高中化學競賽參考 第十一講 主族元素與化合物課件.ppt

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高中化學競賽 第十一講主族元素與化合物 競賽基本要求 1 鹵素 氧 硫 氮 磷 碳 硅 錫 鉛 硼 鋁 2 堿土金屬 堿金屬 稀有氣體 3 常見難溶鹽 4 氫化物的基本分類和主要性質 5 常見無機酸堿的形態(tài)和基本性質 6 氧化物和氫氧化物的酸堿性和兩性 知識點擊 一 氫和稀有氣體 一 氫氫在化學反應中有以下幾種成鍵情況 1 氫原子失去1s電子成為H 但是除了氣態(tài)的質子外 H 總是與其它的原子或分子相結合 2 氫原子得到1個電子形成H 離子 主要存在于氫和IA IIA中 除Be外 的金屬所形成的離子型氫化物的晶體中 3 氫原子與電負性極強的元素相結合的氫原子易與電負性極強的其它原子形成氫鍵 以及在缺電子化合物中存在的氫橋鍵 二 稀有氣體1 稀有氣體的存在 性質和制備 1 存在 稀有氣體的價電子結構稱為飽和電子層結構 不易形成化學鍵 以單質形式存在 2 物性 均為單原子分子 He是所有單質中沸點最低的氣體 3 制備 空氣的液化 稀有氣體的分離 2 稀有氣體化合物O2 PtF6 O2 PtF6 由于O2的第一電離能 1175 7kJ mol 1 和氙的第一電離能 1171 5kJ mol 1 非常接近 Xe PtF6 Xe PtF6 1 氟化物 a 強氧化性 氧化能力按XeF2 XeF4 XeF6遞增 一般情況被還原為單質 NaBrO3 XeF2 H2O NaBrO4 2HF XeXeF2 H2 2HF XeXeF2 2Cl 2F Xe Cl2XeF4 Pt 2PtF4 Xe b 與水反應 氙氟化物與水反應活性不同2XeF2 2H2O 2Xe 4HF O2 在堿中迅速反應 6XeF4 12H2O 2XeO3 4Xe 3O2 24HFXeF6 3H2O XeO3 6HFXeF6 H2O XeOF4 2HF 不完全水解 2 氧化物氙的氧化物是無色 易潮解 易爆炸的晶狀固體 由氟化物水解制備 XeO3 是一種易潮解和易爆炸的化合物 具有強氧化性 XeO4 很不穩(wěn)定 具有爆炸性的氣態(tài)化合物 3 稀有氣體化合物的構型 分子價電子對數價電子對構型可能構型最穩(wěn)定構型XeF25三角雙錐三種直線型XeF46八面體二種平面四面形XeF67變形八面體二種變形八面體XeOF46八面體二種四方錐形XeO34四面體一種三角錐形XeO44四面體一種正四面體 二 s區(qū)元素1 性質 可與鹵素 硫 氧 磷 氮和氫等元素相化合 一般均形成離子化合物 除Li Be及Mg的鹵化物外 單質與水反應放出氫氣 其中Be和Mg由于表面形成致密的氧化膜因而對水穩(wěn)定 標準電極電勢均很負 是很強的還原劑 它們的還原性在于態(tài)及有機反應中有廣泛的應用 如高溫下Na Mg Ca能把其它一些金屬從氧化物或氯化物中還原出來 2 制備 不能電解KCl 因為會產生KO2和K 爆炸 金屬置換KCl Na NaCl K K比Na易揮發(fā) 離開體系 NaCl晶格能大于KCl BeF2 Mg MgF2 Be 熱分解4KCN 4K 4C 2N22MN3 2M 3N2 M Na K Rb Cs 熱還原K2CO3 2C 2K 3CO2KF CaC2 CaF2 2K 2C 