第2章 非金属元素及其化合物

第2章非金属元素及其化合物

1.掌握元素周期表中非金属元素性质递变的规律。2.熟悉各族常见非金属元素的特性；掌握非金属元素及其化合物的应用。

学习指南第2章非金属元素及其化合物2.1卤素及其化合物2.2氧族元素及其化合物2.3氮族非金属元素及其化合物2.4碳族非金属元素及其化合物2.5硼族非金属元素及其化合物2.1卤素及其化合物【能力目标】能判断卤素及其化合物性质的递变规律；会应用所学知识对卤素性质做出初步判断。【知识目标】了解卤素元素的通性；熟悉氯的性质；掌握氯及其化合物的用途。2.1卤素及其化合物

2.1.1卤素的通性2.1.2卤素单质2.1.3卤素化合物

2.1.1卤素的通性

卤原子氧化数为-1，形成双原子分子单质。在卤素（氟除外）显正氧化态（+1，+3，+5，+7）的化合物中，键是极性共价键。卤素单质氧化能力F2＞C12＞Br2＞I2卤离子还原能力F-＜C1-＜Br-＜I-2.1.2卤素单质

2.1.2.1卤素的存在2.1.2.2卤素的物理性质2.1.2.3卤素的化学性质2.1.2.1卤素的存在卤素单质在自然界中以化合态形式存在，主要是卤化物形式（碘以碘酸盐形式）。地壳中氟0.066%，氯0.017%，溴2.1×10-4%，碘4.0×10-5%主要存在形式有萤石CaF2、冰晶石Na3AlF6、NaCl、MgCl2、KBr、MgBr2、智利硝石（NaIO3）、人体的甲状腺等。2.1.2.2卤素的物理性质卤素单质的熔沸点低，固体的密度、熔点、沸点都是从氟到碘顺序增大。常温下，氟是淡黄色气体，氯是黄绿色气体，溴是暗褐色液体，碘是紫褐色晶体，略带金属光泽。固态碘受热可以升华而表现为紫色蒸汽。卤素均具有刺激气味，强烈刺激眼、鼻、气管等粘膜，吸入多的蒸汽会发生严重中毒，甚至造成死亡。氟遇水能取代其中的氧，溴和氯的溶解度都不大，碘则更难溶解，卤素易溶于非极性溶剂。2.1.2.3卤素的化学性质（1）与金属作用（2）与非金属作用（3）与氢作用（4）卤素间质换反应（5）与水反应（6）与碱反应2.1.3卤素化合物

2.1.3.1卤化氢2.1.3.2卤素含氧酸及其盐（1）卤化氢的物理性质卤化氢是无色有刺鼻臭味的气体，在空气中与水蒸汽结合形成酸雾会“冒烟”。卤化氢的性质依HCl、HBr、HI的次序有规律地变化，其沸点随着分子量的增大而升高，氟化氢分子间存在氢键，使它的熔点、沸点、气化热特别高，电离度特别低。2.1.3.1卤化氢（2）卤化氢的化学性质

①热稳定性热稳定性随卤素原子序数的增大而降低。将卤化氢加热到足够高的温度，它们都会分解成卤素单质和氢气。碘化氢在300℃即明显分解，氯化氢和氟化氢加热到1000℃才稍有分解。②酸性氢卤酸的酸性从HF、HCl、HBr、HI依次增强。除氢氟酸外，其余都是强酸。氢氟酸与玻璃的作用SiO2(固)+4HF=SiF4↑+2H2OCaSiO3+6HF=CaF2+SiF4↑+3H2O2.1.3.2卤素含氧酸及其盐

