1 / 107

基 础 无 机 化 学 Basic Inorganic Chemistry

基 础 无 机 化 学 Basic Inorganic Chemistry. 淮南联合大学化工系. 教学情境九 重要非金属元素及其化合物. 9.1 卤素及其化合物 9.2 氧、硫、硒及其化合物 9.3 氮、磷、砷及其化合物 9.4 碳、硅、硼及其化合物. 准金属. 非金属. 金属. 非金属在周期表中的位置. 除氢外，所有的非金属全部集中在 p 区. 9.1 卤素及其化合物. 卤族元素的性质变化：. 卤素 (VII) F Cl Br I.

kirsi
Download Presentation

基 础 无 机 化 学 Basic Inorganic Chemistry

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 基 础 无 机 化 学Basic Inorganic Chemistry 淮南联合大学化工系

  2. 教学情境九 重要非金属元素及其化合物 9.1 卤素及其化合物 9.2 氧、硫、硒及其化合物 9.3 氮、磷、砷及其化合物 9.4 碳、硅、硼及其化合物

  3. 准金属 非金属 金属 非金属在周期表中的位置 除氢外，所有的非金属全部集中在p区

  4. 9.1 卤素及其化合物 卤族元素的性质变化： 卤素(VII) F Cl Br I 价电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 共价半径/pm 64 99 114 127 4.0 3.0 2.8 2.5 电负性 第一电离能 /kJ·mol-1 1681 1251 1140 1008 电子亲和能 /kJ·mol-1 328 349 325 295 氧化值 -1 -1， 1， 3， 5， 7

  5. g g l s 聚集状态 分子间力 小 大 b.p./℃ -188 -34 59 185 m.p. /℃ -220 -102 -7 114 颜色 浅黄 黄绿 红棕 紫 9.1.1 卤素单质 1.卤素单质的物理性质： F2Cl2 Br2 I2

  6. - 2.889 ( X /X ) /V 0.5345 ： 1.360 1.0774 2 强 弱 弱 强 2.卤素单质的化学性质： • 氧化还原性 F2 Cl2 Br2 I2 X2 氧化性： X-还原性： 结论： 氧化性最强的是F2，还原性最强的是Iˉ。

  7. 氧化反应： 激烈程度 (1)与金属、非金属作用 （2）与水、碱的反应 歧化反应： 氯水, 溴水, 碘水的主要成分是单质。 在碱存在下，促进X2在H2O中的溶解、歧化。 （3）卤素间的置换反应 （4）特殊反应（见书P227）

  8. 注意：电解液必须是 无水的KHF2熔液 3.卤素的制备和用途 （1）氟2KHF2 2K+ + 2HF2-导电，纯HF不导电 2HF2- F2↑+ 2HF + 2e- ↑ + 2H++2e- H2↑ 电解总反应 2KHF2 电解2KF+ H2 +F2 1886年由法国科学家H . Mossian首次制备出。 主要应用于原子能工业，气体绝缘材料SF6，液氟作火箭导弹的高能燃料，聚四氟乙烯(CF2-CF2)n塑料王，CCl2F2——致冷剂，CCl3F——杀虫剂，CBr2F2——灭火剂。

  9. （2）氯 MnO2 + 4HCl（浓） MnCl2 + Cl2 + 2H2O(实验室) 饱和食盐水 2NaCl + 2H2O 电解 H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH 2NaCl（熔）电解 2Na + Cl2↑ 主要用于漂白与消毒，制HCl农药、染料、以及轻化，橡胶、石油化工。

  10. （3）溴 Cl2通入已提纯过（pH=3.5）海水置换出单质溴，然后用空气吹出液态溴使其溶于Na2CO3 3Br2+3CO32- 5Br-+BrO3- +3CO2↑ 歧化 H2SO4酸化 5HBr + HBrO3 3Br2 + 3H2O 反歧化 一吨海水可提0.14公斤Br2 实验室 2NaBr +3H2SO4+MnO2 2NaHSO4(S)+MnSO4+2H2O + Br2 主要用于制药物，感光材料，汽油抗震的添加剂C2H2Br2，镇静剂安眠药（NaBr、KBr、NH4Br）三溴合剂。

