化学自习室移动版

一、银

银亲硫，极化能力强。在自然界中常以自然银、硫化物等形式存在，因其离子半径较大，又能与巨大的阴离子锑离子Sb^3－、硒离子Se^2－、碲离子TE^2－形成锑化物、硒化物和碲化物等。如辉银矿(Ag₂S)、锑银矿(Ag₃Sb)、硒银矿(Ag₂Se)、碲银矿(Ag₂TE)、硫锑银矿(Ag₃SbS₃)、脆银矿(Ag₅SbS₄)、硫砷银矿(Ag₃AsS₃)等。

位于ds区的过渡元素，核外价电子排布为4d¹⁰5s¹，通常显＋1价。

1、银单质

常见重金属之一。货币金属之一。

(1)化学性质稳定，不易与空气中的氧气发生反应。

但遇硫粉会反应。

2Ag＋S= Ag₂S

银在空气中会慢慢变黑，生成Ag₂S。

4Ag ＋2H₂S ＋ O₂= 2Ag₂S ＋ 2H₂O

(2)与氢碘酸反应，原因是生成的AgI极难溶，有利于反应进行。

2Ag＋2HI=2AgI＋H₂↑

若用浓氢碘酸，还可以生成较稳定的[AgI₂]^－配离子。

2Ag＋4HI(浓) =2H[AgI₂]＋H₂↑

(3)与浓硫酸、硝酸反应。

2Ag＋2H₂SO₄(浓)=Ag₂SO₄＋SO₂↑＋2H₂O

3Ag＋4HNO₃(稀)=3AgNO₃＋NO↑＋2H₂O

(4)古代银针试毒的原理

古代用的毒药经常是砒霜As₂O₃，其中含有硫化物杂质。而银针遇到硫化物会生成黑色的Ag₂S，银针会出现黑色。(现在的有毒药物不一定含硫，所以银针试毒在现代社会就失效了)

(5)银器消毒原理

银器会在溶液中溶入少量银离子，银离子能杀死微生物。银离子的杀菌能力十分惊人，十亿分之几毫克的银就能净化1千克水。

2、银的化合物

(1)硝酸银，常见的可溶性银盐。

①受热易分解。

2AgNO₃=Δ=2Ag＋2NO₂↑＋O₂↑

②用硝酸和AgNO₃可用来检测卤素离子(F^－除外)等。AgCl为白色。AgBr为淡黄色。AgI为黄色。Ag₂S为黑色。

与硫酸根、碳酸根、磷酸根、草酸根等生成沉淀。

③与碱溶液生成Ag₂O。

2NaOH＋2AgNO₃=2NaNO₃＋Ag₂O↓＋H₂O

与氨水生成银氨溶液。

银氨溶液的配制方法是在硝酸银溶液中滴加氨水，至白色浑浊刚刚溶解为止。

AgNO₃＋3NH₃·H₂O=[Ag(NH₃)₂]OH＋NH₄NO₃＋2H₂O

④硝酸银是一个中强氧化剂，它可被许多中强或强还原剂还原成单质银。如亚磷酸可以将AgNO₃还原成金属银：

H₃PO₃＋2AgNO₃＋H₂O=2Ag＋H₃PO₄＋2HNO₃

(2)卤化银

①AgF，离子型化合物，白色固体，极易溶于水，易吸湿，暴露于潮湿空气时变黑。是一种应用广泛的氟化剂。

2AgF＋CaCl₂=2AgCl↓＋CaF₂↓

AgF可由碳酸银或氧化银与氢氟酸反应制备。

Ag₂CO₃＋2HF=2AgF＋H₂O＋CO₂↑

②AgCl，白色固体，难溶于水和硝酸，能溶于氨水、氰化钠、硫代硫酸钠、硝酸汞溶液。

AgCl＋2NH₃·H₂O=[Ag(NH₃)₂]Cl＋2H₂O

AgCl＋2NaCN=Na[Ag(CN)₂]^＋NaCl

AgCl＋2Na₂S₂O₃=Na₃[Ag(S₂O₃)₂]^＋NaCl

2AgCl＋Hg(NO₃)₂=HgCl₂＋2AgNO₃(HgCl₂可溶于水，难电离)

