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③与氢作用。在很低的温度下（20 K），固态氟与液态氢在黑暗中就能剧烈化合。氯和氢的混合气体在黑暗中反应进行很慢。当强光照射或加热时，氯和氢会立即反应并发生爆炸。

溴和碘与氢的化合则需要在加热和催化下才有明显的速率，其中碘与氧的反应由于存在逆反应而不能进行到底。

④与水的反应。卤素X2能与水发生两种重要的反应：

氯只有在光照射下才能与水缓慢地反应，生成盐酸和次氯酸。

产物次氯酸具有极强的氧化性，能杀死水里的病菌，也能使有机染料褪色，可用作漂白剂。次氯酸缓慢分解放出氧气。

氯气与水反应生成的水溶液叫做氯水。

溴与水作用放氧的反应极慢，碘与水不反应，但逆反应可以进行。对水解反应来说，由于氟剧烈分解水，故不能水解。卤素的水解实质是氧化还原反应。

⑤与碱的反应。卤素单质在冷的条件下反应：

卤素单质在加热的条件下反应：

氯气与碱发生反应生成盐酸盐和次氯酸盐。

工业上就是利用这个反应原理，将氯气与消石灰Ca（OH）2反应制成漂白粉。其漂白原理就是漂白粉遇水能产生次氯酸的缘故。

⑥卤素间置换反应。卤素单质的化学性质都非常活泼，其活性大小的顺序为：

排在前面的卤素单质能把电负性比它小的排在后面的卤素从其卤化物中置换出来。

例如，氟能把氯、溴、碘从它们相应的固态卤化物中置换出来。

氯能把溴和碘从它们的卤化物溶液中置换出来，而溴又能从碘化物溶液中把碘置换出来。

例如，将少量新制的饱和氯水分别加到盛有溴化钠溶液和碘化钾溶液的2只试管中，用力震荡，再加入少量四氯化碳，可以观察到盛有溴化钠的试管中四氯化碳层变成了棕红色，盛有碘化钾的试管中四氯化碳层变成了紫色，说明氯可以将溴和碘从它们的化合物中置换出来，如图6．2所示。

同样的道理，将溴水加入碘化钾溶液中，也可以将碘置换出来。

（1）卤化氢的物理性质

卤化氢皆为无色有刺激性气味的气体，在空气中会“冒烟”，这是由于卤化氢与空气中的水蒸气结合形成了酸雾。卤化氢的性质依HCl、HBr、HI的次序有规律地变化，其沸点随着化学式量的增大而升高；由于氟化氢分子间存在氢键，导致其熔点、沸点、汽化热反常高，电离度又反常低。

（2）卤化氢的化学性质

热稳定性的一般规律是卤化氢的热稳定性随卤素原子序数的增大而降低。将卤化氢加热到足够高的温度时，它们都会分解成卤素单质和氢气。碘化氢在300℃即明显分解，而氯化氢和氟化氢加热到1 000℃才稍有分解。

卤化氢溶于水得到氢卤酸。氢卤酸的酸性从HF、HCl、HBr、HI依次增强。除氢氟酸外，其余都是强酸。氢氟酸最特殊的性质是对玻璃的作用。不管是二氧化硅还是硅酸钙（玻璃主要成分）都能与氢氟酸发生反应。

氯化氢的水溶液叫做氢氯酸，俗称盐酸，是化学工业重要的“三酸”之一。纯净的盐酸是一种无色液体，有氯化氢的刺激性气味，工业用的粗盐酸常因含有铁盐三氯化铁等杂质而显黄色。市售浓盐酸约含37%的氯化氢，密度为1．19g/cm3，也叫为发烟盐酸。

盐酸是一种强酸，具有酸的通性，能与金属、金属氧化物、碱和盐反应生成盐酸盐，在化学实验和科学研究上用途极为广泛。

氯化氢是一种重要的无机化工原料，广泛用于染料、医药、食品、印染、皮革、冶金等行业。随着有机合成工业的发展，盐酸的用途更广泛。如用于水解淀粉制作葡萄糖；再如，在金属焊接之前，需在焊口涂上一点盐酸等，是利用了盐酸能溶解金属氧化物这一性质，以去掉铁锈。制化学酱油时，将蒸煮过的豆饼等原料浸泡在含有一定量盐酸的溶液中，保持一定温度，盐酸具有催化作用，能促使其中复杂的蛋白质进行水解，经过一定的时间，就生成具有鲜味的氨基酸，再用苛性钠（或用纯碱）中和，即得氨基酸钠。制造味精的原理与此相似。

人体的胃液中也含有少量的盐酸（叫做胃酸），能促进消化，因此，医药上也可用极稀的盐酸治疗胃酸缺乏和消化不良。

6．1．2　氧、硫及其化合物

1）氧、硫元素通性

氧（O）、硫（S）是周期表中的ⅥA族元素，氧是地壳中分布最广的元素，其丰度为47%，氧和硫是典型的非金属，从电子亲和能的数据来看，氧硫的活泼性比对应的卤素差。

氧的电负性仅次于氟，它可以和大多数金属元素形成二价的离子型化合物，如Li2O、MgO、Al2O3等；硫只能与电负性较小的金属元素形成离子型化合物，如Na2S、BaS等。氧、硫与非金属元素化合时形成的均是共价化合物，如H2O、H2S等。

氧在一般化合物中氧化数皆为－2（H2O2中为－1、OF2中为＋2），硫元素在化合物中氧化数常为正数。

硫在地壳中的含量为0．045%，是一种分布较广的元素。它在自然界中以两种形态出现——单质硫和化合态硫。单质硫有几种同素异形体，常见的是相对密度为2．06、熔点为112．8℃的菱形硫和相对密度为1．99g/cm3、熔点为119℃的单斜硫。如果将单质硫加热到96．5℃，菱形硫不经熔化就转变成单斜硫，它冷却后即从单斜硫直接转变成菱形硫。比如，从黄铁矿提取硫，其实质是将矿石和焦炭的混合物放在炼硫炉中，使其在有限的空气中进行燃烧。

硫的物理性质：单质硫俗称“硫黄”，硫黄是一种淡黄色的晶体，密度约为水的两倍。硫黄不溶于水，但微溶于酒精，易溶于二硫化碳，硫蒸气急剧冷却后能直接凝成粉末，这种现象就称为硫华。

硫的化学性质：硫的化学性质较活泼，易与金属、非金属反应。

（1）硫与金属反应

硫能与大多数金属直接化合，生成金属硫化物并放出热量。例如，

生成物硫化亚铁呈黑色。

再如，硫与汞发生反应，在常温下即可进行：

在使用体温计测量体温时，若不慎将体温计打破，散落出来的汞会产生汞蒸气，对人体产生危害。此时可以撒一些硫粉在上面，使硫与汞化合成固体硫化汞（HgS）。

（2）硫与非金属的反应

硫能与很多非金属发生反应。例如：硫蒸气能和氢气直接化合成硫化氢。

硫在空气或纯氧中燃烧时，生成二氧化硫，呈现蓝色火焰。

硫燃烧后生成的产物对动植物以及地面建筑物均有害。

硫大部分用于制造硫酸。橡胶制品工业、火柴、烟火、硫酸盐、亚硫酸盐、硫化物等产品需要很多硫黄，部分用于制造药物、杀虫剂以及漂染剂等。在橡胶工业中做硫化剂。硫还被用来杀真菌，医疗上用硫配制成“硫黄软膏”治疗皮肤病。在农业上用于制造农药，比如，常用的石硫合剂就是用生石灰、硫黄粉和水按1∶2∶10的质量比熬制而成。

（1）二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐

SO2是一种无色、有强烈刺激性气味的气体，易溶于水，在常况下1 dm3水能溶解40 dm3。比空气重，容易液化（SO2在常压下，－10℃就能液化）。二氧化硫有毒，是大气污染的主要有害物质之一。它对人体的直接危害是引起呼吸道疾病，慢性中毒会引起丧失食欲，大便不通和器官炎症，严重时会造成死亡。二氧化硫在空气中含量过多，易形成酸雨（图6．3），对作物形成危害，造成减产甚至颗粒无收，同时也对建筑特别是古建筑形成威胁。由于煤和石油以及铁、铜、铅、锌、铝矿石等许多原料中通常都含有硫化合物，因此燃烧时会生成二氧化硫。火山爆发时会喷出该气体，在许多工业过程中也会产生二氧化硫。我国农村多数农民以烧煤饼、煤球及蜂窝煤为主，由于炉灶结构的不合理，煤不能完全燃烧，排放出大量的污染物，其中以二氧化硫为主，吸烟过程中也会产生二氧化硫。在工业上空气中SO2允许浓度不得超过0．02 mg/dm3。

在溶液中的SO2同水反应生成亚硫酸。当二氧化硫溶于水中，会形成亚硫酸（酸雨的主要成分）。亚硫酸很不稳定，只能在水溶液中存在，容易分解成水和二氧化硫。所以该反应是一个可逆反应。

二氧化硫既有氧化性，又有还原性，但还原性是主要的。例如：在一定条件下，SO2可与氧发生反应，生成三氧化硫。

此反应是工业上生产硫酸的基础。

硫或黄铁矿在空气中燃烧生成SO2。

SO2溶于水中生成的亚硫酸是中等强度的二元酸。加热可放出SO2气体。

①还原性。还原性依SO2→H2SO3→M2SO3的顺序增强，即亚硫酸和亚硫酸盐比SO2具有更强的还原性。例如二氧化硫在有催化剂存在的条件下才容易被空气氧化，而H2SO3和Na2SO3在空气中就能直接被空气中的氧氧化。

因此在保存亚硫酸及其盐时，应防止空气进入。最后一个反应在工业上常被用来除去溶解的氧，防止输水管腐蚀。

②氧化性。当然，如果遇到更强的还原剂，亚硫酸和亚硫酸盐也表现出氧化性。例如：

③水溶性。碱金属的亚硫酸盐易溶于水，由于水解，溶液呈碱性，其他金属的正盐都只微溶于水，而所有的酸式亚硫酸盐都易溶于水。

④热稳定性。亚硫酸盐对热不稳定，受热容易分解。

此外，亚硫酸盐或酸式亚硫酸盐遇强酸即分解，放出SO2，实验室用此法制取少量的SO2。

亚硫酸盐在化学工业上用途很多，例如亚硫酸氢钙Ca（HSO3）2大量用于造纸工业，亚硫酸钠和亚硫酸氢钠大量用于染料工业。

（2）三氧化硫、硫酸、硫酸盐

SO3的气体形式是一种严重的大气污染物，是形成酸雨的主要来源之一。纯三氧化硫是一种无色丝状的易挥发固体，在－10℃的密度为2．29g/cm3，而在20℃的液体密度为1．920g/cm3，熔点16．8℃，沸点44．8℃。易形成酸雾。具有强腐蚀性、强刺激性。对皮肤、黏膜等组织有强烈的刺激和腐蚀作用。可引起结膜炎、水肿。固态SO3主要以两种形态存在，一种是纤维状的（SO3）n；另一种固态SO3是所谓的冰状结构的三聚体（SO3）3。

三氧化硫SO3是通过二氧化硫的催化氧化来制备的。工业上采用比较价廉的五氧化二钒（V2O5）作为催化剂，但最好的催化剂应是铅。三氧化硫主要用于有机合成中的磺化剂。

三氧化硫中S原子处于＋6价最高化合价态，所以三氧化硫是一种强氧化剂。它可以使单质磷燃烧，将碘化物氧化成单质碘等。

SO3与水化合即生成硫酸。但由于反应中放出大量热。

反应生成物形成难以收集的酸雾，所以在硫酸工业中用较浓的硫酸（98．3%）来吸收SO3，得到含过量20%SO3的发烟硫酸。再用92．5%硫酸来稀释发烟硫酸，得到商品98．3%浓硫酸。