  11. （4）碘 Cl2、Br2 +2I- I2 + 2Cl-，2Br- 实验室 2NaI(s)+ 3H2SO4 + MnO2(s) 2NaHSO4(s) + MnSO4 + I2 + 2H2O 主要用于制备碘酒（消毒剂）、碘仿（防腐剂），碘化物AgI为人工降雨的晶种。 智利硝石为原料 ：

  12. HCl HF HBr HI 分子极性 μ/(10-30c·m) 1.40 2.76 3.57 6.37 熔点 m.p./℃ -50.80 *-83.57 -114.18 -86.87 沸点 b.p./℃ *19.52 -35.1 -66.71 -85.05 /kJ·mol-1 -271.1 -36.4 -26.5 -92.3 稳定性 >1500 1000 300 分解温度/℃ 键能/kJ·mol-1 570 432 366 298 9.1.2 卤化氢和氢卤酸 1.物理性质 常温下，卤化氢都是无色具有刺激性气味的气体。

  13. 2. 化学性质 1）氢卤酸的酸性 除氢氟酸的稀溶液外，其他三种氢卤酸都是强酸. 2）氢卤酸的还原性和热稳定性 HCl HBr HI 还原性增强、热稳定性降低 可用塑料、铜或铅的容器盛放HF，铜和铅的表面在HF中能生成难溶性氟化物保护层。 HI的还原性最强，热稳定性最差： 微热 2HI──→H2+I2 想一想：应用什么容器盛装HF溶液？ SiO2+4HF＝SiF4↑＋2H2O CaSiO3+6HF＝CaF2+SiF4↑+3H2O

  14. 3.卤化氢的制备 直接合成法 ● 单质的直接化合：H2 + X2 2 HX ( X = Cl, Br, I ) ● 硫酸和卤化物的作用 工业上和实验室制备 HF： CaF2 + H2SO4 CaSO4 + 2 HF 浓 H2SO4 与 NaCl 反应制 HCl： NaCl (s) + H2SO4 (l) NaHSO4 (l) + HCl (g) NaCl (s) + NaHSO4 (s) Na2SO4 (s) + HCl (g) 复分解法

  15. 注意 制备 HBr 和 HI 则只能使用非氧化性酸代替 H2SO4，因为用浓 H2SO4得不到 HBr 和 HI 而是 Br2 和 I2： 2 HBr + H2SO4 (浓) Br2 + SO2 + 2 H2O 8 HI + H2SO4 (浓) 4 I2 + H2S + 4 H2O 三个试管中分别放置一些 NaCl， NaBr， NaI 晶体，再分别加入浓 H2SO4 ，试问各有什么现象，用什么方法鉴定？ ● PX3(s) + 3 H2O (l) H3PO3(aq) + HX(g), (X=Br, Cl) C10H12(s) + 4 Br2(l) C10H8Br4(s) + 4 HBr(g) 非金属卤化物的水解 碳氢化物的卤化

  16. 等 9.1.3 卤化物 卤素与电负性比较小的元素生成的化合物。 卤化物的分类： 金属卤化物： 非金属卤化物：

  17. 共价型 性质： 离子型 熔点： 高 低 大多易溶于水 易溶于有机溶剂 溶解性： 水溶液，熔融导电 导电性： 无导电性 非金属卤化物 金属卤化物 1.卤化物的性质： 对应氢氧化物不 是强碱的都易水解，产物为氢氧化物或碱式盐 易水解, 产物为两种酸 BX3,SiX4,PCl3 水解性： 热稳定性： 配位性：

