苏大无机-题库区元素

第十章 p区元素学★熟悉P

区元素的基本性质与其电子层结构的关系。★熟悉P区元素各化合物的主要化学性质及其变化规律。★了解某些单质、常见氧化物、含氧酸及含氧酸根的结构。★熟悉本区元素各主要氧化态的氧化还原性。★理解惰性电子对效应，反应的耦合、离域π键、氢桥键、等电子体和缺电子原子等重要概念。第十章 p区元素教学内容§10-1卤素。〈卤素概述；卤化氢和卤化物；卤素含氧酸及其盐。〉§10-2

氧族元素。〈通性；氧，臭氧和过氧化氢;硫，硫化氢及化合物。〉§10-3

氮族元素。〈通性；氮，磷，含氧酸及其盐；氨，铵盐和氮肥，磷肥简介；砷的化合物。〉§10-4

碳族元素。〈通性；碳和硅的单质及其化合物；锡和铅的化合物。〉§14

卤族一、卤族概述卤素(Halogen)这一词的希腊文原意是成盐元素。周期系第ⅦA族元素，包括了氟(Fluorine)、氯

(Chlorine)、溴(Bromine)、碘(Iodine)和砹(Astatine)。其中砹为放射性元素

前四类。§10-1

卤素一、卤素概述１、元素的性质卤素的氧化态电子构型氧化态F[He]2s22p5-1,0,Cl[Ne]3s23p5-1,0,+1,+3,+4,+5,+7Br[Ar]4s24p5-1,0,+1,+3,+4,+5,+7I[Ar]4s24p5-1,0,+1,+3,+4,+5,+7At[Ar]4s24p5-1,0,+1,+5X（ns2np5)X-(ns2np6

)夺取一个电子或共用一对电子§10-1

卤族卤素是最活泼的一族非金属元素，卤素就是

“成盐元素”的意思，在自然界只能以化合态的形式存在。成键特征1.形成-1氧化数的离子或共价化合物：２、形成+1,+3,+5,+7氧化数的共价化合物。氯、溴、碘的成对ns2np5电子可以依次被斥开或作为配位电子对而进行成键作用，因而可以有多种氧化态，如：4HClO、HClO2、HClO3、ClO

-、IF7、IF5、ICl3+1

+3

+5

+7

+7

+5+3§10-1

卤族一些重要性质§10-1

卤族这是由于F的半径小，电子间的排斥力大的原因F性质的特殊性：FCl

Br

I电子亲合势:反常较小依次变小X2的离解能:反常较小依次变小§10-1

卤族I性质变化规律性：F

Cl

Br单质颜色逐渐加深

单质熔沸点逐渐增大第一电离势逐渐变小水合热（负值）逐渐变小电负性逐渐变小§10-1

卤族单质的性质有刺激气味，颜色随分子量的增熔沸点低，大而加深:F2(浅黄)Cl2(黄绿)Br2(红棕)I2(紫黑)────颜色加深──────→§10-1

卤族卤素的成键特征1、价电子层中有一个成单的p电子，可组成一个非极性共价键。2、氧化数为-1的卤素，有三种成键方式：与活泼金属化合生成离子型化合物-----离子型。与电负性性较小的非金属化合----极性共价键。在配位化合物中作为电子对给予体与电心离子配位。-----配位键。3、除氟外，氯、溴和碘均可显正氧化态，氧化数经常是+1，+3，+5

和+7。单质物理性质卤素单质氟氯溴碘状态气气液固颜色浅黄黄绿红棕紫黑/℃--219.6-101-7.2113.5沸点/℃-188-34.658.78184.3汽化热/（KJ·mol-1)6.3220.4130.7146.61溶解度/g·(100gH2O)-1分解水0.7323.580.029密度/(g·cm-3)1.11(l)1.57(l)3.12(l)4.93(s)§10-1

卤族单质的化学性质卤素原子都有取得一个电子而形成卤素阴离子的强烈趋势：1/2X2

+

e-

─→X-故卤素单质最突出的化学性质是氧化性。除I2外，它们均为强氧化剂。从标准电极电势Eθ(X2/X-)可以看出，F2是卤素单质中最强的氧化剂。随着X原子半径的增大，卤素的氧化能力依次减弱：F2