具有热稳定性，沸点1550 ℃。遇光不稳定。

2AgCl=光=2Ag＋Cl₂↑(稳定性比AgBr强)

与Na₂S生成更难溶的Ag₂S。

2AgCl＋Na₂S=Ag₂S＋2NaCl

③AgBr，浅黄色固体，难溶于水和硝酸，微溶于氨水，溶于氰化钾、硫代硫酸钠、浓硝酸等溶液中。加热高于1300℃时分解。有感光性，见光分解。

溶于浓硝酸：2AgBr＋4HNO₃(浓)=2AgNO₃＋2NO₂↑＋Br₂＋2H₂O

AgBr具有感光性，常用于照相术照相底片。

底片的感光、显影、定影：印相纸上涂一薄层含溴化银的明胶，摄影时强弱不同的光线射到底片上时就引起底片上AgBr不同程度的分解，生成极细小的银核附在底片上，哪部分感光强AgBr分解就越多，那部分就越黑。显影是利用氢醌等，将含有银核的AgBr还原为Ag而使黑色更明显。定影主要是将利用硫代硫酸钠将未反应的AgBr溶解冲洗掉。

变色镜片的变色原理：在玻璃中加入溴化银和氧化铜的微晶。强光照射时，溴化银分解为银和溴。银晶粒使玻璃呈现暗棕色。光线变暗时，银和溴在氧化铜的催化作用下，重新生成溴化银，使镜片的颜色变浅。

溴化银与碘化银相似，可用于人工降雨的胶体材料。

④AgI，黄色固体，不溶于稀酸，水，微溶于氨水，易溶于碘化钾、氰化钾、硫代硫酸钠。具有热稳定性，沸点1506 ℃。有感光性。

KI＋AgI=K[AgI₂]

可用于人工降雨的胶体材料。

(4)Ag₂O，棕黑色固体，溶于硝酸、氢氟酸、氨水。常用作催化剂，还用作防腐剂、电子器件材料、玻璃着色剂及研磨剂。

Ag₂O＋4NH₃＋H₂O=2[Ag(NH₃)₂]OH

(5)Ag₂S，黑色固体，难溶于水，溶解度比卤化银更小。溶于浓热硝酸、氰化物溶液等。

Ag₂S＋4HNO₃(浓)=Δ=2AgNO₃＋2NO₂↑＋S＋2H₂O

Ag₂S＋4NaCN=2Na[Ag(CN)₂]＋Na₂S

(6)Ag₂SO₄微溶于水，为白色固体。AgSCN为白色难溶固体。Ag₃PO₄为黄色难溶固体。Ag₂C₂O₄微溶于水，为白色固体，易爆炸。AgOH为白色固体，两性氢氧化物，在水溶液中不稳定，易分解，变为褐色的Ag₂O。