纯硫酸是一种无色油状液体，密度比水大，能与水以任意比互溶，凝固点10．36℃，质量分数为98．3%的浓硫酸的沸点高达338℃，密度1．84g/cm3，可作为加热介质。浓硫酸溶在水中会放出大量热，若不小心将水倾入浓硫酸中，将会因发生剧热而引致爆炸。硫酸是一种难挥发的强酸，除具有酸的通性外，浓硫酸还具有一些特殊性（特别注意，与硝酸不同，只有浓硫酸才具有以下性质，而稀硫酸没有）。

浓硫酸是强氧化剂，加热条件下，能使很多不活泼金属氧化，最后生成硫酸盐。并放出二氧化硫气体。例如：如图6．4所示，试管中放入铜片，加入浓硫酸，并加热，可以发现，反应试管中溶液的颜色慢慢变成蓝绿色（Cu2＋产生），生成的气体可以使石蕊试液或品红试液褪色。

在加热条件下，浓硫酸还能与非金属反应。例如浓硫酸可与碳作用，发生氧化还原反应。

在常温下，浓硫酸与硝酸一样，也可使铁、铝等金属钝化，工业上利用这种钝化作用，把浓硫酸装在铁罐中低温储存和运输。

浓硫酸由于其强氧化性，对动植物组织有破坏作用且有很强的腐蚀性。浓硫酸不但有强氧化性，还能与水结合生成硫酸的水合物，并放出大量的热，使水沸腾导致液滴飞溅。即浓硫酸具有强烈的吸水性。因浓硫酸有强的吸水性，工业上和实验室中常用它作为干燥剂，以干燥氯气、氢气和二氧化碳等气体如图6．5所示。

在实验室稀释浓硫酸或将浓硫酸与其他液体混合时，只能将浓硫酸慢慢加入水中或其他液体中，并不断用玻璃棒搅拌，使放出的热量迅速散失，切不可颠倒。

浓硫酸还能从一些有机化合物中，夺取与水组成相当的氢和氧，使这些有机物碳化，表现出强烈的脱水性。浓硫酸能使蔗糖、淀粉、纤维素等物质失水碳化，例如：取少量的蔗糖放入烧杯中，用适量的水调成膏状，慢慢地滴入适量的浓硫酸，并用玻璃棒搅动烧杯中的物质，可以看到，蔗糖与浓硫酸充分接触后，很快脱水碳化变黑，最后形成蜂窝状，如图6．6所示。

浓硫酸的脱水性也表现在它能严重地破坏动物组织，有强烈的腐蚀性。使用时要注意安全，不可碰到皮肤上。如果皮肤不小心沾上浓硫酸，应立即用布擦拭，然后用较多水冲洗，再用3%～5%的碳酸氢钠溶液冲洗，切记不可直接用水冲洗。

硫酸是基本化学工业中的“三酸”之一。它不仅作为许多化工产品的原料，而且还广泛地应用于其他的国民经济部门。浓硫酸是重要的化工原料之一，使用非常广泛。可用于生产化肥、农药、医药、染料和蓄电池等，在钢铁工业中，用于去除铁锈，在化纤、石油等工业中，都要消耗大量的硫酸。硫酸还可以用作土壤和水质的改良。在实验室，硫酸是最常用的试剂之一。

当硫酸浓度增高时，就显示出氧化性。一般把浓度（是指H2SO4的水溶液里H2SO4的质量百分比）大于等于70%的H2SO4的水溶液叫浓硫酸。热的浓硫酸具有强氧化性，可氧化许多金属和非金属。浓硫酸可以与除金、铂之外的所有金属反应，生成高价金属硫酸盐，本身一般被还原成SO2。

在上述反应中，硫酸表现出了强氧化性和酸性。

热的浓硫酸可将碳、硫、磷等非金属单质氧化到其高价态的氧化物或含氧酸，本身被还原为SO2。在这类反应中，浓硫酸只表现出氧化性。

冷浓硫酸不与铁、铝等金属作用，浓硫酸能使铁、铝等金属钝化。主要原因是硫酸分子与这些金属原子化合，生成致密的氧化物薄膜，防止氢离子或硫酸分子继续与金属反应，保护金属使之不与酸继续反应，称为钝化现象。所以可用铁、铝制的器皿盛放浓硫酸。

6．1．3　氮磷及其化合物

1）氮、磷元素通性

氮和磷处于元素周期表中ⅤA族，原子的价电子层结构为n s2 n p3，与ⅦA、ⅥA两族元素比较，ⅤA族元素要获得3个电子才能达到稳定结构，得电子是比较困难的。N和P可以形成极少数化合价为－3的离子型固态化合物如Li3N、Na3P、Ca3P2等。在与电负性较大的元素化合时主要形成化合价为＋3、＋5的化合物，如NF3、PBr5等。

N是较强的氧化剂。＋5价态的磷几乎不具有氧化性，它的＋5价态最稳定。

2）单质氮性质、制备及用途

氮是构成动、植物体中蛋白质的重要元素，与人的生命活动有十分密切的关系。氮主要以单质状态存在于空气中。单质氮（N2）是双原子分子，是空气中含量最多的气体，约占空气体积的78%（体积分数）。氮气是无色无味的气体，在水中溶解度很小。氮气难于液化，在标准大气压下，冷却至－195．8℃时，变成没有颜色的液体，液氮可用作深度冷冻剂。液氮继续冷却至－209．86℃时，液态氮变成雪状的固体。生产和运输中通常采用黑色钢瓶盛放氮气。

氮气的化学性质很不活泼，既不可燃，也不助燃，又很难发生化学反应。这是因为N＝N键能很大（946 kJ/mol），是单键N—N（155 kJ/mol）强度的6倍左右。加热到3 273 K时，只有0．1%N2离解。由于氮的化学惰性，N2常用作保护气体。氮在高温等特定条件下也能和某些金属或非金属（如镁、钙、铝、氧、氢、硼等）发生化合反应生成氮化物。

例如：在高温、高压和催化剂的作用下，氮气与氢气可直接化合生成氨。

工业上就是利用这个反应来生产合成氨的。

在雷雨天气，空气放电的条件下，氮气可与氧气直接作用生成一氧化氮。

产物一氧化氮很容易和空气中的氧气反应生成二氧化氮，后者与水结合生成硝酸随雨水进入土壤。所以雷雨天气可以为土壤提供少量的氮素。把空气中的N2转化为可利用的含氮化合物（固氮）。如合成氨、氧氨法都是常用的人工固氮方法。雷雨闪电时生成NO以及某些细菌特别是根瘤菌，把游离态氮转变为化合态的氮都是自然界中的固氮。

工业上大量的氮是从分馏液态空气得到的，常在15．2 MPa（150 atm）压力下装入钢瓶中备用。而在实验室里可加热氯化铵饱和溶液和固体亚硝酸钠的混合物来制备氮：

得到的N2中仍含有一定量的NH3、NO、O2和H2O等杂质。

要得到较纯的氮气，可以将氨通过红热的氧化铜。

氮主要用于合成氨，由此制造化肥、硝酸和炸药等。此外，由于氮的化学惰性，用N2充填粮仓可达到安全地长期保存粮食的目的。液态氮可作深度冷冻剂。

氮在自然界中主要以铵盐、硝酸盐、有机物的形式存在。氮的无机化合物形式是很少的，普遍是以有机化合物形式存在于生物体中，它是组成动植物体中蛋白质的重要元素。

氨是无色有刺激性气味的气体，比空气轻，常温下加压很容易被液化。常压下冷却到－33．35℃，可凝结成无色液体，氨有较大的蒸发热（在沸点时为23．6 kJ/mol），液化的氨再变成气体会吸收周围大量的热，从而使周围的温度急剧降低，故常用它来作冷冻机的循环制冷剂。氨分子间存在着较强的氢键，所以，液氨中存在缔合分子。

①氨的弱碱性。氨极易溶于水，形成的水溶液叫做氨水。氨水是无色透明的液体，具有特殊的强烈刺激性臭味，氨溶解于水中主要形成水合分子，只有一小部分（1mol/dm3氨分子中只有0．004mol/dm3）发生电离作用。

氨的水溶液中既有游离的NH3，也有大量的NH3·H2O，同时含有NH＋4，所以溶液显弱碱性，具有碱的通性。氨可与酸发生反应，例如：浓氨水与浓盐酸接触，会产生白烟，这是由于氨气与氯化氢气体化合生成了微小的氯化铵晶体。

同样，氨也可与其他酸发生反应，生成相应的铵盐。铵盐易溶于水，可直接被作物吸收，是农业上常用的化肥。

②氨的还原性。常温下氨在水溶液中能与许多强氧化剂（Cl2、H2O2、KMnO4等）反应，所以氨能还原多种氧化剂。

③氨能形成配位化合物。氨中氮原子上的孤电子对能与其他离子或分子形成特殊共价键——配位键。

工业上氨的制备是用氮气和氢气在高温、高压和催化剂的存在下合成的。在实验室中通常用铵盐和碱的反应来制备少量氨气。氨是一种重要的化工原料，也是化学实验中常用的试剂。氨气是化肥工业的中间产品，氨水本身也可以作为肥料直接施于农田，所以在农村使用很普遍。

氨与酸反应可得相应的铵盐。铵盐一般是无色的晶体，易溶于水。铵盐的性质类似于碱金属的盐类，并有相似的溶解度。由于氨的弱碱性，铵盐都有一定程度的水解，由强酸组成的铵盐其水溶液显酸性。在任何铵盐溶液中，加入强碱并加热，都会释放出氨（检验铵盐的反应）。

固态铵盐加热时极易分解，一般分解为氨和相应的酸。

如果酸是不挥发性的，则只有氨挥发逸出，而酸或酸式盐则残留在容器中。

如果相应的酸有氧化性，则分解出来的NH3会立即被氧化，例如NH4NO3，由于硝酸有氧化性，受热分解时，氨被氧化为一氧化二氮。

如果加热温度高于573 K，则一氧化二氮又分解为N2和O2。

卤化铵的热稳定性是按NH4I→NH4Br→NH4Cl→NH4F的顺序而递减的。铵盐中的碳酸氢铵、硫酸铵、氯化铵盐和硝酸铵都是优良的肥料。氯化铵用于染料工业、原电池以及焊接时用来除去待焊金属物体表面的氧化物，使焊料能更好地与焊件结合。

（3）一氧化氮、二氧化氮

氮氧化物是指NO、NO2、N2O、N2O4和N2O5等的总称。最常见的是NO和NO2。雷雨天气氮气可以和空气中的氧气发生反应，生成一氧化氮。一氧化氮是一种无色气体，难溶于水，不助燃，有毒，在常温下很容易与空气中的氧气化合生成二氧化氮。

实验室中通常用铜与稀硝酸反应来制备NO。

二氧化氮为红棕色并有刺激性气味的气体，易压缩成无色液体。在低温时，聚合成N2O4，N2O4是无色气体，在262 K时凝结为无色晶体。在413 K以上全部变为NO2，超过423 K，NO2发生分解。

二氧化氮有毒，易溶于水，生成硝酸和一氧化氮：

硝酸随雨水渗入地面，为土壤提供氮素，据估算，每年因雷雨渗入大地的氮肥约有4亿吨。

二氧化氮溶于碱：

一氧化氮和二氧化氮对环境均有危害，对水体、大气可造成污染。对人体的危害也很大，氮氧化物主要损害呼吸道。

空气中的氮氧化物主要来自于燃料的燃烧、城市汽车尾气，工业生产过程中也产生一些二氧化氮。室内环境中氮氧化物主要是由于烹饪和取暖过程中燃料的燃烧，此外，吸烟时也可产生氮氧化物。

