化學元素周期表整理族

化學元素周期表整理族主族元素所謂主族元素就是指除了最外層電子層以外的電子層的電子數(shù)都是滿電子的化學元素。原理：同主族元素從上到下原子序數(shù)逐漸增大，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大，得電子能力逐漸減小，失電子能力逐漸增大，元素金屬性逐漸增大，非金屬性逐漸減小，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性逐漸減小。主族元素在水溶液中的離子（包括含氧酸根）無色。IA：LiNaKRbCsFr(堿金屬)最高價氧化物對應水化物的堿性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOHⅡA：BeMgCaSrBaRa（堿土元素）最高價氧化物對應水化物堿性：Be(OH)2<Mg(OH)2<Ca(OH)2<Sr(OH)2<Ba(OH)2ⅢA：BAlGaInTa此層元素比較特殊，在化學性質(zhì)上顯示出兩性ⅣA：CSiGeSnPb氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：CH4>SiH4最高價氧化物對應水化物的酸性：H2CO3>H2SiO3(H4SiO4)ⅤA：NPAsSbBi（氮族）氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：NH3>PH3>AsH3最高價氧化物對應水化物的酸性：HNO3>H3PO4>H3AsO4ⅥA：OSSeTePo（氧族）氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：H2O>H2S>H2Se最高價氧化物對應水化物的酸性：H2SO4>H2SeO4ⅦA：FClBrIAt（At是鹵族元素）氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HF>HCl>HBr>HI最高價氧化物對應水化物的酸性：HClO4>HBrO4>HIO4到目前為止橫式元素周期表主表有7行18列。7行即7個周期，其中前6個周期為完全周期，第7周期為不完全周期（還有元素沒有被確認發(fā)現(xiàn)）。18列中按族分為16族（7個主族、7個副族、第8族和0族）：從左到右按族依次為ⅠA族、ⅡA族（第1~2主族，第1~2列）；ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族（第3~7副族，第3~7列，其中第3列包含鑭系和錒系元素，在主表之外分列兩行，每行15個元素）；Ⅷ族（第8族，第8~10列）；ⅠB族、ⅡB族（第1~2副族，第11~12列）；ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族（第3~7主族，第13~17列）和0族（第18列）。副族元素求助編輯百科名片副族元素包括鈦、釩、鉻、錳、鐵、鈷、鎳、銅、銀、金、鋅、汞、鉬、鎢......過渡元素氧化態(tài)。氧化物和氫氧化物的酸堿性和兩性。水溶液中的常見離子的顏色、化學性質(zhì)、定性檢出（不使用特殊試劑）和分離。制備單質(zhì)的一般方法。目錄副族元素及其化合物通論d區(qū)元素競賽要求展開副族元素及其化合物通論d區(qū)元素競賽要求展開編輯本段副族元素及其化合物通論d區(qū)元素是指IIIB~VIII族元素，ds區(qū)元素是指IB、IIB族元素。d區(qū)元素的外圍電子構型是(n－1)dns（Pd例外），ds區(qū)元素的外圍電子構型是(n－1)dns。它們分布在第4、5、6周期之中，而我們主要討論第4周期的d區(qū)和ds區(qū)元素。第4周期d區(qū)、ds區(qū)元素某些性質(zhì)?Sc3d4sTi3d4sV3d4s2Cr3d4sMn3d4sFe3d4sCo3d4sNi3d4sCu3d4sZn3d4s熔點/℃195316751890189012041535149514531083419沸點/℃272732603380248220773000290027322595907原子半徑/Pm164147135129127126125125128137M半徑/Pm－908884807674677274I1kJ·mol631658650652.8717.4759.4758736.7745.5906.4室溫密度/gcm2.994.55.967.207.207.868.98.908.927.14氧化態(tài)3–1,0,23,4–1,0,23,4,5–2,–1,02,3,45,6–1,0,12,3,45,6,70,2,34,5,60,23,40,23,(4)*1,23(1)2*（）內(nèi)為不穩(wěn)定氧化態(tài)。同一周期的d區(qū)或ds區(qū)元素有許多相似性，如金屬性遞變不明顯、原子半徑、電離勢等隨原子序數(shù)增加雖有變化，但不顯著，都反映出d區(qū)或ds區(qū)元素從左至右的水平相似性。d區(qū)或ds區(qū)元素有許多共同的性質(zhì)：（1）它們都是金屬，因為它們最外層都只有1~2個電子。它們的硬度大，熔、沸點較高。第4周期元素周期表d區(qū)元素都是比較活潑的金屬，它們能置換酸中的氫；而第5、6周期的d區(qū)元素較不活潑，它們很難和酸作用。（2）除少數(shù)例外，它們都存在多種氧化態(tài)，且相鄰兩個氧化態(tài)的差值為1或2，如Mn，它有–1，0，1，2，3，4，5，6，7；而p區(qū)元素相鄰兩氧化態(tài)間的差值常是2，如Cl，它有–1，0，1，3，5，7等氧化態(tài)。最高氧化態(tài)和族號相等，但VIII族除外。第4周期d區(qū)元素最高氧化態(tài)的化合物一般不穩(wěn)定；而第5、6周期d區(qū)元素最高氧化態(tài)的化合物則比較穩(wěn)定，且最高氧化態(tài)化合物主要以氧化物、含氧酸或氟化物的形式存在，如WO3、WF6、MnO、FeO、CrO等，最低氧化態(tài)的化合物主要以配合物形式存在，如[Cr(CO)5]（3）它們的水合離子和酸根離子常呈現(xiàn)一定的顏色。這些離子的顏色同它們的離子存在未成對的d電子發(fā)生躍遷有關。某些d區(qū)元素水合離子的顏色電子構型未成對電子數(shù)陽離子水合離子顏色3d00ScTi無色無色3d11TiV紫色藍色3d2V綠色3d33VCr紫色紫色3d44MnCr紫色藍色3d55MnFe肉色淺紫色3d4Fe綠色3d3Co粉紅色3d2Ni綠色3d1Cu藍色3d0Zn無色常見酸根離子的顏色有：CrO（黃色）、Cr2O（橙色）、MnO4(2+)（綠色）、MnO4(+)（紫紅色）。（4）它們的原子或離子形成配合物的傾向都較大。因為它們的電子構型具有接受配體孤電子對的條件。以上這些性質(zhì)都和它們的電子層結構有關。d區(qū)元素（一）鈦副族1、鈦副族元素的基本性質(zhì)鈦副族元素原子的價電子層結構為(n－1)dns，所以鈦、鋯和鉿的最穩(wěn)定氧化態(tài)是+4，其次是+3，+2氧化態(tài)則比較少見。在個別配位化合物中，鈦還可以呈低氧化態(tài)0和–l。鋯、鉿生成低氧化態(tài)的趨勢比鈦小。它們的M(Ⅳ)化合物主要以共價鍵結合。在水溶液中主要以MO形式存在，并且容易水解。由于鑭系收縮，鉿的離子半徑與鋯接近，因此它們的化學性質(zhì)極相似，造成鋯和鉿分離上的困難。2、鈦及其化合物（1）鈦鈦是活潑的金屬，在高溫下能直接與絕大多數(shù)非金屬元素反應。