（1）次卤酸及其盐次卤酸不稳定，不能制得纯酸，只得到水溶液。次卤酸是极弱酸，酸的强度随卤素原子序数的增大而减小。次卤酸根很容易水解

XO-+H2O⇌HXO+OH-卤素与水作用生成次卤酸X2+H2O⇌H++X-+HXO反应程度按氯、溴、碘的顺序递减。氯气与碱溶液作用在室温和低于室温时得到次氯酸盐，在75℃左右或高于75℃时得到的是氯酸盐。Br2+6OH-=5Br-++3H2O（2）亚卤酸及其盐亚氯酸HClO2，无真正的酸酐。ClO2与碱作用发生歧化反应2ClO2+2OH-=ClO2-+ClO3-+H2O故ClO2是亚氯酸和氯酸的混合酸酐。用硫酸与亚氯酸钡作用可得到亚氯酸的水溶液Ba(ClO2)2+2H++SO42-=BaSO4↓+2HClO2亚氯酸的热稳定性差，易分解成ClO2、HClO3和HCl。（3）卤酸及其盐卤酸是强酸和强氧化剂。氯酸HClO3和溴酸HBrO3在分离时会发生分解，可以制得纯的碘酸HIO3。碘酸HIO3是无色晶体，在110℃融化时分解。用硫酸与钡盐作用可制得氯酸和溴酸的水溶液。Ba2++2XO3-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H++2XO3-

用浓硝酸氧化单质碘可以制得碘酸I2+10HNO3（浓）=2H++2IO3-+10NO2↑+4H2O绝大多数卤酸盐易溶于水，而碘酸盐有许多是不溶于水的。所有卤酸盐加热时都分解。氯酸钾在668K温度时分解成氯化钾和高氯酸钾，用MnO2作催化剂在200℃左右分解。4KClO3KCl+3KClO42KClO32KCl+3O2↑

卤酸盐在溶液中不显示明显的氧化性。固体卤酸盐，是一种强氧化剂，如氯酸钾与碳、磷、硫等混合撞击猛烈爆炸。制造火柴、炸药、信号弹等。（3）卤酸及其盐（4）高卤酸及其盐

高氯酸的热浓溶液是强氧化剂，与易燃物相遇易发生猛烈爆炸，冷稀酸无明显氧化性。KClO4+H2SO4(浓)=KHSO4+HClO4减压蒸馏分离出高氯酸，温度超过92℃就会爆炸。高氯酸盐多易溶溶于水（铯、铷、钾盐和铵盐溶解度很小）。单质氟在碱性溶液中氧化溴酸盐可制得高溴酸和高溴酸盐。BrO3-+F2+2OH-=BrO4-+2F-+H2O2.2氧族元素及其化合物【能力目标】能判断氧族元素及其化合物性质的递变规律；会应用所学知识对氧族元素性质做出初步判断。【知识目标】了解氧族元素的通性；熟悉氧、硫的性质；掌握氧、硫及其化合物的用途。

2.2.1氧族元素的通性氧族元素的活泼性比卤素差。氧和硫是典型的非金属，硒和碲是准金属，钋是典型的金属。氧的电负性仅次于氟，可以和大多数金属元素形成二元的离子型化合物。硫、硒、碲只能与电负性较小的金属元素形成离子型化合物，如Na2S、BaS、K2Se等。与大多数金属化合时，主要形成共价化合物，如CuS、HgS等。氧族元素与非金属元素化合时形成的均是共价化合物，如H2O、H2S等。氧的氧化数皆为-2（H2O2中为-1、OF2中为+2），其它元素以正氧化态出现，从硫到碲，正氧化态的化合物稳定性逐渐增强。2.2.2卤素化合物

2.2.2.1氧2.2.2.2硫

游离态的氧，占大气的21%（体积分数，重量分数为23%），它对动物呼吸，生物腐烂、燃烧和钢铁氧化等现象都有密切关系。工业上氧气从液态空气分馏而得，装在蓝色钢瓶中。实验室中用含氧酸盐的热分解来制备。氧是化学性质活泼的元素，除稀有气体、卤素及一些贵金属外，氧能同许多金属和非金属直接作用生成氧化物富氧空气或纯氧常用于医疗和高空飞行，钢铁生产中除碳，用氢氧焰和氧炔焰来切割和焊接金属。液氧常用作空间技术的火箭发动机的氧化剂。