3 氧化物和氫氧化物堿金屬燃燒時 只有Li的主要產物是Li2O 而Na K Rb Cs分別是Na2O2 KO2 RbO2和Cs2O2 氫氧化物除Be OH 2呈兩性外 其余均為中強堿或強堿 4 鹽類1 堿金屬鹽類 都是離子晶體 Li鹽除外 都易溶解 除Li鹽和極少數大陰離子組成的鹽以外 例如LiF Li2CO3 Li3PO4 Na Sb OH 6 等均難溶 熱穩(wěn)定性均很高 但Li2CO3和硝酸鹽除外 加熱會分解 易形成復鹽 2 堿土金屬鹽類其溶解度與堿金屬鹽有些差別 它們的碳酸鹽 磷酸鹽和草酸鹽均難溶 BaSO4 BaCrO4的溶解度亦很小 它們的碳酸鹽在常溫下均較穩(wěn)定 BeCO3例外 但加熱可分解 熱穩(wěn)定性由Mg到Ba順序增強 三 p區(qū)元素 一 鹵族元素1 通性 1 外層電子結構ns2np5 很容易得到一個電子呈八電子穩(wěn)定結構 所以鹵族元素顯強氧化性 2 氧化能力F2 Cl2 Br2 I2F2 Cl2可與所有金屬作用 Br2 I2可與除貴金屬外所有金屬作用 F2是最強的氧化劑 能與稀有氣體反應生成XeF2 XeF4 XeOF4 與水猛烈反應放出O2 3 化合價 由鹵素電子層結構ns2np5決定 除了易獲得一個電子顯 1價外 氯 溴 碘的原子最外層電子結構中存在空的nd軌道 當這些元素與電負性更大的元素化合時 它們的nd軌道可以參加成鍵 原來成對的p電子拆開進入nd軌道中 因此這些元素可以表現(xiàn)更高的氧化態(tài) 1 3 5 7 這一類化合物主要是鹵素含氧化合物和鹵素互化物 主要形成共價鍵 氟原子外層電子結構是2s22p5 價電子是在L層上 沒有空d軌道 而且F的電負性最大 僅顯 1價 2 鹵化氫制備 HBr HI不能由濃H2SO4與NaBr NaI作用制得 其中一部分被氧化成單質Br2及I2析出 可由H3PO4制備HBr HI 性質 HF最穩(wěn)定 高溫下不分解 而HI在300 即大量分解為 HF有強腐蝕性 并能腐蝕玻璃 3 鹵化物及多鹵化物 1 氯化物AgCl Hg2Cl2 PbCl2 CuCl難溶于水 其它易溶于水 2 由于氟的氧化性強 元素在氮化物中可呈高氧化態(tài) 例如一般鹵素銀鹽為AgX 但有AgF2存在 由于碘離子還原性強 碘化物中元素呈低價氧化態(tài) 如FeI2較穩(wěn)定 3 鹵化物可和相同或不相同的鹵素分子形成多鹵化物 最常見的多鹵化物是KI3 是由I2溶于KI中形成 多鹵化物所含的鹵素可以是一種 也可以是兩種或三種 如RbBrCl2 CsBrICl 只有半徑大 電荷少的金屬離子適于形成多鹵化物 4 鹵素的含氧酸鹵素含氧酸及其鹽的穩(wěn)定性與它們的氧化能力有相應的關系 穩(wěn)定性較差 氧化能力較強 反之 穩(wěn)定性高的氧化能力就弱 二 氧族元素1 過氧化氫制備 電解60 H2SO4 減壓蒸餾得H2S2O8 水解可得 H2S2O8 2H2O 2H2SO4 H2O2 性質 不穩(wěn)定性 H2O2 H2O 1 2O2 氧化還原性 由于H2O2氧化數處于中間 以氧化性為主 弱酸性 H2O2 Ba OH 2 BaO2 2H2O2 硫化氫和硫化物 1 硫化氫 制備 FeS 2HCl FeCl2 H2SH2S是一種有毒氣體 需在通風櫥中制備 實驗室中以硫代乙酰胺水解產生H2S CH3CSNH2 2H2O