金属与非金属

1、第一节 金属的冶炼一、金属元素是指价层电子数较少，在化学反应中较易失电子的元素。现共有90种。位于元素周期表的左方或左下方，包括s区（除H外）、d区、ds区、f区的全部元素，及p区左下角的10种元素。 黑色金属（Fe、Mn、Cr、V、Ti及其合金）按密度分：轻有色金属、重有色金属。4.5g/cm3有色金属（除黑色金属以外的所有金属） 按价格分：贵金属（金、银、铂系金属）、贱金属按性质分：准金属（介于典型的金属与典型非金属之剑的金属，分布于p区，有砷、硼、硅、硒和碲）、普通金属 按储量及分布等分：稀有金属和普通金属（划分不绝对）各类金属由于其结构及性质方面的差异，它们在自然界的存在方式各有特点。

2、少数性质极不活泼的金属，如金、银、汞、铂系等通常以游离态形式存在；性质稍有活泼的元素可以单质及化合态形式存在，如铁在自然界有铁矿石，也有陨石；第IA及IIA中的镁性质活泼，其卤化物大都溶解在海水和湖水中，少数埋藏于不受流水冲刷的岩石下面；过渡金属则主要以稳定的氧化物及硫化物形式存在。二、从自然界索取金属单质的过程称为金属的冶炼，冶炼方法有火法和湿法两大类。一般来说，金属的冶炼分为三个过程矿石的富集、冶炼和精炼。金属氧化物越稳定，则还原成金属就越困难，比较它们的生成自由能就可以知道。氧化物的生成自由能越负的，则该氧化物越稳定，而金属就越难被还原。从图中可以看出，凡DrGy为负值区域内的所有金属都

3、能自动被氧气氧化，凡在这个区域以上的金属则不能。如约在773K以上Hg就不被氧所氧化，而HgO只需稍微加热，超过773K就可以分解得到金属。稳定性差的氧化物DrGy负值小，稳定性高的氧化物DrGy负值大, 在自由能图中,一种氧化物能被位于其下面的那些金属所还原。如铝热法，在1073K时Cr2O3能被Al还原。生成CO的直线向下倾斜,这使得几乎所有金属的DrGy-T直线在高温下都能与C-CO直线相交。能够被碳还原，碳为一种广泛应用的优良的还原剂。工业上冶炼金属的一般方法：根据金属的存在形式、金属还原过程的热力学及其它诸多因素，工业上冶炼金属的方法主要由热分解法、热还原法、电解法和氧化法。1.热分

4、解法 一些金属仅用加热矿石的方法就可以得到。在金属活动顺序中，在氢后面的金属其氧化物受热就容易分解。如:HgO和Ag2O加热发生下列分解反应：2HgO=2Hg+O2­ 2Ag2O=4Ag+O2­ 将辰砂(硫化汞)加热也可以得到汞：HgS+O2=Hg+SO2­ 2.热还原法 这是最常见的从矿石提取金属的方法。焦炭、一氧化碳、氢和活泼金属等都是良好的还原剂。用焦炭作还原剂SnO2+2C=Sn+2CO2­， 反应若需要高温，常在高炉和电炉中进行。所以这种冶炼金属的方法又称为火法冶金，例如MgO+C=Mg+CO­ 如果矿石主要成分是碳酸盐，也可以用这种

5、方法冶炼。因为一般重金属的碳酸盐受热时都能分解为氧化物，再用焦炭还原。ZnCO3=ZnO+CO2­ ZnO+C=Zn+CO如果矿石是硫化物，那末先在空气中锻烧，使它变成氧化物，再用焦炭还原，如从方铅矿提取铅：2PbS+3O2=2PbO+2SO2­PbO+C=Pb+CO­ 用高纯氢和纯的金属氧化物为原料，可以制得很纯的金属。WO3+3H2=W+3H2O金属热还原法（金属置换法）用一种金属做还原剂（往往是较活泼的金属）把另一种金属从其化合物中还原出来的情形。一般而言，那些还原能力强、成本低、处理方便、易于分离、不与产品金属形成合金的金属常被选定为还原剂，如钠、镁、钙、

6、铝。如KCl+Na=NaCl+K­ TiCl4+2Mg=Ti+ZMgCl2 3.电解法 排在铝前面的几种活泼金属，不能用一般还原剂使它们从化合物中还原出来。这些金属用电解法制取最适宜，电解是最强的氧化还原手段。对活泼的金属如铝、镁、钙、钠等用熔融化合物电解法制备。4.氧化法 使用氧化剂制取金属单质的方法称为氧化法，如金、银的提取使用氰化法。现介绍几种常见的金属精炼方法：1.电解精炼:是广泛应用的一种金属精炼方法。电解时将不纯的金属做成电解池的阳极，纯金属做成阴极。常用此法精炼提纯的金属有Cu、Au、Pb、Zn、Al等。2.气相精炼法：镁、汞、锌、锡等可用直接蒸馏法提纯。例如，粗锡中的