在室溫下，鈦不與無機酸反應，但能溶于濃、熱的鹽酸和硫酸中：2Ti+6HCl(濃)2TiCl3+3H2↑2Ti+3H2SO4(濃)2Ti2(SO4)3+3H2↑鈦易溶于氫氟酸或含有氟離子的酸中：Ti+6HFTiF+2H+2H2↑（2）二氧化鈦二氧化鈦在自然界以金紅石為最重要，不溶于水，也不溶于稀酸，但能溶于氫氟酸和熱的濃硫酸中：TiO2+6HF=H2[TiF6]+2H2OTiO2+2H2SO4=2Ti(SO4)2+2H2OTiO2+H2SO4=2TiOSO4+H2O（3）四氯化鈦四氯化鈦是鈦的一種重要鹵化物，以它為原料，可以制備一系列鈦化合物和金屬鈦。它在水中或潮濕空氣中都極易水解將它暴露在空氣中會發(fā)煙：TiCl4+2H2O=TiO2+4HCl（4）鈦(Ⅳ)的配位化合物鈦(Ⅳ)能夠與許多配合劑形成配合物，如[TiF6]、[TiCl6]、[TiO(H2O2)]等，其中與H2O2的配合物較重要。利用這個反應可進行鈦的比色分析，加入氨水則生成黃色的過氧鈦酸H4TiO6沉淀，這是定性檢出鈦的靈敏方法。（二）釩副族1、釩副族元素基本性質(zhì)釩副族包括釩、鈮、鉭三個元素，它們的價電子層結構為(n-1)dns，5個價電子都可以參加成鍵，因此最高氧化態(tài)為+5，相當于d的結構，為釩族元素最穩(wěn)定的一種氧化態(tài)。按V、Nb、Ta順序穩(wěn)定性依次增強，而低氧化態(tài)的穩(wěn)定性依次減弱。鈮鉭由于半徑相近，性質(zhì)非常相似。2、釩及其化合物（1）釩金屬釩容易呈鈍態(tài)，因此在常溫下活潑性較低。塊狀釩在常溫下不與空氣、水、苛性堿作用，也不與非氧化性的酸作用，但溶于氫氟酸，也溶于強氧化性的酸（如硝酸和王水）中。在高溫下，釩與大多數(shù)非金屬元素反應，并可與熔融苛性堿發(fā)生反應。（2）五氧化二釩V2O5可通過加熱分解偏釩酸銨或三氯氧化釩的水解而制得：2NH4VO3V2O5+2NH3+H2O2VOCl3+3H2O=V2O5+6HCl在工業(yè)上用氯化焙燒法處理釩鉛礦，提取五氧化二釩。V2O5比TiO2具有較強的酸性和較強的氧化性，它主要顯酸性，易溶于堿：V2O5+6NaOH=2Na3VO4+3H2O也能溶解在強酸中（pH<1）生成VO離子。V2O5是較強的氧化劑：V2O5+6HCl=2VOCl2+Cl2+3H2O（3）釩酸鹽和多釩酸鹽釩酸鹽有偏釩酸鹽MVO3、正釩酸鹽M3VO4和多釩酸鹽（M4V2O7、M3V3O9）等。只有當溶液中釩的總濃度非常?。ǖ陀?0mol·L）且溶液呈強堿性（pH>13）時，單體的釩酸根才能在溶液中穩(wěn)定存在；當pH下降，溶液中釩的總濃度小于10mol·L時，溶液中以酸式釩酸根離子形式存在，如HVO、H2VO；當溶液中釩的總濃度大于10mol·L時，溶液中存在一系列聚合物種（多釩酸鹽）如V2O、V3O、V4O、V10O等。（三）鉻副族1、鉻副族的基本性質(zhì)周期系第VIB族包括鉻、鉬、鎢三個元素。鉻和鉬的價電子層結構為(n-1)dns，鎢為(n-1)dns。它們的最高氧化態(tài)為+6，都具有d區(qū)元素多種氧化態(tài)的特征。它們的最高氧化態(tài)按Cr、Mo、W的順序穩(wěn)定性增強，而低氧化態(tài)的穩(wěn)定性則相反。2、鉻及其化合物（1）鉻鉻比較活潑，能溶于稀HCl、H2SO4，起初生成藍色Cr溶液，而后為空氣所氧化成綠色的Cr溶液：Cr+2HCl=CrCl2+H2↑4CrCl2+4HCl+O2=4CrCl3+2H2O鉻在冷、濃HNO3中鈍化。（2）鉻(III)的化合物向Cr溶液中逐滴加入2mol·dmNaOH，則生成灰綠色Cr(OH)3沉淀。Cr(OH)3具有兩性：Cr(OH)3+3H=Cr+3H2OCr(OH)3+OH=Cr(OH)(亮綠色)鉻(III)的配合物配位數(shù)都是6（少數(shù)例外），其單核配合物的空間構型為八面體，Cr離子提供6個空軌道，形成六個dsp雜化軌道。（2）鉻酸、鉻酸鹽和重鉻酸鹽若向黃色CrO溶液中加酸，溶液變?yōu)槌壬獵r2O（重鉻酸根）液；反之，向橙色Cr2O溶液中加堿，又變?yōu)镃rO黃色液：2CrO(黃色)+2HCr2O(橙色)+H2OK=1.2×10H2CrO4是一個較強酸（=4.1，=3.2×10），只存在于水溶液中。氯化鉻酰CrO2Cl2是血紅色液體，遇水易分解：CrO2Cl2+2H2O=H2CrO4+2HCl常見的難溶鉻酸鹽有Ag2CrO4（磚紅色）、PbCrO4（黃色）、BaCrO4（黃色）和SrCrO4（黃色）等，它們均溶于強酸生成M和Cr2O。K2Cr2O7是常用的強氧化劑（=1.33V）飽和K2Cr2O7溶液和濃H2SO4混合液用作實驗室的洗液。在堿性溶液中將Cr(OH)氧化為CrO，要比在酸性溶液將Cr氧化為Cr2O容易得多。而將Cr(VI)轉(zhuǎn)化為Cr(III)，則常在酸性溶液中進行。3、鉬和鎢的重要化合物（1）鉬、鎢的氧化物MoO3、WO3和CrO3不同，它們不溶于水，僅能溶于氨水和強堿溶液生成相應的合氧酸鹽。（2）鉬、鎢的含氧酸及其鹽鉬酸、鎢酸與鉻酸不同，它們是難溶酸，酸性、氧化性都較弱，鉬和鎢的含氧酸鹽只有銨、鈉、鉀、銣、鋰、鎂、銀和鉈(I)的鹽溶于水，其余的含氧酸鹽都難溶于水。氧化性很弱，在酸性溶液中只能用強還原劑才能將它們還原到+3氧化態(tài)。（四）錳副族1、錳副族的基本性質(zhì)ⅦB族包括錳、锝和錸三個元素。其中只有錳及其化合物有很大實用價值。同其它副族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律一樣，從Mn到Re高氧化態(tài)趨向穩(wěn)定。低氧化態(tài)則相反，以Mn為最穩(wěn)定。2、錳及其化合物（1）錳錳是活潑金屬，在空氣中表面生成一層氧化物保護膜。錳在水中，因表面生成氫氧化錳沉淀而阻止反應繼續(xù)進行。錳和強酸反應生成Mn(II)鹽和氫氣。但和冷濃H2SO4反應很慢（鈍化）。（2）錳(II)的化合物在酸性介質(zhì)中Mn很穩(wěn)定。但在堿性介質(zhì)中Mn(II)極易氧化成Mn(IV)化合物。Mn(OH)2為白色難溶物，Ksp=4.0×10，極易被空氣氧化，甚至溶于水中的少量氧氣也能將其氧化成褐色MnO(OH)2沉淀。2Mn(OH)2+O2=2MnO(OH)2↓Mn在酸性介質(zhì)中只有遇強氧化劑(NH4)2S2O8、NaBiO3、PbO2、H5IO6時才被氧化。2Mn+5S2O+8H2O=2MnO+10SO+16H2Mn+5NaBiO3+14H=2MnO+5Bi+5Na+7H2O（3）錳(IV)的化合物最重要的Mn(IV)化合物是MnO2，二氧化錳在中性介質(zhì)中很穩(wěn)定，在堿性介質(zhì)中傾向于轉(zhuǎn)化成錳(Ⅵ)酸鹽；在酸性介質(zhì)中是一個強氧化劑，傾向于轉(zhuǎn)化成Mn。2MnO2+2H2SO4(濃)=2MnSO4+O2↑+2H2OMnO2+4HCl(濃)=MnCl2+Cl2↑+2H2O簡單的Mn(IV)鹽在水溶液中極不穩(wěn)定，或水解生成水合二氧化錳MnO(OH)2，或在濃強酸中的和水反應生成氧氣和Mn(II)。（4）錳(VI)的化合物最重要的Mn(VI)化合物是錳酸鉀K2MnO4。在熔融堿中MnO2被空氣氧化生成K2MnO4。2MnO2+O2+4KOH=2K2MnO4(深綠色)+2H2O在酸性、中性及弱堿性介質(zhì)中，K2MnO4發(fā)生歧化反應：3K2MnO4+2H2O=2KMnO4+MnO2+4KOH錳酸鉀是制備高錳酸鉀（KMnO4）的中間體。2MnO+2H2O2MnO+2OH+H2↑KMnO4是深紫色晶體，是強氧化劑。和還原劑反應所得產(chǎn)物因溶液酸度不同而異。例如和SO反應：酸性2MnO+5SO+6H=2Mn+5SO+3H2O近中性2MnO+3SO+H2O=2MnO2+3SO+2OH堿性：2MnO+SO+2OH=2MnO+SO+H2OMnO在堿性介質(zhì)中不穩(wěn)定：4MnO+4OH=4MnO+O2+2H2OKMnO4晶體和冷濃H2SO4作用，生成綠褐色油狀Mn2O7，它遇有機物即燃燒，受熱爆炸分解：2KMnO4+H2SO4(濃)=Mn2O7+K2SO4+H2O2Mn2O7=3O2+4MnO2副族元素及其化合物編輯本段競賽要求鈦、釩、鉻、錳、鐵、鈷、鎳、銅、銀、金、鋅、汞、鉬、鎢。