CH3COONH4 H2S性質 還原性 硫化氫水溶液不能長久保存 可被空氣中的氧氣氧化析出S 沉淀劑 由于大多數金屬硫化物不溶于水 在定性分析中 以H2S作為分離溶液中陽離子的沉淀劑 檢驗 Pb Ac 2試紙 H2S Pd Ac 2 PdS 2HAc 2 硫化物為什么大多數金屬硫化物難溶于水 從結構觀點來看 由于S2 變形性大 如果陽離子的外電子構型是18 18 2或8 18電子構型 由于它們的極化能力大 變形性也大 與硫離子間有強烈的相互極化作用 由離子鍵向共價鍵過渡 因而生成難溶的有色硫化物 3 硫酸濃H2SO4與稀H2SO4氧化性不同 在稀H2SO4 顯氧化性的主要是H 濃H2SO4是強氧化劑 其中顯氧化作用的是S6 它可以氧化其他物質 而本身被還原成低氧化數的SO2 S H2S等等4 亞硫酸及其鹽 不穩(wěn)定性 由于S4 氧化數處于中間 既顯還原性 又顯氧化性 以還原性為主 配制Na2SO3溶液必須隨配隨用 放置過久則失效 Na2SO3與S作用 三 氮族元素1 通性氫化物除NH3外都不穩(wěn)定 而氧化物均較穩(wěn)定 由于從As到Bi 隨著原子量的增加 ns2惰性電子對的穩(wěn)定性增加 2 氨和銨鹽 1 NH3具有還原性 2 配合性 Ag 2NH3 Ag NH3 2 3 NH4 與K 電荷相同 半徑相似 一般銨鹽性質也類似于鉀鹽 它們的鹽類同晶 并有相似的溶解度 3 硝酸及硝酸鹽 1 HNO3是強氧化劑 許多非金屬都易被其氧化為相應的酸 而HNO3的還原產物一般為NO HNO3幾乎溶解所有的金屬 除Au P外 HNO3的還原產物決定于HNO3濃度及金屬的活潑性 濃HNO3一般被還原為NO2 稀HNO3還原產物為NO 活潑金屬如Zn Mg與稀HNO3還原產物為N2O 極稀HNO3的還原產物為NH4 2 硝酸鹽較硝酸穩(wěn)定 氧化性差 只有在酸性介質中或較高溫度下才顯氧化性 4 磷的含氧酸 1 磷在充足的空氣中燃燒生成P4O10 這是由P4四面體結構所決定 磷酐與水作用先形成偏磷酸 然后是焦磷酸 最后得到正磷酸 都是以磷氧四面體為結構基礎 2 H3PO4 H3PO3 H3PO2都以磷氧四面體結構為特征 四 碳族元素1 通性 1 價電子結構為ns2np2 氧化態(tài) 2 4 2 以Ge到Pb ns2惰性電子對穩(wěn)定性增強 2 碳酸及碳酸鹽 1 CO2溶于水存在平衡 大部分以CO2 H2O的形式存在 只有少部分形成H2CO3 與SO2溶于水的情況相似 2 碳酸鹽水解由于碳酸是很弱的酸 所以碳酸鈉在溶液中水解呈較強的堿性 稱為純堿 3 Na2CO3溶液中加入金屬離子 生成何種沉淀 根據碳酸鹽及氫氧化物溶解度大小來決定 金屬氫氧化物溶解度小于碳酸鹽溶解度 則生成氫氧化物沉淀 如Fe III Al III Cr III 金屬氫氧化物溶解度相近于碳酸鹽的溶解度 則得到堿式碳酸鹽沉淀 如Bi III Hg II Cu II Mg II 金屬碳酸鹽的溶解度小于氫氧化物溶解度 則得到碳酸正鹽沉淀 如Ba II Ca II Cd II Mn II Pb II 3 硅酸及硅酸鹽 1 硅酸在實驗室中 用鹽酸與可溶性硅酸鹽作用可得硅酸 硅酸是很弱的酸 在水中溶解度小 在水中隨條件不同 逐步聚合成硅酸凝膠 2 由于硅酸很弱 Na2SiO3在溶液中強烈水解呈堿性 3 鑒定SiO32 溶液中加入NH4Cl 發(fā)生完全水解 