7、锡和所含杂质具有不同的沸点，控制温度在锡的沸点以下，“杂质沸点”以上，可使杂质挥发除去。为了改善蒸馏条件，采用真空蒸馏是很适合的。羰化法：是提纯金属的一种较新的方法。现以镍为例，羰化法提纯镍是基于镍能与一氧化碳生成易挥发并且也容易分解的一种化合物四羰基合镍。Ni+4CO=Ni(CO)4­ Ni(CO)4=Ni(99.998%)+4CO­4.区域熔炼：将要提纯的物质放进一个装有移动式加热线圈的套管内，强热熔化一个小区域的物质，形成熔融带。将线圈沿管路缓慢地移动，熔融带便随着它前进。一般混合物的熔点较组成混合物的纯物质的熔点低，因此当线圈移动时，熔融带的末端即有纯物质晶体产生。

8、不纯物则汇集在液相内，随线圈的移动而集中于管子末端，这样便能轻易地将不纯物自样品末端除去。此法常用于制备半导体材料镓、锗、硅和高熔点金属等。产品中杂质含量可低于10-10%。三、金属的物理性质金属非金属1.熔点高常温下溴为液体，而氧、氟、氯等均为气体，有些为固体2.大多数金属密度较大一般密度较小3.有金属光泽大多无金属光泽4.大多是热及电的良导体，电阻通常随温度的升高而增大大多不是热和电的良导体，电阻通常随温度的升高而减小5.大多具有延展性大多不具有延展性6.固体金属大多属金属晶体固体大多属分子晶体7.蒸气分子大多是单原子的蒸气（或气体）分子大多是双原子或多原子的自由电子的存在和紧密堆积的结构

9、使金属具有许多共同的性质。如：1、金属光泽：当光线投射到金属表面上时，自由电子吸收所有频率的光,然后很快放出各种频率的光(全反射),绝大多数金属呈现钢灰色以至银白色光泽。此外，金显黄色，铜显赤红色，铋为淡红色，铯为淡黄色，铅是灰蓝色，这是因为它们较易吸收某一些频率的光之故。金属光泽只有在其为晶体时才能表现出来，在粉末状时，金属的晶面取向杂乱，晶格排列不规则，吸收可见光后辐射不出去，因而显黑色。许多金属在光的照射下能放出电子(光电效应)。另一些在加热到高温时能放出电子(热电现象)。2、金属的导电性和导热性：大多数金属有良好的导电性和导热性。常见金属的导电和导热能力由大到小的顺序排列如下：Ag，C

10、u，Au，Al，Zn，Pt，Sn，Fe，Pb，Hg 3、超导电性：金属材料的电阻通常随温度的降低而减小。1911年H.K.Onnes发现汞冷到低于4.2K时，其电阻突然消失,导电性差不多是无限大,这种性质称为超导电性。具有超导性质的物体称为超导体。4、金属的延展性：金属有延性，可以抽成细丝。例如最细的白金丝直径为1/5000mm。金属又有展性，可以压成薄片，例如最薄的金箔，可达1/10000mm厚。5、金属的密度：锂、钠、钾比水轻，锇、铁等比水重。6、金属的硬度：一般较大，但它们之间有很大差别。有的坚硬,如铬、钨等；有些软,可用小刀切割如钠、钾等。7、金属的熔点：金属的熔点一般较高，但高低差别

11、较大。最难熔的是钨，最易熔的是汞、铯和镓。汞在常温下是液体，铯和镓在手上受热就能熔化。8、金属玻璃(非晶态金属)：将某些金属熔融后,以极快的速度淬冷。由于冷却速度极快,高温时金属原子的无序状态被“冻结”,不能形成密堆积结构，得到与玻璃类似结构的物质,故称为金属玻璃。金属玻璃同时具有高强度和高韧性、优良的耐腐蚀性和良好的磁学性能，因此它有许多重要的用途。典型的金属玻璃有两大类：一类是过渡金属与某些非金属形成的合金；另一类是过渡金属间组成的合金。四、金属的化学性质多数金属元素的原子最外层只有3个以下的电子，过渡金属还能失去部分次外层的d电子。金属通常易失去电子，表现出较强的还原性。但各种金属原子失

12、去电子的难易程度差别很大，因此，金属还原性的强弱也大不相同。1.金属与非金属反应：位于金属活动顺序表前面的一些金属很与氧化合形成氧化物，钠、钾的氧化很快，铷、铯会发生自燃。位于金属活动顺序表后面的一些金属，如铜、汞等必须在加热情况下才能与氧化合，而银、金即使在炽热的情况下也很难与氧等非金属化合。如铝、铬形成致密的氧化膜，防止金属继续被氧化，即钝化。在空气中铁表面生成的氧化物结构疏松，因此，铁在空气中易被腐蚀。2.金属与水、酸的反应：钠、钾与水剧烈反应。钙与水的作用比较缓和，镁只能与沸水起反应，铁则须在炽热的状态下与水蒸气发生反应。在活动顺序表中排在H前面的金属都可以稀酸反应，排在H后面的金属一

