基础化学教案2

第十一章元素及其药用化合物第一节非金属元素及其化合物一卤素的通性1基本性质卤素是典型的非金属元素，且族内元素性质十分相似。从氟到碘，随着元素原子序数的增大，核对外层电子的引力逐渐减少，原子半径和离子半径递增，元素的电负性、电离能、电子亲合能和离子水合焓递减。二卤素单质卤素单质最突出的化学性质就是它们的氧化性。卤素的反应趋势及氧化性从F2到I2依次减弱。1X2与金属和非金属作用F2与所有的金属和非金属（除N、O、He、Ne、Ar外）直接化合，且多数反应非常剧烈。Cl2也能与所有的金属和多数非金属直接化合，但反应的剧烈程度小于氟。Br2和I2的反应活性小于Cl2，多数反应要在加热的条件下才能进行。例如：X2+H22HXF2：于低温和暗处即爆炸性反应。Cl2：于暗处反应慢；T523K或光照即爆炸性反应。Br2：于紫外线照射或T648K下反应。I2：较高温度下达平衡：I2+H22HI。2X2与水作用X2与水作用可发生两类反应：X2+H2O1/2O2+2HXⅠX2+H2OHX+HXOⅡ（1）氧化反应：F2氧化H2O放出O2，且反应剧烈。Cl2、Br2热力学上可氧化H2O放出O2，但因活化能较高，通常也不能氧化H2O。I2不能氧化H2O。（2）歧化反应①Cl2、Br2、I2在酸性介质中均不歧化，但在碱性介质中歧化：Cl2+2NaOHNaCl+NaClO+H2O3Cl2+6NaOH5NaCl+NaClO3+3H2O3Br2+6NaOH5NaBr+NaBrO3+3H2O3I2+6NaOH5NaI+NaIO3+3H2O②从平衡常数K可知：Cl2于水中可部分歧化，但不完全；Br2很弱，可以认为不歧化；I2不歧化。（3）卤素间的转换反应：Cl2+2Br-＝2Cl－+Br2Br2+2I－＝I2+2Br-三、化合物（一）卤化氢和氢卤酸1卤化氢的制备（1）HF：CaF2+浓H2SO4CaSO4+2HF↑（2）HCl：．NaCl+浓H2SO4NaHSO4+HCl↑工业NH4Cl+浓H2SO4NH4HSO4+HCl↑实验室（3）HBr和HI：①NaBr+浓H3PO4NaH2PO4+HBr↑NaI+浓H3PO4NaH2PO4+HI↑②PBr3+3H2OH3PO3+3HBr↑PI3+3H2OH3PO3+3HI↑或者把Br2滴加到红磷和少许水的混合物中：2P+3Br2+6H2O2H3PO3+6HBr↑或者把水滴加到红磷和碘的混合物上：2P+3I2+6H2O2H3PO3+6HI↑2卤化氢的物理性质卤化氢HX为具有刺激性的无色气体，极易溶于水，其水溶液叫氢卤酸。在潮湿的空气中与水蒸气结合形成细小的酸雾而“冒烟”。HX的熔点和沸点按HCl—HBr—HI依次升高。（二）次卤酸及其盐1．HXO仅存在于溶液中，均为极弱的一元酸，且酸性从HClO到HIO依次减弱。次卤酸HClOHBrOHIO酸常数3.0×10－82.1×10－92.3×10－112．次卤酸盐都极易水解：XO－+H2OHXO+OH－3．次卤酸及其盐都不稳定，其分解反应有两种基本方式：2HXO2H＋+2X－+O2或2OX－2X－+O2分解反应3HXO3H＋+2X－+XO3－或3OX－2X－+XO3－歧化反应光照、溶液中有催化剂或有能与O2化合的物存在时，HXO及其盐即分解放出O2。加热或碱性条件下，有利于歧化反应进行。4．次氯酸及其盐是强氧化剂，具有杀菌、漂白作用。将Cl2通过Ca(OH)2中即得以漂白粉：2Cl2+2Ca(OH)2Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O漂白粉是次氯酸钙、氯化钙和氢氧化钙的混合物，其有效成分是Ca(ClO)2。（三）高氯酸及其盐高氯酸HClO4是已知无机酸中的最强酸，它在冰醋酸、硫酸和硝酸溶液中仍然能给出质子。常温下，无水HClO4是无色粘稠状液体，不稳定，贮存时会发生分解爆炸，浓度低于60%HClO4溶液是稳定的。除K＋、Rb＋、Cs＋和NH4＋的盐外，其余高氯酸盐都易溶于水。ClO4－离子结构对称，在溶液中非常稳定，它与金属离子的结合倾向也很弱。