  18. 2.卤化物的制备 • 见书P233

  19. KI+I2 KI3 CsBr+IBr CsIBr2 不同卤素原子相互 结合形成的化合物 称为卤素互化物， ClF ClF3 IF3 BrF 3.卤素 互化物 卤素互化物的性质与卤素单质相似，发生类似的反应，但不稳定，因此化学活性更强些。如与水的反应： 3BrF3+5H2O＝H++BrO3-+Br2+9HF+O2 金属卤化物与卤素或卤 素互化物加合，生成的 化合物称为多卤化物。 IF5+3H2O＝H++IO3-+5HF 4-3 多卤化物 想一想；配制碘酒时，要在酒精中加入适量的KI，为什么？

  20. 9.1.4 卤素的含氧化合物 1.各类卤素含氧酸根的结构(X为sp3杂化) +3 HXO2 亚卤酸 +5 HXO3 卤酸 +7 HXO4 高卤酸 +1 HXO 次卤酸

  21. 弱酸( ) 2.8×10-82.6×10-9 2.4×10-11 - - ( XO / X )/V 1.495 1.341 0.983 大 小 2.次卤酸及其盐 HClO HBrO HIO 次卤酸： 酸性↓ 氧化性↓ 稳定性：

  22. 重要反应： 漂白粉

  23. - ( XO / X )/V 3 2 大 小 3.卤酸及其盐 卤酸： HClO3 HBrO3 HIO3 酸性： 强 强 近中强 酸性↓ 1.458 1.513 1.209 已获得酸 的浓度： 40% 50%晶体 稳定性：

  24. = = - - (BrO /Br ) 1.513V ( Cl /Cl ) 1 . 3 6V 3 2 2 主要反应： • 氧化制备 • 鉴定I-、Br-混合溶液 • 氧化性 只有在高浓度Cl2气才能实现且难度很大。 通常利用碱性条件：

  25. 重要卤酸盐：KClO3 强氧化性： (与各种易燃物混合后，撞击爆炸着火) 火柴头 中的 氧化剂(KClO3) KClO3与C12H22O11的混合物的火焰

  26. - = 4 ( 4 . 4 10 ) × - - (XO /XO )/V 4 3 O 4.高卤酸及其盐 高卤酸： HClO4 HBrO4H5IO6 酸性：酸性↓ 最强 强 弱 1.226 1.763 1.60 都是强氧化剂,均已获得纯物质,稳定性好。 偏 高碘酸 HIO4

  27. 重要高卤酸盐：高氯酸盐 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。 KClO4稳定性好,用作炸药比KClO3更稳定。 Mg(ClO4)2 , Ca(ClO4)2可用作干燥剂 NH4ClO4：现代火箭推进剂。

  28. 酸性： 稳定性： - ( / X ) /V 氧化型 5.氯的各种含氧酸性质的比较(见书P 236) HClO HClO2 HClO3 HClO4 不稳 不稳 相对稳定 稳定 可得40%溶液 可得固体 1.495 1.55 1.45 1.409 氧化性↓(除HClO2)

  29. 9.1.5 拟卤素 • 自学（见书P237）

  30. 小结 1.卤素是最活泼的非金属元素,单质和含氧化合物的主要性质是氧化性。 氧化性：F2>Cl2>Br2>I2 HClO >HClO2 >HClO3 >HClO4 BrO3->ClO3->IO3- HBrO4>H5IO6>HClO4

  31. 2.同一含氧酸盐,酸性增大,氧化性增大;氧化性越大,热稳定性越差。2.同一含氧酸盐,酸性增大,氧化性增大;氧化性越大,热稳定性越差。 一些含氧化合物的性质比较如下: 氧化能力减弱 热稳定性增强 HClO HClO2 HClO3 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 KClO KClO2 KClO3 KClO4 稳定性增强、氧化能力减弱 酸性增强

