大学无机化学方程式整理教案资料.docx

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大学无机化学方程式整理教案资料

大学无机化学方程式整理

第一章氢及稀有气体

1.氢气的制备

实验室：

Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑

军事上：

CaH2+2H2O→Ca（OH）2+2H2↑

2.稀有气体化合物

①第一个稀有气体化合物：

Xe+PtF6→Xe+[PtF6]-

（无色）（红色）（橙黄色）

②氙的氟化物水解：

2XeF2+2H2O→2Xe↑+4HF+O2↑

6XeF4+12H2O == 2XeO3 + 4Xe↑ +3O2↑ +24HF 

XeF6+3H2O→XeO3+6HF

③氙的氟化物为强氧化剂：

XeF2+H2─→Xe+2HF

XeF2+H2O2─→Xe+2HF+O2↑

第二章碱金属与碱土金属元素

一、碱金属与碱土金属（铍、镁除外）元素溶于液氨，生成溶剂合电子和阳离子成具有导电性的深蓝色溶液。

碱金属M（S）+（x+y）NH3M+（NH3）x+e-（NH3）y

碱土金属M（S）+（x+2y）NH3M2+（NH3）x+2e-（NH3）y

二、氢化物

氢化物共分为离子型、共价型、过渡型

离子型氢化物是极强的还原剂：

TiCl4＋4NaHTi＋4NaCl＋2H2↑

LiH能在乙醚中同B3＋Al3＋Ga3＋等的无水氯化物结合成复合氢化物，如氢化铝锂的生成。

4LiH+AlCl3Li[AlH4]+3LiCl

氢化铝锂遇水发生猛烈反应Li[AlH4]＋4H2O=LiOH↓＋Al（OH）3↓＋4H2↑

三、氧化物

1、正常氧化物

碱金属中的锂和所有碱土金属在空气中燃烧时，分别生成正常氧化物Li2O和MO。

其他碱金属正常的氧化物是用金属与他们的过氧化物或硝酸盐相作用制得。

Na2O2＋2Na=2Na2O

2KNO3＋10K=6K20＋N2↑

碱土金属氧化物也可以由他们的碳酸盐或硝酸盐加热分解得到。

CaCO3CaO＋CO2↑

2Sr（NO3）22SrO＋4NO2＋O2↑

2、过氧化物与超氧化物

过氧化物是含有过氧基（—O—O—）的化合物，可看作是H2O2的衍生物。

除铍外，所有碱金属和碱土金属都能形成离子型过氧化物。

2Na＋O2Na2O2

除锂、铍、镁外，碱金属和碱土金属都能形成超氧化物。

K＋O2=KO2

3、臭氧化物

在低温下通过O3与粉末状无水碱金属（除Li外）氢氧化物反应，并用液氨提取，即可得到红色的MO3固体：

3MOH（S）＋2O3（g）=2MO3（s）＋MOH·H2O（s）＋1/2O2（g）

四、氢氧化物

碱金属和碱土金属的氧化物（除BeO、MgO外）与水作用，即可得到相应的氢氧化物，并伴随着释放出大量的热：

M2O＋H2O=2MOH

MO+H2O=M（OH）2

1、碱金属和碱土金属的氢氧化物的碱性

碱金属和碱土金属氢氧化物[除Be（OH）2外]均成碱性，同族元素氢氧化物碱性均随金属金属元素原子序数的增加而增强。

氢氧化物酸碱性递变规律可用R—O—H规则表示。

RO—+H+←R—O—H→R++OH—

离子势φ=阳离子电荷/阳离子半径

φ的值越大，按酸式电离；反正，按碱式电离。

2、碱金属和碱土金属溶解性

碱土金属氢氧化物的溶解度比碱金属氢氧化物小得多，并且同族元素的氢氧化物的溶解度从上往下逐渐增大。

五、盐类

晶体类型：

离子晶体，具有较高的熔沸点。

颜色：

碱金属离子（M+）和碱土金属离子（M2+）都是无色的。

热稳定性：