過渡元素氧化態(tài)。氧化物和氫氧化物的酸堿性和兩性。水溶液中的常見離子的顏色、化學性質(zhì)、定性檢出（不使用特殊試劑）和分離。制備單質(zhì)的一般方法。開放分類：元素非金屬元素求助編輯百科名片非金屬元素非金屬元素是元素的一大類，在所有的一百多種化學元素中，非金屬占了22種。在周期表中，除氫以外，其它非金屬元素都排在表的右側(cè)和上側(cè)，屬于p區(qū)。包括氫、硼、碳、氮、氧、氟、硅、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砹、氦、氖、氬、氪、氙、氡。180%的非金屬元素在現(xiàn)在社會中占有重要位置。目錄關系及性質(zhì)金屬性與非金屬性在周期表中的位置關系金屬性與非金屬性在化學反應中的表現(xiàn)的關系元素的性質(zhì)與物質(zhì)的化學性質(zhì)的關系理化性質(zhì)物理性質(zhì)化學性質(zhì)成鍵方式非金屬元素-氫氫發(fā)展歷史氫在周期表中的位置氫的同位素氫的成鍵特征物理性質(zhì)化學性質(zhì)非金屬元素-碳及其同素異形體發(fā)現(xiàn)史碳單質(zhì)金剛石石墨碳六十非金屬元素-氧概念名稱性質(zhì)物理性質(zhì)化學性質(zhì)展開關系及性質(zhì)金屬性與非金屬性在周期表中的位置關系金屬性與非金屬性在化學反應中的表現(xiàn)的關系元素的性質(zhì)與物質(zhì)的化學性質(zhì)的關系理化性質(zhì)物理性質(zhì)化學性質(zhì)成鍵方式非金屬元素-氫氫發(fā)展歷史氫在周期表中的位置氫的同位素氫的成鍵特征物理性質(zhì)化學性質(zhì)非金屬元素-碳及其同素異形體發(fā)現(xiàn)史碳單質(zhì)金剛石石墨碳六十非金屬元素-氧概念名稱性質(zhì)物理性質(zhì)化學性質(zhì)展開編輯本段關系及性質(zhì)最外層電子數(shù)大于等于4，所以其原子容易得到電子，常以陰離子形態(tài)存在于離子化合物中，或形成分子晶體、原子晶體。它們的氧化物和氫氧化物一般呈酸性。元素的金屬性是指元素的原子失電子的能力；元素的非金屬性是指元素的原子得電子的能力。金屬性與非金屬性在周期表中的位置關系對于主族元素來說，同周期元素隨著原子序數(shù)的遞增，原子核電荷數(shù)逐漸增大，而電子層數(shù)卻沒有變化，因此原子核對核外電子的引力逐漸增強，隨原子半徑逐漸減小，原子失電子能力逐漸降低，元素金屬性逐漸減弱；而原子得電子能力逐漸增強，元素非金屬性逐漸增強。例如：對于第三周期元素的金屬性Na>Mg>Al，非金屬性Cl>S>P>Si。碳族元素同主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，電子層逐漸增大，原子半徑明顯增大，原子核對最外層電子的引力逐漸減小，元素的原子失電子逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，所以元素的金屬性逐漸增強，非金屬性減弱。例如：第一主族元素的金屬性H<Li<Na<K<Rb<Cs，鹵族元素的非金屬性F>Cl>Br>I。綜合以上兩種情況，可以作出簡明的結論：在元素周期表中，越向左、下方，元素金屬性越強，金屬性最強的金屬是Cs；越向右、上方，元素的非金屬越強，非金屬性最強的元素是F。例如：金屬性K>Na>Mg，非金屬性O>S>P。金屬性與非金屬性在化學反應中的表現(xiàn)的關系一般說來，元素的金屬性越強，它的單質(zhì)與水或酸反應越劇烈，對于的堿的堿性也越強。例如：金屬性Na>Mg>Al，常溫時單質(zhì)Na與水能劇烈反應，單質(zhì)Mg與水能緩慢地進行反應，而單質(zhì)Al與水在常溫時很難進行反應，它們對應的氧化物的水化物的堿性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。元素的非金屬性越強，它的單質(zhì)與H?反應越劇烈，得到的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越強，元素的最高價氧化物所對應的水化物的酸也越強。例如：非金屬Cl>S>P>Si，Cl?與H?在光照或點燃時就可能發(fā)生爆炸而化合，S與H?須加熱才能化合，而Si與H?須在高溫下才能化合并且SiH4極不穩(wěn)定；氫化物的穩(wěn)定HCl>H2S>PH3>SiH4；這些元素的最高價氧化物的水化物的酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4。因此，在化學反應中的表現(xiàn)可以作為判斷元素的金屬性或非金屬強弱的依據(jù)。另外，還可以根據(jù)金屬或非金屬單質(zhì)之間的相互置換反應，進行金屬性和非金屬性強弱的判斷。一種金屬把另一金屬元素從它的鹽溶液里置換出來，表明前一種元素金屬性較強；一種非金屬單質(zhì)能把另一種非金屬單質(zhì)從它的鹽溶液或酸溶液中置換出來，表明前一種元素的非金屬性較強。元素的性質(zhì)與物質(zhì)的化學性質(zhì)的關系元素的金屬性越強，它的單質(zhì)還原性越強，而它陽離子的氧化性越弱。例如：金屬性Na>Mg>Al，單質(zhì)的還原性Na>Mg>Al，陽離子的氧化性Na+<Mg2+<Al3+。中學化學教材中金屬活動順序表為K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au，而陽離子的氧化性為K+<Ca2+<Na+<Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2+<Sn2+Br>I>S，它們的單質(zhì)的氧化性Cl2>Br2>I2>S，還原性Cl2編輯本段理化性質(zhì)物理性質(zhì)非金屬單質(zhì)大多是分子晶體，少部分為原子晶體和過渡型的層狀晶體。單質(zhì)共價鍵數(shù)大部分符合8-N規(guī)則稀有氣體：8-8=0（2-2=0），為單原子分子鹵素，氫：8-7=1（2-1=1），為雙原子分子VIA族的硫、硒、碲：8-6=2，為二配位的鏈形與環(huán)形分子VA族的磷、砷：8-5=3，為三配位的有限分子P4,As4，灰砷和黑磷為層狀分子IVA族的碳、硅：8-4=4，為四配位的金剛石型結構。少數(shù)分子由于形成π鍵、大Π鍵或d軌道參與成鍵，鍵型發(fā)生變化，于是不遵守8-N規(guī)則。如N2、O2分子中的原子間的鍵不是單鍵；硼單質(zhì)和石墨結構中，鍵的個數(shù)也不等于8-N個。物理性質(zhì)可分為三類稀有氣體及O2、N2、H2等：一般狀態(tài)下為氣體，固體為分子晶體，熔沸點很低多原子分子，S8、P4等：一般狀態(tài)下為固體，分子晶體，熔沸點低，但比第一類高大分子單質(zhì)，金剛石、晶態(tài)硅等：原子晶體，熔沸點高化學性質(zhì)活潑非金屬元素，如F2，Cl2，Br2，O2，PS等，能與金屬形成鹵化物、氧化物、硫化物，氫化物或含氧酸鹽等。非金屬元素之間也能形成鹵化物、氧化物、無氧酸、含氧酸等。大部分單質(zhì)不與水反應，僅鹵素與高溫下的碳能與水發(fā)生反應。非金屬一般不與非氧化性稀酸發(fā)生反應，硼、碳、磷、硫、碘、砷等才能被濃HNO3、濃H2SO4及王水氧化。除碳、氮、氧外，一般可以和堿溶液發(fā)生反應，對于有變價的主要發(fā)生歧化反應；Si、B則是從堿溶液中置換出氫氣；濃堿時，F(xiàn)2能氧化出O2成鍵方式非金屬原子之間主要成共價鍵，而非金屬元素與金屬元素之間主要成離子鍵。