摘要：氯气的物理性质黄绿色具刺激性气味的有毒气体.比空气重.熔点-100.98℃.沸点-34.67℃.溶于水(20℃时1体积水可溶解2.15体积Cl2).难溶于饱和食盐水.易溶于有机溶剂.制备时应采用向上排空气法收集.工业上利用它容易液化的性质.将干燥的氯气制成液氯.压入涂成草绿色钢瓶贮存.氯气在水中因溶解得不太多(饱和时0.09摩/升.标准状态下).用水吸收残氯效率不高.故多用碱液吸收.遇到氯气逸散时.可以站到高处用湿毛巾捂住口鼻以减轻毒害.用活性炭吸附沸点较高的氯气可使空气净化.氯水呈黄绿色.用CCl4等有机溶剂萃取则水层转为无色.CCl4层转为较深黄绿色.除去氯气中混有的少量氯化氢可用饱和食盐水洗气.若氯化氢中混有少量氯气则可用活性炭除去氯气. 氯气的化学性质 强非金属.强氧化剂.除O2.N2.C和稀有气体外.氯气与其它元素几乎都能直接化合为氯化物.且常将变价元素氧化为高或较高价态.如与Cu.Fe等反应.能与许多还原性化合物反应将其中低价态元素氧化.如与NaBr. NaI.Na2S反应置换出Br2.I2.S,与NH3反应氧化出N2.与水或碱发生 Cl2+H2O HCl+HClO.HClO的强氧化性使氯水和湿氯气有漂白性.与冷的碱溶液反应以生成氯化物和次氯酸盐为主.在热的碱溶液中则有氯酸盐生成.氯气与有机物的反应主要是取代反应..加成反应(如对烯.炔.橡胶和紫外光条件下对苯等).氯水的有关反应则为:与碱反应同氯气,对H2S.则稀氯水以氧化出硫沉淀为主.浓氯水与H2S反应看不到沉 则氯水中的HCl起重要作用有H2放出,与AgNO3溶液也属于其中Cl-的反应.生成白色的AgCl沉淀.若要从氯水获得较浓的HClO溶液.则可加入Ca-CO3粉.因H2CO3比盐酸弱又比HClO强.而CaCO3只与盐酸反应.使氯水中的化学平衡向生成HClO的方向移动.氯水的漂白性.见光分解出O2以及使醛溶液等氧化皆与其中的HClO有关. 氯气的用途 重要化工原料.大量用于制造有机合成的中间体.溶剂.盐酸.漂白粉以及制造药物和农药,在生产塑料聚氯乙烯.合成纤维氯纶.合成橡胶氯丁橡胶等合成材料时也需用多量氯气.氯气液化后压入钢瓶常供纸浆漂白.纺织品漂白.自来水消毒杀菌.制次氯酸钠.从卤水中提炼溴和碘以及某些金属或硅的的提纯冶炼等. 次氯酸和漂白粉 HClO.仅存于水溶液中.为强氧化性的弱酸(比H2CO3弱).不稳定.见光分解为HCl与O2.能漂白有色有机物.于氯水里加入CaCO3粉消耗盐酸可制得较浓的HClO溶液.漂白粉为白色粉末.是Ca(ClO)2与CaCl2的混合物. 吸湿有氯气味.用于漂白时.因CO2或HCl等酸性物质作用使Ca(ClO)2转化为HClO而起漂白作用: Ca(ClO)2+H2O+CO2 CaCO3↓+2HClO Ca(ClO)2+2HCl(极稀) CaCl2+2HClO 遇浓盐酸则生成氯气 Ca(ClO)2+4HCl(浓) CaCl2+2H2O+Cl2↑ 也可用此法制Cl2或测其中的“有效氯 .一般有效氯约35%.有效成分是Ca(ClO)2.用为廉价的有效的漂白剂和消毒剂.工业上用氯气与熟石灰反应制得.保存时应密闭以防吸湿和吸入CO2而失效. 氯化氢的性质 无色有刺激性气味的气体.标准状态下密度为1.00045克/升.熔点-114.80℃.沸点-85℃.在空气中发白雾.溶于乙醇.乙醚.极易溶于水.实验室中用水吸收时不得把导管口伸入水下.而要在导管口连接倒放的漏斗.使其边缘紧贴水面以利吸收并防止倒吸.因HCl的沸点低.不易液化.若混入少量氯气可用活性炭吸附掉易液化的C12.若Cl2中混入HCl则可用少量水或饱和食盐水洗气以除去溶解度甚大的HCl.干燥HCl气不活泼.对锌.铁均无反应.其水溶液叫盐酸.常用的浓盐酸密度为l.18-l.19克/厘米3相当于12摩/升左右.浓盐酸是挥发性强酸.加热蒸发时则HCl逸出得比水多.致使浓度下降.至20%即不再下降.成为“恒沸点溶液 .盐酸具有酸的通性.其酸根Cl-无氧化性.为非氧化性酸. 氯化钠 NaCl.食盐的主要成分.无色立方晶体.密度2.165克/厘米3.熔点801℃.沸点1413℃.中性.味咸.溶于水和甘油.在水中的溶解度随温度变化较小.将热饱和NaNO3与KCl溶液混合.则溶液中大部分Na+和Cl-会形成NaCl晶体析出.除去NaCl后使母液冷却即有大量KNO3晶体出现.据此在工业上用NaNO3与KCl生产钾硝石.NaCl晶体中Na+和Cl-以离子键结合.每 化学式为NaCl.表示Na+:Cl-=1:l.食盐用为调味剂.腌渍食品.制造氯气.烧碱.盐酸.纯碱.次氯酸钠.金属钠等.精制的0.9%NaCl水溶液(精制NaCl9克溶于l升无菌注射用水中按药典要求配制).即医疗用的生理食盐水.自然界食盐主要存在于海水.盐湖.盐矿.盐井中.可晒海水或采矿获得. 氟 元素符号F.周期表中ⅦA族元素.原子序数9.原子量18.99840.没有同位素.为单核素元素.游离态氟气F2为淡黄色气体.熔点-219.62℃.沸点-188℃.有不愉快的刺激气味.剧毒.是最活泼的非金属.有极强的氧化性.能与除He.Ne.Ar外的一切元素化合.低温时就能与H2.P.I2.AS.C.Si等非金属猛烈反应并常伴有炽热.火焰或爆炸现象.但遇Mg.Cu.软钢等于常温下使金属表面形成一层氟化物保护膜而使反应受阻.升温则反应继续进行.遇水或氨气发生剧烈反应有HF.O2或N2生成,与许多有机物也发生反应.F2能从卤化物中置换出Cl2.Br2.I2.但对卤化物水溶液则对水反应生成O2和HF.F-还原性极弱.几乎没有化学药品能将它氧化.