且有H2SiO3沉淀生成并放出NH3 五 硼族元素1 通性 1 價電子層結構為ns2np1 氧化態(tài) 1 3 硼 鋁 鎵 銦四個元素都以 3價為特征 鉈由于 ns2惰性電子對效應 則主要表現(xiàn)為 1價 2 在硼族元素 3價共價化合物中 中心原子外層只有6個電子 仍未滿足穩(wěn)定8電子外層結構 還有一個空軌道 因而這些化合物均有很強的接受電子的趨勢 容易與具有孤對電子的分子或離子形成配合物 這個特征被稱為 缺電子 特征 以硼的化合物最為明顯 2 硼化合物缺電子特征 1 BF3易與HF NH3等加合 2 H3BO3為一元酸這種酸的離解方式表現(xiàn)了硼化合物的缺電子特征 六 p區(qū)元素小結1 酸堿性強弱 1 R O H規(guī)則 以離子勢 判別 離子電荷 離子半徑 大 及對O引力大 O電子云密度小 O H鍵易斷裂 酸性增強 同一周期中 不同元素的合氧酸酸性自左至右增強 由于從左至右離子電荷增高 半徑變小 增大 所以酸性增強 同一主族中 不同元素的含氧酸自上而下酸性逐漸減弱 離子電荷相同 自上而下隨著周期數增大 半徑增大 變小 所以酸性減弱 同一元素形成幾種不同氧化數的含氧酸 其酸性隨著氧化數的升高而增強 2 鮑林規(guī)則 配價鍵多 酸性強 含氧酸可以寫成如下式子 ROm OH n m加大 酸性強 兩種理論發(fā)生矛盾時 以配價鍵多少為主 2 熱穩(wěn)定性碳酸鹽加熱分解為金屬氧化物 放出CO2 金屬離子的極化能力強 碳酸鹽的熱穩(wěn)定性差 由于Be2 是2電子結構 極化能力最強 所以BeCO3的分解溫度最低 Mg2 Ba2 離子電荷相同 但離子半徑增大 極化能力減小 所以碳酸鹽熱穩(wěn)定性增加 由于H 的反極化能力強 熱穩(wěn)定性順序為 H2CO3 NaHCO3 Na2CO3 硝酸鹽的熱分解產物因金屬離子不同而不同 注意 硝酸分解與碳酸鹽不同 由于N O鍵不牢 加熱易斷裂 所以硝酸鹽分解放出O2 并在高溫時有氧化性 同一成酸元素 不同氧化態(tài)的含氧酸及其鹽中心離子氧化數高 對O2 的極化能力強 穩(wěn)定性高 例如熱穩(wěn)定性變化順序為 HClO4 HClO3 HClO2 HClO H2SO4 H2SO3 HNO3 HNO2 3 溶解度 晶格能大 溶解度小 水合能小 溶解度小 一般堿金屬的鹽類易溶于水 僅少數堿金屬鹽是難溶的 陰陽離子大小相差懸殊時 離子水合作用在溶解過程中占優(yōu)勢 水合能小 則溶解度小 例如堿金屬高氯酸鹽溶解度 NaClO4 KClO4 RbClO4 同理 由于Mg2 到Ba2 半徑增大 離子勢減小 水合能減小 MsSO4到BaSO4溶解度減小 共價成分大 溶解度小 ZnSCdSHgS溶解度減小 溶于稀HCl 溶于濃HCl 溶于王水 這是由于Zn2 Cd2 Hg2 18電子構型 不僅極化能力強 變形性也強 隨著Zn2 Cd2 Hg2 半徑增大 變形性增大 附加極化效應增大 共價成分增大 溶解度減小 聚合程度大 溶解度小 H3BO3由于氫鍵聯(lián)成大片 為固體酸 在冷水中溶解度小 可溶于熱水 NaHCO3的溶解度小于Na2CO3 由于NaHCO3通過氫鍵而聚合 4 溶沸點高低 1 離子化合物晶格能大 熔沸點高 由于從Li 到Rb 離子半徑增大 離子電荷不變 與F 之間引力減弱 晶格能減小 熔沸點降低 2 