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2011五一集训七导学资料


清北学堂 2011 五一集训七导学资料 无机化学(含卤素、氧族、氮族、碳族元素及其化合物)

元素化学部分初赛要求:
主族元素: 卤素、氧、硫、氮、磷、碳、硅、锡、铅、硼、铝。碱金属、碱土金属、稀有气体。 氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。常见难溶物。氢化物的基本分类和主要性质。常见无机 酸碱的基本性质。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出(不

包括特殊试剂)和 一般分离方法。制备单质的一般方法。 过渡元素: 钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨水溶液中的常见离子的颜色、 化学性质、定性检出(不包括特殊试剂)和一般分离方法。制备单质的一般方法。 过渡元素氧化态。

碳族元素、新型无机非金属材料
1.Si 和 SiO2 的结构和性质,CO2 和 SiO2 物理性质差异的主要原因。

高考 考纲 解读

2.C、CO、CO2 的性质及主要用途,粉尘对环境的影响。 3.碳酸盐、碳酸氢盐的性质,碳酸根离子的检验 4.硅酸及常见硅酸盐的性质 5.常见的硅酸盐产品的特性与应用

知识网络
2.硅及其化合物的知识网络

碳及其化合物的知识网络

1

氮族元素
1.了解氮族元素性质的相似性和递变性。

高考 考纲 解读

2.了解氨气、铵盐的性质,掌握氨气的实验室制法和铵根离子的检验,通过对氨气的化学 性质和实验室制法的学习,培养对实验现象的观察能力和完成实验的基本操作能力。 3.掌握硝酸的性质和用途 4.了解氮的氧化物及含磷洗涤剂对环境及人类健康的影响。

知识体系
Ag(NH3)2
+

AgNO3

O2(高温、催化剂) Δ H2O

Cu、Fe2+ 、I、

NaO H

NH3.H2 O
HCl

NH3

Cl2、CuO H2 加热加

N2

O2( 电 ) 3 NH



NO

O2 SO2

NO2

H2O Cu

HNO3

H2O 压 HCl

NaOH Mg

NH4C l

Mg3N2

NaNO2

N2O
4

不稳定 性

强氧化

有机物

4HNO3( 浓 )==4NO2 ↑ 性 +2H2O+O2↑

①与金属反应:Cu

硝化反应:C6H6 酯化反应:C3H5(OH)3

②与非金属反应:C、S ③Fe、Al 在冷、浓 HNO3 钝化 ④ Pt 、 Au 能 溶 解 于 王 水 ( 浓 HNO3: 浓 HCl=1:3) ⑤与还原性化合物反应:Fe2+、 SO2、 H2S、 HI 2

氧族元素 环境保护
1.硫的物理性质及硫的可燃性。 2.了解二氧化硫与氧气、与水的反应及二氧化硫的实验室制法,认识亚硫酸的不稳定性,认 识二氧化硫的漂白作用与次氯酸的漂白作用的区别 3.知道浓硫酸的强氧化性。 4.学会 SO42-的检验方法硫的几种常见价态之间的相互转化硫。 5.了解硫酸的工业制法。掌握多步反应的计算方法。 6、以 O、S 为例,了解氧族元素单质及其氧化物、氢化物的性质 7、环境保护有关常识

高考 考纲 解读

知识体系

基础知识 :氧族元素的原子结构及性质的递变规律 元素 核电荷数 最外层电子数 电子层数 化合价 原子半径 逐渐增大 密度 逐渐增大 与 H2 化合难易 氢化物稳定性 氧化物化学式 氧化物对应水化物 化学式 最高价氧化物水化 物的酸性 元素非金属性 —— —— SO2 SO3 H2SO3 H2SO4 逐渐减弱 逐渐减弱 点燃剧烈反应 加热时化合 较高温度时化合 不直接化合 氧(O) 8 6 2 -2 硫(S) 16 6 3 -2,+4,+6 硒(Se) 34 6 4 -2,+4,+6 碲(Te) 52 6 5 -2,+4,+6

逐渐减弱 SeO2 SeO3 H2SeO3 H2SeO4 TeO2 TeO3 H2TeO3 H2TeO4

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卤素
1.了解氯气及重要的含氯化合物的主要性质及应用。

高考 考纲 要求

2.了解氯气及其重要化合物对环境的影响。 3.从原子的核外电子排布,了解卤族元素(单质、化合物)的相似性和递变性。 4.了解工业上从海水中提取溴、碘的方法。

高中知识体系:
1.氯及其化合物

2.卤素及其化合物

4

主族元素
1-1.S 区元素 1-1-1.S区元素包含__________和_____________。碱金属和碱土金属。是周期表ⅠA族 和ⅡA族元素。ⅠA族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素。ⅡA 族包括铍、镁、钙、 锶、钡、镭六种金属元素。其中锂、铷、铯、铍是希有金属,钫和镭是放射性元素。 填写下空: 碱金属 周期表中的位置 价电子构型 氧化态 包含元素 原子半径的变化规律 第一电离能的变化规律 电极电势的变化规律 单质熔点、沸点的变化规律 单质密度的变化规律 氢氧化物的化学式及其碱性变化规律 氢氧化物溶解性的变化规律 氢化物的分子式 碳酸盐热稳定性变化规律 标准电极电势的变化规律 离子水合热的变化规律 在氧气中燃烧的产物 1-1-2. 碱土金属与碱金属比较: 碱土金属原子的最外层电子结构是 ns2,比相邻的碱金属原子多一个核电荷,原子核对最 外层的二个 s 电子作用增强, 因而碱土金属原子半径较同周期的碱金属为小, 电离势要大些。 这样碱土金属原子失去最外层的一个电子比相邻的碱金属原子困难。由于碱土金属原子的 I1<I2<<I3,失去二个电子所需的能量可以被 M2+离子与其他元素原子作用所释放的大量能量 (主要是水合焓或晶格能)所补偿,因此碱土金属主要氧化数为+Ⅱ。由于第三电离势大约为 第二电离势的 4~8 倍,要失去第三个电子就很困难了。碱土金属元素在形成化合物时,与 IA 族元素一样,多形成离子型化合物,大多为无色。 碱土金属由于核外有 2 个有效成键电子,晶体中原子间距离较小,金属键强度较大,因 此,金属活泼性不如同周期的碱金属。碱土金属的熔点、沸点和硬度均较碱金属高,导电性 却低于碱金属。 碱土金属的物理性质变化不如碱金属那么有规律, 这是由于碱土金属晶格类 型不是完全相同的缘故。碱金属皆为体心立方晶格,碱土金属中,Be、Mg 为六方晶格,Ca, Sr 为面心立方晶格,Ba 为体心立方晶格。 1-1-3. 锂、铍的特殊性: 由于 Li、Be 都具有较小的原子半径,电离势高于同族其他元素,形成共价键的倾向比较 显著,所以 Be 同 IA 族的 Li 一样,常表现出与同族元素不同的性质。 1-1-4.锂、铍的特殊性-------对角线规则 在周期表中除了同族元素的性质相似以外, 还有一些元素及其他合物的性质呈现出 ―对角线‖相似性。如硼和硅在性质上很相似,而锂和镁,铍和铝它们的性质在某些方面
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碱土金属

也是类似的。 我们把在周期表中某一元素的性质和它左上方或右下方的另一元素性质的相似性称 为对角线规则。这种相似性比较明显地表现在 Li 和 Mg、Be 和 Al、B 和 Si 三对元素之 间。产生原因:对角线规则可以用离子极化的观点粗略给以说明。处于对角线上的元素 在性质上的相似性, 是由于它们的离子极化力相近的缘故。 离子极化力的大小取决于它 的半径、电荷和离子构型。例如,Li+和 Na+虽然属于同一族,离子电荷相同,但是前 者半径较小,并且 Li+具有 2 电子构型,所以 Li+的极化力比同族的 Na+强得多,因而使 锂的化合物同钠的化合物在性质上差别较大。 由于 Mg2+的电荷较高, 而半径又小于 Na+, + 2+ 它的极化力与 Li 接近,于是 Li 便与它右下方的 Mg 在性质上显示出某些相似性。由 此可见,对角线关系是物质的结构和性质内在联系的一种具体表现。 写出锂和镁、铍和铝在周期表中的位置,了解它们与同族元素的性质反常差异,掌握锂 与镁、铍与铝性质的相似性即对角线规则。 思考下列问题: (1) 锂与镁性质的相似性 ① 离子半径___________ ② 在空气中燃烧均生成________和___________,这些氧化物有较强的共价性。 ③ 与水反应均较________, 其氢氧化物均是________碱, 受热均分解分别得到______。 ④ 碳酸盐受热均_________,产物是_______和水。 ⑤ 氟化物、碳酸盐、磷酸盐的溶解性均_______于水。 ⑥ 其它____________________________________________________ (2) 铍、铝的相似性 ① 铍和铝均易与氧结合,金属表面生成氧化物保护膜。铍和铝均为_____性金属。它 们的氧化物和氢氧化物也均具有_______性。 ②铍和铝的卤化物均为_______(共价、离子)型化合物。可以升华、能溶于有机 溶剂。 ③铍盐和铝盐均________(难、易)水解。 ④Be 原子和 Al 原子均为缺电子原子,它们的卤化物都是路易士______(酸、碱)。 卤化物通过桥键形成聚合分子如(BeCl2)n、Al2Cl6 的存在。 ⑤铍和铝均为活泼金属, 标准电极电势相近: Eф(Be2+/Be)=-1.7V, Eф(Al3+/Al)=-1.67V ⑦ 均能被冷的浓硝酸钝化。 1-1-5 氧化物 碱金属在过量的空气中燃烧时,生成不同类型的氧化物,如锂生成氧化锂 Li2O,钠生成 过氧化钠 Na2O2,而钾、铷、铯则生成超氧化物 KO2、RbO2、CsO2。碱土金属一般生成普 通氧化物 MO,钡可以形成过氧化物 BaO2。 1、正常氧化物 碱金属中的锂和所有碱土金属在空气中燃烧时,生成正常氧化物Li2O和MO。其他碱 金属的正常氧化物是用金属与它们的过氧化物或硝酸盐作用得到的。例如: Na2O2+2N a → 2Na2O 2KNO 3+10K →6K2O+N2 碱土金属的碳酸盐、硝酸盐等热分解也能得到氧化物MO。 碱金属氧化物与水化合生成碱性氢氧化物MOH。Li2O与水反应很慢,Rb2O和Cs2O与水 发生剧烈反应,甚至爆炸。