制F2只好采用电解HF-KF的无水熔态液体.于阳极上生成F2.阴极上生 溴 元素符号Br.周期表ⅦA族元素.原子序数35.原子量79.904.溴单质Br2.为深棕色液体.不断挥发出棕红色刺激性气味的Br2蒸气.密度3.12克/厘米3.熔点-7.3℃.沸点58.8℃.固态溴是有金属光泽的黄绿色晶体.稍溶于水.溶于盐酸.氢溴酸.KBr.易溶于有机溶剂.具有强非金属性和氧化性.但弱于F2.O2.Cl2.与有机物在不同条件下可发生取代或加成反应.对橡胶腐蚀严重.液溴必须保存在密闭玻璃塞瓶里.有时为防止挥发可加少许水.使表面形成薄层“水封 .主要用于制溴化物和有机合成.工业上用氯气与卤水反应再经处理制取液溴.溴水呈棕黄至橙色.饱和溴水在-200℃不冻结.加热则溴挥发而变无色.在日光作用下反应较明显.Br2+H2O HBr+HBrO(或HBrO3).故应贮于棕色玻璃塞瓶中密闭保存.因反应使溴水褪色的常见的物质有NaOH.NaCO3.SO2. 应但生成的I-溶解可使溶液颜色转深.有机溶剂中的C6H6.C6H5CH3.C6H4(CH3)2.CHCl3.CCl4等不与溴水反应.但能萃取Br2使有机溶剂层颜色变深呈棕红或橙红色. 碘 元素符号I.元素周期表中ⅦA族元素.原子量126.9.紫黑色晶体.有金属光泽.性脆.为分子晶体.它易于挥发.升华.这个性质可用来提纯碘.微溶于水呈浅褐色.易溶于KI溶液或酒精中显棕褐色.甚易溶于苯.CCl4.CS2等有机溶剂中呈紫色.在溶剂里呈紫色时显其蒸汽的颜色.溶质为I2.而在一些溶剂中的棕至褐色说明还有I2与溶剂生成的化合物存在.据此可用苯或CCl4从水溶液里萃取碘或检验碘的存在.游离态I2的非金属性和氧化性均比卤素中的F2.Cl2.Br2弱.它与金属或非金属的反应一般比Cl2.Br2.F2弱.如难与H2化合.与Fe仅生成FeI2.溶于碱有碘化物.碘酸盐生成.与淀粉于55℃以下显蓝色.是I2的特征反应之一.用KI淀粉试纸检验Cl2等即根据2I→I2.随即与淀粉发生显色反应.此试纸遇Br2.O3.NO2等都能变蓝.故不要用它区分Br2蒸气与NO2(可用水或AgNO3溶液).碘有腐蚀性.不宜用铁盖或橡胶塞试剂瓶盛放.碘元素在化合物中常呈-l.+5.+7价.I-为具较强还原性的阴离子.易被活泼卤素.O2.NO2.HNO3.Fe3+氧化.故HI溶液不易存放.KI溶液也有时因析出微量I2而呈黄色. 氟化钠 NaF.无色或半透明光亮晶体.密度2.558克/厘米3.熔点993℃.沸点1695℃.溶于水.水解呈弱碱性: F-+H2O HF+OH- 在玻璃试剂瓶中若有水蒸气则水解出的少量HF会腐蚀玻璃而“发毛 .一般要干燥保存或于塑料瓶内存放.用于杀灭地下害虫.杀菌.木材防腐.焊剂.极少量用于缺氟的饮用水氟化处理和制氟化钠牙膏.可用HF与NaOH或Na2CO3反应制取. 氯化钙 CaCl2·6H2O.无色六角晶体.熔点29.92℃或30℃.苦咸.易吸湿潮解.加热至200℃失水而成白色立方晶体无水CaCl2.熔点782℃.有强吸湿性.是实验室里常用的干燥剂.但不能用于干燥氨气或洒精蒸气.因为会生成氨合物或酒精合物.保存时必须密闭以防吸水潮解.其水溶液的冰点降低.可用做防冻剂和冷冻液.水溶液里通入CO2.H2S皆不反应.无沉淀现象,若加纯碱则在即有白色沉淀CaCO3析出.遇NaOH溶液.浓时有微溶物Ca(OH)2白色浑浊.如碱液很稀无沉淀现象. 溴化银 AgBr.浅黄色晶体.熔点432℃.加热高于1300℃时分解.难溶于水和稀硝酸.可溶于氨水.饱和NaCl或NaBr溶液.Na2S2O3或KCN溶液.易见光分解.用于制照像底片.感光纸等.在眼镜玻璃中掺入AgBr微粒.在光照时分解出银粒变深.无光时Ag与周围的Br2化合为AgBr又变浅.这是变色镜的变色原理.工业上用AgNO3溶液与NaBr溶液在暗室或红光下反应制取. 碘化银 AgI.黄色晶体.密度黄色5.683克/厘米3.橙色6.010克/厘米3.难溶于水.氨水或稀硝酸.但溶于Na2S2O3.KCN.KI等水溶液.见光变色.最后变黑.感光作用比AgBr差.用于制照像底片和感光纸.也用于人工降雨.可用AgNO3溶液与KI溶液在红光或暗室中反应制取.若把AgI从AgBr.AgI的混合物中分离出来.可加浓氨水将AgBr.AgCl溶出(生成可溶性 卤族元素 元素周期表中ⅦA族元素.简称卤素.包括氟.氯.溴.碘.砹五种元素.最外层电子数皆为7(具ns2np5结构).易得电子成-1价阴离子.非金属性皆强于同周期的其它元素.除氟为-1价外.其它卤元素皆有-1.+1.+3.+5.+7价.其单质化学性质活泼.能与大多数金属和非金属直接化合.因与金属直接化合成盐.按“天生曰卤.人造曰盐 而得名“卤素 .其中砹为放射性元素.本族在自然界中无游离态.以化合态存在于卤化物和其它矿物中. 卤素单质具化学活泼性.最活泼的是氟.与水猛烈反应出O2.在加热的条件下.绝大多数金属能在氟中燃烧,也易从固态金属卤化物中置换出其它卤素.与H2在低温下发生爆炸式化合.氯活泼性比氟小些.与水反应缓慢生成HCl.HClO.与H2在光照下发生爆炸反应,与多数非金属(除稀有气体.C.O2等)化合成共价化合物.与饱和烃发生取代.与不饱和烃作用发生加成反应.与多数金属反应.大部分有燃烧现象.溴与氯相似.但活泼性比氯稍弱.与H2.金属.非金属反应没有氯那样猛烈.与水反应的程度比氯小.在日光中HBrO也分解出O2.碘的活泼性比溴弱.也发生上述反应.与水几乎不发生化学反应.可氧化S2-.遇淀粉变蓝. 卤族元素单质.