三氧化硫大π键【化学竞赛吧】_百度贴吧
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应该是π46（没法角标。。），硫取sp2杂化，三个sp2杂化轨道分别与三个氧形成σ键，空余一个3p轨道（含一个孤对电子）用于形成π键。一个氧2p轨道分别含电子2 2 0，其中0孤对电子的轨道和硫的含有2个孤对电子的3p轨道形成σ键。用于形成π键的p轨道内有2电子。还有2个氧的2p轨道分别含2 1 1个电子，其中含一个孤对电子的p轨道参加形成σ键，另外两个2p轨道分别含2 1个电子。为什么是含1电子的p轨道参与形成π键而不是含2电子的π键？？？
高手求解啊
首先单电子比成对电子更不稳定，更优先形成π键。然后其实没这么麻烦，这个SO3是对称的，那三个硫氧键都是一样的，每个硫氧键都是硫氧各出一个电子。然后硫剩三个，每个氧各出一个电子。一共六个。
用什么形成派键与物质有关 不同的不一样噢 NO2单电子未成派键ClO2单电子参与派键形成 所以二氧化氮能二聚二氧化氯不能二聚 这要依情况而定
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进出口危险化学品检验规程 三氧化硫（可编辑）
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进出口危险化学品检验规程 三氧化硫（可编辑）
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3秒自动关闭窗口谁能帮忙解释一下三氧化硫的成键方式？_百度知道
谁能帮忙解释一下三氧化硫的成键方式？
根据VSEPR理论计算可知S是SP2杂化，平面三角形结构，只想问问在SP2轨道上有一个成对电子，这样如何与氧成键？有些人说是另一个氧提供了空P轨道而与S形成配位化合物，那氧原子上的空P轨道是从哪里来的？还有人说是一个π4 6 的共轭体系，每个氧原子提供一个单电...
根据VSEPR理论, SO3 AX3E0，可知S是sp2杂化，平面三角形结构。3个SP2轨道上有2个单电子（分别和两个氧（为方便不妨假定为A和B）形成2个sigma键）和一个孤对电子，这个sp2孤对，和第3个氧形成配键。硫还有另外一个孤对，在未杂化的p轨道上，这个p轨道和sp2平面垂直，这个p孤对，和氧A的一个单p电子和氧B的一个单p电子，形成π4 6 的共轭体系，可知，这个体系是垂直于sp2平面的。希望你能明白。现在开始解释你的一些问题：1、有些人说是另一个氧提供了空P轨道而与S形成配位化合物，那氧原子上的空P轨道是从哪里来的？氧的电子构型是2s(2)2p(2)2p(1)2p(1)，在成键的过程中，变成了2s(2)2p(2)2p(2)2p(0)，这样就有一个空的p轨道了，接受硫的sp2的那个孤对电子。2、还有人说是一个π4 6 的共轭体系，每个氧原子提供一个单电子参与共轭，还有S提供三个电子，究竟是怎样提供的？毕竟S发生了SP2杂化以后，未参与杂化的P轨道与剩下的那个所谓的未成键电子并不是在同一平面内，怎样形成共轭体系呢？我想在上面，我已经解释的很清楚了。各种化学理论，都有一定的适用范围。杂化轨道理论+大π键共轭体系，对于SO3的π4 6解释，就是这样的。但是，这个组合理论，不能解释为什么三个S-O键的键长相同！因为根据这个理论，S和氧A氧B的距离是相等的，而和氧C的距离是不同的，因为键的类型不同！3、硫原子中一个3P电子激发到3d轨道上去，然后再发生SP2杂化，这样可能吗？或者说是有空的3d轨道参与配位，不过那样就不是平面三角形了。总之猜测三氧化硫的成键与S的3d轨道有关。首先，现在无机化学上普遍接受的一个观点就是，硫的3d轨道确实参与成键了，因为现在硫周围有2(配键) + 6(大π) + 2(S-O单键) + 2(S-O单键) = 12 个电子，但3s3p最多8个，于是有4个电子在3d轨道。但并没有人去深究一下（也许有，我不知道），我觉得有两个原因（1）杂化轨道的精髓在于将电子配成对，注重的主要是共价键的饱和性、杂化后的轨道的等价性方向性和元素的最大成键能力，比如碳元素，外层4个电子，通过杂化就可以形成4个键；硫元素，sp3d2 最多可以形成6个键。元素最外围是否8个电子（含外来电子），杂化理论其实不在乎；（2）还有一种更简单的解释方法，可以使得SO3中的硫还保持8个电子。做法如下：还是sp2杂化的S和对应的3个氧ABC，先画S--&O(氧C原子)配键 （于是硫周围有2个电子了），然后S=O(氧A原子)双键和S-O(氧B原子)单键 （于是此时硫周围有8个电子了！），最后在硫上写个正电荷，在氧B原子上加个负电荷。这样画，硫周围就真的只有8个电子了。由于氧ABC轮换对称，所以三个氧等价，S-O距离相同。这种做法，有机化学上常用，这样符合8禺律，也很简明。如我所言，化学理论不是万能的，或多或少，都有例外或缺陷的，比如实际存在的CH5(+)离子，就只能用分子轨道理论来解释，但是这个理论依靠大量的复杂的计算，对于复杂的分子或者重元素，计算结果的误差太大，不实用，也不简单。还有不明白的地方，请继续提问。
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用元素符号或化学式填空：（1）3个硫原子______，（2）四个亚铁离子______，（3）8个水分子______，（4） （1）原子的表示方法就是用元素符号来表示一个原子，表示多个该原子，就在其元素符号前加上相应的数字．所以3个硫原子，就可表示为：3S；（2）根据离子的表示方法：在表示该离子的元素符号右上角，标出该离子所带的正负电荷数，数字在前，正负符号在后，带1个电荷时，1要省略．若表示多个该离子，就在其元素符号前加上相应的数字；因此四个亚铁离子表示为4Fe2+．（3）由分子的表示方法，正确书写物质的化学式，表示多个该分子，就在其化学式前加上相应的数字，则8个水分子可表示为：8H2O．（4）离子的表示方法：在表示该离子的元素符号右上角，标出该离子所带的正负电荷数，数字在前，正负符号在后，带1个电荷时，1要省略．表示多个离子在离子符号前面加数字，故n个硫酸根离子符号为：nSO42-故答案为：（1）3S（2）4Fe2+（3）8H2O（4）nSO42-
用恰当的化学符号表示：（1）2个银原子______ （2）3个水分子______ ... （1）根据原子的表示方法：用元素符号来表示一个原子，表示多个该原子，就在其元素符号前加上相应的数字．因此2个银原子表示为：2Ag； （2）根据分子的表示方法：正确书写物质的化学式，表示多个该分子，就在其化学式前加上相应的数字，因此3个水分子表示为：3H2O；（3）由离子的表示方法，在表示该离子的元素符号右上角，标出该离子所带的正负电荷数，数字在前，正负符号在后，带1个电荷时，1要省略．若表示多个该离子，就在其离子符号前加上相应的数字，故4个硫酸根离子可表示为：4SO42-．（4）氦是稀有气体元素，由稀有气体元素组成的单质是单原子分子，所以氦气的化学式就是表示氦元素的元素符号，即：He．（5）氢氧化钠是由显+1价的钠元素和显-1价的氢氧根组成的，根据化合价原则，其化学式可表示为：NaOH；（6）离子的表示方法：在表示该离子的元素符号右上角，标出该离子所带的正负电荷数，数字在前，正负符号在后，带1个电荷时，1要省略．表示多个离子在离子符号前面加数字，故3个镁离子符号为：3Mg2+；（7）氧气属于气态非金属单质，在元素符号的右下角写上表示分子中所含原子数的数字，其化学式为：O2．（8）元素化合价的表示方法：确定出化合物中所要标出的元素的化合价，然后在其化学式该元素的上方用正负号和数字表示，正负号在前，数字在后，所以氧化铝中正三价的铝元素，故可表示为：+3Al2O3；（9）氯化亚铁是由显+2价的铁元素和显-1价的氯元素组成的，根据化合价原则，其化学式可表示为：FeCl2；（10）硫化钠是由显+1价的钠元素和显-2价的硫元素组成的，根据化合价原则，其化学式可表示为：Na2S；（11）根据化合物的读法，四氧化三铁可表示为：Fe3O4；（12）碳酸钠是由显+1价的钠元素和显-2价的碳酸根组成的，根据化合价原则，其化学式可表示为：Na2CO3；（13）硝酸钡是由显+2价的钡元素和显-1价的硝酸根组成的，根据化合价原则，其化学式可表示为：Ba（NO3）2；（14）氯化铵是由显+1价的铵根和I型安-1价的氯元素组成的，根据化合价原则，其化学式可表示为：NH4Cl；故答案为：（1）2Ag；（2）3H2O；（3）4SO42-；（4）He；（5）NaOH；（6）3Mg2+；（7）O2；（8）+3Al2O3；（9）FeCl2；（10）Na2S；（11）Fe3O4；（12）Na2CO3；（13）Ba（NO3）2；（14）NH4Cl．
下列符号中“3”所表示的含义错误的是（　　）A．3H2O：三个水分子B．SO3：三氧化硫中含有三个氧原子C．3 A、标在分子符号前面的数字表示分子的个数，3H2O中的“3”表示水分子的个数为3，故选项说法正确．．B、标在化学式中元素右下角的数字表示一个分子中所含原子的数目，SO3中的“3”表示1个三氧化硫分子中含有3个氧原子，故选项说法错误．C、标在元素符号前面的数字表示原子的个数，3C中的“3”表示表示碳原子的个数为3，故选项说法正确．D、标在元素符号右上角的数字表示离子所带电荷数，Al3+中的“3”表示一个铝离子带有3个单位的正电荷，故选项说法正确．故选：B．
