张天蓝第九章-p区元素

第九章p区元素一、P区元素概述1.原子半径P区元素包括了除氢以外的所有非金属元素和部分金属元素。P区元素的原子半径在同一族中，自上而下逐渐增大，获得电子的能力、元素的非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。这些变化规律在第ⅢA～ⅤA族中表现得很突出。除第ⅦA和0族外，p区元素都由明显的非金属过渡到金属元素。第二周期中的元素与同族其它元素相比，化学性质有较大的差别。

2.电子构型p区元素的价电子构型为ns2np1-6，它们大多都有多种氧化态。ⅢA～ⅤA族元素自上而下，低氧化态化合物的稳定性逐渐增强，高氧化态化合物的稳定性则逐渐减弱。例如，ⅣA族中的Si(Ⅳ)的化合物很稳定，Si(Ⅱ)的化合物则不稳定；Ge(Ⅳ)的化合物较Ge(Ⅱ)化合物稍稳定些；Pb(Ⅳ)的化合物很不稳定，而Pb(Ⅱ)的化合物则较稳定，Pb(Ⅳ)容易得到电子变为Pb(Ⅱ)，表现出强氧化性。这种同一族元素自上而下低氧化态化合物较高氧化态化合物越来越稳定的现象叫做惰性电子对效应。

一般认为，随着原子序数的增加，外层ns轨道中的这对电子越来越不容易参与成键，显示出一定的惰性。因此高氧化态化合物易获得2个电子而形成ns2电子结构。3.氢化物稳定性p区元素在许多化合物中以共价键结合。除In和Tl以外，p区元素形成的氢化物都是共价型的。同一族中氢化物的稳定性自上而下逐渐减弱。如稳定性：NH3>PH3>AsH3>SbH3>BiH3。解释4.第二周期元素的反常性按照一般的规律，同一族中元素单键键能自上而下依次递减，但第二周期元素则反常。例如，氮、氧、氟的单键键能分别小于第三周期元素磷、硫、氯的单键键能。N－N(N2H4中)O－O(H2O2中)F－F159 142 141P－P（P4）S－S（H2S2）Cl－Cl209 264199造成这一反常现象的原因是：N、O、F原子半径小，两原子成键时键长较短，原子中未参与成键的电子之间有明显的排斥作用，从而削弱了共价单键的强度。5.第四周期元素性质的异样性从第四周期起，在s区元素和p区元素之间插入了d区元素，使第四周期p区元素的有效核电荷显著增大，对核外电子的吸引力增强，原子半径比同周期s区元素显著地减小。因此p区第四周期元素（Ga、Ge、As、Se、Br）的性质在同族中表现出异样性。例如，在ⅤA族中，不存在砷的氯化物AsCl3、5，这与P和Sb能形成高氧化态的氯化物不同。在第ⅦA族元素的含氧酸中，溴酸、高溴酸的氧化性均较氯酸、高氯酸强。第五、六周期元素同样有d电子（第六周期元素还有f电子），这对元素性质同样产生影响，四、五、六周期元素的性质仍然会有规律性的变化，但变化的幅度远不如s区元素那样大。二、卤素（一）概述卤素位于周期表中第ⅦA族，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）(砹At为放射性元素，一般不予讨论)。卤素是各周期中原子半径最小、电负性最大的元素，它们的非金属性是同周期元素中最强的。卤素原子的价层电子构型为ns2np5，再得到一个电子便可达到稳定的8电子构型，因此卤素单质具有强的得电子能力，是强氧化剂。从电极电势EӨ看，单质的氧化性自上而下依次减弱。但在卤素中，电子亲和能最大的是氯而不是氟。除氟外，其他卤素原子的价电子层都有空的nd轨道，当与电负性更大的元素化合时，nd轨道可以容纳电子，从而形成配位数多于4的高氧化态的卤素化合物。关于第四周期p区元素的异样性在周期的末端已基本消失。卤素各氧化态的氧化能力总的趋势是自上而下逐渐降低，但第四周期的溴仍有些反常。例如，氧化态为+7的高卤酸中，高溴酸根BrO4-是最强的氧化剂。所以高溴酸盐的制备相当困难。X-作为配体与许多金属离子形成稳定的配合物，X-所形成的晶体场强度自上而下依次减小。F-易形成6配位的配合物，而Cl-、Br-、I-则多形成4配位的配合物。F-为硬碱，易和硬酸形成稳定的配合物，而I-则易于与软酸形成稳定的配合物，如[HgI4]2-。