通常高氯酸及其盐的溶液没有明显的氧化性，但浓热的高氯酸溶液和高温下的高氯酸盐固体却是强氧化剂。综上所述，氯的含氧酸及其盐的主要化学性质可归纳如下：①氯的含氧酸的酸性随分子中非羟基氧原子数的增多而增强：HClOHClO2HClO3HClO4非羟基氧原子数0123酸性弱酸中强酸强酸最强酸②氯的含氧酸及其盐的热稳定性随酸根离子结构对称性的增大而增强，并存在以下规律：稳定性：低氧化态酸或盐高氧化态酸或盐；高浓度酸低浓度酸；酸其盐。③氯的含氧酸及其盐的氧化性随氯原子氧化数升高而减弱。氧化性：低氧化态者高氧化态者；酸其盐。介质酸性愈强，含氧酸及其盐的氧化性愈强。④氯的含氧酸及其盐易发生歧化反应。二氧族元素（一）氧族元素的通性从氧到钋随着元素原子序数的增大，元素的电负性、电离能和电子亲和能递减，原子半径和离子半径递增。本族元素从典型的非金属元素氧和硫过渡到金属元素钋，处于中间位置的硒和碲则为准金属。（二）氧和硫的单质1.氧O2（1）．O2的结构。O2为双自由基，顺磁性分子。（2）．O2的物理性质。O2为无色、无味的非极性分子，在水中溶解度很小。293K时，1升水仅能溶解30mlO2。在盐水中，氧的溶解度降低，但足以满足海洋生物体对氧的需求。氧在有机溶剂中的溶解度比水中大，因此，在有机溶剂中进行化学反应和制备时，应注意氧的影响。（3）．O2最主要的化学性质是氧化性。O2分子的键能(439.4kJ·mol－1)大，但O2仍然是很活泼的，是强氧化剂，在室温或加热条件下能与许多元素直接化合，而且反应通常是放热，一旦引发，反应就能自发进行，甚至引起爆炸，如O2与C、H2的反应。在合适条件下，氧与许多无机化合物和几乎所有的有机化合物直接反应。2、单质硫物理性质：常见的晶体硫是淡黄色有微臭味的正交硫S8，不溶于水，易溶于CS2、CCl4等非极性有机溶剂中。化学性质：单质硫的化学性质非常活泼，除稀有气体等少数元素外，能与绝大多数元素直接化合。如常温时硫能与碱金属、碱土金属，以及银、汞、铅、铝等直接化合。因此，当不慎将汞散落时，可用硫黄粉覆盖，使之生成HgS。(三)化合物1.过氧化氢(H2O2)物理性质：纯H2O2为近无色的粘稠液体，分子具有很大的极性，分子间能强烈缔合，所以其沸点（150℃）远比水高。H2O2与H2O以任何此例互溶。其水溶液俗称双氧水，市售双氧水中H2O2含量为30%。化学性质：⑴H2O2不稳定，常温下即分解放出O2：2H2O22H2O+O2故保存H2O2应注意避免、低温和密闭。⑵弱酸性：H2O2H++HO2-Ka1=2.4×10－12HO2-H++O22-Ka2=10－14⑶氧化还原性H2O2在酸性介质中是强氧化剂，在碱性介质中为中等强度氧化剂，而与强氧化剂（如KMnO4、K2Cr2O7等）反应时，又可作还原剂。H2O2+2HII2+2H2O4H2O2+PbSPbSO4+4H2O3H2O2+2Cr(OH)3+4NaOH2Na2CrO4+8H2O3H2O2+2MnO4－+6H＋2Mn2＋+5O2+8H2O2、硫化物（1）硫化氢（2）金属硫化物（3）硫的含氧酸及其盐亚硫酸及其盐亚硫酸H2SO3为二元中强酸，仅存在于水溶液中。H2SO3H＋+HSO3－Ka1=1.3×10－2HSO3－H＋+SO32－Ka2=6.2×10－8①．H2SO3及其盐既有氧化性，又有还原性，以还原性为主。2SO32－+2H2S+2H＋3S↓+3H2OHSO3－+I2+H2OHSO4－+2H＋+2I－2Na2SO3+O22Na2SO4NaHSO4+Cl2+H2ONaHSO4+2HCl②．不稳定性亚硫酸及其盐不稳定，遇强酸即分解放出SO2：SO32－+2H＋SO2↑+H2O亚硫酸盐遇热易发生歧化反应，生成硫化物和硫酸盐：4Na2SO33Na2SO4+Na2S长时间加热亚硫酸氢钠浓溶液，可脱水生成焦亚硫酸钠Na2S2O5：2NaHSO3Na2S2O5+H2ONa2SO3、NaHSO3和Na2S2O5是药物制剂中常用的抗氧剂，因它们的氧化产物对人体无害，故可直接加到制剂中，以保护易氧化变质的药物。