2.2.2.1氧2.2.2.2硫硫在地壳中以游离态和化合态存在于自然界中，化合态主要有硫化物和硫酸盐，单质硫是从它的天然矿床或硫化物中制得，把含有天然硫的矿石隔绝空气加热，使硫熔化而和砂石等杂质分开。硫蒸气冷却后形成细微结晶的粉状硫，叫硫华。从黄铁矿提取硫FeS2+12C+8O2=Fe3O4+12CO+6S单质硫同素异形体是菱形硫单斜硫。将单质硫加热到96.5℃，菱形硫不经熔化就转变成单斜硫，它冷却后即从单斜硫直接转变成菱形硫。单质硫的分子式为S8，加热长硫链断裂成S6、S4、S2。把加热到230℃的熔态硫迅速地倾入冷水中，纠缠在一起的长链硫被固定下来，成为可以拉伸的弹性硫。经放置后，弹性硫会逐渐转变成晶状硫。2.2.3卤素化合物

2.2.3.1氧的化合物2.2.3.2硫的化合物

（1）过氧化氢俗称双氧水，在自然界中仅以微量存在于雨雪中和某些植物的汁液中，是自然界中还原性物质和大气氧化合的产物。纯H2O2是一种无色液体，纯H2O2若受热到153℃或更高些的温度时，便会发生猛烈地爆炸性分解。在较低温度下分解作用平稳进行。H2O2=2H2O+O2重金属离子如Fe2+、Mn2+、Cu2+、Cr3+等都能加速过氧化氢的分解。过氧化氢装棕色瓶放置阴凉处。过氧化氢的许多性质和水类似，H2O2也是一些盐类的电离溶剂。

2.2.3.1氧的化合物过氧化氢是二元弱酸H2O2⇌+H++HO2-同氨或胺生成加合物，如NH3·H2O2或RNH2·2H2O2。过氧化氢具有氧化性和还原性。H2O2在酸性溶液中是强氧化剂，在碱性溶液中是适中的还原剂。H2O2最常用作氧化剂。H2O2能从碘化物溶液中将单质碘氧化出来（溶于过量碘化物溶液中生成多碘化合物KI3）。H2O2+3I-+2H+=I3-+2H2O定性检出和定量测定过氧化氢和过氧化物。在酸性介质中KMnO4被H2O2还原成Mn2+盐，而在中性或微碱性介质中KMnO4被H2O2还原成MnO2。

（2）过氧化物过氧化钡BaO2（氧化钡BaO在氧气中加热到500～600℃的产物）和稀硫酸或碳酸的反应制备H2O2。BaO2+H2SO4=BaSO4↓+H2O2BaO2+CO2+H2O=BaCO3↓+H2O2过氧化钠Na2O2（在氧气中燃烧金属钠的产物）和20%冷的(0℃)硫酸反应制备H2O2。Na2O2+H2SO4+10H2ONa2SO4

10H2O+H2O22.2.3.2硫的化合物（1）硫化氢含于火山喷射气及矿泉水中，动植物腐烂产生硫化氢，在井喷和精炼石油时，也有大量的硫化氢溢出，造成大气污染。H2S是无色有毒气体、恶臭。硫化氢的水溶液叫氢硫酸。硫化氢具有还原性H2S+I2=2HI+S↓2H2S+O2=2H2O+S↓H2S+4Br2+4H2O=H2SO4+8HBr金属离子在溶液中和硫化氢或硫离子作用，生成溶解度很小的硫化物。FeS(s)+H2SO4(aq)=H2S(g)+FeSO4(aq)Na2S(aq)+H2SO4(aq)=H2S(g)+Na2SO4(aq)分析化学中也用硫代乙酰胺的水解来制备H2S气体。CH3CSNH2+2H2O=CH3COO-+NH4++H2S↑（2）硫化物

酸式金属硫化物皆溶于水。金属硫化物除碱金属硫化物和(NH4)2S易溶于水外，其余多难溶于水，且有特征颜色，如ZnS为白色，CdS为黄色。。①溶于稀盐酸如FeS，MnS，ZnS等。②难溶于稀盐酸，易溶于浓盐酸如CdS，PbS，SnS2等。③不溶于盐酸，溶于硝酸如CuS，Ag2S等。④只溶于“王水”，如HgS。

可溶性金属硫化物如Na2S，(NH4)2S的水溶液在空气中会被氧化而析出硫，S与S2-结合成多硫离子S2-x，溶液颜色变深。所有金属硫化物无论易溶或微溶都有一定程度的水解性。Na2S溶于水几乎全部水解，其溶液作为强碱使用，工业上称Na2S为硫化碱。Al2S3遇水完全水解。

