氯气的化学性质

氯气的用途

次氯酸和漂白粉

氯化氢的性质

氯化钠

氟

溴

碘

氟化钠

氯化钙

溴化银

碘化银

卤族元素

卤族元素单质、化合物的相似性和递变性

硫的物理性质

硫的化学性质

硫的用途

二氧化硫

硫化氢

浓硫酸

金属的钝化

硫酸的工业制法

硫酸钙

硫酸锌

硫酸钡

氧族元素

氧族元素单质、化合物的相似性和递变性

氧族元素的性质

钠的物理性质

钠的化学性质

钠的用途

过氧化钠

碳酸钠

碳酸氢钠

硫酸钠

钾肥

碱金属

碱金属元素单质、化合物的相似性和递变性

氮族元素

氮气的物理性质

氮气的化学性质

氮气的用途

氮的固定(生物固氮)

氨的物理性质

氨的化学性质

氨的用途

合成氨

铵盐的性质

硝酸的物理性质

硝酸的化学性质

一氧化氮

二氧化氮

硝酸盐的性质

亚硝酸钠

磷的物理性质

磷的化学性质

白磷(黄磷)

红磷(赤磷)

磷的用途

磷酸

磷酸盐

碳族元素

金刚石和石墨

碳化钙

碳酸盐

二氧化硅的物理性质

二氧化硅的化学性质

碳化硅

硅酸

硅酸盐工业

水泥

玻璃

镁的物理性质

镁的化学性质

铝的物理性质

合金

氯化镁

氧化铝

氢氧化铝

硫酸铝钾

硬水和水的硬度

硬水的软化

铁的化学性质

铁的氧化物

铁的氢氧化物

铁、二价铁离子和三价铁离子的相互转化

生铁

生铁冶炼

炼钢

铁合金

不锈钢

铁的天然资源

铝的天然资源

钢铁的锈蚀和防护

离子交换剂

水的净化

工业污水的处理

电解食盐水

氯碱工业

物质的组成

物质的分类

同位素

核外电子的运动状态

原子量

电子云

核外电子的排布规律多

化学键

离子键

共价键

键长

键角

键的极性

分子的极性

配位键

离子晶体

原子晶体

金属晶体

分子晶体

元素周期律

元素周期表

同素异形体(亦称同素异性体)

电子式

电子式表示共价化合物和离子化合物的形成过程

原子的核外电子排布式

热化学方程式

离子方程式

电离方程式

电极反应式

摩尔

摩尔浓度

摩尔质量

气体摩尔体积

阿佛加德罗常数

阿佛加德罗定律

物质的量、质量、微粒数、气体体积、摩尔浓度之间的相互关系

氧化还原反应

氧化性与还原性

常见的氧化剂和还原剂

氧化还原反应中电子转移方向与数目的判断及表示

氧化还原方程式的配平

胶体

胶体的性质

化学反应速度

外界条件对化学反应速度的影响

可逆反应

化学平衡状态

化学平衡与化学反应速度的内在联系

勒沙特列原理

浓度对化学平衡移动的影响

温度对化学平衡移动的影响

压强对化学平衡移动的影响

强电解质

弱电解质

电离平衡

电离度

水的电离和水的离子积

水溶液的pH值

酸碱指示剂

盐类的水解

强酸弱碱盐的水解

弱酸强碱盐的水解

盐类水解反应的表示方法

盐类水解平衡的移动及其应用

原电池

金属的腐蚀

化学腐蚀

电化腐蚀

金属腐蚀的防护

电解

电镀

惰性电极和非惰性电极

用惰性电极电解的类型

用惰性电极电解时溶液的pH值变化

离子反应

离子反应发生的条件

环境保护

两性氢氧化物

正盐

酸式盐

碱式盐

复盐

络合物

2.离子交换膜法

离子交换膜法电解食盐水的原理如图b所示。在这种电解槽中，用阳离子交换膜把阳极室和阴极室隔开。阳离子交换膜跟石棉绒膜不同，它具有选择透过性。它只让Na⁺带着少量水分子透过，其它离子难以透过。电解时从电解槽的下部往阳极室注入经过严格精制的NaCl溶液，往阴极室注入水。在阳极室中Cl^-放电，生成C1₂，从电解槽顶部放出，同时Na⁺带着少量水分子透过阳离子交换膜流向阴极室。在阴极室中H⁺放电，生成H₂，也从电解槽顶部放出。但是剩余的OH^-由于受阳离子交换膜的阻隔，不能移向阳极室，这样就在阴极室里逐渐富集，形成了NaOH溶液。随着电解的进行，不断往阳极室里注入精制食盐水，以补充NaCl的消耗；不断往阴极室里注入水，以补充水的消耗和调节产品NaOH的浓度。所得的碱液从阴极室上部导出。因为阳离子交换膜能阻止Cl^-通过，所以阴极室生成的NaOH溶液中含NaCl杂质很少。用这种方法制得的产品比用隔膜法电解生产的产品浓度大，纯度高，而且能耗也低，所以它是目前最先进的生产氯碱的工艺。

* 近代测试表明，四氧化三铁实际是铁的混合价态化合物，分子式应为Fe^IIFe^III[Fe^IIIO₄]。在中学可以将Fe₃O₄分入“复杂氧化物”类。

1.隔膜法

电解在立式隔膜电解槽中进行，如图a所示。电解槽的阳极用涂有TiO₂－RuO₂涂层的钛或石墨制成，阴极由铁丝网制成，网上附着一层石棉绒做隔膜，这层隔膜把电解槽分隔成阳极室和阴极室。将已除去Ca²⁺、Mg²⁺、

下两种电离方程：

NaCl Na⁺+Cl^-

H₂O H⁺+OH^-

所以，食盐水中含有Na⁺、H⁺、Cl^-和OH^-四种离子。当接通电源后，在电场的作用下，带负电的Cl^-和OH^-移向阳极，带正电的Na⁺和H⁺移向阴极，在这种条件下，电极上发生如下反应：

在阳极　　　 2Cl^-－2e 2Cl

2Cl Cl₂↑

在阴极　　　 2H⁺+2e 2H

2H H₂↑

即在阳极室放出Cl₂，阴极室放出H₂。由于阴极上有隔膜，而且阳极室的液位比阴极室高，所以可以阻止H₂跟Cl₂混合，以免引起爆炸。由于H⁺不断放电，破坏了水的电离平衡，促使水不断电离，造成溶液中OH^-的富集。这样在阴极室就形成了NaOH溶液，它从阴极室底部流出。电解食盐水的总反应可以表示如下：

2NaCl+2H₂O 2NaOH+H₂↑+Cl₂↑

用这种方法生产的碱液比较稀，其中含有多量未电解的NaCl ，需要经过分离、浓缩，才能得到固态　 NaOH。

2.离子交换法。离子交换法是用离子交换剂软化水的一种方法。离子交换剂是一种在水溶液中能与具有相同电荷的离子进行交换的物质，它分阳离子交换剂和阴离子交换剂两类。工业上用于软化水的离子交换剂有磺化煤、离子交换树脂等。它们都是具有复杂结构的物质，为简便起，用NaR表示。当硬水通过装有离子交换剂的装置时，发生离子交换作用：

2NaR+Ca²⁺ CaR₂+2Na⁺

2NaR+Mg²⁺ MgR₂+2Na⁺

硬水中的Ca²⁺、Mg²⁺被离子交换剂吸附而离开溶液，因此从装置中流出的水就成为软水。离子交换剂因离子交换作用的不断进行而逐步丧失功能，因此需要在一定时间内进行再生，即用Na⁺把它所吸附的Ca²⁺、Mg²⁺置换出来，从而恢复它软化水的能力。铁的物理性质铁为银白色金属。熔点1535℃，沸点2750℃，密度7.86克/厘米³；磁化和去磁都很快；有延展性，是可锻金属中除钴、镍以外最坚韧的。铁在红热时变软，可锻造和拉长，在白热时可锻接。纯铁在空气中不起变化，可用于制发电机和电动机的铁心，还原铁粉可用于粉末冶金。