非金屬原子之間成共價鍵的原因是，兩種原子均有獲得電子的能力，都傾向于獲得對方的電子使自己達到穩(wěn)定的構型，于是兩者就共用電子對以達此目的。而金屬原子失去電子的能力較強，與非金屬相遇時就一者失電子、一者得電子，雙方均達到穩(wěn)定結構。多原子的共價分子常常出現(xiàn)的一種現(xiàn)象是軌道雜化，這使得中心原子更易和多個原子成鍵。非金屬原子之間形成的共價鍵中，除了一般的σ鍵和π鍵，還有一種大Π鍵。大Π鍵是離域的，可以增加共價分子或離子的穩(wěn)定性。編輯本段非金屬元素-氫氫：符號:H，原子序數(shù):1，原子量:1.00794amu，熔點:-259.14°C(14.009985°K,-434.45203°F)，沸點:-252.87°C(20.280005°K,-423.166°F)質(zhì)子數(shù)/電子數(shù):1，中子數(shù):0，類別:非金屬，晶體結構:六邊形結構，密度@293K:0.08988g/cm3，顏色:無色，HYDROGEN，源自htdor和gen，意為"水的形成"，1766年發(fā)現(xiàn)。是宇宙間最豐富的元素。氫可說完全不是以單質(zhì)形態(tài)存在于地球上，可是太陽和其他一些星球則全部是由純氫所構成。這種星球上發(fā)生的氫熱核反應的熱光普照四方，溫暖了整個宇宙。氫發(fā)展歷史氫的存在，早在16世紀就有人注意到了。曾經(jīng)接觸過氫氣的也不只一人，但因當時人們把接觸到的各種氣體都籠統(tǒng)地稱作“空氣”，因此，氫氣并沒有引起人們的注意。直到1766年，英國的物理學家和化學家卡文迪什（CavendishH,1731─1810）用六種相似的反應制出了氫氣。這些反應包括鋅、鐵、錫分別與鹽酸或稀硫酸反應。同年，他在一篇名為“人造空氣的實驗”的研究報告中談到此種氣體與其它氣體性質(zhì)不同，但由于他是燃素學說的虔誠信徒，他不認為這是一種新的氣體，他認為這是金屬中含有的燃素在金屬溶于酸后放出，形成了這種“可燃空氣”。事實上是杰出的化學家拉瓦錫（LavoisierAL,1743─1794）1785年首次明確地指出：水是氫和氧的化合物，氫是一種元素。并將“可燃空氣”命名為“Hydrogen”。這里的“Hydro”是希臘文中的“水”，“gene”是“源”，“Hydrogen”就是“水之源”的意思。它的化學符號為H。我們的“氫”字是采用“輕”的偏旁，把它放進“氣”里面，表示“輕氣”。氫在周期表中的位置化學元素周期系1.0表中的第一個元素，它在所有元素中具有最簡單的原子結構。它由一個帶+1電荷的核和一個軌道電子組成。堿金屬也都具有一個外層軌道電子，但它們在反應中很容易失去這個電子而生成正離子；與此相反，氫不容易失去這個電子，而是使這個電子配對生成一個共價鍵。鹵素像氫一樣，比稀有氣體結構缺少一個電子。在許多反應中，鹵素容易獲得一個電子而生成負離子；但氫只有在與失電子能力強的金屬反應時才會獲得電子而生成負離子。氫的這些獨特性質(zhì)是由氫的獨特的原子結構、氫原子特別小的半徑和低的電負性決定的。因為它的性質(zhì)與堿金屬和鹵素的性質(zhì)都不相同，使得很難把它放在周期表中的一個合適位置上。在本課件中，按原子序數(shù)把氫放在第IA族元素的位置上。氫的同位素同一種元素的原子具有不同的質(zhì)量數(shù)，這些原子就叫同位素。質(zhì)量數(shù)產(chǎn)生差異的原因是原子核中含有不同的中子。氫有三種同位素：(氕，符號H)，(氘，符號D)和(氚，符號T)。在它們的核中分別含有0、1和2個中子，它們的質(zhì)量數(shù)分別為1，2，3。自然界中普通氫內(nèi)H同位素的豐度最大，原子百分比占99.98%，D占0.016%,T的存在量僅為H的10-17。氫的成鍵特征氫原子的價電子層結構為，電負性為2.2，當氫原子同其它元素的原子化合時，可以形成：離子鍵，共價鍵，特殊的鍵型。氫氣球機離子鍵：當H與電負性很小的活潑金屬,如Na,K,Ca等形成氫化物時,H獲得1個電子形成氫負離子。這個離子因具有較大的半徑208pm，僅存在于離子型氫化物的晶體中。共價鍵：①、兩個H原子能形成一個非極性的共價單鍵，如H2分子。②、H原子與非金屬元素的原子化合時，形成極性共價鍵，例如HCl分子。鍵的極性隨非金屬元素原子的電負性增大而增強。特殊的鍵型①、H原子可以填充到許多過渡金屬晶格的空隙中，形成一類非整比化合物，一般稱之為金屬型氫化物，例如：ZrH1.30和LaH2.87等。②、在硼氫化合物（例如乙硼烷B2H6）和某些過渡金屬配合物中均存在著氫橋鍵。③、能形成氫鍵。在含有強極性鍵的共價氫化物中，近乎裸露的H原子核可以定向吸收鄰近電負性高的原子（如F、O、N等）上的孤電子對而形成分子間或分子內(nèi)氫鍵。例如在HF分子間存在著很強的氫鍵。物理性質(zhì)單質(zhì)氫是由兩個H原子以共價單鍵的形式結合而成的雙原子分子，其鍵長為74pm。氫是已知的最輕的氣體，無色無臭，幾乎不溶于水（273K時1的水僅能溶解0.02的氫），氫比空氣輕14.38倍，具有很大的擴散速度和很高的導熱性。將氫冷卻到20K時，氣態(tài)氫可被液化。液態(tài)氫可以把除氦以外的其它氣體冷卻都轉(zhuǎn)變?yōu)楣腆w。同溫同壓下，氫氣的密度最小，常用來填充氣球。分子氫在地球上的豐度很小，但化合態(tài)氫的豐度卻很大，例如氫存在于水、碳水化合物和有機化合物以及氨和酸中。含有氫的化合物比其它任何元素的化合物都多。氫在地殼外層的三界（大氣、水和巖石）里以原子百分比計占17%，僅次于氧而居第二位?；瘜W性質(zhì)(1)、分子氫中H—H鍵的離解能,比一般的單鍵高很多，相當于一般雙鍵的離解能。因此常溫下分子氫不活潑。但氫在常溫下能與單質(zhì)氟在暗處迅速反應生成HF，而與其它鹵素或氧不發(fā)生反應。(2)、高溫下，氫氣是一個非常好的還原劑。例如：①、氫氣能在空氣中燃燒生成水，氫氣燃燒時火焰可以達到3273K左右，工業(yè)上常利用此反應切割和焊接金屬。②、高溫下，氫氣還能同鹵素、N2等非金屬反應，生成共價型氫化物。③、高溫下氫氣與活潑金屬反應，生成金屬氫化物。④、高溫下，氫氣還能還原許多金屬氧化物或金屬鹵化物為金屬能被還原的金屬是那些在電化學順序中位置低氫化合鍵于鐵的金屬。這類反應多用來制備純金屬。(3)、在有機化學中，氫的一個重要的化學反應是它能夠加在聯(lián)結兩個碳原子的雙鍵或三鍵上，使不飽和的碳氫化合物加氫而成為飽和的碳氫化合物，這類反應叫加氫反應。在有機化學中，在分子中加入氫即是還原反應。這類反應廣泛應用于將植物油通過加氫反應，由液體變?yōu)楣腆w，生產(chǎn)人造黃油。也用于把硝基苯還原成苯胺（印染工業(yè)），把苯還原成環(huán)己烷（生產(chǎn)尼龍-66的原料）。氫同CO反應生成甲醇等等。(4)、氫分子雖然很穩(wěn)定，但在高溫下，在電弧中，或進行低壓放電，或在紫外線的照射下，氫分子能發(fā)生離解作用，得到原子氫。所得原子氫僅能存在半秒鐘，隨后便重新結合成分子氫，并放出大量的熱。編輯本段非金屬元素-碳及其同素異形體碳：CARBON，源自carbo，也就是木炭，這種物質(zhì)發(fā)現(xiàn)得很早，上圖顯示出它的三種自然形式：鉆石、炭和石墨。碳的無數(shù)化合物是我們?nèi)粘Ｉ钪胁豢扇鄙俚奈镔|(zhì)，產(chǎn)品從尼龍和汽油、香水和塑料，一直到鞋油、滴滴涕和炸藥等，范圍廣泛種類繁多。發(fā)現(xiàn)史碳可以說是人類接觸到的最早的元素之一，也是人類利用得最早的元素之碳銨一。自從人類在地球上出現(xiàn)以后，就和碳有了接觸，由于閃電使木材燃燒后殘留下來木炭，動物被燒死以后，便會剩下骨碳，人類在學會了怎樣引火以后，碳就成為人類永久的“伙伴”了，所以碳是古代就已經(jīng)知道的元素。