(7)银离子的配位化合物中，以配位数为2的直线形最常见。常显无色，原因是d轨道全充满，不存在d－d跃迁。

Cl^－、NH₃、S₂O₃^2－、CN^－形成配体的能力越来越强。所以AgCl溶于氨水，AgBr溶于硫代硫酸钠，AgI、Ag₂S溶于氰化钠。

3、银的制取

(1)热分解法冶炼银。

2Ag₂O=Δ=4Ag＋O₂↑。

(2)氰化法

4Ag＋O₂＋8NaCN＋2H₂O=4Na[Ag(CN)₂]＋4NaOH

Zn＋2[Ag(CN)₂]^－=2Ag^＋[Zn(CN)₂]^2－

二、锡

锡石矿(SnO₂)可以冶炼锡。锡主要有＋2和＋4两种价态，＋4价更稳定。

1、锡单质

五金之一：金银铜铁锡。公元前两千年以前，人类就已经开始使用锡。

金属无毒，生活中锡器应用很广，是理想的食品器材金属。锡有良好的延展性，可做成锡箔。

锡有三种同分异构体，白锡、灰锡、脆锡。常温下的白锡怕冷，－13℃以下会变成粉末状灰锡。白锡又怕热，161℃以上会变为脆锡。白锡可以制成器皿。

(1)与氯气、氧气、硫等直接化合，生成＋4价化合物。

Sn＋2Cl₂=Δ=SnCl₄

Sn＋O₂=高温=SnO₂

Sn＋2S=高温=SnS₂

(2)与热的非氧化性酸能反应，生成＋2价化合物。

Sn＋2HCl=Δ=SnCl₂＋H₂↑

(3)与强氧化性酸能反应，生成＋4价化合物。

Sn＋4H₂SO₄(浓)=Δ=Sn(SO₄)₂＋2SO₂↑＋4H₂O

Sn＋4HNO₃(浓)=SnO₂＋4NO₂↑＋2H₂O

(4)与强碱能反应。

Sn＋2NaOH＋4H₂O=Na₂[Sn(OH)₆]^＋2H₂↑

2、SnO、SnO₂

SnO偏碱性，SnO₂偏酸性。

(1)SnO蓝黑色。

溶于浓盐酸。

SnO＋2HCl=SnCl₂＋H₂O

溶于NaOH溶液。

SnO＋NaOH＋H₂O=Na[Sn(OH)₃]

在空气中加热，易被氧化。

2SnO＋O₂=Δ=2SnO₂

(2)SnO₂灰色。是一种重要的半导体传感器材料，用它制备气敏传感器、湿敏传感器、压敏电阻都有广泛的用途。

SnO₂＋6HCl(浓)=Δ=H₂[SnCl₆]^＋2H₂O

2NaOH(熔融)＋SnO₂=Δ=Na₂SnO₃＋H₂O

3、锡酸SnO₂·xH₂O

Sn(OH)₂尚未制得。

α－锡酸易溶于浓盐酸，也溶于强碱溶液。

SnO₂·xH₂O＋4HCl=SnCl₄＋(x＋2)H₂O

SnO₂·xH₂O＋2NaOH=Na₂[Sn(OH)₆]＋(x－2)H₂O

β－锡酸不溶于浓盐酸和强碱溶液。

4、亚锡盐、锡盐

(1)二价锡盐易水解。

SnCl₂＋H₂O=Sn(OH)Cl↓＋HCl

Sn(II)还原性很强，其溶液在配制时，易被空气中的氧气氧化。

2SnCl₂＋O₂＋4HCl=2SnCl₄＋2H₂O

在碱中，以[Sn(OH)₃]^－形式存在，还原性更强。

2[Sn(OH)₃]^－＋O₂＋2H₂O＋2OH^－=2[Sn(OH)₆]^2－

(2)四价锡盐易水解，水解产物为SnO₂·xH₂O(α－锡酸)。

SnCl₄＋(x＋2)H₂O=SnO₂·xH₂O↓＋4HCl

有氧化性，与锡能反应。

SnCl₄＋Sn=2SnCl₂

5、硫化物与锗、砷相似

(1)SnS₂，黄色固体。

3SnS₂＋6NaOH=Na₂SnO₃＋2Na₂SnS₃＋3H₂O

SnS₂＋Na₂S=Na₂Sns³

(2)SnS，灰色固体。

SnS＋Na₂S₂=SnS₂＋Na₂S

可进一步生成Na₂SnS₃。

6、主要做金属材料使用，也用于制造合金。铜锡合金叫青铜。

7、锡的制取

锡石用碳还原。

SnO₂＋2C=Δ=Sn＋2CO↑

三、碘：

碘是人体必需微量元素，海带中含碘元素较多。人体缺碘时就会患甲状腺肿，人体多碘时又会患甲亢。

得到碘采用的方法是从海藻类植物、盐井、碘酸钙矿石等提取。

核外价电子排布为5s²5p⁵，易形成－1价化合物。由于价电子层中存在空的5d轨道，同电负性大的元素的原子结合时，也参与成键，显示＋1~＋7价。

1、碘单质。

紫黑色固体，易升华。

少量溶于水，形成碘水。碘水的颜色与碘单质的颜色不同，说明碘单质与水分子之间形成溶剂化分子。碘单质在非极性有机溶剂中的溶解度很大，并且能保持碘单质的颜色。碘单质在含碘离子的溶液中，溶解度也变大，原因是存在I^－＋I₂=I₃^－。碘的酒精溶液又叫碘酊，可以消毒。

