化学自习室移动版

一、氢H

1、H，是原子半径最小的元素，有H(氕)、D(氘)、T(氚)等核素。H₂、D₂、HD混合在一起，仍然是纯净物氢气。

(1)H₂主要体现为还原性。

2H₂＋O₂=点燃=2H₂O

CuO＋H₂=Δ=Cu＋H₂O

(2)特殊情况下也有氧化性。

与活泼金属在隔绝空气下加热反应，得到金属氢化物，显示H₂有氧化性。

与Ca的反应为：Ca＋H₂=Δ=CaH₂

2、金属氢化物与水反应能产生H₂。NaH的电子式为Na^＋[:H]^－，与水的反应：

NaH＋H₂O=NaOH＋ H₂↑

NaAlH₄为更强的还原剂，在碱性溶液条件下能将乙酸还原为乙醇，产物为NaAl(OH)₄。

2CH₃COOH＋2H₂O ＋NaAlH₄=2CH₃CH₂OH＋NaAl(OH)₄

3、水溶液中H^＋实际以H₃O^＋存在。

4、工业制H₂主要用气态烃和水蒸气在高温下得到。甲烷与水蒸气生成CO₂和氢气的反应：

CH₄＋2H₂O=高温=CO₂＋4H₂

5、D(氘)、T(氚)等核聚变及相关设备研究、氢气能源的贮存方法，是当今世界的前沿课题。

二、锂Li

含Li的主要矿物有锂辉石LiAlSi₂O₆等。用于制造低密度合金和锂电池。

1、银白色金属，较活泼，易与空气中的氧气反应。

密度比煤油小，要保存石蜡油中。

(1)Li在空气中燃烧生成Li₂O。

4L i＋O₂=点燃=2L i₂O

(2)遇水慢慢会反应，

2L i＋2H₂O=2L iOH＋H₂↑

(3)它是制造锂电池的重要金属。

锂电池的电解质溶液为非水溶液，传导离子为Li^＋。

以xLi＋Li_1－xMnO₂=LiMnO₂

电解质为熔融Li₂O的电池为例：

放电时的负极反应为xLi－xe^-=xLi^＋

正极反应为xLi^＋＋xe^-＋Li_1－xMnO₂=LiMnO₂

2、LiOH为强碱，溶于水。Li₂CO₃、LiF、Li₃PO₄难溶于水。

3、工业制锂用电解LiCl制得。

2LiCl(熔融)=电解=2Li＋Cl₂↑

三、铍Be

绿柱石、祖母绿[Be₃Al₂(SiO₃)₆]、海蓝宝石等，都含有Be。

1、铍及其化合物都有剧毒。

2、铍、铝性质比较

在周期表中，铍与铝处于周期表的对角线位置，它们的性质十分相似。

(1)都是活泼金属。但都不和水反应。

(2)都是亲氧元素，金属表面易形成氧化物保护膜，都能被浓HNO₃钝化。

铍比铝和钛都轻，强度是钢的四倍。铍的吸热能力强，机械性能稳定，是制造火箭和卫星的结构材料。

(3)均为两性金属。氧化物、氢氧化物也均呈两性。

Be＋2HCl=BeCl₂＋H₂↑

Be＋2NaOH＋2H₂O=Na₂[Be(OH)₄]＋H₂↑

(4)氧化物BeO和Al₂O₃都具有高熔点、高硬度，可做耐高温材料。

BeO能像镜子反射光线一样把中子反射回去，而且熔点高，特别能耐高温，是原子反应堆里中子反射层的最好材料。

(5)BeCl₂和AlCl₃都是缺电子的共价型化合物，易通过桥键形成聚合分子。

氯化铍的二聚体和多聚体

BeCl₂中Be周围有两对共用电子对，属sp杂化，分子呈直线形。

Be₂Cl₄中Be周围有三对共用电子对，属sp²杂化，分子呈平面形。

(BeCl₂)_n中Be周围有四对共用电子对，属sp³杂化。

(6)铍盐、铝盐都易水解，水解显酸性。

BeCl₂＋2H₂O= Be(OH)₂＋2HCl↑

3、应用

(1)金属铍透过x射线的能力强，有金属玻璃之称，是制造x射线管小窗口的材料。

(2)在原子反应堆里，铍是能够提供大量中子炮弹的中子源；铍对快中子还有很强的减速作用，是原子反应堆中最好的中子减速剂。

四、硼B