Na2S+H2O⇌2Na++HS-+OH-Al2S3+6H2O⇌2Al(OH)3↓+3H2S↑PbS+H2O⇌Pb2++HS-+OH-（微弱水解）

（3）二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐SO2是一种无色有刺激臭的气体，它是一种大气污染物。二氧化硫的职业性慢性中毒会引起丧失食欲，大便不通和器官炎症。硫或黄铁矿在空气中燃烧生成SO2。S+O2=SO23FeS2+8O2=Fe3O4+6SO2

在溶液中SO2同水反应生成亚硫酸。SO2+H2O=H2SO3H2SO3⇌H++HSO3-HSO3-⇌H++SO32-亚硫酸是中等强度的二元酸。亚硫酸、亚硫酸盐具有强的还原性。SO2+O2=2SO3(有催化剂)2H2SO3+O2=2H2SO4(很慢)Na2SO3+O2=2Na2SO4(快)还原性依SO2—H2SO3—M2SO3的顺序增强。亚硫酸和亚硫酸盐只有遇到更强的还原剂时才表现出氧化性。

碱金属的亚硫酸盐易溶于水，溶液呈碱性，其它金属的正盐都只微溶于水，所有的酸式亚硫酸盐都易溶于水。亚硫酸盐受热容易分解。

4Na2SO3Na2SO4+Na2S亚硫酸盐或酸式亚硫酸盐遇强酸即分解，放出SO2。

这是实验室制取少量SO2的一种方法。（4）三氧化硫、硫酸、硫酸盐纯三氧化硫是一种无色的易挥发固体，固态SO3主要以纤维状的(SO3)n和冰状结构的三聚体(SO3)3两种形态存在。三氧化硫SO3制备三氧化硫是一种强氧化剂5SO3+2P=P2O5+5SO22KI+SO3=K2SO3+I2SO3水化合生成硫SO3+H2O=H2SO4+79.50kJ纯硫酸是一种无色油状液体，将水倾入浓硫酸中发生爆溅。硫酸是强二元酸，第一步电离是完全的。浓硫酸具有强氧化性，有很强的腐蚀性。C+2H2SO4=CO2+2SO2+2H2OCu+2H2SO4=CuSO4+SO2+2H2O浓硫酸具有强吸水性，工业上和实验室中常用它作为干燥剂，以干燥氯气、氢气和二氧化碳等气体。浓硫酸具有脱水性，夺取与水分水组成相当的氢和氧，有机物碳化。冷浓硫酸不与铁、铝等金属作用，表面生成一层致密的保护膜，称为钝化现象，铁、铝制的器皿盛放浓硫酸。硫酸能生成正盐和酸式盐（硫酸氢盐）。大多数硫酸盐是无色的（当金属离子无色时），一般是晶状固体。硫酸盐一般较易溶于水。在普通硫酸盐中以CaSO4、BaSO4和PbSO4的溶解度较小。检定硫酸根：含结晶水的硫酸盐也常叫做矾类.如CuSO4·5H2O胆矾还有一类硫酸的复盐，也叫做矾。一种的组成为，另一种酸式硫酸盐中，Na、K形成稳定的固态酸式硫酸盐，易溶于水。硫酸盐的热解活泼金属硫酸盐在高温之下稳定，例如Na2SO4、K2SO4、BaSO4等在1000℃的高温下也是稳定的。较不活泼金属元素的硫酸盐如CuSO4、Ag2SO4、A12(SO4)3、Fe2SO4、Fe3(SO4)3、PbSO4等，在高温下先分解成金属氧化物和SO3。如果金属离子有进一步加强的极化与变形，也可能由氧化物再分解成金属单质。（5）过硫酸及其盐过硫酸是过氧化氢中氢原子被HSO3-取代的产物。HO•OH中一个H被取代后得HO•OSO3H即过一硫酸；另一个H也被HSO3-取代后，得HSO3O•OSO3H，即过二硫酸。电解硫酸和硫酸铵的混合液，得到过二硫酸盐，后者水解生成过氧化氢。过二硫酸是无色晶体，在338K时熔化并分解，具有极强的氧化性，它可以使纸碳化，还能烧焦石蜡。过硫酸盐是强氧化剂Cu+K2S2O8=CuSO4+K2SO4过硫酸盐在Ag+离子作用下能将Mn2+氧化成离子MnO4-。过硫酸及其盐都是不稳定的，在加热时容易分解.（6）硫代硫酸钠