化合物的相似性和递变性 游离态皆为双原子分子.固态时皆为分子晶体.皆有颜色.按原子序数增大顺序颜色按黄.黄绿.深棕红.紫黑.黑色逐渐加深.熔沸点皆不高.仍呈由低到高的趋势.由难液化气体至易液化气体.再至易挥发液体.至碘.砹为固体.单质的密度不算大.有由小到大的递变.对水的溶解性则呈依次减弱的趋向.卤单质皆为强或较强非金属.化性活泼.氧化性显著.随原子序数增大而活动性依次减弱.皆与氢气直接化合成易溶于水的气态氢化物.化合力渐弱,与金属直接化合成盐.皆与水反应除F2与水置换出氧外.其它皆发生歧化反应.但与水作用的程度依次递减.皆与碱反应除F2特殊外.其它皆产生卤化物与卤酸盐或次卤酸盐.总趋势为非金属活动性由强而弱.氧化性也由强到弱.卤素的氢化物皆为无色气体皆有刺激性气味.于湿空气中发白雾.极易溶于水.水浴液为氢卤酸.依卤素的原子序加大酸性渐强.氢化物皆不能在空气中点燃.稳定性由强而弱.至HI等即极难于保存.卤阴离子皆具有还原性.但F-极弱.几乎没有任何化学药品能将其氧化.以后则依次还原性增强.如HCl中Cl-能被MnO2等氧化但浓H2SO4不与其作用.Br-则浓H2SO4可将其氧化.I-则浓H2SO4能将其迅速全部氧化.卤素的银盐除AgF为可溶外.其它皆难容于水.且溶解性递减.颜色渐深. 硫的物理性质 黄色松脆固体.熔.沸点不高.硬度不大.常温时硫以菱形硫形式存在.外观菱形.熔点112.8℃.密度2.07克/厘米3.超过95.6℃则渐渐转化为另一种同素异形体.外观为针状叫单斜硫.密度1.96克/厘米3.熔点119.O℃.低于95.6℃则又缓缓变为斜方硫.液态硫刚溶成时为苍黄色流动液体.继续受热变为棕色且粘稠.再加热棕色液体又复流动.至444.6℃沸腾成具S2组成的蒸气.遇冷气态硫凝华为硫粉(S8俗称硫华).借此可提纯硫黄.难溶于水.略溶于酒精.乙醚.易溶于二硫化碳.苯.四氯化碳.据此分离黑火药成分(KNO3.C.S)时可先用CS2溶去硫.再用水溶去KNO3.剩余物为炭粉. 硫的化学性质 主要有-2.+2.+4.+6价.一定条件下能与除稀有气体.I2.N2以外许多元素直接化合.单质硫为0价.属于中间价态.既可表现氧化性也能表现出还原性.但以氧化性为主.当其作为较弱的氧化剂时.常见的反应有.与H2加热生成H2S,与金属反应生成硫化物.且化合时常比与O2反应容易.如与Na共研发生爆炸.与Al共热剧烈反应生成Al2S3.与Fe加热伴有燃烧现象生成低价铁的硫化物FeS.与Cu燃烧生成低价铜的硫化物Cu2S.与Hg共研于常温即生成黑色HgS.与Ag共热生成黑色Ag2S(而O2不与Ag反应.也不与Cu发生燃烧反应.与Hg化合极缓).与C在高温生成CS2.硫的还原性则表现于跟强氧化剂的反应中.如与O2在363℃可燃烧生成SO2,与Cl2共热生成SCl2和S2Cl2,与热浓H2SO4或浓HNO3可被氧化分别生成SO2或H2SO4.与碱共热发生歧化反应: 1/3molS被氧化.2/3molS被还原. 硫的用途 化学工业主要用以生产硫酸.制硫化物.亚硫酸盐.海波(Na2SO3与S反应)等.橡胶工业用硫或S2Cl2使橡胶硫化以改变生橡胶热发粘冷变硬的不良性能.造纸工业用以制取Ca(HSO3)2以溶解纸浆中的非纤维素成分.提高纸浆质地.此外医药上制硫黄软膏.沉淀硫水剂.农药方面用以和石灰乳混合制取石硫合剂杀灭有害病菌.在一些轻工和食品工业用硫制得SO2以用来除杂质或漂白. 二氧化硫 SO2.无色有刺激性气味的气体.密度2.927克/升.1.434克/毫升(液).熔点-72.℃.沸点-10℃?.易液化.曾用为致冷剂.易溶于水.SO2中的S为中间价态.通常反应中呈还原性.如与O2在催化剂和加热条件下生成SO3.与N02生成SO3和NO.与氯水或溴水反应生成H2SO4和对应的氢卤酸.遇强还原剂则可显氧化性.如与H2S则生成H2O与S.有水时SO2能使某些有机色素与其本身结合变为无色.即SO2具漂白性.但久放或日晒.加热颜色会复现.其水溶液为亚硫酸.属于中强酸.仅存于水溶液中.与碱反应生成对应的亚硫酸盐.SO2用为漂白剂.精制食油.冷冻剂.制亚硫酸盐等.实验室常用新开封的Na2SO3与H2SO4制取.工业上可燃硫或煅烧黄铁矿制取. 硫化氢 H2S.无色有臭鸡蛋味气体.有毒.密度1.539克/升.熔点-85.5℃.沸点-60.7℃.溶于水.乙醇.甘油.不稳定.加热则分解出H2和S.易燃烧.火焰呈蓝色.空气充足生成SO2和H2O,不完全燃烧则有S与水生成.具强还原性.遇溴水.碘水或很稀氯水皆被氧化出S沉淀.浓溴水和浓氯水则可将H2S氧化成H2SO4.浓溴水与之反应有S与H2SO4同时产生.用浓氯水则将其完全氧化为H2SO4而看不到沉淀现象.与FeCl3则Fe3+被还原为Fe2+: 2FeCl3+H2S＝2FeClk+S↓+2HCl H2S水溶液称为氢硫酸.常态下H2S饱和时其浓度≤0.116摩/升.在空气中不久即被溶入的O2氧化有S生成而显浑浊.故实验时应使用新配制的氢硫酸.弱酸性(比H2CO3稍弱).能使石蕊变微红色.其电离方程式为: H2S H++HS-.或H2S+H2O H3O++HS- 第二步电离HS- H++S2-则更弱.与金属则能与Mg反应(H+作用)缓慢出H2.对不如Mg活泼的金属则难于反应.在空气里能使Cu.Ag变黑.如: 4Ag+O2+2H2S 2Ag2S+2H2O 故光亮的银筷遇有H2S的腐毒食品表面发暗.与盐溶液反应常见的有两种情况.其一为符合弱酸难与强酸盐反应的.如H2S通入FeSO4溶液不发生反应.