一个ATP分子彻底水解为什么需要消耗3个水分子 因为ATP 的结构简式是A-p~p~p其中p指的是磷酸而ATP水解是脱去一个p 即 ATP→ADP+pi+能量脱去一个p 就会少一个水所以ATP彻底水解 即三个磷酸皆脱去 就有3个水
三个水分子，化学符号 三个水分子表示为 3H2O
化学，这个可以说3个水分子吗? 3后面的就是水分子形式，分开的话就是氢气和氧原子，所以可以这么叫，姐是学化学出生的，有问题可随时问
用化学用语填空：（1）3个水分子______，（2）两个硫酸根离子______ （1）根据分子的表示方法：正确书写物质的化学式，表示多个该分子，就在其化学式前加上相应的数字，因此3个水分子表示为：3H2O；（2）离子的表示方法：在表示该离子的元素符号右上角，标出该离子所带的正负电荷数，数字在前，正负符号在后，带1个电荷时，1要省略，若表示多个该离子，就在其元素符号前加上相应的数字，两个硫酸根离子表示为2SO42-；故答案为：（1）3H2O；（2）2SO42-；
用数字和化学符号填空：①3个水分子 &nbsp... （1）3H 2 O （2）2S （3） （4）Ca 2+ （5）Hg （6）C 试题分析：化学符号周围数字的含义：前面的数字表示微粒个数；右下角的数字表示每个微粒中所含原子个数；右上角的数字表示每个粒子所带的电荷数；正上方的数字表示元素的化合价。所以：3个水分子为3H 2 O，2个硫原子：2S，正3价的铝元素： ，钙离子：Ca 2+ ，常温下呈液体的金属单质：Hg，天然存在的最硬物质：C。
能说3个水分子是由6个氢原子和3个氧原子构成的吗 10分这样说虽然不错，但不建议这样描述。正确的描述是：每个水分子由两个氢原子和一个氧原子构成正如：每个正常人有两只手5个人10只手意义不同
用化学符号表示：两个碳原子______三个水分子______四个氮分子______一个二氧化硫分子______三个氢原子__ 碳、硫、磷等非金属固体的化学式用元素符号表示，表示粒子个数的数字写在粒子符号的前面，因此两个碳原子表示为2C．1个水分子由2个氢原子和1个氧原子构成，一个水分子就表示为H 2 O，表示粒子个数的数字写在粒子符号的前面，因此3个水分子表示为3H 2 O．双原子分子构成的气体单质的化学式是在元素符号右下角标注数字2，1个氮气分子表示为N 2 ，表示粒子个数的数字写在粒子符号的前面，因此4个氮分子表示为4N 2 ．金属单质的化学式用元素符号表示，表示粒子个数的数字写在粒子符号的前面，因此1个钠原子表示为Na，2个铁原子表示为2Fe．稀有气体单质的分子由1个原子构成，其化学式用元素符号表示，表示粒子个数的数字写在粒子符号的前面，因此2个氖分子表示为2Ne．故答案为：2C、3H 2 O、4N 2 、SO 2 、3H、Na、2Fe、2Ne．当前位置： >>
第十二章p区元素
第十二章p区元素选述? 除He以外，价层电子构型为ns2np1~6。 ? 从上到下金属性增强，非金属性减弱。 ? 绝大多数具有多种氧化态，正氧化态彼此之间 差值一般为2。 ? 最高氧化态等于该元素原子最外层电子数目。 ? 第ⅢA ~ⅤA族，从上到下低正氧化态化合物 的稳定性增强，高正氧化态化合物的稳定性减 弱。-------惰性电子对效应12―1 卤素12-1-1 卤素的通性元素价电子构型 主要氧化数F2s22p5 －1Cl3s23p5-1, +1, +3， +5，+7 －101.0 －34.0 99 1255.7 －349 3.14 +1.36Br4s24p5I5s25p5－218.6 熔点/℃ －188.1 沸点/℃ 72 共价半径/pm第一电离能/ （kJ? -1） mol 电子亲合能/ （kJ? -1） mol-1, +1, +3, -1, +1, +3， +5，+7 +5，+7 113.6 －7.25 59.5 182.2 114 133 1142.7 －325 2.96 +1.065 1008.7 －295 2.66 +0.5351680.6 －328 4.00 +2.87电负性 E?(X2/X-)/V卤素单质的颜色浅黄黄绿红棕紫黑卤素的溶解性● 易溶于有机溶剂. ● 水中溶解度较小. ● 有I－存在时, I2的溶解度增大.I2 + I == I3－－（ I2+KI+乙醇=碘酒 ）I2溶液的颜色CCl4 紫H2O 乙醇 淀粉+KI 黄 红棕 蓝卤素单质的化学性质卤素单质具有强氧化性, 氧化能力F2 & Cl2 & Br2 & I21．卤素与水的作用(氟激烈，其余微弱) 2F2+2H2O = 4HF + O2 常温下Cl2、Br2、I2在水中发生微弱歧化反应： X2 + H2O = HX + HXO 3X2 + H2O = 5HX + HXO3 (1) (2)Cl2以(1)式为主，Br2、I2以(2)式为主，加碱可使上述反应平衡向右移动。2 与金属的反应? F2 + 所有金属 → 高价氟化物其中与Cu、Ni、Mg作用表面生成氟化物致密保护膜而终止反应? Cl2 + 金属 → 高价氯化物其中干燥的Cl2不与Fe反应（但Fe 可在Cl2燃烧生 成FeCl3）视频: Fe 在Cl2中燃烧? Br2、I2在常温下可以和活泼金属作用，与其它金属的反应则需要加热3 与非金属反应? 除氧、氮、氦、氖外, F2 + 非金属元素 →高价化合物 ? Cl2 + 大多数非金属 →氯化物 但作用程度不如氟剧烈。 ? Br2、I2也可与许多非金属作用，反应不如F2、Cl2 剧烈，一般多形成低价化合物。卤素之间能发生置换反应:Cl2 + 2Br－ = 2Cl － + Br2我国四川井盐卤水中含碘 0.5 ~0.7g? -3， dm 可通入氯气制碘，但氯气不可过量。12-1-2 卤化氢和氢卤酸卤化氢均为无色、刺激性气体，性质按照HF、HCl、HBr、HI的次序呈规律性变化，其中HF又有许多特殊性。 熔、沸点 HCl＜HBr＜HI，HF反常键 能热稳定性HF＞HCl＞HBr＞HIHF＞HCl＞HBr＞HI分子极性还原性 酸 性HF＞HCl＞HBr＞HIHF＜HCl＜HBr＜HI HCl＜HBr＜HI，HF为弱酸HF具有强腐蚀性: 视频 SiO2(s) + 4HF(aq) = SiF4(g) + 2H2O(l) ?rGm? = -12.0kJ/mol因此，盛装氢氟酸不能用玻璃瓶，而要用塑料瓶。可用氢氟酸来刻蚀玻璃，或溶解硅酸盐矿物。12-1-3 卤化物 1.卤化物的晶体类型与熔、沸点非金属卤化物―共价型卤化物，熔、沸点低。 金属卤化物离子型 过渡型 共价型 熔、沸点较高 熔、沸点较低一般说来，电负性相差很大，或离子极化作用 很小时，为离子型；电负性相差不大，或离子极 化作用很大时，为共价型；二者之间为过渡型。碱金属（除锂外） 碱土金属(除铍外) 高价金属卤化物卤化物属于离子型卤化物 多为共价型或过渡型卤化物如TiCl4, FeCl3, AlCl3 对于同一金属而言, 氟化物多为离子型 如AgF 碘化物多为共价型 如AgI2．卤化物的主要化学性质 （1）水解反应高价金属卤化物绝大部分水解生成碱式盐或氢氧化物 和氢卤酸：SnCl2 + H2O = Sn(OH)Cl(s) + HCl SbCl3 + H2O = SbOCl(s) + 2HCl BiCl3 + H2O = BiOCl(s) + 2HCl GeCl4 + 4H2O = Ge(OH)4 + 4HCl加酸能抑制水解。 有些金属氯化物可完全水解，并产生沉淀，欲配制它 们的澄清溶液，只能将它们溶于浓盐酸，再用水稀释至所 需浓度。许多非金属卤化物都能完全水解生成氢卤酸和含氧酸。 例如：用作 烟幕弹BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HCl PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl在潮湿的空气中也能因水解而冒烟 ，必须密封保存。（2）卤离子的配位性 Fe3++ 6F- = FeF63Fe3++ 4Cl- = FeCl4Hg2+ +2 I-(适量) = HgI2↓（卤离子半径小的配位数大）+2I- (过量)[HgI4]2+Au + 4HCl + HNO3 = H[AuCl4] + NO + 2H2O3. 氟化物的特殊性（1）金属氟化物比金属的其它卤化物具有更高的熔、 沸点。 （2）活泼金属氟化物往往难溶于水, 而不活泼金属氟化 物往往易溶于水。 （3）氟离子易与氧化数高、半径小的阳离子形成配位 数高、稳定性大的配离子，但与半径大的阳离子往往难以 形成稳定的配离子，其它卤离子形成配离子的情况则与氟 离子有很大不同。 例如， Al3+、Fe3+与F－、 Cl－形成配离子的配位数与稳定性 但[HgF4]2-的稳定性却比其它卤离子形成的[HgX4]2-低 得多。12-1-4F HFO ― ― ―卤素的含氧酸及其盐Cl HClO HClO2 HClO3 HClO4 Br I HBrO HIO HBrO2 HIO2 HBrO3 HIO3 HBrO4 HIO4、H5IO6卤酸根 三角锥形次卤酸 亚卤酸 卤酸 高卤酸含氧酸根离子结构亚卤酸根 V字形 高卤酸根 四面体形（IO65- 例外）除IO65-外，卤原子全部采用sp3杂化。1．通性(1)酸性HOCl酸 性 增 强HOBrHBrO2 HBrO3HOIHIO2 HIO3≈HClO2 HClO3HClO4HBrO4酸性增强HIO4X的电荷越高，半径越小，O―H键越弱，酸性越强。(2)氧化性