Na2S2O3·5H2O俗名大苏打或海波，亚硫酸钠溶液在沸腾温度下能和硫粉化合生成硫代硫酸钠。Na2SO3+S=Na2S2O3另一方法是将Na2S和Na2CO3以2∶1的摩尔分子比配成溶液，然后通入SO2。硫代硫酸钠在碱性溶液中稳定，但在酸性溶液中迅速分解。Na2S2O3+2HCl=2NaCl+S+SO2+H2O硫代硫酸钠是中等强度还原性。碘可将硫代硫酸钠氧化成连四硫酸钠。2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI2.3氮族非金属元素及其化合物【能力目标】能判断氮族非金属元素及其化合物性质的递变规律；会应用所学知识对氮族非金属性质做出初步判断。【知识目标】了解氮族非金属元素的通性；熟悉氮、磷的性质；掌握氮、磷及其化合物的用途。2.3.1氮族元素的通性

氮族元素原子的价电子层结构为ns2np3，与ⅦA、ⅥA两族元素比较活泼性较差。本族元素与电负性较小的元素化合时，形成氧化数为-3的共价化合物。与电负性较大的元素化合时主要形成氧化数为+3、+5的化合物，如NF3、PBr5、AsF5和SbCl5等。形成共价化合物是本族元素的特征本族自上而下，除了N（Ⅴ）是较强的氧化剂外，从磷到铋+5氧化态的氧化性（从+5还原到+3）依次增强。+5氧化态的磷几乎不具有氧化性，它的+5氧化态最稳定，而+5氧化态的铋是最强的氧化剂，它的+3氧化态最稳定，几乎不显还原性。2.3.2氮族元素的单质2.3.2.1氮2.3.2.2磷氮主要以单质状态存在于空气中。土壤中含有一些铵盐、硝酸盐，氮很少以无机化合物形式存在，普遍存在于有机体中组成动植物体的蛋白质。氮是无色无臭的气体，难于液化,在水中溶解度很小。N≡N的键能很大，它在高温时不但能和某些金属或非金属（如锂、镁、钙、铝、硼等）化合生成氮化物，也能与氧、氢直接化合。把空气中的N2转化为可利用的含氮化合物叫做固氮。如合成氨、氰氨法都是常用的人工固氮方法。雷雨闪电时生成NO以及某些细菌特别是根瘤菌把游离态氮转变为化合态的氮都是自然界中的固氮。2.3.2.1氮工业上大量的氮是从分馏液态空气得到。常以15.2MPa（150atm）压力下装入钢瓶中备用。实验室里可加热氯化铵饱和溶液和固体亚硝酸钠的混合物来制备氮：NH4Cl+NaNO2=NH4NO2+NaClNH4NO2N2↑+2H2O得到的N2中仍含有一定量的NH3、NO、O2和H2O等杂质。将氨通过红热的氧化铜，可以得到较纯的氮气N2。2NH3+3CuO=3Cu+N2↑+3H2O2.3.2.2磷磷在自然界中以磷酸盐的形式存在，磷是生物体中不可缺少的元素之一。植物体中磷主要含于种子的蛋白质中，动物体中含于脑、血液和神经组织的蛋白质中，骨骼中也含有磷。磷有多种同素异性体，如白磷、红（或紫）磷和黑磷。纯白磷是无色而透明的晶体，遇光即逐渐变为黄色又叫黄磷。黄磷剧毒，误食0.1g就能致死。皮肤若经常接触到单质磷也会引起吸收中毒。

