常见非金属元素及其化合物课件

第八章

非金属元素及其化合物

第三节氮和磷的化合物

第二节氧族元素

第一节卤族元素

第八章非金属元素及其化合物第三节氮和磷的化合物氯Cl溴Br碘I砹At氟F第一节卤族元素放射性氯溴碘砹氟第一节放射性+e-Br-I-Cl-F-+e-+e-+e-IFClBr卤素的原子结构+e-Br-I-Cl-F-+e-+e-+e-IFClBr卤素非金属性逐渐减弱相同点：最外层7个电子易得一个电子，不同点：核电荷数递增电子层数递增原子半径依次增大得电子能力逐渐减弱，原子结构性质决定具有氧化性非金属性逐渐减弱相同点：最外层7个电（二）金属的物理性质:①常温下，单质都是固体，汞(Hg)除外；②大多数金属呈银白色，有金属光泽，但金(Au)——色，铜(Cu)——色，铋(Bi)——色，铅(Pb)

色。

黄红微红

蓝白③不同金属熔点、硬度差别较大；（二）金属的物理性质:①常温下，单质都是固体，汞(Hg)除外④良好的导电性，分析原因：金属中存在着大量的可自由移动的电子。⑤良好的导热性，分析原因：通过自由电子和金属阳离子的相互碰撞传递热量。⑥良好的延展性。金铂⑦金属单质在化学反应中只作还原剂，在化合物中金属元素只显正价。④良好的导电性，分析原因：金属中存在着大量的可自由移（二）、金属的物理性质合金：概念：两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。性质：具备金属特性(光泽、热电良导体、延展性等)。 熔沸点一般低于组分单质；硬度一般比组分单质大。

（二）、金属的物理性质合金：（三）、金属的化学性质

金属原子易失去价电子成为阳离子，因而表现出较强的还原性。由于不同的金属原子结构、原子半径的不同，表现的还原性也有强弱不同。(1)与O2反应KCaNa

MgAl

ZnFeSnPb（H）CuHg

AgPtAu常温迅速

成膜加热

加热能反应不反应（三）、金属的化学性质金属原子易失去价电子成为阳离子，因而(2)与H2O反应

KCaNa

MgAl

ZnFeSnPb

……条件：冷水剧烈热水缓慢水蒸气高温不反应产物：氢氧化物和氢气氧化物和氢气(3)与酸反应KCaNaMgAlZnFeSnPb

CuHgAg

PtAu

常温下与非氧化性酸反应氧化性酸王水(4)置换反应(5)特例：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2(2)与H2O反应金属活动性顺序的应用KCaNaMgAlMnZnFeNiSnPbHCuHgAgPtAu判断金属的活动性顺序。判断金属与酸溶液反应的激烈程度等情况。判断金属单质还原性强弱。判断金属低价阳离子的氧化性强弱。判断金属金属性的强弱顺序。判断原电池的正负极。判断和水、氧气反应条件以及产物。判断相同浓度相同阴离子溶液的酸碱性强弱顺序。判断电解时阳离子和金属电极的放电顺序。判断金属单质的制备方法。金属活动性顺序的应用KCaNaMgAlMnZn一、碱金属和碱土金属的概述二、碱金属和碱土金属的性质与用途三、碱金属和碱土金属的氧化物、氢氧化物及盐类第二节碱金属和碱土金属一、碱金属和碱土金属的概述第二节碱金属和碱土金属一、碱金属和碱土金属的概述

IAIIALiBeNaMgKCaRbSrCsBa原子半径减小金属性、还原性减弱电离能、电负性增大原子半径增大金属性、还原性增强电离能、电负性减小价层电子构型：IA、IIA，一、碱金属和碱土金属的概述

原子半径减小价层电子构型：IA均以矿物形式存在:钠长石:钾长石:光卤石:明矾石:锂辉石:绿柱石:菱镁矿:石膏:萤石天青石:重晶石:大理石:元素的存在均以矿物形式存在:绿柱石:菱镁矿:萤石天青石:大理石:元素的一、卤素单质（一）单质的制备(1)工业制法 电解KHF2制取F2;电解饱和食盐水制取Cl2

地康法：4HCl+O2=2H2O+2Cl2↑ Cl2氧化法制取Br2 2Br-+Cl2=Br2+2Cl-

3Br2+3CO32-=5Br-+BrO3-+3CO2↑

5Br-+BrO3-+6H+=3Br2+3H2O

Cl2氧化法制取I2(或者还原KIO3)一、卤素单质（一）单质的制备（2）实验室制法①反应原理:MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2↑+2H2O②药品以及替代品：浓盐酸2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2OKClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2OMnO2+3H2SO4+2NaCl=2NaHSO4+MnSO4+Cl2↑+2H2OCa(ClO)2+4HCl=CaCl2+Cl2↑+2H2OK2Cr2O7+14HCl=2KCl+2CrCl3+3Cl2↑+7H2O（2）实验室制法（二）卤族单质性质（二）卤族单质性质【讨论】卤族元素单质的水溶液和苯溶液的颜色？溴应该如何保存？【讨论】卤族元素单质的水溶液和苯溶液的颜色？溴应该如何保存？1、卤素单质与氢气的反应:

卤素单质的化学性质500℃光照△或点燃H2+X2=2HX1、卤素单质与氢气的反应:卤素单质的化学性质500℃光照△(1)反应剧烈程度逐渐减弱(2)稳定性逐渐减弱HF>HCl>HBr>HI(3)水溶液酸性逐渐增强HF<HCl<HBr<HI(中强酸)(强酸)2、卤素单质间的置换反应Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2Cl2+2KI=2KCl+I2Br2+2KI=2KBr+I2结论：氧化性：F2＞