另一似不符合“强酸复分解弱酸盐 的一般常规情况.如将H2S通入CuSO4.Pb(NO3)2.PbAc2.HgCl2.AgNO3等溶液里有沉淀产生.原因是CuS.PbS.HgS.Ag2S难溶于稀酸的特殊性所致.可参照下表了解一些硫化物对水.对酸反应的情况: 氢硫酸(H2S)遇SO2则被氧化析出硫: 2H2S+SO2＝3S↓+2H2O 这是以还原性为主的SO2.表现氧化性的实例之一.遇冷浓H2SO4氧化析出硫.加热条件下H2S被氧化产生SO2,与浓HNO3则被氧化产生H2SO4.与冷稀HNO3可得硫.而热稀HNO3则主要生成H2SO4.实验室里可用FeS与稀盐酸或稀硫酸反应制取H2S绝对不能用浓H2SO4或HNO3.欲获得干燥的HKS.常用无水CaCl2作干燥剂.而不能用浓H2SO4或碱石灰.H2S中杂有少量CO2只宜用饱和NaHS溶液洗气.若用NaKS溶液虽能去除杂质CO2.但H2S与Na2S反应生成酸式盐造成H2S的损耗. 浓硫酸 无色液体.较粘稠.密度1.84克/厘米3.沸点338℃.吸湿性强.可用为气体干燥剂(不能用于干燥H2S.HI.HBr.NH3等).溶于水时放出大量热.稀释时只能缓慢注酸入水同时搅拌.以防剧烈放热酸液飞溅伤人.具酸性.氧化性.吸水性和脱水性.其吸水性指吸游离水分.可用于有机合成时吸收生成的水以利反应进行.如羧酸与醇的酯化.苯与硝酸的硝化.皆需浓硫酸为吸水剂,用为干燥剂也是吸水性的表现.脱水性能指由化合物中按H∶O=2∶1的原子数比使水脱去.如乙醇与浓硫酸共热制乙烯或乙醚.甲酸用浓硫酸脱水制CO.以及使纸张.糖发生炭化等.其氧化性表现于如热浓硫酸与Fe.Cu.Ag等作用.有SO2生成(若有硫酸盐生成可视为还体现了硫酸的酸性),冷浓硫酸使Al.Fe钝化,热浓硫酸与C.S.P反应生成SO2.H2O和碳.硫的二氧化物或磷酸.此外浓硫酸于常温即可使I-.S2-.Br-.H2S.HI.HBr氧化.但不能氧化Cl-.加热时亦如此.在有机物磺化时浓硫酸为磺化剂. 金属的钝化 某些金属经化学方法处理(如用强氧化剂或经阳极氧化处理).由活泼态转变为不活泼态的过程.处理后的表面形成致密而坚韧的氧化膜薄层.不易腐蚀.如铁.铝能溶于稀硝酸.但用冷浓硝酸浸泡后则钝化而难与稀硝酸反应.再浸入CuSO4溶液也不会置换出铜.此外镍.铬.钴.铋等金属可变为钝态.但钝化是有条件的.如Ni.Fe钝化后可耐受氧化性强酸却不能耐受盐酸. 硫酸的工业制法 19世纪曾用以氮氧化物和二氧化硫反应体系的铅室法.现代皆用接触法.开始阶段为制备SO2及其净化.即以S或FeS2为原料经燃烧产生SO2.再用稀硫酸.浓硫酸等洗涤和其它处理得到纯而干燥的SO2与空气的混合气体以防催化剂中毒.第二阶段是SO2的催化氧化.将混合气体经V2O5或铂黑催化剂生成SO3.第三阶段是用98.3%H2SO4吸收SO3(以防用水吸收生成难以处理的酸雾)成发烟硫酸.根据需要加水稀释为各种浓度的硫酸.主要设备有沸腾炉或燃硫炉.接触室和吸收塔.关键反应是:2SO2+O2 2SO3+Q为提高SO2转化率使平衡右移要有过最空气或O2.温度控制在500℃左右.这一温度是催化剂活性强时的适宜温度.若温度过高则平衡强烈左移,过低则反应过慢.使单位时间产量下降.加压虽有利于平衡右移.但工业上SO2不加压时转化率已很高.而采用常压.用于计算的关系式为: FeS2-2S-2H2SO4 硫酸钙 CaSO4.无色晶体.熔点1450℃.微溶于水.生石膏CaSO4·2H2O是天然矿物.为白.浅黄.浅粉红至灰色的透明或半透明的板状或纤维状晶体.性脆.128℃失1.5H2O.163℃失2H2O.工业上将生石膏热至150℃脱水成熟石膏CaSO4·H2O.或(CaSO4)2·H2O.加水又转化为CaSO4·2H2O.据此可用于石膏绷带.制作石膏模型.粉笔.工艺品.建筑材料.石膏还用为水泥调速剂以控制其硬化速度.油漆腻子.纸张填料也用到石膏.日常点豆腐可用它为凝结剂.农业上施用石膏以降低土壤的碱性.石膏矿与煤炭于高温可制得SO2用于生产硫酸.CaSO4溶解度不大.其溶解度呈特殊的先升高后降低状况.如10℃溶解度为0.1928克/100克水.40℃为0.2097.100℃降至0.1619.使溶解硫酸钙的硬水在高压锅炉中结垢.造成危害.应于事前Na2CO3使CaSO4转化为更难溶的CaCOK沉淀而除去.在大理石遇稀H2SO4时因生成微溶CaSO4包于大理石表面阻碍与酸的接触.使反应停止.故不能用稀H2SO4与大理石制取CO2. 硫酸锌 ZnSO4.无色或白色晶体.受热时未到熔化即于600℃分解为ZnO与SOK.溶于水.常见的皓矾为七水合物ZnSO4·7H2O.无色晶体.易溶于水.280℃失水成无水物.水溶液呈弱酸性(Zn2+水解).与Na2S溶液产生向色沉淀ZnS,与少量NaOH溶液生成白色胶状Zn(OH)2沉淀.NaOH过量则溶为Na2ZnO2①.是Zn(OH)K两性的体现之一.若用新配制的BaS溶液与ZnSO4溶液以同摩尔浓度和等体积反应.则生成两种白色沉淀: ZnSO4+BaS＝BaSO4↓+ZnS↓ 摩尔比为1∶1.其遮盖力强即白色颜料锌钡白.皓矾还用做媒染剂.收敛剂.补锌药剂.木材防腐剂等. 硫酸钡 BaSO4.白色晶体.熔点1580℃.难溶于水和酸.密度4.5克/厘米3.是唯一无毒的常见钡盐.天然矿物称为重晶石.用为白色颜料.纸张与橡胶填充剂.X射线透视胃肠时用的“钡餐 .与碳于高温反应可被还原为BaS.用于制造钡的其它化合物.BaSO4为强电解质.但溶解度极小不能测出其在水中的导电性. 氧族元素 元素周期表中ⅥA族元素.