A蛋卷
范文一：主族金属元素
第16章 主族金属元素
16.1 碱金属和碱土金属
s区元素包括周期表中的?A和?A族。?A族由锂 (Li, lithium)、钠 (Na, sodium)、钾 (K, potassium)、铷 (Rb, rubidium)、铯 (Cs, cesium)及钫 (Fr, fransium) 六种元素组成，由于钠与
钾的氢氧化物是典型的“碱”，故本族元素有碱金属之称。锂、铷及铯是轻稀有金属;钫是放射性元素。?A族由铍 (Be, beryllium)、镁 (Mg, magnesium)、钙 (Ca, calcium)、锶 (Sr, strontium)、钡 (Ba, barium) 及镭 (Ra, radium) 六种元素组成，称为碱土金属。铍也属于轻稀有金属，镭是放射性金属。
16.1.1金属元素的性质
碱金属 (Alkali Metals) 和碱土金属 (Alkaline Earth Metals) 元素的基本性质列于表16-1和表16-2中。
1 2碱金属、碱土金属原子的价电子构型为ns和ns，易失去外层电子，显示很强的金属活泼性，在自然界中只能以化合物状态存在。除海水中存在大量的钠、钾、镁的氯化物和硫酸盐外，碱金属和碱土金属在自然界中的矿物主要有:
Li:锂辉石LiAl(SiO)。 32
Na:岩盐NaCl;芒硝NaSO?10HO;钠长石 Na[AlSiO]。 24 238
K:光卤石KCl?MgCl?6HO ;钾长石 K[AlSiO];明矾 KAl(SO) ?12HO。 2 238422
Be:绿柱石3BeO?AlO?6SiO 23 2
Mg:白云石MgCO?CaCO ;菱镁矿MgCO;光卤石KCl?MgCl?6HO。 3 33 2 2
Ca:石灰石CaCO;石膏CaSO?2HO;萤石CaF;磷灰石Ca(PO)F。 34 22543
Sr:菱锶矿SrCO ;天青石SrSO。 34
Ba:重晶石BaSO;毒重石BaCO。 43
++ K、Na、Ca、Mg是生物体所必需的宏量元素，Na、K的主要功能是维持体液的离解平衡、酸碱平衡和渗透平衡。除了骨骼和牙齿外，体内钙主要存在于细胞外，参与血液凝固、激素释放、神经传导、肌肉收缩等生理过程。镁对DNA的复制和蛋白质的合成是必不可少的，
2+ 且Mg能激活多种酶，能催化十多个生物化学反应。
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表16-1 碱金属元素的一些基本性质
元素名称 Li Na K Rb Cs 原子序数 3 11 19 37 55 相对原子质量 6.94 22.99 39.10 85.47 132.91
11111 3s 4s 5s 6s 外围电子构型 2s
-1第一电离能 / kJ?mol 520 496 419 403 376 电负性(pauling) 0.98 0.93 0.82 0.82 0.79
θ+φ / V -3.04 -2.713 -2.924 -2.924 -2.923 M/M
-3密度/ g?cm 0.53 0.97 0.86 1.53 1.90
莫氏硬度 0.6 0.4 0.5 0.3 0.2
熔点 / ? 180.54 97.8 63.2 39.0 28.5
沸点 / ? 1347 881.4 756.5 688 705
金属半径 / pm 152 186 227 248 265
+M 离子半径 / pm 60 95 133 148 169
表16-2 碱土金属的元素性质
元素名称 Be Mg Ca Sr Ba 原子序数 4 12 20 38 56 相对原子质量 9.01 24.30 40.08 87.62 137.33
22222外围电子构型 2s 3s 4s 5s 6s
-1第一电离能 / kJ?mol 900 738 590 550 503
-1第二电离能 / kJ?mol 1757 1451 1145 1064 965 电负性(pauling) 1.57 1.31 1.00 0.95 0.89
θ2+φ / V -1.99 -2.356 -2.84 -2.89 -2.92 M/M
-3密度 / g?cm 1.85 1.74 1.55 2.63 3.62 莫氏硬度 4 2.5 2 1.8 熔点 / ? 1287 649 839 768 727 沸点 / ? 2500 1105 1494 1381 (1850) 金属半径 / pm 111 160 197 215 218
2+M 离子半径 / pm 31 65 99 113 135
16.1.2 单质
1. 物理性质
(1)低熔点:碱金属与碱土金属均为金属晶体，但金属键并不牢固，除Be外，其他金属
的熔点均低于1000?，其中Cs的熔点最低，为28.5?。
(2)低硬度:碱金属和Ca、Sr、Ba均可用刀切割，其中Cs的硬度为0.2，是最软的金属。
367
-3(3)低密度:碱金属、碱土金属的密度均小于5，Li的密度为0.53 g,cm，是最轻的金属。
(4)均呈银白色，有一定的导电性和导热性。
2. 化学性质
(1)与水反应生成相应的碱和H。 2
室温下Li、Be、Mg反应较慢，其余的金属反应均剧烈。Na熔化，K与水可爆炸起火。
(2)与空气反应
缓慢反应生成普通氧化物。燃烧时生成的产物分别为
Na , NaO;Li ,LiO、LiN;Mg , MgO、MgN;K ,KO。 22 23322
除Mg、Be外均不能存放于空气中。
(3)与非金属反应，生成相应的离子化合物，如:M(I)X, LiN, MP, MH等。 33
(4)与液氨反应:
碱金属和钙、锂、钡可溶于液氨，且均呈蓝色，在这种溶液中，碱金属离解生成溶剂合
+-正离子和溶剂合电子:M(s) + (x+y)NH(l) == M(NH) + e(NH)33x3y
这种溶液具有很强的还原性。痕量杂质或光合作用可促使发生下述反应
2 Na + 3 NH(l)? 2 NaNH + H? 3 22
(5)与CHOH反应 2 Na + 2 CHOH == 2 CHONa + H 2525252
(6)汞齐的生成
Na易与Hg反应生成汞齐, 在有机合成及工业中常被用作较缓和的还原剂。
16.1.3 化合物
1. 氢化物
碱金属、碱土金属(Be、Mg除外)与氢反应可形成离子型氢化物,hydrogenate,，?A中以LiH最稳定，?A中以CaH最稳定，CaH常用于制备填充氢气球的H:CaH + 2 HO = 22222Ca(OH) + 2 H? 。 22
- ,,,2.23VH是还原剂，H则有更强的还原性，。例如在400?时, NaH可以自TiCl ,24,H/H2
中还原出金属钛:TiCl + 4 NaH = Ti + 4 NaCl + 2 H?。 42
复合氢化物NaBH、LiAlH在有机合成工业中被用作强还原剂，如可将醛、酮、羧酸等44
还原为醇，将硝基还原为氨基等。
2. 氧化物与氢氧化物
(1)普通氧化物
Li 与碱土金属和O直接反应生成正常氧化物。 2
Li + O , LiO, M (?) + O , MO 222
其他碱金属氧化物需通过相应过氧化物或硝酸盐还原或碳酸盐分解制备。
MCO = MO + CO (M:Mg、Ca、Sr、Ba) 32
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NaO + 2 Na = 2 NaO 222
2 KNO + 10 K = 6 KO + N 322
颜色:KO淡黄、RbO亮黄、CsO橙红。 222
水溶性:BeO、MgO难溶，其它氧化物易溶。BeO与MgO常用作耐火材料和金属陶瓷。
酸碱性:BeO两性，余者为碱性。
热稳定性:在元素周期表中自上而下热稳定性逐渐降低，原因是离子键逐渐减弱。
(2)过氧化物(peroxide)
除Be外，其他碱金属和碱土金属均可形成过氧化物。
573623K-揪揪井 2 Na + O(无CO) NaO(淡黄) 2 222
773793K-揪揪井 2 BaO + O 2 BaO2 2
2,过氧化物中含有过氧离子，只形成一个σ键，无单电子，不显示顺磁性。其分子轨道O2
2*2222*2*2[KK(,)(,)(,)(,)(,)(,)(,)]表达式为:，键级为1， 2s2s2p2p2p2p2pxyzyz
较有实用价值的是NaO与BaO。NaO用作氧气发生剂，氧化剂，熔矿剂，漂白剂及22222
消毒剂。如 NaO + 2 HO = HO + 2 NaOH 22222
2 HO = 2 HO + O, 2222
共熔CrO + 3 NaO 2 NaCrO + NaO。 ,,,,2322 242
BaO常用于防毒面具。实验室常用 BaO与HSO反应制备 HO 22 2422
BaO + HSO= BaSO + HO 224 422
(3)超氧化物(superoxide)
,K、Rb、Cs在过量氧气中燃烧，可制得超氧化物。超氧化物中含有超氧离子，键级为O21.5，有一个σ键和一个三电子π键，是顺磁性物质。常见的超氧化物是超氧化钾KO。金属2
钾的一项重要用途是生产矿井、潜艇及宇宙飞船的氧气备用源KO。 2
2 KO + 2 HO = HO + O + 2 KOH 22222
4 KO + 2 CO = 2 KCO + 3 O 22232
(4)臭氧化物
低温下无水的碱金属氢氧化物粉末(除Li外)与O反应可得到臭氧化物 3