Cl2＞Br2＞I2

(1)反应剧烈程度逐渐减弱(中强酸)(强酸)2、卤素单质间的2F2

＋2H2O＝4HF＋O2

（爆炸）（能反应）（很弱）（极弱）与水反应的剧烈程度逐渐减弱3.卤素与水反应F2的特殊性Cl2+H2O

HCl+HClOBr2+H2O

HBr+HBrO

I2+H2O

HI+HIOX2

＋H2OHX＋HXO2F2＋2H2O＝4HF＋O2（爆炸）（能反应Cl2的反应Cl2FeCl3CuCl2NaCl与几乎所有金属反应HClPCl3PCl5与多种非金属反应HClHClOCaCl2Ca(ClO)2SBr2I2H2SO4Na2SO4N2FeCl3与还原性物质反应CH2ClCH2ClC6H6Cl6CH3ClHCl加成反应取代反应NaClNaClO3Cl2的反应Cl2FeCl3CuCl2NaCl与几乎所有金属一、卤族单质【小结】①F2、Cl2、Br2、I2氧化性依次减弱。②F-、Cl-、Br-、I-离子的还原性依次增强。③F、Cl、Br、I元素的非金属性依次减弱。【讨论】如何从原子结构的角度解释卤族元素在化学性质方面的递变规律。 卤族元素按F、Cl、Br、I的次序原子半径依次增大，得电子的能力减弱，导致其单质的氧化性逐渐减弱。一、卤族单质【小结】一、卤族单质卤素单质化学性的特殊性（1）F2和水剧烈反应，水是还原剂；F2不能将溶液中的Cl-、Br-、I-氧化；F2通入NaOH溶液中先与水反应；卤素单质中只有F2可与稀有气体反应。（2）氯水使石蕊试剂先变红后褪色。干燥的氯气和液氯无漂白性。（3）碘单质遇淀粉变蓝。碘单质与铁反应生成FeI2

一、卤族单质卤素单质化学性的特殊性二、氢化物及氢卤酸分子结构物理性质:无色、刺激性气味、溶于水、氢键化学性质

酸的通性：HCl=H++Cl- 与碱反应、与碱性氧化物反应、与指示剂反应、与活泼金属反应、与盐反应。 特性：4HF+SiO2=SiF4↑+2H2O二、氢化物及氢卤酸分子结构HCl=H++Cl- 与碱反应、与制法(1)工业制法 CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF↑(铅皿) H2+Cl2=2HCl

二、氢化物及氢卤酸制法二、氢化物及氢卤酸原理：

高沸点酸制取低沸点酸（或加热挥发）药品：

固体可溶性卤盐固体+浓硫酸（浓磷酸） NaCl(s)+H2SO4(浓)=NaHSO4+HCl↑(微热) NaCl(s)+NaHSO4=Na2SO4+HCl↑(强热)

NaCl(s)+H2SO4(浓)=Na2SO4+2HCl↑(强热)

NaBr(s)+H2SO4(浓)=NaHSO4+HBr↑(微热)

NaBr(s)+H3PO4(浓)=NaH2PO4+HBr↑(Δ) NaI(s)+H3PO4(浓)=NaH2PO4+HI↑(Δ)(2)实验室制法原理：(2)实验室制法氯化氢的反应HClFeCl2CuCl2NaClO2CO2AgClNaClCH3CH2ClCH3CH2ClCl2CH2=CH2CH3CH2OH氯化氢的反应HClFeCl2CuCl2NaClO2CO2A【小结】①卤化氢的水溶液中只有氢氟酸是弱酸。②酸性:HF<HCl<HBr<HI③热稳定性：HF>HCl>HBr>HI④沸点：HF>HI>HBr>HCl⑤还原性：HI>HBr>HCl>HF⑥特性：HF能与SiO2反应，储存需用塑料容器二、氢化物及氢卤酸【小结】二、氢化物及氢卤酸三、卤化物卤盐：

CaF2难溶于水、CaCl2(Br、I)溶于水；

AgF溶于水，AgCl(白)、AgBr(淡黄)、

AgI(黄)不溶于水，见光均分解；1、氯化钠2、氯化钾3、氯化铵4、溴化钠、溴化钾和溴化铵5、碘化钠6、碘化钾三、卤化物卤盐：1、氯化钠四、含氧酸及其盐

HClO具有不稳定性和强氧化性，可用于杀菌和漂白：2HClO=2HCl+O2，

含氧酸酸性强弱顺序：HClO4>HClO3>HClO2>HClO

含氧酸氧化性顺序：HClO>HClO2>HClO3>HClO4四、含氧酸及其盐

HClO具有不稳定性和强氧化性，可用于漂白粉如何制备？漂白粉的漂白原理？Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClOCa(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO漂白粉如何制备？漂白粉的漂白原理？五、类卤化合物氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点-3.4℃，沸点25.6℃。氢氰酸与水互溶，稀溶液有苦杏仁味，剧毒，很微量就能致死。因此保管和使用必须严格按规章办事。过氧化氢是氰化物中毒的解毒剂。