包括氧.硫.硒.碲.钋5种元素.价电子6个.皆为最外层中的电子(ns2np4结构).得电子成-2价阴离子的趋势显著.除氧外.常见价态为-2.+4.+6.但Po为金属无负价.氧.硫.硒的非金属性强或较强.能与多数金属或非金属直接化合. 氧族元素单质.化合物的相似性和递变性 O2是无色无臭气体.O3为浅蓝色气体.有特殊的鱼腥气味.天然硫是黄色固体.由S8分子构成.硒和碲都是固体.结构较复杂.硒碲的化合物均有毒性.除钋为金属外皆为非金属.都有同素异形体:氧有氧气和臭氧,硫有菱形硫和单斜硫,硒有蓝灰色金属硒.红色无定形硒和黑硒,碲有银白色的金属碲和棕黑色的无定形碲,它们在固态时都属于分子晶体.熔点沸点高.具脆性.氧.硫为绝缘体.硒为半导体.随原子序数增加单质颜色渐深但至与周期表中的金属紧邻的碲则出现金属的颜色和光泽,熔.沸点渐高.密度渐大.传导性也逐渐加强.除氧常见只-2.0价外.其它皆有-2.0.+2.+4.+6价.它们的非金属性渐弱而金属性渐强.单质的氧化性渐弱还原性渐强.其中非金属皆能与氢直接化合但渐难.硫.硒.碲皆能在氧气中燃烧.对其它金属非金属的反应也趋减弱.气态氢化物皆为无色可溶于水.除水外皆具恶臭气味.且越趋难闻.并且具强烈毒性.这是本族的重要特点之一.除水为中性外.H2S.H2Se.H2Te水溶液皆呈弱酸性且依次渐强.氢化物只水极难分解.其它氢化物则较易热分解并越来越易.稳定性渐弱.还原性渐强.除水不可燃外.H2S.H2Se.H2Te皆可点燃.除氧.钋外它们的+4价氧化物皆为RO2形式.但SO2为气体溶于水以还原性为主,SeO3为白色固体溶于水.剧毒,TeO3为白色固体却难溶于水.其+6价氧化物.SO3为易气化的纤维状白色针状晶体.SeO3也是白色纤维状固体.它们皆溶于水生成对应的含氧酸.而TeO3却带黄色或灰色是难溶于水只溶于碱的固体.含氧酸则H2SO3为仅存于水溶液中以还原性为主的中强酸.极易分解和氧化,H2SeO3是无色易风化固体于70℃分解.溶于水.酸性弱,H2TeO3的酸性更弱但毒性大.H2SO4为有吸水性.脱水性和氧化性的强酸.于沸腾时缓缓少量分解.而H2SeO4是白色固体可溶于水.在260℃分解.毒性大.其酸性很强.氧化性超过硫酸,碲酸是很特殊的白色固态的弱酸.其氧化性介于H2SO4.H2SeOK之间. 氧族元素的性质 物理性质见下表 氧族元素的非金属性弱于同期中的卤素.O2能和多种物质反应.与大多数金属和非金属生成氧化物.与大多数非金属氢化物反应使其氧化.与低价态氧化物反应使价态升高.与硫化物反应生成对应的氧化物或硫酸盐.硫的氧化性比氧弱.能与多数金属直接化合为硫比物.和非金属反应多数生成共价型硫化合物.能在O2里燃烧.硒弱于硫但很相似.碲则更弱. 钠的物理性质 钠是银白色的金属.熔点97.8℃.受热容易熔融.沸点882.9℃.密度0.97克/厘米3.比水还轻.硬度0.4.很软.可以用刀子切割.钠和含钠化合物燃烧的火焰具有特征的黄色.一般可以据此判断钠元素的存在.如普通玻璃管灼烧时的火焰呈黄色.就是由于玻璃中含有钠元素的缘故. 钠的化学性质 钠是第三周期ⅠA族元素.最外层电子是3S1.极易失去.因此钠是非常活泼的金属元素.钠在空气中极易氧化.迅速失去金属光泽.所以钠不能露置于空气中.而应贮存在煤油里.钠在空气中受热会发生燃烧.生成过氧化钠.2Na+O2 Na2O2钠能跟卤素.硫.磷.氢等非金属直接发生反应.生成相应的化合物.如 2Na+Cl2＝2NaCl 2Na+S＝Na2S 钠跟水发生剧烈反应.生成氢氧化钠和氢气. 2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑ 由于此反应放出大量的热.能引起氢气燃烧.所以钠失火不能用水扑救.钠具有很强的还原性.可以从一些熔融的金属卤化物中把金属置换出来.由于钠极易与水反应.所以不能用钠把居于金属活动性顺序钠之后的金属从其盐溶液中置换出来. 钠的用途 钠有广泛的用途.(1)做还原剂.用以将钛.锆.铌.钽等在国防工业上有重要用途的金属从其熔融的卤化物中还原出来.(2)做化工原料.用以生产丁钠橡胶.氢化钠.过氧化钠.氰化钠等含钠化合物.(3)制造合金.钠与汞的合金钠汞齐.用做有机合成的还原剂.钠铝合金Na4Pb.用于汽油抗爆剂四乙基铅的生产:Na4Pb+4C2H5Cl＝(C2H5)4Pb+4NaCl.钠钾合金.在室温下呈液态.它的密度.粘度小.比热大.导热率高.用做核反应堆的冷却剂和热交换剂.(5)做电光源.钠蒸气的黄光透雾力强.用钠制造的高压钠灯广泛用于公路照明. 过氧化钠 化学式Na2O2.淡黄色粉末.密度2.805克/厘米3.它具有强氧化性.在熔融状态时遇到棉花.炭粉.铝粉等还原性物质会发生爆炸.因此存放时应注意安全.不能与易燃物接触.它易吸潮.遇水或稀酸时会发生反应.生成H2O2. Na2O2+2H2O 2NaOH+H2O2 Na2O2+H2SO4(稀) Na2SO4+H2Ok 反应放热.使H2O2立即分解放出O2. 2H2O2 2H2O+O2↑ 它能与CO2作用.放出O2. 2Na2O2+2CO2＝2Na2CO3+O2↑ 根据这个性质.可将它用在矿山.坑道.潜水或宇宙飞船等缺氧的场合.将人们呼出的CO2再转换成O2.以供呼吸之用.它还可以用于消毒.杀菌和漂白. 碳酸钠 化学式Na2CO3.工业上叫做纯碱.俗名苏打.无水碳酸钠是白色粉末.熔点851℃.密度2.532克/厘米3.易溶于水.吸湿结块.它是强酸弱碱盐.容易水解.水溶液呈碱性.它常以水合物形式存在.如一水合物Na2CO3·H2O.