元素化合物知识专题1.13

1、元素化合物专题,各族元素物理性质比较,第一节碱金属 碱土金属,一、碱土金属与碱金属相似，有很强的化学活性，都能与卤素、氧、硫及其它非金属单质发生反应，它们的单质呈银白色（除Ba微黄色外）、轻，但皆比碱金属硬。 碱土金属以镁为典型。镁不如钠活泼，但它仍有相当强的金属性和还原性，是常见的活泼金属之一。镁与氧的“化学亲合力”强，所以与氧和不少氧化物都能发生反应，一般要加热或高温下进行。,例如： 2Mg+CO2=2MgO+C（能夺CO2中氧而还原出C，因而CO2不能熄灭镁的燃烧） 2Mg+TiC14=Ti+2MgC12（能还原出钛等现代应用的金属） 2Mg+SiO2=2MgO+Si （镁也能制硅粉，它

2、从SiO2中夺氧） 镁与盐溶液反应时, 对不活动金属盐溶液可置换出相应的金属单质, 但若该盐水解后酸性较强时,还有酸与镁生成氢气的反应伴生。 比如:对氯化铵溶液,则与水解出的盐酸反应生成氯化镁与氢气. 2NH4+2H2O+Mg=Mg2+ H2+2NH3H2O,二、氧化物和氢氧化物,氧化物 碱金属和碱土金属常见的氧化物有正常氧化物、过氧化物和超氧化物三类。 （1）碱金属和碱土金属氧化物与水反应都生成相应的氢氧化物 O2+H2O=2OH（注意：O2在水中不能存在） 碱金属和碱土金属氧化物在水中的溶解度，在同一族中都是从上到下增加，因此它们与水反应激烈的程度也是从上到下增加。Li2O与水反应缓慢；R

3、b2O，Cs2O与水反应如此剧烈甚至爆炸。BeO，MgO对水呈现一定的惰性；CaO，SrO，BaO与水猛烈反应而放出大量的热。,（2）过氧化物是氧化剂和氧气发生剂 O22+2H2O=H2O2+2OH（H2O2分解可放出O2） Na2O2+2CO2（g）=2Na2CO3+O2（作为CO2吸收剂和供氧剂） （3）超氧化物是强氧化剂和供氧剂。 2O2+2H2O=H2O2+2OH+O2 4MO2+2CO2（g）=2M2CO3+3O2,2. 氢氧化物 （1）碱土金属与水反应，皆能产生对应的氢氧化物和氢气：Be极弱，Mg与沸水反应较缓；Ca与冷水作用不太剧烈因Ca（OH）2微溶，覆盖表面阻碍反应；Sr、B

4、a与冷水反应剧烈。 （2）水溶性：Be(OH)2 难溶, Mg(OH)2难溶，Ca(OH)2微溶，Sr(OH)2可溶， Ba(OH)2 溶,三、盐类,常见的钠盐： 食盐（NaC1）、芒硝（Na2SO410H2O）为易溶无色的晶体，它们是强酸强碱盐，不水解。 纯碱（Na2CO3）和结晶碳酸钠，即块碱（Na2CO310H2O），因有弱酸根CO32而水解具有碱性。 小苏打（NaHCO3），其溶解度比Na2CO3小，加热分解较容易（NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O）。因含酸式弱酸根HCO3，故水解，但碱性比正盐弱。,2.常见钙盐： 氯化钙（CaC12，CaC126H2O），无色至白色固体，吸

5、湿潮解，易溶于水。无水CaC12是常用的干燥剂，几乎除NH3和酒精蒸气外，皆可用其干燥。 碳酸钙（CaCO3），白色固体，煅烧分解。易溶于酸而难溶于水。溶于CO2水溶液而成可溶性的Ca(HCO3)2,使水有硬性（暂硬水，可用煮沸或加石灰、纯碱等使其转化为CaCO3沉淀的办法除去，而使水软化）。天然产者很多，如石灰石、大理石、方解石、白垩、石笋石、钟乳石等。,3.常见的镁盐： 氯化镁（MgC12，MgC126H2O盐卤），无色晶体，潮解，易溶于水。光卤石（KC1MgC126H2O），无色晶体易溶，潮解，把光卤石用碱处理（如用石灰乳）可得Mg(OH)2，再与盐酸反应制得氯化镁。熔融氯化镁电解是冶炼