碱金属盐具有较高的热稳定性，唯有硝酸盐热稳定性较差。

4LiNO32Li2O＋4NO2↑＋O2↑

2NaNO32NaNO2＋O2↑

2KNO32KNO2＋O2↑

第三章卤素和氧族元素

ⅢA~ⅤA族同族元素从上往下低氧化数化合物稳定性增强，高氧化数化合物的稳定性减弱，这种现象称为“惰性电子队效应”。

一、卤素单质

（1）卤素与单质的反应

卤素单质都能与氢反应：

X2＋H22HX

（2）卤素单质与水反应

卤素单质与水发生两类反应，第一类是对水的氧化作用：

2X2＋2H2O4HX＋O2↑

第二类是卤素的水解作用，及卤素的歧化反应：

X2＋H2OH＋＋X－＋HXO

F2氧化性强，只能与水发生第一类反应，Cl2、Br2缓慢的置换出水中的氧。

碘非但不能置换出水中的氧，相反，氧作用于HI溶液会使I2析出：

2I－+2H++1/2O2=I2+H2O

氯气的制备：

工业上：

MgCl2（熔融）Mg＋Cl2↑

实验室：

MnO2＋4HCl（浓）MnCl2＋Cl2↑＋2H2O

2KMnO4＋16HCl（浓）2MnCl2＋2KCl＋5Cl2↑＋8H2O

溴的制备：

Cl2＋2Br－2Cl－＋Br2

工业上用海水提取溴:

3CO32－＋3Br25Br－＋BrO3－＋3CO2↑

5Br－＋BrO3－＋6H＋

3Br2＋3H2O

碘的制备：

碘可以从海藻中提取

Cl2＋2I－2Cl－＋I2

I2＋I－I3－

注意：

制碘过程中应避免加入过量氯气，因为过量氯气会把碘近一步氧化成碘酸：

I2＋5Cl2＋6H2O2IO3－＋10Cl－＋12H＋

二、卤化氢与氢卤酸

工业上盐酸制备：

H2＋Cl22HCl

制备氟化氢及少量卤化氢：

CaF2＋2H2SO4（浓）Ca（HSO4）2＋2HF↑

NaCl＋H2SO4（浓）NaHSO4＋HCl↑

溴化氢和碘化氢不能用浓硫酸制备，因为浓硫酸可将溴化氢和碘化氢部分氧化为单质：

H2SO4（浓）＋2HBrBr2＋SO2↑＋2H2O

H2SO4（浓）＋8HI4I2＋H2S↑＋4H2O

磷酸能代替硫酸反应制备溴化氢与碘化氢,但因磷酸成本高用磷代替：

3Br2＋2P＋6H2O2H3PO3＋6HBr↑

3I2＋2P＋6H2O

2H3PO3＋6HI↑

三、氯的含氧酸及其盐

1、次氯酸及盐

氯气和水作用生成次氯酸盐：

Cl2＋H2OHClO＋HCl

次氯酸分解有以下三种方式：

2HClO2HCl＋O2↑（分解）

3HClO2HCl＋HClO3（歧化）

2HClOCl2O＋H2O（脱水）

把氯气通入冷碱溶液，可生成次氯酸盐，反应如下：

Cl2＋2NaOHNaClO＋NaCl＋H2O

2Cl2＋3Ca（OH）2Ca（ClO）2＋CaCl2·Ca（OH）2·H2O＋H2O

2、氯酸及盐

制备：

Ba（ClO3）2＋H2SO4BaSO4↓＋2HClO3

氯酸仅存在于溶液中，含量提高到40%即分解：

8HClO34HClO4＋3O2↑＋2Cl2↑＋2H2O

氯酸是强酸，又是强氧化剂，它能将碘氧化为碘酸：

2HClO3＋I22HIO3＋Cl2↑

氯酸钾是最重要的氯酸盐，在催化剂存在时，200℃下即可分解为氯化钾和氧气：

2KClO32KCl＋3O2↑

在400℃左右，如果没有催化剂，主要分解为高氯酸钾和氯化钾：

4KClO33KClO4＋KCl

氯酸盐通常在酸性条件下显氧化性：

ClO3－＋6I－＋6H＋3I2＋Cl－＋3H2O

氯酸钾的制备：

NaCl＋3H2ONaClO3＋3H2↑

NaClO3＋KClKClO3＋NaCl

3、高氯酸及盐

高氯酸的制备:

