硼的金属化合物_硼金属合金价态变化

1.酸的酸类

2.为什么H化物中的非金属元素一定是最低价态啊

3.铂化合价

4.化工原料中的sc表示什么

酸的酸类

化学-酸(acid)

电离时生成的阳离子全部是氢离子(H+)的化合物叫做酸，25℃时，其稀溶液的pH值小于7。

酸是一类化合物的统称 。

酸在化学中狭义的定义是：在水溶液中电离出的阳离子全部都是氢离子的化合物。由阿伦尼乌斯提出，此理论即为阿伦尼乌斯酸碱理论。

广义定义是：能够接受电子对的物质。

这类物质大部分易溶于水中，少部分，如：硅酸，难溶于水。酸的水溶液一般可导电，其导电性质与其在水中电离度有关。部分酸在水中以分子的形式存在，不导电;部分酸在水中离解为正负离子,可导电。较广义的定义，则认为反应中能提供质子的是酸，反之为碱，此定义称为布朗斯特(J. M. Bronsted)-劳里(T. M. Lowry)酸。此理论为酸碱质子理论。

Bronsted酸性是酸碱质子理论中的概念，代表某物质释放质子（H+）的能力。具体说来，某物质HA，放出H+后，变成A-，则其Bronsted酸性是反应 HA = H+ + A- 的平衡常数。该平衡常数越大，HA越容易释放质子，则其Bronsted酸性越强。

另外还有路易斯酸碱理论，由美国人路易斯(G. N. Lewis)提出。此理论定义酸为电子对的接受者，称为路易斯酸，范围更为广泛。酸碱反应是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共价键的反应。

软硬酸碱理论是路易斯酸碱理论的延伸。在软硬酸碱理论中，酸、碱都被分别归为“硬”、“软”两种。

酸的强弱

根据酸在水溶液中电离度的大小，有强酸和弱酸之分 ，一般认为，强酸在水溶液中完全电离，如盐酸、硝酸；弱酸在水溶液中部分电离，如乙酸、碳酸。 强酸：高氯酸，氢碘酸，硫酸，氢溴酸，盐酸，硝酸，碘酸等。 中强酸：草酸（乙二酸），亚硫酸，磷酸，丙酮酸，碳酸（有人认为是弱酸），亚硝酸 弱酸：柠檬酸，氢氟酸，苹果酸，葡萄糖酸，甲酸，乳酸，苯甲酸，丙烯酸，乙酸，丙酸，硬脂酸，氢硫酸，次氯酸，硼酸 含氧酸﹐将其较为常见的一种称某酸﹐其他含氧酸按成酸元素的氧化数较某酸高﹑低或有无过氧─O─O─结构而命名。例如氯酸HClO?(氯的氧化数为+5)﹑高氯酸HClO4(氧化数+7)﹑亚氯酸HClO?(氧化数为+3)﹑次氯酸HClO(氧化数+1)﹔又如HSO﹑H?S?O8中含有─O─O─键﹐称过氧一硫酸﹑过氧二硫酸。两个简单含氧酸缩去一分子水后生成的酸称焦酸(或称一缩某酸)﹐也有用重作词头来命名的简单含氧酸脱去(全部)氢氧基而生成的基称醯基﹐如─SO─称硫醯基﹐CrOCl称铬醯氯。 若把含氧酸的化学式写成MO(OH)(M为金属)﹐就可以根据 值来判断常见含氧酸的强弱﹕ =0 极弱酸﹐如硼酸H?BO? 1.根据有机无机分为无机酸和有机酸