有些原子团，在游离态时具有类似卤素单质的性质，在成为阴离子时，也具有类似卤离子的性质，这些原子团称为类卤素或拟卤素。(一)氢氰酸和氰化物五、类卤化合物氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点-3.4℃，沸点25.6℃。氢氰酸与水互溶，稀溶液有苦杏仁味，剧毒，很微量就能致死。因此保管和使用必须严格按规章办事。过氧化氢是氰化物中毒的解毒剂。氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点氰化物的检验：取试液1mL，加入NaOH溶液碱化，再加入溶液数滴，将混和液煮沸，然后用HCl酸化，再滴加溶液1～２滴，溶液立即出现蓝色，表示有存在。氰化物的检验：取试液1mL，加入NaOH溶液碱化，再加入溶液硫氰化物又称硫氰酸盐。其中硫氰化钾（KSCN）和硫氰化铵（）是常用的化学试剂。硫氰化物的一个特殊而灵敏的化学反应是与生成血红色化合物。其化学方程式如下：利用这个性质，常用KSCN或检验，或用检验硫氰化物。（二）硫氰化物硫氰化物又称硫氰酸盐。其中硫氰化钾（KSCN）和硫氰化铵（）第二节氧族元素

一、氧族简介周期表第VIA族称为氧族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋五种元素。

价电子层结构ns2np4，氧化态-2、+2、+4、+6，氧仅显-2价(除H2O2及OF2外)。

氧族元素原子最外层6个电子，因而它们是非金属(钋除外)，但不及卤素活泼。

随着原子序数增大，非金属性减弱，氧硫是非金属、硒、碲是半金属，钋是典型金属。氧的电负性最高，仅次于氟，所以性质非常活泼，与卤族元素较为相似。第二节氧族元素一、氧族简介周期表第VIA族称二、氧的单质及其化合物（一）氧

氧是无色、无臭的气体。在标准下，密度为1.429kg·L-1；熔点（54.21K）和沸点（90.02K）都较低，液态和固态氧都显淡蓝色；氧在水中的溶解度很小，通常1ml水仅能溶解0.0308mlO2。

氧最主要的化学性质是氧化化性。除稀有气体和少数金属外，氧几乎能所有元素直接或间接地化合，生成类型不同，数量众多的化合物。

二、氧的单质及其化合物（一）氧（二）臭氧

常温下，臭氧（O3）是浅蓝色的气体，沸点160.6K、熔点21.6K，O3比O2易溶于水（通常1ml水中能溶解0.49mlO3）。

O3的氧化性大于O2。常温下，O3能与许多还原剂直接作用。例如：PbS+2O3=PbSO4+O2↑2Ag+2O3=O2↑+Ag2O2（过氧化银）2KI+O3+H2O=2KOH+I2+O2↑（二）臭氧

常温下，臭氧（O3）是浅蓝色的（三）过氧化氢1、制备：

电解60％H2SO4溶液，减压蒸馏得H2S2O8，水解可得H2O2。H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2↑2、性质（1）、不稳定性2H2O2＝2H2O+O2↑（2）、弱酸性H2O2H++HO2-H2O2+Ba(OH)2=BaO2+2H2O（三）过氧化氢1、制备：2、性质（3）、氧化还原性

由于H2O2氧化数处于中间，因此它既显氧化性又显还原性，氧化还原能力与介质的酸碱性有关。以氧化性为主。例如：Cl2+H2O2＝2HCl+O2↑H2O2+2I-+2H+＝I2+2H2OPb+4H2O2＝PbSO4↓+4H2O（3）、氧化还原性三、硫及其化合物（一）硫

1、与金属、氢、碳等还原性较强的物质作用时，呈现氧化性。H2+SH2SC+2SCS2Hg+SHgS三、硫及其化合物（一）硫

1、与金属、氢、碳等还原性较强

2、与具有氧化性的酸反应，呈现还原性。

S+2HNO3H2SO4+2NO↑S+2H2SO4（浓）

3SO2↑+2H2O

3、在碱性条件下，硫容易发生歧化反应。

3S+6NaOH＝2Na2S+Na2SO3+3H2O

2、与具有氧化性的酸反应，呈现还原性。S+2HNO3（二）硫化氢

1、弱酸性H2S为二元弱酸，在溶液中有如下电离平衡：H2SH++HS-K1=9.1×10-8HS-H++S2-K2=1.1×10-12

2、还原性在酸性溶液中，氢硫酸是中强还原剂，可被空气中的氧气氧化析出单质硫。2H2S+O2=2S↓+2H2O

3、沉淀剂由于大多数金属硫化物不溶于水，在定性分析中，以H2S作为分离溶液中阳离子的沉淀剂。检验：以Pb(Ac)2试纸检验，H2S使试纸变黑：H2S+Pd（Ac）2=PdS↓+2HAc（二）硫化氢

1、弱酸性

2、还原性在酸性（三）二氧化硫（亚硫酐）1．二氧化硫与水反应

二氧化硫是无色、有刺激性气味的气体，比空气重。二氧化硫有毒，是大气的主要污染物，它能剧烈地刺激眼睛的角膜和呼吸器官的粘膜，造成呼吸困难，严重时可导致死亡。（三）二氧化硫（亚硫酐）1．二氧化硫与水反应常见非金属元素及其化合物课件（三）二氧化硫（亚硫酐）2．二氧化硫与氧反应3．二氧化硫的漂白作用

二氧化硫能与某些有色物质结合生成无色的物质，所以二氧化硫具有漂白作用。但是，这种无色物质不稳定，易分解而恢复原来的颜色。（三）二氧化硫（亚硫酐）

1、硫酸纯硫酸（H2SO4）是无色油状液体，凝聚点为283.43K，沸点为603.2K。硫酸为二元强酸，是最常用的三大无机强酸之一。硫酸及其盐的主要化学性质为：（1）、吸水性和脱水性（2）、强酸性和强氧化性（3）、浓硫酸的溶解性（四）、硫酸及医学上常见的硫酸盐