① 在酸性溶液中氧化性较强，在碱性溶液中氧化性下降； ② 许多中间氧化态物质能够发生歧化反应。2．重要的卤素含氧酸及其盐（1）次卤酸及其盐①次卤酸为弱酸，其碱金属盐易水解显碱性。 ②次卤酸不稳定，且有HClO＞HBrO＞ HIO。其分 解方式基本有两种： 2HXO = 2H+ + 2X- + O2（光照或适当催化剂 ）3HXO = 3H+ + 2X- + XO3- （加热）次卤酸盐中比较重要的是次氯酸盐。将氯气与干 燥的熟石灰作用，生成漂白粉。3Ca(OH)2 + 2Cl2 = Ca(ClO)2 + CaCl2? Ca(OH)2? 2O + H2O H漂白粉的有效成分是次氯酸钙，其强杀菌能力源 于ClO-的强氧化性。 漂白粉用于消毒剂已有100多年的历史，价格便 宜，杀菌谱广，现仍用于饮水、污水、排泄物及其污 染环境消毒，但不适宜对衣服、纺织品、金属品和家 具进行消毒。（2）卤酸及其盐① HClO3、HBrO3是强酸，其中 HClO3的酸性更强些，HIO3是中强酸。 ②卤酸都不稳定，且有 HClO3＜ HBrO3＜ HIO3，但 它们的盐比较稳定。 ③强氧化剂，其氧化能力的次序是： 溴酸(盐)＞氯酸(盐)＞碘酸(盐) 氯酸钾，制造炸药、火柴、信号弹、焰火等的原料。 加热会发生两种分解反应。 2KClO3 ========= 2KCl + 3O2↑673K 473K，MnO24KClO3 ==== 3KClO4 + KCl（3）高卤酸及其盐 ① HClO4是已知最强酸，HBrO4是强酸， H5IO6是五元中强酸 。② HClO4 和HBrO4 氧化性不显著（四面体结构对称性高，稳定性好），只有H5IO6 可作为强氧化剂，可将 Mn2+氧化成MnO4-。 ③ HClO4和HBrO4受热易分解 ，其盐比较稳定。 HClO4 常用分析试剂。HClO4溶液浓度越大越不稳定，无水HClO4在沸腾（90℃）时即分解，浓HClO4（＞ 70%）遇有机物后受撞击即发生爆炸。但当HClO4浓度低于60%后对热变得十分稳定。12-1-5无机含氧酸的氧化还原性1．含氧酸氧化还原性强弱的规律性（1）最高氧化态含氧酸在pH=0时还原为单质，E?有如下规律：① 同一周期，从左向右氧化性增强。如H2SiO4＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 ② 同一族，从上往下氧化性呈锯齿形变化。如 HNO3＞H3PO4＜H3AsO4 H2SO4＜H2SeO4＞H6TeO6HClO4＜HBrO4＞H5IO6③ 同一周期，族序相同时，主族比副族氧化性强。 如 BrO4-＞MnO4（2）同一元素的不同氧化态的含氧酸中，低氧化态含 氧酸的氧化能力较强。如 HClO~HClO2＞HClO3＞HClO4 HNO2＞HNO3（稀） H2SO3＞H2SO4（稀）2．影响含氧酸氧化能力强弱的主要因素（1）中心离子的电负性 主族元素中心原子电负性越大，氧化性越强。如HNO3＞H3PO4但有例外。（2）中心原子与氧原子之间键（R-O）的强度R-O键越强, 或必须断裂的R-O键越多，酸越稳定，氧化性越弱。如HClO2＞HClO3＞HClO4 HNO2＞HNO3（稀）H2SO3＞H2SO4（稀）卤素可做的题P2063、4、 5、7、 8、 9、10、11、12、 15、16、19、20、 23、24、29、 32、33、34、 35、37、40、44、53、62、6812-2 氧族元素12-2-1 氧族元素的通性元素价层电子构型 主要氧化数O 2s22p4-2，-1S 3s23p4Se 4s24p4Te 5s25p4-2, +2， +4，+6 119 －218.4 熔点/℃ 444.6 －182.9 沸点/℃ 66 104 共价半径/pm 999.6 第一电离能/（kJ? -1） 1314 mol-2, +2， -2, +2， +4，+6 +4，+6 217 449.5 684.9 989.8117 940.9 －195 2.4准金属137 869.3 －190 2.1准金属电子亲合能/（kJ? -1） －141 mol 3.5 电负性属性 非金属－200 2.5非金属●外层电子构型ns2np4，非金属性较强（比卤素 弱）。 ●氧与大多数金属元素形成二元离子型化合物； 硫、硒、碲与大多数金属元素形成共价化合物，少数 形成离子型化合物（如Na2S等）。 ●氧族元素与非金属元素化合均形成共价化合物。 ●氧化合时一般形成氧化数为-2的化合物。硫、硒、 碲与电负性小的元素结合时表现-2氧化态，而与电负 性大的元素结合时，可表现出+2、+4、+6氧化态，它 们的最高氧化数与族数相一致。 ●氧族元素单质的化学活泼性按O＞S＞Se＞Te的 顺序变化。
12-2-2 氧和氧的化合物1. 氧气的性质非极性分子，293K时水中溶解度为30cm3? -1，是 L水生动植物赖以生存的基础。 O2解离能较大，在常温下不活泼，仅能氧化NO、 SnCl2、H2SO3、KI等还原性强的物质。用途:视频 小白鼠高温下氧的化学性质活泼。（1） 能和大多数单质直接化合成氧化物 4Al + 3O2 = 2Al2O34P + 5O2 = P4O10S + O2 = SO2视频（2）能和大多数非金属氢化物反应 2H2S + 3O2（足量）= 2SO2 + 2H2O （3）能和低价氧化物反应 2CO + O2 = 2CO2 （4）在酸性溶液中比在碱性溶液中的氧化性大 O2 + 4H+ + 4e- ? 2H2O E? =1.229V O2 + 2H2O + 4e- ? 4OHE? =0.401V2. 臭氧（1）臭氧的分子结构O O OO O O臭氧分子中有Π34键。大π键分子轨道图：反键轨道 非键轨道 成键轨道原子轨道分子轨道臭氧大π键键级=1 O―O键键级=1.5 抗磁性，极性分子2. 臭氧的存在和性质臭氧，淡蓝色， 有鱼腥味气体。 O3在地面附近的 大气层中含量极少 , 90%集中在离地面15~ 30 km处，称为臭氧层。 臭氧层能有效地 吸收紫外线，是地球 上生命的保护伞。 视频 臭氧空洞臭氧氧化性很强，除金和铂族金属外，它能氧化所有的金属和大多数非金属。2Ag + 2O3 = Ag2O2 + 2O2它还能将I-迅速而定量地氧化成I2， O3 + 2I- + H2O = I2 + O2 + 2OH 分析化学中常利用此反应来进行臭氧的鉴定和定量分析。 臭氧作为氧化剂的优点：不易产生二次污染。 用途：空气净化，饮水消毒，棉、麻、纸张漂白， 皮毛脱臭以及废水处理等。3. 过氧化氢（1） 过氧化氢的结构 分子中有过氧链 -O―O-，非直线形，4个原子不在 一个平面上。 O原子采取sp3不等性杂化。含单电子的杂化轨道与H 的1s，另一O的sp3成σ键。其中O－O键无极性，O－H键 有极性。（2）性质 ●纯H2O2是淡蓝色粘稠状液体，极性比H2O强。 ●分子间缔合作用比H2O强，与H2O以任意比例互溶。 ●沸点151.4℃，熔点与H2O相近，为-0.89℃。 ① H2O2为二元弱酸，其K1=1.8×10-12 。 ② H2O2的不稳定性+1.229EA?O2+0.68EBE? 右&E ??O2H2O2 +1.78 H2O -0.08 - +0.87 HO2 OH +0.401左，能歧化，加热、光照或引入杂质，分解将大大加快。③ H2O2的氧化性 H2O2 + 2I- + 2H+ = I2↓+ 2H2O 2CrO2- + 3H2O2 + 2OH- = 2CrO42- + 4H2OPbS + 4H2O2 = PbSO4↓+ 4H2O（油画处理）④ H2O2的还原性2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4+K2SO4 + 8H2O +5O2↑ Ag2O + HO2- = 2Ag + OH- + O2↑ H2O2小结： 酸性介质中是强氧化剂，碱性介质中是适中还原剂， 参加反应不会引入杂质。12-2-3 硫和硫的化合物1. 单质硫常温下，斜方硫是硫的稳定单质，当加热到95.5℃时 斜方硫转变为单斜硫。95.5℃S8（斜方） ===斜方硫分子的形状S8（单斜）俯视图前视图S在空气中加热时燃烧, 生成二氧化硫，视频 O2 + S = SO2 硫在加热时也能同大多数金属、非金属反应，如Fe + S == FeS Hg + S = HgS 实验室中根据这一反应处理散落的汞。 硫能与热的浓硫酸和硝酸作用： S + 2 HNO3(浓)== H2SO4 + 2 NO S + 2H2SO4(浓)== 3SO2 + 2 H2O 硫与浓碱作用时发生歧化反应（与Br2相似）： 3 S + 6 NaOH = 2 Na2S + Na2SO3 + 3 H2O2. 硫化氢和氢硫酸（1）实验室制法少量较大量FeS + 2 HCl (稀) = H2S + FeCl2Na2S + H2SO4 (稀) = H2S + Na2SO4（2） 性质 无色气体，有臭鸡蛋味，有毒，在水中溶解度不大， 饱和溶液的浓度为0.1mol/L ，故制备时可用稀酸。 ①弱酸性 二元弱酸，K1?= 1.07×10-7 ， K2?=1.26×10-13 比醋酸和碳酸都弱。②还原性S + 2H+ + 2e = H2SE? =0.14VS + 2e = S2-E?= -0.48VH2S + I2 = S + 2H+ + 2I2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + Fe3+ = S + 2H+ + 2Fe2+ H2S + 4Br2 + 4H2O = H2SO4 + 8HBr还原性较强，应现用现配，且不能用氧化性酸。