铁的化学性质

活泼，为强还原剂，化合价有0、+2、+3、+6，最重要的价态是+2和+3。在室温下，铁可缓慢地从水中置换出氢，在500℃以上反应速度增大：

3Fe+4H₂O Fe₃O₄+4H₂↑

铁在干燥空气中很难跟氧气反应，但在潮湿空气中很容易腐蚀，若在酸性气体或卤素蒸气氛围中腐蚀更快。铁可以从溶液中还原金、铂、银、汞、铜或锡等离子。与非氧化性稀酸反应，形成Fe²⁺并放出氢气；在冷的稀硝酸中则形成Fe²⁺和NH₄NO₃：

4Fe+10HNO_3(稀) 4Fe(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O

在热的或较浓的硝酸中，生成Fe(NO₃)₃和氮的氧化物。在冷的浓硝酸或浓硫酸中，铁的表面形成一层致密的氧化薄膜而被钝化，贮运罐车的贮酸罐和蛋形升酸器就是利用这一性质来盛贮和输送浓酸。铁与氯气在加热时反应剧烈，也能与硫、磷、硅、碳直接化合。铁与氮气不能直接化合，但与氨作用，形成氮化铁(Fe₂N)。(参看铁、二价铁离子和三价铁离子的相互转化。)

铁的氧化物

有氧化亚铁(FeO)、氧化铁(Fe₂O₃)、和四氧化三铁*(Fe₃O₄)三种。氧化亚铁为黑色粉末，熔点 1369±l℃，密度5.7克/厘米³，不溶于水，与酸发生反应，跟碱溶液不反应；极不稳定，易被氧化成Fe₂O₃。在空气中加热会迅速氧化生成Fe₃O₄。氧化亚铁可在隔绝空气的条件下，加热草酸亚铁制得：

氧化铁是棕红(红)色粉末，俗称铁红。熔点1565℃，密度5.24克/厘米³，在自然界以赤铁矿形式存在。与酸作用生成三价铁盐，与强碱作用得[Fe(OH)₆]^3-。在强碱介质中，可被强氧化剂氧化。铁红遮盖力和着色力都很大，有优越的耐光、耐高温性能，并耐大气影响、耐污浊气体、耐一切碱类，普遍用于建筑、橡胶、塑料、油漆等工业。四氧化三铁为黑色晶体，俗称铁黑，加热至熔点(1594±5℃)时则分解，密度5.18克/厘米³，具有很好的磁性，故又称为磁性氧化铁，是天然产磁铁矿的主要成分；在有充分空气的条件下煅烧，容易被氧化成铁红，在潮湿状态下，在空气中也容易氧化成Fe₂O₃；不溶于水，能与酸反应。铁黑主要用于制底漆和面漆，也用于建筑工业作防锈剂。高纯度的四氧化三铁是优良的磁性材料，用于涂敷录音带等。由亚铁盐溶液加碱氧化，或将铁盐与亚铁盐的溶液按一定比例混合后加碱沉淀而制得。

铁的氢氧化物

有氢氧化亚铁[Fe(OH)₂]和氢氧化铁[Fe(OH)₃]两种。Fe(OH)₂为白色无定形沉淀，往亚铁盐溶液中加入稀碱溶液并保持无氧的条件，即可制得；不稳定，遇氧气或空气很快发生氧化反应，颜色从白变为浅绿色、绿色，最后会变成红棕色。反应的化学方程式主要是：

4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O 4Fe(OH)₃

Fe(OH)₃为红棕色絮凝沉淀，密度3.4-3.9克/厘米³，加热时逐渐分解而成氧化铁。新制得的氢氧化铁易溶于无机酸和有机酸，不溶于水和乙醇。由氯化铁溶液或硝酸铁溶液加氨水而制得；供制颜料、药物，也可作砷的解毒药。

铁、二价铁离子和三价铁离子的相互转化

这被简称为“铁三角”。从铁元素原子的结构特征上来认识它们之间的相互转化，可以起到以简驭繁的作用。铁元素为过渡元素，原子的特征电子构型为3d⁶4s²。遇弱氧化剂(如S、I₂、Cu²⁺、非氧化性稀酸等)时失去2个电子，形成Fe²⁺；遇强氧化剂(如Cl₂、Br₂、热的和较浓的HNO₃、热的浓H₂SO₄等)时，失去3个电子，形成Fe³⁺。在酸性介质中，Fe²⁺可被强氧化剂(如Cl₂、Br₂、H₂O₂、KMnO₄、K₂Cr₂O₇等)氧化成Fe²⁺；在碱性介质中，Fe²⁺的还原性增强：

4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O 4Fe(OH)₃

Fe³⁺在酸性介质中，表现出较强的氧化性，可转化为Fe²⁺：

2FeCl₃+2KI 2FeCl₂+2KCl+I₂

2FeCl₃+H₂S 2FeCl₂+2KCl+S↓

2FeCl₃+Cu 2FeCl₂+CuCl₂

Fe₂(SO₄)₃+Fe 3FeSO₄

二价铁和三价铁的氧化物在高温被还原，可制得铁单质。(参看生铁冶炼。)

生　 铁

铁碳合金。一般把含碳量定为1.7-4.3%，低于1.7%的为钢。生铁的产量约90%用于炼钢，10%用于铸造。根据生铁里碳存在形态不同，又可分为炼钢生铁、铸造生铁和球墨铸铁等。炼钢生铁中，碳主要以碳化铁(Fe₃C)的形态存在，断口呈白色，又叫白口铁；铸造生铁中，碳是以片状的石墨形态存在，断口呈灰色，又叫灰口铁；球墨铸铁，又称高强度铸铁，是把铸造生铁熔化后，加入球化剂(如镁合金或稀土合金，如铈合金)使铁碳合金里的石墨从片状变为球状，机械性能便大大提高，可以代替一部分钢材用于制造曲轴、齿轮、阀门等。

生铁冶炼

生铁主要是用高炉冶炼的。生铁是铁元素与碳元素的合金，熔点1100-1200℃，含碳量一般为1.7-4.3%，此外尚有少量硅、锰、硫、磷等杂质。熔化的生铁流动性好，适宜铸造，但质硬而脆，不便轧制和焊接。经过熔化冶炼后，含碳量低于1.7%的铁碳合金，叫做钢，具有韧性，易于压力加工。未加熔化炼制的，含碳更低、含杂质较多的就是熟铁。高炉炼铁的任务是把铁矿石炼成生铁。铁矿石在高炉中经过还原作用(排除氧化铁中的氧)、造渣作用(将铁与杂石分开)、渗碳作用(铁吸收碳素)等一系列复杂变化，形成铁水和炉渣。铁水可以直接用来炼钢或铸成铁锭(或铸件)；炉渣可以作为水泥、渣砖等的原料。从高炉炉顶放出的高炉煤气(主要含一氧化碳、二氧化碳和氮气、灰尘和某些有害气体)经过净化处理，可作为气体燃料。

炼铁的主要原料是铁矿石(含铁低于45%的矿石，须经过选矿和烧结，才能入高炉冶炼)、焦炭(固定碳含量在80-90%，灰分一般在10-20%，且须强度好)、石灰石(氧化钙含量高，二氧化硅及氧化铝含量低，硫磷含量低，块度适宜)和空气(经过热风炉变成热风再鼓入高炉内，见图)。高炉内的化学反应，自下(炉腹部位)而上(经过炉腰到炉身)主要是：