6 KOH(s) + 4 O(g) = 4 KO(s) + 2 KOH?HO(s) + O(g) 3 22 3
臭氧化物易分解 2 KO = 2 KO+ O 32 2
与水反应 4 KO+ 2 HO = 4 KOH + 5 O 3 22
(5)氢氧化物
颜色:碱金属和碱土金属的氢氧化物均为白色固体。
水溶性:Be(OH)、Mg(OH)难溶，余者易溶，易吸水，常用作干燥剂。 22
稳定性:LiOH与Mg(OH) 受热分解:LiOH(Mg(OH)), LiO + HO (MgO + HO)，22 222
余者不分解。
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酸碱性:Be(OH)呈两性，LiOH与Mg(OH)为中强碱，其余为强碱。在元素周期表中自22
上而下碱性增强。
+2+ Be(OH) + 2 H == Be+ 2 HO 22
,2, Be(OH) + 2 OH == Be(OH) 24
氢氧化物酸碱性递变规律可用R-O-H规则来说明。氧化物的水合物都可以用通式R(OH)n表示，其中R代表成碱或成酸元素的离子。R-O-H在水中有两种解离方式
--++ ,,,,,, RO + H R-O-H R + OH
酸式离解 碱式离解
R-O-H究竟进行酸式离解还是碱式离解，与阳离子的极化作用有关。G. H. Cartledge提出以“离子势”来衡量阳离子极化作用的强弱:
阳离子电荷(z)离子势(φ)= 阳离子半径(r)
在R-O-H中，若R的φ值大，其极化作用强，氧原子的电子云将偏向R，使O-H键极性增强，则R-O-H按酸式解离;若R的φ值小，R-O键的极性强，则R-O-H按碱式解离。据此，有人提出用值作为判断R-O-H酸、碱性的标度。 ,
值 < 7="" 7,10="" ,10="">
R-O-H酸碱性 碱性 两性 酸性
以第三周期元素氧化物的水合物为例，可以说明它们的酸碱性递变与值的关系(见表,16-3)。 同一族元素，例如?A族元素的氢氧化物M(OH), 从表16-4所列的值可见，,2
Be(OH) 为两性氢氧化物，其余都是碱性氢氧化物，而且碱性依Be到 Ba的顺序逐渐增强。 2
表16-3 第三周期元素氧化物水合物的酸碱性
元素 Na Mg Al Si P S Cl氧化物的水合物 NaOH Mg(OH)Al(OH)HSiO HPO HSO HClO 2 3 2334244
n+R半径/nm 0.102 0.072 0.0535 0.040 0.038 0.029 0.027
值 3.13 5.27 7.49 10 11.5 14.4 16.1 ,
酸碱性 强酸 中强碱 两性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
表16-4 碱土金属元素氢氧化物的酸碱性
元素 Be Mg Ca Si Ba 氢氧化物 Be(OH) Mg(OH) Ca(OH) Sr(OH) Ba(OH) 22222n+R半径/nm 0.045 0.072 0.100 0.118 0.136
,值 6.67 5.27 4.47 4.12 3.83
酸碱性 两性 中强碱 强碱 强碱 强碱
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离子势判断氧化物水合物的酸碱性只是一个经验规律。计算表明，它对某些物质是不适
2+ 用的，如Zn(OH)的Zn离子半径为0.074nm, = 5.2，按酸碱性的标度Zn(OH)应为碱性，,2 2而实际上为两性。
碱金属氢氧化物都具有腐蚀性，NaOH、KOH俗称苛性碱，对皮肤、玻璃、金属、陶瓷有腐蚀性(Ag、Ni、Fe抗腐蚀)。
分析化学中常用到NaOH标准溶液。可按5.5.2一节所述方法配制不含NaCO的NaOH23溶液，然后用邻苯二甲酸氢钾作基准物，用酚酞作指示剂，标定其浓度。
3. 盐类
+2+2+(1)晶型 Li、Be、Mg 的半径小，极化力大，使其盐具有共价性(如BeCl易溶于2有机溶剂)，其他碱金属和碱土金属的盐基本都是离子型的。
(2)颜色 碱金属和碱土金属离子本身无色, 阴离子有色则盐有色。常见带色的盐有
BaCrO黄色，KCrO黄色，KCrO橙红色，KMnO紫黑色。 4242274
(3)水溶性 碱金属和碱土金属的绝大部分盐易溶，常见的难溶盐为
Li:LiF、LiCO、LiPO; 2334
Na:NaHSbO、NaZn(UO)Ac,6HO(醋酸铀酰锌钠); 24239 2
K:K[Co(NO)]、KClO、KPtCl、KHCHO(酒石酸氢钾)与K[B(CH)](四苯硼326426446654酸钾)
Mg:MgCO、MgNHPO; 344
Ca:CaCO、CaCO、Ca(PO); 243342
Ba:BaCrO、BaSO。 44
,在分析化学中常用 KCrO作为指示剂(摩尔法)，用AgNO标准溶液直接滴定Cl或243
,2+2++2,Br;用BaSO、MgNHPO沉淀分析Ba、SO、Mg;用四苯硼酸钠沉淀法测定K。 4444
(4)热稳定性
?A:硝酸盐加热易分解，其他不易分解，硫酸盐热稳定性最高。
Δ 4 LiNOO + 4 NO+ O2 Li322 2 Δ 2 NaNO+ O2 NaNO32 2 Δ ?A:碳酸盐强热分解 MCO MO + CO?32
其热分解温度分别为(101.3 kPa)
BeCO MgCO CaCO SrCO BaCO333 33
373 K 813 K 1173 K 1563 K 1633 K
这些温度可以由实验测得，也可以用热力学数据从理论上推算。
(5)复盐 常见复盐有
++++ 卤石型:MCl,MgCl,6HO(M:K、Rb、Cs)。 2 2
++++钾镁矾型:MSO,MgSO,6HO(M:K、Rb、Cs)。 24 4 2
I III 明矾型:MM(SO) ,12HO 422
I ++++III 3+3+3+3+3+3+ M:Na、K、Rb、Cs;M:Al、Cr、Fe、Co、Ga、V。
371
+ 形成条件:阳离子半径相差不大，晶型相同。Li因半径太小不易形成复盐。
(6)焰色反应
+++2+2+2+Li:深红;Na:黄;K:紫;Ca:砖红;Sr:洋红;Ba:黄绿。
4. 常见s区金属离子的沉淀法鉴定反应
++ (1)Na Na的鉴定反应常采用与KHSbO反应生成白色结晶状沉淀 24
+ , Na+ HSbO == NaHSbO? 2244
反应须在中性或弱碱性的条件下进行，若在酸性条件下会产生白色非晶态锑酸沉淀
+ + (xSbO?yHO), 干扰Na的鉴定。在鉴定Na时，只有得到结晶状沉淀才能肯定其存在。 23 2
+ (2)K
? 与六硝基合钴酸钠反应生成亮黄色沉淀
++ 2K + Na[Co(NO)] == KNa[Co(NO)]?+ 2 Na 326226
,反应时，溶液的酸性不能太强，否则会生成HNO而分解，溶液的碱性也不能太强，NO22
否则会生成Co(OH)沉淀。 2
? 与四苯硼酸钠反应生成白色晶状沉淀
++K + NaB(CH) == KB(CH)?+ Na 654 654
此反应不受溶液酸度的影响。
2+(3)Mg 与磷酸氢铵在氨水溶液中反应生成白色晶状沉淀
2+2,Mg + HPO+ NH?HO + 5 HO == NHMgPO?6HO? 3 2244 24
2+2+ (4)Ca 与 (NH)CO反应生成CaCO沉淀。沉淀能溶于HCl而不溶于乙酸中，Ba422424
2+ 对Ca的检出有干扰。
2+2+ (5)Ba 与KCrO反应生成黄色BaCrO沉淀。Pb有干扰。 244
16.2铝及其重要化合物
16.2.1 铝单质
2 1 铝 (Al, aluminium) 位于元素周期表中的 ?A族，外层价电子构型为3s3p。铝是地壳中
-3 含量最丰富的金属元素。单质铝是银白色光泽的轻金属 ( d = 2.2 g,cm)，有良好的延展性、
θφ=-1.67V导热性和导电性，可用于制造电线与高压电缆。铝虽是活泼金属 ，但它与3+Al/Al
,1θAlO,,1676kJ,mol氧的亲和力很大，AlO有很高的生成焓()， 比一般金属ΔH2323(s)fm
氧化物大得多。金属表面形成的一层致密 AlO保护膜可阻止内层的铝被氧化，因而铝在空23
气及水中都稳定存在，可广泛地用于制造日用器皿及用作航空机件的轻合金。铝制品还可用于储运浓 HNO, 浓HSO，因浓酸可使金属钝化。 324
铝是典型的两性元素，既能溶于酸，也能溶于碱。
2 Al + 6 HCl = 2 AlCl + 3 H? 32
2 Al + 2 NaOH + 6 HO = 2 NaAl(OH) + 3 H? 242
372
铝具有很强的还原性，可以还原许多金属氧化物以制取金属单质, 这在金属冶炼上被称为
“铝热法”。如 2 Al + FeO = AlO + 2 Fe 23 23
16.2.2 氧化铝与氢氧化铝
1. 氧化铝
AlO 主要有两种同质异晶的晶体，即α -AlO 与 γ -AlO。金属铝表面的氧化铝是另232323一种同质异晶的晶体。α -AlO即为自然界中的刚玉，属六方紧密堆积构型的离子晶体，晶格23
能很大。因此α -AlO化学性质稳定，有很高的熔点，可作耐火材料。如用含少量FeO的刚2334
玉粉制的坩埚可烧至1800?;有很高的硬度(仅次于金刚石)，可作高硬度材料和耐磨材料。