*还原性：SO32－H2SO3SO2氧化性：SO2H2SO3SO32－硫酸及其盐1硫酸⑴物理性质纯硫酸为无色油状液体，沸点高（603K），挥发性小，这些性质与H2SO4分子间能形成氢键有关：市售浓硫酸密度1.84g·ml－1，质量分数为98%，约18mol·L-1。⑵硫酸的主要化学性质：①吸水性和脱水性浓H2SO4具有强烈的吸水性，故贮存浓H2SO4的容器须密闭；浓H2SO4可作干燥剂，用于干燥Cl2、CO2和H2等气体。浓H2SO4与水以任何比列混合，反应强烈且大量放热，故稀释浓H2SO4时，只能将浓H2SO4在不断搅拌下缓缓地倾入水中，不可倒置。浓H2SO4具有强烈的脱水性，能将某些有机物分子中的氢和氧按水的组成脱去，使有机物炭化。如：HCOOHH2O+CO↑C12H20O11（蔗糖）11H2O+12C②强氧化性浓H2SO4具有强氧化性，加热时氧化性增强，它能与许多金属和非金属元素直接作用，其还原产物视还原剂和反应条件的不同而异，可以是SO2、S甚至H2S，不过一般的还原产物为SO2。C+2H2SO4(浓)CO2↑+2SO2↑+2H2O2HI+H2SO4(浓)I2+SO2↑+2H2OCu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O3Zn+4H2SO4(浓)3ZnSO4+S↓+4H2O4Zn+5H2SO4(浓)4ZnSO4+H2S↑+4H2O稀H2SO4无氧化性，只具备一般酸类的通性。2硫酸盐硫酸能形成正盐和酸式盐.正盐除Ca2＋、Sr2＋、Ba2＋、Pb2＋、Ag＋、Hg22＋外，所有的硫酸盐都易溶于水。酸式盐均易溶于水。硫酸盐最重要的性质是：⑴易生成水合物：如CuSO4·5H2O(胆矾)、FeSO4·7H2O（绿矾）、Na2SO4·10H2O（芒硝）、ZnSO4·7H2O（皓矾）；⑵易生成复盐：如(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O（摩尔盐）、明矾K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O。三、氮族元素及其化合物（一）通性该族元素的价层电子组态：ns2np3。最外层电子超过半数，所以它们不太易失电子形成阳离子，也不易得电子形成阴离子，只愿共用电子，因此，形成共价化合物是本族元素的特征。氮、磷的稳定氧化数为+5；砷、锑氧化数为+5和+3的化合物都是常见的；铋的稳定氧化数为+3。（二）氮、磷的单质1、氮物理性质：N2为无色、无嗅气体。标准态下，N2密度为1.25g·L－1，熔点为63K，沸点为75K。N2微溶于水，在283K时，一体积水约可溶解0.02体积N2。化学性质：氮分子有1个σ键和2个π键，离解能为941.7kJ·mol－1，（除CO外）是双原子分子中最高的，加热到3273K时只有0.1%N2分解。氮分子的高离解能是它化学惰性的主要原因。2、磷磷原子间成键能力比氮原子强，因此氮只有一种单质－N2，而磷则有多种同素异性体，主要有白磷、红磷和黑磷三种。（三）化合物1、氨和铵盐（1）氨①制备工业制备：N2+3H22NH3实验室：2NH4Cl+CaO2NH3↑+CaCl2+H2O浓NH3·H2ONH3↑+H2OMg3N2+6H2O3Mg(OH)2+2NH3↑②物理性质NH3是一种无色有刺激性气味的气体，极易溶于水。273K时1体积水可溶解700体积的氨。氨的水溶液叫氨水，一般市售氨水的相对密度为0.91g·ml－1，含NH3约为28%，浓度约为15mol·L－1。液氨是一种良好的极性溶剂，易液化。纯液氨也是电的极不良导体2NH3NH4＋+NH2－K=[NH4＋][NH2－]=1.9×10－33（223K）因液氨给出质子的能力比水弱，一些活泼金属如碱金属和钙、锶、钡等在液氨中慢慢溶解，生成深蓝色溶液。该蓝色溶液的导电能力很强，和金属相近。这是因为金属与液氨作用形成了氨合电子[e(NH3)n]－和金属正离子。如：Na+nNH3Na＋+e(NH3)n