C+O₂ CO+Q₁

CO₂+C 2CO－Q₂

Fe₂O₃+3CO 2Fe+3CO₂

CaCO₃ CaO+CO₂↑

CaO+SiO₂ CaSiO₃

在冶炼过程中，混在铁矿石里的锰、硅、硫、磷等元素也会被还原出来。少量的碳、锰、硅、硫、磷等在高温下熔合在铁里，成为生铁。

炼　 钢

根据所炼钢种的要求把生铁中的含碳量去除到规定范围，并使其它元素的含量减少或增加到规定范围的过程。简单地说，是对生铁降碳、去硫磷、调硅锰含量的过程。这一过程基本上是一个氧化过程，是用不同来源的氧(如空气中的氧、纯氧气、铁矿石中的氧)来氧化铁水中的碳、硅、锰等元素。化学反应主要是：

2FeO+Si 2Fe+SiO₂

FeO+Mn Fe+MnO

反应生成的一氧化碳很容易从铁水排至炉气中而被除掉。生成的二氧化硅、氧化锰、氧化亚铁互相作用成为炉渣浮在钢水面上。生铁中硫、磷这两种元素在一般情况下对钢是有害的，在炼钢过程中必须尽可能除去。在炼钢炉中加入石灰(CaO)，可以去除硫、磷：

2P+5FeO+3CaO 5Fe+Ca₂(PO₄)_2(入渣)

在使碳等元素降到规定范围后，钢水中仍含有大量的氧，是有害的杂质，使钢塑性变坏，轧制时易产生裂纹。故炼钢的最后阶段必须加入脱氧剂(例如锰铁、硅铁和铝等)，以除去钢液中多余的氧：

Mn+FeO MnO+Fe

Si+2FeO SiO₂+2Fe

Al+3FeO Al₂O₃+3Fe

同时调整好钢液的成分和温度，达到要求可出钢，把钢水铸成钢锭。

炼钢的方法主要有转炉、电炉和平炉三种。平炉炼钢的主要特点是可搭用较多的废钢(可搭用钢铁料的20-50%的废钢)，原料适应性强，但冶炼时间多。我国目前主要采用平炉炼钢。转炉炼钢广泛采用氧气顶吹转炉(见图)，生产速度快(1座300吨的转炉吹炼时间不到20分钟，包括辅助时间不超过1小时，而300吨平炉炼1炉钢要7个小时)，品种多、质量好，可炼普通钢，也可炼合金钢。电炉炼钢是用电能作热源进行冶炼。可以炼制化学工业需要的不锈耐酸钢，电子工业需要的高牌号硅钢、纯铁，航空工业需要的滚珠钢、耐热钢，机械工业用轴承钢、高速切削工具钢，仪表工业需要的精密合金等。

铁合金

炼钢用原料，或叫做合金生铁，如硅铁、锰铁、铬铁等。在炼钢时，加入铁合金作脱氧剂或合金元素添加剂，以改善钢的性能。铁合金比纯金属有熔点低、比重大，易于加入钢水中等特点。用量一般占钢产量的2-3%。(参看生铁、炼钢。)

不锈钢

能抵抗酸、碱、盐等腐蚀作用的合金钢。^①主要是含铬合金钢。铬钢中加入镍、钼、钛、锰等元素可以改善耐腐蚀性和工艺性能。不锈钢中铬的含量都在13%以上，如高铬不锈钢(Cr14%，Fe85.6%，C0.35%)、铬镍不锈钢(Cr18%，Ni8%)等。

铁的天然资源

铁是地壳中含量最丰富的元素之一，相对丰度为4.75%，占第四位，在金属中仅次于铝，占第二位。在自然界分布很广，常以氧化物的形式存在，有赤铁矿(主要成分Fe₂O₃^①)、磁铁矿(Fe₃O₄)、褐铁矿(2 Fe₂O₃·3H₂O)、菱铁矿(FeCO₃)，另有黄铁矿(FeS₂)、钛铁矿(FeTiO₃)、铬铁矿[Fe(CrO₂)₂]、镍黄铁矿[(Ni，Fe)₉S₈]等。前几种铁矿石是炼铁的原料，后几种用于提炼硫黄(或制硫酸)、冶炼钛、铬、镍等。我国铁矿资源丰富，1982年底已探明的保存储量为443亿吨，其中工业储量占54%，居世界前列。不利之处，主要是贫矿多、富矿少，一般都要经过选矿富集才能利用^②。

铝的天然资源

铝在地壳中含量为7.73%，是含量最多的金属元素。广泛分布于岩石、泥土和动植物体内。岩石中的铝主要以硅酸铝的形式存在。岩石风化时，硅酸铝沉积为粘土或脱水成铝土矿。含铝矿物有冰晶石(主要成分Na₃AlF₆)和铝土矿(主要成分Al₂O₃·nH₂O)等。刚玉是天然结晶氧化铝。我国的铝土矿储量丰富、品位高，用于电解制铝，或制硫酸铝和明矾。现代电解制铝是将氧化铝(处理过的铝土矿粉)溶于熔融的冰晶石中，以钢制电解槽的石墨衬里作阴极，石墨棒作阳极，于1000℃进行电解，在阴极得到液态金属铝(纯度可达99.8%)。冰晶石在农业上用作杀虫剂；硅酸盐工业用于制造玻璃和搪瓷的乳白剂。高品位的铝土矿粉用于制研磨剂，用于烧制坩埚、瓷器、耐火材料及制造人造宝石等。我国驰名中外的高岭土(又称瓷土)，主要成分为Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O，系由铝硅酸盐矿物(长石、云母等)经风化或水热变而成。(参看氧化铝、硅酸盐、硅酸盐工业。)

钢铁的锈蚀和防护

钢铁的锈蚀，损耗惊人。据估计，全世界每年因锈蚀而损失的钢铁，约占全年总产量的1/4。钢铁锈蚀的原因主要是化学腐蚀和电化学腐蚀(参看化学腐蚀、电化学腐蚀)。排除造成锈蚀的原因，就可以达到防锈和防护的目的。防锈措施有：(1)在钢铁表面涂覆保护层，如表面喷漆、涂搪瓷，或涂布矿物油；(2)镀防护性镀层，如在铁皮上镀锌(称为“白铁皮”)、镀锡(称为“马口铁”)；(3)用化学方法处理使钢铁制品“发蓝”，在制品表面形成一层蓝黑色或深蓝色四氧化三铁薄膜，用于机器和钟表零件、枪炮等表面处理；(4)使用缓蚀剂，例如，在硫酸酸洗过程中，在酸洗液里加入少量的缓蚀剂，可保护酸洗设备基本不被腐蚀，在蒸汽锅炉中注入多磷酸盐可防止锅炉中水垢的生成与氧的腐蚀作用。最彻底的防护法还是在钢铁中添加合金元素制成抗腐蚀合金。例如，抗化学腐蚀和抗电化学腐蚀的不锈钢。(参看不锈钢。)

离子交换剂

能与溶液中的阳离子或阴离子进行交换的物质。无机离子交换剂有天然或人造沸石、磷酸锆等，有机离子交换剂有磺化煤、各种离子交换树脂等：按交换性能不同，又可分为阳、阴离子型两类。一般不溶于酸、碱和多种溶剂中，使用后交换性能逐渐消失，可经过处理使之再生。离子交换分离广泛用于(1)实验室制备去离子水、工业上水的软化及高纯水的制备；(2)试剂的制备，例如制备过氧化氢、次磷酸等；(3)溶液和物质的纯化，例如从酸、碱和盐电解质中除去金属离子；(4)除去干扰离子，例如，测定阴离子时，用阳离子交换树脂除去干扰的金属离子；(5)金属离子的分离与核能材料的提取，例如从碱金属中分离过渡金属离子；(6)痕量离子的浓缩；(7)环境保护中含有害金属离子废水、有机废水的净化等。