13、般不容易被酸中的氢离子氧化，只能被氧化性的酸氧化，或在氧化剂的存在下，与非氧化性酸反应。如铜不和稀盐酸反应，而能与硝酸反应。3.金属与碱反应：金属除了少数显两性以外，一般都不与碱起作用。锌、铝与强碱反应，生成氢和锌酸盐或铝酸盐，反应如下：Zn+2NaOH+2H2O=Na2Zn(OH)4+H2­ 2Al+2NaOH+6H2O=2NaAl(OH)4+3H2­ 铍、镓、铟、锡等也能与强碱反应。4.金属与配位剂的作用：如铜不能从水中置换出氢气，但在适当配位剂存在时，反应就能够进行：2Cu+2H2O+4CN-=2Cu(CN)2-+2OH-+H2­ 如有氧参加，这类反应更易进

14、行。4M+2H2O+8CN-+O2=4M(CN)2-+4OH-(M=Cu,Ag,Au)。这个反应是从矿石中提炼银和金的基本反应。王水与金、铂的反应都与形成配合物有关。五、合金合金可认为是具有金属特性的多种元素的混合物，在熔化状态时金属可互相溶解或混合形成合金，金属与某些非金属也可形成合金。一般有三种类型的合金：低共熔混合物、金属固熔体和金属化合物。低共熔混合物是两种金属的非均匀混合物，它的熔点总比任一纯金属的熔点要低。金属固熔体具有一种均匀的组织。它是合金组成物在固态下彼此相互溶解而形成的晶体，称为固溶体（固态溶液）。固溶体中被溶组成物（溶质）可以有限地或无限地熔于基体组成物（溶剂）的晶格中。

15、根据溶质原子在晶体中所处的位置，固溶体分为置换固溶体、间充固溶体和缺位固溶体。当两种金属元素的电负性、电子构型和原子半径差别较大时则易形成金属化合物，又称金属互化物。有组成固定的“正常价”化合物和组成可变的电子化合物，它们的结构不同于单一金属。在正常价化合物中的化学键介于离子键和共价键之间。大多数金属化合物是电子化合物，它们以金属键结合，其特征是化合物中价电子数与原子数之比有一定值。第二章 s区金属（碱金属与碱土金属）IA族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫6种元素，这些金属的氢氧化物都是强碱，故称该族元素为碱金属。钠和钾为生命必须元素。IIA族包括铍、镁、钙、锶、钡和镭6种元素，由于钙、锶、钡的氧化

16、物在性质上介于“碱性的”“土性的”（既难溶于水又难熔融的Al2O3称为“土”）之间，所以这几种元素就称为碱土金属，现习惯上把铍、镁也包括在内。叶绿素中含有镁，镁对职务的光合作哟至关重要。这两族元素的许多性质变化都是很有规律的。在同一族内，从上到下原子半径依次增大，电离能和电负性依次减小，从而金属的活泼性从上到下依次增强。碱金属和碱土金属元素原子的价电子构型分别为ns1和ns2，次外层均为8电子的饱和结构，对核电荷的屏蔽效应较强，因此它们在化学反应中易失去最外层的电子，形成离子型化合物。碱金属元素的第一电离能较小，第二电离能远大于第一电离能，因此它们在化合物中显+1价。与碱金属元素相比，碱土金属

17、元素的电离能要大些，较难失去第一个电子，从表面上看，碱土金属元素要失去第二个电子似乎更难，但由于它们的+2价的化合物的晶格能很大，因此它们在化合物中通常表现为+2价。一、碱金属的重要反应反应通式说明2M+X2=2MXX为卤素4M+O2=2M2O只限于Li2M+O2=M2O2M为Na、K、Rb、CsM+O2=MO2特别是K、Rb、Cs2M+S=M2S6M+N2=2M3NLi3N较稳定，其他不太稳定3M+P=M3P2M+H2=2MH反应剧烈，生成离子型氢化物2M+2H2O=2MOH+H2­反应剧烈2M+2NH3=2MNH2+H2­M为Na、K、Rb、Cs，慢反应。系统中若有过渡

18、金属盐和铁盐，这类反应将会十分快速进行4M+O2+2CO2=2M2CO3在空气中二、碱土金属的重要反应反应通式说明M+X2=MX2X为卤素2M+O2=2MOM+O2=MO2加压下，M=Sr、BaM+S=MS与Se、Te也发生作用2M+N2=M3N2加热M+H2=MH2加热，M=Ca、Sr、BaM+2H+=M2+H2­除Be外，反应剧烈M+2H2O=M(OH)2+H2­冷水中只与Ca、Sr、Ba反应，Be、Mg与水蒸气反应生成氧化物M+6NH3=M(NH3)6M=Ca、Sr、Ba3M+8H+2NO3-=3M2+2NO+4H2OM=Mg、Ca、Sr、Ba，反应剧烈M+2H+(H