NO2是强氧化剂，其氧化性比HNO3强。碳、硫、磷等在NO2中容易起火，它和许多有机物的蒸汽在一起就成为爆炸性的混合物。NO2是较弱的还原剂，它可以被更强的氧化剂所氧化。

（4）亚硝酸及其盐

当将等物质的量的NO和NO2混合物溶解在冰冻的水中或向亚硝酸盐的冷溶液中加酸，在溶液中就生成亚硝酸。

亚硝酸很不稳定，仅存在于冷的稀溶液中，微热甚至冷时便分解为NO、NO2和H2O。

亚硝酸是一种弱酸，但比醋酸的酸性略强。

亚硝酸盐，特别是碱金属和碱土金属的亚硝酸盐，都有很高的热稳定性。用粉末状金属铅在高温下还原固态硝酸盐，可得到亚硝酸盐。

KNO2和NaNO2大量用于染料工业和有机合成工业中。除了浅黄色的不溶盐AgNO2外，一般亚硝酸盐易溶于水。亚硝酸盐均有毒，是致癌物质。

在亚硝酸和亚硝酸盐中，氮原子的化合价为＋3价处于中间氧化态，因此它既具有还原性，又有氧化性。亚硝酸盐在酸性溶液中是强氧化剂，氧化性是主要的；在碱性溶液中亚硝酸盐的还原性是主要的，空气中的氧就能使 pagenumber_ebook=179,pagenumber_book=179

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氧化为

。

①氧化性。例如，

在酸性溶液中能将I－氧化为单质碘。

这个反应可以定量地进行，能用于测定亚硝酸盐含量。用不同的还原剂，NO2可被还原成NO、N2O、NH4OH、N2或NH3。

②还原性。当遇到更强氧化剂如KMnO4、Cl2等，亚硝酸盐则是还原剂，被氧化为硝酸盐。

NO2是一个很好的配体，在氧原子和氮原子上都有孤电子对，它们能分别与金属离子形成配位键从而形成配位化合物。

（5）硝酸和硝酸盐

常温下纯硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味的液体，沸点356 K，在231 K下凝成无色晶体。硝酸易溶于水，可以和水按任何比例混合。市售浓硝酸为恒沸溶液，质量分数为69．2%，沸点为394．8 K，密度为1．42g/cm3，约16mol/L。硝酸是强腐蚀性的强酸，具有酸的一切特性，不过在稀硝酸中更显出酸性的特征。硝酸的不同浓度水溶液性质有别，质量分数足够大（市售浓度最高为98%以上）的，溶过量NO2于硝酸中呈黄色或红棕色的称为发烟硝酸。发烟硝酸比纯硝酸具有更强的氧化性。

硝酸是一种强酸，具有酸的通性，同时还具有一些特殊性质。

①不稳定性。硝酸很不稳定，受热或光照容易分解，使溶液呈黄色。

硝酸浓度越大，越容易分解，为了防止硝酸发生分解，应将其盛放在棕色瓶中，保存在阴凉避光处。

②氧化性。硝酸中氮元素为最高价态＋5，因此硝酸具有强氧化性。能把非金属元素如碳、硫、磷、碘等氧化成氧化物或含氧酸，而且几乎可以氧化所有金属（金、铂、铱、钛等金属除外）。浓硝酸与稀硝酸都具有氧化性。

金属铁、铝在冷的浓硝酸中会产生钝化现象，即在金属表面形成一层致密的氧化膜，阻止内部金属继续与浓酸发生反应。因此可用铝槽车运输硝酸。

偏酸性的金属如Sn、Sb、As、Mo、W和U等与HNO3反应后生成金属氧化物，其余金属与硝酸反应则生成硝酸盐。

Mg、Mn、Zn与冷的稀硝酸（0．2～6mol/L）反应后会放出H2。

硝酸与金属反应，其还原产物中氮的化合价降低多少，主要取决于硝酸的浓度、金属的活泼性和反应的温度。

一般来说，不活泼的金属如Cu、Ag、Hg和Bi等与浓硝酸反应主要生成NO2，与稀硝酸（6mol/L）反应主要生成NO，活泼金属如Fe、Zn、Mg等与稀硝酸反应则生成N2O或铵盐。对同一种金属来说，酸越稀则其还原产物氮的氧化数降低得越多。

经浓硝酸处理后的“钝化”金属，就不易再与稀酸作用。但是未经钝化的Fe、Al、Cr等是能溶于稀硝酸的。

硝酸是实验室常用的一种试剂，也是重要的化工原料，工业上重要的“三酸”之一。硝酸有着广泛的用途，可用来制造氮肥、农药、炸药、塑料和染料等。由于硝酸具有强氧化性，对皮肤、衣服都有腐蚀性，使用时应注意安全。

浓硝酸与浓盐酸按体积比1∶3配成的混合酸称为王水，其氧化能力更强，可溶解不能与硝酸作用的金、铂等金属。

金和铂能溶于王水，主要是由于王水中不仅含有HNO3、Cl2、NOCl等强氧化剂，同时还含有高浓度的氯离子。

硝酸在工业上主要以氨催化氧化法生产，硝酸用以制造化肥、炸药、硝酸盐等。工业上制硝酸的最重要方法是氨的氧化法。

生成的NO同氧作用，被氧化成NO2，再被水吸收就成为硝酸。

硝酸盐一般为无色晶体，易溶于水。硝酸盐在常温下较稳定，但在高温时固体硝酸盐会分解放出O2。

硝酸盐热分解的产物决定于盐的阳离子。碱金属和碱土金属的硝酸盐热分解放出O2并生成相应的亚硝酸盐。金属活泼性在Mg和Cu之间的金属所形成的硝酸盐热分解时生成相应的氧化物。金属活泼性在铜以后的金属硝酸盐则分解为金属，例如：

单质磷有几种同素异形体。其中，白磷或黄磷是无色或淡黄色的透明结晶固体。密度1．82g/cm3。熔点44．1℃，沸点280℃，着火点是40℃。放于暗处有磷光发出。有恶臭。剧毒。白磷几乎不溶于水，易溶解于二硫化碳溶剂中。白磷经放置或在250℃隔绝空气加热数小时或暴露于光照下可转化为红磷。红磷是红棕色粉末，无毒，密度2．34g/cm3，熔点59℃（在43 atm下，熔点是590℃，升华温度416℃），沸点200℃，着火点为240℃。不溶于水。

（1）磷的氧化物

磷在氧气不足时燃烧生成三氧化二磷，三氧化二磷是亚磷酸的酸酐，三氧化二磷的化学式是P4O6。P4O6的熔点为297 K，沸点为447 K。在空气中加热，即转化为五氧化二磷（P4O10）。P4O6与冷水反应较慢，形成亚磷酸。三氧化二磷是一种白色的有毒固体或无色的有蒜臭液体。它可溶于苯、二硫化碳等有机溶剂，遇水反应产生亚磷酸。由于三氧化二磷的磷处于＋3价，为中间价态，因此容易氧化或发生歧化反应。

在热水中即起强烈的歧化反应。

氧气充足的条件下，磷的燃烧产物是五氧化二磷。五氧化二磷是磷酸的酸酐。化学式P4O10，白色无定形粉末或六方晶体，极易吸湿。它常用作气体和液体的干燥剂。它甚至可以从许多化合物中夺取化合态水，如使硫酸、硝酸脱水。300℃升华，不燃烧，溶于水产生大量热并生成磷酸，对乙醇的反应与水相似。相对密度2．30g/cm3，熔点340℃，为酸性氧化物，有腐蚀性，不可用手直接触摸或食用，也不可直接闻气味。

（2）磷的含氧酸及其盐

磷有以下几种较重要的含氧酸，见表6．2。

磷酸是一个三元酸，无氧化性，在298 K时，K1＝7．5×10－3，K2＝6．2×10－8，K3＝2．2× 10－13。纯净的磷酸为无色晶体，熔点315 K，磷酸能与水以任意比相混溶。

工业上制取磷酸主要用76%左右的硫酸分解磷酸钙。

这样制得的磷酸很不纯，但可用于制造肥料。

纯的磷酸可用黄磷燃烧生成P4O10，再用水吸收而制得。加热磷酸时逐渐脱水生成焦磷酸、偏磷酸，因此磷酸没有自身的沸点。市售磷酸是黏稠的浓溶液（含量约85%）。

磷酸能生成正盐和两种类型的酸式盐。所有的磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸一氢盐和正盐除了K＋、Na＋和 pagenumber_ebook=181,pagenumber_book=181

的盐外，一般不溶于水。这些盐在水中都能发生不同程度的水解，Na3PO4的水溶液呈较强碱性，可用作洗涤剂。Na2HPO4水溶液呈弱碱性，而NaH2PO4的水溶液呈弱酸性。磷酸二氢钙是重要的磷肥，用适量的硫酸处理磷酸钙所生成的混合物称为过磷酸钙，可直接用作肥料，其中有效成分磷酸二氢钙溶于水，易被植物吸收。

目前，在已经发现的元素中，金属元素大约占有4/5，金属元素在元素周期表中的分布见图6．7。

在100多种元素中，金属元素87种，准金属5种（B、Si、As、Se、Te其物理化学性质介于金属与非金属之间，均为半导体）。

金属有不同的分类方法。在冶金工业上，常把金属分为有色金属和黑色金属两大类。

6．2．1　金属元素的通性

1）金属的物理性质

常温下，除了汞是液体外，金属都具有晶体结构。金属晶体中包含有中性原子、金属阳离子（带正电荷）和带负电荷的电子，这些电子不是固定在某一个金属离子的附近，而是在晶体中自由地移动，叫做“自由电子”。金属原子和金属离子就是靠自由电子的作用相互结合在一起，形成金属晶体。

金属元素的数目虽多，但在性质上有其相似性。

金属的颜色和光泽：由于金属原子以晶体存在，内部存在自由电子，所以当光线投射到它的表面上时，自由电子可以吸收所有频率的光，这就使绝大多数金属呈现银白色光泽。少数金属呈现特殊颜色，如金呈黄色，铜为赤红色等。当金属被制成粉末状态时，除了少数金属如镁、铝仍保持原来的光泽外，一般金属都呈黑色或暗灰色。

金属的延展性：金属有延性，是指金属可以抽成细丝；金属又有展性，是指金属可以压成薄片。例如最细的白金丝直径不过1/5 000 mm，最薄的金箔只有1/10 000 mm厚。金、铂、铜、银、钨、铝都有良好的延展性。延展性最好的金属是金。据报道，有人可将28g金延展至65 km长；一两黄金，压成金箔可覆盖两个篮球场大。

金属的传热导电性：金属一般都具有良好的导电导热性。其中银和铜的导电、导热性能最好。铝的导电导热性能也很好。因此，可以用铜丝、铝丝做电线，也可以用银和铜做成炊具等加热器皿。

金属的熔点、密度和硬度：金属都具有一定的密度、熔点和硬度。熔点比较高的金属有金、银、铁、铂、钨，其中钨的熔点最高，达3 370℃，所以选用钨丝作为灯丝。

根据金属的密度大小不同，可以把金属分成轻金属和重金属两类。密度小于4．5g/cm3的叫轻金属，比如钾、钠、钙、镁、铝；密度大于4．5g/cm3的叫做重金属，如铜、银、金、铂等。日常用的导线大多数都是铝线，就是综合了导线性能、密度和价格等多方面的因素做出的选择。