有机酸是指一些具有酸性的有机化合物。最常见的有机酸是羧酸，其酸性源于羧基(-COOH)。磺酸 (-SO?H)等也属于有机酸。有机酸可与醇反应生成酯。

2.根据是否含氧分为含氧酸和无氧酸

含氧酸（如硫酸H?SO?、碳酸H?CO?等）无氧酸（如盐酸HCl、氢氟酸HF等）

3.根据从酸分子中可以电离出H+的个数

可以分为一元酸（HCl）、二元酸（H?SO?）、三元酸（H?PO?）

4.根据酸性强弱将酸分为强酸，中强酸，弱酸（是否能完全电离）

强酸(HCl等) 中强酸（H?PO?等） 弱酸（H?CO?等）

5.根据是否是中心原子得电子分为强氧化性酸和非强氧化性酸

强氧化性酸（HNO?等） 酸一般有腐蚀性。弱酸在水溶液中存在电离平衡如下﹕

[HA]﹑[H+]﹑[A-]分别是HA﹑H+﹑A-的物质的量浓度﹐是弱酸HA的电离平衡常数。例如﹐298K时乙酸的电离常数为1.8×10-5﹐氢氟酸为7.2×10-4。电离平衡常数随弱电解质的浓度和温度有很小的变化。

在一定温度下﹐弱酸的电离度因溶液变稀而增大﹐如0.10﹑1.0×10-3﹑1.0×10-4乙酸的电离度分别为1.34﹑13.4﹑42%﹐无限稀释时完全电离。

多元弱酸的电离是分步进行的。例如﹐磷酸分三步电离﹐每步都有相应的电离平衡常数﹕

水是无机化合物极好的溶剂﹐离子能被水分子强烈吸引而稳定﹐酸中 H+是裸露的质子﹐直径为10-3皮米﹐能强烈地与水分子结合成H?O+。例如﹐水合高氯酸晶体HClO?·H?O实际上是由H?O+和ClO?-组成﹐在水溶液中H?O+和其他三个水分子结合成H?O。常用H表示水溶液中的氢离子。

酸的通性：

（1）跟指示剂反应

紫色石蕊试液遇酸变红色 无色酚酞试液遇酸不变色

（2）跟活泼金属（金属活动性顺序表中比氢强的金属）发生置换反应酸 + 金属 = 盐 + 氢气

例：2HCl+Fe=FeCl?+H?↑

（3）跟碱性氧化物反应酸 +碱性氧化物→ 盐+水

3H?SO?+Fe?O?=Fe?(SO?)?+3H?O

（4）跟某些盐反应 酸 + 盐 → 新酸 + 新盐

H?SO?+BaCl?=2HCl+BaSO? ↓

（5）跟碱发生中和反应酸 + 碱 → 盐 + 水

2HCl+Ba(OH)?=BaCl?+2H?O

像以上的 （3）（4）（5）反应中，都是两种化合物互相交换成分，生成新的两种化合物，我们把它叫做复分解反应。

复分解反应是有一定的要求的，要求反应物必须要溶于水

（如果有酸，只须酸溶于水即可），而且生成的产物中必须要有气体或沉淀或水（其中1个即可）。

注：若生成H?CO?必须写成H?O + CO?↑

正如 Na?CO? + 2HCl =2NaCl + H?O + CO?↑ 这里有气体生成，（也有水生成）

BaCl? + Na?SO? =BaSO?↓ + 2NaCl 这里BaSO?是一种不溶于水的沉淀

NaCl能和硫酸反应因为生成的HCl逸出使反应不断正向移动，此反应可用于实验室制取HCl气体。

但像CaCO?+HCl， 情况又不一样，敬请参考复分解反应的详细解答。这里不做展开。

所以，判断是否能和酸反应，可以以这个为一个参考依据。 1909年丹麦化学家S.P.L.索伦森建议用pH来表示[H+]。pH=-lg[H+]。

酸性 [H+]〉[OH-] pH<7 (25℃)

中性 [H+]=[OH-] pH=7 (25℃)

碱性 [H+]〈[OH-] pH>7 (25℃)