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碱土金属的氧化物都是难溶于水的白色粉末。BeO几乎不与水反应,MgO与水缓慢反 应生成相应的碱。CaO,SrO,BaO遇水都能发生剧烈反应生成相应的碱,并放出大量的热。 BeO和MgO可作耐高温材料和高温陶瓷,生石灰(CaO)是重要的建筑材料。 2、过氧化物 除铍和镁外,所有碱金属和碱土金属都能分别形成相应的过氧化物M2O2和MO2,其中 只有钠和钡的过氧化物可由金属在空气中燃烧直接得到。 过氧化钠Na2O2是最常见的碱金属过氧化物。将金属钠在铝制容器加热到300℃,并通 人不含二氧化碳的干空气,得到淡黄色的颗粒状的Na2O2粉末。 过氧化钠与水或稀硫酸在室温下反应生成过氧化氢: 1 )水解:Na2O2 +2H2O =H 2O2+2NaOH 2 )酸解:Na2O2 +H2SO4 =H2O2+Na2SO4 过氧化钠与二氧化碳反应,放出氧气: 3 ) 2Na2O 2 +2CO2 ==2 Na 2CO3 +O2 (供氧剂和CO2吸收剂)。 4MO 2+2CO 2=2M2CO3+3O 2 因此,Na2O 2可以用来作为氧气发生剂,用于高空飞行和水下工作时的供氧剂和二氧化 碳吸收剂。Na2O2是一种强氧化剂,工业上用作漂白剂。Na2O 2在熔融时几乎不分解,但遇 到棉花、木炭或铝粉等还原性物质时,就会发生爆炸,使用Na2O 2时应当注意安全。Na2O 2 在遇到像KMnO4这样的强氧化剂时也表现出还原性,即Na2O 2被氧化放出氧气。 3、超氧化物 除了锂、铍、镁外,碱金属和碱土金属都能分别形成超氧化物MO2和M(O2)2。其中,钾、 铷、铯在空气中燃烧能直接生成超氧化物MO2。一般说来,金属性很强的元素容易形成含氧 较多的氧化物,因此钾、铷、铯易生成超氧化物。 超氧化物与水反应立即产生氧气和过氧化氢。例如: 2K02+2H2O == 2KOH+H2O2+O2 因此,超氧化物也是强氧化剂。超氧化钾与二氧化碳作用放出氧气: 4KO2+2CO2—2K2CO3+3O2 KO2较易制备,常用于急救器和消防队员的空气背包中,利用上述反应除去呼出的CO2 和湿气并提供氧气。 【练习】 1、 在碱金属中,标准电极电势 EΘ(M+/M)最小的电对是 ,金属性最强的碱金属

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是 。在碱土金属中,标准电极电势 EΘ(M2+/M)最小的电对是 。 2、锂、钾、锶、钡的氯化物在无色火焰中灼烧时,火焰的颜色分别为 、 、 、 。做钾的火焰实验时,应使用 。 3、 饱和 NaCl 水溶液、熔融的 NaCl 和熔融的 NaH 都可以电解。当电解 和 时,阳极的产物相同,这种产物是 ;当电解 和 时,阴极的产物相 同,这种产物是 。 4、在 s 区元素中,处于对角线位置且性质相似的两种元素是 。它们在氧气中燃烧 都生成 ,与氮气直接化合成 ,它们的盐类中 、 和 都难溶于水. 5、下列反应中能得到 K2O 的是( )。 (A)钾在空气中燃烧 (B)加热 KNO3 (C)加热 KHCO3 (D)KNO3 和 K 混合加热 6、Na2O2 与稀 H2SO4 反应的产物是( )。 (A)Na2SO4 和 H2O2 (B) Na2SO4、O2 和 H2O (C)Na2SO3、H2O (D)Na2S2O8、H2O 7、下列难溶钡盐中不溶于盐酸的是( )。 (A)BaCO3 (B)BaSO4 (C)BaCrO4 (D)BaSO3 8、下列氢氧化物中碱性最强的是( )。 (A)Be(OH)2 (B)LiOH (C)Mg(OH)2 (D)Ca(OH)2 9、LiNO3 受热分解的产物是( )。 (A)Li2O,NO,O2 (B)LiNO2,O2 (C)Li2O、NO2、O2 (D)Li3N,O2 【参考答案】 + + 1.(1)Li /Li,Cs,Ba2 /Ba(2)深红、紫、深红、绿,钴玻璃(3)氯化钠水溶液,熔融氯化钠, Cl2,熔融氯化钠,熔融 NaH,钠(4)Li、Mg,氧化物、氮化物,碳酸盐、氟化物、磷酸盐 2.(1)D(2)A(3)B(4)D(5)C

1-2.P 区元素
【问题】P区元素包含哪些元素? p区元素是指基态组态为nS2np1-6的元素,包括ⅢA-ⅦA和0族元素,即除氢以外的所有 非金属元素和部分金属元素。在周期表中以B,Si、As、Te、At对p区作一条对角线,则线 的右上方为非金属,线的左下方为金属,线上及其附近的元素,可称为―半(准)金属‖。因为 其中有些具有半导体的性质(如B、Si、Ge等),有些如C,P、As、Se、Te等常有非金属(色 较浅)和金属(色较深)多种变体。 P区元素的性质有哪些特征? 1、p区元素的原子半径在同一族中 与S区元素相似,自上而下逐渐增大,它们获得电 子的能力逐渐减弱,元素的非金属性也逐渐减弱,金属性逐渐增强。 2、p区元素在许多化合物中以共价键结合。除In、Tl以外,P区元素形成的氢化物都是 共价型的。 3、p区元素的价层电子构型为nS2np1-6,它们大多数都有多种氧化态。非金属元素的最
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高氧化态等于所在主族的族序数。F无正氧化态。第ⅢA—VA族元素的低的正氧化值化合物 的稳定性在同一主族中大致随原子序数的增加而增强, 但高的正氧化值化合物的稳定性则自 上而下依次减弱。 同一族元素这种自上而下低氧化值化合物比高氧化值化合物变的更稳定的 现象叫惰性电子对效应。 惰性电子对效应‖主要是指p区的过渡后金属(即Ga、1n、Ti;Ge、 Se,Pb;AS.Sb,Bi等)中的ns2电子对逐渐难以成键,并易出现低氧化态的现象.例如具有 6s2的Hg(0)、T1(Ⅰ)、Pb(Ⅱ),Bi(Ⅲ)特别稳定.这表现为Hg(0)很难被氧化;TlCl比TICl3稳 定,PbCl4在193K(一80℃)时才能稳定存在。PbO2的氧化性很强(易变为Pb(Ⅱ)),而NaBiO5 甚至在HNO3溶液中能将Mn2+氧化成MnO4-,Bi(V)则还原成Bi(Ⅲ). 4、第二周期元素性质的反常性:与S区元素中的锂和铍具有特殊性相似,在P区元素中, 第二周期元素也表现出反常性。 例如, 氮、氧、 氟的单键键能分别小于第三周期元素磷、 硫、 氯的单键键能。 第二周期p区元素形成化合物时配位数一般不超过4, 而较重元素则可以有更 高配位数的化合物。如VA族元素中,除氮以外,其他元素都能与氟形成五氟化物。 5、第四周期元素性质的异样性:从第四周期起,在周期系中s区元素和p区元素之间插 进了d区元素,使第四周期p区元素的有效核电荷显著增大,对核外电子的吸引力增强,因而 原子半径比同周期的S区元素的原子半径显著地减小。因此p区第四周期元素性质在同族中 也显得比较特殊,表现出异样性,Ga,Ce,As,Se,Br等元素都如此。例如,在VA族元素 中,砷的氯化物AsCl5并不存在,这与同族中的磷和锑能形成高氧化值的氯化物不同。在Ⅶ A元素的含氧酸中,溴酸、高溴酸的氧化性均比其他卤酸、高卤酸的氧化性强。 6、 第五周期和第六周期的p区元素前面, 排列着d区元素(第六周期前还排列着f区元素), 它们对这两周期元素也有类似的影响,因而使各族第四、五、六周期三种元素性质又出现了 同族元素性质递变的情况。但这种递变远不如S区元素那样明显。 7、第六周期p区元素由于镧系收缩的影响与第五周期相应元素的性质比较接近,第五、 六周期元素的离子半径相差不太大,而第四、五周期元素的离子半径却相差较大。 8、p区同族元素性质的递变虽然并不规则,但这种不规则也有一定的规律性,如第二周 期元素的反常性和第四周期元素的异样性在p区中都存在着,在程度上也是逐渐改变的。图 同族元素从上到下时,某些性质出现周期性重复的现象叫做―次周期性‖.例如,第4周 期的过渡后元素Ga,Ge,As、Se、Br等化合物的一些性质与同族上下相邻两元素的相应化 合物均有某些差异,从而出现2、4、6周期元素相似和3、5周期元素相似的―次周期性‖。同 族元素之间的周期性产生的原因是由于在考虑元素性质的时候, 不仅要考虑价层电子, 而且 要考虑内层电子排布的影响,例如,d和f电子层的出现不能不影响元素的性质。
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1-2-1.P区元素单质化合物性质递变规律
1、P区元素的单质 F 2 、Cl 2 、Br 2 、O 2 、P 、S 等活泼非金属与金属元素形成卤化物、氧化物、硫化 物、氢化物或含氧酸盐等。非金属元素之间也可形成共价化合物。大部分非金属单质不与水 反应,卤素仅部分地与水反应,碳在炽热条件下才与水蒸气反应。非金属一般不与非氧化性 稀酸反应,C、S、P、I2能被浓硝酸和浓硫酸氧化。除碳、氮、氧外,非金属单质可和碱溶 液反应,对于有变价的非金属元素主要发生歧化反应。 写出Cl2、S、P、Si、B分别与氢氧化钠溶液反应的化学方程式。 Cl 2 + 2NaOH ==== NaClO + NaCl + H 2 O 3S + 6NaOH ==== 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O 4P + 3NaOH + 3H 2 O ==== 3NaH 2 PO 2 + PH 3 Si + 2NaOH + H 2 O ==== Na 2 SiO 3 + 2H 2 ↑ 2B + 2NaOH + 2H2O ==== NaBO 2 + 3H2 ↑ 2、P区元素的氢化物 非金属都有以共价键结合的分子型氢化物。例如: B2H 6 CH 4 SiH 4 NH3 PH 3 AsH 3 H 2O H 2S H 2Se H2 Te HF HCl HBr HI

通常情况下为气体或挥发性液体。 (1)熔沸点的变化规律 同一周期,熔沸点从左到右递增,而ⅦA族元素的氢化物的熔沸点则低一些。 同一族中,熔沸点从上到下递增,但相比之下,第二周期的NH 3、H2O及HF的沸点异常 地高,这是由于在这些分子间存在着氢键,分子间的缔合作用特别强的缘故。 (2)热稳定性的变化规律 同一周期中,从左到右逐渐增加,在同一族中,自上而下地减小。这个变化规律与 非金属元素电负性的变化规律是一致的。 在同一族中, 分子型氢化物的热稳定性与键能 自上而下越来越弱。 (3)还原性的变化规律 除HF以外,其它分子型氢化物都有还原性,其还原性在周期表中从右到左、从上到下 递增,变化规律与稳定性的增减规律相反,稳定性大的氢化物,还原性小。 这些氢化物能与氧、卤素、高氧化态的金属离子以及一些含氧酸盐等氧化剂作用。 (4)酸性变化规律 非金属元素的氢化物,相对于水而言,大多数是酸,少数是碱。氧族元素氢化物水溶液