3. 金属硫化物（1）金属硫化物的颜色白 色：ZnS 黄 色：CdS SnS2橙 色：Sb2S3浅粉色：MnS 黑 色：Ag2S NiSSb2S5褐 色：SnS （有灰色、棕黑色） PbS CuS FeS Fe2S3 CoSCr2S3 HgS (有红色的)（2）金属硫化物的溶解性 比相应氧化物的溶解度小。 碱金属（包括NH4+）硫化物溶于水； 钙、锶、钡、铝、铬等的硫化物在水中发生双水解； 其余金属硫化物难溶于水。 硫化物溶解度的大小不仅与其溶度积有关，还与溶液 的酸度有关。硫化物在酸中的溶解情况难溶于稀盐酸溶于 0.3mol? -1盐酸 L溶于浓盐酸难溶于浓盐酸 溶于浓硝酸 溶于王水MnS FeS NiSZnS CoSSnS PbS Sb2S5SnS2 Sb2S3 CdSCuS Ag2S As2S3Cu2S Bi2S3 As2S5HgS Hg2S例题 欲将0.1mol ZnS固体溶解在1L盐酸溶液中，问 盐酸的最初浓度至少为多少？解：Ksp? (ZnS) = 2.5×10-22， ZnS（s） + 2 H+ = Zn2+ + H2S x-2×0.1 0.10 0.10 K? =c (Zn2+) ?c (H 2S)c (H + ) 2?c (Zn2+) ?c (H 2S) ?c (S+ 2 2_2_)?Ksp ? K a1? K a 2?c (H ) ?c (S)(0.1)2 ( x? 2?0.1)2=1.85×10-2x = 0.28 mol? -1 L(3) 金属硫化物的还原性 如 2 S2－ + O2 + 2 H2O = 2 S + 4 OH－再如，3 CuS + 2 NO3- + 8 H+ = 3 Cu2+ + 3 S + 2 NO + 4 H2O Na2S等试剂中常含有多硫化物的原因: 第一步 第二步 S2－被空气中O2氧化成S S与Na2S结合成多硫化物Na2S +（x－1）S = Na2Sx (x = 2~6)因此Na2S等试剂不宜长期保存。Na2Sx: 多硫化钠，随S原子数增大，颜色由无色→黄色 →红色（4） 金属硫化物的水解性Na2S + H2O = NaOH + NaHS2 CaS + 2 H2O = Ca(HS)2 + Ca(OH)2Ca(HS)2 + 2 H2O = H2S + Ca(OH)2某些氧化数高的金属硫化物如Al2S3，Cr2S3等在水 中将完全水解：Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2SCr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S（5）硫化物的酸碱性 元素的金属性越强，相应硫化物的碱性越强： Na2S 碱性 SnS 碱性 SnS2 酸性 As2S3 两性 Sb2S3 两性 Bi2S3 碱性 As2S5 酸性酸性硫化物或两性硫化物可溶于碱性硫化物中。如:As2S3 + 3S2- = 2AsS33SnS2 + S2- = SnS32HgS + S2- = HgS22相当于酸性氧化物和碱性氧化物的反应，但硫化物的碱性弱于相应的氧化物。4．硫的氧化物、含氧酸及其盐（1）二氧化硫、亚硫酸及其盐 ① SO2 SO2 的分子结构3s3psp2不等性杂化3pzSO2的性质SO2无色，有刺激性气味，沸点-10℃左右，分子有极性，1体积H2O可溶40体积SO2，得H2SO3。H2SO3只存在于溶液中，至今未制得H2SO3纯物质。 SO2是大气污染的元凶之一，并可导致酸雨的形成。1952年冬季，伦敦烟雾事件导致1万2千余人死亡。SO2既有氧化性，又有还原性，但以还原性为主。如SO2 + 2H2S = 3S + 2H2OVO ? ? 2? 5?? 2SO3 ? 2SO2 + O2 ? ? ? ?SO2的漂白作用SO2溶于H2O后生成H2SO3，可以与有机色素加成，生成无色有机物。视频杭州市日、3月12日食品安全检测结果 序号 商品名称 检测地点 经开区农贸市场 经开区农贸市场 经开区农贸市场 智格农贸市场 智格农贸市场 智格农贸市场 智格农贸市场 检测项目 二氧化硫 二氧化硫 二氧化硫 二氧化硫 二氧化硫 二氧化硫 二氧化硫 检测结果 不合格 不合格 不合格 不合格 不合格 不合格 不合格 不合格3 5 6生姜 去皮芋艿 水发笋 生姜 生姜 生姜 生姜 银耳1418 21 23 28天天物美商业公司 二氧化硫② H2SO3 及其盐 二元中强酸，K1?= 1.29×10-2 ， K2?=6.17×10-8氧化-还原性SO SO240.17H 2 SO3 SO230.45S S24?0.93?0.66从元素电势图上看，H2SO3在酸、碱中均可歧化 。如3H2SO3 = 2H2SO4 + S + H2O亚硫酸及其盐在空气中就能被氧化：2H2SO3 + O2 = 2H2SO4（很慢） 2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4（快）亚硫酸及其盐也能被碘能被氧化： I2 + H2SO3 + H2O = H2SO4 + 2HI还原性强弱次序： 亚硫酸盐＞亚硫酸＞SO2 亚硫酸及其盐只有遇到强还原剂时才表现出氧化性。 如 H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O（2）三氧化硫、硫酸及其盐① SO3中心S原子采 取sp2不等性杂 6 化，有 大π 4 键。OS?O S Osp2pO纯SO3，无色、易挥发固体，熔点16.8℃，沸点45℃。易与水化合，生成硫酸同时放出大量的热。为酸性氧化物，与碱或碱性氧化物反应得到相应的盐。氧化性很强，在高温时能氧化一些金属和非金属，如5SO3 + 2P = 5SO2 + P2O5 SO3 + 2KI = K2SO3 + I2② 硫酸 a. 结构硫原子采取不等性sp3杂化：3s 3psp3不等性杂化其中单电子的杂化轨道与－OH 中的氧成σ键；含孤对电子的sp3杂 HO―S― OH 化轨道向氧原子配位，形成σ配位键：E ：： O：： OE氧原子2s22px22py12pz1重排接受s原子sp3杂化轨道的孤对电子2s22px02py22pz2E ：： OS：： OE氧原子中的2px、2py轨道分别与硫原子中的 3dxy、3dxz轨道对称性一致，因此氧提供电子对 进入硫的空轨道，形成d-pπ配键。3d2pd-pπ配键是含氧酸中常见的键型。这个键的强度很 弱（为什么？），两个才相当于一个单键，故S和O之 间相当于双键。b．硫酸为高沸点酸 分子间有氢键，沸点611K，常温下为无色油状液体。 c．吸水性和脱水性 硫酸与水分子之间能形成较强的 氢键，因此会放出大量的热，若不小 心将水倾入浓硫酸中，将会产生剧热 而爆炸！ 浓硫酸是工业上和实验室中最常用 的干燥剂，用以干燥氯气、氢气、二 氧化碳等气体。浓硫酸还能从一些有机物如蔗糖、布、纸中夺取与 水分子组成相当的氢和氧，使有机物炭化。C12H22O11(s) → 12C(s) + 11H2O 蔗糖脱水 视频d．强酸性 第一级完全电离，第二级部分电离： HSO4- = H+ + SO42f．浓硫酸的氧化性 稀硫酸不显氧化性，与氢以前的金属反应生成氢气。 K2? =1.0×10-2浓硫酸具有氧化性。热的浓硫酸可以氧化许多金属和非金属，其还原产物多种多样。例如： Zn + 2H2SO4(浓) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O 3Zn + 4H2SO4(较浓) = 3ZnSO4+S + 4H2O 4Zn + 5H2SO4(较浓) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O Hg + 2H2SO4(浓) = HgSO4 + SO2 + 2H2O大多数情况下浓硫酸的还原产物以SO2为主。冷的浓硫酸可使铁、铝钝化，因此可用铁、铝器皿 盛装浓硫酸。 ③ 硫酸盐 SO42- ，正四面体，S采取sp3杂化。 碱金属、铵 其它金属 ☆多数含结晶水 如CuSO4? 2O，CaSO4? 2O，MSO4? 2O 5H 2H 7H （M=Mg，Fe，Zn）等。 生成正盐和酸式盐 只能形成正盐硫酸盐的主要特点是：☆易形成复盐 在复盐中两种硫酸盐是同晶型的化合物, 这类复盐又 叫做矾。常见的复盐有两类: 第一类通式： M2ISO4? IISO4? 2O M 6H其中MI ―― +1价金属离子；MII―― +2价金属离子。如摩尔盐(NH4)2SO4? FeSO4? 2O。 6H第二类通式：M2ISO4? 2III (SO4)3? 2O M 24H 其中MIII――+3价金属离子。如明矾K2SO4? 2(SO4)3? 2O。 Al 24H☆溶解性较好 一般硫酸盐都易溶于水。硫酸银微溶，碱土金属(Be、 Mg除外)和铅的硫酸盐难溶。☆ 热稳定性高 SO42-正四面体结构，对称性高，难以变形，所以硫 酸盐均为离子晶体, 热稳定性高。且阳离子极化作用越小的，热稳定性越高。MgSO4 热分解温度/℃ 895 CaSO4 1149 SrSO4 1374（3）硫代硫酸盐S2O32- 的结构： 与SO42-相似，四面体型。在S2O32-中，中心原子S周 围有三个O原子和一个S原子，S的氧化数为+2。硫代硫酸盐有三个主要性质：? 遇酸分解硫代硫酸盐溶液加酸出现浑浊, 同时产生使湿润pH试纸变红的气体： S2O32- + 2H+ = SO2 + S + H2O 此反应可用于鉴定S2O32- 。? 