可用pH试纸、酸碱指示剂或酸度计(pH计)来检测溶液的pH值。 ①盐酸（氢氯酸）（HCl）大多数氯化物均溶于水，电位序在氢之前的金属及大多数金属氧化物和碳酸盐都可溶于盐酸中，另外，Cl—还具有一定的还原性，并且还可与很多金属离子生成配离子而利于试样的溶解。常用来溶解赤铁矿（Fe?O?）、辉锑矿（Sb?S?）、碳酸盐、软锰矿(MnO?)等样品。

②硝酸(HNO?)具有较强的氧化性，几乎所有的硝酸盐都溶于水，除铂、金和某些稀有金属外，浓硝酸几乎能溶解所有的金属及其合金。铁、铝、铬等会被硝酸钝化，溶解时加入非氧化酸，如盐酸除去氧化膜即可很好的溶解。几乎所有的硫化物也都可被硝酸溶解，但应先加入盐酸，使硫以H?S的形式挥发出去，以免单质硫将试样裹包，影响分解。除此之外，硝酸还很不稳定，在加热或光照的条件下能够分解成水、二氧化氮和氧气，并且硝酸浓度越高，就越容易分解。硝酸还有强氧化性，它能跟一些金属、非金属及还原性物质反应，结果，氮元素化合价降低，变为二氧化氮或一氧化氮（浓硝酸与金属非金属等反应生成二氧化氮，稀硝酸则生成一氧化氮）。另外，硝酸还可与蛋白质反应，使之变黄。

③硫酸（H?SO?）除钙、锶、钡、铅外，其它金属的硫酸盐都溶于水。热的浓硫酸具有很强的氧化性和脱水性，常用于分解铁、钴、镍等金属和铝、铍、锑、锰、钍、铀、钛等金属合金以及分解土壤等样品中的有机物等。硫酸的沸点较高（338℃），当硝酸、盐酸、氢氟酸等低沸点酸的阴离子对测定有干扰时，常加硫酸并蒸发至冒白雾（SO?）来驱除。浓硫酸还有一些特殊性质：

『吸水性』浓硫酸可吸收物质表面的湿存水和气态物质中的水蒸气。例如，将浓硫酸敞口放在空气中，它将会吸收空气中的水蒸气，结果浓度变低。并且放出大量的热。

『脱水性』浓硫酸能将盐的结晶水或非游离态水以及某些有机物中的H、O元素以2：1的原子个数比脱出来，并生成水。

『强氧化性』浓硫酸能跟一些金属、非金属及还原性物质反应，结果，硫元素化合价降低，变为二氧化硫。

硫酸性质：硫酸浓硫酸溶解时放出大量的热，因此浓硫酸稀释时应该“酸入水，沿器壁，慢慢倒，不断搅。” 若将浓硫酸中继续通入三氧化硫,则会产生发烟现象这样含有SO?的硫酸称为发烟硫酸。

④硒酸（H?SeO?）selenic acid

分子量： 144.9 白色六方柱晶体，极易吸潮。熔点(℃)： 58沸点(℃)： 260(分解）相对密度： 2.95 ×10^3kg/m?，易溶于水，不溶于氨水，溶于硫酸。

主要用途： 用作鉴别甲醇和乙醇的试剂，及硒盐制备。 吸湿性腐蚀性强。对眼睛、皮肤、粘膜和呼吸道有刺激作用。吸入、口服或经皮肤吸收中毒重者可致死。可引起化学性支气管炎、肺炎或肺水肿。慢性影响：可有头痛、眩晕、疲倦、食欲减退等表现。

不燃，具强腐蚀性、强刺激性，可致人体灼伤。具有强氧化性与强酸性（均强于硫酸）。其水溶液有腐蚀性和强烈的刺激性。

⑤磷酸（H?PO?）磷酸根具有很强的配位能力，因此，几乎90%的矿石都能溶于磷酸。包括许多其它酸不溶的铬铁矿、钛铁矿、铌铁矿、金红石等，对于含有高碳、高铬、高钨的合金也能很好的溶解。单独使用磷酸溶解时，一般应控制在500～600℃、5min以内。若温度过高、时间过长，会析出焦磷酸盐难溶物、生成聚硅磷酸粘结于器皿底部，同时也腐蚀了玻璃。磷酸的性质：