6、镁的方法。 碳酸镁（MgCO3）为白色固体，微溶于水，加热分解。碳酸镁矿石叫菱镁矿，溶于酸，溶于CO2和水混合物而成Mg(HCO3)2，使水具硬性（暂时硬水），可用煮沸或加石灰、纯碱使转化为难溶的Mg(OH)2而软化。,四、锂、铍的特殊性和对角线规则,一般说来，碱金属和碱土金属元素性质的递变是有规律的，但锂和铍却表现出反常性。锂及其化合物的性质与其它碱金属元素及其化合物的性质有明显的差异。铍也同样表现出与其它碱土金属元素性质上差异。但是锂与镁，铍与铝在性质上却表现出很多的相似性。 在周期系中，某元素的性质和它左上方或右下方的另一元素性质相似性，称对角线规则。这种相似性特别明显地存在于下列三对元

7、素之间： Li Be B C Na Mg A1 Si,锂与镁相似性表现在： （1）锂、镁在氧气中燃烧都生成正常氧化物，而其它碱金属生成过氧化物或超氧化物。 （2）都能与N2直接化合生成氮化物，而其它碱金属相应化合物均为易溶盐。 6Li+N2=2Li3N、 3Mg+N2=Mg3N2 （3）它们的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水，其它碱金属相应化合物均为易溶盐。 （4）氢氧化物均为中等强度的碱，在水中溶解度不大。加热时可分别分解为Li2O和MgO。其它碱金属氢氧化物均为强碱，且加热至熔融也不分解。 （5）硝酸盐加热分解产物均为氧化物、NO2和O2，而其它碱金属硝酸盐分解为MNO2和O2。,第二节卤

8、素,一、卤素单质 1. 制法：实验室中卤素单质一般可用氧化剂MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、KC1O3、Ca(C1O)2氧化氢卤酸的方法制取。例如： 2KMnO4+16HC1=2KC1+2MnC12+5C12+8H2O 制取氟只能采用电解法。例如： 2KHF2（熔融）电解 2KF +H2+F2 2. 性质：游离态的卤素非金属活泼性显著，是常见的氧化剂，它们与多种金属直接化合成卤化物，也与不少非金属反应得到非金属卤化物。 (1)与水反应：一般卤素与水发生歧化反应，水既不是氧化剂，也不是还原剂，X2+H2O= HX + HXO；而氟与水反应，水是还原剂， 2F2 + 2H2O = 4HF +

9、 O2。,=,3 与碱溶液反应：常温下C12、Br2、Br2和氢氧化钠溶液反应生成卤化物、次卤酸盐或者卤酸盐。 C12 + 2OH = C1+C1O +H2O； Br2 + 2OH = Br+BrO + H2O或3Br2 + 6OH = 5Br+BrO3+3H2O 3I2 + 6OH = 5I+IO3+3H2O（IO常温下不稳定，歧化为I、IO3） 加热条件下，C12和浓氢氧化钠溶液反应则生成卤化物、卤酸盐。 3C12 + 6OH = 5C1+C1O3 +3H2O。 但氟气通过稀的氢氧化钠溶液（2%水溶液）生成氟化钠，同时放出一种无色气体OF2气体（还有可能生成O3）。 2F2 + 2OH=