硼和硼砂

硼砂(Na₂B₄O₇·10H₂O)。

1、硼的导电率随着温度的升高而增大，高温时为良导体。

(1)与非金属作用

常温下与氟气反应。在空气中能燃烧，生成B₂O₃。

高温下B能与N₂、S、其它卤素单质等反应。

(2)B是亲氧元素，能从许多稳定的氧化物(如SiO₂，P₂O₅，H₂O等)中夺取氧而用作还原剂。例如在赤热下，B与水蒸气作用生成硼酸和氢气：

2B＋6H₂O=Δ=H₃BO₃＋ 3H₂↑

(3)与酸作用

硼不与盐酸作用，但与热浓H₂SO₄，热浓HNO₃作用生成硼酸：

2B＋3H₂SO₄(浓)=Δ=2H₃BO₃＋3SO₂↑

B＋3HNO₃(浓)=Δ=H₃BO₃＋ 3NO₂↑

(4)与强碱作用

在氧化剂存在下，硼和固态强碱共熔得到偏硼酸盐：

2B＋2NaOH＋3KNO₃=2NaBO₂＋3KNO₂＋H₂O

(5)与金属作用

高温下硼几乎能与所有的金属反应生成金属硼化物。

(6)制硼：3Mg＋B₂O₃=高温=3MgO＋2B

2、H₃BO₃和B₂O₃

(1)硼酸，是一元弱酸，溶于水。

(2)电离方程式为H₃BO₃＋H₂O⇌H^＋＋(OH)₄^－

(3)与NaOH等强碱能反应。

NaOH＋H₃BO₃=NaB(OH)₄

(4)对应的氧化物B₂O₃为酸性氧化物。

2NaOH(s)＋B₂O₃=Δ=2NaBO₂＋H₂O

2NaOH(aq)＋3H₂O＋B₂O₃=2NaB(OH)₄

(5)硼砂珠实验可定性检测一些金属氧化物。

将金属氧化物与B₂O₃熔融后冷却，得到偏硼酸盐熔珠。

CuO：蓝色熔珠。Fe₂O₃：黄色熔珠。MnO：紫色熔珠。NiO：绿色熔珠。

3、BF₃为平面正三角形结构，而NH₃为三角锥结构，原因是BF₃中b原子的最外层有三对电子，为缺电子分子，呈平面三等分分布。

对应的BF₄^－为含配位键的离子。

4、NaBH₄为强还原剂，常在碱性溶液中参加反应，产物为NaB(OH)₄。NaBH₄碱性溶液将乙醛还原的反应方程式

4CH₃CHO＋NaBH₄＋4H₂O=4CH₃CH₂OH＋NaB(OH)₄

5、B₁₂为正二十面体结构。

晶体硼硬度仅次于金刚石，为共价晶体。

硼晶体的两种结构

6、氮化硼BN为共价晶体。

层状结构的不导电。

氮化硼的两种常见结构

7、应用

(1)硼元素是核糖核酸形成的必需品，而核糖核酸是生命的重要基础构件。

(2)硼是微量合金元素，硼与塑料或铝合金结合，是有效的中子屏蔽材料；硼钢在反应堆中用作控制棒；硼纤维用于制造复合材料等；含硼添加剂可以改善冶金工业中烧结矿的质量。

硼及其化合物也是冶金工业的助溶剂和冶炼硼铁硼钢的原料，加入硼化钛、硼化锂、硼化镍，可以冶炼耐热的特种合金；建材。

硼酸盐、硼化物是搪瓷、陶瓷、玻璃的重要组分，具有良好的耐热耐磨性，可增强光泽，调高表面光洁度等。

硼酸，硼酸锌可用于防火纤维的绝缘材料，是很好的阻燃剂，也应用于漂白、媒染等方面；偏硼酸钠用于织物漂白。硼及其化合物可用于油漆干燥剂，焊接剂，造纸工业含汞污水处理剂等。

(3)健康和农业

硼普遍存在于蔬果中，是维持骨的健康和钙、磷、镁正常代谢所需要的微量元素之一。

硼是高等植物特有的必需元素。硼对植物的生殖过程有重要的影响，与花粉形成、花粉管萌发和受精有密切关系。

五、碳C

1、单质有金刚石、石墨、无定形碳、富勒烯、石墨烯等多种同素异形体。

(1)¹³C、¹⁴C可以测定古物的年代。

(2)是煤的主要成分，重要的工业燃料，主要体现为还原性，可燃。完全燃烧生成CO₂。不完全燃烧生成CO。

C＋O₂=点燃=CO₂

2C＋O₂(不足)=点燃=2CO

C＋H₂O=高温=CO＋ H₂(水煤气)

