结构与物性-Chapter_3

第三章氢和氧的化学3.1氢一、氢的分布和同位素氢是宇宙中最丰富的元素，约占宇宙总质量的74%。（太阳主要由氢组成）氢有三种同位素：二、氢的成键类型1.共价单键如：在H2O、NH3、CH4、HCl等分子中，其共价单键半径：32pm。可以形成多种类型的化学键:H·H-H++e-e2.离子键（1）形成H-如在NaH、CaH2等化合物中.H-离子的半径：130~150pm之间（2）形成H+如：在H3O+、NH4+等离子中.H+的半径：0.0015pm（半径极小！）X-H······Y3c-4e：三中心四电子键3.金属键在高压和低温下：H2Hn（直线型氢原子链，金属相）250GPa，77K4.氢键5.氢分子配键在过度金属配位化合物中HM___HC-HM键缺电子多中心桥键等6.其他类型的键3c–2e键非极性分子（且只有两个电子）分子间的作用力非常弱熔点沸点非常低（熔点：13.96K，沸点：20.39K)三、氢气的性质和制备H-H间的结合力非常强，解离能：436KJ/mol，一般要在高温和催化剂作用下才能与其他元素反应，如和O2、Cl2、C等的反应。1.性质常温常压下，无色无味的气体。2.制备b：水煤气C+H2OCO+H2CO+H2OCO2+H2a：天然气裂解CH4+H2OCO+3H2C3H8+3H2O3CO+7H2（2）工业：（1）实验室：Zn（s）+2H+(aq）H2(g）+Zn2+(aq）C.电解氯碱工业：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2+H2电解水：2H2O(l)O2(g）+2H2(g）3.应用重要的工业原料如：合成氨N2+3H22NH3煤的液化：nC+(n+1）H2CnH2n+2合成甲醇：CO+2H2CH3OH3.2氧一、氧的分布和性质1.分布：氧是地球上最丰富的化学元素之一。几乎构成地壳质量的50%。大气中氧气占大气质量的23%（体积分数1/5）。且大气中氧的数量基本上保持不变（~1.18X1018kg）。×在自然界中存在这两种相反的过程：燃烧和动植物呼吸——消耗O2绿色植物的光合作用——生成O2：6CO2+6H2O6O2+C6H12O6(葡萄糖）2.性质氧气无色、无味、顺磁性、能助燃熔点：54K（54K,淡蓝色晶体）沸点：90K(90K,淡蓝色液体）氧是一种化学性质活泼的元素，除了稀有气体之外、氧能同许多金属和非金属元素直接作用生成化合物。3.制备（1）实验室a.H2O的电解b.H2O2的分解2H2O2(aq）2H2O(l)+O2(g)c.KClO3分解2KClO3(s)2KCl(s)+3O2(g)Fe3+加热MnO24.用途：工业上：钢铁工业中用于炼铁和炼钢（除碳）。切割和焊接金属（氢氧焰和氧炔焰）。医疗、高空飞行等。（2）工业液化空气的分馏二、氧的成键特征和氧化物1.成键特点氧和其他原子间的键型可从离子键逐渐过渡到共价键。如：碱金属和氧为离子键M2O（为正离子M+和02-形成离子键）非金属与氧多为共价键，如：CO2、CO、NO、NO2、SO2、SO3等。氧与硅形成的键介于离子键和共价键之间。如SiO2及硅酸盐中的[SiO4]基团。2.氧化物（1）H2O2过氧化氢（双氧水)3%的溶液为医疗消毒用•结构式•无色液体。•凝固点：-0.4℃•沸点：约150℃（难以准确测量，因为受热会爆炸）•分子间存在较强氢键•是强的氧化剂，也可以是还原剂（在不同的条件下），也可自身发生氧化和还原。2H2O2(l）2H2O(l)+O2(g）0-1-2•既有酸的性质，也有碱的性质。•用途：氧化剂、消毒剂、漂白剂、金属离子的络合剂等。（2）氧化铁一类重要的氧化物FeOα-Fe2O3（反铁磁性）Fe2O3γ-Fe2O3（亚铁磁性）Fe3O4铁氧体氧化物的分类酸性氧化物SO3、CO2等碱性氧化物Na2O、CaO两性氧化物Al2O3等中性氧化物（无酸碱性）CO、NO、N2O等3.3水•水是地球上数量最多的分子型化合物。