还原性 2S2O32- + I2 = S4O62- + 2I此反应是定量进行的，在分析化学中常用来定量测定I2。 硫化硫酸钠可做为棉织物漂白后的脱氯剂，氯气中毒解毒 剂（被氧化为硫酸根）。?配位性可以和Ag+、Cu+等形成配合物。如 AgBr + 2 S2O32- = [Ag（S2O32-）2]3- + Br此反应是Na2S2O3溶液作为定影液除去未感光的AgBr 时所发生的反应。K = Ksp(AgBr) × K稳[Ag(S2O3)23-] = 15.6（4）过硫酸及其盐过氧化氢中的H被磺基取代的产物称为过硫酸。 H―O―O―SO3H 过一硫酸HSO3―O―O―SO3H (NH4)2S2O8和K2S2O8。过二硫酸过二硫酸及其盐比较重要，常用的过二硫酸盐有主要性质：热稳定性较差、氧化性很强。加热或在水溶液中均发生分解，如2K2S2O8 = 2K2SO4 + 2SO3 + O2 2S2O82- （aq）+ 2H2O = 4HSO4 -+ O2不稳定原因：分子中含过氧键。过二硫酸盐是强氧化剂，在酸性溶液中其标准电极电势为S2O82- + 2e- = 2SO42能将Mn2+氧化成MnO4-： 5S2O82- + 2Mn2+ + 8H2O =E? =2.01V2MnO4- + 10SO42- + 16H + 此反应在钢铁分析中用于锰含量的测定。（5）焦硫酸及其盐两分子硫酸脱去一分子水即得焦硫酸：2H2SO4= H2S2O7 + H2O 焦硫酸在水中不能存在，它会与水反应再生成硫酸：H2S2O7 + H2O = 2H2SO4焦硫酸比硫酸有更强的氧化性、吸水性和腐蚀性。将碱金属的硫酸氢盐加热到熔点以上，可脱水制得焦 硫酸盐，如 2KHSO4 = H2O + K2S2O7K2S2O7，相当于K2SO4? 3，酸性较强。在分析化学 SO使之转变为可溶性的硫酸盐。如熔融中常将焦硫酸盐作为熔矿剂与不溶于酸的金属氧化物共熔，Cr2O3 + 3K2S2O7 ==== Cr2(SO)3 + 3K2SO412-2-4 无机酸强度变化规律 1．氢化物强弱的规律ⅤA~ⅦA族的氢化物水溶液酸碱性变化规律：NH3 PH3 AsH3 H2O HF H2S HCl H2Se HBr H2Te HI 酸 性 增 强酸性增强与质子直接相连的原子的电子密度越 低，它对质子的引力就越弱，酸性就越强。2．氧化物及其水合物的酸碱性递变规律★ 同周期元素的最高价氧化物及其水合物从左到右酸性增强Na2O 强碱 MgO 中强碱 Al2O3 两性 SiO2 P2O5 SO3 强酸 Cl2O7 极强酸NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4弱酸 中强酸Sc(OH)3 Ti(OH)4弱碱 两性HVO3弱酸H2CrO4中强酸HMnO4强酸X氧化数越高, 氧原子的电子密度越 低，对质子的引力就越弱，酸性就越强。★同主族同价态氧化物及其水合物从上到下碱性增强 N2O3强酸P2O3中强酸As2O3弱酸Sb2O3两性Bi2O3碱性★同一元素多种价态的氧化物及其水合物氧化数高的酸性强（个别例外） HClO HClO2 HClO3 弱酸 弱酸 中强酸 MnO MnO2 MnO3碱性 两性 酸性HClO4 强酸 Mn2O7酸性氧族元素可做的题P1941、2、3、5、7、8、9、10、11、12、13、14、15、16、17、18、20、21、22、23、24、27、29、31、32、33、34、35、 36、37、39、42、47、50、52、54、55、 56、57、60、61、64、65（1）、6712-3 氮族元素12-3-1 氮族元素的通性元素 属性价层电子构型N 非金属 2s22p3P 非金属 3 s23p3As 准金属 4 s24p3Sb 金属 5 s25p3Bi 金属 6s26p3 +3，+5 271.3主要氧化数 熔点/℃-3，+1，+2， -3， +3，+4，+5 +3，+5 －209.9 44.1－3， +3，+5 +3，+5 817（2.84MPa）630.5沸点/℃ 共价半径/pm第一电离能/ （kJ? -1） mol－195.8 74.0280 110.1613升华 121944 2.0831.6 1.9703.3 1.9电负性● 外层电子构型为ns2np3●形成-3氧化态的趋势较弱，而形成正氧化态的趋势比较明显。●呈现惰性电子对效应 自上而下+3氧化态化合物的稳定性增强，而+5氧化 态化合物（除氮外）的稳定性减弱。 ●化合物以共价型为主 半径越小，形成共价键的趋势越大。只有Mg3N2、 Ca3P2、BiF3等是离子型的。12-3-2 氮的重要化合物1.氨主要化学性质▲ 加合反应 氨中氮原子上的孤电子对能与其它离子或分子形成配 位键。如[Ag(NH3)2]+。 ▲ 弱碱性▲ 还原性 4NH3 + 3O2 (纯) = 6H2O + 2N2 (燃烧) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (Pt，加热) 3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl▲ 取代反应 NH3中的氢可依次被取代，如 2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2 3Mg + 2NH3 = Mg3N2 + 3H2 如果NH3中的一个氢被―NH2取代，生成联氨N2H4， 被―OH取代，生成羟胺NH2OH。 联氨和羟胺的碱性比氨弱, 配位能力也不如氨强。NH3 + H2OK =1.8×10－5N2H4 + H2OK=8.7×10－7NH2OH + H 2OK=8.7×10－9NH4++OH－N2H5++OH－NH3OH++OH－联氨和羟胺最显著的化学性质------具有还原性N2H4(aq) + 2H2O2(aq) = N2(g) + 4H2O(l)2NH2OH + 2AgBr = 2Ag + N2 + 2HBr + 2H2O2NH2OH + 4AgBr = 2Ag + N2O+ 4HBr + H2O联氨和羟胺作还原剂的优缺点： 还原性强，同时不引进杂质。 价格昂贵，成本高。2. 铵盐铵盐的晶型、性质与钾盐相似. ● 大多数易溶于水，强酸的铵盐其水溶液显酸性。●不稳定。非氧化性酸的铵盐易分解成氨气和相应的 酸或酸式盐：(NH4 )2SO4 = NH3 + NH4HSO4氧化性酸的盐，分解产物的NH3被氧化成氮气或氧化亚氮, 如:NH4NO3 = N2O + H2O如果温度高于573K, 则一氧化二氮又分解为N2和O2。 NH4NO3 = 2N2+ O2+ 4H2O (炸药基于此反应)3. 氮的氧化物（1）N2O 俗称笑气, 分子结构为直线形. （2） NO 无色气体。分子轨道式NO [ KK (σ 2S )2 (σ* )2 (σ 2P )2 (π 2P )2 (π 2P ) 2 (π* )1 ] 2S 2Py x y z●顺磁性 ● 有加合性 NO在低温下能聚合成N2O2。 ●有还原性 在空气中迅速被氧化成红棕色的NO2。（3） NO2红棕色气体，有氧化性。N原子不等性sp2杂化，分子中含N2O4 (无色) ?2NO2?4 键。 3NO2在低温时易聚合成二聚体N2O4。 ?rHm?= 57 kJ/mol
4. 亚硝酸及其盐▲ 将相同物质的量的NO和NO2溶于 冰水可得亚硝酸：NO + NO2 + H2O = 2HNO2▲ 亚硝酸为弱酸，不稳定，放置时逐渐分解：3HNO2 = HNO3 +2NO + H2O亚硝酸盐，特别是碱金属和碱土金属的亚硝酸盐，有 很高的热稳定性。 ▲ 亚硝酸及其盐既有氧化性，又有还原性，但以氧化 性为主。 在酸性介质中，NO2- 能将I- 定量氧化为I2 （用于测定 NO2-的含量）：遇强氧化剂时，则显示出还原性，如2HNO2 + 2I- + 2H+ = 2NO + I2 + 2H2O2MnO4- + 5NO2- + 6H+ = 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O ▲ 难溶盐和络合物除浅黄色的AgNO2不易溶解外，其余盐类一般易溶。 在亚硝酸和亚硝酸钾的溶液中加入钴盐，生成 K3[Co(NO2)6]黄色配合物沉淀。亚硝酸钠，常用食品添加剂，味似食盐，可使肉类呈鲜红色， 看上去新鲜诱人。有毒，可使人的机体组织缺氧，头晕、呕吐、心 悸，严重者因呼吸衰竭而死。遇仲胺类化合物易转化为致癌物质亚 硝胺。5. 硝酸及其盐（1） 硝酸N采取sp2杂化，有大π键П34， 以及分子内氢键。 ●不稳定性 浓硝酸受热或见光就逐渐分解：4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2使溶液呈黄色。●氧化性 还 原 产 物 多 种 多 样 ： NO2(g) ， N2O3(l) ， NO(g) ， N2O(g)，N2(g)，NH4+ (aq)。影响还原产物的因素――金属活泼性、HNO3 浓度、温度。 金属越活泼，产物价态越低; HNO3越稀，还原价态 越低。硝酸浓度（mol/L）还原剂主要产物12-16 6-8 2 ＜2金属 金属 金属 活泼金属NO2 NO N2O NH4+、N2Zn +4HNO3（浓）= Zn(NO3)2 +2NO2+2H2 O3Zn + 8HNO3（稀1:2）== 3Zn(NO3)2+2NO+4H2O4Zn+10HNO3(较稀2mol/L) == 4Zn(NO3)2+N2O+5H2O4Zn+10HNO3(很稀1:10) == 4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O冷的浓硝酸可使钛、铬、铝、铁、钴和镍等金属“钝 化”。