(3)可还原氧化物得到金属或非金属。

2CuO＋C=Δ=2Cu＋CO₂↑

2、CO，无色有毒气体，难溶于水，易与血红蛋白结合，造成缺氧。在北方地区的农村冬天极易造成CO中毒。

(1)常表现为还原性，用于冶炼金属。

工业炼铁的反应

Fe₂O₃＋3CO=高温=2Fe＋3CO₂

但与KMnO₄溶液不反应。

(2)CO有很强的形成配位化合物的能力。可以与镍金属形成四羰基合镍Ni(CO)₄。

Ni＋4CO= Ni(CO)₄

3、CO₂，无色气体，比空气重，常温下以体积比1：1溶于水，能在水中产生少量的碳酸。CO₂分子中存在两个Π34键。

具有一定的氧化性。与H₂、C、一些金属能发生反应。

CO₂＋C=高温=2CO

Mg在CO₂中燃烧：

2Mg＋CO₂=点燃=2MgO＋C

3、H₂CO₃，二元弱酸，不稳定，易分解。与碱能生成两种盐。

如与NaOH生成NaHCO₃、Na₂CO₃。

NaOH＋CO₂(少量)=Na₂CO₃＋H₂O

NaOH＋CO₂(过量)=NaHCO₃

比碳酸弱的酸主要有H₂SiO₃、Al(OH)₃、HClO、苯酚等。

H₂O＋CO₂＋NaClO=NaHCO₃＋HClO

4、碳酸氢盐都不稳定。遇强酸、强碱都能反应。

2NaHCO₃=Δ=Na₂CO₃＋H₂O＋CO₂↑

NaHCO₃＋HCl=NaCl＋H₂O＋CO₂↑

NaHCO₃＋NaOH=Na₂CO₃＋H₂O

5、碳酸盐

CO₃^2－存在Π₄⁶键。

与较强的酸能反应，与Ca^2＋、Ba^2＋等生成难溶盐沉淀。

Na₂CO₃＋2HCl(过量)=2NaCl＋H₂O＋CO₂↑

Na₂CO₃＋HCl(少量)=NaCl＋NaHCO₃

Na₂CO₃＋BaCl₂=BaCO₃↓＋2NaCl

除了钠、钾等碱金属的碳酸盐外，多数碳酸盐在高温下也会分解出CO₂。

CuCO₃=Δ=CuO＋CO₂↑

6、草酸及盐的性质

(1)H₂C₂O₄，二元弱酸，比碳酸酸性强。

(2)H₂C₂O₄不稳定。

H₂C₂O₄=Δ=CO↑＋CO₂↑＋H₂O

(3)H₂C₂O₄有强还原性，与酸性高锰酸钾溶液等发生反应。

5H₂C₂O₄＋2KMnO₄＋3H₂SO₄=K₂SO₄＋2MnsO₄＋10CO₂↑＋8H₂O

(4)草酸盐也不稳定，受热易分解。

Na₂C₂O₄=Δ= Na₂CO₃＋CO↑

(5)草酸对应的钙盐、钡盐难溶于水。

CaCl₂＋Na₂C₂O₄=CaC₂O₄↓＋2NaCl

六、氮N

1、NH₃，无色刺激性气味气体，极易溶于水，与水以体积比700：1的体积溶于水。用水吸收时要防倒吸。

(1)处于气体状态时，能与HCl、HBr等气体反应。

NH₃＋HCl=NH₄Cl(有白烟产生)