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显酸性(除 H2O 外,H 2 O 本身既是酸又是碱,表现两性),卤素氢化物的水溶液是酸,氮族 元素氢化物的水溶液显碱性。同一周期能溶于水的氢化物的酸性,从左到右逐渐增加,在同 一族中,元素氢化物的酸性自上而下逐渐增强。在氮族元素的氢化物 NH3、PH3、AsH3 中, 其弱碱性依次减弱。 它们在水溶液中解离出 H+的难易程度与非金属原子和氢原子之间的键能(HA 的键能) 及键的极性 (非全属元素 A 的电负性)有关。 3、P区元素的氧化物及其水合物 (1)氧化物 ①同周期元素的最高价氧化物从左到右碱性减弱、酸性增强 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 B B AB A A A A A为酸性氧化物、B为碱性氧化物、AB为两性氧化物 ②同主族同价态氧化物从上到下酸性减弱、碱性增强 N2O3 P2O3 As2O3 Sb2O3 Bi2O3 A A AB AB B ③同一元素多种价态的氧化物氧化数高的酸性强 MnO MnO2 MnO3 Mn2O7 B AB A A (2)氧化物水合物的酸碱性 酸碱性的变化规律是什么? 同一周期 P 区元素最高氧化值氧化物的水合物从左到右碱性减弱,酸性增强,例如 H3BO3,H2CO3,HNO3 酸性依次增强;同族元素相同氧化值氧化物的水合物的酸碱性自上 而下酸性减弱,碱性增强,如 HClO,HBrO,HIO 酸性依次减弱;同一元素不同氧化值氧 化物的水合物中,一般都是高氧化值的酸性较强,低氧化值的酸性较弱;而碱性与之相反, 如 HClO,HClO2,HClO3,HClO4 酸性依次增强。 4、P区元素化合物的氧化还原性 含氧酸(盐)氧化还原性变化规律: (1) 同一周期中各元素最高氧化态含氧酸的氧化性从左至右大致递增。 (2) 在同一主族中,各元素的最高氧化态含氧酸的氧化性,大多是随原子数增加呈锯齿 型升高。 从第二周期到第三周期, 最高氧化态 (中间氧化态) 含氧酸的氧化性有下降的趋势。 从第三周期到第四周期又有升高的趋势, 第四周期含氧酸的氧化性很突出, 有时在同族元素 中居于最强地位。第六周期元素的含氧酸盐氧化性又比第五周期强得多。 (3)同一种元素的不同氧化态的含氧酸,低氧化态的氧化性较强。(或不稳定的酸氧化 性较强,而稳定的酸氧化性较弱。例如 HClO>HClO2>HClO3>HClO4;HNO2 >HNO3; H2SO3 >H2SO4; H2SeO3 >H2SeO4 高氧化态含氧酸(盐)表现氧化性;低氧化态化合物表现为还原性;而处于中间氧化态 的既有氧化性又有还原性。 (4)浓酸的氧化性比稀酸强,含氧酸的氧化性一般比相应盐的氧化性强。同一种含氧酸 盐在酸性介质中的氧化性比在碱性介质中强非金属含氧酸盐的某些性质 5、P区元素含氧酸盐的溶解性和热稳定性 (1)溶解性 含氧酸盐属于离子化合物,它们的绝大部分钠盐、钾盐、铵盐以及酸式盐都溶于水,硝 酸盐、氯酸盐也易溶于水,且溶解度随温度的升高迅速增大;大部分硫酸盐能溶于水,但 SrSO4,BaSO4 和 PbSO4 难溶于水,CaSO4,Ag2SO4 和 Hg2SO4 微溶于水;大多数碳酸盐、
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磷酸盐都不溶于水。 (2)热稳定性 含氧酸盐受热时一般会发生分解。 含氧酸盐的热稳定性既与含氧酸的稳定性有关, 也与 金属元素的活泼性有关。一般地说,如含氧酸的热稳定性差,则它的相应盐的热稳定性也较 差。有些含氧酸如碳酸、硝酸、亚硫酸以及氯的各种含氧酸受热容易分解,它们的盐受热也 会分解。比较稳定的含氧酸如硫酸、磷酸的盐受热时不易分解,如磷酸钙、硫酸钙都是极稳 定的盐类。 一般说来,含氧酸盐比相应的含氧酸要稳定些。 同一种含氧酸形成的盐热稳定性与其阳离子的金属活泼性有关。 一般说来, 金属越活泼, 相应的含氧酸盐也越稳定;反之,含氧酸盐则越不稳定。 含氧酸盐受热分解的产物大都是非金属氧化物和金属氧化物。 但有些分解产物也因酸根 不同及金属的活泼性不同而异。 【练习】 比较下列各组化合物的性质。 (1)SiH4,PH3,H2S,HCl的稳定性强弱。 (2)H2SiO3,H3PO4,H2SO4,HCl04的酸性强弱。 (3)HclO4,HBr04,HIO4的酸性强弱。 (4)HF,HCl,HBr,HI的水溶液酸性强弱。

1-2-2.卤



一、卤素单质 1、卤素单质的物理性质:回顾其颜色、气味、状态、溶解性(水中、有机溶剂中)、毒性 等等。 2、卤素单质的化学性质 1)卤素单质的氧化性 卤素是很活泼的非金属元素。 卤素单质的氧化性是它们最典型的化学性质, 随着原子半 径的增大,卤素单质的氧化性依次减弱。卤素阴离子的还原能力依次增强。F2 反应活性最 大。除 O2,N2,He,Ne,Ar 几种气体外,F2 能与所有的金属和非金属直接化合,且反应 剧烈,常伴有燃烧和爆炸。常温下,F2 与 Fe,Cu,Mg,Pb,Ni 等金属反应,在金属表面 形成一层保护性的金属氟化物薄膜,加热时,F2 与 Au,Pt 生成氟化物。 Cl2 也能与各种金属和非金属(除 O2,N2,稀有气体外)直接化合,反应比较剧烈,但有 些反应需加热,如 Na,Fe,Cu 都能在氯气中燃烧。潮湿的 Cl2 在加热条件下能与 Au,Pt 反应。干燥的 C12 不与 Fe 反应,因此可用钢瓶盛装液氯。

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一般能与 C12 反应的金属(除贵金属)和非金属同样也能与 Br2, I2 反应, 只是反应活性降 低,特别是 I2,需较高的温度才能进行。 卤素单质化学活泼性的变化在卤素与氢的化合反应中表现得十分明显。 氟与氢化合即使 在低温、暗处也会发生爆炸。氯与氢在暗处反应极为缓慢,但在光照射下可瞬间完成。溴与 氢的反应需要加热才能进行。 碘与氢只有在加热或有催化剂存在的条件下才能反应, 且反应 是可逆的。

2 FeCl2 ? Cl 2 ? 2 FeCl3
卤素也能氧化许多低价化合物。例如

H 2 S ? Br2 (或I 2) ? 2 HBr(或HI ) ? S CS 2 ? 2Cl 2 ? CCl 4 ? 2S

C12+2Fe2+ = 2Fe3++2ClBr2+2Fe2+ = 2Fe3++2BrI2不能氧化Fe2+,相反I-却能还原Fe3+为Fe2+。 2I-+2Fe3+ = 2Fe2++ I2 卤素能氧化某些硫化物,生成单质硫,例如: CS2+2C12= CCl4+2S 2)卤素之间的置换反应: 3)与H 2 O 反应: 卤素与水发生两类重要的化学反应。 第一类反应是卤素置换水中氧的反应:X2 + H2O === 2H+ + 2X- + O2 第二类反应是卤素的歧化反应:X2 + H2O === H+ + X- + HXO (2 氟的氧化性最强,只发生第一类反应,是自发的、激烈的放热反应:2F2+2H2O=4HF+O2 氯只有在光照下缓慢地与水反应放出O2,溴与水作用放出O2的反应极其缓慢。碘与水不发 生第一类反应,能与溶液中的I—结合,生成可溶性的I3—。 I2+I-→I3相反,氧却可以作用于碘化氢溶液,析出单质碘。Cl2,Br2,I2与水主要发生第二类反应, 反应是可逆的。 在25℃时, C12, Br2, I2歧化反应的标准平衡常数分别为K°(Cl2)=4.2 × 10 –2 K° (Br2) =7.2 × 10 –9 K°(I2)=2.0 × 10 -13 。由此可见:氯水, 溴水, 碘水的主要成分是单质。

C12+H2O=HCl+HClO 次氯酸见光分解而放出氧气:2HCl0 → 2HCl+02 所以氯水有很强的漂白、杀菌作用。 当溶液的pH增大时,卤素的歧化反应平衡向右移动。

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4)歧化反应 卤素的歧化反应与溶液的 pH 值和温度有关。碱性介质有利于氯、溴和碘的歧化反应。 Cl2,Br2,I2与冷的碱溶液发生歧化反应 X2+2OH- =X-+XO-+H2O 3I2+6OH- =5I-+IO3-+3H2O C12,Br2与热的碱溶液发生另一种反应 3X2+6OH— =5X- +XO3- +3H2O 3、卤素的存在及其单质的制备和用途 在自然界以化合状态存在,无游离形态。大多数卤素以卤化物的形式存在,所以,由卤 化物制备卤素单质的方法, 可以归结为卤素负离子氧化手段的选择。 根据不同卤素的氧化还 原性的差别,可以利用电解的方法氧化或用氧化剂来氧化。 (1)氟 制取:电解 KHF2 和无水HF的熔融混合物。电解反应的方程式为:2HF ===H 2 + F 2 电解不断消耗的是HF,而不是KF,所以要不断加入无水HF,以降低电解质的熔点,保证电 解反应继续进行。 为了防止产物F2和H2相互混合而引起爆炸,电解槽中有一特制的合金隔膜 将两者严格分开。贮存氟的容器是用含镍合金制成的钢瓶。 用途:氟主要用来制造有机氟化物,如塑料单体CF2=CF2(四氟乙烯),杀虫剂CCl3F, 制冷剂CCl2F2 (氟里昂—12),高效灭火剂CBr2F2等。原子能工业上制造六氟化铀UF6,液态 氟也是航天工业中所用的高能燃料的氧化剂。SF6的热稳定性好,可作为理想的气体绝缘材 料。含ZrF4,BaF2,NaF的氟化物玻璃可用作光导纤维材料。 元素氟是生命必需的微量元素, 是体内骨骼正常发育、 增加骨骼和牙齿强度不可缺少的 成分。氟与钙、磷有强的亲和力,与形成骨骼的羟基磷灰石作用形成氟磷灰石的混合体,使 骨骼矿化。牙膏中的活性成分——氟化钠的防龋齿作用就在于此。但当大量氟化物(饮水中 含氟量大于1 mg· L-1)进人人体时,会对人体组织产生危害。 (2)氯 制取:电解氧化法或与强氧化剂作用将Cl-氧化为C12。工业上用电解氯化钠水溶液的方 法来制取氯气。目前主要采用隔膜法和离子交换膜法。隔膜电解槽以金属(如钌钛合金)或石 墨作阳极,铁网作阴极,而以石棉为隔膜材料。电解过程中,阳极产生氯气,阴极产生氢气 和氢氧化钠: (X;C12,Br2) (X=C12,Br2)