在α- AlO中含有少量CrO时可制成红宝石，含少量铁和钛的氧化物时可制成蓝宝石。各种2323
宝石均可用于制造机械轴承、钟表中的钻石及各种饰品。
γ -AlO 被称为活性氧化铝，呈六方面心紧密堆积构型，有很大的表面积(约200 ~ 600 23
2 -1m?g，比同质量的活性炭表面积大2~4倍)，故有很大的吸附能力和催化活性，多用作吸附
剂和催化剂。
2. 氢氧化铝
Al (OH)是典型的两性氢氧化物，其碱性略强于酸性 3
+ 3+ Al (OH) + 3 H? Al+ 3 HO 32
- - Al (OH) + OH? [Al (OH)] 34
根据其具有的弱碱性，医药工业上用作抗胃酸药，以中和胃酸和保护胃部溃疡面。
16.2.3铝盐
1. 卤化铝
在卤化铝中，除AlF是离子性化合物外，其余都是共价化合物。 3
卤化铝中最主要的是AlCl，其中的Al 是缺电子原子，存在空轨道，Cl 原子有孤对电子，3
因此可通过配位键形成具有桥式结构的双聚分子AlCl，其结构为 26
ClClCl
AlAl
ClClCl
AlCl分子有四个 σ 键和两个3c – 4e键(三中心四电子键)。在800?时双聚分子完全分26
解为单分子，分子是平面三角形构型。
无水AlCl 能溶于几乎所有的有机溶剂中，在水中会发生强烈水解，甚至在空气中遇到水3
也会猛烈冒烟。应避免无水AlCl接触皮肤，因水解放出大量热而灼伤。 3
无水AlCl 最重要的工业用途是作为有机合成和石油化工的催化剂。 3
373
2. 硫酸铝
3+ 无水硫酸铝为白色粉末，易溶于水，其水溶液因 Al的水解而呈酸性。硫酸铝易与一价金属硫酸盐结合形成溶解度较小的矾。KAl (SO)?12HO称为铝钾矾，俗称明矾。 42 2
硫酸铝与明矾都被用作净水剂，其水解产物均有吸附和凝聚作用。
-3+ 19163,,,Al能形成一些配合物，如AlF (= 6.9210), Al Y (= 2.0×10) 等。 KK，6稳稳
16.2.4元素性质的对角关系
对比周期系中元素的性质，发现有些元素的性质同它右下方相邻的另一元素类似，这种关系叫作对角关系。下面用斜线相连的三对元素比其同族元素的性质更为相似。
Li Be B C
Na Mg Al Si
1. 锂与镁的相似性
(1) 单质在过量氧气中燃烧时, 均生成正常氧化物;
(2) 氢氧化物均为中强碱, 而且在水中的溶解度都不大;
(3) 氟化物、碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水;
(4) 氯化物都能溶于有机溶剂 (如乙醇) 中;
(5) 碳酸盐在受热时, 均能分解成相应的氧化物( LiO、MgO)。 2
2. 铍与铝的相似性
(1) 单质均为活泼金属，其标准电极电势相近;
,,(,,1.847V,,,1.662V) ,,2，3，Be/BeAl/Al
(2) 单质均为两性金属, 既能溶于酸也能溶于强碱;
(3) 单质都能被冷、浓硝酸钝化;
(4) 氯化物均为双聚物，并显示共价性，可以升华，且溶于有机溶剂;
(5) 盐类均易水解, 水解后显酸性。
硼与硅也有许多相似性。 对角关系主要是从化学性质总结出来的经验规律, 可以用离子极化观点粗略地加以说明。处于对角的三对元素性质上的相似性是由于它们的离子极化力相近的缘故。从Li到Mg(或从Be 到Al、从B到Si)电荷增多，但半径增大，对极化力产生两种相反的影响，前者使极化作用增强，而后者使极化作用减弱。由于两种相反作用的相互抵消，故使处于对角的三对元素Li与Mg;Be与Al;B与Si 性质相近。
16.3 锡、铅
374
16.3.1 单质
2 2锡 (Sn, tin)、铅 (Pb, lead) 是?A 族的金属元素，外层价电子构型为 nsnp，常可形成(18+2)电子构型的+2价离子和具有18电子构型的+4价离子。
锡是银白色的金属，硬度低，熔点为505 K。常温下，由于锡表面有一层保护膜，所以在空气和水中都能稳定存在。镀锡铁皮俗称马口铁，常用来制作水桶、烟筒等民用品。锡还常用来制造青铜(Cu - Sn合金)和焊锡(Pb - Sn合金)。
锡的主要化学反应有:
易被氧化 Sn + O == SnO22
Sn + 2 X== SnX (X = Cl, Br ) 2 4
,,与酸反应 (,,0.1364V,,0.15V) ,,2，4，2，Sn/SnSn/Sn
Sn + 2 HCl == SnCl + H? 22
3 Sn + 8 HNO (稀) == 3 Sn(NO) + 2 NO? + 4 HO 3322
Sn + 4 HNO (浓) == SnO?nHO?+ 4 NO? 32 22
-2,具有两性 Sn + 2 OH + 2 HO == + H? Sn(OH)224
新切开的铅呈银白色,但很快在表面生成碱式碳酸铅保护膜而显灰色。铅的密度很大
-3(11.35 g,cm), 可制造铅球、钓鱼坠等;铅的熔点为 601K，硬度较小。铅能抵挡X射线的穿透，常用来制作X射线的防护品，如铅板、铅玻璃、铅围裙、铅罐等。铅锑合金可用作铅蓄电池的极板。
,,,0.126V铅的标准电极电势。Pb应能从稀盐酸和硫酸中置换出H，但由于 ,22，Pb/Pb
PbCl与PbSO难溶于水，附着在铅的表面阻碍反应继续进行，并且H在铅上的超电势较大， 2 42
因此铅难溶于稀盐酸和稀硫酸。铅易溶于稀硝酸和乙酸
3 Pb + 8 HNO(稀) == 3 Pb (NO)+ 2 NO?+ 4 HO 3 32 2
Pb + 2 HAc == Pb(Ac)+ H? 2 2
-6-1铅在水中溶解度很小，只有1.510 mol,L，但当水中有氧时，铅的溶解度增大。过去，
用铅管输送饮用水也曾引起铅中毒。所有可溶铅盐和铅蒸气都有毒，空气中铅的最高允许含
-3量为0.15 mg,m。铅中毒使卟啉代谢功能紊乱，造成血红素合成障碍而引起贫血症。汽车尾气中的四乙基铅污染环境，应使用无铅汽油。万一发生铅中毒，应注射EDTA - HAc的钠盐溶
2+ 液，使 Pb形成稳定的配离子从尿中排出而解毒。
铅属两性金属，偏向碱性，可溶于浓碱溶液
,, Pb + OH+ 2 HO == Pb (OH)+ H? 223
16.3.2 氧化物与氢氧化物
375
1. 氧化物
锡与铅的氧化物都不溶于水，具有两性。MO以碱性为主，MO偏酸性。 2
SnO可溶于酸 SnO + 2 HCl == SnCl + HO 22
PbO可溶于HAc与HNO PbO + 2 HAc == PbAc+ HO 32 2
共熔SnO不溶于酸、碱，但能与碱共熔 SnO + 2 NaOH NaSnO + HO ,,,,22232
Δ PbO稍溶于碱 PbO + 2 NaOH + 2 HO Na[Pb(OH)] 22226
红色的 PbO俗称铅丹，化学式可写成2PbO,PbO，其结构为Pb[PbO]，属于铅酸盐。34 224PbO与HNO反应，可得到PbO和Pb (NO)34322
PbO+ 4 HNO == PbO + 2 Pb (NO) + 2 HO 34 3 2322
PbO是一种十分重要的化工原料，在玻璃、彩釉、油漆和火柴等制造上有用。PbO的34 34 防锈效果好，作为防锈漆被大量应用于船舶和桥梁钢架上。
,(,1.46V)PbO具有强氧化性，例如可发生下述反应 ,22，PbO/Pb2
? PbO + 6 HCl (浓) == HPbCl + Cl?+ 2 HO 22422
2++2+,? 5 PbO + 2 Mn + 4 H == 2 MnO+ 5 Pb + 2 HO 224
2+反应?可用于鉴定 Mn 。
2. 氢氧化物
锡与铅的氢氧化物也有两种价态，都是两性。氧化物，氢氧化物酸碱性的递变情况如下:
SnO, Sn(OH) PbO, Pb(OH) 22
酸性增强
SnO, Sn(OH) PbO, Pb(OH) 2424
酸性增强
酸性以Sn(OH)最显著，常写作 HSnO?HO，但仍是一个很弱的酸; 423 2
碱性以Pb(OH) 最强，其水悬浮液呈显著碱性。 2
16.3.3 主要化合物及其性质
1. 锡盐, Sn (?)的还原性
市售氯化亚锡是二水合物 SnCl?2HO，是实验室常用的还原剂。 2 2
(1)SnCl与水反应生成碱式盐沉淀 2
, SnCl + HO == Sn(OH)Cl白+HCl 22
因此在配制SnCl溶液时，需先将SnCl溶于少量浓HCl，再加水稀释，以防止上述反应发生。22
2+ 2+ 另外由于Sn具有还原性，故新配制的溶液中还常加少量金属锡粒，以防Sn被氧化。
(2)Sn (?) 的还原性常用作某些物质的定性鉴定反应
376
0.150.1364,,4，2， :Sn,SnSnA
0.090.79,,2,2,, :SnSnSn(OH)(OH),B64
3+ 2+ SnCl 可把Fe还原为 Fe，可把 HgCl还原为HgCl的白色沉淀，SnCl过量时，可22222进一步把HgCl还原为黑色单质Hg。反应如下: 22
2 HgCl+ SnCl == SnCl + HgCl?白 2 2422
HgCl+ SnCl == SnCl + 2 Hg?黑 22 24
2+ 2+该反应可用于鉴定 Hg或Sn。
-2在碱性介质中[Sn(OH)]的还原性更强，可将Bi(?)盐还原为单质铋。 4
