第十一章 元素化学

HO2－==== H+ + O2 2－ Ka2==10－25
（3）、氧化还原性
O2 还原剂H 2 O2 氧化剂H 2 O

酸性介质 H2O2 + 2H+ + 2e === 2H2O =1.77V(Ox) O2+2H++2e ===H2O2 碱性介质 = 0.682V( Re )


（ClO3－/Cl－）= 1.451V
3、高氯酸及其盐 HClO4 (无H2O)是无色、粘稠状液体，是已知酸中最强 的酸。也是一种强氧化剂，是常用的分析试剂。 7Ce2(SO4)3+2HClO4+7H2SO4==14Ce(SO4)2+Cl2+8H2O


Mg(ClO4)2是非常好的干燥剂，干燥能力是硅胶的15倍。


HO2－+ H2O + 2e === 3OH－ = 0.88V(Ox)
O2 + H2O + 2e === HO2－+ OH－ = －0.076V( Re )
H2O2 的氧化性比还原性要显著，因此，常用作氧化剂， 不会引入新杂质。 Cr(OH)4－+H2O2 == CrO42－


CrO42－+H++H2O2+乙醚 === CrO5（蓝色）

§11.1.2 卤化氢（HX） 1、酸性 除HF外，均为强酸，并且酸性依次增强。


2、还原性 HI>HBr>HCl>HF §11.1.3 氯化物与水的反应
1、一般金属（+2、+3价态）分级水解，生成碱式盐 及HCl; SnCl2+H2O===Sn(OH)Cl（白）+HCl SbCl3+H2O===SbOCl（白）+2HCl BiCl3+H2O===BiOCl(白)+2HCl

O + O2 === O3
O3 ==== O2 + O
(2)
(3)
臭氧层吸收太阳的240~310nm 的紫外辐射，而成为地球的 “保护伞”。

3、O3的性质 O3 + 2H+ + 2e === O2 + H2O A=2.07V O3 + H2O + 2e === O2 + 2OH－ B=1.24V （ 酸性溶液） （ 碱性溶液）
NH4Cl == HCl + NH3 (NH4)2SO4 == NH4HSO4 + NH3

NH4NO3 == N2O + 2H2O (200℃)

2、氮的氧化物、含氧酸及其盐 （1）、氮的氧化物（NOx） 氮可以形成多种氧化物：N2O，NO，N2O3， N2O3（或N2O4），N2O5
强氧化性 A/V： NO3－ +0.80 NO2 +1.07 HNO2 +0.98 NO +1.59 N2O +1.77 N2 +0.27 NH4+
第十一章、元素化学

§11.1 卤族元素（卤素） §11.1.1 卤素单质的化学性质
最突出的是氧化性。除碘外，均为强氧化剂。
电对 F2/F－ Cl2/Cl－ Br2/Br－ I2/I－
/V
2.87
1.36
1.08
I2
0.535
氧化性 F2 > Cl2 > Br2 >
还原性 F － < Cl － < Br － < I –




4、硫代硫酸钠（大苏打、海波） （1）、 中等强度的还原剂 2S2O32－ + I2===S4O62－+2I－ （2）、 很强的配位能力


AgBr(s) + 2S2O32－===[Ag(S2O3)2]3－+Br－
5、过硫酸盐
过二硫酸及其盐都不稳定，过二硫酸的氧化性比硫酸 强 得 多 。 过 硫 酸 盐 在 酸 性 溶 液 中 能 将 Mn2+ 氧 化 为 MnO4－. 2Mn2+ + 5S2O82－+ 8H2O == 2 MnO4－+10SO42－+16H+

4、氯的含氧酸及其盐性质的递变规律 含氧酸 HClO HClO2 HClO3 HClO4 热稳定性增大 含氧酸盐 MClO MClO2 MClO3 MClO4


--------------------------------------- 氧化性减弱

氧化物水合物酸碱性的判断 R----O---------H 酸式离解 R--------O----H 碱式离解 含氧酸酸性强度的判断
2) 同一元素
高氧化值 > 低氧化值
3) 同一元素(氧化值相同) 含水少 > 含水多
H2S2O7 > H2SO4

§11.2 氧 和 硫 §11.2.1 O3 1、结构 中心原子采取sp2杂化，形成2个 键及1个π34键。3个O原子 呈V形排列。 2、臭氧层 O2 ==== O + O (1)