●

解离能(键能)：F-F<Cl-Cl

F的原子半径小,孤电子对斥力较大

●

分解水:F2氧化H2O

同族中氟的电极电势最正,氧化性最强●

第一电子亲合能:F<Cl>Br>I

F原子半径小，核周围电子云密度大，对外来电子的斥力大，部分抵消F原子获得电子放出的能量●

无正氧化数

F电负性是所有元素中最大的(3.98)，表现-1价F的特殊性（二）单质的部分性质1．卤素单质都是有颜色的X2[……(σns)2(σns*)2(σnp)2(

np)4(

np*)4(σnp*)0]●

卤素在有机溶剂溶解度

卤素在有机溶剂（乙醚、CCl4）中溶解度大●

碘在极性溶剂中的溶剂化作用

碘在H2O、醇、乙醚中棕色

xH2O:→I2(溶剂化物)碘在CS2、CCl4紫色●

碘在碘化物溶液中的s增大I2+I-=I3-I-使I2产生诱导偶极碘盐浓度越大，溶解的碘越多，颜色越深。多碘化钾性质与碘溶液相同UF6具有挥发性，利用235UF6和238UF6蒸气透过隔膜扩散速度的差别，可使235U和238U分离（使用离心机）。气态的BF3则易于吸收中子而释放出高能的α粒子（氦核，很容易被探测到），因此，气态的BF3可被用来制作中子检测器。法国化学家亨利·墨森（HenriMoissan）因首先制备出纯态氟而获1906年诺贝尔化学奖。气态氟可用于生产UF6，在核工业领域中有重要作用。研究表明，少量氟的存在可以预防龋齿。所以在饮用水和有些牙膏中加有NaF。氟在材料工业中也广泛使用，如不粘锅中的特氟隆(Teflon)和耐腐蚀的聚四氟乙烯容器等。氯气在实际中的应用也很广泛，如常常用于游泳池和水源的消毒剂。但近来发现它与水中含有的有机物会形成有致癌作用的卤代烃，因此有改用其它消毒剂（如O3、ClO2等）的趋势。第一次世界大战中德国曾用氯气作毒气（哈伯）。F2、Cl2常用电解法制得，而实验室中则常用下列反应制取：MnO2+4HCl（浓）→MnCl2+Cl2+2H2OCl2+2Br-→Br2+2Cl-溴在常温下为液态，溴常用于生成二溴乙烷C2H4Br2，配合四乙基铅用作汽油的防爆剂，后来发现它们对环境和人体有污染和毒害作用（致癌）。现在已限制使用这样的添加剂。碘与淀粉反应可显示出蓝色（有时因淀粉的成分不同而显紫红色），此性质可用来检验淀粉的存在（或用淀粉检验碘的存在）。碘有毒，利用这一点在医药上用作消毒剂，如碘仿CH3I、碘酒等，也可用做饮用水的消毒剂，因而碘片常用作野游时的净水剂。2．I2不溶于水，但溶于KI：I2+I-==I3-3．I2蒸气显紫色，但在乙醇中形成溶剂化物，颜色变浅。在CCl4中，溶剂化程度小，仍为紫色。4．与水反应氧化水：X2+H2O==2H++2X-+1/2O2

在水中歧化：X2+H2O==H++X-+HXO（F2不能发生此反应）

5．与碱反应：

X2+2OH-==X-+XO-+H2O

（1）随着温度的升高，XO-的歧化反应增加：3XO-==2X-+XO-3（2）氯在70℃以上时（2）才进行得较快，因此常温下氯与碱作用主要是生成次氯酸盐；溴在20℃时，两个反应都进行得很快，而在0℃时（2）较慢，因此只有在0℃时才能得到次溴酸盐；碘即使在0℃时（2）也进行得很快，所以碘与碱反应只能得到碘酸盐。①F2所有金属反应，反应剧烈。铜、镍、镁与F2作用，表面生成保护层。可作容器②Cl2也与所有金属直接化合Cl2在干燥情况下不与铁反应，可用铁罐贮存③Br2I2常温下只能与活泼金属反应。在较高温度下也可与其它金属反应。6.与金属作用③