發(fā)現(xiàn)碳的精確日期是不可能查清楚的，但從拉瓦錫(LavoisierAL1743—1794法國)1789年編制的《元素表》中可以看出，碳是作為元素出現(xiàn)的。碳在古代的燃素理論的發(fā)展過程中起了重要的作用，根據(jù)這種理論，碳不是一種元素而是一種純粹的燃素，由于研究煤和其它化學物質(zhì)的燃燒，拉瓦錫首先指出碳是一種元素。碳在自然界中存在有三種同素異形體──金剛石、石墨、C60。金剛石和石墨早已被人們所知，拉瓦錫做了燃燒金剛石和石墨的實驗后，確定這兩種物質(zhì)燃燒都產(chǎn)生了CO2，因而得出結論，即金剛石和石墨中含有相同的“基礎”，稱為碳。正是拉瓦錫首先把碳列入元素周期表中。C60是1985年由美國休斯頓賴斯大學的化學家哈里可勞特等人發(fā)現(xiàn)的，它是由60個碳原子組成的一種球狀的穩(wěn)定的碳分子，是金剛石和石墨之后的碳的第三種同素異形體。碳元素的拉丁文名稱Carbonium來自Carbon一詞，就是“煤”的意思，它首次出現(xiàn)在1787年由拉瓦錫等人編著的《化學命名法》一書中。碳的英文名稱是Corbon。碳單質(zhì)碳在地殼中的質(zhì)量分數(shù)為0.027%，在自然界中分布很廣。碳鋼管以化合物形式存在的碳有煤、石油、天然氣、動植物體、石灰石、白云石、二氧化碳等。截止1998年底，在全球最大的化學文摘——美國化學文摘上登記的化合物總數(shù)為18.8百萬種，其中絕大多數(shù)是碳的化合物。眾所周知，生命的基本單元氨基酸、核苷酸是以碳元素做骨架變化而來的。先是一節(jié)碳鏈一節(jié)碳鏈地接長，演變成為蛋白質(zhì)和核酸；然后演化出原始的單細胞，又演化出蟲、魚、鳥、獸、猴子、猩猩、直至人類。這三四十億年的生命交響樂，它的主旋律是碳的化學演變?？梢哉f，沒有碳，就沒有生命。碳，是生命世界的棟梁之材。純凈的、單質(zhì)狀態(tài)的碳有三種，它們是金剛石、石墨、C60。它們是碳的三種同素異形體。金剛石金剛石晶瑩美麗，光彩奪目，是自然界最硬的礦石金剛石。在所有物質(zhì)中，它的硬度最大。測定物質(zhì)硬度的刻畫法規(guī)定，以金剛石的硬度為10來度量其它物質(zhì)的硬度。例如Cr的硬度為9、Fe為4.5、Pb為1.5、鈉為0.4等。在所有單綠色金剛石質(zhì)中，它的熔點最高，達3823K。金剛石晶體屬立方晶系，是典型的原子晶體，每個碳原子都以sp3雜化軌道與另外四個碳原子形成共價鍵，構成正四面體。這是金剛石的面心立方晶胞的結構。由于金剛石晶體中C─C鍵很強，所有價電子都參與了共價鍵的形成，晶體中沒有自由電子，所以金剛石不僅硬度大，熔點高，而且不導電。室溫下，金剛石對所有的化學試劑都顯惰性，但在空氣中加熱到1100K左右時能燃燒成CO2。金剛石俗稱鉆石，除用作裝飾品外，主要用于制造鉆探用的鉆頭和磨削工具，是重要的現(xiàn)代工業(yè)原料，價格十分昂貴。石墨石墨烏黑柔軟，是世界上最軟的礦石。石墨石墨的密度比金剛石小，熔點比金剛石僅低50K，為3773K。在石墨晶體中，碳原子以sp2雜化軌道和鄰近的三個碳原子形成共價單鍵，構成六角平面的網(wǎng)狀結構，這些網(wǎng)狀結構又連成片層結構。層中每個碳原子均剩余一個未參加sp2雜化的p軌道，其中有一個未成對的p電子，同一層中這種碳原子中的m電子形成一個m中心m電子的大∏鍵(鍵)。這些離域電子可以在整個兒碳原子平面層中活動，所以石墨具有層向的良好導電導熱性質(zhì)。石墨的層與層之間是以分子間力結合起來的，因此石墨容易沿著與層平行的方向滑動、裂開。石墨質(zhì)軟具有潤滑性。由于石墨層中有自由的電子存在，石墨的化學性質(zhì)比金剛石稍顯活潑。由于石墨能導電，有具有化學惰性，耐高溫，易于成型和機械加工，所以石墨被大量用來制作電極、高溫熱電偶、坩堝、電刷、潤滑劑和鉛筆芯。碳六十20世紀80年代中期，人們發(fā)現(xiàn)了碳元素的第三種同素異形體──C60。從以下三個方面介紹C60，碳六十的發(fā)現(xiàn)和結構特點，1996年10月7日，瑞典皇家科學院決定把1996年諾貝爾化學獎授予RobertFCurl，Jr(美國)、HaroldWKroto(英國)和RichardESmalley(美國)，以表碳六十棒狀模型彰他們發(fā)現(xiàn)C60。1995年9月初，在美國得克薩斯州Rice大學的Smalley實驗室里，Kroto等為了模擬N型紅巨星附近大氣中的碳原子簇的形成過程，進行了石墨的激光氣化實驗。他們從所得的質(zhì)譜圖中發(fā)現(xiàn)存在一系列由偶數(shù)個碳原子所形成的分子，其中有一個比其它峰強度大20~25倍的峰，此峰的質(zhì)量數(shù)對應于由60個碳原子所形成的分子。C60分子結構及穩(wěn)定層狀的石墨和四面體結構的金剛石是碳的兩種穩(wěn)定存在形式，當60個碳原子以它們中的任何一種形式排列時，都會存在許多懸鍵，就會非常活潑，就不會顯示出如此穩(wěn)定的質(zhì)譜信號。這就說明C60分子具有與石墨和金剛石完全不同的結構。由于受到建筑學家BuckminsterFuller用五邊形和六邊形構成的拱形圓頂建筑的啟發(fā)，Kroto等認為C60是由60個碳原子組成的球形32面體，即由12個五邊形和20個六邊形組成，只有這樣C60分子才不存在懸鍵。在C60分子中，每個碳原子以sp2雜化軌道與相鄰的三個碳原子相連，剩余的未參加雜化的一個p軌道在C60球殼的外圍和內(nèi)腔形成球面大∏鍵，從而具有芳香性。為了紀念Fuller，他們提出用Buckminsterfullerene來命名C60，后來又將包括C60在內(nèi)的所俗稱足球碳的C60有含偶數(shù)個碳所形成的分子通稱為Fuller，中譯名為富勒烯。碳六十的制備用純石墨作電極，在氦氣氛中放電，電弧中產(chǎn)生的煙炱沉積在水冷反應器的內(nèi)壁上，這種煙炱中存在著C60、C70等碳原子簇的混合物。用萃取法從煙炱中分離提純富勒烯，將煙炱放入索氏(Soxhlet)提取器中，用甲苯或苯提取，提取液中的主要成分是C60和C70，以及少量C84和C78。再用液相色譜分離法對提取液進行分離，就能得到純凈的C60溶液。C60溶液是紫紅色的，蒸發(fā)掉溶劑就能得到深紅色的C60微晶。碳六十的用途從C60被發(fā)現(xiàn)的短短的十多年以來，富勒烯已經(jīng)廣泛地影響到物理學、化學、材料學、電子學、生物學、醫(yī)藥學各個領域，極大地豐富和提高了科學理論，同時也顯示出有巨大的潛在應用前景。據(jù)報道，對C60分子進行摻雜，使C60分子在其籠內(nèi)或籠外俘獲其它原子或集團，形成類C60的衍生物。例如C60F60，就是對C60分子充分氟化，給C60球面加上氟原子，把C60球殼中的所有電子“鎖住”，使它們不與其它分子結合，因此C60F60表現(xiàn)出不容易粘在其它物質(zhì)上，其潤滑性比C60要好，可做超級耐高溫的潤滑劑，被視為“分子滾珠”。再如，把K、Cs、Tl等金屬原子摻進C60分子的籠內(nèi)，就能使其具有超導性能。用這種材料制成的電機，只要很少電量就能使轉(zhuǎn)子不停地轉(zhuǎn)動。再有C60H60這些相對分子質(zhì)量很大地碳氫化合物熱值極高，可做火箭的燃料。編輯本段非金屬元素-氧概念非金屬氣體化學元素，原子序數(shù)8，符號O?！痉肿邮健縊2O3O4（已證明存在）名稱氧舊譯作氱（Oxygen）希臘文的意思是“酸素”，該名稱是由法國化學家拉瓦錫所起，原因是拉瓦錫錯誤地認為，所有的酸都含有這種新氣體?，F(xiàn)在日文里氧氣的名稱仍然是“酸素”。而臺語受到臺灣日治時期的影響，也以“酸素”之日語發(fā)音稱呼氧氣。氧氣的中文名稱是清朝徐壽命名的。他認為人的生存離不開氧氣，所以就命名為“養(yǎng)氣”即“養(yǎng)氣之質(zhì)”，后來為了統(tǒng)一就用“氧”代替了“養(yǎng)”字，便叫這“氧氣”。