黄磷和潮湿空气接触时发生缓慢氧化作用，部分反应能量以光能的形式放出，在暗处可以看到黄磷发光。黄磷与卤素单质反应猛烈，它在氯气中能自燃，遇液氯或溴会发生爆炸，与冷浓硝酸反应激烈生成磷酸，与热的浓碱溶液反应生成磷化氢和次磷酸盐。P4+3KOH+3H2O=PH3↑+3KH2PO211P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO42P+5CuSO4+8H2O＝5Cu+2H3PO4+5H2SO4将黄磷隔绝空气加热到533K，它就转变为红磷。红磷是紫磷的无定形体，是一种暗红色的粉末，它不溶于水、碱和CS2中，没有毒性，加热到673K以上才着火。制备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，磷便凝结成白色固体。工业上用黄磷来制备高纯度的磷酸，生产有机磷杀虫剂，烟幕弹。在青铜中含有少量磷叫磷青铜，它富有弹性、耐磨、抗腐蚀，用于制轴承、阀门等。大量红磷用于火柴生产上，火柴盒侧面所涂的物质就是红磷与三硫化二锑等的混合物。2.3.3氮族元素的化合物2.3.3.1氮的化合物2.3.3.2磷的化合物（1）氨氨是一种有刺激臭的无色气体，常温易被加压液化。作冷冻机的循环致冷剂。①还原性氨能还原多种氧化剂Cl2、H2O2、KMnO4等。3Cl2+2NH3=N2+6HCl3Cl2（过量）+NH3=NCl3+3HCl②取代反应取代反应的一种形式是氨分子中的氢被其它原子或基团所取代，生成一系列氨的衍生物。如氨基—NH2的衍生物,亚氨基衍生物或氮化物。取代反应的另一种形式是氨以它的氨基或亚氨基取代其它化合物中的原子或基团。HgCl2+2NH3=Hg(NH2)Cl↓+NH4ClCOCl2(光气)+4NH3=CO(NH2)2(尿素)+2NH4Cl2.3.3.1氮的化合物③易形成配合物氨中氮原子上的孤电子对能与其它离子或分子形成共价配键。如和BF3·NH3都是以NH3为配体的配合物。④弱碱性氨与水反应实质上就是氨作为路易斯碱和水所提供的质子以配位键相结合。在工业上氨的制备是用氮气和氢气在高温高压和催化剂存在下合成的。在实验室中通常用铵盐和碱的反应来制备少量氨气。（2）铵盐氨与酸反应可得相应的铵盐。铵盐一般是无色的晶体，易溶于水。由于氨的弱碱性，铵盐都有一定程度的水解，由强酸组成的铵盐其水溶液显酸性。

在任何铵盐溶液中，加入强碱并加热，就会释放出氨（检验铵盐的反应）。

固态铵盐加热时极易分解，一般分解为氨和相应的酸

不挥发性酸，只有氨挥发逸出，而酸或酸式盐则残留在容器中。若酸有氧化性，分解出来的NH3会立即被氧化。

2NH4NO3=4H2O+2N2↑+O2↑（3）一氧化氮、二氧化氮

NO微溶于水，不与水反应，不助燃在常温下极易与氧反应，又能与F2、C12、Br2等反应而生成卤化亚硝酰。2NO+C12=2NOC1同金属离子形成配合物FeSO4+NO=[Fe(NO)]SO4在化学上具有奇数价电子的分子称奇分子。通常奇分子都有颜色而NO或N2O2在液态和固态时都是无色，只是当混有N2O3时才显蓝色，由于NO很容易与吸附在容器壁上的氧反应生成NO2，NO2又与NO结合生成N2O3。实验室中通常以铜与稀硝酸反应来制备NO。

二氧化氮为红棕色气体，易压缩成无色液体。在低温时，聚合成N2O4,它是无色气体，在262K时凝结为无色晶体。在413K以上全部变为NO2，超过423K，NO2发生分解。