一物理性质　纯净的磷酸是无色晶体，熔点42.3摄氏度，高沸点酸，易溶于水。

市售磷酸试剂是粘稠的、不挥发的浓溶液，磷酸含量83～98%。

二化学性质　磷酸是三元中强酸，分三步电离，不易挥发，不易分解，几乎没有氧化性。具有酸的通性

⑥高氯酸（HClO?）热的、浓高氯酸具有很强的氧化性，能迅速溶解钢铁和各种铝合金。是酸性最强的无机酸。能将Cr、V、S等元素氧化成最高价态。高氯酸的沸点为203℃，蒸发至冒烟时，可驱除低沸点的酸，残渣易溶于水。高氯酸也常作为重量法中测定SiO?的脱水剂。使用HClO?时，应避免与有机物接触，以免发生爆炸。

⑦氢氟酸（HF）氢氟酸的酸性很弱(氢氟酸与五氟化锑的混合物—氟锑酸酸性极强，比纯硫酸要强2×10^19倍），但 F&macr;的配位能力很强，能与 Fe3+、Al3+、Ti(Ⅳ)、Zr(Ⅳ)、W(Ⅴ)、Nb(Ⅴ)、Ta(Ⅴ)、U(Ⅵ)等离子形成配离子而溶于水，并可与硅形成SiF4而逸出。能腐蚀玻璃。

⑧氢溴酸（HBr）无色或浅**液体，微发烟。分子量80.92，气体相对密度（空气=1）3.5；液体相对密度2.77(-67℃)；HBr47%水溶液1.49。熔点-88.5℃，沸点-67.0℃。易溶于氯苯、二乙氧基甲烷等有机溶剂。能与水、醇、乙酸混溶。露于空气及日光中因溴游离，色渐变暗。强酸性，具有与盐酸相似的刺激味。除铂、金和钽等金属外，对其他金属皆腐蚀，生成金属溴化物。还具有强还原性，能被空气中的氧及其他氧化剂氧化为溴。

毒性防护皮肤与之接触会发痒、甚至发炎，如不慎溅到皮肤上应立即用水冲洗干净。其蒸气强烈刺激眼睛和呼吸器官，吸入后会中毒。如不慎溅入眼内应立即用水冲洗15min（15分钟），然后送医院治疗。动物一次吸入刺激浓度是0.026mg/L，吸入0.066mg/L，可致中枢神经系统特征：　脊椎动物的中枢神经系统 脊椎动物的脑位于颅腔内，脊髓位于椎管内。脊椎动物的中枢神经系统从胚胎时身体背侧的神经管发育而成。神经管的头端演变成脑，尾端成为脊髓。神经管腔在脑内的部分发展演变成为脑室，在脊髓部分演变成为中央管。脑在开始时是3个脑：前脑泡、中脑和菱脑泡，以后又衍化成为端脑、间脑、中脑、小脑、脑桥和延髓。和体温调节功能障碍，但其作用比溴弱2～3倍。最高容许浓度为2mg/m?。

包装储运 用塑料桶或瓷坛包装，每桶（坛）净重20kg。属二级无机酸性腐蚀物品。危规编号：93008。应贮存在阴凉、通风、干燥的库房中。避光密封保存。防热，避免与纤维物质接触。应与氰化物、碱类分开存放。漏洒时用水或碱水冲洗中和。搬运时应轻装轻卸，保持包装完好。切勿接触皮肤。

⑨氢碘酸（HI）能与氟、硝酸、氯酸钾等剧烈反应。和碱金属接触会爆炸。加热可产生有毒的碘蒸汽。遇水或水蒸气时有强腐蚀性，能灼伤皮肤。

⑩氢氰酸（HCN）化学品中文名称：氰化氢，氢氰酸（水溶液）化学品英文名称： hydrogen cyanid技术说明书编码： 826 CAS No.： 74-90-8分子式： HCN分子结构： C原子以sp杂化轨道成键、存在碳氮叁键，分子为极性分子。分子量： 27.03