(1)氧化性没有氯气、溴强。与铁、铜等生成低价化合物。

Fe＋I₂=Δ=FeI₂

2Cu＋I₂=Δ=2CuI

(2)与H₂反应生成HI，HI不稳定，同时会发生分解。

H₂＋I₂⇌Δ⇌2HI

与白磷反应生成PI₃。

P₄＋6I₂=Δ=4PI₃

(3)溶于水的I₂少量与水反应。

I₂＋H₂O⇌HIO＋HI

(4)碘与NaOH溶液，生成NaI和NaIO₃。(注意低温下也不生成NaIO)

3I₂＋6NaOH=NaIO₃＋5NaI＋3H₂O

(5)还能氧化一些S(－II)或S(IV)的化合物。

H₂S＋I₂=2HI＋S

SO₂＋I₂＋2H₂O =H₂SO₄＋2HI

(6)有一定的还原性，能被较强的氧化剂氧化。

5Cl₂＋I₂＋6H₂O=2HIO₃＋10HCl

(7)遇淀粉变蓝色。

2、HI及盐

(1)HI是强酸，酸性强于HBr和HCl。

(2)I^－有很强的还原性。能被多数氧化剂氧化。在HI当强酸使用时，注意它的还原性。

4HI＋O₂=2I₂＋H₂O

2Fe(OH)₃＋6HI=2FeI₂＋I₂＋6H₂O

3NaClO＋HI=HIO₃＋3NaCl

I^－会被铜离子氧化。

2Cu^2＋＋4I^－=2CuI↓＋I₂

(3)I^－与AgNO₃溶液反应生成黄色沉淀AgI。

Ag^＋＋I^－=AgI↓

(4)制取HI

NaI＋H₃PO₄=Δ= HI↑＋Na₂PO₄

(5)碘盐溶液与I₂反应，使I₂溶解度变大。

I^－＋I₂=I₃^－

(6)形成配位化合物

Hg(NO₃)₂溶液中滴入KI溶液，先生成红色沉淀，继续滴加后溶解为无色溶液。

Hg(NO₃)₂＋2KI=HgI₂↓＋2KNO₃

HgI₂＋2KI=K₂[HgI₄]