NO2易溶于水或碱中生成HNO3和HNO2或NO3-和NO2-混合物。

NO2的氧化性比HNO3强。碳、硫、磷等在NO2中容易起火，它和许多有机物的蒸气在一起就成为爆炸性的混合物。NO2也可以被更强的氧化剂所氧化，但它是较弱的还原剂。铜与浓硝酸反应或将一氧化氮氧化均可制得NO2。（4）亚硝酸及其盐当将等摩尔的NO和NO2混合物溶解在冰冻的水中或向亚硝酸盐的冷溶液中加酸，在溶液中就生成亚硝酸。NO+NO2+H2O2HNO2NaNO2+H2SO4HNO2+NaHSO4亚硝酸很不稳定，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。亚硝酸盐，特别是碱金属和碱土金属的亚硝酸盐，都有很高的热稳定性。用粉末状金属铅在高温下还原固态硝酸盐，可得到亚硝酸盐。Pb+KNO3=KNO2+PbO

KNO2和NaNO2大量用于染料工业和有机合成工业中。除了浅黄色的不溶盐AgNO2外，一般亚硝酸盐易溶于水。亚硝酸盐均有毒，是致癌物质。亚硝酸和亚硝酸盐中氮原子既具有还原性，又有氧化性。NO2-+2I-+4H+=2NO+I2+2H2O反应用于测定亚硝酸盐含量。用不同的还原剂，NO2-可被还原成NO、N2O、NH4OH、N2或NH3。当遇到更强氧化剂如KMnO4、C12等，亚硝酸盐则是还原剂，被氧化为硝酸盐，（5）硝酸及其盐

纯硝酸是无色液体，在231K下凝成无色晶体。硝酸和水可以按任何比例混合。恒沸点溶液的浓度为69.2％，约16mol/dm，市售浓硝酸。浓硝酸受热或见光逐渐分解，使溶液呈黄色。

溶过量NO2于硝酸中，可得红棕色的“发烟硝酸”，发烟硝酸比纯硝酸具有更强的氧化性。

硝酸是一种强氧化剂，氧化非金属。C+4HNO3(浓)=CO2+4NO2+2H2OS+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2+2H2OP+5HNO3(浓)=H3PO4+5NO2+H2O3I2+10HNO3(稀)=6HIO3+10NO+2H2O除金、铂、铱、锗、铑、钌、钛、铌、钽等金属外，硝酸几乎可氧化所有金属。某些金属如Fe、A1、Cr等能溶于稀硝酸，而不溶于冷浓硝酸，形成致密的氧化膜，这种现象为“钝态”。经浓硝酸处理后的“钝态”金属，就不易再与稀酸作用。硝酸氧化规律。硝酸与金属反应，其还原产物中氮的氧化数降低多少，主要取决于硝酸的浓度、金属的活拨性和反应的温度。对同一种金属来说，酸愈稀则其还原产物氮的氧化数降低得愈多。一般地说，不活泼的金属如Cu、Ag、Hg和Bi等与浓硝酸反应主要生成NO2，与稀硝酸（6mol/dm）反应主要生成NO，当活泼金属如Fe、Zn、Mg等与稀硝酸反应则生成N2O或铵盐。

浓硝酸与浓盐酸的混合液（体积比为1:3)称为王水，可溶解不能与硝酸作用的金属。Au+HNO3+4HCl=HAuCl4+NO+2H2O3Pt+4HNO3+18HCl=3H2[PtCl6]+4NO+8H2O王水中含有HNO3、C12、NOC1、高浓度的氯离子HNO3+3HCl=NOCl+C12+2H2O硝酸以硝基（-NO2）取代有机化合物分子中的一个或几个氢原子，称为硝化作用。在硝化过程中有水生成，因此浓H2SO4可以促进硝化作用的进行。硝酸是一个强酸，具有酸的一切特性，不过在稀硝酸中更显出酸性的特征。

工业上氨催化氧化法制硝酸。

2NO+O2=2NO2△Hө=-113kJ

mol-13NO2+H2O=2HNO3+NO实验室用硝酸盐与浓硫酸制备少量硝酸。NaNO3+H2SO4=NaHSO4+HNO3NaHSO4+NaNO3=Na2SO4+HNO3