剧毒，健康危害： 抑制呼吸酶，造成细胞内窒息。急性中毒：短时间内吸入高浓度氰化氢气体，可立即呼吸停止而死亡。非骤死者临床分为 4期：前驱期有粘膜刺激、呼吸加快加深、乏力、头痛；口服有舌尖、口腔发麻等。呼吸困难期有呼吸困难、血压升高、皮肤粘膜呈鲜红色等。惊厥期出现抽搐、昏迷、呼吸衰竭。麻痹期全身肌肉松弛，呼吸心跳停止而死亡。可致眼、皮肤灼伤，吸收引起中毒。慢性影响：神经衰弱综合征、皮炎。

环境危害：

燃爆危险： 本品易燃，剧毒。

急救法：皮肤接触： 立即脱去污染的衣着，用流动清水或5%硫代硫酸钠溶液彻底冲洗至少20分钟。就医。

眼睛接触： 立即提起眼睑，用大量流动清水或生理盐水彻底冲洗至少15分钟。就医。

吸入： 迅速脱离现场至空气新鲜处。保持呼吸道通畅。如呼吸困难，给输氧。呼吸心跳停止时，立即进行人工呼吸（勿用口对口）和胸外心脏按压术。给吸入亚硝酸异戊酯，就医。

食入： 饮足量温水，催吐。用1:5000高锰酸钾或5%硫代硫酸钠溶液洗胃。就医。

危险特性：易燃，其蒸气与空气可形成爆炸性混合物，遇明火、高热能引起燃烧爆炸。长期放置则因水分而聚合，聚合物本身有自催化作用，可引起爆炸。

有害燃烧产物：氮氧化物。

灭火方法：切断气源。若不能切断气源，则不允许熄灭泄漏处的火焰。消防人员必须穿戴全身专用防护服，佩戴氧气呼吸器，在安全距离以外或有防护措施处操作。灭火剂：干粉、抗溶性泡沫、二氧化碳。用水灭火无效，但须用水保持火场容器冷却。用雾状水驱散蒸气。

应急处理：迅速撤离泄漏污染区人员至安全区，并立即隔离150m，严格限制出入。切断火源。建议应急处理人员戴自给正压式呼吸器，穿防毒服。尽可能切断泄漏源。合理通风，加速扩散。喷雾状水稀释、溶解。构筑围堤或挖坑收容产生的大量废水。如有可能，应考虑将其引燃，以排除毒性气体的积聚。或将残余气或漏出气用排风机送至水洗塔或与塔相连的通风橱内。漏气容器要妥善处理，修复、检验后再用。

为什么H化物中的非金属元素一定是最低价态啊

非金属元素与金属元素的根本区别在于原子的价电子层结构不同。多数金属元素的最外电子层上只有1、2个s 电子，而非金属元素比较复杂。H、He 有1、2个电子，He 以外的希有气体的价电子层结构为 ns 2 np 6 ，共有8个电子，第IIIA族到VIIA族元素的价电子层结构为ns2sp1-5 ，即有3—7个价电子。金属元素的价电子少，它们倾向于失去这些电子；而非金属元素的价电子多，它们倾向于得到电子。

在单质结构上，金属的特点是以金属键形成球状紧密堆积，既没有饱和性又没有方向性，所以金属具有光泽、延展性、导电和导热等通性。非金属单质大都是由2或2个以上的原子以共价键相结合的，分子中的键既有饱和性又有方向性。如以N代表非金属元素在周期表中的族数，则该元素在单质分子中的共价数等于8-N 。对于H则为2-N。