-- -3+ 2 22 Bi + 6 OH+ 3 [Sn(OH)] == 2 Bi?黑 + 3 [Sn(OH)] 46
3+该反应可用于鉴定Bi。
(3)SnCl极易水解，在空气中冒烟(HCl)。 4
2. 难溶的铅盐
常见的可溶性铅盐有硝酸铅与乙酸铅, 大多数Pb (?)盐难溶于水,且具有特征颜色。如:
PbCl(白色),PbI(金黄色),PbSO(白色),PbCO(白色),PbCrO(黄色),PbS(黑色)。溶解度按顺序22 434依次减小。
PbCl可溶于热水和浓盐酸 PbCl + 2 HCl (浓) == HPbCl2 224
PbSO可溶于浓硫酸 PbSO + 2 HSO (浓) == Pb(HSO)442442
,,2,亦可溶于饱和NHAc PbSO + 3 Ac == Pb(Ac) + SO 4434
PbI 可溶于沸水和 KI PbI+ 2 KI == K[PbI](无色) 22 24
2+ PbCrO可用于Pb的鉴定反应，与其他黄色难溶盐 (如BaCrO，SrCrO)的区别是PbCrO4444
- ,2,可溶于碱 PbCrO + 3OH == + Pb(OH)CrO434
碱式碳酸铅PbCO?Pb(OH)是一种常用的白色颜料，俗称铅白。主要用在油漆，涂料和造32
纸中。
3. 硫化物
2- 锡与铅的硫化物有:SnS(棕色)SnS(黄色)PbS(黑色)。Pb(?)的强氧化性与S的2
还原性导致PbS不能稳定存在。 2
上述三种硫化物均难溶于水和稀酸，但可与浓HCl生成配合物而溶解。
MS + 4 HCl (浓) = H[MCl] + HS M = Sn, Pb 242
SnS+ 6 HCl (浓) = H[SnCl] + 2 HS 2 262
SnS能溶于NaS或 (NH)S的水溶液生成硫代锡酸盐 2242
SnS+ NaS = NaSnS 2 223
该反应遇酸逆向进行，重新析出SnS的黄色沉淀。 2
377
16.4砷 锑 铋
VA族的元素中，砷 (As, arsenic)、锑 (Sb, antimony) 是准金属，铋 (Bi, bismuth) 是金属，
2 3其电子构型为nsnp, 可形成+3和+5氧化态的化合物。砷、锑、铋简称砷分族。
16.4.1 氧化物与含氧酸(盐)
砷、锑、铋可形成+3和+5氧化态的化合物和含氧酸。
AsO HAsO 两性偏酸 23 33
酸 +3 SbO Sb(OH) 两性偏碱 碱性增强 23 3
性 BiO Bi(OH) 弱碱性 23 3
增 AsO HAsO 中强酸 2534
强 +5 SbO HSbO 未制得游离酸 酸性减弱 2534
BiO HBiO未制得游离酸 氧化性增强 25 3
(极不稳定)
AsO 俗称砒霜，白色粉末状，剧毒，人的致死量约为0.1g。主要用于制造杀虫剂，除23
草剂及含砷药物。它溶于热水后生成亚砷酸， HAsO仅存在于溶液中，而Sb(OH)和Bi(OH)33 33都是难溶于水的白色沉淀物。
2 对于铋原子，由于4f电子的屏蔽作用较小，而6s电子的钻穿作用较大，因此6s电子不易成键，+5氧化态不稳定，具有极强的氧化性。这种效应称为“惰性电子对效应”。 Pb(?), 如PbO的氧化性很强，也是这个道理。 2
由于“惰性电子对效应”，As (?) – Sb (?) – Bi (?) 化合物的还原性顺序减弱，As (?)– Sb (?) – Bi (?)化合物的氧化性顺序增强。
2+ , 铋酸钠在酸性溶液中是很强的氧化剂，可将Mn氧化为MnO。 4
2++3++,2 Mn + 5 NaBiO+ 14 H == 2 MnO + 5 Bi + 5 Na + 7 HO 3(s) 24
2+此反应可用作鉴定Mn。NaBiO难溶于水，故标以 (s)。 3
- 而砷酸在酸性溶液中仅能氧化I为 I 2
- +HAsO+ 2 H + 2 I== HAsO+ I + HO 34 33 22
且该反应的方向强烈依赖于溶液的酸度。酸性较弱时，反应将逆向进行。这可以根据下列电极电势进行计算。
,+3,3,+ 2 H + 2 e + HO ,0.557V AsOAsO2,33,,43AsO/AsO43
32,，[AsO][H]0.0592,4,,,，,,lg0.5570.0592pH 3333,,,,3,AsO/AsOAsO/AsO43432[AsO]3
,与 = 0.5355 V 相比较, 可计算得到 ,,I/I2
378
- 3,当 pH < 0.36时，反应正向进行，即="" 可将i="" 氧化为i。="">
3,3,pH > 0.36时，反应逆向进行， I可将氧化为。实际测定值与计算值AsOAsO234有些偏离。
16.4.2 砷 锑 铋的盐
1. 氯化物
As (?)、Sb (?)、Bi(?)的氯化物在水中极易水解。
AsCl + 3 HO == HAO+ 3 HCl 32333
SbCl + HO == SbOCl白色 + 2 HCl ,32
BiCl + HO == BiOCl白色 + 2 HCl ,32
相应的硝酸盐也有类似的反应，如
Bi(NO)+ HO == BiO(NO)白色 + 2 HNO (锑盐同) ,33 233因此，在配制这些盐的溶液时，要加足量相应的酸抑制水解。
2. 硫化物
在自然界中砷、锑、铋主要以硫化物矿形式存在，如雌黄(AsS)、雄黄(AsS)、辉锑2344
矿(SbS)和辉铋矿(BiS)等。我国锑矿资源丰富，蕴藏量居世界第一。 2323
这些硫化物均有特征颜色, 它们的酸碱性及在酸、碱、硫化物溶液中的溶解性如下
硫化物 AsSSbSBiS AsSSbS 23 23 23 25 25
黄 橙 棕黑 黄 橙 颜色
酸碱性 两性偏酸 两性 弱碱性 酸性 两性偏酸
浓HCl × 溶 溶 × 溶
NaOH 溶 溶 × 溶 溶
NaS或(NH)S 溶 溶 × 溶 溶 242
其相应的化学反应分别为
SbS + 12 HCl (浓) == 2 H[SbCl] + 3 HS? 23362
BiS + 6 HCl (浓) == 2 BiCl + 3 HS? 2332
AsS + 6 NaOH == NaAsO + NaAsS+ 3 HO 233333 2
SbS + 6 NaOH == NaSbO + NaSbS+ 3 HO 233333 2
AsS + 3 NaS == 2 NaAsS (SbS同) 2323323
AsS + 3 NaS == 2 NaAsS(SbS同) 2523425
硫代酸盐和硫代亚酸盐只能存在于碱性及近中性的溶液中，遇酸即分解，析出相应硫化
物沉淀。如
+ 3,2AsS+ 6 H== 2 HAsS == AsS?+ 3 HS? 33 2323+ 3,2AsS+ 6 H== 2 HAsS == AsS?+ 3 HS? 342524
379
砷、锑、铋硫化物的性质常被用于这些元素的定性分析以及与其他金属硫化物的分离。
习 题 1.填空题
(1) s区元素中, 不能直接与氢反应生成离子型氢化物的是____和____ ;
(2) 锂、钠、钾、钙、锶、钡的氯化物在无色火焰中燃烧时, 火焰的颜色分别为________ 色;
(3) NaO与HSO稀反应的产物是____, KO与CO 反应的产物是____; 222422(4) Ca(HPO)、CaHPO、Ca(PO)在水中溶解度大小的顺序为________ 2424342
++2+2+2+ 2. 常用生成沉淀的方法对 Na、K、Mg、Ca、Ba离子进行定性鉴定，写出发生的化学反应与实验现象。
3. 查取相应的热力学数据，计算 CaCO分解反应自发进行的最低温度。 3
4(如何配制不含NaCO的标准NaOH溶液, 23
5(写出下列物质的化学式:
白云石 生石灰 石灰石 石膏 重晶石 天青石 明矾 芒硝 光卤石
6(写出配平的反应式:
(1)金属钠与水反应
(2)NaO与水反应 22
(3)超氧化钾与CO反应 2
(4)金属钠与过氧化钠反应
(5)氢化锂铝与水反应
(6)金属铝溶于NaOH水溶液
(7)Al(OH)溶于NaF溶液 3
(8)SnCl的水解反应 2
3+3+(9)Bi 与Sn (?)在碱性溶液中的反应(Bi 的鉴定反应): (10)PbS与HO的反应 22
(11)PbO与浓HCl的反应 2
2+ (12)PbO氧化Mn(酸性介质)2
(13)SbCl与Bi (NO)的水解反应 333
-(14)砷酸盐在强酸性介质中氧化I
2+2+(15)NaBiO在酸性介质中氧化Mn (Mn的鉴定反应) 3
(16)SbS, SbS溶于NaS的反应 23252
(17)AsS溶于KOH 23
7(如何配制SnCl溶液,为什么,SnCl与NaSO都是实验室常用的还原剂，简述其鉴定反应。 222238(用简便的方法鉴别:AsCl, SbCl, BiCl。 333
9(有白色固体A与水作用生成沉淀B, B溶于浓HCl可得A的无色溶液C。若将固体A溶于稀HNO后，加3
入AgNO溶液，有白色沉淀D。D可溶于氨水生成E。若向溶液C通入HS，有棕色沉淀F析出。若取32
380
溶液中，会有白色沉淀G析出;若取少量HgCl溶液加入到C溶液中，则开始少量溶液C加入到HgCl22
出现的白色沉淀会因生成H而变黑，问A、B、C、D、E、F、G、H各为何物,写出有关的反应方程式。
10(一白色粉末混合物，可能含有KCl、MgSO、BaCl、CaCO。根据下列实验结果确定其实际组成。 423(1)混合物溶于水得无色溶液;