关于水的结构和性质的知识是化学的重要基础内容。水是化学工业生产中最常用的试剂和溶剂。动植物的生长、工农业的生成都离不开水。•它和人的生命以及人们生活的关系最为密切：一、水分子和冰的结构1.水分子的结构H2O分子中的价电子对按四面体方向分布。极性分子2.冰的结构常压下，水冷至0℃以下，即结晶成六方晶系的冰，因此，雪花的形状总是为六重轴对称的。二、水的性质1.物理性质2.水的化学性质（1）水是很好的溶剂能溶解多数离子晶体、某些单质（Cl2、O2等）和共价化合物（HCl、CO2等）（2）和金属反应2Na+2H2O→2NaOH+H2↑Ca+2H2O→Ca(OH)2+H2↑Mg+H2O→MgO+H2↑2Al+3H2O→Al2O3+3H2↑但水不能和不活泼的金属反应，如Cu、Hg、Au、Ag等（3）和非金属的反应与少数非金属单质能在高温下发生反应C+H2OCO+H2水煤气高温（4）与可溶性氧化物的反应CO2+H2O→H2CO3SO2+H2O→H2SO3Na2O+H2O→2NaOHCaO+H2O→Ca(OH)23.水的红外振动纯水的红外吸收光谱3.4溶液一、概况两种或两种以上的化合物按分子水平混合均匀的体系称为溶液。一般溶液多为液体体系。由固体所形成的溶液一般称为固溶体。以下讨论的主要为液体溶液。溶质溶液组成溶剂电解质溶液（NaCl、HCl溶液等）溶液的分类非电解质溶液（如蔗糖、CH3COOH等）二、溶液浓度的表示法1.质量分数:（）或摩尔分数:（）2.100g溶剂中溶解溶质的克数或质量摩尔浓度:溶质的摩尔数/1000g溶剂3.物质的量浓度（简称浓度）：单位体积溶液内所含溶质的摩尔数，即mol.dm-3溶质质量溶液质量溶质摩尔数溶质摩尔数+溶剂摩尔数三、溶解度一般指在100g水中最多可溶解物质的克数。多数物质的溶解度可由化学手册查得。一般情况：1.Na+、K+、NH4+盐均溶于水。2.NO3-、ClO3-和ClO4-形成的盐可溶于水。×3.Cl-、Br-、I-的盐除Ag+、Hg22+、Pb2+不溶，SO42-的盐除Ba2+、Pb2+、Sr2+不溶，Ag+、Ca2+微溶，其余均溶于水。4.CO32-、PO43-、S2-、SO32-的盐除碱金属和NH4+外，OH-形成的化合物除碱金属外，均难溶于水。5.过渡金属的氧化物、硫化物、氢氧化物和磷酸盐均不溶于水。四、溶度积常数在表示难溶盐在水中的溶解度以及其溶解和沉淀的平衡情况时常用溶度积表示。如：[Ag+]=[Cl-]Ksp=[Ag+][Cl-]=1.7X10-10AgClAg++Cl-H2O3.5酸和碱一、酸和碱的定义1.阿伦尼乌斯（Arrhenius）酸碱定义（电离理论）酸是质子（H+）源碱是氢氧根离子(OH-)源如：HCl→H++Cl-NaOH→Na++OH-2.布朗斯特（Bronsted）（1923）定义（质子理论）酸是质子的提供者碱是质子的接受者酸质子+碱按这一理论可见：（1）酸和碱可以是分子，也可以是离子；（2）同一分子或离子在某个共轭酸碱对中是酸，但在另一个共轭酸碱对中却可以是碱。3.Lewis定义（1923年）（电子理论）凡是可以接受电子对的物质称为酸。凡是可以给出电子对的物质称为碱。或者说，酸是电子对的接受体，碱是电子对的给予体。酸碱反应的实质是配位键的形成。如：H++:OH-H:OH酸碱二、常用的酸和碱三、水溶液中酸碱强弱的表示1.酸的强度酸的强度取决于他们在水溶液中的电离程度。强酸电离非常彻底，如：HCl、H2SO4、HNO3。弱酸电离不完全，如：醋酸、HF等。电离度（α）已电离的酸的分子数酸的电离度（α）=×100%酸的总分子数2.酸的离解常数Ka酸和碱的水溶液都存在解离平衡。常用离解常数Ka表示其强弱。如：HAH++A-HA+H2OH3O++A-Ka也称为酸的电离常数。