1、第八章 元素化学（一）主族元素,1、掌握主族元素常见的单质和重要化合物（氧化物，卤化物，氢化物，硫化物，氢氧化物，含氧酸及其盐）的重要性质（尤其是酸碱性，氧化还原性的递变规律），其些重要单质，化合物的制备方法。 2、通过元素化学学习会判断一般化学反应的产物，并能正确书写反应方程式（分子及离子方程式）。 3、了解元素的分布及其分类；了解元素化学的一些新进展。,基本要求：,8.1 元素的分布及其分类,一、单质 1、单质的晶体结构 主族及零族晶体结构的规律：同一周期，从左至右，一般由典型金属晶体经原子晶体（层状晶体或链状晶体等）过渡到分子晶体；同一族，从上至下，常由分子晶体或原子晶体过渡到金属晶体。
2、,8.2 主族元素,物质的熔、沸点决定于该物质的晶体结构，实际上决定于结构中的作用力大小，一般说来原子晶体中共价键作用力最强，金属晶体中金属键作用力次之，分子晶体中分子间力最弱。由此可推知：同一周期主族元素从左至右，熔、沸点由低至高再至低；同族，从上到下，熔、沸点也具类似特征。,2、单质的性质（1）熔、沸点,（2）密度和硬度由于晶体结构和原子半径的原因，同一周期主族从左至右，单质的密度和硬度由小至大再变小。每周期开始的碱金属均小，其中Li、Na、K的密度比水还小，硬度小，可用小刀切；后增大，最后为分子晶体，变小（分子晶体中分子间空隙大）。,（3）导电性和超导性主族元素单质，从左至右，一般由导体
3、至半导体再到非导体变化。主族金属单质均为导体，主族非金属单质一般不导电，位于P区对角线上的一些单质如Si、Ge、Sb、Se、Te等单质具有半导体性质，其中Si和Ge是最好的半导体材料。 金属元素中有很多在一定温度下均具有超导性。,物理性质 （1）熔、沸点低，分子晶体； 从上到下熔、沸点升高。(2)颜色:F2 (浅黄) Cl2(黄绿)Br2 (红棕)I2 (紫色)(3)溶解性：水中：除F2与H2O反应外，其余均不大 。有机溶剂中：比水中增大很多。 Br2 ：浓度由小变大，颜色从棕黄到红棕。I2：在介电常数大的有机溶剂中，呈现棕黄红棕；介电常数小的有机溶剂中，呈现紫色(分子状态存在)。 I2还可溶
4、于碘化物（如KI等）中，形成多碘离子：I2 + I- I3-,卤素单质,F性质的特殊性：F Cl Br I 电子亲合势： 反常较小 依次变小 X2的离解能： 反常较小 依次变小,化学性质：氧化性 A)卤素与单质的反应卤素与氢反应情况（X2 + H2 2HX）,氟、氯几乎能与所有金属直接化合，而溴和碘只能与活泼金属反应。同一金属与卤素化合时，反应温度常常是从F2到I2依次升高。,B）与水发生氧化反应2X2 + 2H2O 4HX + O2H2O作还原剂：4H+ + O2 + 4e 2H2OE(O2/H2O)=1.229V；pH=7时， E(O2/H2O) =0.816VF2/F- Cl2/Cl-
5、Br2/Br- I2/I- E/V 2.87 1.36 1.08 0.535 可见，F2强烈分解水，Cl2在日光下缓慢置换水中氧， Br2非常缓慢地反应放出O2，I2不能氧化水，易发生2I- + 2H+ + O2 I2 + H2O,C）与水发生的歧化反应X2 + H2O H+ + X- + HXO 总趋势都不大，且Cl2I2 ，其反应趋势减弱 。Cl2 Br2 I2 K 4.210-4 7.210-9 2.010-13 从反应可见，加OH-促进水解，生成卤化物和次卤 酸盐 。,希有气体的用途,稀有气体,He,超低温冷却剂；填充气球；作惰性保护气用于核反应堆热交换器；液氦在温度小于2.2K时，是
6、一种超流体，具有超导性和低粘性，对于研究和验证量子理论有重要的意义。,Ne,氖的导电性是空气的75倍，用于放电管中发射红光，也用于作金属焊接的保护气。,Ar,氩 氩的导热性很差，用于填充灯泡，也用作焊接的保护气。,Xe,氪和氙 导热性均很差，用于填充灯泡，用氙制的电光源氙灯有“小太阳”之称。,Kr,1962年英国化学家巴特列曾制得第一个稀有气体化合物，他用PtF6蒸气与过量的Xe在室温下混合，即得到一种红色晶体，证明是如下反应：Xe+PtF6Xe+PtF6-在密闭的Ni容器内，Xe和F2加热到高于250： Xe+F2XeF2 Xe+2F2XeF4 Xe+3F2XeF6所有稀有气体化合物化学性质