(2)对溶液作焰色反应，通过蓝色钴玻璃可观察到紫色; (3)向溶液中加碱，生成白色沉淀。
11(设计一实验证实PbO中Pb的氧化态。 34
12(通过Sn(?)的还原性用三种方法区别SnCl和SnCl溶液。 4213(写出下列物质之间发生的化学反应方程式:
(1) 用NaS溶液处理SnS沉淀 22
(2) PbS溶解在硝酸盐中
(3) SnS与浓HCl作用
(4) NaSbS与HCl作用 34
381
范文二：主族金属元素
第16章 主族金属元素
习 题
1.填空题
（1）s区元素中, 不能直接与氢反应生成离子型氢化物的是____和____ ；
（2）锂、钠、钾、钙、锶、钡的氯化物在无色火焰中燃烧时,火焰的颜色分别为_______色；
（3）NaO与稀HSO反应的产物是 , KO与CO 反应的产物是 和 ； 222422（4）Ca(HPO)、CaHPO、Ca(PO)在水中溶解度大小的顺序为________。 2424342
解：（1）Be, Mg
（2）红、黄、紫、砖红、洋红、黄绿色
（3）HO, KCO和O22 232
（4）1 > 2 > 3
++2+2+2+ 2. 常用生成沉淀的方法对 Na、K、Mg、Ca、Ba离子进行定性鉴定，写出发生的化学反应与实验现象。
++ ,解：NaHSbO： Na+ == NaHSbO? 白色结晶状沉淀 2424
实验应在弱碱性条件下进行。在弱酸性条件下，Sb (V) 会水解产生非晶态锑酸
(xSbO?yHO) 沉淀。 232
+++K： K + NaB (CH) = KB(CH)?+ Na 白色晶状沉淀 654654
++或 2 K + Na[Co(NO)] = KNa[Co(NO)]?+ 2 Na 黄色沉淀 3 26226
2+2+2,Mg：Mg + HPO+ NH?HO + 5 HO = (NH)MgPO?6HO?白色沉淀 3224424
2+2+，Ca：Ca + (NH)CO = CaCO?+ 2 NH白色沉淀 4224244
2+2++Ba：Ba + KCrO = BaCrO?+ 2 K 黄色沉淀 244
3. 查取相应的热力学数据，计算 CaCO分解反应自发进行的最低温度。 3
,解： CaCO,,,(s) CaO (s) + CO (g) 32
θ-1ΔH/kJmol× -1206.9 -635.09 -393.51 fm
θ--11S/JmolK鬃 92.9 39.75 213.6 m
θ-1ΔG/kJmol× -1128.8 -604.04 -394.36 fm
1θ-ΔH(298) = (–635.09) + (–393.51) – (–1206.9) = 178.3 （kJ?mol） rm
1-1 θ-ΔS(298) = 39.75 + 213.6 – 92.9 = 160.45 （J?mol?K） rm
θθθ-3ΔGΔHΔS(T) =(298) – T(298) = 178.3 – T×160.4 ×10 rmrmrm
θ当ΔG(T) < 0="" 时反应自发进行="">
171
即 178.3 – T×0.1604 < 0="">
T > 1111 K 时反应自发进行。
4．如何配制不含NaCO的标准NaOH溶液？ 23
解：（1）取一份纯净NaOH试样，加一份水，搅拌使之溶解配成约50% 的浓溶液。在这种溶液中NaCO的溶解度很小，待NaCO沉淀后，取上层清液，用不含CO的蒸馏水稀释至大23232
-1约0.1 mol?L
（2）用邻苯二甲酸氢钾作基准物，用酚酞作指示剂，标定NaOH的浓度。
5．写出下列物质的化学式：
解： 白云石 MgCO?CaCO生石灰 CaO 33
石灰石 CaCO 石膏 CaSO?2HO 3 42
重晶石 BaSO 天青石 SrSO 4 4
明矾 KAl(SO)?12HO 芒硝 NaSO?10HO 422242
光卤石 KCl?MgCl?6HO 22
6．写出配平的反应式：
解 （1）金属钠与水反应： 2 Na + 2 HO = 2 NaOH + H? 22
（2）NaO与水反应： NaO + 2 HO = HO + 2 NaOH 2222222
HO + O? 22
（3）超氧化钾与CO反应： 4 KO + 2 CO = 2 KCO + 3 O? 222232
（4）金属钠与过氧化钠反应： 2 Na + NaO = 2 NaO 222
（5）氢化锂铝与水反应： LiAlH + 4 HO = LiOH + Al(OH)?+ 4 H? 4232
（6）金属铝溶于NaOH水溶液： 2 Al + 2 OH + 6 HO = 2 Al(OH)+ 3 H? (s)242
3, （7）Al(OH)溶于NaF溶液： Al(OH) + 6 F = AlF+ 3 OH33(s)6（8）SnCl的水解反应： SnCl + HO = Sn(OH)Cl?＋HCl 222
3+3+（9）Bi与Sn (?)在碱性溶液中的反应（Bi的鉴定反应）：
-3+2 2- 2 Bi + 6 OH+ 3 [Sn(OH)]= 2 Bi?+ 3 [Sn(OH)] 46
（10）PbS与HO的反应： PbS + 4 HO = PbSO + 4 HO 222242
（黑） （白） （11）PbO与浓HCl的反应： PbO + 6 HCl (浓) = HPbCl+ Cl?+ 2 HO 2224 22
2+ 2++ 2+ （12）PbO氧化Mn（酸性介质）： 5 PbO + 2 Mn + 4 H= 2 MnO+ 5 Pb + 2 HO2242（13）SbCl与Bi (NO)的水解反应：SbCl + HO = SbOCl?+ 2 HCl 33332
Bi (NO)+ HO = BiONO?+ 2 HNO 33 233
+ （14）砷酸盐在强酸性介质中氧化I：HAsO + 2 H + 2 I= HAsO + I+ HO 343322
2+2+（15）NaBiO在酸性介质中氧化Mn (Mn的鉴定反应)： 3
2++3++ 2 Mn + 5 NaBiO + 14 H = 2 MnO+ 5 Bi + 5 Na+ 7 HO 3 (s)42
172
（16）SbS, SbS溶于NaS的反应 23252
- 2- 2 3,3,SbSSbSSbS + 3 S= 2 SbS + 3 S= 2 232534
3,3,（17）AsAsOAsSS溶于KOH： AsS + 6 OH = ++ 3 HO 2323233
7．如何配制SnCl溶液？为什么？SnCl与NaSO都是实验室常用的还原剂，简述其鉴定反22223
应。
解：先把SnCl固体溶解在少量浓HCl中，再加水稀释至所需浓度，最后加一些Sn粒。 2
因为SnCl易发生水解反应： SnCl + HO = Sn(OH)Cl?+ HCl 222
加HCl可抑制其水解。又因为SnCl具还原性，易被空气O中氧化 22
2++ 4+ 2 Sn + O + 4 H= 2 Sn + 2 HO22 4+2+ 加入Sn粒，可防止其氧化： Sn + Sn = 2 Sn SnCl的鉴定反应： SnCl + 2 HgCl = HgCl?（白）+ SnCl 222224
SnCl（过量）+ HgCl = 2 Hg?（黑）+ SnCl 2224
2,,NaSONOSO的鉴定反应： + 2 AgNO= AgSO?(白) + 2 2233 223233
AgSO+ HO = HSO + AgS?（黑） 223 2242
8．用简便的方法鉴别 AsCl, SbCl, BiCl。 333
解：通入HS 2 AsCl + 3 HS = AsS?(黄)+ 6 HCl 232 23
2 SbCl + 3 HS = SbS?(橙)+ 6 HCl 32 23
2 BiCl + 3 HS = BiS?(黑)+ 6 HCl 32 23
AsS与SbS 属两性硫化物, BiS属碱性硫化物, 前者可溶于硫化碱, 而后者不能。 232323
AsS+ 3 NaS = 2 NaAsS （硫代亚砷酸钠） 23 233
SbS+ 3 NaS = 2 NaSbS （硫代亚锑酸钠） 23 233
9．有白色固体A与水作用生成白色沉淀B，B溶于浓HCl可得A的无色溶液C。若将固体A
溶于稀HNO后，加入AgNO溶液，有白色沉淀D。D可溶于氨水生成E。若向溶液C通入33
HS，有棕色沉淀F析出。若取少量溶液C加入到HgCl溶液中，会有白色沉淀G析出；若取22少量HgCl溶液加入到C溶液中，则开始出现的白色沉淀会因生成H而变黑，问A、B、C、2
D、E、F、G、H各为何物？写出有关的反应方程式。 解： A. SnCl； B. Sn(OH)Cl； C. SnCl的溶液； 22
D. AgCl； E. [Ag(NH)]Cl； F. SnS； 32
G. HgCl； H. Hg 22
反应方程式： SnCl + HO = Sn(OH)Cl? 白 22
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl + HO 22
+ Ag + Cl = AgCl? 白
，H AgCl + 2 NH= [Ag(NH)]Cl AgCl? 3 32 ,,,,
SnCl + HS ? SnS?棕 + 2 HCl 22
173
SnCl + HgCl? HgCl?白 + SnCl 22 224
SnCl + HgCl? 2 Hg?黑 + SnCl 222 4