10、2F+OF2 + H2O,对于氟的特殊性还应注意下列几方面： （1）氟气能氧化稀有气体； （2）绝大多数的金属加热后能在氟气中燃烧，生成高价态的氟化物； （3）氟能氧化高能燃料：2F2+N2H4 = N2 + 4HF； （4）氟是人体形成强壮的骨骼和预防龋齿所必需的微量元素； （5）CaF2、MgF2难溶于水； （6）氟能使硫氧化为+6价，其它卤素均不能将硫氧化为+6价。,二、卤化氢,1制法：实验室里卤化氢可由卤化物与高沸点（H2SO4，H3PO4）反应制取。 CaF2+H2SO4(浓)=CaSO4+2HF NaC1+H2SO4(浓) =NaHSO4+HC1 但HBr和HI不能用浓H2SO4制

11、取, 因为浓H2SO4会氧化它们,得不到纯的HBr和HI。 2HBr+H2SO4(浓)=SO2+2H2O+Br2 8HI+H2SO4(浓)=H2S+4H2O+4I2 如用非氧化性的H3PO4代替H2SO4,则可制得HBr和HI。 NaX+H3PO4=NaH2PO4+HX HBr和HI也可用磷和Br2或I2反应生成PBr3或PI3, 后者遇水立即水解成亚磷酸（H3PO3）和HBr或HI. 2P+3X2+6H2O=2H3PO3+6HX,2性质：卤化氢都是具有刺激性臭味的无色气体。它们的性质随原子序数增加呈现规律性的变化(见图21, 其中HF因生成氢键,使得熔沸点比HC1的高)。 HF HC1 HB

12、r HI 稳定性逐渐减弱 水溶液的酸性、还原性逐渐增强、沸点除HF外逐渐升高 图21 卤化氢的性质变化变律 卤化氢的水溶液称氢卤酸，除氢氟酸是弱酸外，其它皆为强酸。但是氢卤酸却表现出一些独特的性质，例如它可与SiO2反应：SiO2+4HF= SiF4+ 2H2O（氢氟酸能腐蚀玻璃，其它氢卤酸不能）。,三、卤素氧化物和含氧酸及其盐 卤素含氧酸中以氯的含氧酸最重要。氯的含氧酸性质变化有如下规律 HC1O HC1O2 HC1O3 HC1O4 氧化性逐渐减弱 酸 性、稳定性逐渐增强 （1）次氯酸及其盐 HC1O是很弱的酸（Ka=2.95108）。它很不稳定，只能存在稀溶液中，且会慢慢自行分解。 2 H

13、C1O = 2HC1+O2 HC1O是强的氧化剂和漂白剂。漂白粉是C12与Ca(OH)2反应所得的混合物，其漂白作用就是基于C1O的氧化性。,（2）氯酸及其盐 HC1O3 是强酸，也是强氧化剂。它能把I2氧化成HIO3，而本身的还原产物决定于其用量。 2HC1O3(过量)+I2 = 2HIO3+C12 或 5HC1O3+3I2(过量)+3H2O = 6HIO3+5HC1 KC1O3是重要的氯酸盐。在有催化剂存在时,它受热分解为KC1和O2；若无催化剂,则发生歧化反应。 4KC1O3=3KC1O4+KC1 固体KC1O3是强氧化剂。它与易燃物质，如碳、硫、磷或有机物质混合后，一受撞击即引起爆炸着

14、火，因此KC1O3常用来制造炸药、火柴和焰火等。KC1O3的中性溶液不显氧化性，不能氧化KI，但酸化后，即可将I氧化。,（3）高氯酸及其盐 HC1O4是最强的含氧酸。其稀溶液比较稳定，氧化能力不及HC1O3，但浓HC1O4溶液是强的氧化剂，与有机物质接触会发生爆炸，使用时必须十分小心。 （4）卤素含氧酸盐与卤离子的反应：除氟外，卤素含氧酸盐与卤离子在酸性条件下发生“反歧化”反应。如： C1O+C1+2 H+ = C12 +H2O C1O3+ 5C1+6 H+ = 3C12 +3H2O IO3+ 5I+6 H+ = 3I2 + 3H2O,四、卤素互化物和拟卤素,1卤素互化物：由两种卤素组成的化合