Au在浓硝酸中稳定，但可溶于王水中。 Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O（2）硝酸盐易溶于水。在高温下不稳定。 固体硝酸盐的热分解规律碱金属（除Li外），加热分解出氧和亚硝酸盐：2NaNO3 2NaNO2 + O2Li、碱土金属与Cu之间的硝酸盐，分解出氧和二氧化氮，并生成金属氧化物： 2Pb(NO3)2 2PbO + 4NO2+O2活泼性在Cu之后的硝酸盐，分解出氧、二氧化氮和金属单质：2AgNO3 小结： 最活泼金属的亚硝酸盐稳定，中等活泼金属的氧化物 稳定，不活泼金属自身稳定。 2Ag + 2NO2 + O212-3-3 磷和磷的化合物1. 单质磷有白磷、红磷和黑磷等多种同素异形体。白磷，△fGm?=0, △fHm?=0，剧毒， 很活泼，燃点40℃，在空气中会自燃， 需保存在水中。 视频 白磷是分子晶体，分子式P4， ∠PPP＝60°，轨道重叠不大。 σ键不稳定，活泼。白 磷红磷 △fG? m= -12.1 kJ/mol, 比白磷稳定，△fH?m = -17.6kJ/mol，无毒。P P P P P P P P P P 红磷的链状结构 P P黑磷，最稳定磷单质，结构与石墨相似，有导电性。黑磷的片状结构磷的化学性质▲ 歧化反应白磷在碱中可发生歧化反应： P4 + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2 ▲ 和非金属单质反应 2P + 3X2（少量）= 2PX3（除氟外） 2P + 3X2（过量）= 2PX5（除碘外） 4P + 3S = P4S3 (黄色固体) P4S3是制火柴的原料。▲ 和金属反应 P + Al = AlP 2P + 3Zn = Zn3P2 ▲ 和高价金属离子反应11P + 15CuSO4 + 24H2O ==5Cu3P + 6H3PO4 + 15H2SO4误食白磷中毒，可服CuSO4做解药。2. 磷化氢简称膦，三角锥形, 键角90℃左右, 这一结构使PH3于NH3在性质上有较大差异。膦的性质大蒜味，水中溶解度比NH3小得多，剧毒。可用活 性炭吸附或强氧化剂氧化消除其毒性。 ▲ 配位能力比NH3强 原因: P有3d空轨道，可接受过渡金属离子中的d电子对，形成反馈键。▲ 还原性较强 可把一些金属从它的盐中还原出来， PH3 + 6Ag+ + 3H2O = 6Ag + 6H+ + H3PO3 150℃时，纯PH3可在空气中自燃，PH3 + 2O2 = H3PO43. 磷的氧化物（1） 三氧化二磷P4O6在P4分子每对P原子间嵌入一个氧原子而形成，接近球形，有滑腻感。 白色吸湿性蜡状固体，易挥发、有毒、易溶于有机 溶剂。 和冷水反应，产物亚磷酸， P4O6 + 6H2O(冷) == 4H3PO3 在热水中发生强烈的歧化反应，P4O6 + 6H2O(热) == 3H3PO4 + PH3?（2）五氧化二磷 P4O6每个P结合氧，形成P4O10，简称五氧化二磷。易潮解，是吸水性最强干燥剂，与H2O结合后生成P(Ⅴ)的各种含氧酸，也可以从许多化合物中夺取化合态水。 如 P4O10+ 6H2SO4 = 6SO3 + 4H3PO44. 磷的含氧酸及其盐（1） 磷酸 P：sp3杂化，有d-pπ配键O H O P O H O H磷酸的性质m.p. 42℃, b.p. 213℃, 高沸点酸，市售85%H3PO4，相当于15mol/L，粘稠溶液，与形成氢键有关。▲ 酸性中强 ▲ 非氧化性酸 K1=7.11×10-3EA? (H3PO4/H3PO3) = 0.276VEB? (PO43-/HPO32-) = -1.12V ▲络合性 磷酸根具有很强的配位能力，能与许多金属离子形成可溶性配合物, 分析中常用做Fe3+的掩蔽剂 。▲ 缩合性 H3PO4加强热发生脱水缩合反应 2H3PO4 = H2O + H4P2O7（焦磷酸） 3H3PO4 = 2H2O + H5P3O10（三磷酸） n H3PO4 = n H2O +（HPO3）n（聚偏磷酸）（2） 磷酸盐 ▲ 溶解性磷酸盐＜磷酸一氢盐＜磷酸二氢盐 磷酸二氢盐 溶，其余难溶。 绝大多数易溶； 碱金属（除锂外）盐和铵盐易 磷酸一氢盐和磷酸盐▲ 水解性二氢盐水解显酸性。易溶的碱金属磷酸盐和磷酸一氢盐水解，溶液显碱性；▲ 磷酸根离子的鉴定 析出磷钼酸铵黄色沉淀：PO43- + 12MoO42- + 3NH4+ + 24H+ = （NH4）3PO4? 12MoO3? 2O↓ 12H在磷酸盐溶液中加入硝酸和钼酸铵试液，加热数分钟，12-3-4 砷、锑、铋的重要化合物1．氢化物砷、锑、铋都能形成氢化物MH3，它们均为无色、具有大蒜气味的剧毒气体，不稳定，且稳定性 AsH3 ＞SbH3＞ BiH3。砷、锑、铋的氢化物都是很强的还原剂，且还原性AsH3＜SbH3＜ BiH3室温下，AsH3在空气中能自燃，2AsH3 + 3O2 == As2O3 + 3H2在缺氧条件下，AsH3受热分解为单质，2AsH3 == 2As + 3H2析出的砷聚集在器皿的冷却部位形成亮黑色的“砷镜”，法医学上据此鉴定砷的存在。该方法称为马氏试砷法。另一种鉴定砷的方法是用AsH3还原硝酸银，2AsH3 + 12AgNO3 + 3H2O TAs2O3 + 12HNO3 + 12Ag↓该方法称为古氏试砷法，其灵敏度超过马氏试砷法。2. 氧化物及其水合物酸碱性和氧化还原性变化 碱性增强, 还原性减弱 As2O3 H3AsO3 As2O5 H3AsO4（酸性）酸 性 增 强Sb2O3 Sb（OH）3 Sb2O5 H[Sb（OH）6]（两性偏酸性）Bi2 O3 Bi（OH ）3（碱性）（两性偏酸性） （两性偏碱性）Bi2O5 ―（不稳定）氧 化 性 增 强酸性增强, 氧化性减弱(1) As2O3和亚砷酸盐As2O3为白色粉末，俗称砒霜，有剧毒。 ●潘金莲用砒霜毒死武大郎 ●拿破伦死亡之迷 ●光绪帝死亡之迷 通过核分析方法测定光绪帝的两小缕头发，发现头发中的砷含量明显高于正常值，是当代健康人的2000多倍，且高含量截段分布异常。As2O3微溶于水，在热水中溶解度稍大，溶解后生成亚砷酸（H3AsO3）。As2O3两性偏酸性，As2O3 + 6NaOH T 2Na3AsO3 + 3H2O As2O3 + 6HCl T2 AsCl3+ 3H2OAs2O3的氧化性较弱，需用强还原剂才能将其还原，如As2O3 + 6Zn + 12HCl == 2AsH3 ↑+ 6ZnCl2 + 3H2O此反应是马氏试砷法的第一步反应。(2) NaBiO3强氧化剂，在酸性溶液中能将Mn2+ 氧化成MnO4- :5BiO3- + 2Mn2+ + 14H+ + T5Bi3+ + 2MnO4- + 7H2O在未知液中先加入硝酸或硫酸酸化，再加入固体NaBiO3，加热后如果溶液变为紫红色，即表明溶液中有Mn2+存在。氮族元素能做的题P182 2、6、7、8、9、11、12、17、21、23、24、25、26、27、28、29、31(1, 2) 、 32、35、36、38、45（前三问）、46、47、48、 49、50、51、57、58、63、71、76、78、 80、82、8912-4元素价层电子构型碳族元素C Si 2s22p2 3s23p2 -4, +2, +4 +4 29
.5原子晶体 层状晶体12-4-1 碳族元素通性Ge 4s24p2 +4 937
1.8原子 晶体主要氧化数 熔点/℃ 沸点/℃共价半径/pm 第一电离能/ （kJ? -1） molSn 5s25p2 +2, +4 232
1.8原子晶体 金属晶体Pb 6s26p2 +2, +4 327
1.8金属 晶体电负性 晶体结构1.8原子 晶体● 碳、硅 锗 锡、铅非金属 准金属 金属 +4● 价层电子构型 ns2np2 最高氧化态 碳、硅 铅 ● 受ns2惰性电子对效应的影响， 主要形成+4氧化态化合物 以+2氧化态的化合物为主12-4-2 碳及其无机化合物1. 单质碳金刚石 碳原子sp3杂化● 典型的原子晶体 ● 熔点最高的单质 ● 硬度最大的物质（硬度10） ● 不导电石墨C采取sp2杂化, 层内有大∏键, 层间分子间力● 典型的层状晶体 ● 导电性良好 ● 导热性良好 ● 有光泽 ● 是很好的固体润滑剂C60●每个碳原子参与形成两个六元环和 一个五元环●共组成12个五元环和20个六元环●键角∠CCC为116° 用途： 超导 、气体贮存、传感器 、增强金 属 、新型催化剂 、杀伤肿瘤细胞2. 碳的氧化物（1） CO● 无色、无味的有毒气体。 ● 一个σ键，两个π键，其中一个π键是配位键。与 N2互为等电子体。 ● 还原性 是冶金过程中的还原剂，可以将金属氧化物还原成金 属，如 Fe2O3(s)+ 3CO(g)T 2Fe(s)+ 3CO2(g) ● CO的检验: 可以将溶液中的PdCl2还原为Pd，使溶 液变黑： CO + PdCl2 + H2O T CO2 + 2HCl + Pd↓ 该反应十分灵敏。● 配位性 CO分子中C原子给电子的能力强。因此CO可以与许 多过渡金属形成羰基配合物，如Fe（s）+ 5CO（g）T Fe（CO）5（l）Ni（s）+ 4CO（g）T Ni（CO）4（l） 后者受热分解，据此可提纯金属。 