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阳极反应:2Cl - === Cl 2 + 2e 阴极反应: 2H 2 O + 2e - === H 2 + 2OH 总反应:2NaCl + 2H 2 O =2NaOH + H 2 + Cl 2 离子交换膜法是80年代起采用的新工艺, 以高分子离子交换膜代替石棉隔膜, 这种离子交换 膜对Na+渗透性高,对C1—和OH—渗透性低,即只允许Na+由阳极室迁移至阴极室,不允许 C1—和OH-发生迁移,这种工艺制得的氢氧化钠浓度大、纯度高,并能节约能量。 实验室常用强氧化剂如 MnO2 、KmnO4 、K2Cr2O7 与浓盐酸反应制取氯气,写出反应的方 程式。 将 Cl2 通过饱和食盐水水、浓硫酸或氯化钙和五氧化二磷纯化。 用重铬酸钾或二氧化锰作氧化剂制取氯气时必须用较浓的盐酸。用重铬酸钾作氧化剂, 当加热时产生氯气,不加热时则反应停止发生。此外,也可用氯化物和浓硫酸的混合物与 MnO2反应制取氯气: 2NaCl+3H2SO4+MnO2


2NaHSO4+MnSO4+C12+2H2O

用途:合成盐酸,用于染料、炸药、塑料生产和有机合、药剂合成成。制造漂白剂可用 于纸张和布匹的漂白。 饮水消毒 (但近年来发现它与水中含有的有机烃会形成有致癌毒性的 卤代烃,因此改用臭氧或二氧化氯作消毒剂)。 (3)溴 制取:工业上从海水或卤水中制溴。 首先是通人氯气将Br- 氧化 C12+2Br-=2C1-+Br2 然后用空气在pH为3.5左右时将生成的Br2从溶液中吹出, 并用碳酸钠溶液吸收。 Br2与Na2CO3 发生反应,生成溴化钠和溴酸钠而与空气分离开:3Na2CO3+3Br2=5NaBr+NaBrO3+3CO2 最后用硫酸酸化,单质溴又从溶液中析出。用此方法,从 1 吨海水中可制得约 0.14kg 的溴。 在实验室中还可用制备氯的方法来制备溴,不过以溴化物与浓 H2SO4 的混和物来代替 HBr 2NaBr+3H2SO4+MnO2


2NaHSO4+MnSO4+2H2O+Br2

溴广泛应用于医药、农药、感光材料以及各种试剂的合成上。例如,溴化钠和溴化钾 在医疗上作镇静剂;溴化银用于照相行业;磷酸二溴代丙三酯(Br2C3H5O)3PO被广泛用作纤 维、地毯、塑料的阻燃剂。 (4)碘
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碘主要存在于海水中,某些海藻体内含有碘元素。 从天然盐卤水中提取碘是工业生产碘的主要途径。其原理与制溴相似。

Cl 2 (适量) ? 2I ? ? I 2 ? 2Cl ?
应该注意,若选氯气作氧化剂,氯气不能过量,否则会把I2氧化成为IO3-: I2+5Cl2+6H20=2I03-+10C1—+12H+ 通常用NaNO2氧化含I—的溶液,并用活性炭吸附I2 2NO2—+2I—+4H+=I2+2NO+2H2O 再用NaOH溶液处理吸附了I2的活性炭,使I2歧化为NaI和NaIO3,与活性炭分离。 也可以用 MnO2 作氧化剂在酸性溶液中制取 I2。通过加热可使碘升华,以达到分离和提 纯的目的: 2NaI+3H2SO4+MnO2=2NaHSO4+MnSO4+I2+2H2O 从智利硝石所含的碘酸钠制取碘时,采用的是亚硫酸氢钠还原法:

2IO3 ? 5HSO? 3 ? I 2 ? 2SO4

?

2?

? 3HSO4 ? H 2O

?

碘主要用来制备药物、人工降雨的冷云催化剂、食用盐和饲料添加剂、感光剂等。如碘 仿 CH3I 和碘酒在医药上用作消毒剂;碘化银可用作人工降雨的―晶种‖。碘酸钾添加到食盐 中形成碘盐,对甲状腺肥大有预防和治疗的功能。碘是人体必需的微量元素之一,人体中缺 乏碘,不仅可能导致甲状腺肿大,还可能引起发育迟缓、生殖系统异常等现象。 二、卤化氢和氢卤酸 1、卤化氢 卤化氢均为_____气体,有_______气味。卤化氢与空气中的水蒸气结合形成___,在空气 中会―冒烟‖。 卤化氢都是____性_____型分子,分子中键的极性按 HF,HCl,HBr,HI 的顺序_____, 液态_____导电,____显酸性。熔点、沸点关系是___________________________________。 都很低,但随相对分子质量的增大,熔点、沸点按 HCl 一 HBr—HI 顺序升高。氟化氢熔点、 沸点反常高是由于氢键的存在使 HF 分子发生了缔合作用。 2、氢卤酸(HX) 卤化氢溶于水即得氢卤酸。纯的氢卤酸都是无色液体,具有挥发,它们的沸点随浓度不 同而异。 (1)氢卤酸的化学性质 ● 酸性 酸性按 HF<HCl<HBr<HI 的顺序依次 _____ 。其中,除 _____ 为弱酸 ( K a =
?

6.9X10-4)外,其他的氢卤酸都是强酸,氢溴酸、氢碘酸的酸性甚至强于高氯酸。 氢氟酸为弱酸的原因是? HF 分子间以氢键缔合成(HF)x,这就影响了氢氟酸的解离 ●还原性 除_______没有还原性外,其他氢卤酸都具有还原性,卤化氢或氢卤酸还原性强弱的次 序是 HF<HCl<HBr<HI。事实上,HF 不能被任何氧化剂所氧化,HCl 只能被一些强氧化剂 如 KMnO4,MnO2,PbO2,K2Cr2O7 等所氧化。
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2KMnO4+16HC! = 2KCl+2MnCl2 十 5C12+8H2O PbO2+4HCl=PbCl2+C12+2H2O K2Cr2O7+14HCl=2CrCl3+2KCl+3C12+7H2O HBr 较易被氧化。HI 更易被氧化,空气中的氧就能把 I- 氧化成单质,所以,氢碘酸和 碘化物溶液易变成黄色。 4I-+O2+4H+=2I2+2H2O ●氢氟酸的特性 氢氟酸能与SiO2和硅酸盐反应,生成气态的SiF4 SiO2 + 4HF == SiF 4 ↑+ 2H2O CaSiO3 +6HF == CaF 2 + SiF 4 ↑+ 3H2O 利用这一特性,氢氟酸被广泛用于分析化学上来测定矿物或钢板中SiO2的含量。用于在 玻璃器皿上刻蚀标记和花纹及制造毛玻璃。所以,通常用塑料容器来储存氢氟酸,而不能用 玻璃瓶储存。氢氟酸是制备单质氟和氟化物的基本原料,如制备塑料之王一聚四氟乙烯。 卤化氢及氢卤酸都有腐蚀性, 尤其是氢氟酸有毒且对皮肤有严重的烧蚀性, 浓的氢氟酸 会灼伤皮肤,难以痊愈。万一把氢氟酸弄到皮肤上,应立即用大量水冲洗,再用5%NaHC03 溶液或1%NH3溶液淋洗,一般能缓解。 (2)卤化氢或氢卤酸的的制备 ●直接合成法 卤素与氢直接化合后用水吸收,适用于制盐酸。制 HF 反应过于剧烈,且成本高;制 HBr 和 HI 反应慢、产率低,均不适用。 ●复分解法 HF 可由浓硫酸与萤石矿(CaF2)反应制得;实验室中少量的氯化氢可用食盐和浓硫酸反 应制得。HBr 和 HI 由浓磷酸与卤化物共热制得。 NaBr+H3PO4=NaH2PO4+HBr NaI+H3PO4→NaH2PO4+HI ●非金属卤化物与水反应 此法可用于制备 HBr 和 HI,由单质溴或碘与红磷在水中作用,生成 PBr3 或 PI3,但立 即水解生成 HBr 或 HI。 2P+3Br2+6H2O=2H3P03+6HBr 2P+3I2+6H20=2H3PO3+6HI 三、卤素的含氧酸及其盐 除了氟的含氧酸仅限于次氟酸HOF外,氯、溴、碘可以形成四种类型的含氧酸。这些酸 中,除碘酸和高碘酸能得到、比较稳定的固体结晶外,其他都不稳定,多数只能存在于溶液 中,但相应的盐很稳定,得到普遍应用。 在卤素的含氧酸根离子中,卤素原子作为中心原子,采用sp3杂化轨道与氧原子成键,形成 不同构型的卤素含氧酸根。而在H5IO6中,碘原子采用sp3d2杂化轨道与氧原子成键。 卤素含氧酸及其盐突出的性质是氧化性。 (1)次氯酸及其盐 次氯酸是很弱的酸, K a
?

? 2.8 ?10?8 ,比碳酸还弱,次卤酸均为弱酸,酸性按 HClO,

HBrO,HIO 顺序而减弱。次氯酸很不稳定,仅以稀溶液存在,而不能制成浓酸。即使在稀 溶液中也很容易分解,在光的作用下分解更快: 2HClO===2HCl+O2 因此氯水适宜现用现配。受热时次氯酸分解成盐酸和氯酸。

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3HClO===HClO3+2HCl 因此只有同氯气于冷水才能获得次氯酸。 基于第一种反应,次氯酸有很强的氧化性。次卤酸都具有强氧化性,其氧化性按Cl, Br,I顺序降低。次氯酸作氧化剂时,本身被还原为C1—。氯气具有漂白性就是由于它与水 作而生成次氯酸的缘故,所以完全干燥的氯气没有漂白能力。 将氯气通入NaOH溶液中,可得高浓度的次氯酸钠(NaCIO) ,且次氯酸钠稳定性大于次氯 酸,所以工业上不直接氯水而用次氯酸钠溶液。次氯酸盐的溶液有氧化性和漂白作用。次氯 酸盐的漂白作用主要是基于次氯酸的氧化性。 工业上,在价廉的消石灰中通人氯气制漂白粉,其反应为 2C12+3Ca(OH)2= Ca(CIO)2+CaCl2· Ca(OH)2· H2O+H2O 此反应放热,生成的有效成分(次氯酸钙)会发生歧化反应,生成氯酸钙而失效,因此 制备时需控制温度在 40℃以下。 Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3+2HClO 从上述反应可见, 保存漂白粉时应密封防潮, 否则它将在空气中吸收水蒸汽和二氧化碳 而失效。漂白粉常用于漂白棉、麻、丝、纸等。漂白粉也能消毒杀菌,例如用于污水坑和厕 所的消毒。 漂白粉与易燃物混合易引起燃烧甚至爆炸。 漂白粉有毒, 吸人体内会引起咽喉疼痛甚至 全身中毒。 NaBrO在分析化学上常用作氧化剂。 (2)亚氯酸及其盐 亚氯酸(HCl02)酸性比次氯酸稍强,属于中强酸。亚氯酸只能在溶液中存在。在氯的含 氧酸中,亚氯酸最不稳定。亚氯酸盐比亚氯酸稳定。但加热或敲击固体亚氯酸盐时,立即发 生爆炸, 分解。 与有机物混合易发生爆炸, 须密闭储存在阴暗处。 亚氯酸盐的水溶液较稳定, 具有强氧化性,可作漂白剂。 (3)氯酸及其盐 氯酸(HCl03)是强酸,酸性与盐酸和硝酸接近。卤酸的酸性按C1,Br,I顺序依次减弱。 氯酸的稳定性比次氯酸和亚氯酸高,但也只能存在于溶液中。卤酸的稳定性按C1,Br,I顺 序依次增强。氯酸也是一种强氧化剂,但氧化能力不如次氯酸和亚氯酸。卤酸的氧化性性按 Br,C1,I顺序依次降低。氯酸蒸发浓缩时浓度不要超过40%,否则会有爆炸危险。 8HClO3 =4HClO4 + 2H2O + 2Cl 2 + 3O2 氯酸盐比氯酸稳定。KCl03是无色透明晶体,有毒,内服2~3 g就会致命。KCl03与易燃 物或有机物如碳、硫、磷及有机物质相混合时,一受撞击即猛烈爆炸,因此,氯酸钾大量用 于制造火柴、焰火、炸药。KClO3与浓HCl生成ClO2与Cl2的混合物称为优氯。KCl03在碱性 溶液中无氧化作用,在酸性溶液中是强氧化剂。碘能从氯酸盐的酸性溶液中置换出Cl2。 2CIO3-+I2+2H+一2HI03+C12 固体 KCl03 是强氧化剂,在有催化剂存在时,受热(300℃左右)分解。 2KClO3
MnO2 △