7、是强氧化性，能将H2O、NH3、H2O2、Cl-、Br-、I-、Mn2+等氧化。,稀有气体化合物,归纳起来有五种：物理分离法，热分解法，还原法，氧化法和电解法。（1）物理分离法原理：单质与杂质在某些物理性质（如密度、沸点等）上有显著差异的特点。举例：（1）淘洗黄金（密度差异）；（2）低温加压下把空气液化，然后蒸发，利用沸点差异，液N2沸点-196，比液O2(-183) 低，N2先从液态空气中蒸发出来，留下液O2。应用范围：分离、提取以单质状态存在，且某些物理性质与杂质差异较大的元素。,3、单质的制取方法,（2）热分解法原理：某些化合物热稳定性低的特点，制取单质。举例：2Ag2O(s) 4Ag(
8、s)+O2(g) 应用范围：（1）应用于制取活泼性差的金属单质；（2）制取一些高纯单质，如Ni、Zr等。,（3）还原法原理：用还原剂还原化合物（如氧化物等）来制取单质，一般常用的还原剂是焦炭，CO、H2、活泼金属等。举例： 高炉炼铁： Fe2O3+3CO 2Fe+3CO2 铝热剂法： Fe2O3+2Al 2Fe+Al2O3 电炉法制黄磷：2Ca3(PO4)2+10C+6SiO2 6CaSiO3+10CO+P4应用范围：用于制取活泼性不是很强的金属及以正氧化值 存在的非金属单质。,（4）氧化法原理：使用氧化剂氧化化合物中处理负氧化值的元素，制取单质。举例：用空气氧化法从黄铁矿中提取硫，冷却硫蒸汽
9、可得 粉状硫。3FeS2+6C+8O2 Fe3O4+6CO2+6S应用范围：用以制备以负氧化值存在的非金属单质。,工业上制Br2（从海水中）：Cl2通入pH=3.5左右的晒盐后留下的苦卤（富含Br -）， 置换出Br2 空气吹出 Na2CO3液吸收 H2SO4酸化， 即得Br2。 CO32- + 3Br2 5Br- + BrO3- + 3CO25Br- + BrO3- + 6H+ 3Br2 + 3H2O 元素电势图：,Br2和I2的制备:化学氧化法,I2的制法： （1）从海藻或盐卤中 Cl2 + 2I- I2 + 2Cl- I2 + I- I3- ，但应避免通入过量Cl2：因： 5Cl2 +
10、I2 + 6H2O 2IO3- + 10Cl- + 12H+ （2）从智利硝石提取NaNO3后的母液（含NaIO3）， 用酸式亚硫酸盐处理得到I2 ：2IO3 - + 5HSO3 - I2 + 3HSO4 - + 2SO42- + H2O,（5）电解法原理：使用外力直流电源将元素还原为单质。举例： 2NaCl+2H2O 2NaOH+H2+Cl22Al2O3（熔体） 4Al+3O2 应用范围：制取活泼金属和活泼非金属单质。,氢几乎能和除稀有气体外的所有元素结合，形成不同类 型的二元化合物，这就是广义的氢化物定义。严格讲，氢化物是指H-的化合物，而非金属氧化物则称“某化氢”。（如HF、HCl、H2
11、S等）。氢化物按其结构和性质的不同可大至分为三种类型：离子型、共价型和金属型。,二、氢化物,氢化物的类型，与元素的电负性和周期表中位置有关。,制取：碱金属和碱土金属（除Be、Mg外）加热时能直接与氢形成离子型氢化物。2M+H22MH M+H2MH2 M代表Ca、Sr、Be）结构特征：M+、H+或M2+、H+，其中化学键为离子键，组成为MH，MH2。性质：具离子化合物特征，如熔、沸点较高，熔融时能导电，性质似盐类，所以称类盐氢化物，密度比相应金属大得多，通常为白色晶体（不纯是浅灰或黑色）。,1、离子型（类盐型）氢化物,(1)强还原性(H-)：(2)热稳定性： (3) H+能在非极性溶剂中同B3+
12、、Al3+、Ga3+等结合成复合型氢化物。最有实用价值的离子型氧化物为CaH2、LiH和NaH。LiAlH4可用作有机合成中的还原剂，可将醛、酮、羧酸还原为醇，将硝基还原成氨基等，还可作高分子聚合反应的引发剂。,化学性质：,绝大多数p区元素与氢形成的氢化物，为共价型氢化物，它们的固态大多属分子晶体，所以又称分子型氢化物。结构特征：共价键组成：通式RH（8-N）。性质：因形成分子晶体，故熔、沸点较低，常温下，除H2O，BiH3为液体外，其余均为气体；大多数无色，物理性质很多相似。化学性质差异较大。,2、共价型（分子型）氢化物,共价型（分子型）氢化物,d区和ds区元素与氢形成金属型氢化物。过渡金属