15、物叫做卤素互化物。它们的分子由一个较重的卤原子和奇数个较轻的卤原子所构成。如IF7、BrC15、C1F3(C1F5)等。 卤素互化物绝大多数是不稳定的，具有较强的化学活性。 卤素互化物与大多数金属和非金属作用生成相应的卤化物。 卤素互化物都易发生水解。 XX+H2O=HX+HXOIF3+3H2O=3HF+H3IO3 卤素互化物一般可由卤素单质直接化合制得。,2某些负一价的阴离子在形成离子化合物和共价化合物时，表现出与卤离子相似的性质。在自由状态时，其性质与卤素单质很相似，通常称为拟卤素。 拟卤素主要包括氰(CN)2、硫氰(SCN)2、氧氰（OCN)2，它们的阴离子有氰离子CN、硫氰酸SCN、氰

16、酸根离子CNO。 （1）和卤素的单质相似，在水中也有水解作用。 如：(SCN)2+H2O =HSCN+HSCNO (CN)2+ 2OH = CN + CNO + H2O （2）和卤素离子相似，阴离子具有还原性，其强弱顺序为：FOCNClBrCNSCNI。 如：2SCN-+(CN)2=2CN-+(SCN)2,练习,氯化碘(ICl)的化学性质跟氯气相似，预计它跟水反应的最初反应物是( ) （A）HI和HClO （B）HCl和HIO （C）HClO3和HIO （ D）HC1O和HIO,第三节 氧族元素,一、氧化物的酸碱性,酸性氧化物：CO2、P2O5、SO3等； 碱性氧化物：K2O、CaO等； 两性

17、氧化物：Al2O3、ZnO、Cr2O3等； 中性氧化物：CO、N2O等； 复杂氧化物：Fe3O4、Pb3O4。,二、臭氧的性质和用途,臭氧有特殊的腥臭味，液态有很深的蓝紫色，固态呈黑色晶体。 臭氧的特殊化学性质是不稳定性和氧化性。 2O3 = 3O2 2Ag + 2O3 = Ag2O + 4O2 O3 + 2I- + H2O = I2 + O2 + 2OH- ， 此反应用来测定O3的含量。,O3 + CN- = OCN- + O2 OCN- + O3 = CO2 + N2 + O2 此两反应用来处理含氰废水。,三、H2O2,H2O2的性质和用途(参考课本：P113) 无色黏稠液体，强极性，H2

18、O2有强的缔合作用，其沸点远比水高(423K)； 常用H2O2有两种，3%和35%，前者用于消毒杀菌； H2O2是很好的脱色剂和杀毒剂。,三、H2O2,H2O2中O的化合价为-1，特征性质是氧化性和不稳定性。 H2O2在较低温度和高纯度时还是比较稳定的。受热和碱性介质、重金属离子Fe2+、Mn2+、Cu2+等的存在下，促进H2O2的分解： 2H2O2 = 2H2O + O2 ,三、H2O2,H2O2的定量测定为碘量法： H2O2 + 2I- + 2H+ = I2 + 2H2O 在酸性介质中其主要表现为氧化性，但与强氧 化剂反应表现为还原剂如： H2O2 + 2Fe2+ + 2H+ = 2Fe3

19、+ + 2H2O H2O2 + H2SO3 = SO42- + H2O + 2H+ 3H2O2 + 2NaCrO2 + 2NaOH = 2Na2CrO4 + 4H2O 5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O,三、H2O2,用途：H2O2的氧化性可漂白丝织物、杀菌消毒。纯H2O2 是火箭燃料。工业上用H2O2的还原性除Cl2 。 H2O2 + Cl2 = 2Cl- + O2+ 2H+,四、硫和它的化合物,硫的存在和用途 硫在地壳中的原子百分含量为0.03%，以单质硫和化合态的硫存在。 单质硫主要蕴藏于火山地区：可能是由于硫化物矿和高温水蒸气作用生成H2