性質(zhì)氧氣通常條件下是呈無色、無臭和無味的氣體，密度1.429克/升，1.419克/立方厘米（液），1.426克/立方厘米（固），熔點-218.4℃，沸點-182.962℃，在-182.962℃時液化成淡藍色液體，在-218.4℃時凝固成雪狀淡藍色。固體在化合價一般為0和-2。電離能為13.618電子伏特。除惰性氣體外的所有化學元素都能同氧形成化合物。大多數(shù)元素在含氧的氣氛中加熱時可生成氧化物。有許多元素可形成一種以上的氧化物。氧分子在低溫下可形成水合晶體O2.H2O和O2.H2O2，后者較不穩(wěn)定。氧氣在空氣中的溶解度是：4.89毫升/100毫升水（0℃），是水中生命體的基礎。氧在地殼中豐度占第一位。干燥空氣中含有20.946%體積的氧；水有88.81%重量的氧組成。除了O16外，還有O17和O18同位素。物理性質(zhì)為無色氣體；無臭，無味；有強助燃力。在常壓20℃時，能在乙醇7容或水32容中溶解。氧的單質(zhì)形態(tài)有氧氣(O2)和臭氧(O3)。氧氣在標準狀況下是無色無味無臭，能幫助燃燒的雙原子的氣體。液氧呈淡藍色，具有順磁性。氧能跟氫化合成水。臭氧在標準狀況下是一種有特殊臭味的藍色氣體。新的氧單質(zhì)（O4）：O4是意大利的一位科學家合成的一種新型的氧分子，一個分子由四個氧原子構成.振蕩會發(fā)生爆炸，產(chǎn)生氧氣：O4===振蕩===2O2它的氧化性比O2強的多.在大氣中含量極少合成方法：意大利科學家使用普通氧分子與帶正電的氧離子作用，制造出o4O4的能量密度比普通氧分子高O4是一種比黃金還貴的氣體，氧化性極強,可以與黃金反應.是用普通氧分子和帶正電的氧離子制造出含4個氧原子的氧分子。這種氧分子可以穩(wěn)定存在，預計構型為正四面體或者矩形，從兩種構型中性分子O4,正一價分子O4+和負一價分子O4-的基態(tài)電子結構,并根據(jù)能量最低原則確定了各自的結構參數(shù),從而得到了O4分子2種結構的基態(tài)總能量、一價電離能及電子親合勢能.與氧原子、普通氧分子O2和臭氧分子O3的計算結果比較,顯示O4分子可以以正方形結構或正四面體結構形式存在,其中正方形結構更有可能是O4分子的真實空間結構.化學性質(zhì)氧的非金屬性和電負性僅次于氟，除了氦氖氬氪氟所有元素都能與氧起反應，這些反應稱為氧化反應，而反應產(chǎn)生的化合物稱為氧化物。一般而言，絕大多數(shù)非金屬氧化物的水溶液呈酸性，而堿金屬或堿土金屬氧化物則為堿性。此外，幾乎所有的有機化合物，可在氧中劇烈燃燒生二氧化碳與水蒸氣。氧的化合價：氧的化合價很特殊一般為-2價和0價。而氧在過氧化物中通常為-1價。在超氧化物中為-1/2，臭氧化物中氧為-1/3，超氧化物中氧的化合價只能說是超氧根離子，不能單獨的看每個原子，因為電子是量子化的，不存在1/2個電子，自然化合價也就沒有0.5的說法，臭氧化物也一樣。而氧的正價很少出現(xiàn)，只有在和氟的化合物二氧化氟，二氧化二氟和六氟合鉑酸二氧（O2PTF6)中顯示+2價和+1價，在中學化學中只要記住氧和氟是沒有正價就可以了。實驗證明，除黃金外的所有金屬都能和氧發(fā)生反應生成金屬氧化物，比如鉑在高溫下在純氧中被氧化生成二氧化鉑，黃金一般認為不能和氧發(fā)生反應，但是有三氧化二金和氫氧化金等化合物，其中金為+3價；氧氣不能和氯，溴，碘發(fā)生反應，但是臭氧可以氧化它們.金屬元素求助編輯百科名片具有金屬通性的元素。金屬元素種類高達八十余種，性質(zhì)相似，主要表現(xiàn)為還原性，有光澤，導電性與導熱性良好，質(zhì)硬，有延展性，常溫下一般是固體（除汞：汞在常溫下為銀白色液體，俗稱“水銀”）目錄概述金屬元素在元素周期表里的排布金屬元素的原子結構特征分類構成展開概述金屬元素在元素周期表里的排布金屬元素的原子結構特征分類構成展開編輯本段概述metallicelement(s)具有金屬通性的元素。除Sn(錫)、Sb(銻)、Bi(鉍)等少數(shù)幾種金屬的原子最外層電子數(shù)大于或等于4以外，絕大多數(shù)金屬原子的最外層電子數(shù)均小于4，所以其原子容易失去電子而本身常以陽離子形態(tài)存在于化合物中。它們的化合物和氫氧化物一般呈堿性。金屬元素在元素周期表里的排布第一主族(除H)為堿金屬元素，第二主族為堿土金屬元素。第三副族到第二副族為過渡金屬，過渡金屬一般密度較大，熔沸點較高，有較好的導電、導熱、延展性和耐腐蝕性。過渡金屬的化合物及其溶液大多帶有顏色。金屬元素的原子結構特征除Sn、Sb、Bi等少數(shù)幾種金屬的原子最外層電子數(shù)大于或等于4以外，絕大多數(shù)金屬原子的最外層電子數(shù)均小于4，主族金屬原子的外圍電子排布為ns1或ns2或ns2np(1-4)，過渡金屬的外圍電子排布可表示為(n-1)d(1-10)ns(1-2)。主族金屬元素的原子半徑均比同周期非金屬元素(稀有氣體除外)的原子半徑大。編輯本段分類1、按冶金工業(yè)分：黑色金屬：鐵、鉻、錳有色金屬：除鐵、鉻、錳以外的金屬2、按密度分：輕金屬：密度小于4.5克/立方厘米重金屬：密度大于4.5克/立方厘米3、按儲量分：常見金屬：鐵、鋁等稀有金屬：鋯、釩、鉬編輯本段構成金屬結構是：金屬原子→金屬陽離子和自由電子二者作用形成金屬鍵。金屬陽離子按一定方式緊密堆積，價電子在晶體中自由運動從而形成金屬晶體。金屬之最熔點最高是鎢最低是汞硬度最高是鉻最低是銫密度最高是鋨最低是鋰金屬元素種類高達八十余種，性質(zhì)相似，主要表現(xiàn)為還原性，有光澤，導電性與導熱性良好，質(zhì)硬，有延展性，常溫下一般是固體（除汞：汞在常溫下為銀白色液體，俗稱“水銀”）鹵族元素求助編輯百科名片鹵族元素的代表：氯鹵族元素指周期系ⅦA族元素。包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At），簡稱鹵素。它們在自然界都以典型的鹽類存在，是成鹽元素。鹵族元素的單質(zhì)都是雙原子分子，它們的物理性質(zhì)的改變都是很有規(guī)律的，隨著分子量的增大，鹵素分子間的色散力逐漸增強，顏色變深，它們的熔點、沸點、密度、原子體積也依次遞增。鹵素都有氧化性，氟單質(zhì)的氧化性最強。鹵族元素和金屬元素構成大量無機鹽，此外，在有機合成等領域也發(fā)揮著重要的作用。目錄鹵素的命名鹵族元素單質(zhì)氟（F）氯（Cl）溴（Br）碘（I）砹（AT）Uu化學性質(zhì)單質(zhì)物理性質(zhì)元素性質(zhì)原子結構特征遞變性鹵素的物理、化學特性鹵素的有機化學反應鹵素相關國際法規(guī)要求參見展開鹵素的命名鹵族元素單質(zhì)氟（F）氯（Cl）溴（Br）碘（I）砹（AT）Uu化學性質(zhì)單質(zhì)物理性質(zhì)元素性質(zhì)原子結構特征遞變性鹵素的物理、化學特性鹵素的有機化學反應鹵素相關國際法規(guī)要求參見展開編輯本段鹵素的命名由于鹵素可以和很多金屬形成鹽類，因此英文鹵素（halogen）來源于希臘語halos（鹽）和gennan（形成）兩個詞。在中文里，鹵的原意是鹽堿地的意思。碘、溴、氯編輯本段鹵族元素Halogen鹵素的化學性質(zhì)都很相似，它們的最外電子層上都有7個電子，有取得一個電子形成穩(wěn)定的八隅體結構的鹵離子的傾向，因此鹵素都有氧化性，原子半徑越小，氧化性越強，因此氟是單質(zhì)中氧化性最強者。除F外，鹵素的氧化態(tài)為+1．+3．+5．+7，與典型的金屬形成離子化合物，其他鹵化物則為共價化合物。鹵素與氫結合成鹵化氫，溶于水生成氫鹵酸。鹵素之間形成的化合物稱為互鹵化物，如ClF?．ICl。鹵素還能形成多種價態(tài)的含氧酸，如HClO、HClO?．HClO?．HClO?。鹵素單質(zhì)都很穩(wěn)定，除了I2以外，鹵素分子在高溫時都很難分解。鹵素及其化合物的用途非常廣泛。