1、硫酸（四）、硫酸及医学上常见的硫酸盐

2、硫酸盐医学上常见硫酸盐的物理性质及用途

2、硫酸盐医学上常见硫酸盐的物理性质及用途

3、离子的鉴定（1）、S2-

利用醋酸铅试纸鉴定，此法用于S2-浓度较大时。S2-+Pb2+=PbS↓（2）、SO32-

亚硫酸盐遇强酸应会放出SO2气体，SO2具有还原性，能使硝酸亚汞方式纸变黑（Hg22+还原为金属汞）。SO32-+2H+=SO2↑+H2OSO2+Hg22++2H2O=2Hg+SO42-+4H+

3、离子的鉴定（1）、S2-（3）、S2O32-a、利用S2O32-在酸性介质中的不稳定性来检测。S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2Ob、用AgNO3检验：过量的Ag+和S2O32-作用，先生成白色Ag2S2O3沉淀，此沉淀不稳定，很快分解为Ag2S，沉淀的颜色由白变黄、变棕、最后变成黑色。（4）、SO42-在确证无F-、SiF62-存在时，用钡离子检验，生成不溶于盐酸的白色沉淀。SO42-+Ba2+=BaSO4↓（3）、S2O32-a、利用S2O32-在酸性介质中的不稳定（五）硫代硫酸钠硫代硫酸（H2S2O3）非常不稳定，只能存在于175K以下。常用的是其盐Na2S2O3·5H2O，俗称为海波或大苏打。

1、遇强酸分解

S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O（五）硫代硫酸钠硫代硫酸（H2S2O3）非

2、还原性

Na2S2O3是中等强度的还原剂。S2O32-+4Cl2+5H2O=2SO42-+8Cl-+10H+S2O32-+I2=S4O62-+2I-

3、配位性

S2O32-具有很强的配位能力，能与许多金属形成稳定的配合物。S2O32-+AgBr=[Ag(S2O3)­2]3-+Br-

2、还原性Na2S2O3是中等强度的还原剂。

3、配第三节氮和磷的化合物周期表VA族包括氮、磷、砷、锑、铋五种元素，称为氮族元素。通性有：

1、价电子层结构为ns2np3，主要氧化态为-3、+3、+5。

2、氮族元素得电子趋势较小，显负价较为困难。因此氮族元素的氢化物除NH3外都不稳定，而氧化物均较稳定。

3、由于从As到Bi，随着原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加。第三节氮和磷的化合物周期表VA族包括氮、磷、砷一、氨和铵盐（一）氨氨（NH3）是氮的氢化物，常温下为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，氨的水溶液称为氨水。

1、弱碱性NH3分子具有碱性，从氨的结构来看，氨有孤对电子，可以结合质子，显示碱性。一、氨和铵盐（一）氨

1、弱碱性NH3分子具有碱

3、还原性

4、配位性NH3分子中的N原子处于最低氧化态（-3）。在一定条件下，氨具有还原性由于NH3的N原子上有孤对电子Ag++2NH3＝[Ag(NH3)2]+

2、取代反应

NH3分子中的H原子可以被其他的原子或原子团取代，如NaNH2（氨基化钠），CaNH（亚氨基化钙），当三个H原子都被取代，则生成氮化物，如Li3N。

3、还原性

4、配位性NH3分子中的N原（二）铵盐

1、遇强碱分解放出氨气

NH4++OH-

NH3↑+H2O

2、强酸类铵盐水溶液显弱酸性NH4++H2ONH3·H2O+H+

3、固态铵盐受热时易发生分解反应铵盐的热稳定性差，受热时极易分解，分解产物通常与组成有关。NH4ClNH3↑+HCl↑(NH4)2SO4NH3↑+NH4HSO4↑（二）铵盐

1、遇强碱分解放出氨气二、亚硝酸及医学上常见的亚硝酸盐

（一）氮氧化合物氮氧化物包括多种化合物，如氧化亚氮、一氧化氮二氧化氮、三氧化二氮、四氧化二氮和五氧化二氮等,它们都是主要的大气污染物.NO分子中有孤对电子，可以作为配体。有文献报道，某些含有NO基团的血管舒张药如亚硝酸异戊酯、三硝酸甘油酯，亚硝酰铁氰化钠等，经服用后在人体内释放出NO，而则被称为人血管内皮舒张因子。二、亚硝酸及医学上常见的亚硝酸盐

（一）氮氧化合物(二)、亚硝酸及亚硝酸盐

1、亚硝酸(1)、弱酸性亚硝酸（HNO2）是一元弱酸。(2)、不稳定性

3HNO2=HNO3+H2O+2NO↑(二)、亚硝酸及亚硝酸盐(1)、弱酸性（3）、氧化还原性

HNO2分子中的N的氧化数为+3，属于中间氧化态，既有氧化性又有还原性。在酸性介质中，HNO2及其盐主要显还原性。如：2NO2-+2I-+4H+=I2+2NO+2H2O当HNO2与强氧化剂作用时，NO2-为还原剂，被氧化为NO3-。如：5NO2-+2MnO4-+6H+=2Mn2++5NO3-+3H2O（3）、氧化还原性HNO2分子中的N的氧化数为+3，属于中

2、亚硝酸盐

亚硝酸盐有毒性。若误服亚硝酸钠后，亚硝酸钠会进入血液，能把亚铁血红蛋白氧化为高铁血红蛋白，使血液失去携氧功能，从而造成组织缺氧，严重时人会因缺氧而全身青紫，甚至窒息死亡。由于亚硝酸钠外观类似食盐，因此，要严防把它误当食盐使用而引起中毒。