共價成分大 熔沸點低 由于從Na 到Si4 離子正電荷升高 半徑減小 極化能力增大 由離子鍵向共價鍵過渡 熔沸點降低 3 非極性分子 分子量增大 色散力增大 熔沸點升高 4 HF由于形成氫鍵而締合 所以熔沸點高 HCl HBr HI隨著分子量增大 色散力增大 故熔沸點升高 分子間的三種力 以色散力為主 5 SiO2為原子晶體 原子間以共價鍵相結合 結合力大 所以熔沸點高 而CO2是分子晶體 分子間以范德華力結合 結合力小 所以CO2在室溫下是氣體 5 鹽類的水解 1 離子化合物的水解 陽離子 其共軛堿越弱 水解度越大 例如 水解度AsCl3 SbCl3 BiCl3 陰離子 其共軛酸越弱 水解度越大 2 非金屬鹵化物的水解 非金屬鹵化物的水解首先是由水分子以一對孤電子對配位于與鹵素結合的元素的原子上 然后排出鹵離子和氫離子 非金屬鹵化物能否水解 決定于中心原子的配位數是否已滿 若中心原子的配位數已滿 水就不能配位上去 不能水解 例如CCl4不水解而SiCl4水解 水解類型BCl3 3H2O H3BO3 3HClNCl3 3H2O NH3 3HOClSnCl2 H2O Sn OH C1 HCl由于NCl3中N原子周圍已有4對電子對 但配位數未滿 有一對孤對電子 水分子中的氫原于有空的軌道 所以與N的孤電子對結合 發(fā)生水解作用 3 防止水解及水解的應用 配制溶液時 常因水解生成沉淀 為了防止水解 需加相應酸 如 SnCl2 H2O Sn OH C1 HCl在上式反應中加HCl可使水解平衡向左移動 防止沉淀產生 制備無水鹽 需考慮水解 如 ZnCl2 H2O Zn OH C1 HCl在上述反應中 蒸發(fā)脫水時由于溫度升高 水解度增大 不能得到無水鹽 只能得到水解產物 只有在氯化氫氣氛中蒸發(fā) 才能得到無水鹽 6 氧化還原性 1 含氧酸及其鹽的氧化還原性 含氧酸的氧化還原性與其氧化數有關 氧化數處于中間狀態(tài) 既顯氧化性又顯還原性 如HNO2 H2SO3 在同一周期中 各元素最高氧化態(tài)含氧酸的氧化性從左到右增強 例如H2SiO4和H3PO4幾乎無氧化性 H2SO4只有在高溫和濃度大時表現(xiàn)強氧化性 而HClO4是強氧化劑 氧化還原性與穩(wěn)定性有關 同一元素不同價態(tài)的含氧酸越穩(wěn)定 其氧化性就越弱 反之穩(wěn)定性越差 氧化性越強 溶液的pH值對含氧酸及其鹽的氧化還原性影響很大 同一物質在不同pH值條件下 其氧化還原強度不同 含氧酸鹽在酸性介質中的氧化性比在中性或堿性介質中強 含氧酸鹽作還原劑時 在堿性介質中還原性比酸性介質中強 2 非金屬單質的氧化還原性 B Si在堿性溶液中與H2O作用放出H2氣 C N O與H2O不反應 F2與H2O作用放出O2氣 P S C12 Br2 I2與堿作用發(fā)生歧化反應 七 p區(qū)元素氫化物的性質遞變規(guī)律1 穩(wěn)定性對于同一族元素從上到下 對于同一周期元素從右到左電負性減小 與氫結合能力減弱 穩(wěn)定性減弱 以氮族氫化物為例 NH3很穩(wěn)定 PH3加熱則分解為其組成元素 AsH3和SbH3在室溫時逐漸自動分解 BiH3很容易分解 2 還原性除了HF外 其它分子型氫化物都有還原性 以第三周期氫化物為例 SiH4 PH3與空氣或氧接觸即自動燃燒 H2S需加熱才能在氧中燃燒 HCl需加熱加催化劑才能與氧作用 