20、S， H2S受氧化或与SO2作用成为S 沉积。 2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O,1、硫的存在和用途,天然硫化物矿：主要包括金属元素硫化物，和硫酸盐，如FeS2、CaSO4.2H2O、Na2SO4.10H2O等,2、硫的化学性质,除金和铂外，硫几乎能与所有的金属直接加热化合。 除稀有气体、碘、氮气外，硫与所有的非金属一般都能化合。 硫能溶于苛性钠中： 6S + 6NaOH = 2Na2S2 + Na2S2O3 + 3H2O 硫能溶于浓硝酸氧化成硫酸 S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO ,3、硫的制备、性质和用途,单质硫是从它的

21、天然硫矿床或硫化物中制得。将硫矿隔绝空气加热(少量空气)， 3FeS2 + 12C + 8O2 = Fe3O4 + 12CO + 6S 单质S：导热和导电性都很差，不溶于水，微溶于酒精，能溶于CS2中。 世界每年大量消耗S。制H2SO4，橡胶工业，造纸工业。,4、H2S和硫化物,H2S S蒸气和H2可以直接化合成H2S，而实验室， FeS(s) + H2SO4(aq) = H2S(g) + FeSO4(aq) Na2S(s) + H2SO4(aq) = H2S(g) + Na2SO4(aq) H2S分子呈V形,4、H2S和硫化物,H2S是无色有毒气体，常温常压下1体积水能溶解2.6体积的H2S

22、 ，且H2S，水溶液是极弱酸： H2S H+ + HS- HS- H+ + S2- H2S和硫化物是硫的最低氧化态(-2)，具有还原性，能被氧化成单质或更高的氧化态。 H2S + I2 = 2HI + S H2S +O2 = 2H2O + 2S H2S + 4Br2 + 4H2O = 8HBr + H2SO4,4、H2S和硫化物,碱金属硫化物和(NH4)2S是易溶于水的。但碱土金属的硫化物和硫化亚铁(FeS )、硫化铜(CuS)等是难溶于水的。,4、H2S和硫化物,Na2S和(NH4)2S能溶解单质硫，如KI可溶解I2一样，生成多硫化物： Na2S + (x-1)S = Na2Sx (NH4)

23、2S + (x-1)S = (NH4)2Sx 多硫化物颜色从黄色到红色，溶解硫越多越深. 它是一种硫化试剂，向其它反应提供活性硫。如： SnS + (NH4)2S2 = (NH4)2SnS3,多硫化物在酸性溶液中不稳定，发生歧化分解： Sx2- + 2H+ = H2S + (x-1)S 其中硫显示出弱的氧化性。,5、硫的氧化物,二氧化硫： 主要是SO2和SO3。二氧化硫，工业上通过燃烧硫铁矿制得， SO2(b.p. 10)，分子呈V形。,5、硫的氧化物,SO2是无色有毒刺激气体，是一种大气污染物，它是极性分子，1体积水中可溶解40体积的SO2。 SO2中硫的化合价为+4，所以它既可以做氧化剂，

24、又可以作为还原剂： SO2 + O2 = SO3 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O,6、硫的氧化物,三氧化硫 SO3工业上通过SO2氧化制备，其m.p. 16.8。气态SO3分子构型为平面三角形，键角120，键长142pm。 SO3能与水反应生成硫酸。,7、S的含氧酸,1)、亚硫酸 弱酸性： H2SO3 + H2O HSO3- + H3O+ 还原性(主要)： 2H2SO3 + O2 =2H2SO4 H2SO3+I2+H2O=H2SO4+2HI 氧化性： SO32- + H2O + Cl2 = SO42- + 2Cl- + 2H+ SO32- + 2H+ + 2H2S = 3S +