10. 一白色粉末混合物，可能含有KCl、MgSO、BaCl、CaCO。根据下列实验结果确定其实423
际组成。
（1）混合物溶于水得无色溶液；
（2）对溶液作焰色反应，通过蓝色钴玻璃可观察到紫色；
（3）向溶液中加碱，生成白色沉淀。
解: （1）说明无CaCO; MgSO 与BaCl不能同时存在。 342
（2）说明含KCl;
（3）说明含MgSO, 无BaCl. 42
11. 设计一实验证实PbO中Pb的氧化态。 34
解: 将PbO与稀硝酸共热，发生如下反应： 34
PbO+ 4 HNO= 2 Pb(NO)+ PbO, + 2 HO 34 3 32 22
2+ 2,滤液调至弱酸性后加入KCrOCrO: Pb+= PbCrO, （黄） 2444
证明PbO中含Pb(II)。将第一步与硝酸共热生成的沉淀过滤出，加入到MnSO的酸性溶344
液中，微热，可发生如下反应：
2+ 2,+ ,5 PbOSOMnO+ 2 Mn+ 5+ 4 H= 2+ 5 PbSO+ 2 HO 2 4 244
,有紫红色的MnO生成，证明PbO中有Pb(IV)存在。 344
12. 通过Sn(?)的还原性用三种方法区别SnCl和SnCl溶液。 42
解: （1）酸性条件下分别加入少量FeCl溶液充分反应, 加入KSCN溶液，变红的未知液为3
3+ 2+ 2+ 4+SnCl, 另一为SnCl。Fe+ Sn= 2 Fe+ Sn 42
-3+ 2+2+ Fe+ SCN = [Fe(SCN)] (红) Fe 无此反应
（2）将少量溶液加入HgCl溶液中，若产生白色沉淀，未知液为SnCl, 不产生沉淀的未22知液为SnCl。 2 HgCl+ SnCl= HgCl, + SnCl 42 2 224
（3）将未知液分别与(NH)S溶液作用，产生黄色沉淀的为SnCl，产生棕色沉淀的为424SnCl。 SnCl+ 2 (NH)S = SnS, + 4 NHCl 黄24 4224
SnCl+ (NH)S = SnS, + 2 NHCl 棕2 424 （4）向二未知液中加入过量的NaOH溶液至生成的白色沉淀全部溶解，再加BiCl溶液，3
有黑色沉淀生成的为SnCl, 另一为SnCl。 24
SnCl+ 4 NaOH = Na[Sn(OH)] + 2 NaCl 2 24
SnCl+ 6 NaOH = Na[Sn(OH)] + 4 NaCl 4 26
2-2-3+ 3Sn(OH)Sn(OH)+ 2 Bi+ 6 OH= 2 Bi, + 3 46
174
13．写出下列物质之间发生的化学反应方程式。 （1）用NaS溶液处理SnS沉淀； 22
（2）PbS溶解在稀硝酸中；
（3）SnS与浓HCl作用；
（4）NaSbS与HCl作用。 34
解:（1）SnS+ NaS = NaSnS 2 223
（2）3 PbS + 8 NHO= 3 Pb(NO) + 3 S?+ 2 NO?+ 4 HO 3 322
（3）SnS + 2 HCl(浓) = SnCl + HS? 22
（4）2 NaSbS+ 6 HCl = SbS?+ 3 HS?+ 6 NaCl 34 252
175
范文三：主族金属元素实验报告
篇一:元素周期律实验报告
天水一中化学实验报告
班级姓名同组人 指导教师 日期:实验题目:元素性质实验实验目的
1、认识浓硫酸的特性;
2、练习吸收有害气体的实验操作，培养环境保护意识; 3、巩固对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
实验器材及试剂
实验步骤
一、同周期元素性质的递变
23
二、同主族元素性质的递变
结论:氧化性Cl2 2 I2;非金属性Cl Br I 同一主族，由上往下，元素非金属性逐渐。
三、浓硫酸的性质实验
篇二:第八章 主族金属元素(一)
1
第五章 原子结构与元素周期律(习题)
一.
选择题
1. 3s1表示( , )的一个电子。
(A) n = 3; (B) n = 3, l = 0; (C) n = 3, l = 0, m = 0; (D)
n = 3, l = 0, m = 0, ms = +1/2或 ms= -1/2 2. 下列有关氧化值的叙述中，正确的是( , )
(A) 主族元素的最高氧化值一般等于其所在的族数 (B) 副族元素的最高氧化值总等于其所在的族数 (C) 副族元素的最高氧化值一定不会超过其所在的族数 (D) 元素的最低氧化值一定是负数
3. 比较O,S,As 三种元素的电负性和原子半径大小的顺序，正确的式((A)电负性:O > S >As 原子半径:O< S <As(B) 电负性:O< S <As 原子半径:O< S <As (C) 电负性:O< S <As 原子半径:O > S >As (D) 电负性:O > S >As 原子半径:O > S >As
,(决定多电子原子核外电子运动能量的两个主要因素是( , )
(A) 电子层和电子的自旋状态 (B) 电子云的形状和伸展方向 (C) 电子层和电子亚层
(D) 电子云的形状和电子的自旋状态
2
,(每个电子层的轨道数与电子层序数,之间的关系是( , )
(A),,(B),, (C) , (D) ,,,
,(下列元素基态原子的电子排布式正确的是( , )
(A),,B,,,,,,(B),,,,,,,,,,,, (C) ,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,, (D),,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,,
,(某元素的价电子结构为,,,
,,,
，则该元素位于周期表中( , ) (A)四周期，?,，,区 (B) 四周期，?,，,区
(C) 四周期，?,，,区(D) 四周期，?,，,区
) ,
,(某元素位于周期表中?,，,,区，则其基态原子的价电子构型为( , )
(A),,,,,,, (B) (,,,),,,,,,(C) ,,,,(,,,),, (D) ,,,,,, 二( 简答题
,(试用s，p，d，f符号来表示下列各元素原子的电子结构:
(1)18Ar(2)26Fe (3)53I(4)47Ag并指出它们各
3
属于第几周期,第几族,
答:
,,(已知四种元素的原子的外层电子层结构分别为:
(1)4s
2(2)3s23p5 (3)3d24s2(4)5d106s2试指出它们在周期系中各处于哪一周期,哪一族,哪一区,
答:
,,(写出下列元素的名称、元素符号和核外电子排布式，并指出它们在周期表
中的位置:
(,)第一种副族元素 (,)第一种,区元素 (,)第一种,,区元素
(,)第四周期的第六种元素 (,)电负性最大的元素 (,)原子半径最大的元素
篇三:主族元素性质
主族元素性质
教学重点:碱金属、氧族元素、卤族元素、碳族元素、氮族元素的化学性质 教学难点:碱金属、氧族元素、卤族元素、碳族元素、氮族元素的化学性质 教学过程:
一、复习上节课内容，讲解不懂习题。
二、学习碱金属、氧族元素、卤族元素、碳族元素、氮族元素的化学性质
4
1. 碱金属元素包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr)六种元素，由于钫是人工放射性元素，不在中学化学中学习。碱金属元素原子最外层只有一个电子，在反应中易失去电子而显+1价，表现出还原性，均为强还原剂。在自然界中都以化合态存在，单质都有人工制得。 (1)递变性:
Li、Na、K、Rb、Cs等碱金属元素的原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，最外层电子逐渐易失去，元素的金属活泼性逐渐增强。
硬度: 小，且随Li、Na、K、Rb、Cs，金属的硬度逐渐减小。这是由于原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子之间的作用力逐渐减弱所致。碱金属的硬度小，用小刀可切开。
碱金属的熔点低， 熔点最高的锂为180.5?,铯的熔点是28.4?。随着原子序数的增加，单质的熔点逐渐降低
物理性质:碱金属除铯略带金色光泽，其余都带银白色金属光泽，质地软，有延展性，密度比较小，熔沸点都比较低，是电和热的良导体。 (2)化学性质:A. 与非金属反应:碱金属的单质可与大多数非金属单质反应，生成物都是含R+阳离子的离子化合物。
碱金属与氧气反应时，除锂和常温下缓慢氧化的钠能生成正常的氧化物(R2O)外，其余的碱金属氧化物是复杂氧化
5
物。
4Li + O2 燃烧 2Li2O Na + O2 常温 Na2O
2Na + O2 燃烧 Na2O2(过氧化钠，氧元素化合价-1，发出淡黄色火焰，生成淡黄色固体)
2 K + O2常温K2O2 K + O2 燃烧 KO2 (超氧化钾)
B. 与H2O反应:碱金属单质都能与水反应，生成碱和氢气。 2R+2H2O=2ROH+H2?(R代表碱金属原子)
递变性: 随着原子序数的增大，金属与水反应的剧烈程度增大，生成物的碱性增强。 例如:钠与冷水反应放出热量将钠熔化成小球，而钾与冷水反应时，钾球发红，氢气燃烧，并有轻微爆炸。LiOH是强碱(也有资料将其归入中强碱)，CsOH是最强碱。2Na + 2H2O ==== 2NaOH + H2?2K
+ 2H2O ==== 2NaOH + H2?