>

C12

>

Br2

>

I2§10-1

卤族(1)卤素与单质的反应卤素单质都能与氢反应：X2

+H2

─→2HX卤素反应条件反应速率及程度F2阴冷、放出大量热Cl2常温强光照射缓慢Br2常温不如氯，需催化剂I2高温缓慢，可逆§10-1

卤族卤素与水的反应卤素与水可发生两类反应。第一类是卤素对水的氧化作用：2X2

+

2H2O

─→

4HX

+

O2↑第二类是卤素的水解作用，即卤素的歧化反应：X2

+

H2O ─→

H+

+

X-

+

HXO二、卤化氢和卤化物１、卤化氢CaF2+H2SO4（浓）＝CaSO4+2HF↑NaCl+H2SO4（浓）＝NaHSO4+HCl↑NaBr+H3PO4＝NaH2PO4+HBr↑NaI+H3PO4＝NaH2PO4+HI↑：PBr3+3H2O＝H3PO3+3HBr↑２P+6H2O+3I2＝2H3PO4+6HI↑２P+6H2O+3Br2＝2H3PO4+6HBr↑C2H6

(g)+

Cl2

(g)= C2H5Cl(l)

+

HCl↑

（ｇ）2HBr+H2SO4(浓)===SO2+2H2O+Br22HBr+H2SO4(浓)===H2S+4H2O+4I2用磷酸代替硫酸却可以。NaBr+H3PO4===NaH2PO4+HBr

NaI+H3PO4===NaH2PO4+HI由于I-和Br-有还原性，不能用氧化性的酸来

卤化氢。物理性质HFHClHBrHIHF的反常现象是由于分子间形成氢键的缘故无色、有刺鼻臭味、沸点除HF外，随半径增大依次增大。周期数卤化氢的沸点B.PHX卤化物酸化碱化溶于水氢卤酸氢卤酸与卤化物间的转化二.化学性质酸性：HFHClHBrHI酸性

弱强氢氟酸的特殊性：弱酸与SiO2或硅酸盐反应SiO2(s)

+4HF(g)

=

SiF4(g)+2H2O(g)HF（aq）、NH4F均要用塑料瓶保存。浓HF

酸性↑HF

=

H+

+

F-

K1

=

6.3×10-4-2

2HF

+

F-

=

HF

K

=

5.2卤化氢和氢卤酸的还原性HX还原能力的递变顺序为HI>HBr

>HCI

>HF卤化氢和氢卤酸的热稳定性卤化氢的热稳定性是指其受热是否易分解为单质：2HX

─→H2

+

X2卤化氢的热稳定性大小可由生成焓来衡量。卤化物卤化物卤素和电负性较小的元素生成的化合物叫做卤化物。金属卤化物非金属卤化物非金属如硼、碳、硅、氮、磷等的卤化物它们都是以共价键结合,具有挥发性,有较低的

和沸点,有的不溶于水(如CCl4,SF6),溶于水的往往发生强烈水解(如AlCl3)。随着金属离子半径减小和氧化数增大，同一周期各元素的卤化物自左向右离子性依次降低，共价性依次增强。而且，它们的

和沸点也依次降低。同一金属的卤化物随着卤离子半径的增大,变形性也增大,按F-—CI-—Br-—I-的顺序其离子性依次降低,共价性依次增加。例如：卤化钠的和沸点的变化。卤素含氧酸及其盐次卤酸及其盐亚卤酸及其盐卤酸及其盐高卤酸及其盐ClO

-

1.21

1.64

1.63

1.3583

——HClO2——HClO——Cl2——Cl--

1.76

-

1.50

1.60

1.065BrO4

——BrO3

——HBrO——Br2——Br-H

1.7

-

1.13

1.45

0.5355IO6

——IO3

——HIO———I2———

I--

+++

-

-3d

2pCl

O空轨道 充满电子Cl

→

O表示“

键

+

p

→

d

反馈π键”分子结构除HOX和H5IO6（正高碘酸）之外，其余含氧酸分子中，X中心原子均作sp3杂化热稳定性：含氧酸<含氧酸盐酸性增强HXOHXO2HXO3HXO4Cl