金属的硬度是指金属表面局部体积内抵抗变形或者破裂的能力，硬度越高，金属变形越困难。硬度较强的金属有铬、钨、镍、铂等。钾、钠的硬度就非常小，以至于用小刀就可以切割。表6．3给出一些金属的物理性质。

2）金属的化学性质

金属元素原子的价电子数比较少，在化学反应中容易失去最外层电子，变成阳离子。因此，金属都具有一定的还原性。

金属的化学性质一般是指金属与非金属的反应、金属与水的反应、金属与酸的反应、金属与盐的反应等。由于金属的活泼性不同，金属的化学性质也有所不同。常见金属的活泼性从强到弱的顺序为：

金属活动性顺序是从实验中总结出的规律，位置越靠前的金属其活动性越强，即金属原子在水溶液中越容易失去电子而成为金属阳离子。通常把K、Ca、Na、Mg、Al称为活泼金属，Zn、Fe、Sn、Pb称为较活泼金属，Cu、Hg、Ag、Pt、Au称为不活泼金属。

合金是指两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。例如黄铜是铜⁃锌合金，焊锡是锡（Sn）与铅的合金。

在工农业生产中，用到纯金属的时候很少，大多数情况下，应用的都是合金。一般合金的性能并不是它的各种成分金属性质的平均值。主要表现在：多数合金的熔点低于组成它的任何一种成分金属的熔点；合金的硬度一般比各成分金属的硬度大；合金的导电、导热性能比纯金属低得多；合金的化学性质也与组成它的纯金属有些不同。

现代生活离不开合金。举几个常见的例子：目前我国通用的货币中有硬币，这些硬币都是用合金做成的，其中一元硬币使用的钢芯镀镍合金，五角硬币为钢芯镀铜合金，一角硬币是铝合金。不锈钢是在铁中熔合了铬（Cr）和镍（Ni）的合金，制成的用品美观大方，还不易生锈。国家体育场——鸟巢就是使用钢结构的建筑。高压锅、铝壶、铝盖及其他制品是用铝合金（向纯铝中加入合金元素如Cu、Mg、Si、Mn、Zn及稀土金属等）制造的。硬铝（含Cu 4%、Mg 0．5%、Mn 0．5%、Si0．7%）广泛用于飞机、火箭、汽车、船舶等许多军用和民用产品中，被誉为带翼的金属。再有，在医学上用于替代人骨的钛合金被称为亲生物金属。人体腔内支架、心脏修补器、血栓过滤器、口腔正畸器、医用介入导丝和手术缝合线等，都可以用形状记忆合金制成。图6．8给出一些合金应用的实例。

6．2．2　铁、锌、铝及其化合物

1）铁及其化合物

（1）铁的物理性质和用途

铁（Fe）在地壳中的含量仅次于氧、硅和铝，排在第四位。在自然界分布很广，均以化合物形式存在。铁主要以磁铁矿（Fe3O4）、赤铁矿（Fe2O3）、褐铁矿（Fe2O3·H2O）的形式存在。按照含碳量的不同，铁有熟铁和生铁之分，含碳量在0．1%以下的铁称为熟铁，含碳量在1．7%～4．5%的铁称为生铁，而钢的含碳量则介于两者之间。

铁处于周期表中第3周期第Ⅷ族，其价电子构型为3d6 4s2。化合价一般表现为＋2和＋3价，以＋3价较稳定。铁还能形成＋6价化合物。

纯铁是银白色有光泽的重金属，密度和熔点都较高，具有良好的导电、导热性和良好的延展性。与铝不同，铁还能被磁化，有强磁性，是制造电动机和发电机的材料。形成的许多合金都是优良的磁性材料。

铁对于人类必不可少，它是血管中输送氧气的血红蛋白的主要成分。铁的氧化物也用于制造磁带和磁盘。铁的最大用途是用于炼钢，也大量用来制造铸铁和煅铁。铁及其化合物还用作磁铁、染料（墨水、蓝晒图纸、胭脂颜料）和磨料（红铁粉）。还原铁粉大量用于冶金。

（2）铁的化学性质

铁属于中等活泼金属，在高温下能和氧、硫、氯等非金属作用。Fe可溶于HCl、稀H2SO4和稀HNO3。但浓H2SO4和浓HNO3会使其钝化。

①铁与非金属的反应。在常温条件下，铁在干燥的空气里与非金属不发生显著反应。但在高温下却能与典型的非金属如氧、硫、氯发生反应。

②铁与水的反应。高温下，红热的铁可与水蒸气反应，生成黑色的四氧化三铁和氢气。

但是在常温下，铁与水不反应。在潮湿的空气中，铁在水、氧气、二氧化碳等物质的共同作用下，易发生电化学腐蚀而生锈，铁锈的主要成分是氧化铁（Fe2O3）。

③铁与酸的反应。在常温下，铁可与盐酸、稀硫酸发生置换反应。

生成物硫酸亚铁是一种常用的还原剂，在医疗上，用来治疗缺铁性贫血。

（3）铁的化合物

①铁的氧化物。铁的氧化物包括氧化亚铁（FeO）、氧化铁（Fe2O3）和四氧化三铁（Fe3O4）等。氧化亚铁是一种黑色粉末，不稳定，在空气中加热会迅速被氧化成四氧化三铁，溶于盐酸、稀硫酸生成亚铁盐。

氧化亚铁可以被用作色素，在化妆品和刺青墨水中都有应用；也应用于瓷器制作中使釉呈绿色。

氧化铁（Fe2O3）是一种红棕色粉末，俗称铁红，不溶于水，能与酸起反应生成铁盐。

氧化铁是无机颜料，可用于油漆、橡胶、塑料、建筑等的着色，在涂料工业中用作防锈颜料。也用作橡胶、人造大理石、地面水磨石的着色剂，塑料、石棉、人造革、皮革揩光浆等的着色剂和填充剂，还可用于药片糖衣和胶囊等的着色等。氧化铁是一种红棕色粉末，低级颜料，工业上称为氧化铁红，一般的红棕色防锈漆的颜料主要是氧化铁红。

Fe3O4是具有磁性的黑色粉末，俗称磁性氧化铁，可看作是FeO和Fe2O3的混合物。可用来制造录音磁带和电讯器材。四氧化三铁还可做颜料和抛光剂。

②铁的氢氧化物。在Fe2＋溶液中加入碱，可得到相应的氢氧化物Fe（OH）2，白色的Fe（OH）2沉淀则在空气中迅速被氧化为红棕色的Fe（OH）3。

Fe（OH）3与酸以如下方式作用：

③铁的盐类。铁的盐类包括亚铁盐和铁盐两种。

a．硫酸亚铁。硫酸亚铁通常是以结晶水合物FeSO4·7H2O的形式存在，是淡绿色晶体，易溶于水，其水溶液显酸性。

硫酸亚铁有还原性，在空气中会逐渐风化，在潮湿的空气中逐渐被氧化而变成黄棕色的碱式硫酸铁。

硫酸亚铁必须密闭保存，如果保存不好，会出现黄棕色，就是这个原因。

FeSO4是制造颜料和墨水的原料。硫酸亚铁用于制备蓝黑墨水。医学上用作补血剂，治疗缺铁性贫血。也用于毛皮等的染色和水泥的硬化等。在农业上用作杀菌剂。

b．氯化铁。氯化铁是棕黄色固体，吸湿性强，易溶于水。在水溶液中易发生水解而生成红褐色沉淀。

实验室配制氯化铁溶液时，为了防止水解，可先将其用少量的盐酸溶解，配好后也要使溶液保持酸性。氯化铁在医药上可用作止血剂。

④铁的配合物。铁形成配合物的能力很强，可与NH3、CN－、SCN－、Cl－等配体形成配位数为4或6的多种配合物。Fe3＋、Fe2＋都能与CN－形成配位数为6和4的配合物，它们在溶液中都很稳定。K3［Fe（CN）6］是红褐色晶体，称为赤血盐。主要用于印刷制版、照相洗印及显影和金属热处理等。K4［Fe（CN）6］·3H2O为黄色晶体，称为黄血盐。主要用于制造油漆、油墨、色素、制药等。

Fe2＋还能与氨形成配离子［Fe（NH3）6］2＋遇水即发生分解；Fe3＋在水溶液中即发生强烈的水解，所以在加入氨时，不是形成配合物，而是形成Fe（OH）3沉淀。

2）铝及其化合物

（1）铝的物理性质和用途

铝通常以化合状态存在于自然界中，其中最常见的是铝硅酸盐类，例如，长石、云母、高岭石、铝土矿等，目前已知的含铝矿物有250多种。地壳中铝的含量仅次于钢铁，为第二大类金属。

铝是银白色金属，质软，密度小，属于轻金属。铝具有良好的导电、导热性，其导电、导热性仅次于银、铜。铝还具有良好的光和热的反射能力，反射紫外线比银还强，可用来制反光镜。铝越纯，它的反射能力越好，常用真空镀铝膜的方法来制得高质量的反射镜。真空镀铝膜和多晶硅薄膜结合，就成为便宜轻巧的太阳能电池材料。铝还有良好的延展性，可压成铝板或铝箔，制成薄于0．01 mm的铝箔，或拉成铝线，挤压成各种异形的材料，轧制成各种铝制品。同时，铝还是制作活塞、热交换器、饭锅和电熨斗的理想材料，在电器制造工业、电线电缆工业和无线电工业上铝都有广泛的用途。

当铝中加入一定量的铜、铬等金属，就可形成铝的合金，铝合金具有某些比纯铝更优良的性能。例如，强度可以大大提高，几乎相当于钢材，有些铝合金的机械强度甚至超过结构钢，铝合金不但强度大，而且密度较小，不易锈蚀。因此，铝合金已大大拓宽了铝的应用范围，导弹、宇宙飞船、人造卫星也大量使用了铝及其合金。例如，一架超音速飞机约由70%的铝及其合金构成，每枚导弹的用铝量占总质量的10%～15%。铝合金已广泛用于飞机、汽车、火车、船舶等制造工业。

（2）铝的化学性质

铝的化学性质很活泼，在常温下与空气接触易被空气氧化，很快在表面生成一层致密氧化薄膜，这层薄膜可阻止铝继续被氧化，并能耐水；对铝制品起到保护作用。这是铝制品不易生锈的原因。但铝的粉末与空气混合则极易燃烧；熔融的铝能与水剧烈反应；高温下能将许多金属氧化物还原为相应的金属。

①铝与氧的反应。铝在氧气中燃烧，放出大量的热，并发出耀眼的白光，生成白色的氧化铝粉末，如图6．9所示。

铝在高温条件下，还能夺取某些金属氧化物中的氧，并放出大量的热。

反应放出的热量足以使生成的金属融化。这种用铝从金属氧化物中置换出铁的方法叫做铝热法，常用于焊接钢轨或者冶炼一些特殊金属，如钒、铬、锰等。

在常温下，铝在浓硝酸和浓硫酸中会被钝化，不与它们反应，所以浓硝酸是用铝罐运输的。铝的抗腐蚀性（特别是氧化，因为其氧化物氧化铝反而增加了铝的抗腐抗热性）优异，外观质感佳，价格适中，现已成为世界上最为广泛应用的金属之一。铝是典型的两性金属，既能溶于强酸，也能溶于强碱。铝的两性还表现在它的氧化物和氢氧化物上。