现象:浮—碱金属浮在水面上 熔—熔成一个小球游—小球无规则的游动 响—发出“嘶嘶”声
缩—荣成的小球变小红—生成的水溶液加入酚酞变红 Rb 、 Cs 遇水立即燃烧甚至爆炸。
结论:碱金属元素随着核电荷数增加，半径增大，金属性增强。(同一周期从上到下，半径增大、熔沸点逐渐降低、密度逐渐增大，但Na的密度大于K的密度，因为从钠到钾的相对原子质量增大所起的作用小于原子体积所起的作用) C. 与盐的熔融态反应TiCl4 + 4Na===== 4NaCl + Ti D.
6
焰色反应
概念: 焰色反应是指某些金属或金属化合物在火焰上灼烧时，火焰呈现特殊的颜色(称焰色)。
几种金属及其离子的焰色
Li(Li+)紫红 Na(Na+)黄色K(K+) 紫色(透过蓝色钴玻璃观察)
Cu(Cu2+) 绿色Ca(Ca2+)砖红色 Ba(Ba2+) 黄绿色Sr(Sr2+)洋红色 焰色反应实验的注意事项 :
a(火焰最好是无色的或浅色的，以免干扰观察离子的焰色。 b(每次实验前要将铂丝在盐酸中洗净并在灯焰上灼烧至火焰无色(在酒精灯焰上烧至不改变焰色)。
，
c(观察K的焰色应透过蓝色钴玻璃片，以滤去对紫色光有遮盖作用的黄光，避免杂质N，
所造成的干扰。 (3)保存和用途
碱金属单质其活泼性很强，常温下碱金属在空气中易被氧气氧化，也易于水蒸气反应，故碱金属都应保存在煤油中，以隔绝空气和水。但锂的密度小于煤油，只能保存在密度更小的石蜡油或者封于石蜡中。试剂瓶中的药瓶取出来之后一般不允许放回原瓶，但取用剩余的钠、钾|应放回原瓶。
钠、钾合金室温下呈液态，是原子反应堆的导热剂，钠是一种很强的还原剂。也可用在光电源上，如钠灯，发出黄色
7
光，射程远，透雾能力强，亮度高。 (4)Na2O 和 Na2O2的比较
(5)碳酸钠和碳酸氢钠
A. 溶解度:碳酸的正盐只有钾、钠、氨可溶，碳酸的酸式盐都可溶。可溶性正盐的溶解 度大于其酸
式盐的溶解度。
B.稳定性:碳酸的正盐的稳定性大于其酸式盐的稳定性。可溶性正盐的稳定性大于难溶 性正盐的稳定性。 2. 卤素元素包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)。单质均为双原子分子，F2(浅绿色气体)、Cl2(黄绿色气体)、Br2(深红棕色液体)、I2(紫黑色固体)。主要化合价-1、+7，具有强氧化性。
(1)氯气的物理性质
氯气是黄绿色，有刺激性气味、密度比空气大的气体，易液化能溶于水，通常密封保存 于棕色试剂瓶中，氯气能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪为白色。 (2)化学性质:
A. 跟金属反应(与变价金属反应，均是金属氧化到最高价态，如3Cl2+2Fe==2FeCl3)B. 跟非金属反应，与H2反应。
C. 跟水反应 Cl2 + H2O ===HCl + HClO
D.跟碱反应 Cl2 + 2NaOH == NaClO + NaCl + H2O
工业上用氯气和石灰乳(氢氧化钙)制得漂粉精，漂粉精
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的有效成分是Ca(ClO)2.E 氯气能氧化还原性的粒子
Cl2 + 2KI === 2KCl + I2 (氯气的检验)
F. 氯气的实验室制法 MnO2 +4 HCl(浓) ? MnCl2 +
Cl2? + 2H2O 净化装置:用饱和食盐水除去HCl，再用浓硫酸干燥。 实验室经常用浓强碱吸收未反应完的Cl2。 (3)卤素的检验
用HNO3酸化的AgNO3溶液检验Cl-、Br-、I-的存在。AgCl(白色沉淀)、AgBr(浅黄色沉淀)、AgI(黄色沉淀)AgX均有感光性: 2AgX光2Ag + X2?
(4)在卤素化合物中，只有氟无正价，无含氧酸:在氯的含氧酸中，高价的酸性强，低价的氧化性强。即酸性:HClO4>HClO3>HClO2>HClO;氧化性:HClO.>HClO2>HClO3>HClO4。 (5)HX通常随着相对分子质量的增大，分子间作用力增强，熔、沸点升高，但HF的熔沸
点反常，是因为氢分子间易形成氢键。
(6)在卤素单质中，只有碘遇淀粉溶液变蓝，但碘的四氯化碳溶液遇淀粉并不变蓝。 3. 氧族元素包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、锑(Te)
(1)含氧酸酸性从上到下减弱
(H2SO4>H2SeO4>H2TeO4) (2)无氧酸的酸性从上到下增强(H2Te>H2Se>H2S>H2O)
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(3)O2与O3的比较:常温下，O2是无色无味的气体，而O3淡蓝色有特殊气味的气体;O2分子是直线形非极性分子，而O3分子为“V”形极性分子;O3具有强氧化性，具有漂白作用，可使有色物质褪色，还有杀菌作用。 (4) SO2与SO3的比较:SO2在标准状况下是一种无色、有刺激性气味的有毒气体，SO3在标准状况下是一种无色易挥发的固体，它们的化学性质不同:A 与水反应: SO2 + H2O === H2SO3(弱酸) SO3 + H2O === H2SO4 (强酸)
B. 与足量的强碱反应: SO2 + 2NaOH ==Na2SO3 + H2O
(亚硫酸盐)SO3 +2NaOH ==Na2SO4 + H2O (硫酸盐)
C. SO2既有氧化性又有还原性，SO3只有强氧化性。SO2+ 2H2S==3S?+ 2H2O SO2 + Cl2 + H2O === 2HCl + H2SO4
D. 合成途径不同:SO2由硫在空气中点燃直接生成，而SO3必须使SO2在一定温度、催化剂作用下与空气中的O2反应才能生成。
(5)硫酸的性质:硫酸是一种不挥发、高沸点的二元强酸。纯净的硫酸为无色、油状液体、密度比水大，可以任意比例溶于水。溶解过程中伴随着放热现象，因此稀释浓硫酸时，只能将浓硫酸沿着烧杯壁注入水中，并不断搅拌，这是一个放热的过程。A. 浓H2SO4 具有吸水性、脱水性(腐蚀性)、强氧化性。 2 H2SO4 + Cu ? CuSO4 + SO2? +2 H2O
2H2SO4 + C ? 2SO2? + CO2?+ 2H2O
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硫酸根离子的检验:先加入足量的稀盐酸，再加入BaCl2 溶液，有白色沉淀生成。离子方程式: Ba 2+ + SO42- ==
BaSO4 ? 4. 碳族元素及无机非金属材料 碳族元素包括 碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb)。 (1)碳和硅及其化合物间的相互转化关系
(2).硅的性质特殊性:
a.硅的还原性比碳强，而碳在高温下却能从二氧化硅中还原出硅。 SiO2+2C==Si+2CO? b.非金属单质一般不与弱氧化性酸反应，而硅不但能与氢氟酸反应，而且还有H2生 成 (与酸反应产生氢气是活泼金属的性质)。
Si+4HF==SiF4?+2H2? c.非金属单质与强碱溶液反应一般不生成氢气，而硅却不然。
Si+2NaOH+H2O====Na2SiO3+2H2? d.SiO2既能与酸反应又能与碱反应，但它不是一种两性氧化物，因为SiO只能与HF反应，而与其他酸不反应，且与HF反应时并没有同时生成盐和水。(3) 硅及其化合物的“反常”现象归纳
这种题型主要在物质推断中出现，硅及其化合物的“反常”现象往往是我们进行物质推断的题眼，所以对于这些“反常”现象需要记忆，这样便于我们迅速完成解题。 a.非金属单质一般为非导体，但Si为半导体。