3.2×10-8

1.1×10-2103108Br

2.1×10-91I

1.0×10-11

5.1×10-4酸性增强1.7×10-7HOCl

(aq)

>4%分解

HOCl3

(aq)

>

40%分解含氧酸酸性递变规律EXOOOEXOOEEXOEEIOOOOO6OXOOOXO-XO2-XO3O-XO4-IO5

-含氧酸根离子的结构次氯酸次卤酸都是强氧化剂和漂白剂，它们很不稳定，尤其次碘酸。它们能以两种方式分解：2HClO===2HCl+O23HClO===HClO3+2HCl卤酸都是强酸，按HClO3—HBrO3—HIO3的顺序酸性依次减弱、稳定性依次增强。卤酸的浓溶液都是强氧化剂，其中以溴酸的氧化性最强，卤酸盐中比较重要的，且有实用价值的是氯酸盐，其中最常见的是KClO3和NaClO3。NaClO3易潮解而KClO3不会吸潮可制得干燥产品。NaClO3+KCl＝KClO3+NaCl卤酸盐的热分解反应是较复杂的。例如:2KClO3===KCl+3O2（催化剂），4KClO3====KCl+3KClO4

（无催化剂）固体KClO3是强氧化剂，它与易燃物质如碳、及有机物质相混合时，一受撞击即猛烈因此，氯酸钾大量用于制造火柴、焰火。KClO3与浓HCl生成ClO2与Cl2的混合物称为优氯。ClO2Cl原子以sp2杂化轨道形成σ键，分子为V形分子。氯原子以SP2杂化轨道形成σ键其中一个电子垂直于O-Cl-O

平面,并与O,O

的4个电子形成3中心-5e

П键(离域П键)]HClO4是已知酸中最强的酸，浓热的HClO4是强的氧化剂，遇到有机物质会发生性反应，但稀冷的HClO4溶液几乎不显氧化性。高氯酸盐一般是可溶的，但

Cs+、Rb+、K+及NH4+的高氯酸盐的溶解度都很小。高溴酸是强酸，强度接近于HClO4它的氧化能力高于高氯酸和高碘酸。§10-2

氧族基本性质OSSeTe价层电子构型ns2np4主要氧化数-2-2+4+6第一电离能/kJ·mol由大到小变化电负性(Pauling)3.442.582.552．1EA1/kJ·mol-1141.0200.4195.0190.1EA2

/kJ·mol--780.7-590.4-420.5-------单键解离能/kJ·mol-1142268172126一、氧族元素的概述氧族元素基本性质电子构型常见氧化态O[He]2s22p4-2,-1,0,S[Ne]3s23p4-2,-1,0,+2,+4,+6Se[Ar]4s24p4-2,0,+4,+6Te[Kr]5s25p4-2,+2,0,+4,+6Po[Xe]6s26p4+2,+6氧族元素的基本性质1．氧的分子结构VB：zO

2S2

2P

1

2P

1

2P

2x

y|

|O

2S2

2Px

2Py

2Pz1

1

2即O=O应为“逆磁”。

2*

12*

1222222y

y

2s

22s)2

(a*

)

(

p

p

p

p

px)2MO

:

O

KK(n(n

2)B.M

2.83B.MO2分子磁矩

m

硫分子结构：

-S、-S分子均为S8，“

”状。硫的价键特征1、可以从电负性较小的原子接受两个电子，形成含S2-离子的离子型硫化物2、可以形成两个共价单键，组成共价硫化物3、可以形成一个共价双键4、硫原子有可以利用的3d轨道，3s和3p中的电子可以跃迁到3d轨道参与成键，形成氧化数高于的正氧化态

5、从单质硫的结构特征来看，它能形成-Sn-长硫链。OOOOOO臭氧的结构臭氧分子中有Π34离域Π键。臭氧分子结构：硫化氢硫蒸气能和氢直接化合生成硫化氢。中常用硫化亚铁与稀盐酸作用来