13、氢化物中，氢以三种形式存在： （1）以原子状态存在于金属晶格中； （2）以H+形式存在,它的价电子进入氢化物的导带中； （3）以H-存在，其电子是从氢化物中得到的。特征：某些过渡金属具有可逆吸收和释放氢气的特性。如： 是较为理想的储氢材料。,3、金属型氢化物,B的价电子数（3）价层轨道数（4），这种原子称为缺电子原子。所以 B2H6中B不能与C一样形成C2H6的正常共价健结合，结构实验证明B2H6具有桥式结构。H HB BH H,乙硼烷,H价键：两个B B 氢桥键，叫三中心二电子键（简称三中心键）简写为“3c-2e”键。多中心键是指3个或3个以上原子间结合所形成的共价键，它是一种非定域键，多中
14、心键是缺电子原子的一种特殊成键形式。 多中心键的强度只有一般共价键的一半，故硼烷性质比烷烃活泼。,物性：含B原子数较小的硼烷，常温下为气体，如B2H6和B4H10。含B原子数较多的硼烷，常温下为液体，如B5H9。含B原子数等于或大于10的硼烷，常温下为固体，如B10H14及其它高硼烷。,硼烷的性质：,（1）B2H6在空气中能自燃，放出大量热B2H6（g）+3O2（g）B2O3(s)+3H2O(g)=2033.79kJ.mol-1（2）硼烷遇水发生水解作用： B2H6(g)+6H2O(l)2H3BO3（aq）+6H2=456kJ.mol-1 也放出大量热。（3）硼烷与具有孤电子对的分子发生加合作
15、用，如：B2H6+2CO2H3BCO B2H6+2NH32H3BNH3,乙硼烷的化学性质：,1、制法： 工业上 直接N2和H2合成。N2 + 3H2 2 NH3实验室 2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3+2H2O,氨,氨的分子结构,化学性质与结构的关系： 加合反应： (N原子具有孤对电子)（a）与H2O中H +加合NH3+H2O NH3 H2O NH + OH- K =1.810-5(b) 与酸中H+加合，NH3+H+NH,2、性质,（c）与金属离子加合形成配离子：Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)42+与一些分子加合: CuCl2+8NH3CaCl28NH3,取代反应 N
16、H3分子中的H原子在一定条件下可依次取代，生成一系列氨的衍生物：氨基化物（NH2）,亚氨基化物（NH），氮化物（N） 2Na + 2NH3 2NaNH2 + H2HgCl2+2NH3HgNH2Cl （氨基氯化汞）+NH4ClCOCl2 (光气)+4NH3CO(NH2)2（尿素）+2NH4Cl,氧化反应：NH3中N处于氮的最低氧化数（-3），故有还原性，可被氧化。如NH3在纯氧中燃烧（在空气中不能燃烧）： 4NH3+3O2 2N2+6H2O在有催化剂时 4NH3+5O2 4NO+6H2O 用于制HNO3NH3在空气中爆炸极限：体积分数为16%27% 与其他一些氧化剂及某些氧化物的氧化反应：3Cu
17、O+2NH3 3 Cu+N2+3H2O,2、性质： （1）物性：（极性比H2O大）纯态为无色粘稠液体的； 沸点高于水，为150； 与水可以任意比例混合 。,过氧化氢（H2O2）,1、结构：分子中有一个过氧键（-O-O-）；空间构型为立体构型。,酸性很弱：H2O2 H+HO Ka =2.310-12 eg：可与碱作用生成过氧化物（H2O2的盐）：H2O2 + Ba(OH)2 BaO2 + 2H2O （3）热稳定性： H-O-O-H中，过氧键键能低，所以受热易分解： O2 -O-O- OH 键能 /kJ.mol-1 498 142 463光或热2H2O2（l） 2H2O（l）+ O2（g）,（2）