19、2SO4)=M2+H2­M=Ca、Sr、Ba，反应缓慢，由于生成不溶的MSO4三、金属单质的制备碱金属和碱土金属很活泼，所以经常采用熔盐电解方法和热还原法生产。熔盐电解方法：如金属钠的生产是采用以石墨为阳极，以铸钢为阴极，电解 NaCl熔盐的方式进行。Na 的沸点与NaCl的熔点相近，易挥发损失掉Na。为此要加助熔剂，如 CaCl2，以降低熔盐的温度。这样，在比 Na 的沸点低的温度下 NaCl 即可熔化。液态Na 的密度小，浮在熔盐上面，易 于收集。加助熔剂不利的影响是，产物中总有少 许 Ca。阳极2 Cl Cl2 + 2 e 阴极2 Na+ + 2 e 2 Na。与此相类似，电解

20、 MgCl2 熔盐，可得金属单质镁。钙、锶、钡都可以通过电解其熔融氯化物制备。热还原法：如用热还原法制备金属钾，在 850 用金属钠来还原氯化钾，其反应为KCl（l）+ Na NaCl + K（g）。钾的沸点低，KCl 熔融温度下，钾已汽化，使平衡右移。铷和铯的制备方法与钾类似，铍通常是用金属镁在约 1300 下还原 BeF2 进行制备。四、金属氧化物碱金属和碱土金属形成的氧化物主要有：正常氧化物（O2）、过氧化物（O22）、超氧化物（O2）、臭氧化物（O3）。碱金属、碱土金属在空气中燃烧，得到不同的主产物：碱金属中只有锂生成正常氧化物 Li2O。其他碱金属分别生成过氧化物 Na2O2；超氧化

21、物 KO2，RbO2 和 CsO2。K，Rb，Cs 有臭氧化物 MO3 。碱土金属将生成正常氧化物MO。1.普通氧化物 锂在空气中燃烧的主要产物为 Li2O，其他碱金属的普通氧化物可以用碱金属单质或叠氮化物还原其过氧化物、硝酸盐或亚硝酸盐制备：2 Na+Na2O2=2 Na2O 2 KNO3 +10 K=6 K2O+N2 3NaN3+NaNO2 =2 Na2O +5 N2 。碱金属的普通氧化物从 Li2O 到 Cs2O 颜色逐渐加深： Li2O 白色， Na2O 白色，K2O 淡黄色，Rb2O 亮黄色，Cs2O 橙红色。碱土金属的普通氧化物可以通过其碳酸盐、氢氧化物、硝酸盐或硫酸盐的热分解来制

22、备。碱土金属的普通氧化物均为白色。普通氧化物热稳定性总的趋势是，同族从上到下依次降低，熔点也依次降低。碱土金属离子半径小、正电荷高，其普通氧化物的晶格能大，因而其熔点比碱金属的熔点高很多。碱金属和多数碱土金属普通氧化物同水反应生成相应的氢氧化物，并放出热量。如Na2O + H2O=2 NaOH CaO + H2O=Ca（OH）2。BeO 和 MgO 极难与水反应。2.过氧化物 最重要的过氧化物是过氧化钠Na2O2 ，过氧化钙CaO2和过氧化钡BaO2。如工业上是将钠加热熔化，通过一定量的除去二氧化碳的干燥空气，维持温度在 180 200 ，钠即被氧化为 Na2O；进而增加空气流量并迅速提高温度

23、至 300 400 ，既可以制得较纯净的 Na2O2 黄色粉末。4 Na+O2=2 Na2O 2 Na2O2 +O2=2 Na2O2 。过氧化物可与水或稀酸作用，生成 H2O2：Na2O2+2H2O=H2O2+2NaOH Na2O2+H2SO4 =H2O2+ Na2SO4 过氧化物与 CO2 反应放出 O2： 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3 +O2 过氧化物具有强氧化性：3Na2O2 +Fe2O3 =2Na2FeO4 + Na2O 3Na2O2 + Cr2O3=2Na2CrO4 +Na2O 过氧化物也具有还原性：5 Na2O2+ 2 MnO4 + 16 H+=5 O2 +2 Mn2+

24、+ 10 Na+ + 8 H2O 碱金属的过氧化物中，Li2O2 稳定性较差，在 195 以上分解，其他过氧化物的热稳定性较高。3.超氧化物和臭氧化物 超氧化物是很强的氧化剂，与水或其他质子溶剂发生剧烈反应产生氧气和过氧化氢： 2KO2+2H2O=O2 + H2O2 + KOH 超氧化物在高温下分解为氧化物和氧气： 4KO2= 2K2O + 3O2 4KO2 +2CO2 =2K2CO3 + 3O2 臭氧化物可以通过下面反应制取，如臭氧化钾:6 KOH+ 4 O3= 4 KO3+ 2 KOHH2O+ O2（g） KO3 不稳定，缓慢分解为 KO2 和 O2，遇水剧烈反应，也放出 O2：2KO3=