有还原性，与CuO、Cl₂、O₂等反应。

2NH₃＋3CuO=Δ=3Cu＋N₂＋3H₂O

2NH₃(少量)＋3Cl₂= N₂＋6HCl

4NH₃＋3O₂=点燃=2N₂＋6H₂O

4NH₃＋5O₂=催化剂/Δ=4NO＋6H₂O

(2)溶于水后，主要以NH₃·H₂O形式存在。

NH₃·H₂O是一元弱碱，在水中不完全电离。

NH₃·H₂O⇌NH₄^＋＋OH^－

NH₃·H₂O的碱性强于其它难溶弱碱。

2NH₃·H₂O＋MgCl₂=Mg(OH)₂↓＋2NH₄Cl

能以形成配位键的形式发生反应。

AgCl＋2NH₃·H₂O=[Ag(NH₃)₂]Cl＋2H₂O

Cu(OH)₂＋4NH₃·H₂O=[Cu(NH₃)₄](OH)₂＋4H₂O

(3)制取NH₃

实验室：Ca(OH)₂＋2NH₄Cl=Δ=CaCl₂＋2NH₃↑＋2H₂O

工业：N₂＋3H₂⇌高温高压/催化剂⇌2NH₃

(4)检验NH₃

用湿润的红色石蕊试纸，靠近气体，若变蓝，则为NH₃。

(5)尿素的合成：

CO₂＋2NH₃=高温高压=H₂NCOONH₄

H₂NCOONH₄=高温高压=CO(NH₂)₂＋H₂O

2、铵盐NH₄^＋，离子化合物，易溶于水。

(1)稀溶液下与强碱能反应生成NH₃·H₂O，浓溶液下与强碱在加热时能反应生成NH₃。

NaOH＋NH₄Cl(稀)=NH₃·H₂O＋NaCl

NaOH＋NH₄Cl(浓)=Δ=NH₃↑＋H₂O＋NaCl

(2)固体受热易分解。因为NH₄^＋不稳定，会分解出NH₃。若另一种产物有强氧化性，则生成产物不是NH₃。

NH₄Cl=Δ= NH₃↑＋HCl↑

NH₄HCO₃=Δ= NH₃↑＋H₂O＋CO₂↑

NH₄NO₃=Δ= N₂O↑＋2H₂O

(3)与亚硝酸盐发生氧化还原反应。

NH₄Cl＋NaNO₂=NaCl＋N₂↑＋2H₂O

(4)检验NH₄^＋

加NaOH溶液，并加热，若有能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体产生，则有NH₄^＋。

3、N₂，无色难溶于水的气体，很稳定，常用作保护气。

(1)还原性

N₂＋O₂=放电=2NO

(2)氧化性

3Mg＋N₂=点燃=Mg₃N₂

Mg₃N₂能水解。很多金属的氮化物、硫化物、磷化物、碳化物、氧化物等，都能与水发生类似于水解反应。

Mg₃N₂＋6H₂O=3Mg(OH)₂＋2NH₃↑

Al₂S₃＋6H₂O=Al(OH)₃＋3H₂S↑

Ca₃P₂＋6H₂O=3Ca(OH)₂＋2PH₃↑

CaC₂＋2H₂O=Ca(OH)₂＋C₂H₂↑

4、NO，无色气体，难溶于水，有毒。

(1)遇空气中的氧气生成红棕色的NO₂。

2NO＋O₂=2NO₂

(2)NO和O₂一起与水反应：

4NO＋3O₂＋2H₂O=4HNO₃

5、NO₂，红棕色气体，易溶于水，有毒。有Π₃⁴键。

(1)与水能发生歧化反应

3NO₂＋H₂O=2HNO₃＋NO

(2)NO₂和O₂一起与水反应：

4NO₂＋O₂＋2H₂O=4HNO₃

(3)NaOH溶液可以吸收NO₂：

2NO₂＋2NaOH=NaNO₂＋NaNO₃＋H₂O

(4)NaOH溶液可以吸收NO与NO₂的混合气体：

NO₂＋NO＋2NaOH=2NaNO₂＋H₂O

(5)氮氧化物与氨气能反应。

6NO₂＋8NH₃=7N₂＋12H₂O

(6)自身存在生成N₂O₄的平衡。

2NO₂⇌N₂O₄

6、硝酸及硝酸盐

(1)HNO₃易挥发，有强氧化性，不稳定，受热或见光易分解，存放于棕色细口瓶中。

4HNO₃=Δ=4NO₂↑＋O₂↑＋2H₂O

(2)浓硝酸的还原产物为NO₂，稀硝酸的还原产物为NO，更稀的硝酸的还原产物为N₂O、N₂、铵盐等。只要硝酸过量，铁被氧化时，生成Fe^3＋。

C＋4HNO₃(浓)=CO₂↑＋4NO₂↑＋2H₂O

3Cu＋8HNO₃(稀)=3Cu(NO₃)₂＋2NO↑＋4H₂O

4Cu＋10HNO₃(极稀)=4Cu(NO₃)₂＋NH₄NO₃＋3H₂O

浓硝酸常温下遇铁、铝有钝化现象。

(3)硝酸盐热稳定性较差。NO₃^－有Π46键。

2NaNO₂=Δ=2NaNO₂＋O₂↑(金属活动顺序表中K~Na)

2Cu(NO₃)₂=Δ=2CuO^＋ 4NO₂↑＋O₂↑(金属活动顺序表中Mg~Cu)

2AgNO₃=Δ=2Ag＋2NO₂↑＋O₂↑(Hg、Ag)