硫化氢气体：FeS

+

2H+

─→

Fe2+

+

H2S↑过氧化氢H2O2水溶液俗称双氧水。里可用稀硫酸与BaO2或Na2O2反应来过氧化氢：BaO2+H2SO4===BaSO4+H2O2Na2O2+H2SO4+10H2O===Na2SO4·10H2O+H2O2除去沉淀后的溶液含有6～8%的H2O2过氧化氢过氧化氢分子中有一过氧基(-O-O-)，每个氧原子个连着一个氢原子。两个氢原子和氧原子不在一平面上。在气态时，两个氢原子像在半展开书本的两页纸上,两面的夹角为111.5°，氧原子在书的夹缝上，键角∠OOH为94.8°，O-O和O-H的键长分别为148pm和95pm。H2O2的电极电势图E°(A)0.67

V

1.77

VO2────H2O2────H2OE°(B)-0.08

V 0.87

VO2────HO2-

────2OH-在酸介质中，是一种强氧化剂，碱介质中是强还原剂，用它作氧化剂或还原剂，不会给体系带来杂质氧化剂：H2O2+2I-+2H+＝I2+2H2OPbS+4H2O2＝PbSO4↓+4H2O用H2O2油画原理过量的

H2O2可以煮沸溶液除去。2

2Ag2O+HO

-＝2Ag+OH-+O

↑2KMnO4+5H2O2+3H2SO4＝2MnSO4+K2SO4+5O2↑+

8H2O生成过氧化物反应（非氧化还原反应）：4H2O2+H2Cr2O7＝2CrO(O2)2+5H2O(蓝色加合物)2CrO5+7H2O2+6H+＝2Cr3+

+7O2↑+10H2O或 4CrO5+12H+＝4Cr3+

+7O2↑+6H2O2CrO

-+2H

O

+2OH-＝2CrO

2-+4H

O2

2

2

4

2还原性:硫化锌ZnS白色1.2×10-23易溶硫化锰MnS肉红色1.4×10-25易溶硫化镉CdS黄色3.6×10-20不溶硫化亚铁FeS黑色3.7×10-19易溶硫化铅PbS黑色3.4×10-28不溶硫化亚锑Sb2S3桔红色2.9×10-59不溶硫化亚锡SnS褐色1.2×10-25不溶硫化HgS黑色4.0×10-53不溶硫化银Ag2S黑色1.6×10-49不溶硫化铜CuS黑色8.5×10-45不溶难溶硫化物的颜色和溶度积利用硫化物的溶解性差别可以进行物质的分离，利用硫化物的颜色不同可以进行物质的鉴别。硫的含氧酸及其盐硫酸系含氧的形成与分子结构特点形成含氧酸 分子式硫酸

H2SO4硫代硫酸

H2S2O3

*S代O结构特点S

sp3杂化硫代焦硫酸H2S2O72

H2SO4脱H2O氧桥连二硫酸H2S2O6*-OH被-SO2(OH)取代调整硫链过硫酸系含氧酸的形成和分子结构特点含氧酸分子式形成结构特点过一硫酸H2SO5H2O2中1H被-SO2(OH)取代-O-O-存在过二硫酸H2S2O8H2O2中2H被-SO2(OH)取代-O-O-存在亚硫酸H2SO3..SOHOH连二亚硫酸H2S2O4

,S作sp

3杂化O..S..SOOHHO过二硫酸H

S

O2

2

8OSHOOOOSOOHO硫酸及其盐标态（S.S）下，H2SO4氧化性不强，未酸化的SO42―溶液（例Na2SO4）无氧化性。（SO42―/H2SO3）=

0.175V（SO42―/H2SeO3）=

1.15V

(H6TeO6/TeO2)