如何学好元素化学？

总的原则：突出重点，总结规律，注意特性， 加强联系，善于对比，重视实践。
头脑里要有“一条线”和“一张表”



“一条线” 结构—性质—用途—检验
“一张表”—元素周期表
对于单质： 硬度最大的是C（金刚石）； 熔点最高的是C（金刚石）,熔点最低的是He； 沸点最高的是W，沸点最低的是He； 导电性最强的是Ag。 对于金属： 硬度最大的是Cr； 熔、沸点最高的是W，熔、沸点最低的是Hg； 导电性最强的是Ag。

取代反应： 2NH3 + 2Na ==2NaNH2 + H2

用途 检查Cl2管道是否漏气：3 Cl2 + 2NH3 == N2 + 6HCl HCl + NH3 == NH4Cl（白烟） （2）、铵盐

由于 NH4+与 K+的半径差别不大，故铵盐在晶型、颜色、 溶解度等方面都与其相应的钾盐相似。但是铵盐有其特 殊的性质，即热稳定性差，极易分解。


HnROm m－n 为非羟基氧原子数
m-n 0 1 2 Ka1 <10－8 10－2—10－4 103 酸强度 弱 中强 强 实 H3PO4 HClO3 H2SO4 例 HClO H3BO3

3
108
很强
HClO4

非金属含氧酸酸性强弱变化规律 1）同主族，不同周期 2周期 >> 3周期 ~ 4周期 >> 5周期


3) 难溶于浓HCl，但溶于浓HNO3 ;
CuS Cu2S Ag2S As2S3 As2S5 4) 仅溶于王水。 HgS Hg2S （2）、 水解性

Al2S3 + 6H2O === 2Al(OH)3 + 3H2S

§11.2.3 硫的重要含氧化合物 1、 SO2 大气中的SO2主要是由燃烧含硫的煤和石油 等来的。就排放量来说，它仅次于 CO ，每年 排入大气中的 SO2 高达 1.5 亿吨。空气中的 SO2 含 量 不 得 大 于 0.02mg/L 。 人 为 排 放 的 SO2 和 NOx是形成酸雨的两种主要物质。 SO2的分子结构跟O3相似，呈V形，也有大 键（34）。


强氧化剂、消毒剂，用来处理污染物，如CN－，不 仅效率高，而且不带来二次污染。 O3 + CN－=== OCN－ + O2 OCN－+ O3 === CO2 + 1/2N2 + O2


§11.2.2 氧族元素的氢化物 1、H2O2（双氧水） （1）、 不稳定性 2H2O2 ==== 2H2O + O2 rHm=－198kJ/mol （2）、 弱酸性 H2O2 ==== H++HO2－ Ka1==2.2×10－12(25℃)


2、H2SO3及其盐 亚硫酸是中强酸，分两步离解： H2SO3===H++HSO3－ Ka1==1.54×10－2 HSO3－===H++SO32－ Ka2==1.02×10－7 亚硫酸及其盐既有氧化性，也有还原性。 酸性介质 H2SO3 + H+ + 4e=== S + 3H2O H2SO3+H2O－2e==SO42－+4H+ =0.45V(Ox) =0.20V(Re )


§11.3 氮族元素
§11.3.1 氮的重要化合物 1、氨和铵盐 （1）、氨的化学性质


加合反应： H+ + ：NH3 == NH4+
Ag+ + 2NH3 == [Ag(NH3)2]+ 氧化还原反应： 氨在纯净的氧气中燃烧， 4NH3 + 3O2 == 2N2 + 6H2O 在Pt催化及800℃下，4NH3 + 5O2 == 4NO + 6H2O

2、硫化氢和氢硫酸 H2S 为大气污染物中毒性很大的污染物之一，空气 中允许最大含量为0.01mg/L. H2S 的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸，分两步离 解。 H2S是较强的还原剂。


3、金属硫化物
（1）、 难溶性 根据它们在酸中溶解的情况，可分为四类：

1）不溶于水，但溶于稀HCl；Ksp＞10－24 MnS ZnS FeS CoS NiS 2) 不溶于水和稀盐酸，但溶于浓HCl ;10－30＜Ksp＜10－25 SnS SnS2 PbS Bi2S3 Sb2S3 Sb2S5 CdS