化学元素的心得总结化学《4》 张强强 201273010459本学期无机化学主要讲解了元素的有关知识和内容，元素周期表中包含了114种天然元素和人工合成元素，我们主要学习了天然元素和少部分人工合成元素。元素又分为非金属和金属。在这本书我们又从这两方面了解了元素的一些简单性质。在元素的学习中有一点点学习的心得和知识和大家分享。主族元素（一） 氢和稀有气体在氢和稀有气体的学习中，了解了氢的物理性质和化学性质，也明白了氢的重要性，它是一切元素之源，也是宇宙中最丰富的元素。氢有三种同位素为氕氘氚，但不影响氢的化学性质。因为只有一个电子，所以即能得又能失。得电子形成离子型氢化物，失电子又形成共价化合物，当结合物电负性极大时又会产生氢键。H2在常温不太活泼，但却能与氟在暗处结合。我们也可以用H2还原PdCl2来检验H2的灵敏性。稀有气体只有五个元素，但其知识我们不能放过。稀有气体有名惰性气体，其性质稳定，很难参与反应。而且他们的电子构型ns2np6，更是无色无味无嗅的单原子气体。稀有气体电离能，熔沸点，溶解度，气体密度有如下变化规律。He Ne Ar Kr Xe Rn第一电离能大小mp. bp.小大水中溶解度小大气体密度小大 主族元素（2）碱金属和碱土金属元素IA族：包括锂钠钾铷铯铍镁钙锶钡钙锶钡4 Na + O2 == 2 Na2ONa2O + CO2 == Na2CO32 Na + O2 === Na2O2M + O2 === MO2 （M=K、Rb、Cs）室温下碱土金属在空气中缓慢生成氧化膜，它们在空气中加热也能燃烧，燃烧时只有Ba能生成过氧化物，其它碱土金属只能生成普通氧化物，同时有氮化物生成，如：2 Ca + O2 == 2 CaO3 Ca + N2 == Ca3 N2碱金属和碱土金属还能与其它许多非金属元素如卤素、硫、磷和氢气等直接作用生成相应的化合物。
2．与水的反应碱金属和碱土金属的电极电势都很低，它们与水作用的趋势都很大。碱金属与水发生反应生成氢氧化物和氢气并放出大量热：2 M(s) + 2 H2O(l) == 2 MOH(aq) + H2(g) (M代表碱金属)Li作用较平稳；Na很剧烈，放出的热使Na熔化成小球；K在反应过程中会燃烧；Rb、Cs则会爆炸。碱土金属中，Be能与水蒸汽反应，Mg能同热水作用，Ca、Sr、Ba与冷水就能发生比较剧烈的反应。3碱金属和碱土金属的制备（1）．熔融电解法金属钾的制备通常用金属Na在高温下还原KCl的方法：KCl(l) + Na(l) ===== NaCl(l) + K(g)Rb、Cs等金属也常用Na、Ca、Mg、Ba等金属在高温和低压条件下还原它们熔融盐的方法制取。Ca、Sr、Ba主要用Al在高温下还原它们的氧化物制取。 3．热分解法碱金属的某些化合物如氰化物、叠氮化物和亚铁氰化物等，加热也能分解生成碱金属。KCN ==== 4 K + 4 C + 2 N2↑铷、铯通常用这种方法制备：3碱金属和碱土金属的化合物氧化物1．普通氧化物碱金属在空气中燃烧时只有锂生成白色的Li2O固体 碱金属氧化物M2O均为固体，都是离子型晶体，但Li2O有一定的共价性。
2．过氧化物:除了铍外，其它碱金属和碱土金属元素都能生成过氧化物。过氧化物中含有过氧离子，其电子在分子轨道中的排布如下：：[KK(σ2s)2(σ2s*)2(σ2p)2 (π2p)4(π2p*)4]如4 Na + O2 ====== 2 Na2O2 Na2O + O2 ====== 2 Na2O2Na2O2与水或稀酸反应生成H2O2，H2O2随即分解放出氧气：Na2O2 + 2 H2O === 2 NaOH + H2O2Na2O2 + H2SO4 === Na2SO4 + H2O22 H2O2 === 2 H2O + O2↑因此过氧化物被广泛用作氧化剂，漂白剂和氧气发生剂。过氧化物能与CO2反应放出氧气：2 Na2O2 + 2 CO2 === 2 Na2CO3 + O2↑利用这一性质，在防毒面具，高空飞行和潜水中做CO2 的吸收剂和供氧剂。氢氧化物 碱金属和碱土金属的氢氧化物中只有Be(OH)2显两性, 其余均为碱性。因为碱金属氢氧化物对纤维和皮肤有强烈的腐蚀作用，所以又称为苛性碱，如氢氧化钠和氢氧化钾分别成为苛性钠(又称烧碱)和苛性钾。碱金属和碱土金属的氢氧化物都是白色固体，在空气中易吸湿而潮解，所以常用固体NaOH和Ca(OH)2做干燥剂。