水的净化

根据用水的需要对自然界中的淡水进行处理的方法。水库里的水或未被污染的河水、井水，经过沉降法可以除去泥砂和悬浮物，再经过过滤、用氯气消毒(每吨水需氯气0.4克)，即可供饮用。工业用水，如锅炉用水、漂染用水等，应该除去水里的钙盐和镁盐(参看硬水的软化)。

工业污水的处理

工业污水和废水性质复杂，应当尽量设法消除其中的有害物质，力求不排或少排放。处理污水的方法有：(1)物理法，利用物理的机械法处理，如重力分离法、过滤法、热处理法、曝气法等；(2)化学法，主要通过化学反应改变废水中污染物的化学性质或物理性质，进而从水中除去，如中和处理法、混凝处理法、化学沉淀法、氧化处理法、革取处理法等；(3)物理化学法，运用物理化学方法使废水得到净化，通常指由物理方法和化学方法组成的废水处理系统，或物理化学过程的单项处理方法，如吸附、萃取、电解、离子交换等；(4)生物法，利用微生物的代谢作用来处理废水，如需氧生物处理法和厌氧生物处理法。处理后的污水，达到国家颁发的水质标准时，可作冷却用水，冲洗卫生间、喷洒街道、浇灌绿地等。

氯碱工业

由电解食盐水溶液制取烧碱、氯气和氢气的工业生产，是重要的基础化学工业之一。我国的氯碱工业主要采用两种生产工艺。

1.药剂软化法。向硬水中加入适当的化学药剂，促使溶在水中的钙，镁离子以沉淀的形式从水中分离出来，以达到软化的目的。常用的药剂有石灰、纯碱或磷酸三钠等。根据水的硬度和对水质的要求，决定使用某种药剂或同时使用几种药剂。如果对水的软化程度要求不高，或者仅为其它软化法做预处理，可以使用石灰，它能消除水的暂时硬度：

CaO+H₂O Ca(OH)₂

Ca(HCO₃)₂+Ca(OH)₂ 2CaCO₃↓+2H₂O

Mg(HCO₃)₂+2Ca(OH)₂

Mg(OH)₂↓+2CaCO₃↓+2H₂O

如果对水的软化程度要求高一些，可以使用石灰和纯碱的混合物，它既能消除水的暂时硬度，也可以消除水的永久硬度：

CaCl₂+Na₂CO₃ CaCO₃↓+2NaCl

MgSO₄+Na₂CO₃=MgCO₃↓+Na₂SO₄

MgSO₄+Ca(OH)₂=Mg(OH)₂↓+CaSO₄

CaSO₄+Na₂CO₃＝CaCO₃↓+Na₂SO₄

5.碳、硅跟金属共热生成碳化物和硅化物，锡、铅与金属形成合金。都不能直接与氢化合，其氢化物是间接制得的。

金刚石和石墨

是碳的同素异形体，均属原子晶体，石墨为层状晶体，金刚石是若干正四面体结构形成的网状晶体。它们在有足量氧气存在下(密闭容器中)加热，都能燃烧生成二氧化碳。若隔绝空气加热金刚石，则它能转化为石墨并放热。当把石墨加热至2000℃以上，并在高压、催化剂存在时它又可以转变为金刚石。

它们都是碳原子间以非极性共价键相互结合起来的“巨型分子”。金刚石中C-C键键能大，硬度大、熔点高(3570℃)，不存在自由电子，不能导电。石墨中碳原子排成层状结构，层与层之间以范德华力松弛地结合，不牢固，可滑动，具有滑腻感；由于每个碳原子还有1个p电子成为自由电子在层内流动，因此沿着层的方向能够导电，并有金属光泽；由于层间距离较大，密度较小，结合力脆弱，因此质软，并可呈鳞片状脱落。结构不同，物理性质差别很大。石墨的密度为2.25g/cm³，金刚石的密度约为3.5g/cm³；金刚石是无色透明晶体，折光性强，石墨为灰黑色晶体，不透明。

碳化钙

黄褐色或黑色的块状固体，纯品为无色晶体(含CaC₂较高的是紫色)。密度2.22克/厘米³，熔点447℃、沸点2300℃，遇水立即发生激烈反应，生成乙炔，并放出热量。

CaC₂+2H₂O Ca(OH)₂+C₂H₂↑

因电石中常含有砷化钙(Ca₃As₂)、磷化钙(Ca₃P₂)等杂质，与水作用时同时放出砷化氢(AsH₃)、磷化氢(PH₃)等有毒气体，因此使用由电石产生的乙炔有毒(须通过浓H₂SO₄和重铬酸钾洗液除去)。CaC₂能导电，纯度越高，导电越易。焦炭和生石灰在电炉中反应制得。

用于制取乙炔气、氰氨化钙(CaCN₂)和有机合成的重要原料，制造石灰氮肥料、金属切割焊接用乙炔气等。贮存在阴凉、通风、干燥处，严格防水、防潮(它极易吸收空气中水分)，应与可燃物隔离存放。

碳酸盐

碳酸是二元酸，形成正盐和酸式盐。除钾、钠、铵的碳酸盐和钾、钠、铵、镁、钙的酸式碳酸盐外，其余的盐都不溶于水。溶于水的碳酸盐和酸式碳酸盐都易水解，其水溶液呈碱性。所以当碳酸盐溶液与某些金属离子(如Al³⁺、Fe³⁺)作用，若这些金属的氢氧化物溶解度小于它的碳酸盐的溶解度时，就得不到这些金属离子的碳酸盐，而只能得到相应的氢氧化物的沉淀。

若某些金属的氢氧化物的溶解度和它的碳酸盐的溶解度差不多，就会得到碱式碳酸盐。

Mg²⁺、Zn²⁺、Fe²⁺、Ph²⁺、Hg²⁺等与碳酸盐溶液的反应跟Cu²⁺类似。仅Ca²⁺、Ba²⁺、Hg²⁺等与Na₂CO₃溶液作用生成碳酸盐沉淀(因这些金属的碳酸盐溶解度远小于其氢氧化物)。

碳酸钠、碳酸钙、碳酸镁、碳酸钾等与二氧化碳和水作用都能生成溶于水的酸式碳酸盐。检验CO₂的存在时，能使澄清的石灰水变浑浊，即产生白色CaCO₃沉淀；如果通入CO₂时间长了，亦即通入CO₂的量多了，则得不到白色碳酸钙沉淀，而生成了能溶于水的酸式碳酸钙。

_{322 32}

自然界中的饮用水里含很少量的Ca(HCO₃)₂，地下水中，尤其是泉水里含Ca(HCO₃)₂的量较多，并溶有少量的CO₂。石灰岩的巨石(象大理石、石灰石、白垩等方解石类的碳酸盐)及碎块长年累月受到含CO₂水流的作用、浸泡，因水的冲击，产生许多细小的CaCO₃颗粒，它渐渐地溶解成石灰岩溶洞。市售矿泉水来源于山区奥陶系石灰岩与白垩系火山喷发岩断层接触带部位的泉水，含一定量的碳酸氢钙及多种对人体发育必需的微量元素，促进人体新陈代谢。升温使酸式碳酸盐分解，放出CO₂。