2、亚硝酸盐

亚硝酸盐有毒性。若误服（三）硝酸及硝酸盐

1、硝酸（1）、不稳定性4HNO3=O2↑+H2O+4NO2↑（2）、强氧化性HNO3分子中的N的具有最高氧化态+5，具有强氧化性，可以氧化金属和非金属。A、氧化非金属

2HNO3+S=H2SO­4+2NO↑5HNO3+3P+2H2O=3H3PO­4+5NO↑B、氧化金属许多非金属都易被其氧化为相应的酸，而HNO3的还原产物一般为NO。（三）硝酸及硝酸盐

1、硝酸

2、硝酸盐大多数硝酸盐)为无色晶体，几乎全部易溶于水，其水溶液都无氧化性。常温下硝酸盐比较稳定，但加热时易分解，放出氧气，所以高温时固体硝酸盐是强氧化剂。蔬菜中的残留的硝酸盐能被逐渐还原成亚硝酸盐。常温下贮藏蔬菜，硝酸盐还原菌活跃，会很快将硝酸盐还原成亚硝酸盐。叶菜类煮沸后，其中大部分硝酸盐溶解到汤中，若放置时间长了，硝酸盐还原菌将其还原成亚硝酸盐。因此，不要食用腐烂的蔬菜和隔夜菜汤。

2、硝酸盐

2、硝酸盐硝酸银是重要的硝酸盐，为白色晶体，易溶于水，见光易分解，应保存在棕色瓶中。硝酸银对有机组织有破坏和腐蚀作用，蛋白质遇硝酸银即生成沉淀。在临床上硝酸银用作收敛剂、腐蚀剂和消毒剂。

2、硝酸盐四、磷的含氧酸及其盐（一）磷酸及其盐常温下纯磷酸为无色晶体，熔点315.3K，能与水按任何比例混合。H3PO4可形成三种类型的盐，即磷酸盐（如Na3PO4），磷酸一氢盐（如Na2HPO4）和磷酸二氢盐（如NaH2PO4）。四、磷的含氧酸及其盐（一）磷酸及其盐（二）次磷酸及其盐纯净的次磷酸（H3PO2）是无色晶体，熔点299.5K，易潮解。H3PO2是一元弱酸，Ka×10-2，它的分子中有两个与磷原子直接相连的氢原子。次磷酸及其盐都是强还原剂，可将Ag+、Hg2+、Cu2+等还原。如：Ag++H3PO2+2H2O==4Ag+H3PO4+4H+

（二）次磷酸及其盐纯净的次磷酸（H3PO2）（三）多磷酸、偏磷酸及其盐磷在充足的空气中燃烧生成P4O10，这是由P4四面体结构所决定。磷酐与水作用先形成偏磷酸，然后是焦磷酸，最后得到正磷酸。都是以磷氧四面体为结构基础。（三）多磷酸、偏磷酸及其盐磷在充足的空气中燃第八章

非金属元素及其化合物

第三节氮和磷的化合物

第二节氧族元素

第一节卤族元素

第八章非金属元素及其化合物第三节氮和磷的化合物氯Cl溴Br碘I砹At氟F第一节卤族元素放射性氯溴碘砹氟第一节放射性+e-Br-I-Cl-F-+e-+e-+e-IFClBr卤素的原子结构+e-Br-I-Cl-F-+e-+e-+e-IFClBr卤素非金属性逐渐减弱相同点：最外层7个电子易得一个电子，不同点：核电荷数递增电子层数递增原子半径依次增大得电子能力逐渐减弱，原子结构性质决定具有氧化性非金属性逐渐减弱相同点：最外层7个电（二）金属的物理性质:①常温下，单质都是固体，汞(Hg)除外；②大多数金属呈银白色，有金属光泽，但金(Au)——色，铜(Cu)——色，铋(Bi)——色，铅(Pb)

色。

黄红微红

蓝白③不同金属熔点、硬度差别较大；（二）金属的物理性质:①常温下，单质都是固体，汞(Hg)除外④良好的导电性，分析原因：金属中存在着大量的可自由移动的电子。⑤良好的导热性，分析原因：通过自由电子和金属阳离子的相互碰撞传递热量。⑥良好的延展性。金铂⑦金属单质在化学反应中只作还原剂，在化合物中金属元素只显正价。④良好的导电性，分析原因：金属中存在着大量的可自由移（二）、金属的物理性质合金：概念：两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。性质：具备金属特性(光泽、热电良导体、延展性等)。 熔沸点一般低于组分单质；硬度一般比组分单质大。

（二）、金属的物理性质合金：（三）、金属的化学性质

金属原子易失去价电子成为阳离子，因而表现出较强的还原性。由于不同的金属原子结构、原子半径的不同，表现的还原性也有强弱不同。(1)与O2反应KCaNa

MgAl

ZnFeSnPb（H）CuHg

AgPtAu常温迅速

成膜加热

加热能反应不反应（三）、金属的化学性质金属原子易失去价电子成为阳离子，因而(2)与H2O反应

KCaNa

MgAl

ZnFeSnPb

……条件：冷水剧烈热水缓慢水蒸气高温不反应产物：氢氧化物和氢气氧化物和氢气(3)与酸反应KCaNaMgAlZnFeSnPb

CuHgAg

PtAu

常温下与非氧化性酸反应氧化性酸王水(4)置换反应(5)特例：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2(2)与H2O反应金属活动性顺序的应用KCaNaMgAlMnZnFeNiSnPbHCuHgAgPtAu判断金属的活动性顺序。判断金属与酸溶液反应的激烈程度等情况。判断金属单质还原性强弱。判断金属低价阳离子的氧化性强弱。判断金属金属性的强弱顺序。判断原电池的正负极。判断和水、氧气反应条件以及产物。判断相同浓度相同阴离子溶液的酸碱性强弱顺序。判断电解时阳离子和金属电极的放电顺序。判断金属单质的制备方法。金属活动性顺序的应用KCaNaMgAlMnZn一、碱金属和碱土金属的概述二、碱金属和碱土金属的性质与用途三、碱金属和碱土金属的氧化物、氢氧化物及盐类第二节碱金属和碱土金属一、碱金属和碱土金属的概述第二节碱金属和碱土金属一、碱金属和碱土金属的概述