25、2KO2 + O2 4KO3 +2H2O= 4KOH+ 5O2 五、氢氧化物碱金属和碱金属的氢氧化物都是白色固体。Be（OH）2显两性，其余碱金属和碱土金属的氢氧化物均为碱性。 除氢氧化锂外，碱金属的氢氧化物都易溶于水，在空气中很容易吸潮，它们溶解于水时放出大量的热。碱土金属的氢氧化物在水中要小很多，溶解度在同族中按从上到下的顺序增大。Be（OH）2和Mg（OH）2难溶于水，其余碱土金属氢氧化物的溶解度也较小。氢氧化钠（NaOH），又称烧碱、火碱和苛性碱。NaOH 是强碱，有很强的腐蚀性，不能用磨口玻璃瓶盛放，会缓慢生成 Na2SiO3，将磨口玻璃塞与瓶口粘在一起。六、盐类碱金属盐：除锂外，碱

26、金属盐都是离子化合物，大部分易溶与水。锂的强酸盐易溶于水，一些弱酸盐在水中溶解度较差，如氟化锂 LiF，碳酸锂 Li2CO3，磷酸锂 Li3PO4 。碱土金属盐：碱土金属盐都是离子化合物。碱土金属与负一价离子形成的盐一般易溶与水，碱土金属与负电荷高的负离子形成的盐的溶解度一般都较小。含氧酸盐的热稳定性：正离子电荷越高，半径越小，离子的极化能力越强，其含氧酸盐越不稳定，分解温度越低。碱金属含氧酸盐的热稳定性一般比碱土金属含氧酸盐的热稳定性高。六、锂的特殊性锂表现出与 Na 和 K 等同族元素的不同性质。锂与 IIA 族的 Mg 相似。 1.在氧气中燃烧，生成 Li2O，而不生成过氧化物或超氧化物

27、，和 Mg 相似。4 Li+O2=2 Li2 O 2 Mg + O2= 2 MgO 2.锂和镁的氢氧化物 LiOH 和 Mg OH 2 的溶解度都很小，而其它碱金属氢氧化物都易溶于水。锂与镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐都是难溶盐，而碱金属的氟化物、碳酸盐、磷酸盐都易溶于水。3.硝酸锂和硝酸镁的受热分解产物是金属的普通氧化物、二氧化氮和氧气，而其它碱金属硝酸盐受热分解的产物是亚硝酸盐和氧气。4. Li 和 Mg 都可以和 N2 直接化合，其余碱金属不能。6 Li+N2=2 Li3N 3 Mg + N2=Mg3N2 Li和Mg 、Be和Al、B和Si的相似，体现着元素周期表的对角线规则。Be和Al：两

28、者都是活泼金属，在空气中易形成致密的氧化膜保护层；两性元素，氢氧化物也属两性；氧化物的熔点和硬度都很高；卤化物均有共价型；盐都易水解；碳化物与水反应生成甲烷。B和Si：自然界均以化合物形式存在；单质易与强碱反应；氧化物是难熔固体；H3BO3 和 H2SiO3 在水中溶解度不大；由于BB和SiSi键能较小，烷的数目比碳烷烃少得多，且易水解；卤化物易水解；易形成配合物，如 HBF4 和 H2SiF6。第三节 p区金属p区金属包括Al、Ga、In、Tl、Ge、Sn、Pb、Sb、Bi、Po十种元素，其中Po为放射性元素。p区同族金属元素从上到下原子半径逐渐增大，失电子趋势逐渐增大，元素的金属性逐渐增强

29、。但总的看来，p区金属元素的金属性较弱，部分金属如Al、Ga、In、Ge、Sn和Pb的单质、氧化物及其水合物均表现出两性，它们在化合物中还往往表现出明显的共价性。相对而言，Tl、Pb和Bi的金属性较强.p区金属元素的价电子构型为ns2np1-4 ，内层为饱和结构。由于ns、np电子可同时成键，也可仅由np电子参与成键，因此它们在化合物中常有两种氧化态，且其氧化值相差为2。p区金属元素的高价氧化态化合物多数为共价化合物，低氧化态的化合物中部分离子性较强。另外，大部分p区金属元素在化合物中，电荷较高，半径较小，其盐类在水中极易水解。一、铝、镓分族1.存在形态：Al，Ga，In，Tl 均为银白色，质

30、轻而富有延展性的金属，它们相当活泼，以化合物形式存在于自然界。铝在地壳中的含量仅次于氧和硅，居第三位，镓，铟，铊没有单独的矿藏，都分散作为与其它矿共生的组分存在。2.价电子结构：ns2np1它们的一般氧化态为+3，同其它主族元素一样，随着原子序数的递增，生成低氧化态（+1）的倾向随之增强，因此，镓，铟，铊在一定条件下能显示出+1氧化态，特别是Tl的+1氧化态是常见的，并且一价Tl化合物具有较强的离子键特征。3.价键特征：这些元素与其它元素化合时以离子键为主，但由于形成M+3离子所需的电离能很大，因此它们的+3氧化态化合物有很强的共价性。例如在卤化物中，除氟化物为离子型的以外，其它都是共价型的，