KCl+3O2

若无催化剂,则高温分解。 4KClO3


KCl+3KClO4

2KClO3===KCl+3O2 NaClO3 在农业、林业上用作除草剂。 (4)高氯酸及其盐
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HClO4是已知酸中最强的无机含氧酸,也是氯的含氧酸中最稳定的。高溴酸也是强酸, 而高碘酸是一种弱酸。高卤酸的酸性按Cl,Br,I顺序依次减弱。无水的高氯酸是无色透明 的发烟液体,常用试剂为60%的水溶液。浓热的HClO4是强的氧化剂,遇到有机物质会发生 爆炸性反应,所以储存时必须远离有机物,使用时也务必注意安全。 HClO4溶液的氧化性是氯的含氧酸中最弱的。高卤酸的氧化性按Br,I,Cl顺序降低。 浓的HClO4不稳定,受热分解为氯、氧和水: 4HClO4=2Cl2+ 7O2+2H2O HClO4 是常用的分析试剂, HClO4 可用做制备醋酸纤 如在钢铁分析中常用来分析矿样。 维的催化剂,常用作高能燃料的氧化剂。 高氯酸盐的稳定性比高氯酸强, 固态高氯酸盐在高温下是强氧化剂, 用于制造威力较大 的炸药。 高氯酸盐多易溶于水,但K +、NH4+、Cs+、Rb +的高氯酸盐的溶解度都很小,在分析化 学中可利用KClO4的难溶性来鉴定K +。Mg(ClO4)2,Ca(ClO4)2可用作干燥剂;NH4ClO4:现代 火箭推进剂。

1-2-4.氧 族 元 素
一、氧族元素概述 氧族元素包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)和钋(Po)五种元素。氧族元素价电子构型为 ns2np4。O 与大多数金属元素形成离子型化合物(如 Li20,MgO,Na 2 O ,A12O3,等);而 S, Se,Te 只与电负性较小的金属元素形成离子型化合物(如 Na2S,BaS,K2Se 等),与大多数 金属元素形成共价化合物(如 CuS,HgS 等)。O 常见的氧化数是一 2(除过化物和氟氧化物 OF2 外),S 的氧化数有一 2,+4,+6。其他元素常以正氧化态出现,氧化数有+2、+4、+6。 从 S 到 Te 正氧化态的化合物的稳定性逐渐增强。 二、氧及其化合物 1. 氧 (1)物理性质 氧有O2和O3两种单质。氧分子的结构式为O=O,具有顺磁性。在液态氧中有缔合分子 O4存在,在室温和加压下,分子光谱实验证明它具有反磁性。 (2)化学性质 氧单质的化学性质主要表现为氧化性。比较氧单质的电极电势可看出,O3是比O2更强的 氧化剂。它无论在酸性或碱性条件下都比氧气具有更强的氧化性。臭氧是最强氧化剂之一。 除金和铂族金属外,它能氧化所有的金属和大多数非金属。 酸性溶液 O2+4H++4e-≒ 2H2O

E ? (02/H20)=1.229V

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O3+2H++2e—≒O2+H2O 碱性溶液 O2+2H2O+4e—≒4OH— O3+H2O+2e-≒ O2+2OH— ①与单质直接化合.

E ? (03/H20)=2.076V E ? (02/OH—)=0.401V E ? (O3/OH—)=1.24V

在平常条件下,臭氧能氧化许多不活泼的单质如Hg,Ag,S,I2等,而氧不能。例如湿 润的硫磺能被臭氧氧化S+3O3+H2O→H2SO4+3O2 ②与化合物反应 氧单质能与多数氢化物如H2S,NH3,CH4和低价态化合物反应。如 2H2S+O2→2S(或SO2)+2H2O O3+2I—+2H+→ I2+O2+H2O 这一反应用于测定臭氧的含量。 氧气和臭氧有哪些用途? 2、氧化氢(H2O2 ) 物理性质:过氧化氢的水溶液一般也称为双氧水。过氧化氢(H2O2)纯品是一种无色黏稠 的液体,熔点为一 1℃,沸点为 150℃。一 4℃时固体 H202 的密度为 1.643 g· cm-3。H2O2 分子间通过氢键发生缔合,其缔合程度比水大。H2O2 能与水以任何比例相混溶。市售品有 30%和 3%两种。过氧化氢气体和浓溶液对皮肤有较强的烧蚀性,30%H202 会刺痛皮肤,不 慎弄到皮肤上须立即用大量水冲洗。 结构:H2O2 分子是立体结构。在过氧化氢分子中有一个过氧链—O—O—,两个氧原子都以 SP3 杂化轨道成键,每个氧原子都连接两个氢原子。两个氢原子位于象半展开书本的两页纸 上。 两页纸面的夹角 q 为 94° , O-H 键与 O-O 键问的夹角 f 为 97° 。 O—O 健长为 149pm, O—H 键长为 97pm。 主要化学性质包括: (1)热稳定性差 过氧化氢不稳定,能自然分解 2H2O2→2H2O+O2 4FeCl2+4HCl+O2→4FeCl3+2H2O

? r H m =一196 kJ/m01

?

光照、加热会加速分解,故应用棕色瓶储存于阴凉处。浓度高于65%的H202和某些有机 物接触时, 容易发生爆炸。 H2O2在碱性介质中的分解速率远比在酸性介质中大。 微量的Mn2+, Cr3+,Fe3+, Fe 2+,Cu2+,MnO2,I2,PbO2 、Pb 2+等对H2O2的分解有催化作用。而微量的 锡酸钠和焦磷酸铂舶抑制H2O2的分解。浓度高于65%的H2O2与有机物接触易发生爆炸。

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(2)弱酸性

H2O2是一种极弱的酸

H2O2 = HO2 -+H +

K ? 1 =2.0×10-12

K ? 2约为10-25

Na2O2,CaO2和BaO2则可看成是H2O2的盐。 H2O2+Ba(OH)2 = BaO2+ 2H2O (3)氧化还原性 酸性介质 H2O2+2H++2e≒ 2H2O O2+2 H++2e≒ H2O2 碱性介质 HO2-十H2O+2e ≒3OH— O2+H2O+2e≒ HO2—+OH—

E ? (02/H20)= 1.776V E ? (02/H202)=0.695V E ? (H02—/OH—)=0.88V E ? (02/H02—)=一0.076V

由于H2O2中O的氧化数为一1, 所以H2O2既有氧化性又有还原性。 从标准电极电势可知, 无论在酸性介质还是在碱性介质中H2O2都是一种较强的氧化剂,而在酸性溶液中更为突出。 例如 2Fe2++ H2O2+4OH-=2Fe(OH)3↓ 2Fe2++ H2O2+2H =2Fe3++2H2O


2I-+ H2O2+2H+=I2+2H2O 2[Cr(OH)4]—+3H2O2+2OH—=2CrO42—+8H2O 过氧化氢可将黑色的PbS氧化为白色的PbSO4 PbS十4 H2O2=PbSO4+4H2O H2O2的还原性较弱,只有遇到比它更强的氧化剂时,H2O2才能被氧化,并放出O2。例如 2MnO4—+5 H2O2+6H+ =2Mn2++5O2↑ +8H2O MnO2+ H2O2+2H+ =Mn2++O2↑+2H2O C12+ H2O2=2HCl+O2↑ 上述三个反应,很有实际意义,可用来测定H2O2含量,清洗附着MnO2污迹的玻璃器皿以及 除去反应系统剩余的C12,以减少大气污染。 一般来说,在酸性和碱性介质中,H2O2的氧化性强于还原性,因此,它主要用作氧化 剂。 过氧化氢的主要用途是作为氧化剂使用,其优点是产物为H2O,不会给反应系统引入其 他杂质。工业上使用H2O2作漂白剂,医药上用稀H2O2作为消毒杀菌剂。纯H2O2可作为火箭
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燃料的氧化剂。实验室常用30%和稀的(3%) H2O2作氧化剂。应该注意,浓度稍大的H2O2水 溶液会灼伤皮肤,使用时应格外小心! 在酸性溶液中,H 2 O 2能与重铬酸盐反应生成蓝色的过氧化铬CrO5。CrO5在乙醚或戊醇 中比较稳定。 Cr2O7 2


+ 2 H 2O2 + 2H + →5H2 O + 2CrO5 (蓝色)

这是典型的过氧链转移反应。这个反应可用于检查H2O2,也可以用于检验CrO42-或 Cr2O72-的存在。 三、硫及其化合物 1、单质硫(俗称硫磺) 硫有许多同素异形体,最常见的是晶状的斜方硫和单斜硫。 斜方硫和单斜硫都是分子晶体,每个分子由8个S原子组成环状结构。它们都不溶于水, 易溶于二硫化碳、四氯化碳等溶剂。 硫的化学性质比较活泼,能与许多金属接触时能发生反应。室温时汞也能与硫化合。与 卤素(碘除外)、氢、氧、碳、磷等直接作用生成相应的共价化合物。只有稀有气体以及单质 碘、氮、碲、金、铂和钯不能直接同硫化合。 硫能与具有氧化性的酸(如硝酸、亚硝酸、浓硫酸)作用: S +2HNO2= H2SO4+2NO(g) S+ 2H2 SO 4=3SO2+2H2O 也能溶于热的碱液生成硫化物和亚硫酸盐: S+6NaOH=2Na 2S+Na2SO3+H2O 加热 当硫过量时则可生成硫代硫酸盐: S(过量)+6NaOH=2Na 2S+Na2S2O3+3H2O 硫的用途:制造硫酸。用于橡胶硫化,以增强橡胶的弹性和韧性。农业上用作杀虫剂, 如石灰硫黄合剂。另外,硫还可以用来制作黑色火药、火柴等。在医药上,硫主要用来制硫 磺软膏,治疗某些皮肤病。 2、硫化氢和硫化物 (1)硫化氢 呈 V 形,H2S 分子的极性比 H2O 弱,但无氢键。 H2S 中毒是它能与血红素中的 Fe2+作用生成 FeS 沉淀,因而使 Fe2+ 失去正常的生理作 用。含于火山喷射气、动植物体及矿泉水中。
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硫化氢很弱的二元酸。(Ka1=9.1× 10-8、Ka2=1.1× 10-12。) 氢硫酸能与金属离子形成正 盐,即硫化物,也能形成酸式盐即硫氢化物(如 NaHS)。 化学性质:酸性 还原性:写出下列反应的化学方程式 H2S+O2→_____________ H2S+Br2→________________