它们易吸收空气中的CO2形成碳酸盐，要密封保存。 盐类 碱金属和碱土金属能形成卤化物、碳酸盐、硝酸盐、硫酸盐、草酸盐、硅酸盐及硫化物等盐类。1．焰色反应碱金属和碱土金属中的钙、锶、钡的挥发性盐在无色的高温火焰中灼烧时，能使火焰呈现特定的颜色，称之为“焰色反应”。不同元素的原子结构不同，灼烧时就发出不同波长的光，从而使火焰呈现不同的颜色。利用焰色反应，可定性地鉴定这些金属元素是否存在，但一次只能鉴定一种离子。2．盐的溶解性碱金属盐类多为离子型化合物，是强电解质，典型的特征是易溶于水并完全电离。1 锂的强酸盐多易溶于水，而弱酸盐多为难溶盐，如LiCl、LiNO3溶解性很好，但Li2CO3 、Li3PO4的溶解性很差。2 其它碱金属的盐只有少数是难溶的，金属离子的半径越大，其难溶盐的数目也越多，而且这些难溶盐中的阴离子一般也是体积比较大的酸根离子。3 碱土金属的大多数盐难溶于水，其可溶性的盐主要有氯化物、硝酸盐、高氯酸盐及硫酸镁和铬酸镁等，另外它们的酸式碳酸盐和磷酸二氢盐也可溶于水。4当碱金属和碱土金属离子的电荷及电子构型相同时，一般阴、阳离子半径相差小的比相差大的难溶。5．热稳定性1 碱金属的盐中只有硝酸盐的热稳定性较差，加热到一定温度时就分解：2碱土金属碳酸盐的热稳定性随金属离子半径的增大而增强。
这种变化规律一般用离子极化理论来解释。电荷与外部电子构型相同的阳离子，半径越大，其极化能力越弱，从酸根中夺取氧离子的能力也弱，相应碳酸盐分解温度越高。特殊的元素由于价电子构型相同，同族元素表现出相似的性质。但在同族元素中，锂和铍的原子半径和离子半径最小，离子的极化能力最强，因此也表现出一些不同于同族其它元素的特殊性。锂的特殊性与Na和K等其他碱金属相比，Li呈现出比较特殊的性质1锂在氧气中燃烧只生成Li2O，其它碱金属生成过氧化物或超氧化物；2氢化锂很稳定，沸点以上不分解，但氢氧化锂、碳酸锂热稳定性较差；LiNO3热分解生成Li2O，而不生成亚硝酸盐等。3 Li、Mg 都可以和 N2 直接化合生成氮化物；4 Li、Mg的氟化物、碳酸盐、硫酸盐难溶, 而其它碱金属的相应盐可溶；5 Li+、Mg2+的水合能力都较强，盐多含结晶水，无水盐易潮解； 6 LiCl、MgCl2都有较强的共价性，易溶于乙醇等有机溶剂。2．铍的特殊性1 Be、Al都是两性元素，氧化物和氢氧化物也都显两性，而IIA族其余的氧化物和氢氧化物显碱性；2 Be、Al的氧化物的熔点都很高，硬度都很大； 3 铍盐和铝盐都易水解；4 BeCl2，AlCl3都是缺电子共价化合物，易升华，可溶于醇、醚等有机溶剂，在蒸气中通过氯桥键形成缔合分子，易形成配合物和加合物。
5 Li和Mg,Be和Al,B和Si的相似性都体现着周期表中的斜线（对角线）规律-----其离子势相近，离子极化能力接近。主族元素（三）碳·氮·氧·卤族1 碳族碳，硅，硼的基本的性质碳硅硼元素符号CSiB原子序数6145相对原子质量12.0128.0910.81价电层结构2s22p23s23p22s22p1主要氧化态+4 +2 0 -2 -4+4 +2 0 -4+3 0共价半径7711788离子半径154120第一电离能1086.5786.6800.7电子亲和力121.9133.626.73电负性2.51.82.0碳的同素异形体有三种，即金刚石、石墨和球烯。其中球烯中C60 最稳定。硅是地壳中含量最高的元素。石英是常见的二氧化硅的天然晶体。水玻璃是硅酸钠的水溶液。2氧族（1）氧单质、臭氧、过氧化氢。过氧化氢的结构及性质。氧分子表现出顺磁性，是因为分子中含有2个3电子π键，也就是含有两个未成对电子，自旋平行。臭氧浅兰色气体，在距地面20-40km的高空处存在较多，形成臭氧层，可以吸收紫外线。现在由于氟利昂等影响了臭氧层。臭氧的氧化性比氧的氧化性强。双氧水市售有30%和3%，分子中存在一个过氧键，四个原子不在一个平面内，即可作氧化剂又可以做还原剂。