b.硅化学性质不活泼，但自然界中却没有游离态的硅，它以二氧化硅、硅酸盐等形式存在。 c.硅的还原性比碳强，
11
而碳在高温下却能从二氧化硅中还原出硅:Si，
，2CO
?。
d.非金属单质与强碱溶液反应一般不生成氢气，而硅却不然:Si，2NaOH，H2O,Na2SiO3，2H2?。
e.非金属单质一般不与弱氧化性酸反应，而硅不但能与氢氟酸反应，而且还有氢气生成: Si，4HF,SiF4?，2H2?。
f.虽然二氧化硅是硅酸的酸酐，但不用二氧化硅与水反应制备硅酸，一般用可溶性硅酸盐跟酸作用来制备:Na2SiO3，2HCl,H2SiO3?，2NaCl。
g.酸性氧化物一般不与酸反应(除氧化还原反应外)，而二氧化硅却能与氢氟酸反应: SiO2，4HF=SiF4?，2H2O
g.无机酸一般易溶于水，而硅酸和原硅酸却难溶于水。
h.较强的酸能把较弱的酸从其盐溶液中制取出来，这是复分解反应的一般规律，如Na2SiO3，CO2，H2O=Na2CO3，H2SiO3?，而反应Na2CO3，SiO2
2SiO3，CO2?也能进行。
i.硅酸盐的水溶液俗称水玻璃，但它和玻璃的化学成分并不相同。硅酸钠也叫泡花碱，但它是盐而不是碱。
j.非金属氧化物一般是分子晶体，而二氧化硅却是原子晶体。
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范文四：第八章主族金属元素（一）
第五章 原子结构与元素周期律
本章要求
1.了解核外电子运动的特征，原子轨道和电子云的概念。理解四个量子数的物理意义和取值规则。
2.掌握原子核外电子排布所遵循的一般规律，能熟悉的写出元素的原子和简单离子的核外电子排布式。
3.掌握元素的原子核外电子排布与元素周期表的关系(周期、族、区)。 4.理解元素的性质:原子半径、元素的金属性和非金属性，元素的氧化值等性质的周期性变化规律与原子结构的关系。
本章共计4学时
第一节 原子核外电子的运动状态 1-1. 电子的波粒二象性
波函数与原子轨道
1. 薛定谔方程的解
2. 波函数
3. 原子轨道
4. s,p,d轨道的角度分布图
1-2. 概率密度与电子云
1. 概率密度
2. 电子云
3. 基态氢原子中径向电子概率密度分布或其电子云的径向分布图(P106图
5-3).
4. s,p,d电子云的角度分布图
?Ψ? 2
r
图5-1 基态氢原子中电子概率
图5-2 s,p,d电子云角度分布图 密度分布及电子云
1
1-4四个量子数
1. 主量子数n K,M,N,O,P…
2. 角量子数l s, p, d, f,
子数m 等价轨道或简并轨道 3. 磁量
4. 自旋量子数m s
例1.对于某多电子原子, 试问在其第三电子层中:
1).亚层数是多少? 并用符号表示各亚层.
2).各亚层上的轨道数是多少?该电子层上的轨道总数是多少?
3).哪些是等价轨道?
解.第三层为N, 其主量子数n = 3.
1). 亚层数是由角量子数的取值数所决定的, l = 0,1,2. 所以有三个亚层, 3s,3p,3d.
2). 各亚层的轨道数由磁量子数决定,
n = 3. l = 0, m = 0 1个3s轨道;
n = 3. l = 1, m = 0, +1,-1. 3个3p轨道;
n = 3. l = 2, m = 0, +1,-1, +2, -2. 5个3d轨道.
此电子层上共有9个轨道.
3). 3个3p轨道是等价轨道; 5个3d轨道也是等价轨道. 1-3. 多电子原子轨道的能级
鲍林(Pauling L)的近似能级图(P164图5-5)，横坐标为电子层(主量子数)，纵坐标为能量。他把他的能级图中能量相近的能级划归为一组，称为能级组，以虚线框起来。从第二能级组开始，每组都是从s能级开始，至p能级终止。各能级组号数等于原子的核外电子层数。能级组的划分与周期表中周期的划分一致。 1(同一主层中各亚层的能级顺序:
n s < n="">< n="" d="">< n="" f="">
2(同一亚层在不同电子层中的能级顺序:
1s <>< 3s="" 3(同一原子中第三层以外的电子层中常出现能级交错:="">
4s < 3d="">< 4p;="" 5s="">< 4d="">< 5p;="" 6s="">< 5d="">< 4f="">< 6p;="" ns="">< (n-1)d="">< (n-2)f="">< np.="">
第二节 原子中电子的排布 2-1 基态原子中电子的排布原理
1.能量最低原理
体系的能量越低，其状态越稳定。
2.泡利不相容原理
在同一个原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子。 3.洪德规则
电子将平行自旋分占尽可能多的等价轨道。
特例:全满、半满和全空的等价轨道最稳定。
2-2. 基态原子中的电子排布:P112的表5-2。
第三节 原子核外电子排布与元素周期律
2
3-1(周期与能级组:
周期:一特短、两短、两长、一特长和一个不完全的特长周期。 现已合成到112号元素。
3-2(族与价层电子构型:
价电子:参加化学反应时能用于成键的电子;价电子层:价电子所在的亚层。 同周期的元素的电子层数相同，同族中的元素的价电子构型基本相同。 主族:
副族:
3-3(周期表的元素分区:
s区、d区(ds区)、p区、f区。
第四节 元素性质的周期性
4-1原子半径(r):
共价半径 1(
2( 金属半径
3( 范德华半径:P119 表5-5
4-2电离能(I)
元素的第一电离能:由元素的基态的气态原子去掉一个电子成为气态的一价阳离子时所需要的能量。P120表5-6
4-3电负性(x)
为衡量元素的得失电子的综合能力。元素的电负性是指在分子中原子吸引成键电子的能力。见P121 表5-7。
4-5元素的金属性与非金属性
元素的金属性可用电离能来衡量，是元素的原子失电子成为阳离子的有力。 元素的非金属性可用电子亲和能来衡量。元素的金属性和非金属性可用电负性来综合衡量。
4-7元素的氧化值
元素的最高氧化值随价层电子构型的周期性重复，也呈周期性的变化。通常元素的最高氧化值等于其价电子总数，也等于其族数。如P122表5-8。 但也有例外:VIIIA和VIIIB，IB族(Cu为+2;Ag、Au为+3)。
3
范文五：活动1 同主族金属元素的还原性强弱比较
活动1 同主族金属元素的还原性强弱比较
【问题思考】
1、实验室里如何保存少量的金属钠？试解释其原因。
少量的钠保存在煤油或石蜡油中，因为钠的化学性质很活泼，易与O 2、H 2O 反应；钠的密度大于煤油和石蜡油的密度且不与之反应，故可以保存在里面。
2、钠是一种活泼的金属，在化学反应中表现出强还原性，试从原子结构方面加以解释。 钠原子结构示意图：
显+1价，表现出强还原性。 最外层电子数只有1个，且原子半径较大，因此容易失去电子
3、写出钠与水反应的离子反应方程式：2Na+2H2O=2OH-+2Na++H2↑；
钠在空气中燃烧的化学反应方程式：2Na ＋Ｏ２＝Ｎａ２Ｏ２
【活动内容】
? 【交流与讨论】
１、取用钾、钠固体时为何要用滤纸吸干表面的煤油？
煤油是易燃液体，钠、钾与水反应放出大量的热可能使煤油燃烧或者飞溅，发生实验事故而且会干扰实验现象，因此实验前要吸干表面的煤油。
2、比较上述有关钾、钠的实验现象的异同。解释钾单质燃烧时火焰除呈紫色外为何还出现黄色？
钾能与与Ｏ２、H 2O 反应，而且更加剧烈。因为钾中含有钠元素，所以燃烧时除了呈现紫色外还出现黄色。
3、从原子结构的观点解释钾、钠单质在物理性质和化学性质方面的相似性和递变性？ 钠原子和钾原子最外层都只有一个电子，该电子很容易失去，表现出很强的金属性，在化合物里的化合价是+1价；钾原子的电子层比钠多一个，因此原子半径比钠原子大，单质的熔沸点比钠单质低，金属性和还原性比钠强。