Ca(HCO₃)₂ CaCO₃↓+CO₂↑+H₂O

钟乳石、石笋的产生是石灰岩溶洞中的天然水，受地热的作用和气候变化的影响，Ca(HCO₃)₂分解析出CaCO₃细小颗粒，多年沉积而成。水垢的形成主要原因是水受热蒸发时，水中所含碳酸氢盐受热分解，生成难溶的碳酸盐及所含各种盐类不断浓缩，达到饱和后即析出结晶。酸式碳酸盐的热稳定性比碳酸盐要差得多。大多数碱金属的碳酸盐加热至熔融也不分解，其它碳酸盐MgCO₃、CaCO₃、ZnCO₃、PbCO₃、Ag₂CO₃等受热时出现碳氧键断裂，分解为金属氧化物和二氧化碳。

所有碳酸盐和酸式碳酸盐与酸作用都能放出CO₂，

于实验室中制取CO₂。

CaCO₃+2H⁺ Ca²⁺+H₂O+CO₂↑

碳酸钠用于玻璃、肥皂、造纸、精炼石油等工业及食品加工。碳酸钾可用做化肥，碳酸钙用于炼铁、制水泥及建筑工业。

酸式碳酸盐是弱酸的酸式盐，在水溶液中分步电离

它能跟碱溶液反应生成正盐(碳酸盐)。

NaHCO₃+NaOH Na₂CO₃+H₂O

Ca(HCO₃)₂+2NaOH(过量) CaCO₃↓+Na₂CO₃+2H₂O

Mg(HCO₃)₂+Ca(OH)₂ Mg(OH)₂↓+CaCO3↓+2H2O

这里存在着中和反应和生成沉淀的反应。

软化水的一般方法是将生石灰制成石灰乳加入水中以消除水的暂时硬度。这种方法就是依据酸式碳酸盐Ca(HCO₃)₂、Mg(HCO₃)₂遇石灰乳后Ca²⁺、Mg²⁺离子从水中沉淀出来，并促使胶体粒子凝聚。但此法不能彻底使水软化，只适于不要求高度软化的情况。用纯碱和石灰乳的混合液作水的软化剂，能使水彻底软化，消除水的永久硬度。

二氧化硅的物理性质

二氧化硅又称硅石，化学式SiO₂。自然界中存在有结晶二氧化硅和无定形二氧化硅两种。

结晶二氧化硅因晶体结构不同，分为石英、鳞石英和方石英三种。纯石英为无色晶体，大而透明棱柱状的石英叫水晶。若含有微量杂质的水晶带有不同颜色，有紫水晶、茶晶、墨晶等。普通的砂是细小的石英晶体，有黄砂(较多的铁杂质)和白砂(杂质少、较纯净)。二氧化硅晶体中，硅原子的4个价电子与4个氧原子形成4个共价键，硅原子位于正四面体的中心，4个氧原子位于正四面体的4个顶角上，整个晶体是一个巨型分子，SiO₂是表示组成的最简式不表示单个二氧化硅分子，仅是表示二氧化硅晶体中硅和氧的原子个数之比。

SiO₂中Si-O键的键能很高，熔点、沸点较高(熔点1723℃，沸点2230℃)。

自然界存在的硅藻土是无定形二氧化硅，是低等水生植物硅藻的遗体，为白色固体或粉末状，多孔、质轻、松软的固体，吸附性强。

二氧化硅的化学性质

是酸性氧化物、硅酸的酸酐。化学性质很稳定。不溶于水也不跟水反应，不跟一般的酸起作用。能与氟化氢气体或氢氟酸反应生成四氟化硅气体。

SiO₂+4HF SiF₄↑+2H₂O

有酸性氧化物的其它通性，高温下能与碱(强碱溶液或熔化的碱)反应生成盐和水。

常温下强碱溶液与SiO₂缓慢地作用生成相应的硅酸盐。强碱溶液能腐蚀玻璃，故贮存强碱溶液的玻璃瓶不能用磨口玻璃塞，若采用玻璃塞(玻璃中含SiO₂)，会生成有粘性的硅酸钠，将玻璃瓶塞和瓶口粘结在一起。玻璃瓶内不能久放浓碱液。

高温下二氧化硅与碱性氧化物或某些金属的碳酸盐共熔，生成硅酸盐。

SiO₂+CaO CaSiO₃(炼铁造渣)

将此高温下熔融状态的硅酸钠降温、冷却，可得石英玻璃，它有良好的透过紫外线性能，可作水银灯罩、耐高温的化学仪器、石英坩埚和光学仪器等。

碳化硅

俗名金刚砂，化学式SiC，无色晶体，含杂质时呈蓝黑色。结构与金刚石相似，每个硅原子被4个碳原子包围，每个碳原子被4个硅原子包围，形成“巨型分子”。硬度仅次于金刚石，密度为3.217克/厘米³，熔点约为2700℃(分解升华)。化学性质稳定，高温时也不与氯、氧、硫、强酸反应，但能与碱反应。

高温下有还原性，使一些金属氧化物或硅酸盐还原成金属。1600℃时SiC跟Al₂O₃反应得硅铝合金。将砂(二氧化硅)和焦炭的混合物，在电炉内加热至2000℃即可生成SiC，因其含杂质而带暗红色。

SiO₂+3C SiC+2CO↑

用于制砂轮、砂纸、磨料、耐火砖等。其单晶可制电子器件。

通常所说的金刚砂是磨料(粗的金刚石)、刚玉、碳化硅的总称

硅 　酸

化学式H₂SiO₃，实际是白色无定形二氧化硅的水合物，是不溶于水的二元弱酸，酸性化碳酸还弱。不溶于盐酸、硫酸，能溶于氢氟酸或氢氧化钠溶液。但它不能用二氧化硅和水作用得到，只能用可溶性硅酸盐与酸(包括碳酸)反应来制取。它很容易形成胶体溶液，制得的硅酸是胶冻状物质，沉淀析出。将其干燥脱水，变成白色透明多孔性的固体物质，一般称为硅胶(化学式mSiO₂·nH₂O)具有多孔结构吸附力强，能吸收多种气体和蒸气，且吸湿量很大，是实验室常用的干燥剂、吸附剂。市售商品硅胶有球形和不规则形两种。将硅胶在氯化钴溶液中浸透，再经干燥，可利用氯化钴的颜色变化以指示其吸湿程度。无水氯化钴(CoCl₂)是蓝色的，吸收水分以后的氯化钴是粉红色的(形成CoC1₂·6H₂O)。当硅胶的颜色由蓝色变为粉红色时，表明硅胶的吸湿能力减小，若将硅胶放入烘箱中烘干(温度控制在110℃)，可恢复吸湿能力，由粉红色变为蓝色。

硅酸用于油脂和蜡的脱色及催化剂、气体吸附剂，密封玻璃瓶包装。硅胶作干燥剂。

硅酸盐硅酸的盐类，地壳中分布极广，是岩石(花岗岩)和土壤的主要成分，多数是晶体。可用二氧化硅跟碱性氧化物或碱跟碳酸盐一起加热熔融制得。只有钾、钠的硅酸盐是可溶于水的，由于它是强碱弱酸盐，溶水后水解，使溶液显碱性。硅酸钠是可溶性硅酸盐中最常见的，其水溶液叫“水玻璃”，因强烈水解，溶液显强碱性，可代替烧碱使用，又称“泡花碱”。“水玻璃”是无色透明粘稠液体，比重2.6、熔点1088℃，遇酸则分解(遇空气中的碳酸也能分解)而析出硅酸的胶状沉淀。“水玻璃”对普通玻璃有较大的腐蚀性，贮存时要密封，防止受潮，不能用带磨口玻璃塞的玻璃瓶(改用软木塞或橡胶塞的塑料瓶)。用时要检查是否见到乳白色胶状沉淀产生，因久置的“水玻璃”其溶液吸收了空气中的CO₂发生反应：