如双氧水与高锰酸钾和二氧化锰分别反应，与高锰酸钾反应表现出还原性，与二氧化锰反应表现出氧化性。（2）硫及其化合物硫单质及其氧化物和含氧酸盐。硫化氢及硫化物硫单质有3种同素异形体，主要氧化物有SO2,SO3,形成相应的酸H2SO3,H2SO4.还有H2S2O3,H2S2O4,H2SO3,H2S2O5,H2S2O7,H2S2O8.硫酸是二元强酸，具有吸水性、氧化性和脱水性。H2S2O8形成的盐具有强氧化性，如(NH4)2S2O8.硫化氢是无色有臭鸡蛋气味的气体。其水溶液为二元弱酸。和许多重金属形成难溶盐。3 氮族（1）.氮及其氢化物、硝酸盐氮气工业上主要是由液态空气经分馏制得。氨，硝酸是氮的两种重要化合物。硝酸是强酸，具有氧化性。硝酸盐分解产物主要有，生成亚硝酸盐，氧化物，金属单质。亚硝酸盐有毒。汽车尾气中主要成份有NOX 。 （2）．磷及其化合物。磷主要的同素异形体有白磷和红磷。氧化物主要有P2O5,P2O3.含氧酸主要有偏磷酸、焦磷酸、磷酸。磷酸可以形成一种正盐和两种酸式盐，只有磷酸二氢盐的水溶液呈酸性，其它两种呈碱性。 （3）砷及其化合物砷在地壳中的含量不大，但却是广泛分布与自然的一种元素。
砷化氢又称胂，有剧毒，有恶臭的无色气体。其还原性极强，能与大多数无机氧化剂反应。 砷有两种氧化物。三氧化二砷是砷的重要化合物，俗称砒霜，是剧毒的白色固体。 砷的硫化物有六种。即As2S3, As2S5, As4S3, As4S4, As4S5, As4S6.天然的硫化物有黄色的As2S3,俗称雌黄;橘红色的As4S4,俗称雄黄。4 卤族卤族元素指周期系ⅦA族元素。包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At），简称卤素。它们在自然界都以典型的盐类存在 ，是成盐元素。卤族元素的单质都是双原子分子，它们的物理性质的改变都是很有规律的，随着分子量的增大，卤素分子间的色散力逐渐增强，颜色变深，它们的熔点、沸点、密度、原子体积也依次递增。卤素都有氧化性，氟单质的氧化性最强。卤族元素和金属元素构成大量无机盐，此外，在有机合成等领域也发挥着重要的作用。化学性质：条件特殊现象产物稳定性化学方程式F2暗处剧烈化合并发生爆炸很稳定H2（g）+F2（g）= 2HF（g）Cl2光照或点燃———————较稳定H2（g）+Cl2（g）=（点燃或光照）2HCl（g）Br2加热———————稳定性差H2（g）+Br2（g）= （加热）2HBr（g）I2不断加热缓慢反应不稳定H2（g）+I2（g）=（不断加热）2HI（g）结论：随着核电荷数的增加，卤素单质与H2反应变化：F2、Cl2、Br2、I2剧烈程度：逐渐减弱 生成HX的稳定性：逐渐减弱2F2（g）+2H2O（l）=4HF（aq）+O2（g）X2（g）+H2O（l）=HX（aq）+HXO（aq） X=表示Cl Br I稳定性：HF>HCL>HBr>HI酸性：HFCL2>Br2>I2阴离子还原性： FˉAg>Au.IIB族IIB族也被叫做锌副族，与其他过渡元素相比，其元素一个重要的特点是熔沸点低，原因是其元素的金属健弱。
锌和镉的常见氧化态为+2价，它们也存在+1价化合物，只不过它们极不稳定，仅在熔融的氯化物（+2价）与融解的金属反应时生成，但在水中立即歧化。汞的常见的化合价有+1，+2价，两种不同化合价的化合物都非常重要。锌，镉，汞的化学活泼性随着原子序数的增大而递减，但是比铜族强。单质活泼性顺序为，Zn>Cd>Hg; Zn>Cu, Cd>Ag, Hg>Au.铜锌族单质活泼性比较铜锌两副族的单质的活泼性顺序为：Zn>Cd>H>Cu>Hg>Ag>Au.燃烧燃烧燃烧1120K加热570～670K
