“元素及其化合物”知识归纳总结

“元素及其化合物”知识归纳总结氯气的物理性质黄绿色具刺激性气味的有毒气体。比空气重，熔点-100.98℃，沸点-34.67℃。溶于水(20℃时1体积水可溶解2.15体积Cl2)，难溶于饱和食盐水，易溶于有机溶剂。制备时应采用向上排空气法收集。工业上利用它容易液化的性质，将干燥的氯气制成液氯，压入涂成草绿色钢瓶贮存。氯气在水中因溶解得不太多(饱和时0.09摩/升，标准状态下)，用水吸收残氯效率不高，故多用碱液吸收。遇到氯气逸散时，可以站到高处用湿毛巾捂住口鼻以减轻毒害。用活性炭吸附沸点较高的氯气可使空气净化。氯水呈黄绿色，用CCl4等有机溶剂萃取则水层转为无色，CCl4层转为较深黄绿色。除去氯气中混有的少量氯化氢可用饱和食盐水洗气，若氯化氢中混有少量氯气则可用活性炭除去氯气。氯气的化学性质强非金属、强氧化剂。除O2、N2、C和稀有气体外，氯气与其它元素几乎都能直接化合为氯化物，且常将变价元素氧化为高或较高价态，如与Cu、Fe等反应。能与许多还原性化合物反应将其中低价态元素氧化，如与NaBr、NaI、Na2S反应置换出Br2、I2、S；与NH3反应氧化出N2。与水或碱发生Cl2+H2OHCl+HClO，HClO的强氧化性使氯水和湿氯气有漂白性。与冷的碱溶液反应以生成氯化物和次氯酸盐为主，在热的碱溶液中则有氯酸盐生成。氯水的有关反应则为：与碱反应同氯气；对H2S，则稀氯水以氧化出硫沉淀为主，浓氯水与H2S反应看不到沉则氯水中的HCl起重要作用有H2放出；与AgNO3溶液也属于其中Cl-的反应，生成白色的AgCl沉淀。若要从氯水获得较浓的HClO溶液，则可加入Ca-CO3粉，因H2CO3比盐酸弱又比HClO强，而CaCO3只与盐酸反应，使氯水中的化学平衡向生成HClO的方向移动。氯水的漂白性、见光分解出O2以及使醛溶液等氧化皆与其中的HClO有关。氯气的用途重要化工原料。盐酸、漂白粉以及制造药物(如氯胺T等)和农药；在生产塑料聚氯乙烯、合成纤维氯纶、合成橡胶氯丁橡胶等合成材料时也需用多量氯气。氯气液化后压入钢瓶常供纸浆漂白、纺织品漂白、自来水消毒杀菌、制次氯酸钠、从卤水中提炼溴和碘次氯酸和漂白粉HClO，仅存于水溶液中，为强氧化性的弱酸(比H2CO3弱)。不稳定，见光分解为HCl与O2。能漂白有色有机物(色素被氧化而褪色)。漂白粉为白色粉末，是Ca(ClO)2与CaCl2的混合物。用于漂白时，因CO2或HCl等酸性物质作用使Ca(ClO)2转化为HClO而起漂白作用：Ca(ClO)2+H2O+CO2CaCO3↓+2HClOCa(ClO)2+2HCl(极稀)CaCl2+2HClO遇浓盐酸则生成氯气Ca(ClO)2+4HCl(浓)CaCl2+2H2O+Cl2↑也可用此法制Cl2或测其中的“有效氯”。一般有效氯约35％，有效成分是Ca(ClO)2，用为廉价的有效的漂白剂和消毒剂。工业上用氯气与熟石灰反应制得，保存时应密闭以防吸湿和吸入CO2而失效。氯化氢：无色有刺激性气味的气体。在空气中发白雾，溶于乙醇、乙醚，极易溶于水。实验室中用水吸收时不得把导管口伸入水下，而要在导管口连接倒放的漏斗，使其边缘紧贴水面以利吸收并防止倒吸。若Cl2中混入HCl则可用少量水或饱和食盐水洗气以除去溶解度甚大的HCl。其水溶液叫盐酸，常用的浓盐酸密度为l.18～l.19克/厘米3(含HCl36～38％的溶液)相当于12摩/升左右。浓盐酸是挥发性强酸，加热蒸发时则HCl逸出得比水多，致使浓度下降，至20％即不再下降，成为“恒沸点溶液”。盐酸具有酸的通性，其酸根Cl-有还原性，为非氧化性酸。氯化钠：NaCl，在水中的溶解度随温度变化较小。将热饱和NaNO3与KCl溶液混合，则溶液中大部分Na+和Cl-会形成NaCl晶体析出，食盐用为调味剂、腌渍食品、制造氯气、烧碱、盐酸、纯碱、次氯酸钠、金属钠等，精制的0.9％NaCl水溶液(精制NaCl9克溶于l升无菌注射用水中按药典要求配制)，即医疗用的生理食盐水。