3、卤素互化物

(1)可以由单质化合而成。

I₂＋5F₂=Δ=2IF₅

也可以由其它卤素互化物与单质制得。

IF₃＋F₂=Δ=IF₅

(2)不稳定，易分解。

2IF₃=IF＋IF₅

(3)与水反应。

IF₅＋3H₂O=HIO₃＋5HF

(4)IF₅是重要的非水溶剂，发生自耦电离。

2IF₅=[IF₄]^＋＋[IF₆]^－

(5)卤化物与卤素互化物反应。

CsF＋IF₇=CsIF₈

(6)多卤化物不稳定，生成最高晶格能的卤化物。

CsICl₂=Δ=CsCl＋ICl

(7)杂化方式与分子构形

IF₃(sp³d杂化)，电子构形为三角双锥形，分子构形为T形。

IF₅(sp³d²杂化)，电子构形为八面体形，分子构形为四方锥形。

IF₇(sp³d³杂化)，电子构形为五角双锥形，分子构形为五角双锥形。

4、I₂O₅、HIO₃及盐

(1)I₂O₅是白色固体，HIO₃的酸酐。与水反应生成HIO₃。

不稳定，在300℃时，分解为I₂。

I₂O₅＋H₂O=2HIO₃

2I₂O₅=300℃=2I₂＋5O₂↑

具有氧化性。与CO反应，可用于检验空气中CO的含量。

I₂O₅＋5CO=70℃=I₂＋5CO₂

制取I₂O₅。

2HIO₃=170℃=I₂O₅＋H₂O

(2)HIO₃

是中强酸。

I₂＋5Cl₂＋6H₂O=2HIO₃＋10HCl

HIO₃有氧化性。

碘钟实验：2HIO₃＋5H₂O₂=I₂＋5O₂↑＋6H₂O

I₂＋5H₂O₂=2HIO₃＋4H₂O

(3)碘酸盐，易溶的盐很少。AgIO₃、Ca(IO₃)₂、Ba(IO₃)₂都难溶。

2KIO₃=Δ=2KI＋3O₂↑

(4)碘盐中含KIO₃。

5、H₅IO₆及盐

(1)H₅IO₆

正高碘酸，分子结构为IO(OH)₅，分子构型为八面体。为中强酸。对应的HIO₄叫偏高碘酸。

H₅IO₆=真空/100℃=HIO₄＋2H₂O

2NaOH(过量)＋H₅IO₆=Na₂H₃IO₆＋2H₂O

有强氧化性。

H₅IO₆＋2HCl=HIO₃＋Cl₂↑＋3H₂O

2Mn^2＋＋5H₅IO₆=2MnO₄^－＋5HIO₃＋6H^＋＋7H₂O

(2)高碘酸盐有多种形式，大多数难溶。具有强氧化性。

6、碘的制取

(1)智利硝石的母液(NaIO₃)

2NaIO₃＋6NaHSO₃=2NaI＋3Na₂SO₄＋3H₂SO₄

5NaI＋NaIO₃＋3H₂SO₄=3I₂＋3Na₂SO₄＋3H₂O

(2)海水

AgNO₃＋NaI=AgI↓＋NaNO₃

2AgI＋Fe=2Ag＋FeI₂

FeI₂＋Cl₂=FeCl₂＋I₂

(3)海藻类

2NaI＋MnO₂＋2H₂SO₄=I₂＋MnsO₄＋Na₂SO₄＋2H₂O

四、钡：

重金属之一，有毒。

钡在自然界中最常见的矿物是重晶石(BaSO₄)和毒重石(BaCO₃)。

钡的化合物用于制造烟火中的绿色。

核外价电子的排布6s²，显＋2价。

1、金属钡

银黄色金属。化学性质很活泼。

(1)钡在空气中缓慢氧化，生成氧化钡。燃烧时则发出绿色火焰，生成过氧化钡。

2Ba＋O₂=2BaO

Ba＋O₂=点燃=BaO₂

(2)与卤素单质、硫、氮气、氢气等都能反应。

(3)与水作用成氢氧化钡，有毒。反应过程不激烈。

Ba＋2H₂O=Ba(OH)₂＋H₂↑

(4)能溶于液氨，长时间放置后，氨被还原成氢气。

Ba＋2NH₃=Ba(NH₂)₂＋H₂↑

(5)与酸作用成盐和氢气。

2、BaO和BaO₂(过氧化钡)