②铝与酸和碱的反应。铝既能与酸反应，放出氢气，又能与碱反应，生成偏铝酸钠和氢气。这种性质叫做两性。铝具有两性。

铝对人体来说是一个比较重要的物质。人体要从饮食中摄入10～18 mg的铝，其中大部分经消化道随粪便排出，小部分在体内的肌肉、骨骼和脑等组织内蓄积。近年来分析老年性痴呆或精神异常患者发现，脑内含铝量比正常人高10～30倍。进一步的研究证实，食品中含铝量过高，会导致人的早期衰老，铝在脑中蓄积可引起大脑神经的退化，记忆力衰退，智力和性格也会受到影响，甚至呈现老年性痴呆。

（3）铝的化合物

a．氧化铝的物理性质和用途。纯净氧化铝（Al2O3）是白色无定形粉末，俗称矾土，具有不同晶型，不溶于水。Al2O3有多种变体，常见的是α，γ形，都是白色晶体。天然的无色氧化铝晶体，叫做刚玉，硬度很大，仅次于金刚石，所以，可用来制作机械或钟表中的轴承。红宝石、蓝宝石的主要成分都是氧化铝，因含有杂质而呈现不同的色泽。红宝石含有氧化铬而呈红色，蓝宝石则含有氧化铁及氧化钛而呈蓝色。通过高温烧制也可以人工合成氧化铝，称为人造刚玉。

氧化铝可作为高温耐火材料使用，也用作制耐火砖、坩埚、瓷器、人造红宝石等，还是铝电解生产中的主要原料。除天然矿产外，可用氢氧焰熔化氢氧化铝制取。

b．氧化铝的化学性质。和单质铝一样，氧化铝也是两性氧化物，既能与酸反应，也能与碱反应。

因此，铝制品表面的氧化膜虽可以保护不与氧、水等反应而生锈，但不能抵抗酸和碱，这也是铝制品不能用来盛放酸性或碱性物质的原因。

②氢氧化铝。氢氧化铝［Al（OH）3］是一种白色胶状物质，不溶于水，无臭无味。能凝聚水中的悬浮物，又有吸附色素的性能。用途较为广泛。

氢氧化铝的性质与氧化铝相似，也具有两性。是一种碱，但又显一定的酸性，又可称之为铝酸。既能与酸反应也能与碱反应，结果都是氢氧化铝沉淀溶解，但生成产物有差别。

氢氧化铝是用量最大和应用最广的无机阻燃添加剂。可用于防水织物、油墨、玻璃器皿、纸张填料、媒染剂、净水剂，也用于铝盐、润滑剂制造等。氢氧化铝作为阻燃剂不仅能阻燃，而且可以防止发烟、不产生滴下物、不产生有毒气体，因此，获得较广泛的应用，使用量也在逐年增加。医药中，氢氧化铝用于肠胃类抑制胃酸用原料药，常用作复方制剂如维U颠茄铝胶囊、氢氧化铝片等主要成分，亦可用于药用辅料等。

③明矾。明矾［KAl（SO4）2·12H2O］又叫白矾，是一种复盐。易溶于水，在水溶液中完全电离。

明矾有抗菌作用、收敛作用等，可用作中药，一些中医用明矾来治疗高脂血症、十二指肠溃疡、肺结核咯血等疾病。

明矾还是传统的食品改良剂和膨松剂，常用作油条、粉丝、米粉等食品生产的添加剂。但是由于明矾的化学成分为硫酸铝钾，含有铝离子，所以过量摄入会影响人体对铁、钙等成分的吸收，导致骨质疏松、贫血，甚至影响神经细胞的发育。因此，一些营养专家提出，要尽量少吃含有明矾的食品。明矾是传统的净水剂，一直被人们所广泛使用。但明矾中含有的铝对人体有害。长期饮用明矾净化的水，可能会引起老年性痴呆症。现在已不主张用明矾作净水剂了。

④氯化铝。氯化铝是无色透明晶体或白色而微带浅黄色的结晶性粉末，易溶于水并强烈水解，水溶液呈酸性。溶于水，生成六水合物AlCl3·6H2O，可溶于乙醇和乙酸，同时放出大量的热。100℃时分解。无水氯化铝大量用作石油工业和有机合成反应中的催化剂。水合氯化铝（AlCl3·6H2O）为无色结晶，主要用作精密铸造的硬化剂、木材防腐及医药等方面。

6．2．3　铜、银及其化合物

1）铜及其化合物

（1）铜的存在、物理性质及用途

铜元素原子序数为29，其价电子构型分别为3d10 4s1是ⅠB族元素。虽然最外层只有1个4s电子，表面看起来和ⅠA族碱金属元素原子一样，但它的次外层3d电子也是价电子，且原子半径较小，主、副族原子结构的不同点，造成它们在性质上有很大差别。铜元素不如碱金属活泼，铜元素为变价元素，有＋1、＋2（＋3价，不稳定）化合价，一般能形成稳定的配合物等。所以由于其结构的特殊性，许多物理和化学性质都不完全遵守元素周期律。

单质铜是呈紫红色光泽的过渡金属，密度8．92g/cm3。熔点（1 083．4±0．2）℃，沸点2 567℃。常见化合价＋1和＋2（3价铜仅在少数不稳定的化合物中出现）。铜是人类发现最早的金属之一，也是最好的纯金属之一，稍硬、极坚韧、耐磨损。有很好的延展性、导热性和导电性。铜和它的一些合金有较好的耐腐蚀能力，在干燥的空气里很稳定。但在潮湿的空气里铜表面生成一层绿色称为铜绿的物质——碱式碳酸铜Cu2（OH）2CO3，可溶于硝酸和热浓硫酸，微溶于盐酸，容易被碱侵蚀。

地壳和海洋中都有金属铜的存在。铜在地壳中的含量约为0．01%，在个别铜矿床中，铜的含量可以达到3%～5%。自然界中的铜，多数以化合物即铜矿物存在。

（2）铜的化学性质

①在潮湿的空气里易被锈蚀生成铜绿。其反应的化学方程式为：

②加热或点燃条件下与非金属单质反应。如O2、Cl2、S等，其反应的化学方程式为：

③和氧化性酸溶液（浓H2SO4、稀HNO3、浓HNO3）反应。其反应的化学方程式为：

④跟盐溶液反应。其反应的化学方程式为：

（3）铜的化合物

①氧化亚铜。氧化亚铜在自然界中，以赤铜矿形式存在。为一价铜的氧化物，红色或暗红色，八面立方晶系结晶性粉末，相对密度6．0，熔点1 235℃，Cu2O十分稳定，在1 235℃融化但不分解。在1 800℃失去氧。Cu2O属于共价化合物，不溶于水和醇，呈弱碱性溶于盐酸、氯化铵、氨水，微溶于硝酸。溶于盐酸生成白色氯化亚铜结晶粉末。遇稀硫酸和稀硝酸生成铜盐，在空气中会迅速变蓝。能溶于浓碱、三氯化铁等溶液中。在湿空气中逐渐氧化成黑色氧化铜。Cu2O溶于稀酸，并立即在酸性溶液中歧化为Cu和Cu2＋。

Cu2O的用途：由于颗粒大小不同Cu2O呈现不同的颜色，如黄色、橘黄、鲜红或深棕色，它本身有毒，主要用于玻璃、陶瓷工业做红色染料。Cu2O具有半导体性质。Cu2O溶于氨水，生成无色离子：

Cu2O与硝酸反应：

CuOH很不稳定，易脱水变成Cu2O，用NaOH处理生成黄色的CuOH，但很快就变成橙色，最后变成红色的Cu2O。

②氧化铜。氧化铜是黑色固体，可由一些含氧酸盐受热分解或在氧气中加热铜粉制得。CuO属于碱性氧化物，难溶于水，但易溶于酸，能和酸（如盐酸）反应生成铜盐。

CuO稳定性很好，加热到1 000℃分解成红色Cu2O时，才开始分解生成红色氧化亚铜。

若有氧气存在，适当加热Cu2O又能得到CuO。利用这一性质来除去其中少量的氧。

CuO具有氧化性，在高温下可被一些还原剂还原，如能被H2、C等还原：在150℃左右时，用氢气还原CuO，可得到暗红色的粉末状的Cu2O。

氧化铜的用途：CuO通常可用于做玻璃、陶瓷、搪瓷的绿色、红色、蓝色颜料，光学玻璃的磨光剂、油类的脱硫剂、有机合成的氧化剂。

③氢氧化铜。氢氧化铜是蓝色固体，不溶于水。不稳定，热稳定性较碱金属的氢氧化物差得多，受热易分解，加热至353 K时，Cu（OH）2转变为黑色的CuO；Cu（OH）2属于二元弱碱，呈两性，既溶于酸，又可溶于过量的浓碱生成蓝色的［Cu（OH）4］2＋；氢氧化铜具有弱氧化性，新制备的Cu（OH）2悬浊液能和含有醛基的有机物反应。

在碱性溶液中，一些温和的还原剂，如葡萄糖，能够把Cu（Ⅱ）还原成Cu2O：

通常有机物分析中常利用此反应来测定醛，而在医学上医院里常用此反应来检验尿糖含量，检验糖尿病。

④硫酸铜。硫酸铜晶体CuSO4·5H2O为蓝色晶体，别名胆矾、蓝矾、石胆。硫酸铜CuSO4（硫酸铜晶体：CuSO4·5H2O）分子量249．68，深蓝色大颗粒状结晶体或蓝色颗粒状结晶粉末，略透明。有毒，无臭，带有金属涩味。密度2．284 4g/cm3。干燥空气中会缓慢风化。易溶于水，水溶液呈弱酸性。不溶于乙醇，缓缓溶于甘油。150℃以上将失去全部水结晶成为白色粉末状无水硫酸铜，650℃则分解成氧化铜和三氧化硫。无水硫酸铜有极强的吸水性，无水CuSO4遇水变蓝色（生成CuSO4·5H2O），把它投入95%乙醇变成含水有机物（即吸收水分）而恢复为蓝色结晶体，可作为水的检验依据。硫酸铜中的铜离子能破坏蛋白质的立体结构，使之变性。测定蛋白质浓度时常在蛋白质中加入碱，再加入硫酸铜溶液，此时溶液会变为紫色，这个反应被称为双缩脲反应。CuSO4和石灰乳的混合液即为无机农药波尔多液，是一种良好的杀菌剂，可以用来防治多种作物的病害。

2）银及其化合物

银的原子序数为47，价电子排布为4d10 5s1，与铜元素一样为ⅠB族元素，金属性比Cu弱，最外层5s电子、次外层4d电子均为价电子，具有副族元素的结构和性质特点，一般能形成稳定的配合物。

纯单质银有银白色光泽，反射炉达到91%，广泛用于首饰和装饰品。不易氧化，是一种过渡金属，熔点960．8℃，沸点2 210℃，密度10．49g/cm3。银在地壳中的含量很少，仅占0．07 ppm，在自然界中有单质的自然银存在，但主要是化合物状态。银有很好的柔韧性和延展性，延展性仅次于金，能压成薄片，拉成细丝。1g银可以拉成1 800 m长的细丝，可轧成厚度为1/100 000 mm的银箔，是导电性和导热性最好的金属。

银的化学稳定性较好，在常温下不氧化。但在所有贵金属中，银的化学性质最活泼，它能溶于硝酸生成硝酸银；易溶于热的浓硫酸，微溶于热的稀硫酸；在盐酸和“王水”中表面生成氯化银薄膜；与硫化物接触时，会生成黑色硫化银。此外，银能与任何比例的金或铜形成合金，与铜、锌共熔时极易形成合金，与汞接触可生成汞齐。