25、3H2O 不稳定性：受热分解,7、S的含氧酸,硫代硫酸及其盐 硫代硫酸常温很不稳定，立刻分解成S和SO2，制备时需低温。 其盐主要是Na2S2O3， Na2S2O3.5H2O，俗名海波，大苏打，易溶于水，水溶液呈碱性，遇酸立即分解： 2Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + S + SO2 + H2O Na2S2O3是一个中等强度的还原剂： 2S2O32- + I2 = S4O62- + 2I- 上述反应是分析化学中测量I2的定量方法。,7、S的含氧酸,如遇强氧化剂如Cl2和Br2等，S2O32-被氧化成SO42- S2O32- + 3Cl2 + 5H2O = 2SO42- + 6C

26、l- + 10H+ S2O32-的另一重要性质是配位性，其配位能力强于NH3.H2O，如NH3.H2O不能溶解的AgBr，可用S2O32-溶解，冲洗黑白胶卷时用以溶解未感光的AgBr，故Na2S2O3用作定影液。 AgBr + 2Na2S2O3 = Na3Ag(S2O3)2 + NaBr,第四节 碳族元素,一、氧化物,CO2和CO 制备：含碳化合物的燃烧 CaCO3 = CaO + CO2 实验室制法：CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 HCOOH（甲酸） = CO + H2O H2C2O4（草酸或者乙二酸） = CO2 + CO + H2O,一、氧化物,SiO2

27、 SiO2是原子晶体，与CO2大为不同。SiO2是一种坚硬、脆性、难熔的无色固体。 制石英玻璃：能让紫外光通过，制光学仪器，又因它的膨胀系数小，能经受温度剧变，制备高级化学器皿。但和碱、HF反应。 SiO2 + 4HF(g) = SiF4 + 2H2O SiO2 + 6HF(l) = H2SiF6 + 2H2O SiO2 + 2OH- = SiO32- + H2O SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2 ,一、氧化物,PbO： 两性偏碱，即易溶于HNO3，难溶于碱； PbO2：两性偏酸性，稍溶于碱，而难溶于HNO3； SnO2：易溶于碱，酸性显著。 PbO2是强氧化剂： P

28、bO2 + 4HCl = PbCl2 + Cl2 + 2H2O 5PbO2 + 2Mn2+ + 4H+ = 5Pb2+ + 2MnO4- + 2H2O PbO2的制备： Pb(OH)3- + ClO- = PbO2 + Cl- + OH- + H2O,二、含氧酸及其盐,碳酸和碳酸盐 CO2溶于水的体积比可达1：1，然而溶解的CO2 大部分是以结合较弱的水合分子形式存在，只有一少部分生成H2CO3，CO2/H2CO3=600 H2CO3是弱酸： H2CO3 H+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32-,二、含氧酸及其盐,生成的盐，碱金属 (Li除外) 和铵的碳酸盐易溶于水，其它金属的碳

29、酸盐难溶于水，但难溶盐的碳酸氢盐有较大溶解度。 Ca2+ + CO32- = CaCO3 CaCO3 + CO2 + H2O = 2Ca(HCO3)2 但易溶的Na2CO3、K2CO3和(NH4)2CO3的相应碳酸氢盐都有较低溶解度，这种反常是由于HCO3-离子通过氢键形成双聚或多聚链状离子的结果。,二、含氧酸及其盐,碱金属的碳酸盐或碳酸氢盐在水中因水解分别显强碱性和弱碱性。 通常氢氧化物碱性较强的金属离子可沉淀为碳酸盐，氢氧化物碱性较弱的金属离子可沉淀为碱式碳酸盐，而强水解性的金属离子可沉淀为氢氧化物。 Ca2+ + CO32- = CaCO3 Cu2+ 2CO32- + H2O = 2Cu2(OH)2CO3 + CO2 Fe3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 3CO2 碳酸盐的另一重要特征是不稳定性，一般碳酸盐的热稳定性高于碳酸氢盐。,二、含氧