31、熔、沸点低;易水解。4.缺电子特征：Ga(OH)3的酸性比 Al(OH)3, In(OH)3都强；Tl2O,TlOH碱性，易溶于水,其它都是难溶于水的两性物质; TlOH不稳定，易分解为Tl2O（黑色）。一、单质铝的冶炼及性质1.铝的冶炼2.铝的性质Al为银白色，质软、轻而富有延展性的金属。铝的密度小，延展性、导电性、导热性好，有一定的强度，又能大规模地生产，所以铝及其合金被广泛地用于电讯器材、建筑设备、电器设备的制造以及机械、化工和食品工业中。（1）铝的亲氧性 铝与氧反应的自发性程度很大，铝一接触空气，表面立即氧化，生成一层致密的氧化膜而耐腐蚀。铝能夺取化合物中的氧且放出大量的热，致使反应时

32、不必向体系供热。如Fe2O3粉与铝粉的反应，用引燃剂点燃后，反应即猛烈进行，放出的热可使铁熔化。故铝是冶金上常用的还原剂，在冶金学上称为铝热法。（2）铝的两性 铝既能溶于稀盐酸和稀硫酸中，也易溶于强碱中：2Al(s)+6H+(aq)=2Al3+(aq)+3H2(s) 2Al(s)+2OH-(aq)+6H2O(l)=2Al(OH)4-(aq)+3H2(g) 铝在冷的HNO3和浓H2SO4中，铝的表面易钝化。二、铝的化合物Al2O3是一种白色男溶于水的粉末，它有多种变体，其中最为人所知的是a-Al2O3和-Al2O3。a-Al2O3称为刚玉，硬度大，不溶于水、酸、碱。-Al2O3可溶于酸、碱，可作

33、为催化剂载体， 有些氧化铝晶体透明，因含有杂质而虽现鲜明颜色。Al(OH)3两性，加酸生成铝盐，加碱生成铝酸盐。其碱性略强于酸性。铝盐在水中强烈水解，铝盐溶液因水解均呈酸性: 。弱酸的铝盐在水中几乎完全水解，所以制备Al2S3, Al2(CO)3不能用湿法制得。在三卤化铝中，除AlF3为离子型化合物外，其余均为共价型化合物。在气相或非极化溶剂，AlCl3,AlBr3,AlI3均是二聚体。如图，因为AlCl3为缺电子分子，Al倾向于接受电子对形成sp3杂化轨道。两个AlCl3分子间发生ClAl的电子对授予而配位，形成Al2Cl6分子。以铝灰和盐酸(适量)为主要原料，在控制的条件下制得一种碱式氯化

34、铝。它是由介于AlCl3和Al(OH)3之间一系列中间水解产物聚合而成的高分子化合物，且有桥式结构，它有强的吸附能力，用作高效净水剂。Al+HCl+H2OAl2(OH)nCl6-nm无水硫酸铝Al2(SO4)3为白色粉末。从水溶液中得到的为Al2(SO4)3·18H2O。将纯Al(OH)3溶于热的浓H2SO4或者用H2SO4直接处理铝土矿或粘土都可以制得Al2(SO4)3。硫酸铝易与K+、Rb+、Cs+、NH4+和Ag+等的硫酸盐结合形成矾，其通式为MAl(SO4)2·12H2O(M表示一价金属离子)。硫酸铝钾KAl(SO4)2·12H2O叫做铝钾矾，俗称明矾，它

35、是无色晶体。二、锗分族1.存在形态：锗为稀有元素，无独立的矿物，常以硫化物形式伴生在其它金属的硫化物矿中。锡在自然界中以氧化物如锡石SnO2的状态存在。铅以各种形态的化合物存在，其中最重要的是方铅矿(PbS)。2.价电子结构：电子层构型为ns2np2，常见氧化态为：+4，+2在锗、锡、铅中随着原子序数的增大，低氧化态稳定性逐渐增强。这种递变规律在其它几个主族中也同样存在，这是由于ns2电子对逐渐稳定的结果。3.物理性质：a、锗为银白色的硬金属。晶态锗具有类似金刚石的结构。为重要的半导体材料。铅为重而软的金属，密度很大。新切开的铅表面有金属光泽，但很快变成暗灰色（铅与空气中的水、氧和CO2作用生

36、成了致密的碱式碳酸铅保护层）。由于铅的稳定性及质软，用它制作铅片，铅管，铅蓄电池。锡有三种同素异性体：b、三种元素的常见氧化态为+IV和+II。+4氧化态化合物的稳定性是：Ge>Sn>Pb+2氧化态化合物的稳定性是：Ge<Sn<<Pb Ge和Sn的化合物为共价化合物，从Ge到Pb，低价化合物趋于稳定。Pb(II)有离子化合物。4.化学性质：a、它们属于中等活泼的金属，活泼性锗锡铅。表21-5 列出了锗、锡、铅的主要化学性质。b、与氧反应：在通常条件下，空气中铅能被氧化，在铅表面生成一层氧化铅或碱式碳酸铅，且形成保护膜。空气中的氧对锗和锡都无影响。三种金属在高温下能