自然界食盐主要存在于海水，盐湖、盐矿、盐井中，可晒海水或采矿获得。氟F2为淡黄色气体，是最活泼的非金属，有极强的氧化性，遇水或氨气发生剧烈反应有HF、O2或N2生成；与许多有机物也发生反应。F2能从卤化物中置换出Cl2、Br2、I2，但对卤化物水溶液则对水反应生成O2和HF。F-还原性极弱，几乎没有化学药品能将它氧化。溴：元素符号Br，溴单质Br2，为深棕色液体，不断挥发出棕红色刺激性气味的Br2蒸气。易溶于苯、CCl4。对橡胶腐蚀严重，液溴必须保存在密闭玻璃塞瓶里，有时为防止挥发可加少许水，使表面形成薄层“水封”。溴水呈棕黄至橙色，因反应使溴水褪色的常见的物质有NaOH、NaCO3、SO2、应但生成的I-溶解可使溶液颜色转深。有机溶剂能萃取Br2使有机溶剂层颜色变深呈棕红或橙红色。碘：元素符号I，紫黑色晶体，它易于挥发、升华，这个性质可用来提纯碘。微溶于水呈浅褐色，易溶于KI溶液或酒精中显棕褐色。甚易溶于苯、CCl4、CS2等有机溶剂中呈紫色。据此可用苯或CCl4从水溶液里萃取碘或检验碘的存在。游离态I2的非金属性和氧化性均比卤素中的F2、Cl2、Br2弱。它与金属或非金属的反应一般比Cl2、Br2、F2弱，如难与H2化合，与Fe仅生成FeI2。溶于碱有碘化物、碘酸盐生成(歧化)。与淀粉于55℃以下显蓝色，是I2的特征反应之一。用KI淀粉试纸检验Cl2等即根据2I→I2，随即与淀粉发生显色反应。此试纸遇Br2、O3、NO2等都能变蓝，故不要用它区分Br2蒸气与NO2(可用水或AgNO3溶液)。易被活泼卤素、O2、NO2、HNO3、Fe3+氧化。故HI溶液不易存放，KI溶液也有时因析出微量I2而呈黄色。AgBr，浅黄色晶体。难溶于水和稀硝酸，易见光分解，用于制照像底片，感光纸等。在眼镜玻璃中掺入AgBr微粒，在光照时分解出银粒变深，无光时Ag与周围的Br2化合为AgBr又变浅，这是变色镜的变色原理。AgI，黄色晶体。难溶于水、氨水或稀硝酸。见光变色，最后变黑，感光作用比AgBr差。用于制照像底片和感光纸，也用于人工降雨。元素周期表中ⅦA族元素，简称卤素。包括氟、氯、溴、碘、砹五种元素。最外层电子数皆为7(具ns2np5结构)，易得电子成-1价阴离子。非金属性皆强于同周期的其它元素。除氟为-1价外，其它卤元素皆有-1、＋1、＋3、＋5、＋7价。其单质化学性质活泼，能与大多数金属和非金属直接化合，因与金属直接化合成盐，按“天生曰卤，人造曰盐”而得名“卤素”。其中砹为放射性元素。本族在自然界中无游离态，以化合态存在于卤化物和其它矿物中。卤素单质具化学活泼性，最活泼的是氟，与水猛烈反应出O2，在加热的条件下，绝大多数金属能在氟中燃烧；也易从固态金属卤化物中置换出其它卤素，与H2在低温下发生爆炸式化合。氯活泼性比氟小些。与水反应缓慢生成HCl、HClO，与H2在光照下发生爆炸反应；与多数非金属(除稀有气体、C、O2等)化合成共价化合物，与饱和烃发生取代，与不饱和烃作用发生加成反应，与多数金属反应，大部分有燃烧现象。溴与氯相似，但活泼性比氯稍弱，与H2、金属、非金属反应没有氯那样猛烈，与水反应的程度比氯小，在日光中HBrO也分解出O2。碘的活泼性比溴弱，也发生上述反应，与水几乎不发生化学反应，可氧化S2-，遇淀粉变蓝(55℃以下)。卤族元素单质、化合物的相似性和递变性游离态皆为双原子分子，固态时皆为分子晶体。皆有颜色，按原子序数增大顺序(下同)颜色按黄、黄绿、深棕红、紫黑、黑色逐渐加深。熔沸点皆不高，仍呈由低到高的趋势。由难液化气体至易液化气体，再至易挥发液体，至碘、砹为固体。单质的密度不算大，有由小到大的递变。对水的溶解性则呈依次减弱的趋向。卤单质皆为强或较强非金属，化性活泼，氧化性显著，随原子序数增大而活动性依次减弱。皆与氢气直接化合成易溶于水的气态氢化物，化合力渐弱；与金属直接化合成盐。皆与水反应除F2与水置换出氧外，其它皆发生歧化反应，但与水作用的程度依次递减。