18、酸性：,氧化还原性： H2O2中氧的氧化数为-1， 其既有氧化性又有还原性 。,E(A)0.67 V 1.77 VO2H2O2H2O E(B)-0.08 V 0.87 VO2HO2- 2OH-,作氧化剂：,H2O2+2I-+2H+I2+2H2O PbS+4H2O2PbSO4+4H2O,2CrO2-+2H2O2+2OH-2CrO42-+4H2O,用H2O2清洗 油画原理,过量的H2O2可以煮沸溶液除去。,2KMnO4+5H2O2+3H2SO42MnSO4+K2SO4+5O2+8H2OCl2+H2O2O2+2HCl （用于工业上除Cl2）,作还原剂：,实验室制备：Na2O2+H2SO4+10H2O
19、 Na2SO410H2O+H2O2 工业上制备： （1）电解法： 电解NH4HSO4饱和液得(NH4)2S2O8： 2NH4HSO4 （NH4)2S2O8 + H2 加适量稀H2SO4使(NH4)2S2O8水解：(NH4)2S2O8 + H2O 2NH4HSO4 + H2O2 （2）蒽醌法： H2 + O2 H2O2,3、制备和用途：,硫化氢：溶、沸点比水低得多，气体可在空气中燃烧。 氢硫酸性质： 酸性： H2S H+ + HS- K = 1.1107 HS- H+ + S2- (K =1.31013)很弱 还原性：S + 2H+ + 2e H2S E =0.144V ,S + 2e S2-
20、E =- 0.407V，强还原性2H2S + O2 2S+ 2H2OH2S + 2FeCl3 S+ 2FeCl2 + 2HClH2S + 4Cl2 + 4H2O H2SO4 + 8HCl,硫化氢和氢硫酸,1、制法：HX( 气)的制取可用单质合成、复分解和卤化物水解等方法。工业上合成盐酸是直接合成，H2气流在氯气中燃烧：H2 + Cl2 2HCl 实验室中常用非金属卤化物水解的方法制备HBr和HI：PBr3 + 3H2O H3PO3 + 3HBrPI3 + 3H2O H3PO3 + 3HIP + 6H2O + 3I2 2H3PO4 + 6HIP + 6H2O + 3Br2 2H3PO4 + 6H
21、Br,卤化氢和氢卤酸,复分解法：HF： CaF2(s) + 2H2SO4(浓) Ca(HSO4)2 + 2HFHCl：NaCl(s) + H2SO4(浓) NaHSO4 + HCl此法不适用于制HBr和HI ：H2SO4 (浓) + 2HBr Br2 + SO2 + 2H2OH2SO4 (浓) + 8HI 4I2 + H2S + 4H2O可用 H3PO4代替浓H2SO4制HBr和HI。,(1)氢卤酸的酸性: 酸性：HF5molL-1, 则成强酸，其反常原因：生成了缔合离子HF2-, H2F等促进HF解离，酸性增强：HF H+F- K (HF）= 6.310-4F- + HF HF2- K (H
22、F）= 5.1 (2)还原性： 递变定律 HI HBr HCl HF (3)热稳定性： 2HX H2+X2 递变定律 HF HCl HBr HI,2、性质,卤化氢的一些性质,三、氧化物,氧化物是指氧与电负性比氧小的元素形成的二元化合物。 氧化物可分为正常氧化物、过氧化物、超氧化物、臭氧化物及低氧化物。,1、正常氧化物,（1）酸碱性 活泼金属及一些金属的低氧化值氧化物为碱性氧化物，如：多数非金属氧化物具有酸性：P4O10 + 6H2O 4H3PO4,某些金属氧化物及非金属的低价氧化物具有两性。,Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH 2NaAl(OH)4
23、,氧化物的酸碱性变化规律：,同一元素不同氧化值的氧化物，高氧化值氧化物的酸性要比低氧化值氧化物的强，例如酸性：SnO2SnO；As2O5As2O3。 同周期元素最高氧化值氧化物，从左至右酸性增强，碱性减弱。例如：Na2O和MgO呈碱性，活性Al2O3则为两性，SiO2具有弱酸性，而P4O10、SO3、Cl2O7均为酸性氧化物，且酸性逐步增强。,As2O3(白色) Sb2O3（白色） Bi2O3(黑色) (两性偏酸性) （两性） （弱碱性）As2O5（白色） Sb2O5（淡红色） Bi2O5（红棕色） （中强酸） （两性偏酸性） （弱酸性）,同族元素相同氧化值的氧化物，从上至下一般是 碱性增强，