=

1.02V氧化性：H2SO4

<H2SeO4

>H6TeO6周期：

三

四

五显示第四周期元素Se高价态化合物的“次周期性”。硫代硫酸钠（Na2S2O3·5H2O）又称海波或大苏打。将硫粉溶于沸腾的亚硫酸钠碱性溶液中或将Na2S和Na2CO3以2:1的物质的量之比配成溶液再通入SO2便可制得Na2S2O3。Na2SO3+S===Na2S2O32Na2S+Na2CO3+4SO2===3Na2S2O3+CO2也可用以下方法

：2NaHS+4NaHSO3===3Na2S2O3+3H2O2Na2S+3SO2===2Na2S2O3+S↓硫代硫酸根可看成是SO

2-中的一个氧原子被硫44原子所代替并与SO

2-相似具有四面体构型。硫代硫酸及其盐nS2np3第二周期N子没有d轨§10-2

氮族一氮族通性原子价层电子结构特点N

P

As

Sb

Bi氧化态及成键特征-3，+1，+3，+5NPAsSbBi+3，+5+3，+5非金属半金属金属趋低于价稳化定合物氧化态-3,

-2,

-1,

+1, +2,

+3,

+4,

+5红磷隔绝空气673K黄(白)磷

黑磷高压加热黄磷有剧毒，误食0.1g就能致死。白磷晶体是由P4分子组成的分子晶体在P4分子中,每个P原子用它的3个p轨道与另外三个P原子的p轨道间形成三个σ键时，这种纯的p轨道间的键角应为90，实际上是60，所以P4分子具有张力，P—P键易于断裂，

因此使得黄磷在常温下有很高的化学活性。(NH4)2SO4

(s)

+

Ca(OH)2

(s)

==CaSO4

(s)

+

2NH3↑+

2H2O化学性质还原性反应3Cl2+2NH3==N2+6HCl3Cl2(过量)+NH3==NCl3+3HCl配位反应NH3分子中的孤电子对倾向于和别的分子或离子形成配位键+AgCl+2NH3==Ag(NH3)23

4Cu2+

+4NH3==Cu(NH

)

2+二、氨和氨盐氨的分子结构HH..NH物理性质无色:刺激味气体,液氨可做制冷剂、溶剂2O

＝NH4+

+

OH-A.加合反应如:NH3

+H2O

NH3·H加H+

生成铵盐制NH3、鉴定NH4+盐加OH-

NH3

用于Ag+

+

2NH3

─→[Ag(NH3)2]+Cu2+

+

4NH3

─→[Cu(NH3)4]2+CaCl2

+

8NH3

─→

CaCl2·8NH3(∴CaCl2不能做NH3的干燥剂）如：4NH3

+3O2(纯氧)2N2+6H2O4NH +

5O3

224NO+6H

O

（工业制HNO3的基础反应）2NH3

+

3CuO

─→

3Cu

+

N2

+

3H2O2NH3

+

3Cl2

─→

N2

+

6HCl（可用于检验Cl2气管道是否漏气)B.还原反应C.取代反应可生成一系列NH3的衍生物，如：NaNH2、Li2NH、AlN。又如：Hg(NH2)Cl、CO(NH2)2。400℃800℃Pt铵盐①NH4+与碱金属离子(如K+)的某些性质相似导至其对应盐类有某些相似性。如:晶型、颜色、溶解性。②固体铵盐的热分解性:与对应碱金属离子的盐又有不同之处，如:铵盐有水解性,热不稳定性。固体铵盐的热分解规律(分解产物因酸根性质不同而异):三、氮的含氧酸及其盐硝酸及其盐4HNO3(浓)+Cu==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O8HNO3(稀)+3Cu=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O4HNO3(浓)+Hg==Hg(NO3)2+2NO2↑+2H2OS+2HNO3＝H2SO4＋2NO↑3P＋5HNO3

＋2H2O

＝3H3PO4＋5NO↑4HNO3+3C==3CO2+4NO

↑

+2H2O3I2+HNO3==6HIO3+10NO+2H2O8HNO3(稀)+6Hg=3Hg2(NO3)2+2NO↑+4H2O4Zn+10HNO3(极稀)===4Zn(NO3)2

+NH4NO3

+3H2OAu＋HNO3＋4HCl＝H[AuCl4]＋NO↑＋2H2O3Pt＋4HNO3＋18HCl＝3H2[PtCl6]＋4NO↑＋8H2O在实验常常用王水溶解一些难溶无机物，但是王水不稳定，必须现配现用。加热2NaNO3====2NaNO2＋O2加热2Pb(NO3)2====2PbO＋4NO2＋O2加热2AgNO3