(4)硝酸盐在固态加热时，有很强的氧化性。

NaNO₃＋2FeO=高温=NaNO₂＋Fe₂O₃

7、亚硝酸及亚硝酸盐

(1)HNO₂为一元弱酸。只存在于稀的水溶液中。亚硝酸不稳定，见光易分解。

2HNO₂=NO＋NO₂＋H₂O

(2)大多数亚硝酸盐易溶于水。强碱的亚硝酸盐具有较高的热稳定性。NO₂^－有Π34键。

(3)亚硝酸及盐有强氧化性。

2HNO₂＋2KI＋H₂SO₄=2NO↑＋I₂＋K₂SO₄＋2H₂O

(4)亚硝酸及盐也有强还原性。

NaNO₂＋Cl₂＋H₂O=NaNO₃＋2HCl

8、硝酸的工业制法

N₂→NH₃→NO→NO₂→HNO₃

七、氧O

1、O₂是自然界最重要的氧化剂，也是造成自然界各种氧化反应的最重要原因。

2、工业用氧，是用液化分离空气法得到。

3、实验室主要用KMnO₄、KClO₃、H₂O₂制得。

2KMnO₄=Δ=K₂MnO₄＋MnO₂＋O₂↑

2H₂O₂= MnO₂/Δ=2H₂O＋O₂↑

2KClO₃= MnO₂/Δ=2KCl＋3O₂↑

4、O₂也有还原性，能被更强的氧化剂F₂氧化为OF₂。

5、氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物、复杂氧化物、不成盐氧化物等。

(1)酸性氧化物：与碱、碱性氧化物反应，生成盐。

Mn₂O₇＋2KOH=2KMnO₄＋H₂O

(2)碱性氧化物：与酸、酸性氧化物反应，生成盐。

MnO＋2HCl=MnCl₂＋H₂O

(3)两性氧化物：既能与酸、酸性氧化物反应，生成盐。又能与碱、碱性氧化物反应，生成盐。

Al₂O₃＋CaO=Δ=Ca(AlO₂)₂

Al₂O₃＋6HCl=2AlCl₃＋3H₂O

(4)复杂氧化物：由元素的多种价态形成的氧化物。

Fe₃O₄＋8HCl=2FeCl₃＋FeCl₂＋4H₂O

Pb₃O₄＋8HCl=3PbCl₂＋Cl₂↑＋4H₂O(Pb有＋2、＋4，其中＋4有强氧化性)

(5)不成盐氧化物

CO、NO等。

6、双氧水(H₂O₂)

(1)不稳定。2H₂O₂=MnO₂=2H₂O＋O₂↑(Cu^2＋、Fe^3＋等也可以做催化剂)

(2)有强氧化性。可用作漂白剂、消毒剂等。

H₂O₂＋SO₂=H₂SO₄

(3)有还原性。

5H₂O₂＋2KMnO₄＋3H₂SO₄=K₂SO₄＋2MnsO₄＋5O₂↑＋8H₂O

(4)Fe^3＋催化H₂O₂分解的催化原理为：

2Fe^3＋＋H₂O₂=2Fe^2＋＋2H^＋＋O₂↑

2Fe^2＋＋H₂O₂＋2H^＋=2Fe^3＋＋2H₂O

(5)其它的过氧化物也有不稳定性、强氧化性、强还原性等。

(6)分子结构

7、臭氧O₃

(1)O₂的同素异形体，是极性分子。

(2)臭氧有强氧化性。

PbS＋4O₃=PbSO₄＋4O₂

(3)可作空气净化剂，消毒杀菌剂，有水存在时臭氧是一种强力漂白剂，并且产物为O₂，不产生二次污染。

(4)臭氧存在于大气中，可吸收太阳光中的紫外线，使生物免受伤害。

八、氟F

1、F₂

(1)淡黄绿色气体。

(2)氧化能力超强。几乎能与除全氟化物之外的所有无机物和有机物反应。

(3)遇氢气就爆炸。

H₂＋F₂=2HF

(4)遇水立刻反应，与水溶液反应时，先和水反应。

2F₂＋2H₂O=4HF＋O₂

2、HF：

(1)有氢键，熔沸点比HCl、HBr等高。

(2)在水溶液中为弱酸。

(3)腐蚀能力强，一般保存在塑料瓶中。对皮肤、肌肉、骨胳有强腐蚀性，碰到立刻用大量水冲洗，并用钙或镁的可溶性盐洗。

(4)其水溶液能腐蚀玻璃。

SiO₂＋4HF=SiF₄↑＋2H₂O

Si＋4HF=SiF₄↑＋2H₂↑

3、F‑有很强地形成配位键的能力。

CaF₂难溶于水。MgF₂微溶于水。