煤气中毒的原因:Hb? 2O+O2 H Hb? 2+CO OHb? 2+H2O O Hb? CO+O2（2） CO2● 无色气体，在0.53MPa、-56.6℃下凝为干冰。● 直线形，C原子sp杂化，有两个∏34大π键。 设键轴为x轴，C原子取spx杂化，并用这两个杂化轨 道分别与两个O原子的px轨道形成σ键，键角180°，所以CO2为直线形分子。同时，C、O原子用2py及2pz分别组成两个∏34大π键。CO2的结构式为：● 室温下饱和CO2溶液浓度为0.03~0.04 mol? -1, 温度 L 升高，溶解度减小，常用煮沸除去水中的CO2。 ● 是常用的灭火剂。但镁燃烧时不能用CO2扑灭， 2Mg(s) + CO2(g) == 2MgO(s) + C(s) ● 与碱反应生成碳酸盐。将CO2通入澄清的石灰水中， 会产生浑浊， CO2 + Ca(OH)2 == CaCO3↓+ H2O 这一反应可以用来检验CO2气体。 用途： 作灭火剂、制冷剂，生产小苏打、纯碱、碳酸氢铵和 尿素，生产碳酸饮料。近年来，还被用于二次采油、绿色 反应溶剂、超临界流体萃取等方面。二氧化碳与全球气候? CO2是最重要的温室气体。假如大气层没有温室气体，地球的表面温度将比现在低33oC，大多数动植物将面临生存危机。 由于人类大量地使用矿物燃料加上其他的人为活动过 程，导致温室效应的加剧，引起全球的温度增高，并由此 产生一系列环境问题。 两极冰雪融化， 海平面上升，影响自 然生态系统，威胁人 类生存。3. 碳酸及其盐● C原子sp2等性杂化， 与端O 与羟基O 1 个?键，1个?键 2个?键H2CO3 O C OH OH● 碳酸是二元弱酸CO2 + H2O == H2CO3 == H+ + HCO3-== 2H+ + CO32CO2 + H2O == H+ + HCO3HCO3- == H+ + CO32K1?= 4.46×10-7 K2?=4.68×10-11● 碳酸盐的溶解性正盐中，碱金属（不包括Li+）、铵及铊（Tl+）盐易 溶，其它难溶于水。 许多金属（如钙、钡）的酸式碳酸盐的溶解度较正盐 的大，但易溶的Na2CO3、K2CO3的溶解度大于相应的酸式盐。● 碳酸盐的水解性 碱金属碳酸盐水解，溶液呈较强的碱性，而其酸式盐 水解，溶液呈弱碱性。● 可溶性碳酸盐与Mn+的反应特点 在含有金属离子的溶液中加 Na2CO3，由于水解， 相当于有两种沉淀剂，OH－ 和 CO32－ 。所以沉淀情况 要视 M (CO3)m 和 M (OH)n 的 Ksp 而定。 1°若 M(CO3)m 的 Ksp && M(OH)n 的 Ksp ，只 生成 M(CO3)m 沉淀。如 Ca2+，Sr2+ ， Ba2+ 。 2°若 M(OH)n 的 Ksp 极小，则只生成 M(OH)n 。 如 Al3+，Fe3+，Cr3+ 。 3°若两种物质的溶解度相差不大，则生成碱式盐。如 Mg2+，Co2+，Ni2+，Cu2+，Ag+，Zn2+，Mn2+ 。● 热稳定性 碳酸＜碳酸氢盐＜碳酸（正）盐 如 1123K Na2CO3 TT Na2O + CO2 543K 2NaHCO3 TT Na2CO3 + CO2 + H2O H2CO3 T CO2 + H2O（稍加热就分解） 离子极化作用越强，越容易分解. BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 PbCO3T分解/℃100540900129031512-4-3 硅的重要化合物1. 二氧化硅●属于原子晶体●硬度大●熔点高 ●不溶于水●化学性质很稳定二氧化硅的结构水晶 ( SiO2 )二氧化硅的化学性质:● 酸性氧化物，能被强碱溶液缓慢地侵蚀： SiO2 + 2NaOH T Na2SiO3 + H2O 因此，不能用带磨口塞的玻璃瓶盛装浓度较大的 NaOH溶液。 高温下能与碱性氧化物或Na2CO3反应： SiO2 + CaO T CaSiO3 SiO2 + Na2CO3 T Na2SiO3 + CO2(g) ●在酸类中，只能与氢氟酸反应： SiO2 + 4HF T SiF4↑+ 2H2O + 2HF T H2SiF6 因此，不能用玻璃容器盛装氢氟酸。2. 硅酸 硅酸盐 硅酸通式xSiO2? 2O yH其中 x 和 y 为整数。如x1y1化学式H2SiO3名称偏硅酸12H4SiO4正硅酸但通常人们以H2SiO3表示硅酸。H2SiO3是二元弱酸。 将硅酸在60~70℃烘干，300℃活化， 得到硅胶，硅胶有很好的吸水性，可做 干燥剂，也可做某些气体的吸附剂以及 催化剂的载体等。 硅酸盐的基本单元――[SiO4]四面体有的连成链状结构，如石棉有的连成层状结构，如云母趣味实验水中花园将硅酸钠溶于水中制成溶质质量分数为40％的水玻 璃，轻轻将盐的晶粒，如钴、铁、铜、镍和铅的氯化物， 铝、铁、铜和镍的硫酸盐，钴、铁、铜和镍的硝酸盐，加入到水玻璃中（注意不能摇混），则五彩缤纷的“花”就慢慢地生长起来了。原理:生成有色的金属硅酸盐沉淀。 视频铝硅酸盐: 硅酸盐中部分硅原子被铝原子取代的产物， 具有多孔结构。 沸石――天然的铝硅酸盐，脱水后可用做干燥剂。分子筛――人工合成的铝硅酸盐。孔道均一，能 “筛 分”分子。常用于干燥气体、溶剂和作催化剂，在化工、 冶金、石油、医药等部门中有广泛的应用。12-4-4锡、铅的重要化合物“锡瘟”1912年，英国探险家斯科特率领一支探险队去南极探险， 他们带了大量给养、燃料，但一去就杳无音信。后来发现他们 都冻死在南极。带了那么多的燃料为什么还无济于事呢？ 经过仔细检查，人们发现，斯科特他们储藏库里的煤油已 经不翼而飞，铁筒是用锡焊的，焊接的地方都有裂缝，显然煤 油都是由于铁筒漏了而流失掉的。 用锡焊的铁筒怎么又会有裂缝呢？经过分析，科学家们终 于发现了其中的奥妙。原来，锡有3种同素异形体，即白锡、 脆锡和灰锡。白锡在气温下降到13.2℃以下时，体积骤然膨胀， 原子之间的空间加大，于是变成了另一种结晶形态的灰锡。如 果温度急剧下降到-33℃时，就会产生“锡瘟”，晶体锡会变 成粉末锡。 冬季，锡制品不宜放在室外！1. 锡和铅的氧化物●种类：都有两种氧化物： MO和MO2。SnO 、SnO2；PbO(黄色，俗名密陀僧)、PbO2(棕色) 铅的氧化物还有 Pb3O4 (红色，亦称红丹或铅丹) Pb2O3（橙色） ●酸碱性：都有两性，但MO型氧化物偏碱性，而MO2 型氧化物偏酸性。 ●锡和铅的氧化物都不溶于水。●氧化还原性氧化性 还原性 PbO2 ＞SnO2 SnO ＞PbOPbO2在酸性溶液中能将Mn2+ 氧化成MnO4-， 5PbO2 + Mn2+ + 4H+ T 5Pb2+ + 2MnO4 - + 2H2O 因此，PbO2不能在酸性条件下制备，而只能在碱性溶液中用强氧化剂氧化Pb(Ⅱ)的化合物来得到，如Pb(OH)3- + ClO - T PbO2 + Cl- + OH - + H2O2.锡和铅的氢氧化物及含氧酸盐●制备 在Sn2+ 和Pb2+ 的溶液中加入强碱溶液，立即生成Sn(OH)2和Pb(OH)2沉淀，Sn2+ + 2OH - T Sn(OH)2Pb2+ + 2OH - T Pb(OH)2●酸碱性 Sn(OH)2和Pb(OH)2有两性，当碱过量时， 沉淀溶解生成亚锡酸盐和亚铅酸盐，Sn(OH)2 + OH - T Sn(OH)3 Pb(OH)2 + OH- T Pb(OH)3-水解 α-锡酸 酸，也易溶于碱溶液中。静置或加热 β-锡酸SnCl4 → H2SnO3 ↓(白色胶状) → H2SnO3(白色晶体)α-锡酸结构中含有大量水，性质活泼, 既易溶于浓盐 β-锡酸结构与SnO2类似，其化学性质不活泼，既不溶于浓盐酸，也不溶于浓KOH溶液中。 ●还原性 单质： 亚锡酸盐的还原性很强，能将Bi3+还原成3 Sn(OH)3 - + 2Bi3+ + 9OH T 3Sn(OH)62- + 2Bi3. 锡和铅的卤化物(1)锡的卤化物有二卤化物和四卤化物。● SnCl2重要还原剂，能将汞盐还原成白色的亚汞盐：2HgCl2 + SnCl2 + 2HCl T Hg2Cl2↓+ H2SnCl6此反应可以用来鉴定溶液中的Sn2+。如果SnCl2过量，还可以把Hg2Cl2进一步还原为黑色的金属汞：Hg2Cl2 + SnCl2 + 2HCl T 2Hg↓+ H2SnCl6SnCl2极易水解而生成碱式盐沉淀， SnCl2 + H2O T Sn(OH)Cl↓+ H+ + Cl－SnCl2溶液的配置方法: ① 将SnCl2溶解在浓盐酸中后再加水稀释; ② 溶液中加入少量锡粒。 ● SnCl4 无色液体，典型共价化合物，极易水解，在潮 湿空气中发烟。(2) 铅的卤化物将可溶性Pb(Ⅱ)盐与氢卤酸作用析出相应的卤化铅。其中PbI2溶解度最小。后者溶于KI溶液。PbI2 + 2KCl T K2 [PbI4]PbCl2难溶于冷水，但易溶于热水。在浓盐酸 中，由于能形成配合物而溶解： PbCl2 + 2HCl T H2 [PbCl4]由于Pb（Ⅳ）氧化性很强，所以四碘化铅和四 溴化铅不能稳定存在。碳族可做的题P1701、3、4、5、6、8、11、12、16、21、 22、23、25（前两空）、27、28、29（第一空）、31、32、34、36、38、39、41、50、51、5412-5元素价层电子构型硼族元素B 2s22p1 +3