H 2 S + H 2 SO 4 (浓) → _________________ H2S+2Fe3+→___________________ (2)金属硫化物 金属硫化物大多数是有颜色的,如Na2S,ZnS为白色,FeS,PbS,HgS,CuS,Ag2S为 黑色;CdS黄色、MnS 肉色等,大多数为黑色。碱金属硫化物和BaS易溶于水,其他碱土金 属硫化物微溶于水(BeS难溶)。除此以外,大多数金属硫化物难溶于水,有些还难溶于酸。 酸式金属硫化物皆溶于水。 个别硫化物由于完全水解, 在水溶液中不能生成, 如A12S3和Cr2S3 必须采用干法制备。可以利用硫化物的上述性质来分离和鉴别各种金属离子。 CdS+4HCl=H2[CdCl4]+H2S 3HgS+12HCl+2HNO3===3H2HgCl4+3S+2NO↑+4H2O

所有金属硫化物无论易溶或微溶都有一定程度的水解性。 Na2S溶于水几乎全部水解,Na2S+H2O=NaHS+NaOH其溶液作为强碱使用,工业上称 Na2S为硫化碱。Cr2S3,A12S3遇水完全水解。所以这类化合物只能用―干法‖合成。 Al 2 S 3 +6H 2 O = 2Al(OH)3 ↓+3H 2 S ↑ CuS、PbS微弱水解. 硫化物的颜色、 溶解性及在酸中的溶解情况在分析化学中用来鉴别和分离金属离子的混 合物。物。 将可溶性硫化物如 Na2S,(NH4)2S 的溶液与硫共热,可得多硫化物。例如 (NH4)2S+(x—1)S→(NH4)2 Sx Na2S+(x—1)S→Na2Sx (x=2~6,个别可达9) 多硫化物具有氧化性,这一点与过氧化物相似,但多硫化物的氧化性不及过氧化物强。 多硫化物与酸反应生成多硫化氢H2S x,它不稳定,能分解成为硫化氢和单质硫: S x 2- +2H + ===H 2 S ↑+(x-1)S ↓ 而使溶液变浑浊。随x的增大,多硫化氢的稳定性逐渐减弱。黄铁矿FeS2是铁的多硫 化物。 3.硫的氧化物和含氧酸 (1)二氧化硫和亚硫酸及其盐
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结构:SO 2 的结构中S是不等性sp2 杂化, ∠OSO=119.5 ° ,S-O 键长143pm ,SO 2 是 极性分子。一个p轨道与两个O原子相互平行的p轨道形成一个Π34的离域Π键。

二氧化硫(SO2)是无色有刺激性气味的气体。其沸点为一 10℃,熔点为-75.5℃。液态 SO2 能够解离,是一种良好的非水溶剂。SO2 分子的极性较强,易溶于水,1 体积水能溶解 40 体积的 S02。光谱实验证明,SO2 在水中主要是物理溶解,SO2 分子与 H2O 分子之间存在 着较弱的作用。SO2 容易液化,0℃时的液化压力仅为 193kPa。液态二氧化硫用作制冷剂, 储存在钢瓶中备用。SO2 是大气中一种主要的气态污染物。含有 SO2 的空气不仅对人类及 动植物有毒害,还会腐蚀金属制品,损坏油漆颜料,织物和皮革、形成酸雨等。国家规定企 业排放废气中 SO2 含量不能超过 20mg/m3。 SO2分子中S的氧化数是+4,处于中间氧化值,因此它既有氧化性,又有还原性。例如 用接触法制硫酸时,SO 2可被空气氧化。SO 2只有遇到强还原剂才表现出氧化性。 工业上,二氧化硫常用硫铁矿在空气中燃烧制取。 4FeS2+11O2
高温

2Fe2O3+8SO2

SO2溶于水生成亚硫酸(H2SO3)。其主要化学性质是: ①不稳定 亚硫酸只能在水溶液中存在,受热分解加快,放出二氧化硫。 ②酸性 亚硫酸酸性比碳酸强,是一种二元中强酸 H2SO3≒H++HS03— HSO3-≒H++S032③氧化还原性 有关电极电势: 酸性介质 H2SO3+4H++4e-≒S+3H2O SO42-+ 4H++2e-≒H2SO3+H2O 碱性介质 SO42-+H2O+2e-≒SO32-+2OH—

K1 ? 1.3 ?10?2 K1 ? 1.3 ?10?2
?

?

E ? ( H 2 SO4 S ) ? 0.45V
E ? (SO4
2?

H 2 SO3 ) ? 0.17V
SO3 ) ? ?0.93 V
2?

E ? (SO4

2?

SO2和H2SO3既有氧化性又有还原性,但以还原性为主,且在碱性溶液中更强。氧化产物 一般都是SO42-。例如
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IO3—+3SO2+3H20→I—+3SO42-+6H+ 2Mn04—+5S032-+6H+→2Mn2++5S042—+3H20 H2SO3+I2+H20→H2SO4+2HI C12+ S032-+H20→2C1—+ S042-+2H+ SO2或H2SO3只有在与强还原剂相遇时才表现出氧化性。 H2SO3 +2H2S==3S +3H2O SO2和H2SO3主要作为还原剂用于化工生产上。SO2主要用于生产硫酸和亚硫酸盐,还大 量用于生产合成洗涤剂、 食品防腐剂、 住所和用具消毒剂。 某些有机物质可以与SO2或H2SO3 发生加成反应,生成无色的加成物而使有机物褪色,所以SO2可用作漂白剂,可用于漂白纸 张、草帽等。 亚硫酸可形成正盐(如Na2SO3)和酸式盐(如NaHSO3)。碱金属和铵的亚硫酸盐易溶于水, 并发生水解;亚硫酸氢盐的溶解度大于相应的正盐,也易溶于水。在含有不溶性亚硫酸钙的 溶液中通人S02,可使其转化为可溶性的亚硫酸氢盐: CaSO3+SO2+H2O=Ca(HSO3)2 通常在金属氢氧化物的水溶液中通人SO2得到相应的亚硫酸盐。 还原性比较

SO3 ? H 2 SO2 ? SO2

2?

亚硫酸盐的还原性比亚硫酸还要强,在空气中易被氧化成硫酸盐而失去还原性。 2Na2SO3+O2→2Na2SO4 亚硫酸钠和亚硫酸氢钠大量用于染料工业中作为还原剂。在纺织、印染工业上,亚硫酸 盐用作织物的去氯剂: SO32—+C12+H2O=SO 42—+2C1—+2H+ 亚硫酸盐受热时,容易歧化分解:4Na 2 SO 3 =3Na 2 SO 4+Na 2 S 亚硫酸的正盐及酸式盐遇强酸即分解 SO32-+2H+===H2O+SO2↑ 亚硫酸氢钙能溶解木质素制造纸桨,大量用于造纸工业。Na 2 SO 3在西药工业中用作药 物有效成分的抗氧剂, 还可作照相显影液和定影液的保护剂等。 亚硫酸盐也是常用的还原剂。 (2)三氧化硫、硫酸及其盐 三氧化硫:结构、物理性质、化学性质

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气态 SO3 为单分子,其分子构型为平面三角形。中心 S 采取 sp2 不等性杂化与三个氧 原子形成三个 ? 键,还有一个垂直于分子平面的 4 中心 6 电子 π 键。常温下三氧化硫(SO3) 是无色液体,沸点为 44.8℃,在 16.8℃时凝固成无色易挥发的固体。SO3 是一个强氧化 剂,特别在高温时它能将 P 氧化为 P4O10,将 HBr 氧化为 Br2,能氧化 KI、Fe、Zn 等金属。 2P+5SO3=P2O5+5SO2 2KI+SO3=K2SO3+I2 三氧化硫极易吸水,在空气中强烈冒烟。三氧化硫溶于水中即生成硫酸并放出大量热, 放出的热使水产生的蒸气与 SO3 形成酸雾,影响吸收的效果,所以工业上生产硫酸是用

98 .3% 浓硫酸吸收 SO3 成为含 20% SO3 得发烟硫酸,再用水稀释。
(2)硫酸:结构、物理性质、化学性质(特性) 硫酸分子中S 原子采取sp3杂化轨道与四个氧原子的2个氧原子形成两个σ键;另外两个 氧原子则接受硫的电子对分别形成σ配键; 与此同时, 硫原子的空3d轨道与两个不在OH中氧 原子的2p轨道则对称性匹配,相互重叠,反过来接受来自2个氧原子的孤对电子,从而形成 了附加的(p-d)π反馈配键。H 2 SO 4 分子间通过氢键相连,使其晶体呈现波纹形层状结构。 纯硫酸是一种无色油状液体,在l0.38℃时凝固成晶体.市售的浓硫酸密度为.84g· cm-3~ 1.86 g· cm-3,浓度约为18m01.L-1。98%的硫酸沸点为330℃,是常用的高沸点酸,这是硫 酸分子间形成氢键的缘故。将SO3通人浓硫酸中即得发烟硫酸,其中最简单的是焦硫酸 H2S207(其中H2S04与SO3的物质的量之比为1:1)。 硫酸的性质 ●酸性 H2SO4是二元强酸。第一步完全解离,第二步解离并不完全,HS04—相当于中强 酸 H2SO4→ H++HSO4●吸水性和脱水性 应用:做干燥剂 浓硫酸如何稀释? 浓硫酸还具有脱水性,能从有机物中按水的组成比把H和O夺取出来。如 XC12H22011,(蔗糖)+11H2S04(浓) →12xC+11H2SO4· xH20 ●氧化性 浓硫酸是中等强度的氧化剂,但在加热的条件下显强氧化性,几乎能氧化所 有的金属(不能氧化Pt和Au)和一些非金属。还原产物一般是S02,若遇活泼金属会被还原为S
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HSO4-→H++SO42-

