2具有过氧化物离子O22-或OO-、2-超氧化物3360KO2、BaO4 (Li，Mg除外)例如，2 Na2 o 2 H

7、2 o=4 nao ho 2 4 nao 2 H2 o=4 nao H3 O2 2 Na2 o 2(s)2 CO2(g)=2 Na2 co3(s)O2(g)4 ko2(s)除了4周期元素Cu以外，其他金属可以与氧气反应，但Cr，Zn也形成致密的氧化膜。想：与部落元素和氧反应的活泼性变化规律和主族元素相比，有什么区别吗？同周期：活泼性变异规律基本一致，但部落元素变化少，性质相似。相同族：随着周期数的增加，主族元素活动性也增加。子族元素(Sc子族除外)随循环数的增加而减少。3金属的溶解，S区金属与水激烈反应，取代水中的氢。2M(s) 2H2O (l) 2M (aq) 2OH-(aq) H2(g)钠

8、和钠以下的同族元素及水反应很激烈，在此过程中产生的氢可以自然燃烧。p区金属(不包括Sb、Bi)和4周期不足金属(不包括Cu)的电极电势低于H，可以与盐酸和稀硫酸反应。例如：Zn H2SO4=ZnSO4 H2，d区5，6周期金属(包括Cu)的电极电势高于H，只能对氧化酸(浓硫酸、浓硝酸、王水等)反应。铌、钽、钌、铑、锇、铱、铱等不能溶于王水，可溶于浓硫酸和氢氟酸混合酸。p区金属的铝、镓、锡、铅等可溶于氢氧化钠等。SN2 NAOH=NA2S NO2 H2(G)2AL 2 NAOH 2 H2O=2 NAA LO 2 3 H2(G)，4金属钝化，金属在空气中自动氧化，产生保护作用强的氧化膜，这称为金属

9、钝化。最容易发生钝化作用的是包含Al、Cr、Ni、Ti和这些金属的合金。金属钝化必须符合两个茄子条件。金属形成的氧化膜在金属表面必须连续。也就是说，生成的氧化物的体积必须大于金属的原始体积。氧化膜的结构致密，稳定性高，氧化膜和金属的热膨胀系数差异不能太大。6.2.2非金属单质的氧化还原性，更活跃的非金属单质(如F2，O2，Cl2，Br2)具有较强的氧化性，经常用作氧化剂。F2 2H2O=4HF O2 Cl2(适量)2I I2 2Cl 5Cl2(过量)I2 6H2O=10Cl 2IO3 12H，不太活跃的非金属单晶体(例如C、H2、Si)经常用作还原剂。例如：3C Fe2O3=2Fe 3CO(g

10、) C 2H2SO4(浓度)=CO2(g) 2SO2(g) 2H2O S 2HNO3(浓度)=H2SO4 2no (g)，歧化反应部分非金属单晶体具有氧化性和恢复性，其中Cl2，Br2，I2，P4，S8等歧化反应发生。CL2 H2O=HCL HCLO CL2 2 NAOH=Nacl Naclo H2O，溴和碘在氢氧化钠中倾向于生产溴化钠和碘化钠。Br2 6NaOH=5NaBr NaBrO3 3H2O，次氯酸钠次氯酸钠，可能会释放原子氯。后者有强大的杀菌和表格伯爵用。因此，它被广泛用作消毒液和漂白剂。茶在工业中用作氧化剂。离子型氢化物，活泼的碱金属和能与碱土金属氢反应的离子型氢化物：2na H2

11、=2 nah ca H2=ca H2 ca H2 2 2 H2O=ca(oh)2 H2，氢化物共价型(例如HCl)，金属型，离子型，6.3无机化合物物理性质，无机化合物种类多，情况比较复杂。根据元素周期性规则和物质结构，特别是晶体结构理论，讨论了代表性氯化物及氧化物的熔点、沸点等物理性质及规律。6.3.1氯化物物理性质，氯化物是由比山羊和电负性山羊小的元素组成的二元化合物。氯化物概述NaCl、KCl、BaCl2等离子氯化物熔点高、稳定性好，可在熔化状态下用作高温介质(盐浴剂)，CaF2、NaCl、KCl等可用作红外光谱仪的棱镜。转化型无水氯化物(如AlCl3、ZnCl2、FeCl3等)溶于极性

12、有机溶剂，经常用作烷基化反应或乙酰化反应的催化剂。性质比较稳定的无水氯化物(如CaCl2等)经常用作干燥剂。1氯化物熔点和沸点，氯化物熔点和沸点大致分为3种。活跃金属的氯化物(如NaCl、KCl、BaCl2等)是离子晶体，熔点高，沸点高。非金属氯化物(如PCl3、CCl4、SiCl4等)为分子晶体，熔点、沸点都很低。周期表中间的金属元素氯化物(例如AlCl3、FeCl3、CrCl3、ZnCl2等)与族数相同，且位于熔点、沸点之间的过渡氯化物、氯化物熔点、氯化物熔点注1: IBVB、IAIVA族价钱状态也相同。VIB、VA族为3氯化物。VIIB和VIII族为2氯化物。备注2: TL、Pb及Bi分

13、别为1、2及3价格。氯化物沸点s表示升华。d表示分解。LiCl、ScCl3中的数据具有温度范围。牙齿表取平均值。在熔点数据中，发现两个茄子有趣的问题：(1)从IA(不包括LiCl)向上逐渐减少熔点，而A(不包括BeCl2)从上到下逐渐提高熔点，所有熔点高，但变化趋势相反。(2)大部分过渡金属和P区金属氯化物，熔点低，同时同一金属的低成本氯化物熔点高于高价状态。例如，熔点：FeCl 2 FeCl 3；SnCl2SnCl4、NaCl、KCl、RbCl、CsCl r EL离子键熔点、增加、减少、减少、减少离子极化理论可以解释。分析：NaCl、KCl、RbCl、CsCl是典型的离子晶体，熔点与晶体的晶

14、格能大小有关。离子的电荷数越多，离子半径越小，离子晶体的晶格能大小越大，晶格就越稳定。离子作为传记微粒本身，可以起到电场的作用，使其他离子变形。离子的这种能力称为极化能力。因此，离子具有两重性，即变形性和极化能力。2离子极化理论及应用，认为构成化合物的原子与球体的正负离子、正电荷、正电荷、负电荷的中心一致。在外电场的作用下，离子的原子核和电子发生相对位移，离子变形，正电荷中心位移，产生柔道偶极，牙齿过程称为离子极化。阳离子一般半径小，对相邻负离子起诱导作用，引起变形极化。负离子具有负电荷，因此通常半径大，容易诱导极化，变形性大。因此，考虑离子极化时，一般考虑阳离子对负离子的极化能力大小及负离子在阳离子极化作用下的应变性大小等。阳离子的极化能力越大，负离子的应变能力越大，离子极化作用越强。影响离子极化的重要因素，极化力(离子极化其他离子变形的能力)离子的极化力取决于电场强度。离子的电荷数越多，极化力就越强。离子半径越小，极化力越强。例如：Mg2 Ba2，离子的外层电子型8电