银能与硝酸反应：

在硝酸银中加入卤化物可生成相应的AgCl、AgBr、AgI，卤化银AgCl、AgBr、AgI都具有感光性。由于阴离子按Cl、Br、I的顺序变形性增大，使Ag＋与它们之间的极化作用依次增强的缘故，AgCl、AgBr、AgI的颜色依次加深（白色→浅黄色→黄色）。溶解度依次降低。AgF则易溶于水。照相底片及印相纸上都散布着细小的AgBr明胶，摄影时受光线照射发生反应：

银成为细小的银核析出，在暗室中用还原剂如苯二酚将其进一步还原为Ag，即“显影”。随后，用定影剂（Na2S2O3）将未曝光的AgBr晶体溶解掉，即“定影”。

AgI可用于人工降雨。在制备AgI胶体时，由于AgI胶粒既可吸附Ag＋而带正电荷，又可吸附I－而带负电荷，故AgI胶体的带电情况由反应时Ag＋及I－的相对量的多少决定。

从AgF至AgI稳定性减弱，分解趋势加大。基于卤化银的感光性，将其用于照相行业，也可将感光变色的卤化银加进玻璃制造变色眼镜。

（3）银的配合物

Ag＋重要特征是容易形成配离子。Ag＋可与NH3、CN－等形成配位数为2的配合物。许多难溶性的银盐也是借助生成银的配合物而溶解的。向银的配合物中加入适当的沉淀剂，可将其转化为银的沉淀而析出。利用Ag＋难溶盐溶解度的不同和Ag＋配合物定性的差异，沉淀与配合物之间可以在一定条件下相互转化。

银的配离子在实际生产、生活中有较广泛的应用。例如电镀、照相、制镜等方面。

6．2．4　铬、铅及其化合物

铬是1797年法国化学家沃克兰在分析铬铅矿时首先发现的，占地壳的丰度为0．008 3%。铬元素原子序数为24，位于元素周期表第三周期ⅥB族，价电子构型为3d5 4s1。是具有银白色光泽的金属，有延展性。密度：单晶为7．22g/cm3，多晶为7．14g/cm3，相对密度：6．92（水＝1），熔点：1 890℃，沸点：2 480℃。铬能慢慢地溶于稀盐酸、稀硫酸而生成蓝色溶液，不溶于硝酸（钝化）；可溶于强碱溶液，无毒。铬的化学性质很稳定，与空气接触则很快变成绿色，这是被空气中的氧氧化成绿色的Cr2O3的缘故。铬属于多价金属元素，有＋2、＋3、＋4、＋5、＋6多种价态。通常制得的铬含有一些杂质，质硬且脆，抗腐蚀，主要以铬铁矿形式存在，用于制作合金及电镀。

铬与稀硫酸反应，置换出氢气。

铬与浓硫酸反应，生成二氧化硫和硫酸铬（Ⅲ）。

但铬不溶于浓硝酸，因为表面生成紧密的氧化物薄膜而钝化。在高温下，铬能与卤素、硫、氮、碳等直接化合。

铬是人体必需的一种微量元素，对人体很重要，正常人体内只含6～7 mg。经证明铬具有抗糖尿病的作用，含铬丰富的食物，可增强胰岛素的效应，预防糖尿病的发生，缺铬严重的地区糖尿病发病率高。

过量地摄入铬会造成中毒，铬的中毒主要是吸入铬酸或铬酸盐后，引起肾脏、肝脏、神经系统和血液的广泛病变，严重的会导致死亡。

（2）铬的化合物

对铬元素而言，化合价为＋3和＋6的化合物最为重要，其他化合价态的化合物都不稳定。

①三氧化二铬。三氧化二铬（Cr2O3）是绿色晶体，微溶于水，具有两性。Cr2O3是高级绿色颜料，用作搪瓷和陶瓷的釉药，人造革、建筑材料等的着色剂，有机合成的催化剂等。

②三氧化铬。三氧化铬（CrO3）是红色晶体，易潮解，易溶于水，有毒，受热时分解出O2变为Cr2O3。CrO3的氧化性较强，一些有机物（如酒精等）与它接触时立即着火，自身被还原成Cr2O3。CrO3与水发生作用生成铬酸H2CrO4和重铬酸H2Cr2O7，它们都是强酸，但H2Cr2O7比H2CrO4的酸性强些。CrO3在电镀工业中有着重要的应用。

在Cr3＋的溶液中加入适量NaOH，可得到Cr（OH）3的蓝灰色胶状沉淀。

氢氧化铬Cr（OH）3能溶于酸也能溶于碱，是一种两性物质。

④铬（Ⅲ）盐。比较重要的三价铬盐有铬钾钒（铬明矾或铬钒）［KCr（SO4）2·12H2O］、硫酸铬［Cr2（SO4）3·18H2O］和三氯化铬（CrC13·6H2O）。铬钾钒为绿色或紫色晶体，常用于鞣革工业和纺织工业中。

铬（Ⅲ）在碱性条件下，比较容易被氧化为铬（Ⅵ）。实验证明，在碱性条件下，稀H2O2溶液就可以将Cr3＋氧化成 pagenumber_ebook=192,pagenumber_book=192

，常利用此反应来鉴定Cr3＋的存在。

⑤铬（Ⅵ）盐。不论在晶体中还是在溶液中都不存在简单Cr6＋离子。常见的铬（Ⅵ）含氧酸盐为铬酸盐 pagenumber_ebook=192,pagenumber_book=192

和重铬酸盐

，其中又以橙红色、俗称红矾钾的重铬酸钾K2Cr2O7和橘红色、俗称红矾钠的重铬酸钠Na2Cr2O7最为重要。但是铬（Ⅵ）的化合物有较大毒性。在鞣革、印染、玻璃、电镀等行业广泛应用。铬酸盐和重铬酸盐可以相互转化， pagenumber_ebook=192,pagenumber_book=192

和

之间存在如下平衡：

显然加酸可使平衡向右移动，加碱可使平衡左移，即在酸性介质溶液中主要以 pagenumber_ebook=192,pagenumber_book=192

形式存在，在碱性介质溶液中主要以 pagenumber_ebook=192,pagenumber_book=192

形式为主。

在分析化学中，常用K2Cr2O7来测定铁：

实验室中的铬酸洗液就是饱和的K2Cr2O7溶液和浓H2SO4的混合物，它具有强氧化性，可用来洗涤玻璃器皿。K2Cr2O7也常用作基准试剂，配制标准溶液。

2）铅及其化合物

铅（Pb）原子序数为82，原子的价电子构型为5d10 6s2 6p2，有＋2和＋4价。铅是柔软、延展性强的弱金属，有毒，也是重金属。铅的熔点327．502℃，沸点1 740℃，密度11．343 7g/cm3，硬度1．5。铅的本色为青白色，在空气中表面很快被一层暗灰色的氧化物覆盖。没有氧化层的铅色泽光亮，密度高，硬度非常低，延伸性很强。它的导电性能相当低，抗腐蚀性能很高，因此它往往用来作为装腐蚀力强的物质（比如硫酸）的容器。加入少量锑或其他金属更能提高它的抗腐蚀力。

铅在地壳中含量不大，主要以方铅矿（PbS）存在。因矿藏集中，容易冶炼，在远古时期已为人们所利用了。铅可用于建筑材料、铅酸蓄电池、枪弹和炮弹、焊锡、奖杯和某些合金。

金属铅在空气中受到氧、水和二氧化碳作用，其表面会很快氧化生成保护薄膜，铅表面在空气中能生成碱式碳酸铅薄膜，防止内部再被氧化。

在加热下，铅能很快与氧、硫、卤素化合，与强酸强碱在一定条件下可以反应。铅与冷盐酸、冷硫酸几乎不起作用，能与热或浓盐酸、硫酸反应。铅与稀硝酸反应，但与浓硝酸不反应。铅能缓慢溶于强碱性溶液。

铅及其化合物为常见的有毒化学物质，在工业和生活中应用极为广泛。金属铅加热至400～500℃时，大量铅烟逸出，，并在空气中迅速氧化成氧化亚铅（Pb2O）而凝集为烟尘，随着熔铅温度的升高，可进一步氧化为氧化铅（PbO）、三氧化二铅（Pb2O3）、四氧化三铅（Pb3O4），但均不稳定，最后离解为氧化铅和氧，分别以金属铅的烟尘和铅化合物污染工作场所和环境。也可因食用铅污染的食物、服用含铅化合物的中药偏方或误服铅化合物等引起生活性中毒。根据剂量大小、进入途径、化合物的溶解度、工作场所及个人防护条件的不同，可发生急性、亚急性、慢性铅中毒，或体内过量铅负荷。

铅的氧化物及其氢氧化物都具有两性，其酸碱性、氧化还原性的递变规律为＋2价化合物PbO、Pb（OH）2（两性偏碱），＋4价化合物PbO2、Pb（OH）4（两性偏酸）。

在酸性介质中，PbO2是一种很强的氧化剂，它能将Mn2＋氧化成紫色的MnO－4。

四氯化铅在水溶液中强烈水解，在潮湿空气中因水解并释放出HCl而产生白雾。

以各种化学状态或化学形态存在的重金属，在进入环境或生态系统后就会存留、积累和迁移，造成危害。如随废水排出的重金属，即使浓度小，也可在藻类和底泥中积累，被鱼和贝的体表吸附，产生食物链浓缩，从而造成公害。如日本的水俣病，就是因为烧碱制造工业排放的废水中含有汞，在经生物作用变成有机汞后造成的；又如痛痛病，是由炼锌工业和镉电镀工业所排放的镉所致。汽车尾气排放的铅经大气扩散等过程进入环境中，造成目前地表铅的浓度显著提高，致使近代人体内铅的吸收量比原始人增加了约100倍，损害了人体健康。重金属对人体的伤害极大。常见的有：

汞：食入后直接沉入肝脏，对大脑、神经、视力破坏极大。天然水每升水中含0．01 mg，就会导致人中毒。

镉：导致高血压，引起心脑血管疾病；破坏骨骼和肝肾，并引起肾衰竭。

铅：是重金属污染中毒性较大的一种，一旦进入人体将很难排除。能直接伤害人的脑细胞，特别是胎儿的神经系统，可造成先天智力低下。

砷：是砒霜的组分之一，有剧毒，会致人迅速死亡。长期接触少量，会导致慢性中毒。另外还有致癌性。

这些重金属中的任何一种都能引起人的头痛、头晕、失眠、健忘、神经错乱、关节疼痛、结石、癌症。

卤族元素指周期系ⅦA族元素，最外层电子排布为n s2 n p5，是典型的非金属元素。卤原子的价电子层中只有一个成单电子，所以卤族元素的单质都是双原子分子。卤素单质氧化能力F2＞Cl2＞Br2＞I2，卤离子还原能力F－＜Cl－＜Br－＜I－。

（1）卤素的物理性质：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，熔点、沸点、密度、原子体积也依次递增。

常温下，氟是黄色气体，氯是黄绿色气体，溴是暗褐色液体，碘是紫褐色晶体，略带金属光泽。氯气有毒、能溶于水，其密度比空气大，易液化，工业上称为“液氯”，固态碘受热可以升华而表现为紫色蒸汽。卤素均具有刺激气味，吸入过多的蒸汽会发生严重中毒，甚至造成死亡。

a．与金属作用：氟能强烈地与所有金属作用，氯与各种金属作用比较剧烈，常温或不太高的温度下，溴和碘与比较活泼的金属反应。

b．与非金属作用：氟与非金属的作用非常剧烈，氯与大多数非金属元素化合，反应不及氟剧烈，溴和碘反应的剧烈程度又较氯差。

c．与氢作用：在很低的温度下，固态氟与液态氢在黑暗中就能剧烈化合；氯和氢的混合气体在黑暗中反应进行很慢，强光照射或加热，氯和氢立即反应并发生爆炸；溴和碘与氢的化合则需要在加热和催化下才有明显的速率。

d．卤素间置换反应：卤素单质的化学性质都非常活泼，其活性顺序：F2＞Cl2＞Br2＞I2，排在前面的卤素能把后面的卤素从其卤化物中置换出来。

氟与水反应放出氧气，氯只有在光照射下与水反应，缓慢放出氧，溴与水作用放氧的反应极慢，碘与水不反应，但逆反应可以进行。

（1）卤化氢的物理性质：卤化氢为无色有刺激性气味的气体，在空气中会“冒烟”，卤化氢的沸点随着化学式量的增大而升高；由于氟化氢分子间存在氢键，导致其熔点、沸点、汽化热反常高，电离度又反常低。