例如，我們每天都要食用的食鹽，主要就是由氯元素與鈉元素組成的氯化物。鹵素單質(zhì)的毒性，從F開始依次降低。從F到At，其氫化物的酸性依次增強，但氫化物的穩(wěn)定性呈遞減趨勢。氧化性：F?>Cl?>Br?>I?>At?（一些單質(zhì)是否有氧化性要看具體化學反應）其對應的鹵離子還原性依次增強。另外，鹵素的化學性質(zhì)都較活潑，因此鹵素只以化合態(tài)存在于自然界中。鹵族元素顏色及狀態(tài)的記憶歌謠：氟氣淡黃綠色，氯氣黃綠色。溴液深紅棕色，碘是紫黑固體，砹是黑色固體。編輯本段單質(zhì)氟氟（F）英文名稱Fluorine原子序數(shù)：9相對原子質(zhì)量原子：18.9984半徑/&Aring;:0.57原子體積/cm3/mol:17.1共價半徑/&Aring;:0.72電子構型:1s22s2p5氟氣常溫下為淡黃綠色的氣體，有劇毒。與水反應立即生成氫氟酸和氧氣并發(fā)生燃燒，同時能使容器破裂，量多時有爆炸的危險。氟、氟化氫和氫氟酸對玻璃有較強的腐蝕性。氟是氧化性最強的元素（而且不具有d軌道），只能呈-1價。單質(zhì)氟與鹽溶液的反應，都是先與水反應，生成的氫氟酸再與鹽的反應，通入堿中可能導致爆炸。水溶液氫氟酸是一種弱酸。但卻是穩(wěn)定性最強的氫鹵酸，因為氟原子含有較大的電子親和能。如果皮膚不慎粘到，將一直腐蝕到骨髓。化學性質(zhì)活潑，能與幾乎所有元素發(fā)生反應（除氦、氖）。氯（Cl）氯英文名稱：Chlorine原子序數(shù)：17相對原子質(zhì)量：35.4527原子半徑/&Aring;:0.97原子體積/cm3/mol:22.7共價半徑/&Aring;:0.99電子構型:1s22s2p63s2p5離子半徑/&Aring;:1.81氯氣常溫下為黃綠色氣體，可溶于水，1體積水能溶解2體積氯氣。有毒，與水部分發(fā)生反應，生成鹽酸（HCl）與次氯酸（HClO)，次氯酸（HClO)不穩(wěn)定，分解放出氧氣，并生成鹽酸，次氯酸氧化性很強，可用于漂白。氯的水溶液稱為氯水，不穩(wěn)定，受光照會分解成HCl與氧氣。液態(tài)氯氣稱為液氯。HCl是一種強酸。氯有多種可變化合價。氯氣對肺部有強烈刺激。氯可與大多數(shù)元素反應。氯氣具有強氧化性氯氣與變價金屬反應時，生成最高金屬氯化物。溴溴（Br）英文名稱：Bromine原子序數(shù)：35相對原子質(zhì)量：79.904原子半徑/&Aring;:1.12原子體積/cm3/mol:23.5共價半徑/&Aring;:1.14電子構型:1s22s2p63s2p6d104s2p5離子半徑/&Aring;:1.96液溴，在常溫下為深紅棕色液體，可溶于水，100克水能溶解約3克溴。揮發(fā)性極強，有毒，蒸氣強烈刺激眼睛、粘膜等。水溶液稱為溴水。溴單質(zhì)需要存儲容器的封口帶有水封，防止蒸氣逸出危害人體。有氧化性，有多種可變化合價，常溫下與水微弱反應，生成氫溴酸和次溴酸。加熱可使反應加快。氫溴酸是一種強酸，酸性強于氫氯酸。溴一般用于有機合成等方面。碘（I）碘英文名稱：Iodine原子序數(shù)：53相對原子質(zhì)量126.90447原子半徑/&Aring;:1.32原子體積/cm3/mol:25.74電子構型:1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p5離子半徑/&Aring;:2.2共價半徑/&Aring;:1.33碘在常溫下為紫黑色固體，具有毒性，易溶于汽油、乙醇苯等溶劑，微溶于水，加碘化物可增加碘的溶解度并加快溶解速度。100g水在常溫下可溶解約0.02g碘。低毒，氧化性弱，有多種可變化合價。有升華性，加熱即升華，蒸汽呈紫紅色，但無空氣時為深藍色。有時需要加水封存。氫碘酸為無放射性的最強氫鹵酸，也是無放射性的最強無氧酸。但腐蝕性是所有無放射氫鹵酸中最弱的，因為碘原子的半徑較大，電子親和能與電負性較小，易于損失氫離子。有還原性。碘是所有鹵族元素中最安全的，因為氟、氯、溴的毒性、腐蝕性均比碘強，而砹雖毒性比碘弱，但有放射性。但是，碘對人體并不安全，尤其是碘蒸氣，會刺激粘膜。即使要補碘，也要用無毒的碘酸鹽。所以所有的鹵族元素對人體都不安全。砹的半衰期:8.3小時砹（AT）英文名稱：Astatine原子序數(shù)：85相對原子質(zhì)量：209.9871原子半徑/&Aring;:0.57原子體積/cm3/mol:17.1共價半徑/&Aring;:0.72電子構型:1s22s2p5離子半徑/&Aring;:1.33砹（At）極不穩(wěn)定。砹210是半衰期最長的同位素，其半衰期也只有8.3小時。地殼中砹含量只有10億億億分之一，主要是鐳、錒、釷自動分裂的產(chǎn)物。砹是放射性元素。其量少、不穩(wěn)定、難于聚集，其“廬山真面目”誰都沒見過（金屬性應該更強。顏色應比碘還要深，可能呈黑色固體）。但科學家卻合成砹的同位素20種。砹的金屬性質(zhì)比碘還明顯一些，可以與銀化合形成極難還原的AgAt。砹與氫化合產(chǎn)生的氫砹酸（HAt）是最強的、最不穩(wěn)定的氫鹵酸，但腐蝕性是所有氫鹵酸中最弱的。Uu是一種尚未被發(fā)現(xiàn)的化學元素，它的暫訂化學符號是Uus，原子序數(shù)是117，屬于鹵素之一，為一種預料元素。已知的性質(zhì)名稱符號,序數(shù)Uus、Uus、117系列鹵素族，周期元素分區(qū)17族（鹵族）（第ⅦA族），7,p顏色和外表未知；可能是金屬態(tài)；銀白色或灰色原子量[291]原子量單位價電子排布可能為[氡]5f146d107s27p5電子在每能級的排布2,8,18,32,32,18,7原子序數(shù)：117相對原子質(zhì)量：[291]核內(nèi)中子數(shù)：173核內(nèi)質(zhì)子數(shù)：117核外電子數(shù)：117核電荷數(shù)：117所屬周期：7顏色和狀態(tài)：金屬名稱，符號，序數(shù)Uus、Uus、117系列鹵素族，周期，元素分區(qū)15(VIIA)族，7,p顏色和外表未知；可能是金屬態(tài)；銀白色或灰色原子量291原子量單位(g·mol?1)價電子排布5f146d107s27p5電子在每能級的排布2,8,18,32,32,18,7物質(zhì)狀態(tài)可能是固態(tài)編輯本段化學性質(zhì)相似性：1.均能與H2發(fā)生反應生成相應鹵化氫，鹵化氫均能溶于水，形成無氧酸。條件產(chǎn)物穩(wěn)定性化學方程式F2暗處很穩(wěn)定H2（g）+F2（g）=2HF（g）Cl2光照或點燃較穩(wěn)定H2（g）+Cl2（g）=（點燃或光照）2HCl（g）Br2加熱穩(wěn)定性差H2（g）+Br2（g）=（加熱）2HBr（g）I2不斷加熱不穩(wěn)定H2（g）+I2（g）=（不斷加熱）2HI（g）結論：隨著核電荷數(shù)的增加，鹵素單質(zhì)與H2反應變化：F2、Cl2、Br2、I2①劇烈程度：逐漸減弱②生成HX的穩(wěn)定性：逐漸減弱2.均能與水反應生成相應的氫鹵酸和次鹵酸（氟除外）2F2（g）+2H2O（l）=4HF（aq）+O2（g）X2（g）+H2O（l）=HX（aq）+HXO（aq）X=表示ClBrI3.與金屬反應；如：3Cl2+2Fe=2FeCl34.與堿反應；如：Br2+2NaOH=NaBr+NaBrO+H2OB.差異性1.與氫氣化合的能力，由強到弱2.氫化合物的穩(wěn)定性逐漸減弱3.鹵素單質(zhì)的活潑性逐漸減弱穩(wěn)定性：HF>HCL>HBr>HI酸性：HF<HCL<HBr<HI單質(zhì)氧化性：F2>CL2>Br2>I2陰離子還原性：Fˉ<ClˉFˉ只有還原性，其余既有氧化性又有還原性。