=====2Ag＋2NO2＋O2Hg(NO3)2加热=====Hg＋2NO2

＋O2加热NH4NO3====N2O

+

2H2O402.5KMg(NO3)2•

6H2O=====Mg(OH)NO3+

HNO3

+5H2ONOOOH硝酸分子的结构ppsNsp2硝酸的分子结构:HNO3中的N以sp2杂化有一个∏34，NO3-中的N也以sp2杂化有一个∏46。酸介质氧化性显著，碱介质还原性为主，见△G

/F-Z图。HNO2作氧化剂的还原产物取决于HNO2+NO，N2O，N2，NH3OH+,

NH4中心原子杂化态中心原子孤对电子离域介键电负性差HNO2氧化性例1：2NO

-+2I-+4H+=2NO+I2

2(s)2+2H

O2

3

4

6I2

+

2S

O

2-

=

2I-

+S

O

2-定量检测NO

-（若生成之I

以CCl2

2

4，可定性检测）3

3

2对比：稀酸介质中，NO

-无此反应（不氧化I-），说明氧化性NO

-＜NO

-，2

3以此反应可区分NO

-和NO

-。还原性，其是碱介质中：2

NO2-

+

O2

—— 2

NO3-（ф

B

（NO3-/NO2-）

=0.02V，ф

B

（02/OH-）=0.401V）酸介质中，只有强氧化剂（KMnO4,ClO2…）才氧化NO2-：5NO2-+2MNO4-+6H+=5NO3-+2Mn2++3H2O歧化R.

T.

HNO2即自发歧化：——3HNO2

HNO3

+ 2NO↑+

H2O∴至今未制得纯HNO2

亚硝酸盐比HNO2稳定。配位性质NO2-两可配体NO2-与O3、SO2

等电子体：在未知配位原子时，可视为“硝基配合物”二、亚硝酸及其盐将等物质的量的NO和NO2混合物溶解在冰水中或向亚硝酸盐的

液中加酸时，生成亚硝酸：NO+NO2+H2O===2HNO2NaNO2+H2SO4===HNO2+NaHSO4亚硝酸，淡灰蓝色、很不稳定，仅存在于冷的稀溶液中，微热甚至冷时便分解为NO、NO2和H2O。亚硝酸是一种弱酸，但比醋酸略强，-HNO2H++NO2

Ka=5×10-4(291K)亚硝酸盐，特别是碱金属和减土金属的亚硝酸盐，都有很高的热稳定性。NaNO3===NaNO2+O2Pb+KNO3===KNO2+PbO四、磷及其化合物磷易于氧化，自然界中是以磷酸盐的形式存在的，例如磷酸钙矿Ca3(PO4)2、磷灰石Ca5F(PO4)3等。单质磷是将磷酸钙矿混以石英砂(SiO2)和炭粉放在1773K左右的电炉中加热。2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C=====6CaSiO3+P4+10CO把生成的磷蒸气和CO通过冷水，便得到白磷。磷有多种同素异性体,主要的有白、红和黑磷三种。白磷见光逐渐变为黄色,所以又叫黄磷。黄磷剧毒,误食0.1克就能致死。白磷不溶于水，易溶于CS2中，经测定，不论在溶液中或在蒸气状态，磷的分子量都相当于分子式P4。磷蒸气热至1073K，P4开始分解为P2，磷的双原子分子结构与氮相同。P4分子呈四面体构型，键有张力，不稳定。红磷为链状结构、黑磷为层状结构。PPPPP红磷的链状结构P