24、酸性减弱。,（2）氧化还原性,惰性电子对效应在第A、IVA、A、A族中，ns2电子对随着n值增大而逐渐稳定的现象。由于惰性电子对效应的存在，这几族元素的氧化物自上往下：低氧化值的物质稳定性增加，即还原性逐渐减弱；高氧化值的物质稳定性降低，即氧化性逐渐增强。,还原性减弱：As2O3Sb2O3Bi2O3,氧化性增强: As2O5Sb2O5Bi2O5,氧化物中常见强氧化剂,2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ 2MnO4- + 5Pb2+ + 2H2OPbO2 + 4HCl（浓） PbCl2 + Cl2 + 2H2OXeO3是最强的氧化剂之一：6Mn2+ + 5XeO3 + 9H2O 5Xe +
25、6 MnO4- + 18H+,还原性较强的氧化物有CO、NO等低氧化值氧化物，CO是冶金工业中常用的一种还原剂.某些中间氧化值的氧化物，如SO2，则既有氧化物，又有还原性，但SO2以还原性为主.,（3）稳定性,一般稀有气体氧化物、高氧化值氧化物的稳定性较差，例如:XeO4、 XeO3极易发生爆炸。Bi2O5不稳定，纯净的Bi2O5至今未制得。,除Be外IA、IIA均能形成过氧化物（离子型）除Li、Be、Mg外，IA、IIA能形成超氧化物。性质： （1）室温下，均能与水和稀酸反应： Na2O2+2H2O2NaOH+H2O2Na2O2+H2SO4Na2SO4+H2O22KO2+2H2O2KOH+H
26、2O2+O22KO2+2H2SO42K2SO4+H2O2+O2,2、过氧化物和超氧化物,（2）与CO2的反应：2Na2O2+2CO22NaCO3+O2 4KO2+2CO22K2CO3+3O2 Na2O2为常用的过氧化物，纯的为白色，工业品带浅黄；在碱性介质中是强氧化剂，常作矿熔剂。如：2Fe(CrO2)2+7Na2O2 2Na2CrO4+Fe2O3+3Na2ONa2O2还可用于纺织、纸浆漂白。Na2O2熔融分解，但遇到棉花、Al粉等还原性物质，会爆炸，故使用Na2O2要小心。,四、硫化物 1、溶解性,正盐：除碱金属、NH4+ 、Ba2+，易溶于水外， A微溶（BeS难溶），其余大多数难溶，且具
27、有特征颜色。 酸式盐：易溶。,硫化物溶解性,利用硫化物的溶解性差别可以进行物质的分离，利用硫化物的颜色不同可以进行物质的鉴别。,FeS + 2HCl FeCl2 + H2SPbS + 4HCl (浓) H2PbCl4 + H2S3CuS + 8HNO3 (浓) 3Cu(NO3)2 + 3S+ 2NO+ 4H2O 3HgS + 2HNO3 + 12HCl 3H2HgCl4 + 3S+ 2NO+ 4H2O,硫化物溶解性,碱金属硫化物，溶于水，水解显碱性：S2 + H2O HS- + OH- 碱土金属硫化物，也水解： 2CaS + 2H2O Ca(HS)2 + Ca(OH)2某些高氧化数金属硫化物完
28、全水解：Al2S3+6H2O 2Al(OH)3+3H2S,2、水解性：,3、酸碱性 绝大多数硫化物的酸碱性同它的氧化物。,硫化物的酸碱性,As2S36OH-AsO33-AsS33-3H2O Sb2S36OH-SbO33-SbS33-3H2O As2S33S2-2AsS33- As2S33S22-2AsS43-S,2As3+3H2SAs2S36H+ 2AsO43-5H2S6H+As2S58H2O,2AsS43-6H+As2S53H2S 2AsS33-6H+As2S33H2S,必须在浓的强 酸溶液中才能得 到五硫化二砷,硫化物溶 于碱或硫化 钠或硫化铵 中生成硫 代酸盐,硫代酸盐 和硫代亚酸 盐在