3 酸堿性按質子理論 物質為酸或堿 是與它能否給出和接受質子有關 而酸堿強度又與給出質子和接受質子的難易程度有關 碳族元素的氫化物既不給出質子又不接受質子 無所謂酸堿性 氮族元素的氫化物接受質子的傾向大于給出質子的傾向 所以它們是堿 而氧族元素及鹵素的氫化物大部分是酸 個別的如H2O既是酸又是堿 例題1 在自然界中硼元素常以硼砂的形式存在 硼砂的化學式為Na2B4O7 10H2O 用鹽酸或碳酸處理硼砂便得到硼酸 Na2B4O7 10H2O 2H 4H3BO3 2Na 5H2O 1 按上述反應式生產30g硼酸 需用多少克硼砂 2 使上述反應式轉化成為可能 需加密度d 1 12g cm 3的25 鹽酸多少mL 3 已知硼的配位數為3和4 試畫出硼砂的結構式 2個硼是三配位 2個硼是四配位 解析 前兩小題是根據方程式進行運算的 第3小題要充分應用所給條件 聯(lián)系已學的課本知識進行系邏輯思維 解 1 M H3BO3 62g mol 1M 硼砂 382g mol 1m 硼砂 30 62 4 328g mol 1 46 21g 2 m HCl 0 4389 2 36 5g mol 1 8 83gV HCl 8 83 0 25 1 12g mol 1 31 54mL 3 Na2B4O7 10H2O Na H2O 4 2 B4O5 OH 4 B4O5 OH 4 2 結構為 例題2 氮有多種氧化物 其中亞硝酐N2O3很不穩(wěn)定 在液體或蒸氣中大部分離解成NO和NO2 因而在NO轉化成NO2的過程中幾乎沒有N2O3生成 亞硝酸也不穩(wěn)定 在微熱甚至常溫下也會分解 亞硝酸鈉是一種致癌物質 它在中性或堿性條件下是穩(wěn)定的 酸化后能氧化碘化鉀生成碘和NO氣體 1 寫出亞硝酸分解的化學方程式 2 寫出酸性溶液中亞硝酸鈉和碘化鉀反應制取一氧化氮的離子方程式 3 在隔絕空氣的條件下按以下操作 先向亞硝酸鈉中加入稀鹽酸 片刻后再加入碘化鉀溶液 這樣制得的氣體的平均分子量30 填 大于 小于或等于 解析 1 2HNO2 NO NO2 H2O 2 2NO3 2I 4H I2 2NO 2H2O 3 大于 例題3 H2O2是一種綠色氧化劑 應用十分廣泛 1979年化學家將H2O2滴入到SbF5的HF溶液中 獲得了一種白色固體A 經分析 A的陰離子呈八面體結構 陽離子與羥胺NH2OH是等電子體 1 確定A的結構簡式 寫出生成A的化學反應方程式 2 在室溫或高于室溫的條件下 A能定量地分解 產生B和C 已知B的陽離子的價電子總數比C的價電子總數少4 試確定B的結構簡式 寫出B中陰 陽離子各中心原子的雜化形態(tài) 3 若將H2O2投入到液氨中 可得到白色固體D 紅外光譜顯示 固態(tài)D存在陰 陽兩種離子 其中一種離子呈現(xiàn)正四面體 試確定D的結構簡式 4 上述實驗事實說明H2O2的什么性質 解析 1 A H3O2 SbF6 H2O2 HF SbF5 H3O2 SbF6 2 B H3O SbF6 O sp3雜化 Sb sp3d2 3 D NH4OOH 4 說明H2O2既是一種酸 同時又是一種比水弱得多的堿 例題4 某元素A能直接與 A族某一元素B反應生成A的最高價化合物C C為一無色而有刺鼻臭味的氣體 對空氣相對密度約為3 61倍 在C中B的含量占73 00 在A的最高價氧化物D中 氧的質量占53 24 