37、与氧反应生成氧化物。c、与酸反应：与HCl反应：锗：不反应。锡 ：与稀酸反应慢，与浓酸反应铅：反应生成微溶物覆盖在Pb表面，反应中止。 与H2SO4反应：锗：与稀酸不反应，但可与浓酸反应。锡：与稀酸难反应，与热的浓酸反应同锗。铅：与稀H2SO4反应，但因生成难溶PbSO4覆盖层，反应中止，但易溶于热浓H2SO4。总结：与酸反应规律：（1）锗不与非氧化性酸反应。（2）Sn与非氧化性酸反应生成（）化合物（3）Ge，Sn与氧化性酸反应生成（）化合物。（4）Pb与酸反应都得（）化合物d、与碱反应：锗同硅相似，与强碱反应放出H2，生成锗（）酸盐。 锡，铅也能与强碱缓慢反应。5.锗、锡、铅的氧化物锗、锡、

38、铅有MO2和MO两类氧化物。MO2都是共价型、两性偏酸性的化合物。MO也是两性的，但碱性略强。MO化合物的离子性也略强，但还不是典型的离子化合物。所有这些氧化物都是不溶于水的固体。MO2状态MO状态GeO2白色固体GeO黑色固体SnO2白色固体SnO黑色固体PbO2棕黑色固体PbO黄或黄红色固体1）锡的氧化物：在锡的氧化物中重要的为二氧化锡SnO2，不溶于水，难溶于酸或碱的水溶液。但是： SnO2+2NaOH（熔融）=Na2SnO3+H2O SnO2+2Na2CO3+4SNa2SnS3+Na2SO4+2CO2 SnO2是锡石的主要成分，为非整比化合物，其晶体中锡的比例较大，从而形成n型半导体。

39、当该半导体吸附象H2、CO、CH4等具有还原性、可燃性气体时，其电导会发生明显的变化，利用这一特点，SnO2被用于制造半导体气敏元件来检测气体，从而可避免中毒、火灾、爆炸等事故的发生。SnO2还用于制不透明的玻璃、珐琅和陶瓷。2）铅的氧化物：铅除了有PbO(密陀僧)和PbO2以外,还有常见的“混合氧化物”Pb3O4(铅丹或红丹,2PbO·PbO2)。一氧化铅: 它有两种变体：红色四方晶体和黄色正交晶体。在常温下，红色的比较稳定。PbO难溶于水，两性偏碱性化合物，易溶于醋酸或硝酸得到Pb(II)盐，难溶于碱。用于制铅蓄电池。 二氧化铅：棕黑色粉末，难溶于水的两性氧化物，酸性大于碱性 P

40、bO2+NaOH（熔融）=Na2PbO3+H2O PbO2+4HCl=PbCl4(分解为PbCl2和Cl2)+H2O 加热二氧化铅：PbO2-Pb2O3+O2-Pb3O4+O2-PbO+O2 四氧化三铅: Pb3O4(铅丹或红丹)测定其结构为Pb2IIPbIVO4。Pb3O4 +HNO3= PbO2+ Pb(NO3)2+H2O6.锗、锡、铅的氢氧化物制备：由于锗，锡，铅的氧化物难溶于水，它们的氢氧化物是用盐溶液加碱制得氧化物的水合物。M(OH)2，M(OH)4它们都是两性化合物，在水溶液中可进行两种方式的电离：7.卤化物a、四卤化物：MX4具有共价化合物的特征，熔沸点低，易挥发或升华。常用的M

41、X4为GeCl4和SnCl4。这两种化合物在常况下均为无色液态，它们在空气中因水解而发烟。SnCl4用作媒染剂、有机合成上的氯化催化剂及镀锡的试剂。b、二卤化物：MX2 为离子化合物，熔点较高。重要的MX2为氯化亚锡SnCl2，它是生产上和化学实验中常用的还原剂。2HgCl2（过量）+SnCl2=Hg2Cl2(白色)+SnCl4，Hg2Cl2+SnCl2=Hg(黑色)+SnCl4。此反应很灵敏，常用来检验Hg2+和Sn2+的存在。SnCl2易水解：SnCl2+H2O=Sn(OH)Cl(白色)+HCl，配制SnCl2溶液时，先将SnCl2固体溶解在少量浓盐酸中再稀释。为防止Sn2+氧化，常在新配

42、制的SnCl2溶液中加少量金属Sn。PbCl2 （白）难溶于冷水,易溶于热水,也能溶解于盐酸，形成配离子：PbCl2+2HClH2PbCl4PbI2为黄色丝状有亮光的沉淀，难溶于冷水，易溶于沸水，溶于KI溶液中生成配离子。PbI2+2KIK2Pbl48、硫化物（MS2, MS）没有PbS2；高氧化态硫化物显酸性，能溶于碱性试剂中；低氧化态的硫化物显碱性，不溶于碱性试剂Na2S中，但可溶于氧化性试剂多硫化铵,生成硫代锗酸盐和硫代锡酸盐。三、锑和铋1.锑、铋属周期表中VA族的金属元素。锑、铋的主要氧化态呈+III、+V。它们的+III氧化态最稳定，+V氧化态的氧化性较强，+V氧化态的铋化合物是最强