如：25℃时，甲酸HCOOH,Ka=1.77×10-4乙酸CH3COOH,Ka=1.75×10-5Ka=[H+][A-][HA]3.碱的强度许多碱金属和碱土金属的氢氧化物是强碱。它们是由金属离子和氢氧根组成。属离子型化合物。与强碱不同，大多数弱碱的分子本身不含氢氧根，它们的水溶液之所以呈碱性是由于它们能与水作用产生OH-。如：CH3CH2NH2+H2OCH3CH2NH3++OH-4.碱的理解常数KbBOHB++OH-Kb=[B+][OH-][BOH]5.PH值一般常PH值表示溶液的酸碱性及其强弱。定义：pH=-lg[H+]pH7酸性pH7碱性6.水的离子积及pH值对水本身而言，存在少量解离。H2OH++OH-KW=K[H20]=K=[H+][OH-]100018K=[H+][OH-][H2O]Kw是水的离子积常数可见纯水：[H+]=[OH-]=10-7mol/L因此对水：pH=-lg[H+]=7例题：已知HCN（氢氰酸）的Ka=2.1×10-9计算浓度为0.100mol/L的HCN水溶液的pH值及HCN的电离度。解：初始：0.10000平衡：0.100-x≈0.100xxHCN(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CN-(aq)x2=2.1×10-10x=[H3O+]=[CN-]=1.45×10-5mol/LpH=-lg[H3O+]=-lg1.45×10-5=4.84电离度：5[]1.4510100%100%0.0145%[]0.100CNHCNα−−×=×=×=Ka===2.1×10-9[H3O+][CN-][HCN]X20.100四、缓冲溶液（buffersolution）缓冲溶液是指那些当加入少量的强酸或强碱时，它的pH值变化很小的溶液。缓冲溶液一般由弱酸和其相应的盐或弱碱和其相应的盐混合组成。如：CH3COOH-CH3COONaH2CO3-NaHCO3等。或者说是共轭酸碱对的混合液。为什么缓冲溶液能抗拒溶液pH值的改变？以下定性说明：以CH3COOH-CH3COONa体系为例:加HCl：HCl（aq）+H2O(l）H3O+(aq）+Cl-（aq）H+因HCl电离而增加HAc（aq）+H2O(l）H3O+(aq）+Ac-（aq）氢离子因平衡向左移动而减少加NaOH:NaOH（aq）OH-(aq）+Na+（aq）[OH-]因NaOH电离而增加OH-与H3O+反应使H3O+浓度降低HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)H3O+离子浓度因平衡往右移动而增加。3.6氧化还原反应一、氧化反应和还原反应氧化的定义是失去电子氧化态升高还原的定义是得到电子氧化态降低氧化剂得电子的物质（使另一物质氧化）还原剂失电子的物质（使另一物质还原）氧化反应和还原反应总是一同发生的如：C+O2CO2Cu+1/2O2CuOCuO+H2OCu+H2ONa+1/2Cl2NaCl二、电极电势及其应用以下反应是大家熟悉的：Zn(s)+CuSO4(aq)ZnSO4(aq)+Cu(s)这一反应可以通过一电池来完成：这里Zn与ZnSO4（aq）、Cu与CuSO4（aq）均为电极（半电池）从理论上讲，所有的氧化还原反应均可以通过选择适当的电极再组装成电池来完成。其中最重要的是氢电极:H++e-1/2H2EӨ=0一般把氢电极作为标准，其电极电势为0：将各种其它的电极与氢电极组成电池，可以测得各电极的电极电势。当温度25℃，压力为101325Pa，电极中溶液的浓度为1mol/L时，该电极称为标准电极。其相应的电极电势称为标准电极电势。（EӨ）EӨ的用途：（1）判断金属的氧化还原能力。即电极电势越负，电极反应中还原态物质越容易失去电子。（2）判断能否置换出H2。（3）估算电池的电动势。（4）计算平衡常数。