編輯本段單質(zhì)物理性質(zhì)鹵素相關顏色元素單質(zhì)水溶液（溶解度為20℃的數(shù)據(jù)）CCl4苯酒精銀鹽其他F氟氣：淡黃綠色與水劇烈反應\\\\\\AgF；白色，可溶于水K+/Na+單一鹵素的均為白色，液體透明無色Cl氯氣：黃綠色氯水：黃綠色，溶解度0.09mol/L黃綠色黃綠色AgCl：白色，難溶于水CuCl2固體（無結晶水）：棕黃色溶液：藍色FeCl3溶液：黃色FeCl2溶液：淺綠色Br液溴：深紅棕色溴水：橙色，溶解度0.21mol/L（由于濃度不同在題中可能會出現(xiàn)如下顏色：黃色，棕紅（紅棕）色）橙紅色橙紅色橙紅色AgBr：淡黃色，難溶于水BaBr2溶液：無色CuBr2固體：黑色結晶或結晶性粉末MgBr2溶液：無色I碘單質(zhì)：紫黑色碘蒸氣；紫色碘水：棕黃色，溶解度0.0013mol/L（由于濃度不同，在題中可能會出現(xiàn)如下顏色：棕黃色，紫（紅）色，褐色）紫色紫色褐色AgI：黃色，難溶于水，\\編輯本段元素性質(zhì)原子結構特征最外層電子數(shù)相同，均為7個電子，由于電子層數(shù)不同，原子半徑不同，從F～I原子半徑依次增大，因此原子核對最外層的電子的吸引能力依次減弱，從外界獲得電子的能力依次減弱，單質(zhì)的氧化性減弱。遞變性與氫反應的條件不同，生成的氣體氫化物的穩(wěn)定性不同，HF>HCl>HBr>HI,無氧酸的酸性不同，HI>HBr>HCl>HF.。與水反應的程度不同，從F2~I2逐漸減弱。注意：萃取和分液的概念·在溴水中加入四氯化碳振蕩靜置有何現(xiàn)象？（分層，下層橙紅色上層無色）·在碘水中加入煤油振蕩靜置有何現(xiàn)象？（分層，上層紫紅色，下層無色）鹵離子的鑒別：加入HNO3酸化的硝酸銀溶液，氯離子：得白色沉淀Ag+（aq）+Cl-（aq）——→AgCl（s）溴離子：得淡黃色沉淀Ag+（aq）+Br-（aq）——→AgBr（s）碘離子：得黃色沉淀Ag+（aq）+I-（aq）——→AgI（s）鹵素的物理、化學特性通常來說，液體鹵素分子的沸點均要高于它們所對應的烴鏈(alcane)。這主要是由于鹵素分子比烴鏈更加電極化，而分子的電極化增加了分子之間的連接力（正電極與負電極的相互吸引），這使我們需要對液體提供更多的能量才能使其蒸發(fā)。鹵素的物理特性和化學特性明顯區(qū)分與于它對應的烴鏈的主要原因，在于鹵素原子（如F,Cl,Br,I)與碳原子的連接，即C-X的連接，明顯不同于烴鏈C-H連接。*由于鹵素原子通常具有較大的負電性，所以C-X連接比C-H連接更加電極化，但仍然是共價鍵。*由于鹵素原子相較于碳原子，通常體積和質(zhì)量較大，所以C-X連接的偶極子矩（DipoleMoment）和鍵能（BondingEnergy）遠大于C-H，這些導致了C-X的連接力（Bondingstrength）遠小于C-H連接。*鹵素原子脆弱的p軌道（Orbital）與碳原子穩(wěn)定的sp3軌道相連接，這也大大降低了C-X連接的穩(wěn)定性。位于元素周期表右方的鹵族元素是典型的非金屬。鹵素的電子構型均為ns2np5，它們獲取一個電子以達到穩(wěn)定結構的趨勢極強烈。所以化學性質(zhì)很活潑，自然狀態(tài)下不能以單質(zhì)存在，一般化合價為-1價，即鹵離子（X-）的形式。鹵素單質(zhì)都有氧化性，氧化性從氟到碘依次降低。碘單質(zhì)氧化性比較弱，三價鐵離子可以把碘離子氧化為碘。鹵素單質(zhì)在堿中容易歧化，方程式為：3X?（g）+6OH-（aq）——→5X-（aq）+XO3-（aq）+3H2O（l）但在酸性條件下，其逆反應很容易進行：5X-（aq）+XO3-（aq）+6H+（aq）——→3X?（g）+3H2O（l）這一反應是制取溴和碘單質(zhì)流程中的最后一步。鹵素的氫化物叫鹵化氫，為共價化合物；而其溶液叫氫鹵酸，因為它們在水中都以離子形式存在，且都是酸。氫氟酸一般看成是弱酸，pKa=3.20。氫氯酸（即鹽酸）、氫溴酸、氫碘酸都是化學中典型的強酸，它們的pKa均為負數(shù)，酸性從HCl到HI依次增強。鹵素可以顯示多種價態(tài)，正價態(tài)一般都體現(xiàn)在它們的含氧酸根中：+1:HXO（次鹵酸）+3:HXO2（亞鹵酸）+5:HXO3（鹵酸）+7:HXO4（高鹵酸）鹵素的含氧酸均有氧化性，同一種元素中，次鹵酸的氧化性最強。鹵素的氧化物都是酸酐。像二氧化氯（ClO2）這樣的偶氧化態(tài)氧化物是混酐。只由兩種不同的鹵素形成的化合物叫做互鹵化物，其中顯電正性的一種元素呈現(xiàn)正氧化態(tài)，氧化態(tài)為奇數(shù)。這是由于鹵素的價電子數(shù)是奇數(shù)，周圍以奇數(shù)個其它鹵原子與之成鍵比較穩(wěn)定(如IF7)。互鹵化物都能水解。鹵素的有機化學反應在有機化學中，鹵族元素經(jīng)常作為決定有機化合物化學性質(zhì)的官能團存在。氯的存在范圍最廣，按照氟、溴、碘的順序減少，砹是人工合成的元素。鹵素單質(zhì)都是雙原子分子，都有很強的揮發(fā)性，熔點和沸點隨原子序數(shù)的增大而增加。常溫下，氟、氯是氣體、溴是液體，碘是固體。鹵素最常見的有機化學反應為親核取代反應（nucleophilicsubstitution）。通常的化學式如：Nu:-+R-X;=R-Nu+X-"Nu:-"在這里代表親核負離子，離子的親核性越強，則產(chǎn)率和化學反應的速度越可觀。"X"在這里代表鹵素原子，如F,Cl,Br,I,若X-所對應的酸(即HX)為強酸，那么產(chǎn)率和反應的速度將非?？捎^，如果若X-所對應的酸為弱酸，則產(chǎn)率和反應的速度均會下降。在有機化學中，鹵族元素經(jīng)常作為決定有機化合物化學性質(zhì)的官能團存在。鹵素的有機化學反應鹵素的制成*從一個未飽和烴鏈制作鹵素為最簡單的方式，通過加成反應，如：CH3-CH2-CH=CH2+HBr——→CH3-CH2-CH(Br)-CH?不需要催化劑的情況下，產(chǎn)率90%以上。*如果希望將Br加在烴鏈第一個碳原子上，可以使用Karasch的方式：CH3-CH2-CH=CH?+HBr——→CH3-CH2-CH2-CH2-Br+H2O催化劑：H2O?產(chǎn)率90%以上。*從苯制作鹵素則必須要通過催化劑，如：C6H6+Br2——→C6H5-Br催化劑：FeBr3或者AlCl3產(chǎn)率相當可觀。*從酒精制作鹵素，必須通過好的親核體，強酸作為催化劑以提高產(chǎn)率和速度：CH3-CH2-CH2-CH2-OH+HBr——→CH3-CH2-CH2-CH2-Br+H2O注意此反應為平衡反應，故產(chǎn)率和速度有限。ⅦA族元素包括氟（F）、氯(Cl)、溴（Br）、碘（I）、砹（At），合稱鹵素。其中砹（At）為放射性元素，在產(chǎn)品中幾乎不存在，前四種元素在產(chǎn)品中特別是在聚合物材料中以有機化合物形式存在。目前應用于產(chǎn)品中的鹵素化合物主要為阻燃劑：PBB，PBDE，TBBP-A，PCB，六溴十二烷，三溴苯酚，短鏈氯化石蠟；用于做冷凍劑、隔熱材料的臭氧破壞物質(zhì)：CFCs、HCFCs、HFCs等。危害：在塑料等聚合物產(chǎn)品中添加鹵素（氟，氯，溴，碘）用以提高燃點，其優(yōu)點是：燃點比普通聚合物材料高，燃點大約在300℃。燃燒時，會散發(fā)出鹵化氣體（氟，氯，溴，碘），迅速吸收氧氣，從而使火熄滅。但其缺點是釋放出的氯氣濃度高時，引起的能見度下降會導致無法識別逃生路徑，同時氯氣具有很強的毒性，影響人的呼吸系統(tǒng)，此外，含鹵聚合物燃燒釋放出的鹵素氣在與水蒸汽結合時，會生成腐蝕性有害氣體（鹵化氫），對一些設備及建筑物造成腐蝕。PBB，PBDE，TBBPA等溴化阻燃劑是目前使用較多的阻燃劑，主要應用在電子電器行業(yè)，包括：電路板、電腦、燃料電池、電視機和打印機等等。這些含鹵阻燃劑材料在燃燒時產(chǎn)生二惡英，且在環(huán)境中能存在多年，