元素的心得.docx

资源描述

元素的心得.docx

《元素的心得.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《元素的心得.docx（12页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

元素的心得.docx

元素的心得

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。

HeNeArKrXeRn

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、铯和钫六种元素，它们的氧化物溶于水都呈现出强碱性，所以称为碱金属。

IIA族：

铍、镁、钙、锶、钡和镭六种元素，钙、锶、钡的氧化物在性质上介于“碱性”和“土性”之间，故称它们为碱土金属。

1碱金属和碱土金属的通性

碱金属和碱土金属的价电子构型ns1、ns2,发生化学反应时很容易失去外层电子，它们都是典型的活泼金属元素。

（1）碱金属最外层只有1个价电子，在化合物中以+I氧化态为特征，主要形成离子型化合物。

（2）随着原子序数的递增，这两族元素都是随着原子序数的增加，第一电离能和电负性依次减小，金属性依次增强，呈现有规律的变化。

（3）碱土金属比同周期碱金属的原子半径小，第一电离能大，失去第一个价电子要难些。

碱土金属在化合物中以+II氧化态为特征，其金属性弱于碱金属，但仍然是活泼金属元素。

2碱金属和碱土金属的单质

（1）单质的物理性质

碱金属都具有密度小、硬度小、熔点低、导电性强的特点，是典型的轻金属，有良好的导电性和延展性。

碱土金属的密度、熔点、沸点和硬度均较碱金属高。

Li、NaK的密度都比水小，Li是固体单质中密度最小的，甚至低于煤油。

碱土金属的密度稍大一些，但密度最大的Ba还是比Fe、CuZn等常见金属的密度小得多。

碱金属和碱土金属密度小的原因在于它们的原子质量相对较小，而原子半径相对较大等。

（2）单质的化学性碱金属和碱土金属都是活泼金属，同族元素随原子序数的增加，金属的活泼性增强，同周期的碱金属活泼性强于碱土金属。

1．与非金属的反应

常温下，碱金属就能迅速地与空气中的氧发生反应，因此碱金属在空气中放置片刻后，表面就会生成一层氧化物，氧化物易吸收空气中的CQ生成碳

酸盐，在锂的表面上还会有氮化物生成。

钠燃烧的产物是过氧化钠，而钾、铷、铯燃烧时则生成超氧化物，但锂只生成普通氧化物。

4Li+O2==2Li2O6Li+N2==2Li3N

4Na+O2==2Na2ONa2O+CO2==Na2CO3

燃烧燃烧

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：

2Ca+O2==2CaO3Ca+N2==Ca3N2

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：

2M（s）+2H2O（l）==2MOH（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，CaSr、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

电解熔融化合物仍然是制取其单质的重要方法。

如Li和Na主要用电解

熔融氯化物的方法制取。

阳极

2Cl-（l）===Cl

2（g）+2e-

阴极

2Na+（l）+2e

-===2Na（l）

总反应

2NaCl（l）====Cl

2（g）+2Na（l）

2）．热还原法

热还原法一般用焦碳、碳化物或活泼金属为还原剂。

金属钾的制备通常用金属Na在高温下还原KCI的方法：

1120K

KCI（I）+Na（l）=====NaCI（I）+K（g）

RbCs等金属也常用NaCaMgBa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AI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。

加热

KCN====4K+4C+2N2匸

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M0均为固体，都是离子型晶体，但Li20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o2-，其电子在分子轨道中的排布如下:

O2":

[KK（（T2s）（

*224*4

（T2s）（（T2p）（n2p）（n2p）]

Na2O2与水或稀酸反应生成H2O2，H2O2随即分解放出氧气：

Na2O2+2H2O===2NaOH+H2O2

Na2O2+H2SO4===Na2SO4+H2O2

2"Q===2H2O+02f

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：

2Na2O2+2CO2===2Na2CO3+O2f

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（0HR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）做干燥剂。

它们易吸收空气中的CO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

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。

1.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Li20,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；

LiN03热分解生成Li20,而不生成亚硝酸盐等。

3Li、Mg都可以和N2直接化合生成氮化物；

4Li、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；

5Li+、Mg+的水合能力都较强，盐多含结晶水，无水盐易潮解；

6LiCl、MgC2都有较强的共价性，易溶于乙醇等有机溶剂。

2．铍的特殊性

1Be、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；

2Be、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；

4BeCl2,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。

5Li和Mg,Be和AI,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

兀素符号

原子序数

相对原子质

12.01

28.09

10.81

量

价电层结构

2s22p2

3s23p2

2s22p1

主要氧化态

+4+20-2-4

+4+20-4

+30

共价半径

117

离子半径

第一电离能

1086.5

786.6

800・7

电子亲和力

121.9

133.6

26.73

电负性

2.5

1.8

2.0

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n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）2SQ.