IAIIALiBeNaMgKCaRbSrCsBa原子半径减小金属性、还原性减弱电离能、电负性增大原子半径增大金属性、还原性增强电离能、电负性减小价层电子构型：IA、IIA，一、碱金属和碱土金属的概述

原子半径减小价层电子构型：IA均以矿物形式存在:钠长石:钾长石:光卤石:明矾石:锂辉石:绿柱石:菱镁矿:石膏:萤石天青石:重晶石:大理石:元素的存在均以矿物形式存在:绿柱石:菱镁矿:萤石天青石:大理石:元素的一、卤素单质（一）单质的制备(1)工业制法 电解KHF2制取F2;电解饱和食盐水制取Cl2

地康法：4HCl+O2=2H2O+2Cl2↑ Cl2氧化法制取Br2 2Br-+Cl2=Br2+2Cl-

3Br2+3CO32-=5Br-+BrO3-+3CO2↑

5Br-+BrO3-+6H+=3Br2+3H2O

Cl2氧化法制取I2(或者还原KIO3)一、卤素单质（一）单质的制备（2）实验室制法①反应原理:MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2↑+2H2O②药品以及替代品：浓盐酸2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2OKClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+3H2OMnO2+3H2SO4+2NaCl=2NaHSO4+MnSO4+Cl2↑+2H2OCa(ClO)2+4HCl=CaCl2+Cl2↑+2H2OK2Cr2O7+14HCl=2KCl+2CrCl3+3Cl2↑+7H2O（2）实验室制法（二）卤族单质性质（二）卤族单质性质【讨论】卤族元素单质的水溶液和苯溶液的颜色？溴应该如何保存？【讨论】卤族元素单质的水溶液和苯溶液的颜色？溴应该如何保存？1、卤素单质与氢气的反应:

卤素单质的化学性质500℃光照△或点燃H2+X2=2HX1、卤素单质与氢气的反应:卤素单质的化学性质500℃光照△(1)反应剧烈程度逐渐减弱(2)稳定性逐渐减弱HF>HCl>HBr>HI(3)水溶液酸性逐渐增强HF<HCl<HBr<HI(中强酸)(强酸)2、卤素单质间的置换反应Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2Cl2+2KI=2KCl+I2Br2+2KI=2KBr+I2结论：氧化性：F2＞

Cl2＞Br2＞I2

(1)反应剧烈程度逐渐减弱(中强酸)(强酸)2、卤素单质间的2F2

＋2H2O＝4HF＋O2

（爆炸）（能反应）（很弱）（极弱）与水反应的剧烈程度逐渐减弱3.卤素与水反应F2的特殊性Cl2+H2O

HCl+HClOBr2+H2O

HBr+HBrO

I2+H2O

HI+HIOX2

＋H2OHX＋HXO2F2＋2H2O＝4HF＋O2（爆炸）（能反应Cl2的反应Cl2FeCl3CuCl2NaCl与几乎所有金属反应HClPCl3PCl5与多种非金属反应HClHClOCaCl2Ca(ClO)2SBr2I2H2SO4Na2SO4N2FeCl3与还原性物质反应CH2ClCH2ClC6H6Cl6CH3ClHCl加成反应取代反应NaClNaClO3Cl2的反应Cl2FeCl3CuCl2NaCl与几乎所有金属一、卤族单质【小结】①F2、Cl2、Br2、I2氧化性依次减弱。②F-、Cl-、Br-、I-离子的还原性依次增强。③F、Cl、Br、I元素的非金属性依次减弱。【讨论】如何从原子结构的角度解释卤族元素在化学性质方面的递变规律。 卤族元素按F、Cl、Br、I的次序原子半径依次增大，得电子的能力减弱，导致其单质的氧化性逐渐减弱。一、卤族单质【小结】一、卤族单质卤素单质化学性的特殊性（1）F2和水剧烈反应，水是还原剂；F2不能将溶液中的Cl-、Br-、I-氧化；F2通入NaOH溶液中先与水反应；卤素单质中只有F2可与稀有气体反应。（2）氯水使石蕊试剂先变红后褪色。干燥的氯气和液氯无漂白性。（3）碘单质遇淀粉变蓝。碘单质与铁反应生成FeI2

一、卤族单质卤素单质化学性的特殊性二、氢化物及氢卤酸分子结构物理性质:无色、刺激性气味、溶于水、氢键化学性质

酸的通性：HCl=H++Cl- 与碱反应、与碱性氧化物反应、与指示剂反应、与活泼金属反应、与盐反应。 特性：4HF+SiO2=SiF4↑+2H2O二、氢化物及氢卤酸分子结构HCl=H++Cl- 与碱反应、与制法(1)工业制法 CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF↑(铅皿) H2+Cl2=2HCl

二、氢化物及氢卤酸制法二、氢化物及氢卤酸原理：

高沸点酸制取低沸点酸（或加热挥发）药品：

固体可溶性卤盐固体+浓硫酸（浓磷酸） NaCl(s)+H2SO4(浓)=NaHSO4+HCl↑(微热) NaCl(s)+NaHSO4=Na2SO4+HCl↑(强热)