43、的氧化剂。常温下锑、铋在水和空气中比较稳定,在高温时能和氧、硫、卤素反应,产物一般是三价。锑、铋都不溶于稀酸和非氧化性酸,能与氧化性酸反应。2Sb+6H2SO4(热、浓)Sb2(SO4)3+SO2+6H2O 2Bi+6H2SO4(热、浓)=Bi2(SO4)3+SO2+6H2O锑在冶金中可制造合金。锡、铅、锑三者的合金可用于铸件、活字中，铅锑合金可用于铅蓄电池。锑也用于半导体工业中.铋可制低熔合金，用于自动关闭器和活字合金中。2.氢化物锑、铋都能生成氢化物MH3，都是无色有恶臭和有毒的气体，极不稳定。 SbH3在室温下即分解， BiH3在228K分解。氢化物都是强还原剂。3.氧化物锑、铋的氧化物

44、主要有两种形式，即+III氧化态的Sb4O6 、 Bi2O3和+V氧化态的Sb4O10 和Bi2O5。Sb4O10 ：淡黄色粉末、 酸性、易溶于碱；Sb2O3: 又称锑白，白色颜料,其遮盖力仅次于钛白；两性氧化物，能溶于酸和碱。 Bi2O3：弱碱、只溶于酸。4.氢氧化物锑 化 合 物铋 化 合 物+IIISb4O6 、 Sb(OH)3 （两性偏碱性，易溶于酸碱）Bi2O3 、 Bi(OH)3 （弱碱性，只溶于酸） +VSb4O10、 HSb(OH)6 （两性偏酸性，易溶于碱）酸碱性递变规律从锑到铋，氧化物及其水合物的碱性递增，酸性递减；同一元素+V氧化态化合物的酸性比+氧化态的强。锑、铋的+I

45、II氧化态的化合物较稳定，+V氧化态的化合物具有氧化性。如Bi(v)能将Mn2+氧化成MnO4-。5.卤化物锑、铋的三卤化物在溶液中都会强烈地水解：MCl3+2H2O = MOCl +2HCl,锑和铋的卤化物水解不完全，常温下通常停留在酰基盐阶段。锑、铋的三卤化物易形成配合物。已知的五卤化物只有SbF5、SbCl5和BiF5三种，都是强氧化剂，其中BiF5极不稳定，易分解。此外，五卤化物易形成配合物。6.硫化物锑、铋为亲硫元素，在自然界中主要以硫化物形式存在。的M3+盐溶液中或用强酸酸化的MO33-、MO43-液中通人H2S都可得到相应的硫化物沉淀。硫化物Sb2S3Sb2S5Bi2S3颜色橙红

46、橙红棕黑在浓盐酸中溶溶，Sb(V)变成Sb()溶在氢氧化钠中溶溶不溶在Na2S或(NH4)2S中溶易溶不溶酸碱性两性两性碱性第四节 过渡金属过渡元素：周期表中的B族至（不包括镧以外的镧系元素和锕以外的锕系元素）称为过渡元素。它们的结构特征是 (n-1)d轨道未填满: (n-1)d110ns12, 所以把这些过渡元素称为d区元素，又称为d区金属。由于IB元素的某些氧化态也有部分填充的d电子，且化学性质与过渡元素相近，所以常把铜族元素也包括在过渡元素的范围内。第一过渡系元素特征电子层结构为(n-1)d1-10ns1-2 。第一过渡系元素电离能和电负性都比较小，为负值，表明具有较强的还原性，从左到右

47、金属活泼性降低。同族元素的活泼性从上到下依次减弱。IIIB族是它们中等活泼的金属，性质与碱土金属接近。第一过渡系金属从左到右原子半径开始明显减小后平缓变化。 第一过渡系金属从左到右金属的熔点随原子序数的变化出现两个峰值。（因为随着原子序数的增加，用于形成金属键的未成对的d电子增多，熔点增加。然后又随着可用于形成金属键的d电子的成对而减少，熔点降低。边界元素Mn和Zn的3d能级为半充满和全充满的稳定构型而使熔点较低。）过渡金属元素都有可变氧化态，通常有小于它们族数的氧化态。1. 第一过渡系元素除钪外都可失去4s2形成+II氧化态阳离子。 2. 由于3d和4s轨道能级相近，因而可失去一个3d 电子形成+III氧化态阳离子。 3. 随着原子序数的增加，稳定氧化态先是逐渐升高，达到与其族数对应的最高氧化态，随后出现低氧化态。 4. 同一元素氧化态的变化是连续的。5. 第一过渡系后半部分的元素（V,Cr,Mn,Fe,Co）能出现零氧化态，它们与不带电的中性分子配体形成羰基配合物。第五节 ds区金属一、铜副族元素（1）物理性质：铜副族元素属于重金属，导电性和导热性在所有金属中是最好的，银占首位，铜次