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％A族元素。

包括氟（F）、氯（CI）、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。

1化学性质：

条件

特殊现象

产物稳定性

化学方程式

暗处

剧烈化合并发生爆炸

很稳定

H2（g）+F2（g）=2HF（g）

光照或点燃

较稳定

H2（g）+Cl2（g）=（点燃或光照）2HCl（g）

加热

稳疋性差

H2（g）+Br2（g）=（加热）2HBr（g）

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、CI2、Br2、

①剧烈程度：

逐渐减弱②生成HX的稳定性：

逐渐减弱

2F2（g）+2H2O（I）=4HF（aq）+O2（g）

X2（g）+H20（l）=HX（aq）+HXO（aq）X=表示ClBrI稳定性：

HF>HCL>HBr>HI酸性：

单质氧化性：

F2>CL2>Br2>I2

阴离子还原性：

F-

F只有还原性，其余既有氧化性又有还原性。

2物理性质

卤素相关颜色

元素

单质

水溶液（溶解度为20C的数据）

苯

酒精

银盐

其他

氟气：

淡黄绿色

与水剧烈反应

AgF；白色,可溶于水

K+/Na+单一卤素的均为白色，液体透明无色

氯气：

黄绿色

氯水：

黄绿色，溶解度0.0

9mol/L

黄绿色

AgCI:

白色,难溶于水

CuCI2固体

（无结晶水）:

棕黄色溶液：

蓝色

FeCI3溶液：

黄色

FeCI2溶液：

浅绿色

液溴：

深红棕色

溴水：

橙色，溶解度0.21mol/L（由于浓度不同在题中可能会出现如下颜色：

黄色，棕红（红棕）色）

橙红色

AgBr:

淡黄色，难溶于水

BaBr2溶液：

无色

CuBr2固体：

黑色结晶或结晶性粉末

MgBr2溶液：

无色

碘单质：

紫黑色

碘水：

棕黄色，溶解度0.0

013mol/L（由于浓度不同，在题中可能会出现如下颜

紫色

褐色

AgI:

黄色,难溶于水，

碘蒸气；紫色

色：

棕黄色，紫（红）色，褐色）

ds区金属

元素

ds区元素是指元素周期表中的IB、IIB两族元素，包括IB族：

铜（Cu）、

银（Ag）、金（Au）、Rg;IIB族：

锌（Zn）、镉（Cd）、汞（Hg）、Uub6种自然形成的

_—

金属元素和Rg、Uub2种人工合成元素

ds区元素特点

出现ds区元素的原因是由于它们的电子构型是d10s1（IB）或d10s2

（IB）,所以ds区元素不能被认为是d区元素。

ds区元素都是过渡金属元素，但由于它们的d层是满的，所以体现的性质与其他过渡金属元素有所不同。

IB族

IB族也叫做铜副族，其元素的导电性和导热性在所有金属中是最好的，

银占首位，铜次之，金再次之。

铜副族的氧化态有+1,+2,+3价。

铜常见的为+1,+2价，银常见的为+1价，金常见的为+3价。

从Cu到Au,原子半径虽增加但并不明显，而核电荷对最外层电子的吸引力增大了许多，故金属活泼性依次减弱，与s区元素刚好相反。

即金属单质活泼性顺序为Cu>Ag>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.

元素是化学的灵魂，无论是有机，无机，物理，分析等等，都离不

开元素。

但元素的知识凌乱和繁多，任何一族的元素既有共性也各有个

性，要想弄懂元素的知识不是一朝一夕就能完成的。

元素共有114个，

但还有很大的空间需要填，需要我们更多的了解元素的各种性质和结构，为发现新的元素提供科学依据。

展开阅读全文