硝酸盐大多是无色易溶于水的晶体，它的水溶液没有氧化性。硝酸盐在常温下较稳定，但在高温时固体硝酸盐会分解放出O2，而显氧化性。硝酸盐热分解的产物决定于盐的阳离子。碱金属和碱土金属的硝酸盐热分解放出O2并生成相应的亚硝酸盐。电极电位值在Mg和Cu之间的金属所形成的硝酸盐热分解时生成相应的氧化物。电极电位值在铜以后的金属硝酸盐则分解为金属2.3.3.2磷的化合物（1）氧化物磷的燃烧产物是五氧化二磷P4O10、三氧化二磷P4O6。P4O6在空气中加热转化为P4O10（P4O6在室温下也会缓慢地氧化）。与冷水反应较慢，形成亚磷酸。P4O6+6H2O(冷)=4H3PO3在热水中即起强烈的歧化反应P4O6+6H2O(热)=3H3PO4+PH3

P4O10为白色雪花状固体，632K升华，在加压下加热到较高温度，晶体就转变为无定形玻璃状体，在839K熔化。P4O10与水反应，根据用水量的多少而生成不同组分的酸，当用水量递增时，优势生成组分的顺序是(HPO3)n—H5P3O10—H4P2O7—H3PO4。当P4O10与水的物质的量之比超过1:6，特别是有硝酸作催化剂时，可完全转化为正磷酸。P4O10用作气体和液体的干燥剂。可以从许多化合物中夺取化合态水使硫酸、硝酸脱水。P4O10+6H2SO4=6SO3+4H3PO4P4O10+12HNO3=6N2O5+4H3PO4

（2）磷的含氧酸及其盐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磷的氧化数+5(Ⅴ)+5(Ⅴ)+5(Ⅴ)+5(Ⅴ)+3(Ⅲ)+1(Ⅰ)

①正磷酸及其盐正磷酸简称为磷酸。工业上主要用76％左右的硫酸分解磷酸钙以制取磷酸Ca3(PO4)2+3H2SO4=2H3PO4+3CaSO4纯磷酸用黄磷燃烧生成P4O10，再用水吸收而制得。纯净的磷酸为无色晶体，加热磷酸时逐渐脱水生成焦磷酸、偏磷酸。

磷酸能与水以任何比相混溶，磷酸是一种非氧化性不挥发的三元弱酸，磷酸具有强的配位能力。正磷酸能生成三个系列的盐：M3PO4、M2HPO4和MH2PO4。所有的磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸一氢盐和正盐除了K+、Na+和NH4+离子的盐外，一般不溶于水。在水中都能发生不同程度的水解。Na3PO4的水溶液呈较强碱性做洗涤剂，Na2HPO4水溶液呈弱碱性，NaH2PO4的水溶液呈弱酸性。磷酸二氢钙是重要的磷肥，用适量的硫酸处理磷酸钙。Ca3(PO4)2+2H2SO4＝2CaSO4+Ca(H2PO4)2所生成的混合物叫过磷酸钙，有效成分磷酸二氢钙。

②焦磷酸及其盐焦磷酸是无色玻璃状固体，易落于水，在冷水中会慢慢地转变为正磷酸。焦磷酸水溶液的酸性强于正磷酸，四元酸。常见的焦磷酸盐有M2H2P2O7和M4P2O7两种类型。将磷酸氢二钠加热可得到Na4P2O7。2Na2HPO4Na4P2O7+H2O在分别往Cu2+、Ag+、Zn2+、Hg2+等离子溶液中，加入Na4P2O7溶液均有沉淀生成，但由于这些金属离子能与过量的离子形成配离子如[Cu(P2O7)]2-、[Mn2(P2O7)2]-4，当Na4P2O7溶液过量时，沉淀便溶解。

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间可得到三聚偏磷酸盐。磷酸二氢钠加热到973K，骤冷得到直链多磷酸盐的玻璃体即所谓的格氏盐。xNaH2PO4(NaPO3)x+xH2O

④亚磷酸及其盐P4O6与水反应或PCl3、PBr3、PI3等的水解都能生成亚磷酸。纯的亚磷酸是无色固体，熔点346K，易溶于水。亚磷酸是一个二元酸，它分子中有一个与P原子直接共用电子的氢原子，它不能被取代，它的电离常数，K1=1.0×10-2，K2=2.6×10-7。纯亚磷酸或它的溶液被强热时，发生歧化反应。4H3PO33H3PO4+PH3亚磷酸和亚磷酸盐在水溶液中都是强还原剂。

⑤次磷酸及其盐在次磷酸钡