七水合物Na2CO3·7H2O和十水合物Na2CO3·10H2O.后者是白色晶体.容易风化.是日常食用碱的主要成分.又称晶碱或洗濯碱.北方盐碱湖中有天然产出.故又称天然碱.碳酸钠可由氨.二氧化碳和饱和食盐水共同作用制得.也可以用天然碱加工精制而得.碳酸钠是基础化工产品之一.产量大.用途广泛.是玻璃.造纸.肥皂.洗涤剂.石油.染料.食品等工业的重要原料.冶金工业的助熔剂.硬水的软化剂.还可以从它制得钠的其它化合物. 碳酸氢钠 化学式NaHCO3.俗名小苏打.白色粉末.密度2.20克/厘米3.270℃时分解生成碳酸钠.能溶于水.它是强碱弱酸盐.水溶液因水解而呈弱碱性.受热或遇酸能放出CO2.故可作为工业上的CO2源.如用做橡胶工业的发泡剂.清凉饮料的CO2发生剂.它与酒石酸氢钾[KHC4H4O6].磷酸二氢钙[Ca(H2PO4)2]等混合.可制成发酵粉.用以焙制面包.饼干和家庭发面.它是消防用泡沫灭火剂和干粉灭火剂的重要原料.还是制造胃药的重要成分.用以中和多余的胃酸. 硫酸钠 化学式为Na2SO4.俗名元明粉.无色斜方晶体.熔点884℃.常以水合物形式存在.如十水硫酸钠(Na2SO4·10H2O.俗称芒硝).有苦咸味.易溶于水.芒硝加热到100℃失去结晶水.或在空气中迅速风化.转变为无水白色粉末.用于制硫化钠(Na2S.其九水合物又称硫化碱或臭碱).纸浆.玻璃.水玻璃.瓷釉.洗衣粉.制革等.并用做缓泻剂和钡盐中毒的解毒剂等. 钾 肥 钾素肥料的简称.是以钾为主要养分的肥料.主要有氯化钾.硫酸钾.草木灰.钾石盐.窑灰钾肥等.大都能溶于水.肥效较快.并能被土壤吸收.不易流失.磷酸二氢钾(KH2PO4)是一种复合高效的肥料.又可用于制药物或焙粉.钾肥施用适量时.能使作物茎杆长得坚实.防止倒伏.促进开花结实.增强抗旱.抗寒.抗病虫害的能力. 碱金属 周期表ⅠA族元素.包括锂.铷等6种元素.其中钫(Fr)为放射性元素.它们的氢氧化物均易溶于水.都有强碱性.因而得名,都以化合态存在于自然界中.原子的内电子层都是稳定结构.最外层只有1个电子(ns1).易于失去而成+1价离子.没有变价.单质的密度小.是金属里最轻的.熔点低.硬度小.导电性强.当表面受到光照射时.电子可以从表面脱出.用铷和铯制造光电管就是利用这一性质.碱金属能在常温下形成液态的合金.例如钾钠合金.钠汞齐①.前者具有高的比热.用做核反应堆的冷却剂,后者是一种活泼的还原剂.常用于有机合成中.由于这种合金可能缓和钠作用的激烈程度.比纯钠更适用.碱金属表现出最典型的金属化学性质.化学性质非常活泼.具有强还原性.金属性随着原子序数的增加.原子半径增大而增强.碱金属及其挥发性化合物在灼烧时.发生特征的颜色. 碱金属元素单质.化合物的相似性和递变性 碱金属均属于轻有色金属.其原子具有相同的价电子层结构.性质相似.如单质的密度.硬度.熔点都很低.导电性强,它们都能与水.氧.硫.磷.卤素等非金属直接反应而生成M+的各种化合物.但由于碱金属的原子半径一般都随着电子层数的增多而增大.它们的化学活泼性.如化学反应激烈程度.随核电荷数增多而加强.钠和钾在空气中微热就可燃烧.钠生成过氧化钠(Na2O2).钾生成超氧化钾(KO2).铷和铯在室温下就会自燃生成超氧化物.碱金属氧化物跟水反应.Li2O反应很慢.Na2O.K2O反应快.Rb2O.Cs2O反应很快.会发生燃烧甚至爆炸,所生成的对应的水化物.均为强碱.碱性依次增强.又如金属单质跟水反应.锂反应较慢.钠很激烈.钾燃烧.铷和铯则发生爆炸.碱金属与所有化学试剂作用的活泼性都是从锂到铯递增. 氮气的物理性质 无色无味气体.标准状况下密度1.2506克/升.液氮0.8081克/厘米3.沸点-195.8℃.熔点-209.86℃.难液化在水里溶解度很小.20℃时1体积水仅溶解0.0155体积N2.空气溶入水的O2比N2多.升温使溶于水的空气逸出其含氧量高于普通空气. 氮气的化学性质 氮元素是相当强的非金属.次于氟.氧.氯居第四位.N2分子中N≡N键能很大.达949千焦/摩.不易解离为原子.而表现出稳定性和化学惰性.高温或放电条件下分子中化学键破坏而能与多种元素反应.如与H2生成NH3,与Mg.Ca.Sr.Ba生成氮化物Mg3N2.Ca3N2等,与O2在电弧高温下少量反应生成NO.此反应吸热是O2与其它物质化合时所罕见的.对碱金属只易与锂化合成氮化锂Li3N.却不与其它碱金属直接反应. 氮气的用途 主要用于合成氨以制化肥.硝酸.炸药.塑料等.N2不支持呼吸而用于保存粮食.水果.以减缓代谢.使害虫缺氧死亡.N2稳定而用做某些金属焊接时的保护气,于白炽灯内充入一定量Ar.N2混合气能防止钨丝氧化和减慢挥发.液氮可达-196℃低温.用做深度致冷剂.医疗上用液氮冻掉疣瘤.科研上也常用液氮致冷. 氮的固定 将空气里游离态氮转化为化合态氮的过程.人工固氮如合成氨.电弧法制NO.电炉法制氰氨化钙(CaCN2)等.生物固氮是微生物或某些藻类体内的固氮酶把空气中N2转化为可供植物利用的化合态氮的过程.如大豆.花生根部的根瘤菌可把N2转化为铵态氮.且在常温常压下进行.估算每年生物固氮量约2亿吨.是世界化肥产量的4-5倍.化学模拟生物固氮的研究虽有进展.但仍未到实用阶段. 氨的物理性质 无色气体.具特有的强烈刺激性气味.密度0.771克/升.比空气轻.沸点-33.35℃.高于同族氢化物PH3.AsH3.易液化.熔点-77.7℃.液氨密度0.7253克/厘米3.气化热大.达23.35千焦/摩.是常用的致冷剂.极易溶于水.20℃时1体积水能溶解702体积NH3.