1 列出算式 寫出字母A B C D所代表的元素符號或分子式 2 C為某工廠排放的廢氣 污染環(huán)境 提出一種最有效的清除C的化學方法 寫出其化學方程式 3 A的最簡單氫化物可與AgNO3反應 寫出化學方程式 解析 1 A Si B F C SiF4 D SiO2 2 用純堿溶液吸收SiF4 反應式為 3SiF4 2Na2CO3 2H2O 2Na2SiF6 H4SiO4 2CO2 3 SiH4 8AgNO3 2H2O 8Ag SiO2 8HNO3 例題5 現(xiàn)有無色透明的晶體A 金屬Sn的化合物 某學生做了以下一組實驗 1 將晶體溶于水 立即生成白色沉淀 若先用鹽酸酸化后再稀釋 得A的澄清透明溶液 2 將A溶液滴入氯化汞溶液 析出白色沉淀B 令A過量時 沉淀由灰色轉化為黑色的C 3 將氫硫酸滴入A溶液 產生棕黑色沉淀D D能溶于過硫化銨溶液得E 4 取少量晶體A 用硝酸酸化后再稀釋 所得之澄清液與硝酸銀反應產生白色沉淀F 5 F溶于硫代硫酸鈉溶液 得無色透明溶液G 稀釋G產生白色沉淀H 放置后 沉淀顏色由白變棕 最后變?yōu)楹谏腎 請指出A為何物 并寫出以上實驗各步反應的方程式 解析 A為SnCl2SnCl2 2Cl SnCl42 SnCl2 2HgCl2 SnCl4 Hg2Cl2 SnCl2 Hg2Cl2 SnCl4 2Hg SnCl2 H2S SnS 2HCl SnS S22 SnS32 Ag Cl AgCl AgCl 2S2O32 Ag S2O3 23 Cl Ag S2O3 23 Cl AgCl 2S2O32 2AgCl hv 2Ag Cl2 例題6 1863年本生把碳酸銣與炭黑在1000 以上的高溫下焙燒 首次制得了金屬銣 泰納爾與蓋呂薩克把碳酸鈉或苛性鈉和鐵的混合物在1100 下進行焙燒分離出了金屬鈉 制取金屬鉀的現(xiàn)代方法之一是基于用鈉將鉀從它的氯化物中置換出來 1 寫出所述各反應的反應方程式 2 這些反應與這些金屬在標準電動序中的位置或你所知道的關于元素的相對化學活動性的事實是否矛盾 解釋你的答案 3 工業(yè)上在怎樣的條件下和利用怎樣的設備來實現(xiàn)最后一種反應 4 提出制取金屬鋇的方法 解析 1 Rb2CO3 2C 3CO 2Rb 3Fe 2Na2CO3 Fe3O4 2CO 4Na 3Fe 4NaOH Fe3O4 2H2 4Na Na KCl NaCl K 2 金屬的標準電動序只是對于一定濃度 1mol L 1 的水溶液和一定溫度 25 下才是正確的 非水溶液 高溫 固相反應的情況下不適用 因此 嚴格地說 電動序與本題無關 比較化學活動性時應依具體條件而定 高溫下的化學活動性是由許多因素決定的 在所給條件下 前三個反應在高溫下之所以能夠進行 可用Fe3O4晶格的高度穩(wěn)定性和大量氣體的放出 體系的熵顯著增大 來解釋 3 在高溫下 約1000 將鈉蒸氣從下向上通過熔融的KCl 在塔的上部可以得到鈉 鉀合金 在分餾塔中加熱鈉一鉀合金 利用鉀在高溫時揮發(fā)性較大 K Na的沸點分別為760 和883 而從合金中分離出來 這與電動序無關 4 鋁熱法 3BaO 2Al Al2O3 3Ba 副反應 BaO Al2O3 BaAl2O4 或BaO Al2O3 硅還原法 2BaO Si SiO2 Ba 副反應 BaO SiO2 BaSiO3 碳還原法因生成BaC2而不采用