PPPP

PP二、磷的氧化合物一、磷的氧化物磷在空气中或氧中的燃烧产物是P4O10,如果氧量不足则生成P4O6，P4O10分子结构与P4O6相似。P4O6为白色吸湿性蜡状固体,有很强的毒性,可溶于苯、二硫化碳和氯仿等非极性溶剂中。P4O6是亚磷酸的酸酐，但只有和冷水或碱溶液反应时才缓慢地生成亚磷酸或亚磷酸盐。在热水中它发生歧化反应。P4O6不稳定会继续被氧化为P4O10。P4O6+6H2O(冷)===4H3PO3P4O6+6H2O(热)===3H3PO4+PH3磷的含氧化合物3．偏磷酸及其盐常见的偏磷酸有三偏磷酸和四偏磷酸。偏磷酸是硬而透明的玻璃状物质，易溶于水，在溶液中逐渐转变为正磷酸。将磷酸二氢钠加热，在673—773K间得到三聚偏磷酸盐：3NaH2PO4=====(NaPO3)3+3H2O把磷酸二氢钠加热到973K，然后骤然冷却则得到直链多磷酸盐的玻璃体即所谓的格氏盐xNaH2PO4===(NaPO3)x+xH2O用AgNO3使正磷酸生成黄色沉淀、焦磷酸和偏磷酸产生白色沉淀，但偏磷酸可以使蛋白溶液沉淀而焦磷酸不能。用此法可以鉴别正、焦和偏磷酸。二、磷的含氧酸及其盐磷有以下几种重要的含氧酸：名

称正磷酸焦磷酸三磷酸偏磷酸亚磷酸次磷酸化

学

式H3PO4H4P2O7H5P3O10(HPO3)nH3PO3H3PO2磷的氧化态+V+V+V+V+III+IOH

O

P

O

HOH反馈键HH

O

P

O

HOHH

O

P

HO砷有灰、黄、黑三种同素异性体。黄砷由它的蒸气骤冷而得，不稳定，它与其蒸气的分子式都是As4，结构为正四面体结构,与黄磷的结构相似，温度高于1073K时分解为As2。常温下砷在水和空气中比较稳定,在高温时能和氧、硫、卤素反应,产物一般是三价。4As+3O2==2As2O32As+3Cl2==2AsCl3但2As+5F2==2AsF52As+6NaOH(熔融)==2Na3AsO3+3H2↑砷(+III)有弱还原性，砷(+V)有弱氧化性，因此它生成两类氧化物。As2O3:俗名砒霜，溶于NaOH及HCl溶液。剧毒，症状为腹痛呕泻,致死量为0.1克。用胶态的氢氧化铁或氢氧化镁悬浮液可解毒。三氧化二砷是砷衍生物的主要原料，可做杀虫剂、除草剂，也用于药物，木材、皮毛防腐，玻璃脱色等。四、硫化物已知的砷有六种硫化物：As2S3

、As2S5

、As4S3

、As4S4

、As4S5

、As4S6

。天然的硫化物有黄色的As2S3

，俗称雌黄；橘红色的As4S4

，俗称雄黄。3As2S3+3S2-===2AsS

3-2

4As2S3+3S

2-===2AsS

3-+S4

2

5

22AsS

3-+6H+===As

S

↓+3H

S↑32

322AsS

3-+6H+===As

S

↓+3H

S↑§10-4

碳族碳、硅、硼的氧化态电子构型常见氧化态C[He]2s22p2-2,-4,0,+2,+4Si[Ne]3s23p2-4,0,+2,+4B[He]2s22p10,+3§10-５

碳

族碳有

石和石墨C60等同素异性体。无定形炭(如木炭)本质上都是纯度不等的石墨微晶。石的外观是无色透明的固体，为原子晶体每个碳原了都以sp3杂化轨道和其它四个原子形成共价键，形成一种网状的巨形分于,再由于C一C键的键能相当高,使得

石的硬度非常大,分子中没有

电子,不导电;在工业上可用于刀具来切割金属及制造高档装饰品。石的新方法。20世纪50年代高温高压石墨转化为石。20世纪80年代微波炉中烃分解为石。20世纪90年代CCl4+Na得到

石微晶。碳的新单质：1、C60球碳：1985年9月初Rice大学Smalley、