希有气体的共价数等于 8-7 ＝ 0 ，其结构单元为单原了分子。这些单原子分子借范德华引力结合成分子型晶体。

策VIIA族，卤素原子的共价等于8-7＝1。每两个原子以一个共价键形成双原子分子，然后获范德华力形成分子型属体。H的共价为2-1＝1，也属于同一类型。

第VIA族的氧、硫、硒等元素的共价数为 8-6＝2。第VA族的氮、磷、砷等元素的共价为8-5＝3。在这两族元素中处于第2周期的氧和氮，由于内层只有1电子，每两个原子之间除了形成σ键外，还可以形成p-pπ键，所以它们的单质为多重键组成的双原于分子。第3、4周期的非金属元素如S、Se、P、As等，则因内层电子较多，最外层的 p 电子云难于重叠为p-pπ键，而倾向于形成尽可能多的σ单键，所以它们的单质往往是由一些原子以共价单键形成的多原于分子，然后由这些分了形成分子型晶体。

第IVA族，碳族的共价为8-4＝4，这一族的非金属C和Si的单质基本上属于原于晶体。在这些晶体中，原子通过由 sp 3 杂化轨道所形成的共价单键而结合成庞大的分子。

非金属元素按其单质的结构和性质大致可以分成三类。第一类是小分子物质，如单原子分子的希有气体及双原子分子的 X2(卤素)、O2、N2及H2等。在通常状况下，它们是气体。其固体为分子型晶体，熔点、沸点都很低。第二类为多原子分子物质，如S8、P4 和As4等。在通常状况下，它们是固体，为分子型晶体，熔点、沸点都很高，且不容易挥发。第三类为大分子物质，如金刚石、晶态硅和硼等都系原子型晶体，熔点、沸点都很高，且不容易挥发。在大分子物质中还有一类过渡型晶体，如石墨，它也是由无数的原于结合而成的巨大分子，但键型复杂，晶体属于层型。

总之，绝大多数非金属单质不是分子型晶体就是原子型晶体，所以它们的熔点或沸点的差别都较大。

非金属元素和金属元素的区别，还反映在生成化合物的性质上。例如金属元素一般都易形成阳离子，而非金属元素容易形成单原子或多原子阴离子。在常见的非金属元素中， F、Cl、Br、O、P、S较活泼，而N、B、C、Si在常温下不活泼。活泼的非金属容易与金属元素形成卤化物、氧化物、硫化物、氢化物或含氧酸盐等等。非金属元素彼此之间也可以形成卤化物、氧化物、氮化物、无氧酸和含氧酸等。绝大部分非金属氧化物显酸性，能与强碱作用。准金属的氧化物既与强酸又与强碱作用而显两性。大部分非金属单质不与水作用，卤素仅部分地与水反应，碳、磷、硫、碘等被浓硝或浓硫酸所氧化。有不少非金属单质在碱性水溶液中发生歧化反应，或者与强碱反应，但非歧化反应。例如：

3C12 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

4P + 3NaOH + 3H2O ＝ 3NaH2PO2 + PH3

Si +2NaOH + H2O ＝ Na2SiO3 + 2H2

2B + 2NaOH + 2H2O ＝ 2NaBO2 + 3H2

碳、氮、氧、氟等单质无此反应。

关于卤化物、氧化物、硫化物在元素各论中都有所叙述。下面仅就分子型氢化物、含氧酸及其盐的某些性质加以归纳和小纳。

铂化合价

锡可氧化至二价锡和较稳定的四价锡。二价锡是两性的，在酸中，可形成 [SnX?]?离子，X为F?,Cl?等；在碱中，会形成[Sn(OH)?]?等离子。

四价锡也是两性的，在酸中，可形成 [SnX?]?离子，X为F?,Cl?等；在碱中，会形成[Sn(OH)6]?, [SnO3]?等离子。四价锡的溶液都倾向水解出SnO沉淀。