? K 2 =1.2 ? 10-2

或H2S。 Cu+2H2SO4(浓) →CuSO4+SO2+2H2O Zn+2H2SO4(浓) →ZnSO4+SO2+2H2O 或 或 3Zn+4H2SO4(浓) →3ZnSO4+S+4H2O 4Zn+5H2SO4(浓) →4ZnSO4+H2S↑+4H2O 2P+5H2SO4(浓)== P2O5+5SO2+5H2O C+2H2SO4(浓)== CO2+2SO2+2H2O 浓硫酸氧化金属并不放出氢气。稀硫酸与比氢活泼的金属(如Mg、Zn、Fe等作用时, 能放出氢气。 此外,冷的浓硫酸(70%以上)遇Fe,A1表现为―钝态‖,生成一层致密的氧化膜,阻止 硫酸与铁表面继续作用。故可将浓硫酸(80%-90%)装在钢罐中储运。据研究,当硫酸浓度 为50%~60%时,铁的溶解速率最大。 鉴于浓硫酸的强腐蚀作用,在使用时必须注意安全! 浓硫酸能严重灼伤皮肤,万一误溅,先用纸沾去,再用大量水冲洗,最后用5%NaHCO3 溶液或稀氨水浸泡片刻。 硫酸的制备: 世界各国普遍采用接触法生产硫酸,原料主要是硫磺或硫铁矿或冶炼厂烟道气。 ●焙烧硫铁矿或硫磺制SO2 4FeS2+11O2
点燃

加热

2Fe2O3+8SO2↑

S十O2=SO2↑ ●在催化剂作用下,将SO2氧化为SO3 2SO2+O2=2SO3 ●SO3的吸收 用98. 3%的浓硫酸吸收SO3, 再加入适量92. 5%的稀硫酸将浓度调到98% (约为18 m01/L),此即为市售品。 硫酸是重要的化工原料,可用来制取盐酸、硝酸以及各种硫酸盐和农用肥料(如磷肥和 氮肥)。硫酸还用于生产农药、炸药、燃料以及石油和植物油的精炼等。在金属、搪瓷工业 中,利用硫酸作为酸洗剂,以除去金属表面的氧化剂。 (3)硫的其他含氧酸 硫能形成种类繁多的含氧酸,如连二亚硫酸(H2S2O4)、焦亚硫酸 (H2S2O5)、硫代硫酸(H2S2O3)、焦硫酸(H2S2O7)、过硫酸(H2S2O8),除H2SO4和H2S2O7外,其

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他酸只能存在于溶液中,但其盐却比较稳定。 4、硫的含氧酸盐 硫的含氧酸盐有哪些?它们有什么性质? 硫酸能形成两种类型的盐,即正盐和酸式盐(硫酸氢盐)。 (1)硫酸盐:常见金属元素几乎都能形成硫酸盐。硫酸盐均属于离子晶体。其性质为: ①溶解性 酸式硫酸盐均易溶于水。正硫酸盐中只有CaSO4,BaSO4,SrSO4,PbSO4, Ag2SO4不溶或微溶,其余均易溶。BaSO4不溶于酸和王水,据此鉴定和分离Ba2+或SO42—。 虽然Ba2+和SO32也生成白色BaSO3沉淀,但它能熔于盐酸而生成SO2。 ②热稳定性 IA族和ⅡA族元素的硫酸盐对热很稳定,过渡元素的硫酸盐则较差,受热 分解成金属氧化物和SO3,或进一步分解成金属单质。 CuSO4→CuO+SO3↑ As2SO4→Ag2O+SO3↑ 2Ag2O→4Ag+O2↑ 同一金属的酸式硫酸盐不如正盐稳定。钾、钠的固态酸式盐硫酸盐是稳定的。酸式硫酸 盐加热到熔点以上转变为焦硫酸盐,再加强热,进一步分解为正盐和三氧化硫。 ③水合作用 可溶性硫酸盐从溶液中析出后常带有结晶水,结晶水以氢键与SO42-结 合。如 CuSO4· 5H2O 胆矾,CaSO4· 2H2O 石膏,ZnSO4· 7H2O 皓矾, Na2SO4· 10H2O 芒硝,FeSO4· 7H2O 绿矾,MgSO4· 7H2O 泻盐 这些盐受热易失去部分或全部结晶水,故在制备过程中只能自然晾干。 ④易形成复盐 硫酸盐的另一特性是容易形成复盐。例如 钾明矾 K2SO4· A12(SO4)3· 24H20 摩尔盐 (NH4)2SO4· FeSO4· 6H20 铬钾矾 K2SO4· Cr2(S04)3· 24H2O 酸式硫酸盐中, 只有最活泼的碱金属元素能形成稳定的固态酸式硫酸盐。 如 NaH SO4、 KHSO4 等。它们能溶于水,并呈酸性。市售―洁厕剂‖的主要成分是 NaH SO4。 许多硫酸盐在净化水、造纸、印染、颜料、医药和化工等方面有着重要的用途。 (2)硫代硫酸盐 硫代硫酸钠(Na2S2O3,大苏打,海波)是无色透明的结晶,易溶于水,其水溶液显弱碱
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性。将硫粉溶于沸腾的亚硫酸钠碱性溶液中便可制得Na2S2O3。 Na2SO3+S


Na2S2O3

硫代硫酸钠在中性和碱性溶液中很稳定, 在酸性溶液中由于生成不稳定的硫代硫酸而分 解。 Na2S2O3+2HCl=S+SO2↑+2NaCl+H2O 硫代硫酸钠有显著的还原性,其还原碘的反应用于化学分析的碘量法中。 2 Na2S2O3+I2 = Na2S4O6+2NaI Na2S2O3与I2的反应是定量的。生成物连四硫酸盐中 S 的氧化数为2.5 。 S2O32-与 C12、Br2 等较强氧化剂反应,被氧化为 SO42-。 S2O32-+4Br2+5H2O=2SO42-+10H++8BrS2O32-+4Cl2+5H2O=2SO42-+10H+ +8 Cl 在纺织工业上用 Na2S2O3 做脱氯剂。 S2O32-有很强的配合作用,可与 Ag+、Cd2+等形成稳定的配离子。Na2S2O3 大量用作照相
3的定影剂。照相底片上未感光的溴化银在定影液中形成[Ag(S303)2] 而溶解

2 S2O32-+AgBr=[Ag(S2O3)2]3-+BrNa2S2O3 与过量的 Ag+反应生成 Ag2S2O3 白色沉淀,Ag2S2O3 水解最后生成黑色 Ag2S 沉 淀,颜色逐渐由白变黄、变棕、为黑,此现象用于 S2O32-的鉴定。 S2O32-+2Ag+→Ag2S2O3↓ Ag2S2O3+H2O→Ag2S↓+SO42-+2H+

如 Na2S2O32-,过量,则 Ag2S2O3,生成配合物而溶解。 Ag 2 S 2 O 3 +3 Na2S2O3=Na3 [Ag(S 2 O 3 ) 2] (3)过硫酸盐 过硫酸可以看作是过氧化氢的衍生物。若 H2O2 分子中的一个氢原子被一 SO3H 基团取 代,形成过一硫酸 H2SO5,若两个氢原子都被一 SO3H 基团取代则形成过二硫酸 H2S2O8。 过硫酸盐与有机物混合,易引起燃烧或爆炸,必须密闭储存于阴凉处。常用过硫酸盐有 K2S2O8 和(NH4)4S2O8。 过硫酸盐易水解,生成 H2O2,用于工业上制备 H2O2。 (NH4)2S2O8+2H2O→2NH4HSO4+H2O2

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过硫酸盐不稳定,受热容易分解。2K2S2O8



2K2SO4+2SO3↑+O2↑

过硫酸盐是极强的氧化剂, 还原产物是 SO42-。 过二硫酸盐能将 I—和 Fe2+氧化成 I2 和 Fe3+, 甚至能将 Cr3+和 Mn2+等氧化成相应的高氧化值的 Cr2O72-、MnO4-。但其中有些反应的速率 较小,在催化剂作用下,反应进行得较快。例如: Cu+K2S2O8+8H2O= CuSO4+K2SO4 2Mn2++ 5S2O82—+8H2O=2MnO4-+10 SO42-+16H+ 上述反应用于鉴定 Mn 2+。在钢铁分析中常用过硫酸铵(或过硫酸钾)氧化法测定钢中锰 的含量。 【练习】 1. 完成并配平下列反应方程式; ⑴ I- + O2 + H+ → ⑵ H2O2 + Fe(OH)2 → ⑶ H2O2 + I- + H+ → ⑷ H2O2 + MnO4- + H+ → ⑸ S2O82- + S2- + H2O → ⑹FeCl3 + H2S → ⑺ S + HNO3(浓) → ⑻ Ag2S + HNO3(浓)→ ⑼ Na2S2 + HCl → ⑽Na2S2O3 + I2 → ⑾I2 + H2SO3 + H2O → ⑿H2S + H2SO3 → ⒀Na2S2O3 + Cl2 + H2O→ ⒁Mn2+ + S2O82- + H2O → 2. 试用一种试剂将钠的硫化物、多硫化物、亚硫酸盐、硫代硫酸盐和硫酸盐彼此区分开来。 写出有关的离子方程式。 3.将SO2通入纯碱溶液中,有无色无味气体(A)逸出,所得溶液经烧碱中和,再加入硫化钠 溶液除去杂质,过滤后得溶液(B)。将某非金属单质(C)加入(B)中加热,反应后再经过滤除去 杂质等过程后,得溶液(D)。取3mL溶液(D)加入HCl溶液,其反应产物之一为沉淀(C)。另取 3mL溶液(D),加入少许 AgBr(s),则其溶解,生成配离子(E)。再取第3份3mL溶液(D),在 其中加入几滴溴水,溴水颜色消失,再加入BaCl2溶液,得到不溶于稀盐酸的白色沉淀(F)。 试确定A、B、C、D、E、F的化学式,并写出各步反应方程式。

基础测试题
一、选择题(本题包括10小题,每小题5分,共50分,每小题只有一个正确答案) 1. 一定条件下,碘单质与砹单质以等物质的量进行反应,可得 AtI。它与 Zn、NH3 都能发
生反应,化学方程式分别如下:2AtI+2Zn==ZnI2+ZnAt2 AtI+2NH3(1)===NH4I+At NH2 下列叙述正确的是 A.ZnI2 既是氧化产物,又是还原产物 B.ZnAt2 既是氧化产物,又是还原产物 C.AtI 与液氨反应,AtI 既是氧化剂,又是还原剂 D.AtI 与液氨的反应中,得失电子数相等 2. 下列关于硫的叙述中,正确的是( ) ( )

A. 硫的非金属性较强,故只能以化合态存在于自然界中 B. 能与 Cu、Fe、O2 等物质反应,S 作氧化剂
30

C. 硫燃烧得 SO3 ,可以用于制取硫酸 D. S 与 Cu 反应生成 Cu2S ,而不能生成 CuS 3. 在某溶液中加入 BaCl2 溶液,生成白色沉淀,加入稀硝酸沉淀不溶解,则下列关于该溶 液所含离子的推断中正确的是
2? A.一定含有 SO4 2? B.含有 SO4 和 Ag+ 2? 2? 2? 2? C.可能 SO4 或 Ag+或 SO3 或同时含有 SO4 和 SO3 2? 2? D.可能含有 SO4 或 SO3





4. 常温下,往 H2O2 溶液中滴加少量 FeSO4 溶液,可发生如下两个反应: 2Fe2++H2O2+2H+ =2Fe3++2H2O 下列说法正确的是 A.H2O2 的氧化性比 Fe3+强,其还原性比 Fe2+弱 B.在 H2O2 分解过程中,溶液的 pH 逐渐下降 C.在 H2O2 分解过程中, Fe2+的总量保持不变 D.H2O2 生产过程要严格避免混入 Fe2+ 5. 下列叙述中正确的是 A.O、S、Se、Te 的最外层电子数都是 4,最低价都是-2 价,最高价都是+6 价 B.O、S、Se、Te 的单质都是非极性分子,形成分子晶体,不导电 C.SO2、SeO2 和 TeO2 都是酸性氧化物,既有氧化性,又有还原性 D.H2SO4、H2SeO4 和 H2TeO4 都是强酸,水溶液都有强氧化性 6.铜和镁的合金 4.6g 完全溶于浓硝酸,若反应中硝酸被还原只产生 4480 mL 的 NO2 气体 和 336 mL 的 N2O4 气体(气体的体积已折算到标准状况),在反应后的溶液中,加入足量 的氢氧化钠溶液,生成沉淀的质量为 A. 9.02g B. 8.51g C. 8.26g
?