NaCl(s)+H2SO4(浓)=Na2SO4+2HCl↑(强热)

NaBr(s)+H2SO4(浓)=NaHSO4+HBr↑(微热)

NaBr(s)+H3PO4(浓)=NaH2PO4+HBr↑(Δ) NaI(s)+H3PO4(浓)=NaH2PO4+HI↑(Δ)(2)实验室制法原理：(2)实验室制法氯化氢的反应HClFeCl2CuCl2NaClO2CO2AgClNaClCH3CH2ClCH3CH2ClCl2CH2=CH2CH3CH2OH氯化氢的反应HClFeCl2CuCl2NaClO2CO2A【小结】①卤化氢的水溶液中只有氢氟酸是弱酸。②酸性:HF<HCl<HBr<HI③热稳定性：HF>HCl>HBr>HI④沸点：HF>HI>HBr>HCl⑤还原性：HI>HBr>HCl>HF⑥特性：HF能与SiO2反应，储存需用塑料容器二、氢化物及氢卤酸【小结】二、氢化物及氢卤酸三、卤化物卤盐：

CaF2难溶于水、CaCl2(Br、I)溶于水；

AgF溶于水，AgCl(白)、AgBr(淡黄)、

AgI(黄)不溶于水，见光均分解；1、氯化钠2、氯化钾3、氯化铵4、溴化钠、溴化钾和溴化铵5、碘化钠6、碘化钾三、卤化物卤盐：1、氯化钠四、含氧酸及其盐

HClO具有不稳定性和强氧化性，可用于杀菌和漂白：2HClO=2HCl+O2，

含氧酸酸性强弱顺序：HClO4>HClO3>HClO2>HClO

含氧酸氧化性顺序：HClO>HClO2>HClO3>HClO4四、含氧酸及其盐

HClO具有不稳定性和强氧化性，可用于漂白粉如何制备？漂白粉的漂白原理？Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClOCa(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO漂白粉如何制备？漂白粉的漂白原理？五、类卤化合物氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点-3.4℃，沸点25.6℃。氢氰酸与水互溶，稀溶液有苦杏仁味，剧毒，很微量就能致死。因此保管和使用必须严格按规章办事。过氧化氢是氰化物中毒的解毒剂。

有些原子团，在游离态时具有类似卤素单质的性质，在成为阴离子时，也具有类似卤离子的性质，这些原子团称为类卤素或拟卤素。(一)氢氰酸和氰化物五、类卤化合物氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点-3.4℃，沸点25.6℃。氢氰酸与水互溶，稀溶液有苦杏仁味，剧毒，很微量就能致死。因此保管和使用必须严格按规章办事。过氧化氢是氰化物中毒的解毒剂。氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点氰化物的检验：取试液1mL，加入NaOH溶液碱化，再加入溶液数滴，将混和液煮沸，然后用HCl酸化，再滴加溶液1～２滴，溶液立即出现蓝色，表示有存在。氰化物的检验：取试液1mL，加入NaOH溶液碱化，再加入溶液硫氰化物又称硫氰酸盐。其中硫氰化钾（KSCN）和硫氰化铵（）是常用的化学试剂。硫氰化物的一个特殊而灵敏的化学反应是与生成血红色化合物。其化学方程式如下：利用这个性质，常用KSCN或检验，或用检验硫氰化物。（二）硫氰化物硫氰化物又称硫氰酸盐。其中硫氰化钾（KSCN）和硫氰化铵（）第二节氧族元素

一、氧族简介周期表第VIA族称为氧族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋五种元素。

价电子层结构ns2np4，氧化态-2、+2、+4、+6，氧仅显-2价(除H2O2及OF2外)。

氧族元素原子最外层6个电子，因而它们是非金属(钋除外)，但不及卤素活泼。

随着原子序数增大，非金属性减弱，氧硫是非金属、硒、碲是半金属，钋是典型金属。氧的电负性最高，仅次于氟，所以性质非常活泼，与卤族元素较为相似。第二节氧族元素一、氧族简介周期表第VIA族称二、氧的单质及其化合物（一）氧

氧是无色、无臭的气体。在标准下，密度为1.429kg·L-1；熔点（54.21K）和沸点（90.02K）都较低，液态和固态氧都显淡蓝色；氧在水中的溶解度很小，通常1ml水仅能溶解0.0308mlO2。

氧最主要的化学性质是氧化化性。除稀有气体和少数金属外，氧几乎能所有元素直接或间接地化合，生成类型不同，数量众多的化合物。

二、氧的单质及其化合物（一）氧（二）臭氧

常温下，臭氧（O3）是浅蓝色的气体，沸点160.6K、熔点21.6K，O3比O2易溶于水（通常1ml水中能溶解0.49mlO3）。

O3的氧化性大于O2。常温下，O3能与许多还原剂直接作用。例如：PbS+2O3=PbSO4+O2↑2Ag+2O3=O2↑+Ag2O2（过氧化银）2KI+O3+H2O=2KOH+I2+O2↑（二）臭氧

常温下，臭氧（O3）是浅蓝色的（三）过氧化氢1、制备：

电解60％H2SO4溶液，减压蒸馏得H2S2O8，水解可得H2O2。H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2↑2、性质（1）、不稳定性2H2O2＝2H2O+O2↑（2）、弱酸性H2O2H++HO2-H2O2+Ba(OH)2=BaO2+2H2O（三）过氧化氢1、制备：2、性质（3）、氧化还原性