铅在化合物中以+2和+4价存在，无机铅化合物中最稳定的价态是+2价。常见的铅化合物有氯化铅、碱式碳酸铅、硝酸铅、乙酸铅等。二价铅离子在溶液中是无色的。

铂的化合物是+4价。在镍和铜矿中，铂系金属会以硫化物（如(Pt,Pd)S）、碲化物（如PtBiTe）、锑化物（PdSb）和砷化物的形态出现，并且也会与镍或铜形成合金。砷铂矿石（砷化铂）也是此金属的主要矿源，出现在镍矿当中。

常见金的氧化态包括+1（一价金）及+3（三价金）。溶液中的金离子可以容易地被还原及沉淀成为金单质，方法是透过加入其他金属作还原剂。所加入的金属被氧化成为金属离子后溶于水中，而金离子被还原为0价后形成沉淀。

扩展资料：

锡和铅都是炭疽元素，碳族元素是元素周期表的ⅣA族元素（IUPAC新规定：14族），位于硼族元素和氮族元素之间，包括的元素有碳（C）、?硅（Si）、锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）、?（Fl）。

这一族元素在化合物中一般可以呈现+4，+2等化合价，他们的原子最外层都有4个电子。最高正价都是+4价。

铂和金都是贵金属。贵金属主要指金、银和铂族金属（钌、铑、钯、锇、铱、铂）等8种金属元素。贵金属的特点就是化学性质稳定，密度大（10.4~22.4），熔点高（916~3000℃），化学性质稳定，难于被腐蚀。

铂和金的电离势高，难以失掉外层电子成正离子，也不易承受电子成阴离子，其化学性质安稳，与其他元素的亲和力弱小，因而，在自然界多呈元素状况存在。

金和铂具有亲硫性，常与硫化物如黄铁矿、毒砂、方铅矿、辉锑矿等亲近共生;易与亲硫的银、铜等元素构成金属互化物；金和铂具有亲铁性，陨铁中含金（1150×10-12）比一般岩石高3个数量级，金常常与亲铁的铂族元素构成金属互化物。

金和铂还具有亲铜性，它在元素周期表中，占有着亲铜和亲铁元素之间的边际方位，与铜、银归于同一副族，但在复原地质环境下，金和铂的地球化学行为与相邻元素类似，体现了更强的亲铁性，铜、银多富集于硫化物相内。

百度百科——锡

百度百科——铅

百度百科——铂

百度百科——金

化工原料中的sc表示什么

1879年，瑞典的化学教授尼尔森（L.F.Nilson, 1840~1899）和克莱夫（P.T.Cleve, 1840~1905）差不多同时在稀有的矿物硅铍钇矿和黑稀金矿中找到了一种新元素。他们给这一元素定名为"Scandium"（钪），钪就是门捷列夫当初所预言的"类硼"元素。他们的发现再次证明了元素周期律的正确性和门捷列夫的远见卓识。 ?

钪比起钇和镧系元素来，由于离子半径特别小，氢氧化物的碱性也特别弱，因此，钪和稀土元素混在一起时，用氨（或极稀的碱）处理，钪将首先析出，故应用"分级沉淀"法可比较容易地把它从稀土元素中分离出来。另一种方法是利用硝酸盐的分极分解进行分离，由于硝酸钪最容易分解，从而达到分离的目的。 ?

用电解的方法可制得金属钪，在炼钪时将ScCl3、KCl、LiCl共熔，以熔融的锌为阴极电解之，使钪在锌极上析出，然后将锌蒸去可得金属钪。另外，在加工矿石生产铀、钍和镧系元素时易回收钪。钨、锡矿中综合回收伴生的钪也是钪的重要来源之一。 钪在化合物中主要呈3价态，在空气中容易氧化成Sc2O3而失去金属光泽变成暗灰色。 ?