Na₂SiO₃+H₂O+CO₂ Na₂CO₃+H₂SiO₃↓

同时说明碳酸的酸性比硅酸强。向硅酸钠溶液中加入盐酸或氯化铵，也可析出硅酸胶体沉淀

Na₂SiO₃+2HCl 2NaCl+H₂SiO₃↓

Na₂SiO₃+2NH₄Cl 2NaCl+2NH₃+H₂SiO₃↓

含杂质的硅酸钠呈浅黄色或青灰色粘稠状液体。它有很大的实用价值，作耐火材料、粘结剂、洗涤剂，木材、织物经水玻璃浸泡后有防腐、不易着火的性能，水玻璃涂在蛋壳上可防止蛋类因细菌浸入而引起腐败，作蛋类防腐剂。

在自然界中的硅酸盐分布很广，如长石、云母、石棉、粘土、滑石、沸石等，种类繁多组成复杂，可看做是酸性氧化物(SiO₂)和金属氧化物(Na₂O、K₂O、CaO、Al₂O₃等)相结合的化合物，因此通常可用氧化物的组成式表示天然的硅酸盐，它们大多是难溶性的。

正长石 K₂O· A1₂O₃· 6SiO₂

白云母 K₂O· 3Al₂O₃· 6SiO₂·2H₂O

粘土Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O

高岭土Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O

石棉 CaO· 3MgO·4SiO₂

滑石 3MgO· 4SiO₂·H₂O

沸石经脱水处理，其晶体中形成许多孔洞和微孔道，有很大的表面积，很强的吸附能力。微孔道的孔径很小，跟一般物质分子的大小相近，比孔径小的分子能被吸附进去，比孔径大的分子不能进入，因此沸石可将不同大小的分子分离，起到筛选分子的作用，称为“分子筛”。分子筛的吸附性能还和被吸附分子的性质有关，一般容易吸附极性较强的分子，而不容易吸附极性较弱的或非极性分子。控制条件可以人工合成多种分子筛，它无毒、无腐蚀性，不溶于水和有机溶剂，可作催化剂的载体、离子交换剂等。硅酸盐的化学稳定性好、熔点高耐火性能好、机械强度高，是制造玻璃、陶瓷、耐火材料、水泥的原料。硅酸盐材料和金属材料、有机合成材料是现代三大类固体材料，生产硅酸盐材料的工业称硅酸盐工业。

硅酸盐工业

以硅酸盐为主要原料，经配料和高温处理制造出各种成品和材料的工业。由于工艺过程中的烧成或熔制工序都用窑炉作主要设备，故又称为窑业。如制造水泥、玻璃、陶瓷、耐火材料和搪瓷，以及耐高温材料、磨料等，均属于硅酸盐工业。硅酸盐工业各种产品的共同的反应原理是：酸性氧化物(SiO₂)与碱性氧化物(ⅠA、ⅡA族的典型氧化物等)在高温反应生成硅酸盐。

用Al₂O₃作为酸性氧化物代替SiO₂，则可生成铝酸盐；Al₂O₃作为碱性氧化物与SiO₂反应，则生成铝硅酸盐。(参看水泥)。

水　 泥

粉状矿物质的胶凝材料，与水等拌和后能在空气或水中逐渐硬化。按化学成分、原料和制法的不同分为：硅酸盐水泥、矿渣硅酸盐水泥、磷酸盐水泥、高铝水泥、膨胀水泥、白水泥等。普通的硅酸盐水泥是用粘土(纯者是高岭土)、石灰石为主要原料，按一定比例混合在高温下煅烧制成。主要组成是：硅酸二钙(2CaO·SiO₂)、硅酸三钙(3CaO·SiO₂)、铝酸三钙(3CaO·Al₂O₃)、铁铝酸四钙(4CaO·Al₂O₃·Fe₂O₃)，还有未反应的游离的氧化钙(石灰石分解出来的)、氧化镁(由原料带入的碳酸镁分解来的)。为延缓水泥硬化时间、降低凝固速度，常加入少量(3%以下)石膏。水泥的凝结和硬化是一个复杂的物理化学过程，受构成水泥熟料的矿物成分本身特性而定。当与水掺和后，矿物遇水发生水解或水化反应而变成水合物，水化速度的快慢影响水泥的强度，铝酸三钙、硅酸三钙对水泥的凝结时间和早期强度起决定作用。水化物逐渐脱水、不断硬化，形成水泥石状固体，强度相当大。水泥是熟料块与适量石膏混合一起研磨制成的细粉。

水泥标号即水泥强度的等级。标号愈高，抗压强度愈高。

水泥、砂和水的混合物叫水泥砂浆，亦叫砖石粘合剂，再掺以碎石即叫混凝土，嵌入钢筋叫做钢筋混凝土，广泛用于建筑工业。

玻　 璃

是一种混合物，没有固定的熔点。普通玻璃是由纯碱(Na₂CO₃)、石灰石(CaCO₃)、砂粒(SiO₂)按一定比例共熔制得。

Na₂CO₃+SiO₂ Na₂SiO₃+CO₂↑

CaCO₃+SiO₂ CaSiO₃+CO₂↑

熔体过冷而成玻璃，它是固体状态的无定形体，质脆而透明。通常用二氧化硅、氧化钙、氧化钠来表示组成的成分，写作Na₂O·CaO·6SiO₂表示钠玻璃。硅酸钾、硅酸钙和二氧化硅共熔，得熔点较高的钾玻璃，化学成分表示为K₂O·CaO·6SiO₂。制折光率较大的铅玻璃用硅酸钾、硅酸铅和二氧化硅混合共熔，其化学成分表示为K₂O·PbO·6SiO₂。欲使玻璃带颜色，可向原料中加入金属氧化物。普通玻璃中因FeO存在而显浅绿色，因Fe₂O存在而显黄色，因氧化钴(Co₂O₃)存在而显蓝色，因氧化亚铜存在而显红色，因二氧化锡(SnO₂)存在而显乳白色等。石英砂、纯碱、石灰石、长石等是制造玻璃的主要原料，还有以硼酸盐、磷酸盐、氟化物等原料为主及含钛、锆、锗、钒、锑等氧化物的特种玻璃。玻璃的用途不同，它的配料和处理过程也不同。如掺入铜、银、金、二氧化钛、二氧化锆在普通玻璃中，得到质硬、耐热性好、电绝缘性好、用来制造火箭、雷达玻璃罩、射流元件的微晶玻璃。掺有钕、镱等元素，可用于制造作激光器工作物质的均匀性和定向性好的激光玻璃。

玻璃浇制成空心或实心的玻璃砖块，坚固耐磨、外表美观，建筑上用做透光的墙壁、楼地面等。将普通玻璃逐渐加热(在高炉或电炉中)至接近软化点，经吹风急速均匀冷却而得钢化玻璃。它的机械强度大大提高，热稳定性好且不易破碎，碎裂时玻璃成圆钝角，不易伤人，用于车、船、飞机和建筑的窗户等。

在玻璃表面涂上一层金属或金属氧化物的透明导电薄膜，通电时能发热，这样就能制成“导电玻璃”。它用做运输工具驾驶室的前窗，防止水蒸气凝结遮蔽视线。不含或少含碱金属氧化物的玻璃叫无碱玻璃，用做绝缘或耐化学腐蚀的材料。