(1)BaO，白色晶体。

遇水反应，生成Ba(OH)₂。

BaO＋H₂O=Ba(OH)₂

遇CO₂等酸性氧化物反应。

BaO＋CO₂=BaCO₃

(2)BaO₂(过氧化钡)，灰白色粉末。化学性质与Na₂O₂相似。有强氧化性，用作漂白剂。不稳定。

BaO₂＋2H₂O=Ba(OH)₂＋H₂O₂

2BaO₂＋2H₂O=2Ba(OH)₂＋O₂↑

2BaO₂＋2CO₂=2BaCO₃＋O₂↑

BaO₂＋SO₂=BaSO₄

2BaO₂=800℃=2BaO＋O₂↑

3、Ba(OH)₂，白色晶体。可溶于水、乙醇。强碱。与酸性氧化物或酸反应。

Ba(OH)₂(aq)＋SO₂=BaSO₃↓＋H₂O

Ba(OH)₂(aq)＋H₂SO₄=BaSO₄↓＋2H₂O

4、BaSO₄，难溶于水，是x线检查辅助用药，主要用于胃肠道造影。

检验溶液中的硫酸根时，常用生成BaSO₄检验。

将重晶石BaSO₄与碳灼烧，生成BaS。

BaSO₄＋4C=高温=BaS＋4CO↑

利用BaS，可制可溶性的Ba(OH)₂、BaCl₂、Ba(NO₃)₂等。

5、钡盐的溶解性，类似于钙盐。BaCO₃、BaSO₃、Ba₃(PO₄)₂、BaC₂O₄、BaCrO₄都难溶于水。

6、电解电解熔融的氯化钡，可制得金属钡。

五、钨：

钨是属于有色金属，也是重要的战略金属，是熔点最高的难熔金属。

自然界中的主要矿石有黑钨矿(包含钨铁矿FeWO₄、钨锰矿MnWO₄)、白钨矿CaWO₄。

核外价电子排布为5d⁴6s²。与同族元素Cr、Mo的排列方式不同。价态主要显＋6价，在溶液中主要以WO₄^2－形式存在。

1、金属钨

单质为银白色有光泽的金属，硬度高，熔点高，常温下不受空气侵蚀，化学性质比较稳定。主要用来制造灯丝和高速切削合金钢、超硬模具。钨的特种合金钢在军事、航空航天领域应用广泛。合成材料碳化钨硬度很高，仅次于金刚石，可用作钻头、车刀等。

钨的化学性质很稳定，常温时不跟空气和水反应。

不加热时，任何浓度的盐酸、硫酸、硝酸、氢氟酸以及王水对钨都不起作用。

常温下，钨可以迅速溶解于氢氟酸和浓硝酸的混合酸中。

6HNO₃＋6HF＋W =WF₆＋6NO₂↑＋6H₂O

有空气存在的条件下，熔融碱可以把钨氧化成钨酸盐。

3O₂＋4NaOH(熔融)＋2W=高温=2Na₂WO₄＋2H₂O

在有氧化剂(NaNO₃、NaNO₂、KClO₃、PbO₂)存在的情况下，生成钨酸盐的反应更猛烈。

KClO₃＋2NaOH(熔融)＋W=高温=KCl＋Na₂WO₄＋H₂O

高温下能与氧，氟，氯、溴、碘、碳、氮、硫等化合，但不与氢化合。

2W＋3O₂=高温=2WO₃

2、WO₃

黄色固体。不溶于水和除HF之外的无机酸，与强碱或氨水反应。

WO₃＋2NaOH=Δ=Na₂WO₄＋H₂O

WO₃＋2NH₃＋H₂O=Δ=(NH₄)₂WO₄

3、H₂WO₄

白色固体。与强碱反应。

H₂WO₄＋2NaOH=Na₂WO₄＋2H₂O

钨酸易脱水缩合，形成同多酸或杂多酸。

7Na₂WO₄＋14HCl=H₆W₇O₂₄↓＋4H₂O＋14NaCl

12Na₂WO₄＋Na₃PO₄＋27HCl= H₃PW₁₂O₄₀·nH₂O↓＋(12－n)H₂O＋27NaCl

H₃PW₁₂O₄₀·nH₂O，固体强酸，在有机催化反应中可用来作为催化剂，并且具有优越的催化性能。

4、钨酸盐，包括同多酸盐、杂多酸盐。

与强酸反应，生成多酸盐或钨酸。

12Na₂WO₄＋14HCl=Na₁₀W₁₂O₄₁＋7H₂O＋14NaCl

(NH₄)₁₀W₁₂O₄₁＋10HCl＋7H₂O =12H₂WO₄↓＋10NH₄Cl

铵盐分解得到WO₃。

(NH₄)₂W₁₂O₃₇=Δ=2NH₃↑＋12WO₃＋H₂O

5、制取钨

4FeWO₄＋O₂＋4Na₂CO₃=共熔=4Na₂WO₄＋2Fe₂O₃＋4CO₂↑

Na₂WO₄＋2HCl=H₂WO₄↓＋2NaCl

H₂WO₄=Δ=WO₃＋H₂O

WO₃＋3H₂=高温=W＋3H₂O