钪能与热水作用放出氢，也易溶于酸，是一种强还原剂。钪的氧化物及氢氧化物只显碱性，但其盐灰几乎不能水解。钪的氯化物为白色结晶，易溶于水并能在空气中潮解Ｔ谝苯鸸ひ抵校?殖Ｓ糜谥圃旌辖穑ê辖鸬奶砑蛹粒?愿纳坪辖鸬那慷取⒂捕群湍腿群托阅堋Ｈ纾?谔?屑尤肷倭康念郑?上灾?纳浦?男阅埽?倭康念旨尤肼林校?筛纳破淝慷群湍腿刃浴Ｔ诘缱庸ひ抵校?挚捎米鞲髦职氲继迤骷?珙值难橇蛩嵫卧诎氲继逯械挠τ靡岩?鹆斯?谕獾淖⒁猓?值奶?跆逶诩扑慊?判局幸财挠星巴尽Ｔ诨?Чひ瞪希?妙只?衔镒骶凭?亚饧巴阉?粒蚁┖陀梅涎嗡嵘?仁钡母咝Т呋?痢Ｔ诓ＡЧひ抵校?梢灾圃旌?值奶刂植ＡАＴ诘绻庠垂ひ抵校?趾湍浦瞥傻念帜频疲?哂行?矢吆凸馍?挠诺恪?

元素名称：钪

元素原子量：44.96

体积弹性模量：GPa

56.6

原子化焓：kJ /mol @25℃

343

热容：J /（mol· K）

25.52

导电性：10^6/(cm ·Ω )

0.0177

导热系数：W/（m·K）

15.8

汽化热:(千焦/摩尔)

314.20

熔化热:(千焦/摩尔)

14.10

元素在宇宙中的含量:(ppm)

0.03

元素类型：金属

发现人：尼尔森 发现年代：1876年

发现过程：

1876年，瑞典的尼尔森，在研究黑稀金矿时，发现了钪。

元素描述：

银白色金属，质软。密度2.9890克/厘米3。熔点1541℃。沸点2831℃。常见化合价+3。第一电离能为6.54电子伏特。易溶于水，可与热水作用，在空气中容易变暗。

元素来源：

从钨矿、锡石及含有其他稀土的矿石中回收制得，主要矿物为钪钇石，极稀少。

元素用途：

可以制造特种玻璃和合金等。它的化合物和氧化钪可用来作催化剂。

元素辅助资料：

在镱土发现后第二年，1879年瑞典化学家尼尔森从镱土中分离出一个新的土，称为钪土（scandia），元素名称是scandium，元素符号为Sc。

瑞典化学家克利夫在研究了钪的一些性质后，指出它就是门捷列夫根据元素周期律预言的类硼。

随着钪以及其他一些稀土元素的发现，完成了发现稀土元素第三阶段的另一半。

元素符号： Sc 英文名： Scandium 中文名： 钪

相对原子质量： 44.9559 常见化合价： +3 电负性： 1.36

外围电子排布： 3d1 4s2 核外电子排布： 2,8,9,2

同位素及放射线： Sc-44[3.92h] Sc-45 Sc-46[83.81d] Sc-46m[18.72s] Sc-47[3.34d] Sc-48[43.67h] Sc-49[57.3m]

电子亲合和能： -70 KJ·mol-1

第一电离能： 633.1 KJ·mol-1 第二电离能： 1235 KJ·mol-1 第三电离能： 2388 KJ·mol-1

单质密度： 2.989 g/cm3 单质熔点： 1539.0 ℃ 单质沸点： 2832.0 ℃

原子半径： 2.09 埃 离子半径： 0.75(+3) 埃 共价半径： 1.44 埃

常见化合物： Sc2O3

发现人： 尼尔森 时间： 1879 地点： 瑞典

名称由来：

拉丁文：Scandia（氧化钪），Scandinavia（斯堪的纳维亚）。

元素描述：

十分柔软的银白色金属，是地壳中勘探含量第八（百万分之5.0）的稀土元素。

元素来源：

主要存在于thortveitile（含34%钪）和杂铌矿等矿物中，也存在于锡矿和钨矿里。纯钪作为精炼铀过程中的副产品而获得。

元素用途：

钪金属可用于航空航天，氧化钪可用于制造高亮度电灯。用碘化钪制造的电灯光线非常类似天然日光。