玻璃可被氢氟酸腐蚀：

Na₂O·CaO·6SiO₂+28HF 2NaF

+CaF₂↓+6SiF₄↑+14H₂O

金属通性在目前已发现的109种元素中，有80多种为金属元素。金属是一类晶体(参看金属晶体、金属键)，其中金属原子排列非常有规律。由于金属键的作用，使得金属具有一些相似的物理性质，如均呈现一种特有的金属光泽，除铜和金外，都是银白色，且不透明；有延性、展性，可以拉制成丝，压成片和箔，有受变应力而流动的性质；具有良好的导电性和导热性。这些区别于非金属的特性，仅在金属为固态和液态时才存在。在化学性质方面，由于多数金属元素原子的最外层电子数少于3个，某些金属原子(如铅、锡等)的最外层电子数虽然超过(或等于)4个，但由于它们的电子层数较多，原子半径较大，在发生化学反应时，它们的价电子较易于失去或偏向于非金属元素的原子。故金属的最主要的共同的化学性质是易于失去外层的价电子变成金属阳离子，表现出还原性。另一共同性质是：金属的氧化物及其对应的水化物，一般呈碱性，与酸反应生成盐。参看碱金属、镁等。

镁的物理性质

镁是银白色的金属，熔点648.8℃，沸点1107℃，高温下具有延展性。它的密度是1. 74克/厘米³，很轻，不足铁的1/4。硬度小，不能单独作为结构金属使用，而是制成合金。它可以跟铝、铜、锡、锰、钛、铍等金属元素形成多种轻质合金，它们的密度小，硬度和强度都比较大，是制造飞机、汽车、导弹、航天器、科学仪器的重要材料。

镁的化学性质

镁是第三周期ⅡA族元素，最外层电子是3S²，容易失去，因此它是比较活泼的金属元素，能跟非金属和酸等起作用。常温下镁在空气中极易氧化，生成一层致密的氧化膜，它能阻止镁继续氧化。在高温下，镁在空气中会发生燃烧，产生大量的热，放出眩目的白光，生成MgO和Mg₃N₂：

2Mg+O₂ 2MgO

3Mg+N₂ Mg₃N₂

根据镁的这个性质，可以用镁制造照明弹和焰火。由于镁的表面常有一层保护膜，所以在常温下镁不与水起作用，但如将水加热至沸腾，则能缓慢地起作用；将镁置于高温的水蒸气中，能够迅速地反应，生成MgO和H₂。

Mg+H₂O MgO+H₂↑

镁跟酸能迅速地反应，生成镁盐和放出H₂。

Mg+2HCl MgCl₂+H₂↑

镁具有强的还原性，在高温下能夺取许多氧化物或卤化物的氧或卤素：

2Mg+CO₂ 2MgO+C

TiCl₄+2Mg Ti+2MgCl₂

因此，它可以作为还原剂应用于某些稀有金属的冶炼。

铝的物理性质

铝是银白色金属，熔点660.4℃，沸点2467℃，密度2.70克/厘米³，很轻，约为铁的1/4。它的硬度比较小，具有良好的延展性，可以拉成细丝，也可以辗压成铝箔，后者常用来包装糖果、香烟。它还有良好的导电导热性，电力工业上用它制造电线、电缆、日常生活中用它制造炊具。它可以跟镁、铜、锌、锡、锰、铬、锆、硅等元素形成多种合金，广泛用作制造飞机、汽车、船舶、日常生活用品的材料，也用于建筑业制造门窗。铝是热和光最好的反射体之一，它被用做绝热材料和用于制造反射望远镜中的反射镜。

铝的化学性质铝是第三周期ⅢA族元素，最外层电子是3s²3p¹，容易失去，因此它是比较活泼的金属元素。它能跟非金属、酸和碱作用。常温下铝能跟空气中的氧起反应，生成一层致密的氧化膜，它可以阻止铝继续被氧化。高温下，铝可以跟空气中的氧剧烈反应，将铝粉或铝箔放在氧气中加热，则能发生燃烧，放出大量的热：

4Al+3O₂ 2Al₂O₃+热

铝还能跟卤素、硫等非金属起反应。铝是两性金属，既能跟酸，也能跟碱起反应。铝跟稀酸反应，放出氢气，跟热的、浓的氧化性酸反应，不放出氢气：

2Al+6HCl 2AlC1₃+3H₂↑

2Al+6H₂SO_4(浓) Al₂(SO₄)₃+3SO₂↑+6H₂O

但是跟冷的、浓的氧化性酸如硝酸、硫酸不起作用，因为这些酸能使铝的表面钝化(生成致密的氧化膜)。根据这种性质，常用铝罐装运浓硫酸、浓硝酸。铝跟碱起反应，也放出氢气：

2Al+2NaOH+2H₂O 2NaAlO₂+3H₂↑

这个反应是由于铝的表面氧化膜(Al₂O₃)容易跟碱起反应而引起的：

Al₂O₃+2NaOH 2NaAlO₂+H₂O

由于铝的表面有一层致密的氧化膜，因此通常情况下铝不与水起作用。但是如果破坏掉氧化膜(如使它生成铝汞齐)，则铝可以跟热水起作用，生成氢氧化铝，并放出氢气：

2Al+6H₂O 2Al(OH)₃+3H₂↑

由于铝有强烈的亲氧性，冶金工业上用铝作还原剂来制取某些难以还原的金属：

Cr₂O₃+2Al Al₂O₃+2Cr

3V₂O₅+10Al 5Al₂O₃+6V

这种冶金方法叫做铝热法。利用反应生成大量的热将金属熔化，就可以把金属分离出来。铁路工程上用铝热法焊接铁轨：

Fe₂O₃+2Al Al₂O₃+2Fe

炼钢时可以在熔融的钢水中投入铝块，以除去钢中的氧。还可以利用铝的亲氧性来制取高温金属陶瓷涂层，方法是将铝粉、石墨和二氧化钛(TiO₂)或其它高熔点金属氧化物按一定比例混合均匀，涂在金属表面上，然后高温煅烧：

4Al+3TiO₂+3C 2Al₂O₃+3TiC

这样留在金属表面的产物都是耐高温的物质。此法已应用于制造火箭、导弹的技术中。

合　 金

由金属与其它一种以上的金属或非金属所组成的具有金属通性的物质。我国是世界上最早研究和生产合金的国家之一，在商朝(距今3000多年前)青铜(铜锡合金)工艺就已非常发达；公元前6世纪左右(春秋晚期)已锻打(还进行过热处理)出锋利的剑(钢制品)。合金类型主要是：(1)共熔混合物，如焊锡、铋镉合金等；(2)固熔体，如金银合金等；(3)金属互化物，如铜锌组成的黄铜等。合金的许多性能优于纯金属，故在应用材料中大多使用合金(参看铁合金、不锈钢)。各类型合金都有以下通性：(1)熔点低于其组分中任一种组成金属的熔点；(2)硬度比其组分中任一金属的硬度大；(3)合金的导电性和导热性低于任一组分金属。利用合金的这一特性，可以制造高电阻和高热阻材料。还可制造有特殊性能的材料，如在铁中掺入15%铬和9%镍得到一种耐腐蚀的不锈钢，适用于化学工业。

氯化镁

化学式MgCl₂，无色晶体，易溶于水，有苦咸味。通常含6个结晶水，MgCl₂·6H₂O的密度为1.56克/厘米³，熔点为118℃，同时分解。加热时

氯化镁是电解冶炼金属镁的原料，它主要来自晒制海盐的苦卤。为制得供电解用的无水氯化镁，必须在氯化氢气流中加热MgCl₂·6H₂O，使其脱水。氯化镁溶液与氧化镁混合，可制成用途广泛的镁质水泥。由于氯化镁易吸潮，纺织工业可用它填充织物，以保持棉花的湿度，而使其柔软。氯化镁与冰混合，可做冷冻剂。