  32. 3.氟及其氢化物的一些性质表现较为特殊。 HF的沸点反常高,稀氢氟酸为弱酸,浓氢氟酸为强酸,配位能力很强;氟没有含氧酸盐;氟的电子亲合势、F2离解能都反常小等。 4.工业上制备氟和氯是用电解法,海水是制备氯和溴的主要原料。 KHF2 ——→ F2 NaCl——→Cl2 海水 →Br2智利硝石， 海藻 →I2

  33. 5.过电位的产生总是使还原剂的还原能力或者是氧化剂的氧化能力降低。一般说来，气体的过电位较大，金属的过电位较小。 6．卤离子的还原能力随离子半径的增大而增强。 HF HCl HBr HI 酸性增强 还原性增强 热稳定性减弱

  34. 碘 I2 紫黑色 氯气 Cl2 黄绿色 溴 Br2 红棕色 卤素的颜色

  35. 1. 卤素单质哪些性质的变化是有规律性的？ 2. 元素氟的性质有哪些是反常的?原因是什么?/ 性质变化规律性： F Cl Br I 单质颜色逐渐加深 单质熔沸点逐渐增大 第一电离势逐渐变小 水合热（负值）逐渐变小 电负性逐渐变小 想一想： F性质的特殊性： F Cl Br I 电子亲合势： 反常较小 依次变小 X2的离解能： 反常较小 依次变小

  36. 9.2 氧、硫、硒及其化合物 氧族元素通性 氧:是地球上含量最多的元素，它是燃烧和呼吸不可缺少的气体。 硫:史前就为人们所知，炼丹术的方士们称它为“黄芽”。 硒和碲:是分散的稀有元素，典型的半导体材料。 钋:为放射性元素，半衰期为138.38天。 (1) 氧族元素从非金属向金属过渡； (2) 氧族元素有丰富的氧化还原化学特征： ●一方面指元素本身能形成多种氧化态的事实 ●另一方面指可使其他元素达到通常难以达到的氧化态： O 可以稳定元素的高氧化态：Fe3O4、MnO4-

  37. O O + + + = - O 4H 4e 2H O E 1.229V 2 2 + + = - - O 2H O 4e 4OH E 0.401V 2 2 9.2.1 氧、臭氧、过氧化氢 1. 氧（ O2） 结 构： 物理性质：无色无味无臭，mp=-183℃，水中溶解度小， 化学性质：液氧性质活泼，氧气瓶装，生命元素，氧炔焰 1.氧化性（主要） 酸性： 碱性： 2.配位性（生物体中重要） 人血红蛋白中的血红素Hb是卟啉衍生物与Fe(II)形成的配合物，具有与O2络合的功能： HbFe(II) + O2 === HbFe(II) O2

  38. • • 2O 3O 3 2 O2的同素异形体 2. 臭氧(O3)： 结 构： 中心O：sp2杂化形成 键角：117o μ=1.8×10-30C•m 惟一极性单质 性 质： • 不稳定性:臭氧比氧易溶于水，在常温下缓慢分解成氧气 • 氧化性:O3的氧化性比O2强（仅次于F2） 油画处理: PbS(S) + 3O3(g) = PbSO4(s) + O2(g) 黑 白 O3的定量分析: （碘量法）

  39. 3. 过氧化氢(H2O2)： H2O2俗称双氧水，用途最广的过氧化物. 结构： 性质： 纯过氧化氢是淡蓝色粘稠液体(密度是1.465g·mol-1)，能以任意比例与水混合。具有较强的氢键，在液态和固态中存在缔合分子，使它具有较高的沸点(423K)和熔点(272K)。商品浓度有3%和30%两种。

  40. + + = - - - HO H O 2e 3OH , 0.867V 碱性： 2 2 酸性： + + = - -12 -25 H O HO H 2.0 10 ， 10 × ≈ 2 2 2  -1 -196kJ mol + = 2H O 2H O O 2 2 2 2 • 弱酸性 • 不稳定性 • 氧化还原性 可见：H2O2氧化性强，还原性弱； 是不造成二次污染的杀菌剂。