KClO4＋H2SO4HClO4＋KHSO4

无水高氯酸比较稳定，浓高氯酸不稳定，受热分解：

4HClO42Cl2↑＋7O2↑＋2H2O

先将酸的含氧酸及其盐的氧化性、热稳定性和酸性总结如下

四、卤素离子的鉴定

（1）Cl－的鉴定

氯化物溶液中加入AgNO3，即有白色沉淀生成，该沉淀不溶于HNO3，但能溶于稀氨水，酸化时沉淀重新析出：

Cl－＋Ag＋＝AgCl↓

AgCl＋2NH3＝[Ag（NH3）2]＋＋Cl－

[Ag（NH3）2]＋＋Cl－＋2H＋＝AgCl↓＋2NH＋4

（2）Br－的鉴定

溴化物溶液中加入氯水，再加CHCl3或CCl4，振摇，有机相显黄色或红棕色：

2Br－＋Cl2＝Br2＋2Cl－

（3）I－的鉴定

碘化物溶液中加入少量氯水或加入FeCl3溶液，即有I2生成。

I2在CCl4中显紫色，如加入淀粉溶液则显蓝色：

2I－＋Cl2＝I2＋2Cl－

2I－＋2Fe3＋＝I2＋2Fe2＋

五、氧族元素

周期表中的ⅥA族元素，包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）五个元素，通称为氧族元素。

1、氧和臭氧

（1）臭氧的分子结构：

组成臭氧的3个分子呈V形排列，三个氧原子采取sp2杂化，形成三电子四中心的大π键。

以π34表示，臭氧中无单电子，故为反磁性物质。

（2）大π键形成条件：

（A）这些原子在同一平面上

（B）每一原子有一互相平行的p轨道

（C）p轨道数目的两倍大于p电子数

大π键用符号πab表示。

其中a为组成大π键的原子数，b为组成大π键的电子数。

（3）臭氧的鉴定：

O3＋2I－＋2H＋I2＋O2↑＋H2O（可从碘化钾溶液中使碘析出）

2、过氧化氢

（1.1）弱酸性

H2O2是一极弱的二元弱酸：

H2O2H＋＋HO2－Ka1＝2.2×10－12

HO2－H＋＋O2－（过氧离子）

H2O2的Ka2更小。

H2O2作为酸，可以与一些碱反应生成盐，即为过氧化物（peroxide），例如：

H2O2＋Ba（OH）2＝BaO2＋2H2O

过氧化物不同于二氧化物（dioxide），在过氧化物分子中存在过氧键，而二氧化物中则没有过氧键。

（1.2）热不稳定性

纯的H2O2溶液较稳定些。

但光照、加热和增大溶液的碱度都能促使其分解。

重金属离子（Mn2＋、Cr3＋、Fe3＋、MnO2等）对H2O2的分解有催化作用。

H2O2的分解反应是一个歧化反应：

2H2O2＝2H2＋O2

为防止分解，通常把H2O2溶液保存在棕色瓶中，并应存放于阴凉处。

（1.3）氧化还原性

在H2O2分子中O的氧化数为－1，处于中间价态，所以H2O2既有氧化性又有还原性，也能发生歧化反应。

例如，H2O2在酸性溶液中可将I－氧化为I2：

H2O2＋2I－＋2H＋＝I2＋2H2O

在碱性溶液中，H2O2可把绿色的[Cr（OH）4]－氧化为黄色的CrO42－：

2[Cr（OH）4]－＋3H2O2＋2OH－＝2CrO42－＋8H2O

H2O2的还原性较弱，只是在遇到比它更强的氧化剂时才表现出还原性。

例如：

2MnO4－＋5H2O2＋6H＋＝2Mn2＋＋5O2↑＋8H2O

这一反应可用于高锰酸钾法定量测定H2O2。

2、硫化氢、硫化物和多硫化物

1、

（1）弱酸性

氢硫酸是一个很弱的二元酸，可生成两类盐，即正盐（硫化物）和酸式盐（硫氢化物）。

两类盐都易水解。

（2）还原性

H2S中S的氧化数为－2，因此H2S具有还原性，可被氧化剂氧化到0、＋4、＋6三种氧化态。

氢硫酸在空气中放置能被O2氧化，析出游离S而浑浊：

2H2S＋O2＝2S↓＋2H2O

强氧化剂在过量时可以将H2S氧化成H2SO4：

H2S＋4Cl2＋4H2O＝8HCl＋H2SO4

（3）硫化物的溶解性

金属硫化物大多难溶于水，大多数具有特征的颜色。

硫化物的这些性质可以用于分离和鉴定金属离子。

①溶于稀盐酸：

MnS、CoS、ZnS、NiS、FeS

②溶于浓盐酸：

SnS、Sb2S3、SnS2、Sb2S5、PbS、CdS、Bi2S3

③溶于浓硝酸：

CuS、As2S3、Cu2S、As2S5、Ag2S

④只溶于王水：

HgS、Hg2S

（4）S2－的鉴定

S2－与盐酸作用，放出H2S气体，可使醋酸铅试纸变黑，这是鉴别S2－的方法之一：

S2