皆与碱反应除F2特殊外，其它皆产生卤化物与卤酸盐或次卤酸盐。总趋势为非金属活动性由强而弱，氧化性也由强到弱。卤素的氢化物皆为无色气体皆有刺激性气味，于湿空气中发白雾。极易溶于水，水浴液为氢卤酸，依卤素的原子序加大(下同)酸性渐强(HF为弱酸，其它为强酸)。氢化物皆不能在空气中点燃，稳定性由强而弱，至HI等即极难于保存。卤阴离子皆具有还原性，但F-极弱，几乎没有任何化学药品能将其氧化，以后则依次还原性增强，如HCl中Cl-能被MnO2等氧化但浓H2SO4不与其作用，Br-则浓H2SO4可将其氧化，I-则浓H2SO4能将其迅速全部氧化。卤素的银盐除AgF为可溶外，其它皆难容于水，且溶解性递减，颜色渐深。硫的物理性质黄色松脆固体。熔、沸点不高，硬度不大。难溶于水，略溶于酒精、乙醚，易溶于二硫化碳、苯、四氯化碳。据此分离黑火药成分(KNO3、C、S)时可先用CS2溶去硫，再用水溶去KNO3，剩余物为炭粉。硫的化学性质主要有-2、+2、+4、+6价。一单质硫为0价，属于中间价态。既可表现氧化性也能表现出还原性，但以氧化性为主。当其作为较弱的氧化剂时，常见的反应有，与H2加热生成H2S；与金属反应生成硫化物，且化合时常比与O2反应容易，如与Na共研发生爆炸、与Al共热剧烈反应生成Al2S3、与Fe加热伴有燃烧现象生成低价铁的硫化物FeS、与Cu燃烧生成低价铜的硫化物Cu2S、与Hg常温即生成黑色HgS、与Ag共热生成黑色Ag2S(而O2不与Ag反应，也不与Cu发生燃烧反应，与Hg化合极缓)。与C在高温生成CS2。；与热浓H2SO4或浓HNO3可被氧化分别生成SO2或H2SO4。与碱共热发生歧化反应：1/3molS被氧化，2/3molS被还原。二氧化硫SO2，无色有刺激性气味的气体。易液化，曾用为致冷剂。易溶于水(约1∶40)。SO2中的S为中间价态，通常反应中呈还原性，如与O2在催化剂和加热条件下生成SO3、与N02生成SO3和NO、与氯水或溴水反应生成H2SO4和对应的氢卤酸。遇强还原剂则可显氧化性。如与H2S则生成H2O与S。有水时SO2能使某些有机色素与其本身结合变为无色，即SO2具漂白性。但久放或日晒、加热颜色会复现。其水溶液为亚硫酸，属于中强酸，仅存于水溶液中。与碱反应生成对应的亚硫酸盐。SO2用为漂白剂、精制食油、冷冻剂、制亚硫酸盐等。实验室常用新开封的Na2SO3与H2SO4制取，工业上可燃硫或煅烧黄铁矿制取。硫化氢H2S，无色有臭鸡蛋味气体，有毒。溶于水(约1∶2.6)、乙醇、甘油。不稳定，加热则分解出H2和S。易燃烧，火焰呈蓝色，空气充足生成SO2和H2O；不完全燃烧则有S与水生成。具强还原性，遇溴水、碘水或很稀氯水皆被氧化出S沉淀，浓溴水和浓氯水则可将H2S氧化成H2SO4，浓溴水与之反应有S与H2SO4同时产生，用浓氯水则将其完全氧化为H2SO4而看不到沉淀现象。与FeCl3则Fe3+被还原为Fe2+：2FeCl3+H2S＝2FeClk+S↓+2HClH2S水溶液称为氢硫酸，在空气中不久即被溶入的O2氧化有S生成而显浑浊，故实验时应使用新配制的氢硫酸。弱酸性(比H2CO3稍弱)，能使石蕊变微红色，其电离方程式为：H2SH++HS-，或H2S+H2OH3O++HS-第二步电离HS-H++S2-则更弱。氢硫酸(H2S)遇SO2则被氧化析出硫：2H2S+SO2＝3S↓+2H2O这是以还原性为主的SO2，表现氧化性的实例之一。遇冷浓H2SO4氧化析出硫，加热条件下H2S被氧化产生SO2；与浓HNO3则被氧化产生H2SO4。与冷稀HNO3可得硫，而热稀HNO3则主要生成H2SO4。实验室里可用FeS与稀盐酸或稀硫酸反应制取H2S绝对不能用浓H2SO4或HNO3。欲获得干燥的H2S，常用无水CaCl2作干燥剂，而不能用浓H2SO4或碱石灰。H2S中杂有少量CO2只宜用饱和NaHS溶液洗气，若用NaKS溶液虽能去除杂质CO2，但H2S与Na2S反应生成酸式盐造成H2S的损耗。浓硫酸无色液体，较粘稠。密