2Fe3++H2O2=2Fe2++O2↑+2H+





( D. 7.04g
? ?



7.从某些性质看,NH3 与 H2O 相当, NH 4 与 H3O+, NH 2 与 O2 都有相当关系,下列有 关方程式不正确的是 A.NH4Cl+KNH2=KCl+2NH3↑ B.M+2NH3=M(NH2)2+H2↑(M 为二价活泼金属) C.2NH4Cl+MNH=MCl2+NH321 世纪教育网 D.2NH4Cl+MO=M(NH2)2+2HCl+H2O 8.物质的量之比为 2:5 的锌与稀硝酸反应,若硝酸被还原的产物为 N2O,反应结束后锌没 有剩余,则该反应中被还原的硝酸与未被还原的硝酸的物质的量之比是 A. 1:4 B.1:5 C. 2:3 D.2:5 ( )

9.据悉,奥运会上使用的发令枪所用的―火药‖成分是氯酸钾和红磷,经撞击发出响声,同 时产生白色烟雾。撞击时发生的化学方程式为: 5KClO3 + 6P== 3P2O5 + 5KCl ,则下
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列有关叙述错误的是 A.上述反应中氧化剂和还原剂的物质的量之比为 5:6





B.产生白色烟雾的原因是生成的 P2O5 白色固体小颗粒(烟)吸水性很强,吸收空气中 的水分,生成磷酸小液滴(雾) C.上述反应中消耗 3molP 时,转移电子的物质的量为 15mol D.因红磷和白磷互为同分异构体,所以上述火药中的红磷可以用白磷代替 10.(09 全国卷Ⅱ13)含有 a mol FeBr2 的溶液中,通入 x mol Cl2。下列各项为通 Cl2 过程中, 溶液内发生反应的离子方程式,其中不正确 的是 ... A.x=0.4a,2Fe2++Cl2=2Fe3++2ClB.x=0.6a,2Br + Cl2=Br2+2Cl
+ - - -





C.x=a,2Fe2 +2Br +2Cl2=Br2+2Fe3 +4Cl
+ + - +



D.x=1.5a,2Fe2 +4Br +3Cl2=2Br2+2Fe3 +6Cl



11.(11 分)新制的饱和氯水慢慢滴入含酚酞的 NaOH 稀溶液中,当滴到最后一滴时红 色突然褪去。试回答下列问题: (1)实验室保存饱和氯水的方法是_______________________。 (2)产生上述现象的原因可能有两种(简要文字说明): ①可能是由于________________;②可能是由于________________。 (3)简述怎样用实验证明红色褪去的原因。____________________________________ (4)用滴管将新制的亚硫酸慢慢滴入含酚酞的 NaOH 稀溶液中,当滴到最后一滴时红 色突然褪去。产生上述现象的原因可能有两种(简要文字说明): ①可能是由于________________;②可能是由于________________。 你认为红色褪去的真正原因是___________。判断的实验方法是_______________。 (5) 将氯气和二氧化硫气体按 1: 1 通入含酚酞的 NaOH 稀溶液中, 现象______________, 原因是__________________________________________________________________。 12.(14 分) 某课外活动小组用如图所示的实验装置探究氯气与氨气之间的反应。其中 A、F 为氨气和氯气的发生装置,C 为纯净、干燥的氯气与氨气反应的装置。

请回答下列问题:

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(1)装置 F 中发生反应的离子方程式是 (2)装置 A 中的烧瓶内固体可选用 A.碱石灰 B.浓硫酸

。 (选填以下选项的代号)。

C.生石灰 D.五氧化二磷 E.烧碱

固体的作用是_________________________________________________________ (3)虚线框内应添加必要的除杂装置,请从右图的备选装置中选择,并将编号填入下列 空格。B 、D 、E 。

(4)氯气和氨气在常温下混合就能发生反应生成氯化铵和氮气,该反应的化学方程式 为: ;装置 C 内出现浓厚的白烟并在容器内壁凝结, 。

请设计一个实验方案鉴定该固体就是氯化铵:

(5)工业上检查氯气管道的漏气方法可以是____________________________________ 13.(15 分)下图中 A~J 分别代表相关反应中的一种物质,已知 A 分解得到等物质的量的 B、C、D,已知 B、D 为常温下气态化合物,C 为常温下液态化合物,图中有部分生成物未 标出。

请填写以下空白: (1)A 的化学式 B 的电子式 。

(2)写出下列反应的化学方程式: D+G→ H F+J → B + C + I (3)写出 A+NaOH→D 的离子方程式 (4)写出 C 与 Na2O2 反应的化学方程式______________________________ 在该反应中 C 是氧化剂还是还原剂?_________________,在氧化还原反应中 C 的作用 与 C 与 Na2O2 反应类似的还有_________________________、______________________。 14. (10 分) 2.80g 铁与 100mL 稀硝酸混合后充分反应,产生气体为 NO,反应后铁、硝酸均 无剩余。向反应后的溶液中加入 100mL0.2 mol· L 全部还原。求原硝酸溶液的物质的量浓度。 参考答案 1.B 2、D 3、C 4、D 5、C 6、B 7、D 8、A 9、D 10、B
-1

。 。 。

的碘化钾溶液,恰好将溶液中的 Fe3+

4.解析:结合 A、B 两个方程式根据 氧化性、还原性强弱比较规律:得 H2O2 的氧化性>Fe3+

33

的氧化性, H2O2 的还原性>Fe2+的还原性,A 错; 2H2O2=2H2O+O2↑,分解过程中,Fe2+作催化剂,溶液 pH 值不变,B 错, H2O2 分解时部分 Fe2+会氧化为 Fe3+, Fe2+会减少, C。 因为 Fe2+可导致 H2O2 分解, 所以 H2O2 生产过程要避免混入 Fe2+,D 正确。 6..解析:选 B。此题如单纯用 Cu、Mg 分别与 HNO3 反应的结果求出合金的物质的量组成而 求得沉淀的质量,那是相当繁琐的,如用整体思维,则沉淀的质量为金属 Cu、Mg 的质量 加上 OH-的质量,由电子守恒知: 铜离子和镁离子结合的氢氧根离子的物质的量=铜离子和 镁 离 子 带 的 电 荷 数 =Cu 、 Mg 失 电 子 总 数 = 硝 酸 得 电 子 总 数 的 物 质 的 量 之 和 为 =4.48L/22.4L/mol+0.336L/22.4L/mol× 2=0.23mol 4.6g+0.23mol× 17g/mol=8.51g。
2 10.解析:选 B。由于 Fe 的还原性强于 Br ,故根据氧化还原反应的先后顺序知,Cl2
+ -

















先氧化 Fe2 ,然后再氧化 Br 。2Fe2
+ -



+ Cl2

2Fe3



+ 2Cl ,2Br + Cl2






Br2 + 2Cl ,



2FeBr2 + 3Cl2


2FeCl3 + 2Br2 。当 x/a ≤0.5 时,Cl2 仅氧化 Fe2 ,故 A 项正确。当 x/a


≥1.5 时,Fe2 和 Br 合部被氧化,D 项正确;当介于两者之间时,则要分步书写方程式, 然后进行叠加得总反应。如 B 项,当 x=0.5a 时,Cl2 刚好把 Fe2 全部氧化,而当 x=0.6a,


显然 Cl2 还要氧化 Br ,而选项中没有表示,故错。 11.答案:(1)盛于棕色试剂瓶中密封保存且置于阴凉处 (2)①氯水呈酸性与 NaOH 反应使碱性减弱 ②氯气与 H2O 反应生成 HClO,HClO 的 漂白性将溶液变成无色 (3) 向无色溶液中再滴加 NaOH 溶液,若不再出现红色,应为原因②,若再出现红色, 应为原因①。 (4)①亚硫酸呈酸性与 NaOH 反应使碱性减弱 ②SO2 与酚酞化合生成无色的化合物 ①亚硫酸呈酸性与 NaOH 反应使碱性减弱。 向无色溶液中再滴加 NaOH 溶液,重新变红色,则原因为①。 (5)溶液褪色。 氯气和二氧化硫在水中反应生成酸,Cl2+SO2+2H2O=H2SO4+2HCl, 生成的酸与氢氧化钠发生中和反应,溶液的碱性减弱。 12. 答案:(1)MnO2+4H++2C12 , (2)A C D 吸水且放热、生成碱增大氢氧根离子浓度,利于氨气的逸出 4 (3)Ⅱ、Ⅲ、Ⅰ , (4)8NH3+3C12 6NH4C1+N2 6 将固体在烧杯中溶解,用试管取少量溶液,然后滴加少量硝酸酸化的 AgNO3 溶液,有 白色沉淀产生,证明有 C1-;用试管取少量溶液,加入浓烧碱溶液,加热,再将湿润的 红色石蕊试纸放在试管口,红色石蕊试纸变蓝证明有 NH4+ (5)用蘸浓氨水的玻璃棒检查氯气管道是否漏气,若产生白烟,则漏气,否则不漏气。 Mn2++C12↑+2H2O



34

13.答案

(1)

NH4HCO3 4NO + 6H2O C+4HNO3 CO2↑+4NO2↑+2H2O

(2) 4NH3+5O2 (3)

? ? 2? ? + HCO3 +2 OH = NH3 + CO3 +2H2O NH 4

(4)2H2O+2Na2O2=2Na2CO3+O2 14.答案:2I +2Fe3 =I2+2Fe2
- + + -1

既不是氧化剂也不是还原剂

n[Fe(NO3)3]=n(I )= 0.2 mol· L



× 0.100L=0.020mol
2.80g

反应后 Fe 变成 Fe(NO3)2 和 Fe(NO3)3 n[Fe(NO3)2]=n(Fe)-n[Fe(NO3)3]= 56g ? mol?1 -0.020mol=0.030mol 根据电子守衡:n[Fe(NO3)3]× 3+ n[Fe(NO3)2]× 2=n(NO)× 3 即:0.020mol× 3+0.030mol× 2= n(NO)× 3 ∴ n(NO)=0.040mol

根据氮元素守衡:n(HNO3)= n(NO)+ n[Fe(NO3)3]× 3+ n[Fe(NO3)2]× 2 =0.040mol+0.020mol× 3+0.030mol× 2=0.16mol
?1 c(HNO3)= 0.100 L ? 1.6mol ? L

0.16 mol

35


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