氧化铝

化学式Al₂O₃，俗名矾土，白色晶体粉末，不溶于水。它有几种晶型，常见的有α型和γ型，它们的理化性质不同。α－Al₂O₃的熔点为2018℃，沸点为2980℃，密度为3.97克/厘米³，性质稳定，不溶于酸，也不易跟别的物质发生化学反应。由于它的熔点很高，可以用来做耐火材料，制造耐火坩埚、管材等。它的硬度也很高，仅次于金刚石和金刚砂(碳化硅)，可用来制造钻头、轴承、砂轮等。天然产生的α－A1₂O₃叫做刚玉，是无色晶体。有的刚玉含有少量杂质，因而呈现不同的颜色。含有微量Cr³⁺的呈红色，称红宝石；含有Fe²⁺、Fe³⁺和Ti⁴⁺的呈蓝色，称蓝宝石。用熔融氧化铝人工结晶的方法可以制造人造宝石，其性能不次于天然宝石。宝石可用做精密仪器和手表的轴承和装饰品。γ-Al₂O₃能溶于酸和碱，生成铝盐和偏铝酸盐：

A1₂O₃+6HCl 2AlC1₃+3H₂O

A1₂O₃+2NaOH 2NaAlO₂+H₂O

γ－A1₂O₃硬度小，质轻，具有很大的表面积，1克γ－A1₂O₃表面积为200-400米²，比同质量的活性炭表面积大2-4倍，具有很强的吸附能力和催化活性，所以又叫做活性氧化铝，广泛用做吸附剂、催化剂或催化剂的载体。氧化铝是冶炼铝的原料。纯度99.99%的高纯氧化铝作为精细陶瓷，用做集成电路底板、机械耐热陶瓷、录音磁带的填充料，并可制人工骨骼和拉成单晶用于激光技术中。氧化铝纤维可作为增强纤维加在金属、塑料、橡胶或陶瓷中，其强度高于玻璃纤维而与碳纤维相当，在耐热性和电绝缘性方面还优于碳纤维

氢氧化铝

化学式Al(OH)₃，白色晶体，密度2.42克/厘米³，300℃时失水生成氧化铝。氢氧化铝难溶于水，是典型的两性氢氧化物，溶于酸生成铝盐，溶于强碱生成偏铝酸盐：

2A1(OH)₃+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+6H₂O

Al(OH)₃+NaOH=NaAlO₂+2H₂O

这是由于氢氧化铝溶液中存在着两性电离平衡：

氢氧化铝是弱电解质，电离出的H⁺和OH^-都不多。当它遇着酸时，酸中的H⁺与溶液中的OH^-结合成水，促使它按碱式电离，平衡向右移动，从而使氢氧化铝不断溶解；当它遇着强碱时，碱中的OH^-跟溶液中的H⁺结合成水，促使它按酸式电离，平衡向左移动，也使氢氧化铝不断溶解。经过适当处理的氢氧化铝的表面有许多毛细孔，具有强吸附性，可用做吸附剂、媒染剂和净水剂。氢氧化铝的悬浊液和干凝胶用做胃药，以中和胃酸和保护溃疡面。氢氧化铝还是制造瓷釉、耐火材料、防水织物的原料。

硫酸铝钾

又称明矾、白矾、铝钾矾，化学式KAl(SO₄)₂·12H₂O，是K₂SO₄与A1₂(SO₄)₃的复盐。它是无色透明的晶体，密度1.757克/厘米³，熔点92.5℃，易溶于水，并发生水解，其水溶液呈酸性。

Al³⁺+3H₂O Al(OH)₃(胶体)+3H⁺

Al(OH)₃胶体吸附能力很强，可以吸附水里悬浮的杂质，并形成沉淀，使水澄清，因此它可做净水剂。除此之外，它还能做媒染剂、造纸填充剂和医药中的收敛剂。

硬水和水的硬度

溶有较多量Ca²⁺、Mg²⁺的水，称为硬水；溶有少量或不含Ca²⁺、Mg²⁺的水，称为软水。水中含有Ca²⁺、Mg²⁺多少的程度，叫做水的硬度，它有一种规定的标准。通常把1升水里含有10毫克CaO(或相当于10毫克CaO)称为1度(以1°表示)。水的硬度在8°以下的称为软水，在8°以上的称为硬水。硬度大于30°的是最硬水。如果水的硬度是由钙和镁的酸式碳酸盐引起的，这种硬度叫做暂时硬度。具有暂时硬度的水经过煮沸以后，水里所含的钙、镁酸式碳酸盐发生分解，生成不溶性的碳酸钙和碳酸镁：

Ca(HCO₃)₂ CaCO₃↓+CO₂↑+H₂O

Mg(HCO₃)₂ MgCO₃↓+CO₂↑+H₂O

当继续加热煮沸时，少量溶于水的碳酸镁发生水解，生成更难溶的氢氧化镁：

MgCO₃+H₂O Mg(OH)₂↓+CO₂↑

这样，水里溶解的Ca²⁺、Mg²⁺相当一部分就以沉淀析出，从而使水的硬度降低，使硬水得以软化。如果水的硬度是由钙和镁的硫酸盐或氯化物等所引起的，这种硬度叫做永久硬度。永久硬度不能用加热的方法软化。天然水大多同时具有暂时硬度和永久硬度，因此水的硬度是泛指这两种硬度的总和。高硬度的水对生活和生产都有危害。它不适宜饮用，因为容易引起肠胃不舒适，还能诱发疾病；它也不利于洗涤，因为它会造成肥皂的浪费，并使衣物丧失鲜艳的色泽。在生产上它不能做锅炉用水，因为它使锅炉结垢，降低热效率，浪费燃料，甚至能引起锅炉爆炸。

硬水的软化

除去或减少天然水中的钙、镁盐类等的过程，叫做硬水的软化。软化硬水主要有药剂法和离子交换法两种方法。

4.跟硫、氯共热生成相应的高价氯化物和硫化物，铅则生成PbS和PbCl₂。

3.在加热时都能跟氧反应，被氧化成CO₂、SiO₂和PbO等。

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，(如对烷、环烷、苯等)、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(如氯苯、氯化萘等)、溶剂(如氯代烷类)、盐酸、漂白粉以及制造药物(如氯胺T等)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(色素被氧化而褪色)。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(含HCl36-38%的溶液)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(20℃)，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(歧化)。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S^2-，遇淀粉变蓝(55℃以下)。

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(下同)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(下同)酸性渐强(HF为弱酸，其它为强酸)。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(斜方硫)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℃(着火点)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(气体，标准状况下)，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(约1∶40)。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(标准状况)、熔点-85.5℃，沸点-60.7℃。溶于水(约1∶2.6)、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⁺+S^2-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(96-98%)，沸点338℃(98.3%)。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(有的还兼作催化剂)；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(有时有副反应)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^-、S^2-、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℃(单斜晶体)，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(烧石膏)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(下同)，40℃为0.2097，100℃降至0.1619，使溶解硫酸钙的硬水在高压锅炉(可达400℃)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(使硬水软化)。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Na₂ZnO₂^①，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(立德粉)，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(Te、Po除外)。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(Po不计)。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(KCl·NaCl)、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(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)和钫(Fr)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(钫除外)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(熔点-12.3℃)、钠汞齐^①(熔点-36.8℃)。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(参看碱金属)，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(除氮外)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(生物固氮)

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(含铁、钼的蛋白质类)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(标准状况)，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+3O_2(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(FritzHaber，1868-1934)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(防止催化剂中毒)，给N₂：H₂=1：3(体积)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。(有时杂有NO)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%(体积)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(标准状况)，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(标准状况)，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(除上述外)还有：

4NO+3O₂+2H₂O 4HNO₃

据此若NO₂：O₂ 4：1(体积)的气体通入水中理论上应完全消失，若NO：NO₂：O₂=1：1：1(体积)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(有浓密白烟现象)

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(黄磷)

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(20℃)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(切割时也应在水下进行)。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(次磷酸钠)

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(220℃)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(赤磷)

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