29、酸中不 稳定，分解 为硫化物 和硫化氢,Na2S + (x-1)S Na2Sx ( x = 26)， Sx2-为多硫离子， 多硫化物随x数增加， 颜色： 黄 橙黄 红色 2(NH4)2S + O2+ 2H2O 2S+ 4NH3H2O(NH4)2S + (x-1)S (NH4)2Sx,多硫化物具氧化性又有还原性：氧化性：SnS + S22- SnS32-（硫代锡酸盐）还原性：4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2多硫化物在酸中歧化： Sx2- + 2H+ H2S + S ,4、多硫化物,1.性质和键型一般规律：碱金属（Li除外），碱土金属（Be除 外）和大多数La系、Ac系元素的卤
30、化物基本上为离子 型；随金属离子半径减小，离子电荷增加及卤素离子 半径的增大，键型由离子型共价型过渡。,五、卤化物,卤素和电负性较小的元素生成的化合物叫做卤化物。,卤化物可分为金属卤化物和非金属卤化物两大类。,(1)同一周期卤化物的键型，从左到右，由离子型过渡到共价型。第三周期元素氟化物的性质和键型,（2）p区同族元素卤化物的键型,自上而上,由共价型过渡到离子型氮族元素的氟化物的性质和键型,（3）同一金属的不同卤化物，从氟化物到碘化物，由离子键过渡到共价键 AlX3 的性质和键型,（4）同一金属组成不同氧化数的卤化物时，高氧化数卤化物具有更多的共价性。 不同氧化数氯化物的熔点、沸点和键型,2、
31、溶解性大多数卤化物易溶于水，Cl、Br、I的银盐 (AgX)、铅盐（PbX2），亚汞盐（Hg2X2）、亚铜盐（CuX）难溶。,PbI2 + 2KI K2PbI4,PbCl2 + 2HCl（浓） H2PbCl4,3、水解性,大部分非金属卤化物遇水发生完全分解。SiCl4 + 3H2O H2SiO3 + 4HCl PCl3 + 3H2O H3PO3 + 3HCl p区金属卤化物的水解产物通常是碱式盐或碱式盐的脱水产物。例如：SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl + HClSbCl3 + H2O SbOCl+ 2HClBiCl3 + H2O BiOCl+ 2HCl,4、氧化还原性,Sn(II)在
32、酸性及碱性介质中都有还原性，碱性中更强。酸性：Sn2+ + O2(空气) + 4H+ 2Sn4+ + 2H2O 2HgCl2 + SnCl2 Hg2Cl2(II) + SnCl4 Hg2Cl2 + SnCl2 2Hg2(灰黑) +SnCl4 碱性：2Bi3+ + 6OH- + 3Sn(OH)42- 2Bi(黑) + 3Sn(OH)62-,氧化还原性,稀有气体氟化物都是强氧化剂，例如：2XeF2 + 2H2O 2Xe + 4HF + O2XeF2 + H2 Xe + 2HFXeF2 + H2O2 Xe + 2HF + O2XeF6 + 6HCl Xe + 3Cl2 + 6HF,六、氢氧化物、含氧
33、酸及其盐,含氧酸及其盐的中心原子与氧原子的成键方式：,HNO3 ( ),NO3- ( ),H2SO4 (p-d) 键,3、氧化物的水合物的酸碱性,R-OH规则解释：氧化物的水合物通式R(OH)n，R为成酸或成碱元素，有两种解离可能：RO- +H+ R-O-H R+OH-在R-OH中，若R的值大，其极化作用强，氧原子电子云偏向R，使O-H键极性增强，则呈现酸式解离；若R的值小，R-O键极性强，则成碱式解离。,据此，有人提出用 值作为判断R-O-H酸碱性的标度：值： 10R-O-H酸碱性： 碱性 两性 酸性 注意：这种判断是一个经验规则，有些物质不适用，如 Zn(OH)2，Zn的 =5.2，但它是
34、两性氢氧化物。,LiOH NaOH KOH RbOH CsOH中强碱 强碱 强碱 强碱 强碱Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2两性 中强 强 强 强,第三周期元素氧化物水合物的酸碱性,Be(OH)2+2H+Be2+2H2O Be(OH)2+2OH-Be(OH)42-,HClO HClO2 HClO3 HClO4 (弱酸) (中强酸) (强酸) (最强酸),一些含氧酸的酸性并不是由酸分子解离产生质子形成:,H3BO3 + H2O B(OH)4- + H+,含氧酸及其盐热稳定性变化规律:,（1）含氧酸及其相同金属离子的正盐、酸式盐的热稳定性规律：正盐 酸