充满NH3的烧瓶做喷泉实验后得到的稀氨水约为0.045摩/升.用水吸收NH3时要用“倒放漏斗 装置以防倒吸.液氨是极性分子.似水.可发生电离: 也能溶解一些无机盐如NH4NO3.AgI.空气中允许NH3最高含量规定为0.02毫克/升.若达0.5%则强烈刺激粘膜.引起眼睛和呼吸器官的症状. 氨的化学性质 较为稳定.具碱性和弱还原性.常见反应如体现其碱性的加合.与水生成NH3·H2O.在溶液中有平衡关系: 属于NH3的孤对电子与H+空轨道形成配位键的加合.此外NH3的孤对电子与某些物质形成配位键而使氨水能溶解AgCl.AgBr.AgOH.Ag2O生成 HCl相遇出白烟(微粒NH4Cl).可彼此互验.氨的弱还原性表现于如对O2. 有: 4NH3+3O2(纯) 2N2+6H2O 8NH3+3Cl2 N2+6NH4Cl 氨的用途 大量用于生产化肥:尿素CO(NH2)2.硫铵(NH4)2SO4.硝铵NH4NO3等.生产纯碱用NH3与NaCl.H2O和CO2反应.副产品是氯铵NH4Cl化肥.氨还用于生产合成材料如聚氨酯塑料.丁腈橡胶.粘合剂.染料和一些药品和医药.氨氧化法可生产硝酸用于制造炸药和染料.10%的氨水可用于减轻皮肤上蚊虫叮咬的伤痛.其刺激气味可用于使处于麻醉状态和昏厥状态的人苏醒. 合成氨 用N2.H2直接在一定条件下化合为NH3.工业合成氨的方法是19世纪初德国化学家哈伯发明的.关键反应为: N2+3H2 2NH3+Q 最适条件是以铁触媒为催化剂在高温.高压下反应.温度400-550℃.过高则化学平衡强烈向左移动.过低则反应速度过慢.降低单位时间氨产量.此温度也是催化剂活性最强的温度范围.压强高平衡右移有利于NH3的生成.但过高则给设备和技术条件造成困难.常以150-300兆帕为宜.过低则平衡右移微弱致使NH3产量降低.工业上以空气.水.煤.天然气.石化产品等首先制得N2.H2.经严格提纯.给N2:H2=1:3的混合气体施以高压.通入装有铁触媒的合成塔.在高压和400-550℃条件下反应.仅有部分N2.H2合成NH3.再导出冷却分离出NH3后将未反应的N2.H2循环使用.以提高原料利用率降低成本.若以焦炭.水.空气为原料时.理论上用于计算的关系式为3C-4NH3. 铵盐的性质 皆为晶体.易溶于水.常伴有吸热现象.在水溶液中水解呈弱酸性(除 共热则出NH3.是铵盐的重要检验方法之一.热分解情况与对应的酸有关.一般非氧化性酸的铵盐热分解产物为NH3与对应酸.如NH4Cl.NH4Br.(NH4)3PO4等.氧化性酸的铵盐热分解比较复杂.产物有N2或其氧化物出现.如: NH4NO3 N2O+2H2O NH4NO2 N2+2H2O (NH4)2Cr2O7 N2+Cr2O3+4H2O 强酸铵盐与弱酸铵盐相比.弱酸铵盐的稳定性差.如(NH4)2CO3在常温就缓慢分解成NH3.CO2和水蒸气而损失. 硝酸的物理性质 无色液体.密度1.5027克/厘米3.熔点-42℃.沸点83℃.不断挥发出的蒸气有毒性和腐蚀性气味.易溶于水.属于挥发酸.常用者为68%溶液.无色.密度1.41克/厘米3.约相当于15摩/升.沸点120.5℃.93%HNO3因溶入NO2而呈黄至棕黄色.开盖则逸出棕色浓雾.叫发烟硝酸.应密闭保存于棕色玻璃塞瓶中.不可用无色试剂瓶和橡皮塞.以防见光分解.挥发和腐蚀橡皮. 硝酸的化学性质 HNO3具强酸性.强氧化性.浓硝酸能与除Au.Pt.Ta.Rh.Ir等很不活动金属外的所有金属反应.与冷浓HNO3呈钝态的金属有Fe.Al.Cr,生成可溶性硝酸盐与NO2.的有Cu.Ag.Hg等,生成含氧酸或氧化物的有Sn.Sb.W.Mo等.对非金属可把C.S.P氧化为CO.H2SO4.H3PO4.稀硝酸氧化性比浓硝酸弱.因浓度不同还原产物可出现NO. 以某种为主.如6-8摩/升HNO3还原产物以NO为主. 质共存.因条件不同可将它们氧化为I2或HIO3.S或H2SO4.Br2.Fe3+. 在光.热条件下分解.也能与木屑.碎布等可燃性有机物反应甚至燃烧.或自燃.保存时应使用棕色玻璃寒瓶.远离火源和叮燃有机物.浓硝酸与浓盐酸以体积比1:3混合而成“王水 能溶解Au.Pt等.王水不稳定.要现用现配. 硝酸的工业制法历史上曾用智利硝石与浓硫酸共热制取.现改用氨氧化法制取.其法以氨和空气为原料.用Pt-Rh合金网为催化剂在氧化炉中于 800℃进行氧化反应.生成的NO在冷却时与O2生NO2.NO2在吸收塔内用水吸收在过量空气中O2的作用下转化为硝酸.最高浓度可达50%.制浓硝酸则把50%HNO3与Mg(NO3)2或浓H2SO4蒸馏而得.主要生产阶段的反应为: 4NO+2O2 4NO2 4NO2+O2+2H2O 4HNO3(即有O2时3NO2+H2O 2HNO3+NO计算时关系式为NH3-HNO3+NO.硝酸厂尾气中氮的氧化物＞0.4%需用碱液吸收制成NaNO2: NO+NO2+NaOH NaNO2+H2O 否则.严重污染大气. 一氧化氮 NO.无色气体.密度1.2402克/升.液态NO为蓝色.密度1.2906克/厘米3.熔点-163.6℃.沸点-151.8℃.微溶于水.20℃1体积水可溶解0.0471体积.与空气接触则立即氧化为NO2.但此反应在温度低时速度快.温度高时反应速度变慢.与一般反应速度与温度的关系不同.NO也具氧化性.在加热时与铜反应生成CuO和N2.工业上用氨氧化法制取.个别水电发达地区曾用电弧法使N2.O2反应制取但转化率很低.能耗很大.实验室用稀硝酸与铜反应制取.开始稍加热使反应起动.收集则必须用排水集气法.NO是大气污染物之一.