  41. 硫有几种同素异形体 斜方硫 单斜硫 弹性硫 单斜硫 斜方硫 密度/gcm-32.06 1.99 颜色 黄色 浅黄色 190℃的熔融硫 稳定性 < 94.5℃ > 94.5℃ 用冷水速冷 弹性硫的形成 94.5oC 弹性硫 9.2.2 硫及其化合物 1单质硫 结构：S：sp3杂化形成环状S8分子。 物理性质：

  42. 硫的化学性质 • 与许多金属 • 直接化合 • 与氢、氧、碳、 • 卤素(碘除外)、 • 磷等直接作用 • 与氧化性酸作用 • 与碱的作用

  43. 2. 硫的氧化物和含氧酸 1)二氧化硫、亚硫酸 SO2的结构： S：sp2杂化， ∠OSO=119.5°， S-O键长143pm， SO2是极性分子 SO2的性质： 气体、无色，有强烈刺激性气味，极易液化，在常压下，263K时SO2就能液化。易溶于水，溶于水后形成亚硫酸。

  44. SO2的漂白性 H2SO3的性质： • 二元中强酸（只存在水溶液中） • 氧化性(弱) • 还原性（强） • 漂白----使品红褪色 SO2能和一些有机色素结合成为无色的化合物，因此，可用于漂白纸张、草帽等。

  45. SO2对大气的污染 许多金属的硫化物矿灼烧时能生成氧化物，同时放出SO2。 2ZnS+3O2＝2ZnO+2SO2

  46. 催化剂 2 SO2 + O2 2 SO3 2) 三氧化硫、硫酸 （1） 三氧化硫 ● 制备 用于制备H2SO4及其盐 ●性质 无色，易挥发固体(b.p.44.8 ℃).极易吸水，在空气中强烈冒烟，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浓硫酸吸收SO3得发烟硫酸，再用水稀释。 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。

  47. (2)硫酸 纯硫酸是无色的油状液体，283.4K时凝固。在液态和固态的硫酸分子间都存在着氢键所以属于高沸点酸。我们通常所说的浓硫酸是98％（18mol/L)，可用来制低沸点酸， 浓 H2SO4 的性质 • 二元强酸 • 强吸水性： 作干燥剂。 强脱水性：可从 纤维、糖中夺取与水组成相当的氢和氧。 • 强氧化性

  48. 3.硫的含氧酸盐(见书P253-254) 1) 硫酸盐 硫酸盐种类繁多，大多数易溶于水，常见的难溶盐有如 BaSO4 (自然界的矿物叫重晶石)，SrSO4(天青石)，CaSO4·2H2O (石膏) 和 PbSO4. 形成水合晶体是硫酸盐的一个特征，例如 CuSO4 · 5H2O (胆矾)， MgSO4 · 7H2O， MgZnSO4 · 7H2O， FeSO4 · 7H2O(绿矾或黑矾)， Al2(SO)3 · 18H2O等. 水合晶体中水分子多配位于阳离子，有时也通过氢键与阴离子 SO42- 相结合. 芒硝和它的无水盐 Na2SO4 (工业上叫元明粉) 广泛用于化学工业原料以及玻璃工业、造纸工业和洗涤剂工业.

  49. 2)过硫酸盐 （过氧化氢中的 H 原子被 HSO3-取代的产物） 强氧化剂： 稳定性差：

  50. S2O32- + 2 H+ H2S2O3 S + SO2 + H2O 3)硫代硫酸及其盐 硫代硫酸(H2S2O3)：极不稳定，尚未制得纯品。 硫代硫酸盐：Na2S2O35H2O，海波，大苏打。 制备： 性质：易溶于水,水溶液呈弱碱性； 遇酸分解： 中强的重要还原剂 碘量法的理论基础 有效的配位体（用于定影液中 Ag 的回收）

More Related