（2）卤化氢的化学性质：卤化氢加热到足够高的温度，会分解成卤素单质和氢气。碘化氢在300℃即明显分解，而氯化氢和氟化氢加热到1 000℃才稍有分解。卤化氢溶于水得到氢卤酸。氢卤酸的酸性从HF、HCl、HBr、HI依次增强。除氢氟酸外，其余都是强酸。

氧、硫是周期表中的ⅥA族元素，氧是地壳中分布最广的元素，其丰度为47%，氧和硫是典型的非金属，氧硫的活泼性比对应的卤素差。

硫在地壳中的含量为0．045%，是一种分布较广的元素。它在自然界中以两种形态出现——单质硫和化合态硫，单质硫有几种同素异形体。

（1）硫的物理性质：单质硫俗称“硫黄”，是淡黄色的晶体，密度约为水的两倍。它不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳，硫蒸汽急剧冷却能直接凝成粉末，这种现象叫做硫华。

（2）硫的化学性质：硫的化学性质较活泼，易与金属、非金属反应。

a．硫与金属反应：硫能与大多数金属直接化合，生成金属硫化物并放出热量。例如：

（1）二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐：SO2是一种无色、有强烈刺激性气味，易溶于水，比空气重，易液化，有毒的气体。在溶液中的SO2同水反应生成亚硫酸（酸雨的主要成分）。亚硫酸很不稳定，只能在水溶液中存在，容易分解成水和二氧化硫。所以该反应是一个可逆反应。

（2）三氧化硫、硫酸、硫酸盐：SO3的气体形式是一种严重的大气污染物，是形成酸雨的主要来源之一。纯三氧化硫是一种无色丝状的易挥发固体，具强腐蚀性、强刺激性。SO3是通过二氧化硫的催化氧化来制备的。SO3中S原子处于＋6价最高化合价态，所以SO3是一种强氧化剂。SO3与水化合即生成硫酸。但由于反应中放出大量热。

纯硫酸是一种无色油状液体，密度比水大，能与水以任意比互溶，浓硫酸溶在水中会放出大量热，若不小心将水倾入浓硫酸中，将会因发生剧热而引致爆炸。硫酸是一种难挥发的强酸，除了具有酸的通性外，浓硫酸还具有一些特殊性：强氧化性、强吸水性、强脱水性。硫酸是基本化学工业中的“三酸”之一。

氮和磷处于元素周期表中ⅤA族，原子的价电子层结构为n s2 n p3，与ⅦA、ⅥA两族元素比较，ⅤA族元素要获得3个电子是比较困难的。N和P可以形成极少数化合价为－3的离子型固态化合物。

氮是构成动、植物体中蛋白质的重要元素。氮气是双原子分子，约占空气体积的78%，是空气中含量最多的气体，氮是无色无味的气体，难于液化，在水中溶解度很小。

氮气的化学性质很不活泼，既不可燃，也不助燃，又很难发生化学反应。氮在高温等特定条件下也能进行一定的反应。

（1）氨气：氨是无色有刺激性气味的气体，比空气轻，常温下很容易被加压液化。液化的氨再变成气体会吸收周围大量的热，从而使温度急剧降低，故常用它来作冷冻机的循环制冷剂。

③形成配位化合物。氨中氮原子上的孤电子对能与其他离子或分子形成特殊共价键——配位键。

（2）铵盐：氨与酸反应可得相应的铵盐。铵盐一般是无色的晶体，易溶于水。铵盐的性质类似于碱金属的盐类，并有相似的溶解度。

（3）一氧化氮、二氧化氮：氮氧化物是指NO、NO2、N2O、N2O4和N2O5等的总称。最常见的是NO和NO2。雷雨天气氮气可以和空气中的氧气发生反应，生成一氧化氮。一氧化氮是一种无色气体，难溶于水，不助燃，有毒，在常温下很容易与空气中的氧气化合生成二氧化氮。二氧化氮有毒，易溶于水，生成硝酸和一氧化氮。

（4）亚硝酸及其盐：亚硝酸是一种弱酸，但比醋酸酸性略强，亚硝酸很不稳定，仅存在于冷的稀溶液中，微热甚至冷时便分解为NO、NO2和H2O。硝酸盐易溶于水，均有毒，是致癌物质。硝酸盐一般为无色晶体，易溶于水。硝酸盐在常温下较稳定，但在高温时固体硝酸盐会分解放出O2，硝酸盐热分解的产物决定于盐的阳离子。

常温下，除了汞是液体外，金属都具有晶体结构。金属具有颜色和光泽性；金属具有延展性；金属具有良好的传热导电性；金属都具有一定的密度、熔点和硬度。

金属元素在化学反应中容易失去最外层电子，变成阳离子，具有一定的还原性。

（1）铁：铁在地壳中的含量仅次于氧、硅和铝，排在第4位。在自然界均以化合物形式存在。铁处于周期表中第3周期第Ⅷ族，其价电子构型为3d6 4s2。化合价一般表现为＋2和＋3价，以＋3价较稳定。纯铁是银白色有光泽的重金属，密度和熔点都较高，具有良好的导电、导热性和良好的延展性。铁属于中等活泼金属，在高温下能和氧、硫、氯等非金属作用。Fe可溶于HCl、稀H2SO4和HNO3。但浓H2SO4和浓HNO3会使其钝化。高温下，红热的铁可与水蒸气反应，生成黑色的四氧化三铁和氢气。

①铁的氧化物。铁的氧化物包括氧化亚铁（FeO）、氧化铁（Fe2O3）和四氧化三铁（Fe3O4）等。氧化亚铁是一种黑色粉末，不稳定，在空气中加热会迅速被氧化成四氧化三铁，溶于盐酸、稀硫酸生成亚铁盐。氧化铁（Fe2O3）是一种红棕色粉末，俗称铁红，不溶于水，能与酸起反应生成铁盐。Fe3O4是具有磁性的黑色粉末，俗称磁性氧化铁，可看作是FeO和Fe2O3的混合物。

②铁的氢氧化物。在Fe2＋溶液中加入碱，可得到相应的氢氧化物Fe（OH）2，白色的Fe（OH）2沉淀则在空气中迅速被氧化为红棕色的Fe（OH）3。

（1）铝的性质：铝是银白色金属，质软，密度小，属于轻金属。铝具有良好的导电、导热性，仅次于银、铜，铝还具有良好的光和热的反射能力。铝的化学性质很活泼，在常温下与空气接触易被空气氧化，很快在表面生成一层致密氧化薄膜，这层薄膜可阻止铝继续被氧化，这是铝制品不易生锈的原因。铝的粉末与空气混合则极易燃烧；熔融的铝能与水剧烈反应；高温下能将许多金属氧化物还原为相应的金属。在常温下，铝在浓硝酸和浓硫酸中会被钝化，不与它们反应，所以浓硝酸是用铝罐运输的。铝的抗腐蚀性优异，外观质感佳，是典型的两性金属，既能溶于强酸，也能溶于强碱。

①氧化铝。纯净氧化铝（Al2O3）是白色无定形粉末，俗称矾土，具有不同晶型，不溶于水。常见的是α，γ形，都是白色晶体。天然的无色氧化铝晶体，叫做刚玉，硬度很大，仅次于金刚石。氧化铝和单质铝一样，氧化铝也是两性氧化物，既能与酸反应，也能和碱反应。

②氢氧化铝。氢氧化铝是一种白色胶状物质，不溶于水，无臭无味。能凝聚水中的悬浮物，又有吸附色素的性能。氢氧化铝也具有两性，既能与酸反应，也能与碱反应。

③氯化铝。氯化铝是无色透明晶体或白色而微带浅黄色的结晶性粉末，易溶于水并强烈水解，水溶液呈酸性。

（1）铜：铜元素原子序数为29，其价电子构型分别为3d10 4s1是ⅠB族元素。单质铜是呈紫红色光泽的过渡金属，稍硬、极坚韧、耐磨损，有很好的延展性、导热性和导电性。在潮湿的空气里在铜表面生成一层绿色称为铜绿的物质碱式碳酸铜Cu2（OH）2CO3，可溶于硝酸和热浓硫酸，微溶于盐酸，容易被碱侵蚀。铜加热或点燃条件下与非金属单质反应，铜和氧化性酸溶液（浓H2SO4、稀HNO3、浓HNO3）反应。

①氧化亚铜。氧化亚铜显红色或暗红色，属于共价化合物，不溶于水和醇，溶于盐酸生成白色氯化亚铜结晶粉末。遇稀硫酸和稀硝酸生成铜盐，在空气中会迅速变蓝。能溶于浓碱、三氯化铁等溶液中。在湿空气中逐渐氧化成黑色氧化铜，Cu2O在酸性溶液中歧化为Cu和Cu2＋。

②氧化铜。氧化铜是黑色固体，不溶于水，CuO属于碱性氧化物，难溶于水，但易溶于酸，能和酸反应生成铜盐。CuO具有氧化性，在高温下可被一些还原剂还原。

③氢氧化铜。氢氧化铜是蓝色固体，不溶于水，不稳定，热稳定性较碱金属的氢氧化物差得多，受热易分解，呈两性，既溶于酸，又可溶于过量的浓碱生成蓝色的［Cu（OH）4］2＋；氢氧化铜具有弱氧化性。

（3）银：银的原子序数为47，价电子排布为4d10 5s1，与铜元素一样为ⅠB族元素，金属性比Cu弱，具有副族元素的结构和性质特点，一般能形成稳定的配合物。纯单质银有银白色光泽，不易氧化，是一种过渡金属，有很好的柔韧性和延展性，延展性仅次于金，能压成薄片，拉成细丝，是导电性和导热性最好的金属。银的化学稳定性较好，在常温下不氧化。它能溶于硝酸生成硝酸银；易溶于热的浓硫酸，微溶于热的稀硫酸；在盐酸和“王水”中表面生成氯化银薄膜；与硫化物接触时，会生成黑色硫化银。

（1）铬：铬元素原子序数为24，位于元素周期表第3周期ⅥB族，价电子构型为3d5 4s1。是具有银白色光泽的金属，纯铬有延展性。能慢慢地溶于稀盐酸、稀硫酸生成蓝色溶液，不溶于硝酸（钝化）；可溶于强碱溶液，无毒。化学性质很稳定，与空气接触则很快变成绿色，这是被空气中的氧氧化成绿色的Cr2O3的缘故。铬属于多价金属元素，有＋2、＋3、＋4、＋5、＋6多种化合价态。

②三氧化铬。CrO3为红色晶体，易潮解，易溶于水，有毒。它受热时分解出O2变为Cr2O3。CrO3的氧化性较强，CrO3与水发生作用生成铬酸H2CrO4和重铬酸H2Cr2O7，它们都是强酸，但H2Cr2O7比H2CrO4的酸性强些。