35、式盐 含氧酸2HNO2 N2O3 + H2O NO + NO2 + H2O蓝色 红棕色,（2）相同含氧酸根，不同金属离子的含氧酸盐的热稳定性：碱金属盐 碱土金属盐 过渡金属盐 铵盐 （3）不同中心原子的含氧酸及其盐，酸的稳定性高，相应盐的稳定性也越高。 稳定性：Ca3(PO4)2 CaCO3 （4）相同中心原子的含氧酸及其盐，通常中心原子氧化值越高，它的含氧酸及其盐越稳定。 热稳定性： HXOHXO2HXO3HXO4 KXOKXO2KXO3KXO4,HClO热稳定性低，只存在于水溶液中，在室温下见光或稍浓即分解， 其分解有三种方式：2HClO 2HCl + O2 (光解) 3HClO 2HCl
36、 + HClO3（歧化） 2HClO Cl2O + H2O (脱水)次氯酸盐热稳定性比酸高，受热也要分解：如3NaClO 2NaCl+NaClO3,HClO3热稳定性不高，也仅存在水溶液中，但比HClO稳定性高，可制得40%的溶液。 3HClO3 HClO4 + 2Cl2O + H2O 氯酸盐的稳定性高于酸，可制得晶体氯酸盐，稳定性也高于次氯酸盐，但高温下仍会分解： 4KClO3 3KClO4 + KCl 4KClO3 2KCl + 3O2,无水高氯酸是无色、粘稠状液体，冷、稀溶液比较稳定，浓溶液 不稳定，受热分解：4HClO4 2Cl2+ 7O2+ 2H2O,(5)代酸、过酸、连酸的稳定性一
37、般较差，受热或常温下都易分解。,Na2S2O3在中性或碱性溶液中很稳定，在酸性溶液中分解：S2O3- + 2H+ S+ SO2+ H2O重金属的硫代硫酸盐难溶且不稳定：2Ag+ + S2O3- Ag2S2O3Ag2S2O3 + H2O Ag2S+ H2SO4,（6）某些含氧酸易脱水形成多酸或酸酐。,（7）铵盐的热稳定性固体铵盐受热极易分解,（c）氧化性酸组成的铵盐，分解产物为N2或氮的氧化物。 NH4NO3 N2O+2H2ONH4NO3 N2O+2H2O,(a) 挥发性酸组成的铵盐，一般分解为NH3和相应的酸: NH4H CO3NH3+CO2+H2O (NH4)2CO32NH3+CO2+H2O
38、 （b）非挥发性酸组成的铵盐，逸出 NH3: (NH4)2SO4NH3+ NH4HSO4(NH4)3PO4 3NH3+ H3PO4,（a）最活泼金属（主要指比Mg活泼或金属和碱土金属）的硝酸盐分解为亚硝酸盐和O2。 2NaNO 3 2NaNO2+O2,（b）活泼性较小的金属（活泼性在MgCu间），分解为金属氧化物，NO2、O2。2Pb(NO3)22PbO+4NO2+O2,(C)活泼性更小的金属（活泼性比Cu差），分解得单质，NO2、O2。AgNO3 2Ag+2NO2+O22Ag2OAg+O2 若低于300，则为Ag2O,（8）硝酸盐的热稳定性,4、氢氧化物、含氧酸及其盐的氧化还原性,（1）同周
39、期最高氧化值含氧酸及其盐的氧化性，从左至右逐渐增强。例如： H2SiO3 H3PO4HClO3HClO4 NaClONaClO3NaClO4(4)长周期A-A族元素的氢氧化物、含氧酸及其盐，由于惰性电子对效应，则是高氧化值的物质氧化性更强。 2 Bi(OH)3 + 3Sn(OH)42- 2Bi + 3Sn(OH)62-Bi(OH)3 + Cl2 + 3NaOH NaBiO3+ 2NaCl + 3H2O2Mn2+ + 5NaBiO3 + 14H+ 2MnO4- + 5Bi3+ + 5Na+ + 7H2O,（5）中间氧化值的含氧酸及其盐一般既具有氧化性， 又有还原性。,氧化性： 2NO2- + 2
40、I- + 4H+2NO + I2 + 2H2O 还原性：2MnO4- + 5NO2- + 6H+2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O,还原性： 2H2SO3+O22H2SO4 H2SO3+I2+H2O2H2SO4+HI 氧化性： H2SO3+2H2S3S+3H2O,还原性： 2S2O32- + I2 2S4O 62- + 2I-2S2O32- + 4Cl2 + 5H2O 2SO42- + 8Cl- + 10H+,（6）一些常见含氧酸及其盐的氧化性,热浓H2SO4是较强氧化剂，一般被还原为SO2，遇强还原性物质（如Zn）还可还原为S或H2S。,浓硫酸,Cu + 2H2SO4（浓） CuSO4