800.6 2.0 Al Ga 3s23p1 4s24p1 +3 +1，+3 660 30 8 126 577.6 1.5 578.8 1.6 In 5s25p1 +1, +3 156 .3 1.7 Tl 6s26p1 +1, +3 303 .3 1.812-5-1 硼族元素通性主要氧化数 熔点/℃ 沸点/℃共价半径/pm 第一电离能/ （kJ? -1） mol电负性 晶体结构原子晶体 金属晶体 金属晶体 金属晶体 金属晶体● 硼其他非金属金属 +3● 价层电子构型 ns2np1最高氧化态● 受ns2惰性电子对效应的影响，自上而下+3氧化态化合物稳定性降低 +1氧化态化合物稳定性增强 ● +3氧化态化合物共价性明显 +1氧化态化合物离子性明显12-5-2 硼的重要化合物1．硼的含氧化合物（1）B2O3和硼酸B2O3为白色固体，易与水结合并放热，可做吸水剂： B2O3（晶体）+ H2O（g）= 2HBO2（g） B2O3（无定形）+ 3H2O（l）= 2H3BO3（aq）硼珠试验: 在熔融条件下 CuO + B2O3 = Cu（BO2）2 兰色 NiO + B2O3 = Ni（BO2）2 绿色常见的硼酸有H3BO3 (正硼酸) 、HBO2 (偏硼酸)及 H2B4O7 (四硼酸)三种。 H3BO3中，B采取sp2杂化, 有分子间氢键。 H3BO3是一元弱酸，其反应机理为 H3BO3 + H2O = B（OH）4－ + H +硼酸的应用: ①润滑剂; ②杀菌、杀虫剂、防腐；③植 物生长微量元素； ④ 阻燃。450℃2B(OH)3 (s) → B2O3 (s) + 3H2O(g)不法分子将硼酸或硼砂加入腐竹、肉丸、凉粉、凉皮、 面条、饺子皮中，以增强筋性。（2）硼砂 Na2B4O7? 2O 10H无色透明晶体，最重要的硼酸盐。四硼酸根的结构式H350~400℃Na2B4O7? 2O 10HNa2B4O7Na2B4O7能与许多金属氧化物形成偏硼酸盐，据此可 以鉴定某些金属离子，称为硼砂珠试验。 Na2B2O7 + CoO T Co(BO2)2? 2NaBO2（兰色） 硼砂易溶于水，溶解时同时发生水解： B4O5(OH)4 2- + 5H2O = 2 H3BO3 + 2B(OH)4故常用于配制标准缓冲溶液，20℃时 pH = -lgKa? = 9.24硼砂主要用于玻璃和搪瓷工业。2. 硼的卤化物最重要的是BF3和BCl3。 例．给出BF3分子中的大π 键 F F B F中心原子B取sp2杂化，三个杂化轨道与F的2p（含未成对电子）轨道形成σ 键，分子几何构型为平面三角形。B原子还剩下一个空的2p轨道，与三个F原子的2p（含孤对电子）形成 ? 6 大π 键。 4室温下，BF3是气体，BCl3是液体。它们在潮湿空气中都水解：BX3 + 3H2O T H3BO3 + 3HX 同时形成白色酸雾。其中BF3仅部分水解，生成的 HF能与未水解的BF3生成氟硼酸： BF3 + HF T H[BF4]空轨道 孤对电子 配位键结合H[BF4]为强酸，常见的氟硼酸盐为 K[BF4]。7-5-2铝及其化合物1. 单质铝 导电性好，能与多种金属形成合金。 ●通常不活泼（表面有氧化膜），可被浓硫酸 和浓硝酸钝化。 ●属于两性金属： 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2银白色，在空气中形成氧化膜。质轻，强度低，●典型的亲氧元素，还原性很强，可以从许多金属氧化物中夺得氧。例如，铝粉与氧化铁粉末的混合物，当遇到点燃的镁条时可引发剧烈反应： 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3 放出大量热，温度达3000℃以上。工程上利用这 一原理来焊接毁坏的钢轨， 该方法称为铝热法。 视频2. 氧化铝和氢氧化铝氧化铝有多种晶型，其中最主要的两种是αAl2O3和γ-Al2O3。 天然α-Al2O3晶体称为刚玉。刚玉的熔点高，硬 度仅次于金刚石。α-Al2O3不溶于水，也不溶于酸 或碱。α-Al2O3含有微量Cr(Ⅲ), 呈红色----红宝石;含有少量Fe(Ⅲ)和Ti(Ⅳ), 呈蓝色----蓝宝石;含有Fe(Ⅲ)的α-Al2O3 , 呈蓝色----黄 玉 。红宝石蓝宝石黄玉将 Al(OH)3 加热到 450℃ 左右可脱水得到 γ-Al2O3。γ-Al2O3称为活性氧化铝，化学性质活 泼，既溶于酸，也溶于碱。Al2O3(s) + 2OH-(aq) + 3H2O(l) →2Al(OH)4- (aq)Al2O3(s) + 3H+(aq) →2Al3+(aq) +3H2O(l)在酸性的Al3+溶液中加入氨水，生成Al(OH)3。 Al(OH)3具有两性： Al(OH)3 + 3HCl T AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + NaOH T NaAl(OH)43. 常见的铝盐 （1）三氯化铝 用干燥的氯气与铝在高温下反应得到无水三氯 化铝。 2Al + 3Cl2 T 2AlCl3常温下无水三氯化铝是无色 晶体，它共价性明显，易升华， 能溶于有机试剂，在水中易水解， 因此在水溶液中不能得到它的无 水盐。无水三氯化铝在空气中升华气态三氯化铝为二聚分子Al2Cl6。在Al2Cl6分子中，Al原子采取sp3杂化与三个Cl原子形 成σ键，空出的一条杂化轨道接受另一AlCl3中一个Cl原 子提供的孤对电子，形成配位键，从而建立起具有Al― Cl―Al氯桥键结构的二聚分子。（2）硫酸铝和明矾 硫酸铝易与K+、Rb+、Cs+、NH4+、Ag+等一价 离子的硫酸盐结合成含有结晶水的复盐，其通式 为MAl(SO4)2? 2O。 12H 硫酸铝钾[KAl(SO4)2? 2O]是无色晶体，俗称 12H 明矾。 硫酸铝和明矾都易溶于水并水解，其水解产物 从碱式盐到Al(OH)3都是胶状沉淀，具有吸附和凝 聚作用，故硫酸铝和明矾被用作净水剂。12-5-3无机化合物的水解性1．离子的极化作用越强，该离子在水 中越容易水解。如 （1） NaCl不水解，而AlCl3、SiCl4极 易水解；（2） Ca2+、Sr2+、Ba2+一般不水解，而Zn2+、Cd2+、Hg2+都水解。2．有空轨道的容易水解CCl4、NF3不易水解，而SiF4、PF3、BCl3容易水解：3SiF4 + 4H2O = H4SiO4 + 2SiF62- + 4H+BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HCl或B（OH）3以SiCl4为例，从结构上分析 水解反应进行 的机理。Cl Cl Cl Cl Cl + OH － Cl Cl － Cl Si OH Cl Cl－SiClSiClOHsp3 杂化 继续取代+ 3 OH－ － 3 Cl－sp3d 杂化OH Si OHsp3 杂化OHOH由于 Si 有 3d 空轨道，可以接受－OH 以形成 sp3d 杂化的五配位中间体，故 SiCl4 易水解。而 CCl4 中 C 的价层无 d 轨道，故不易水解 。硼族可做的题P161 2、5、6、8、9、11、12、15、17、19、20、23、31、37、38下一章不要求的内容 铁系元素的生物配位化合物简介f区元素简介
第12章 s区元素及其重要化... 15页 免费 p区重要元素及其化合物 33页 免费 氧族元素习题 14页 免费如要投诉违规内容,请到百度文库投诉中心;如要提出功能问题...第10 章 p 区元素(一)习题参考答案 1. 解: (1)3Cl2 + 6KOH(热) (2...?12H2O 可见选用(NH4)2S2O8 作氧化剂,既可将 FeSO4 氧化为 Fe2(SO4)3,...武汉大学版无机化学课后习题答案(第三版)第15章 p区元素b(1)_理学_高等教育...(12)KO2+H2O (13)Fe(OH)2+O2+OH(14)K2S2O8+Mn2++H++NO (15)H2...第11 章 p 区元素(二)习题参考答案 1.解: (1) NH4Cl (NH4)2SO4 (NH4...12.解:该金属是 Sn。 13.解:X 为 Pb3O4,A 为 PbO2,B 为 PbCrO4,C ...第13章 P区元素1 暂无评价 85页 2下载券第​十​三​章​p​区​...() 2.第二周期中 N 的第一电离能比它前后相邻的 C 和 O 都要大。......区元素( 第13章 P 区元素(一)作业参考答案 章 1、请解释下列有关键长和键角的问题: (1)在 N3- 离子中,两个 N-N 键有相等的键长,而在 N3H 中两个...p区元素(一)(I)习题_理学_高等教育_教育专区。第 13 章 P 区元素(一) (...() 9 10 12 13 14 15 碳酸盐的溶解度均比酸式碳酸盐的溶解度小。 () ...第十章 p 区元素 1. (1) (2) (3) (4) (5) KBrO3 + KBr + H2SO...点燃 12. 2PbCO3?Pb(OH)2 + 3H2S == 3PbS + 2CO2 + 4H2O PbS +...107页 2财富值 第十三章 p区元素(一) 暂无评价 67页 免费如要投诉违规内容,请到百度文库投诉中心;如要提出功能问题或意见建议,请点击此处进行反馈。 ...第14章 p区元素(2)_理学_高等教育_教育专区。第 14 章 P 区元素(二) 一...12. 13. 14. 15. 无, Ag(S2O3)23白 Ag2S2O3 黑 Ag2S Na2S2O5+H2O...
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