③氢氧化铬。在Cr3＋的溶液中加入适量NaOH，可得到Cr（OH）3的蓝灰色胶状沉淀。

④铬（Ⅲ）盐。比较重要的三价铬盐有铬钾钒（铬明矾或铬钒）［KCr（SO4）2·12H2O］、硫酸铬［Cr2（SO4）3·18H2O］和三氯化铬（CrCl3·6H2O）。铬（Ⅲ）在碱性条件下，比较容易被氧化为铬（Ⅵ）。

⑤铬（Ⅵ）盐。常见的铬（Ⅵ）含氧酸盐为铬酸盐 pagenumber_ebook=198,pagenumber_book=198

和重铬酸盐

，其中又以橙红色、俗称红矾钾的重铬酸钾K2Cr2O7和橘红色、俗称红矾钠的重铬酸钠Na2Cr2O7最为重要。但是铬（Ⅵ）的化合物有较大毒性。铬酸盐和重铬酸盐的相互转化：在 pagenumber_ebook=198,pagenumber_book=198

和

之间存在如下平衡：

（3）铅及其化合物：铅原子的价电子构型为5d10 6s2 6p2，有＋2和＋4价。铅是柔软、延展性强的弱金属，有毒，也是重金属。铅的本色为青白色，在空气中表面很快被一层暗灰色的氧化物覆盖。铅在空气中受到氧、水和二氧化碳作用，其表面会很快氧化生成保护薄膜，在加热下，铅能很快与氧、硫、卤素化合，与强酸强碱在一定条件下可以反应。铅的氧化物及其氢氧化物都具有两性，其酸碱性、氧化还原性的递变规律为＋2价化合物PbO、Pb（OH）2（两性偏碱），＋4价化合物PbO2、Pb（OH）4（两性偏酸）。

1．I2和Cl2在碱性介质中的反应方程式是________________，I2和H2O2的反应方程式是________________。

2．对比HF、H2S、HI和H2Se的酸性，其中最强的酸是________，最弱的酸是________。

3．试指出在ⅢA和ⅣA族元素中：

（1）金属和非金属元素：________________；

（2）在自然界中能以氧化物形式存在的元素：________________。

4．在实验室中制取少量HBr和HI，可采用下面的方法：

（1）红磷与H2O混合，滴加Br2；（2）红磷和碘混合，滴加H2O

化学反应方程式分别为：（1）________________；（2）________________。

5．氯化铵的热分解产物是________和________；化学实验室常出现洗净的玻璃器皿和擦净的玻璃上隔一段时间有一层白色沉积物，这是由于________________。

6．下列各含氧酸按其酸度强弱排列的顺序：________________。

7．据媒体报道：社会上曾有不法分子，以黄铜（铜、锌合金）假冒黄金进行诈骗活动。请你设计实验，鉴别黄铜和黄金。

8．铜钱在历史上曾经是一种广泛流通的货币。试从物理性质和化学性质的角度分析为什么铜常用于制造货币。（铜的熔点是1 183．4℃，铁的熔点是1 534．8℃）

9．浓硫酸在下列用途和现象中所表现的性质是（用字母回答）：

A．沸点高、难挥发　　B．酸性　　C．吸水性　　D．脱水性　　E．强氧化性

10．红砖是用黏土高温烧结而成，因其颜色呈红色或棕红色而得名，常用作建筑材料。

（1）根据红砖的颜色、猜测其可能含有的成分是（写化学式）________________。

（2）为了检验你的猜测是否正确，请设计一个实验方案，简要地写出各步操作过程以及最后的实验分析和结论，涉及化学反应的写出化学方程式。（实验用品任取，该实验分几步自己决定，不必写实验装置中的仪器安装）

实验步骤：①用铁锤敲碎红砖，取小块磨成粉末；

　　　　　②________________；

　　　　　③________________。

实验分析及结论：________________

________________________________。

（3）红砖曾对我国建设起到重要作用，就目前我国实际情况看，你是认为应继续使用还是禁止使用红砖？________，理由是________________

______________________________________。

1．下列物质中，不含有硅酸盐的是（　　）。

A．水玻璃　　B．硅芯片　　C．黏土　　D．普通水泥

2．一元硬币的外观有银白色的金属光泽，一些同学认为它可能是铁制成的，为证明其想法，有同学拿磁铁来吸引一下。就这一过程而言，属于科学探究中的（　　）。

A．实验　　B．假设　　C．观察　　D．做结论

3．下列有关环境问题的说法正确的是（　　）。

A．燃煤时加入适量石灰石，可减少废气中SO2的量

B．臭氧的体积分数超过10－4%的空气有利于人体健康

C．pH为5．6～7．0的降水通常称为酸雨

D．含磷合成洗涤剂易于被细菌分解，故不会导致水体污染

4．食盐、食醋、纯碱均为家庭厨房中常用的物质。利用这些物质不能完成的实验是（　　）。

A．鉴别食盐和纯碱　　　　　　B．验证蛋壳的主要成分为CaCO3

C．除去热水瓶内壁上的水垢　　D．检验自来水中是否含有Cl－

5．下列氧化还原反应中，水作为氧化剂的是（　　）。

A．CO＋H2O

CO2＋H2　　　　　　B．3NO2＋H2O pagenumber_ebook=201,pagenumber_book=201

2HNO3＋NO

C．2Na2O2＋2H2O pagenumber_ebook=201,pagenumber_book=201

4NaOH＋O2↑　　D．2F2＋2H2O pagenumber_ebook=201,pagenumber_book=201

4HF＋O2

6．在下列反应中，硫酸只表现氧化性的是（　　）。

A．Cu＋H2SO4（浓）　　B．C＋H2SO4（浓）

C．Ba（OH）2＋H2SO4　　D．FeO＋H2SO4（浓）

7．下列实验操作或对实验事实的叙述，正确的是（　　）。

A．用氨气做喷泉实验主要是利用氨气的水溶液呈碱性这一性质

B．常温下，浓H2SO4可贮存于铁制或铝制容器中

C．用瓷坩埚高温熔融NaOH

8．下列说法正确的是（　　）。

A．镁在空气中和纯净氧气中的燃烧产物只有MgO

B．硫在空气中的燃烧产物是SO2，在纯净氧气中的燃烧产物是SO3

C．钠在敞口容器中长期放置和在空气中燃烧的产物都是Na2O2

D．浓H2SO4和浓盐酸敞口放置在空气中，其溶质的质量分数都将减小

9．溴的氧化性介于氯和碘之间。利用这一性质判断，下列说法正确的是（　　）。

A．Cl－、I－离子加入到含Br－的溶液中，均可以将Br－氧化为Br2

B．将Cl2缓慢通入含有相同物质的量浓度的Br－、I－的混合溶液中，Br－先被氧化

C．湿润的淀粉碘化钾试纸遇到氯气会变蓝色

D．在KBr溶液中加入碘水，发生如下反应：2Br－＋I2 pagenumber_ebook=201,pagenumber_book=201

2I－＋Br2

10．下列关于硫及含硫化合物的叙述正确的是（　　）。

A．SO2的漂白原理与次氯酸相同

B．硫在空气中燃烧生成大量SO3

C．浓硫酸可以干燥H2、NH3、CO2等气体

D．常温下铝遇浓硫酸钝化，因此可用铝槽车储运浓硫酸

11．在粗碘中含有IBr和ICl，受热时，I2、ICl、IBr均可升华。在粗碘中加入一种物质后，再进行升华，可制得精碘，应加入的物质是（　　）。

A．KI　　B．Zn　　C．KCl　　D．H2O

12．为检验Na2SO3溶液中是否含有Na2SO4应选用的试剂是（　　）。

A．BaCl2溶液　　　　　　B．BaCl2溶液、稀盐酸

C．BaCl2溶液、稀硝酸　　D．BaCl2溶液、稀硫酸

13．下列试剂中，能用带玻璃塞的试剂瓶贮存的是（　　）。

A．氢氟酸　　B．氢氧化钠溶液

C．盐酸　　　D．水玻璃

14．我国重点城市近年来已发布“空气质量日报”，下列物质中不列入污染指数的是（　　）。

A．二氧化硫　　B．二氧化氮　　C．二氧化碳　　D．可吸入颗粒物

15．下列物质中，不能使有色布条褪色的是（　　）。

A．氯水　　B．次氯酸钠溶液　　C．漂白粉溶液　　D．氯化钙溶液

16．某城市以“液氯泄漏”作为应急预警演习的项目，演习时下列防护措施合理的是（　　）。

①及时向上风口和地势较高处转移疏散人群；

②及时戴上用浓烧碱溶液湿润过的口罩；

③用高压水枪向泄漏口附近喷洒稀碱液并设法控制氯气泄漏；

④及时戴上用稀纯碱溶液湿润过的口罩；

⑤就近向地下商场转移。

A．②③④⑤　　B．①②④⑤　　C．①③④⑤　　D．①③④

17．下列化合物中，不能通过单质间化合直接制取的是（　　）。

A．FeCl3　　B．CuCl2　　C．HCl　　D．FeCl2

18．下列有关铁及其化合物的说法中正确的是（　　）。

A．赤铁矿的主要成分是Fe3O4

B．铁与水蒸气在高温下的反应产物为Fe2O3和H2

C．除去FeCl2溶液中的FeCl3杂质，可以向溶液中加入过量铁粉，然后过滤

D．Fe3＋与KSCN产生红色沉淀

19．下列对合金的说法正确的是（　　）。

A．合金中至少含有两种金属元素

B．18K金常用来制作饰品，其熔点比纯金高

C．黄铜的硬度比铜大

D．钢是纯铁的俗称

20．下列说法正确的是（　　）。

A．铜的化学性质活泼，不宜用铜制作盛食品的器皿

B．铜的导电能力不如铝

C．由于Cu2＋有氧化性，所以用CuSO4来配制农药

D．因为Cu2＋能使蛋白质变性，所以铜盐溶液有毒

21．金属利用的历史先是青铜器时代，后是铁器时代，铝的利用是近百年的事。此先后顺序跟下列有关的是（　　）。

①地壳中金属元素的含量；②金属活动性；③金属的导电性；④金属冶炼的难易程度；

⑤金属的延展性。

A．①③　　B．②⑤　　C．③⑤　　D．②④

22．下列有关金属的说法正确的是（　　）。

A．金属原子只有还原性，金属阳离子只有氧化性

B．金属单质在常温下都是固体

C．含金属元素的离子都是阳离子

D．金属阳离子被还原不一定得到金属单质

23．铝具有较强的抗腐蚀性能，主要是因为（　　）。

A．与氧气在常温下不反应　　　　　　　B．铝性质不活泼

C．铝表面能形成了一层致密的氧化膜　　D．铝耐酸耐碱

24．下列含氧酸中属于三元酸的是（　　）。

A．H3BO3　　B．H3PO2　　C．H3PO3　　D．H3AsO4

25．下列各对含氧酸盐热稳定性的大小顺序，正确的是（　　）。

A．BaCO3＞K2CO3　　B．CaCO3＜CdCO3

C．BeCO3＞MgCO3　　D．Na2SO3＞NaHSO3

26．铝在空气中燃烧时，生成（　　）。

A．单一化合物Al2O3　　B．Al2O3和Al2N3

C．单一化合物Al2N3　　D．Al2O3和AlN

27．下列化合物与水反应放出HCl的是（　　）。

A．CCl4　　B．NCl3　　C．POCl3　　D．Cl2O7

1．工业上怎样用氯化钾制备氯酸钾？写出有关反应方程式。

2．以碳酸钠和硫黄为原料制备硫代硫酸钠。

3．请你设计两种方法除去细小的铁颗粒中混有的细小的铝颗粒（简要说明）。