41、 + SO2+ 2H2O C + 2H2SO4（浓） CO2+ 2SO2+ 2H2O Zn + 2H2SO4（浓） ZnSO4 + SO2+ 2H2O Zn + 4H2SO4（浓） 3ZnSO4 + S+ 4H2O Zn + 5H2SO4（浓） 4ZnSO4 + H2S+ 4H2O,市售浓HNO3浓度为6568%，1.4g.cm-3，约15mol.L-1，溶有过量NO2（1015%）的浓HNO3（98%以上），称为发烟硝酸。A）酸性：HNO3 H+ + NO3- 强酸 B）不稳定性: 4HNO3 4NO2+O2 + 2H2O,硝酸,C）氧化性: 非金属元素如碳、硫、磷、碘等都能被浓硝酸氧化成氧
42、化物或含氧酸。,P+5HNO3=H3PO4+5NO2+H2O 3P+5HNO3(稀)+2H2O=3H3PO4+5NO I2+10HNO3=2HIO3+10NO2+4H2O 3I2+10HNO3(稀)=6HIO3+10NO+2H2O除金、铂等金属外，硝酸几乎可氧化所有金属。Fe、Al、Cr等能溶于稀硝酸，与冷浓硝酸钝化(钝态)。经浓硝酸处理后的“钝态”金属，就不易再与稀酸作用。,C+4HNO3=CO2+4NO2+2H2O S+6HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O,硝 酸,HNO3与Sn、Sb、As、Mo、W和U等偏酸性的金属反应后生成氧化物。 3Sn+4HNO3+H2O=3SnO2H2O+
43、4NO其余金属与硝酸反应则生成硝酸盐。很稀的硝酸与Mg、Zn等较活泼的金属反应会生成H2、NO、NH4+等产物。但我们一般只写： 4Zn+10HNO3=NH4NO3+4Zn(NO3)2+3H2O,硝 酸,D)制王水: 浓硝酸与浓盐酸的混合液(体积比为1:3)称为王水，可溶解不能与硝酸作用的金属，如： Au+HNO3+4HCl=HAuCl4+NO+2H2O 3Pt+4HNO3+18HCl=3H2PtCl6+4NO+8H2O Au3+3e-=Au =1.42V AuCl4-+3e-=Au+4Cl- =0.994V还原型的还原能力增强。 E)硝化作用:,硝 酸,正盐：除NH4+和碱金属中Na、K、R
44、b、Cs的碳酸 盐外，多数难溶于水。酸式盐：大多易溶于水。规律：难溶正盐，对应酸式盐溶解度大:如CaCO3+CO2+H2OCa(HCO3)2易溶正盐，对应酸式盐溶解度小:如浓碳酸纳溶液中通入CO2至饱和，析出NaHCO3。 2Na2CO3+CO2+H2O2NaHCO3,5、氢氧化物、含氧酸及其盐的溶解性,碳酸盐,活泼金属碳酸盐水解显碱性： 如CO32 + H2O HCO3 + OH-活泼金属酸式盐水解显弱碱性：如HCO3 + H2O H2CO3+ OH-故碳酸盐可当碱使用，如无水碳酸钠叫纯碱 Na2CO310H2O叫洗涤碱。由于可溶性碳酸盐水溶液中有OH-和CO32, 所以即可作碱又可作沉淀剂
45、，用于分离溶液中的某些金属离子。,6、含氧酸盐的水解性,碳酸盐,金属离子与可溶性碳酸盐的作用，有以下三种沉淀形式：若金属（如Al(III)、Fe（III）、Cr(III)）氢氧化物的溶解度小于相应的碳酸盐，则形成氢氧化物沉淀：Al3+ + 3CO32+ H2O 2Al(OH)3+ 3CO2 若金属（如Bi(III)、Cu(II)、Mg（II）、Pb(II)）等氢氧化物与碳酸盐溶解度差不多，则形成碱式盐沉淀：2Cu2+ + 3CO32+ H2O Cu2(OH)2CO3 + CO2 若金属（如Cu、Sr、Ba、Ag(I)、Cd（II）、Mn(II)）等氢氧化物溶解度大于相应碳酸盐，则形成碳酸盐沉淀：Ba2+ + 3CO32 BaCO3 ,