由于H2O2氧化数处于中间，因此它既显氧化性又显还原性，氧化还原能力与介质的酸碱性有关。以氧化性为主。例如：Cl2+H2O2＝2HCl+O2↑H2O2+2I-+2H+＝I2+2H2OPb+4H2O2＝PbSO4↓+4H2O（3）、氧化还原性三、硫及其化合物（一）硫

1、与金属、氢、碳等还原性较强的物质作用时，呈现氧化性。H2+SH2SC+2SCS2Hg+SHgS三、硫及其化合物（一）硫

1、与金属、氢、碳等还原性较强

2、与具有氧化性的酸反应，呈现还原性。

S+2HNO3H2SO4+2NO↑S+2H2SO4（浓）

3SO2↑+2H2O

3、在碱性条件下，硫容易发生歧化反应。

3S+6NaOH＝2Na2S+Na2SO3+3H2O

2、与具有氧化性的酸反应，呈现还原性。S+2HNO3（二）硫化氢

1、弱酸性H2S为二元弱酸，在溶液中有如下电离平衡：H2SH++HS-K1=9.1×10-8HS-H++S2-K2=1.1×10-12

2、还原性在酸性溶液中，氢硫酸是中强还原剂，可被空气中的氧气氧化析出单质硫。2H2S+O2=2S↓+2H2O

3、沉淀剂由于大多数金属硫化物不溶于水，在定性分析中，以H2S作为分离溶液中阳离子的沉淀剂。检验：以Pb(Ac)2试纸检验，H2S使试纸变黑：H2S+Pd（Ac）2=PdS↓+2HAc（二）硫化氢

1、弱酸性

2、还原性在酸性（三）二氧化硫（亚硫酐）1．二氧化硫与水反应

二氧化硫是无色、有刺激性气味的气体，比空气重。二氧化硫有毒，是大气的主要污染物，它能剧烈地刺激眼睛的角膜和呼吸器官的粘膜，造成呼吸困难，严重时可导致死亡。（三）二氧化硫（亚硫酐）1．二氧化硫与水反应常见非金属元素及其化合物课件（三）二氧化硫（亚硫酐）2．二氧化硫与氧反应3．二氧化硫的漂白作用

二氧化硫能与某些有色物质结合生成无色的物质，所以二氧化硫具有漂白作用。但是，这种无色物质不稳定，易分解而恢复原来的颜色。（三）二氧化硫（亚硫酐）

1、硫酸纯硫酸（H2SO4）是无色油状液体，凝聚点为283.43K，沸点为603.2K。硫酸为二元强酸，是最常用的三大无机强酸之一。硫酸及其盐的主要化学性质为：（1）、吸水性和脱水性（2）、强酸性和强氧化性（3）、浓硫酸的溶解性（四）、硫酸及医学上常见的硫酸盐

1、硫酸（四）、硫酸及医学上常见的硫酸盐

2、硫酸盐医学上常见硫酸盐的物理性质及用途

2、硫酸盐医学上常见硫酸盐的物理性质及用途

3、离子的鉴定（1）、S2-

利用醋酸铅试纸鉴定，此法用于S2-浓度较大时。S2-+Pb2+=PbS↓（2）、SO32-

亚硫酸盐遇强酸应会放出SO2气体，SO2具有还原性，能使硝酸亚汞方式纸变黑（Hg22+还原为金属汞）。SO32-+2H+=SO2↑+H2OSO2+Hg22++2H2O=2Hg+SO42-+4H+

3、离子的鉴定（1）、S2-（3）、S2O32-a、利用S2O32-在酸性介质中的不稳定性来检测。S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2Ob、用AgNO3检验：过量的Ag+和S2O32-作用，先生成白色Ag2S2O3沉淀，此沉淀不稳定，很快分解为Ag2S，沉淀的颜色由白变黄、变棕、最后变成黑色。（4）、SO42-在确证无F-、SiF62-存在时，用钡离子检验，生成不溶于盐酸的白色沉淀。SO42-+Ba2+=BaSO4↓（3）、S2O32-a、利用S2O32-在酸性介质中的不稳定（五）硫代硫酸钠硫代硫酸（H2S2O3）非常不稳定，只能存在于175K以下。常用的是其盐Na2S2O3·5H2O，俗称为海波或大苏打。

1、遇强酸分解

S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O（五）硫代硫酸钠硫代硫酸（H2S2O3）非

2、还原性

Na2S2O3是中等强度的还原剂。S2O32-+4Cl2+5H2O=2SO42-+8Cl-+10H+S2O32-+I2=S4O62-+2I-

3、配位性

S2O32-具有很强的配位能力，能与许多金属形成稳定的配合物。S2O32-+AgBr=[Ag(S2O3)­2]3-+Br-

2、还原性Na2S2O3是中等强度的还原剂。

3、配第三节氮和磷的化合物周期表VA族包括氮、磷、砷、锑、铋五种元素，称为氮族元素。通性有：

1、价电子层结构为ns2np3，主要氧化态为-3、+3、+5。

2、氮族元素得电子趋势较小，显负价较为困难。因此氮族元素的氢化物除NH3外都不稳定，而氧化物均较稳定。

3、由于从As到Bi，随着原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加。第三节氮和磷的化合物周期表VA族包括氮、磷、砷一、氨和铵盐（一）氨氨（NH3）是氮的氢化物，常温下为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，氨的水溶液称为氨水。

1、弱碱性NH3分子具有碱性，从氨的结构来看，氨有孤对电子，可以结合质子，显示碱性。一、氨和铵盐（一）氨

1、弱碱性NH3分子