能与血红蛋白结合.严重时有中毒现象. 二氧化氮 NO2.棕红色气体.密度1.4494克/升.熔点-11.20℃.沸点21.2℃.NO2与N2O4有平衡关系.2NO2 N2O4+Q.冷却或加压则平衡右移.常温时NO2中有一定量N2O4.而使实测的分子量比由NO2分子式算出的数值稍大.具氧化性.能与热铜反应生成N2与CuO.也能使KI-淀粉湿试纸变蓝.对橡胶腐蚀严重.与水反应为: 3NO2+H2O 2HNO3+NO↑ 在氧气存在时则反应为: 4NO2+O2+2H2O 4HNO3 有关NO.NO2.O2作用常用的反应式还有: 4NO+3O2+2H2O 4HNO3 据此若NO2:O2 4:1的气体通入水中理论上应完全消失.若NO:NO2:O2=1:1:1的混合气体通入水中也应完全消失.NO2也是大气污染物.实验室用浓HNO3与Cu反应制取. 硝酸盐的性质 皆为易溶于水的晶体.结晶水合物的颜色由阳离子而定.一般皆易溶于水.常温下除AgNO3等少数见光易分解外.其它都较稳定.其热分解产物与阳离子有关.可大致参照金属活动性分为:Mg以前金属硝酸盐热分解成亚硝酸盐与O2,Mg-Cu间金属硝酸盐热分解产物为氧化物.O2与NO2,位于CU以后的产物则为单质.NO2.O2.特殊情况如LiNO3分解为Li2O等而不是 化性显著.如黑火药中的KNO3为氧化剂.在点燃时与C.S反应而爆发.在 不氧化Fe2+.但加硫酸.则很快反应生成Fe3+使溶液变黄.初步检验硝酸盐的方法是.将待测液蒸发浓缩.加铜与浓硫酸共热若有棕红色NO2气体产生. 亚硝酸钠 NaNO2.苍黄色或无色至白色晶体.熔点271℃.在320℃分解.极易溶于水.难溶于乙醇.乙醚.在空气中逐渐吸收O2而转化为NaNO3.所以要密闭保存.有毒性.施工防冻用“工业盐 主要成分是NaNO2.要严格与食盐区别以防中毒.NaNO2中的氮呈+3价.属于中间价态. 液遇到NaNO2则紫色褪去.说明NaNO2有还原性.NaNO2主要用于防锈剂.化工原料和腌肉制品的添加剂.工业上可用铅与NaNO3共热制取.也来自硝酸厂尾气处理(NO2+NO+2NaOH→NaNO2+H2O)的副产品. 磷的物理性质 白磷为白色腊状有蒜味的固体.放置渐变黄又称黄磷.极毒.密度1.82克/厘米3.熔点44.1℃.沸点280℃.难溶于水易溶于CS2等非极性有机溶剂.红磷为紫红或略棕的红色粉末.密度2.34克/厘米3.难溶于水和CS2.但略溶于无水乙醇.无毒.加热升华.黑磷为黑色有光泽的固体.密度2.70克/厘米3.难溶于水和有机溶剂. 磷的化学性质 弱非金属.易燃.难与氢气直接化合.在一般反应中表现为还原性.如: 4P+5O2 2P2O5 2P+3X2 2PX3(与PX5) 4P+3S P4S3 能溶于强碱发生歧化反应生成磷化氢和次磷酸盐(如KH2PO2).三种同素异形体中以白磷为最活泼.红磷次之.黑磷更次之. 白磷 P4.白色腊状具大蒜气味的固体.放久变黄.极毒(成人误服50毫克/千克可致死).密度1.82克/厘米3.熔点44.1℃.沸点 280℃.难溶于水.溶于苯.乙醇.易溶于CS2.在空气中可发绿色磷光.易自然.着火点仅34℃.必须贮存在水中.化学活拨性比红磷大.以还原性为主.与卤素.硫.氧反应时皆为还原剂.在强碱中能发生歧化反应: P4+3NaOH+3H2O PH3↑+3NaH2PO2 用此法可制PH3但副产物为自然的联瞵P2H4.而制得的PH3也能自燃.白磷在常温下可以与CuSO4溶液发生反应: 2P+5CuSO4+8H2O 5Cu+2H3PO4+5H2SO4 如不小心把白磷沾到皮肤上.用CuSO4溶液冲洗即利用这一反应.加热时反应变为: 11P+15CuSO4+24H2O 5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4 主要用于生产磷酸.三氯化磷.三氯氧磷(POCl3)和五硫化二磷等.供农药生产使用.少量白磷用于生产红磷和磷酐.军事上用于烟幕弹.曳光弹.信号弹.燃烧弹.一般用磷矿粉.砂.焦炭于电炉中制取: 2Ca3(PO4)2+10C+6SiO2 P4+6CaSiO3+10CO↑ 白磷为制红磷与黑磷的原料.隔绝空气加热则缓缓转化为红磷.在较高温和高压条件下则渐渐转变为黑磷.白磷为正四面体分子.由四个磷原子构成.键角为60°.与五原子构成的正四面体分子键角109°28'不同. 红 磷 紫红或略带棕色的无定形粉末.有光泽.密度2.34克/厘米3.加热升华.但在43千帕压强下加热至590℃可熔融.气化后再冷凝则得白磷.难溶于水和CS2.乙醚.氨等.略溶于无水乙醇.无毒无气味.化学活动性比白磷差.不发磷光在常温下稳定.难与氧反应.以还原性为主.200℃以上着火.与卤素.硫反应时皆为还原剂.用于生产安全火柴.有机磷农药.制磷青铜等. 磷 酸 H3PO4.无色晶体.密度1.834克/厘米3.熔点42.35℃.于213℃失水成焦磷酸H2P2O7.吸湿.潮解.易溶于水.商品磷酸为85%粘稠水溶液.密度1.7克/厘米3.相当于15摩/升.中强酸.浓者导电率不强.随稀释导电率渐大至40-45%达最大值.继续稀释导电率减弱.于水中分三步电离.逐级变难.故水溶液中离子浓度顺序为: 与碱性物质的NaOH.NH3等反应时.因碱量不同而生成正盐.一氢盐.二氢盐.设na为H3PO4物质的量.nb为NaOH物质的量则nb/na≤1生成NaH2PO4.1＜nb/na

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