能与Cl2反应的单质,在较高温度下也可与Br2I2作用，不过反应程度差的多。①

F2与除N2、O2和一些稀有气体外的绝大部分非金属化合，反应剧烈。②

Cl2也与绝大部分非金属直接化合，但有些反应需加热。2P(过量)+3Cl2=2PCl32P+5Cl2(过量)=2PCl52P+3Br2=2PBr32P+3I2=2PI37.与非金属作用高温卤素反应条件反应速率及程度F2低温、黑暗爆炸、放出大量热Cl2常温

强光或加热缓慢

爆炸Br2加热，催化剂不如氯I2缓慢，可逆8.

与H2反应

①

工业上电解饱和食盐水溶液制，烧碱为副产品

2NaCl+2H2O

=

2NaOH+H2↑+C12↑

(阴极)(阳极)●

Cl2的制备

②

实验室用MnO2、KMnO4等氧化剂与浓盐酸反应

MnO2+4HCl(浓)

=

MnCl2+C12↑+2H20

2KMnO4+16HCl(浓)=2MnCl2+2KCl+5C12↑+8H2O①

氯气氧化溴化钠

Cl2+2Br-=2C1-+Br2

②

工业制法----从海水中提取溴通氯气于pH≈3.5的盐卤(富含Br-)中置换出Br2；用空气把Br2吹出，再用Na2CO3溶液吸收，得较浓的NaBr和NaBrO3溶液：

3CO32-+3Br2=5Br-+BrO33-+3CO2↑

歧化

用硫酸将溶液酸化，Br2即从溶液中游离出来：

5Br-+BrO33-+6H+=3Br2+3H2O

反歧化

●

Br2的制备②

智利硝石为原料，还原碘酸盐①

以海藻为原料，氯气等氧化剂氧化灰分中的I-●

I2的制备2I-+Cl2=I2+2Cl-2NaI+3H2SO4+MnO2=I2+2NaHSO4+MnSO4+2H2O2NaIO3+5NaHSO3=2Na2SO4+3NaHSO4+H2O+I2③

实验室用MnO2氧化碘化物（三）氢卤酸除HF外，氢卤酸都是强酸且都有还原性。氟化氢是无色、有刺激性气味并具有强腐蚀性的有毒气体。HF分子间因氢键的存在而使得熔、沸点等性质均出现反常的高。固态氟化氢中，分子间靠氢键相互连接组成曲折的长链。HF与玻璃作用：SiO2+4HF====2H2O+SiF4↑可用于玻璃的刻蚀。通常用塑料容器来贮存氢氟酸。HF对组织有强烈的腐蚀作用，特别注意不要接触皮肤，使用时应戴手套。通常采用把溴逐滴滴加在P和少许水的混合物上，或把水逐滴滴加在P和碘的混合物上来生成HBr和HI：2P+3Br2+6H2O→2H3PO3+6HBr2P+3I2+6H2O→2H3PO3+6HI（四）卤化物1.金属卤化物所有金属都能形成金属卤化物。碱金属、碱土金属、镧系和锕系的卤化物大多属于离子型化合物，具有高熔点和沸点、能导电等性质。而在某些金属卤化物中，由于离子极化作用而显示出一定的共价性，如AgCl等。有些高氧化态的金属卤化物则为共价性卤化物，如AlCl3、SnCl4、FeCl3、TiCl4等，具有熔点、沸点低，易挥发，能溶于非极性溶剂，熔融后不导电等特性。卤化物一般没有颜色，但部分碘化物例外。如AgI为黄色，PbI2为鲜黄色，HgI2为红色。同一周期元素的卤化物，自左向右共价性越来越明显，熔沸点、导电性降低。同一金属的不同卤化物，从F到I离子性逐渐减弱，共价性增强，熔沸点降低。例如卤化钠的熔沸点顺序为：NaF>NaCl>NaBr>NaI。卤化铝较为特殊，AlF3为离子型化合物，熔沸点较高，其它卤化铝都为共价型化合物，随着相对分子质量增加，熔沸点反而升高。同一金属不同氧化态的卤化物中，高氧化态的卤化物一般共价性更显著，所以熔沸点较低氧化态卤化物低一些。（极化使然）2.非金属卤化物非金属B、C、Si、P等都能和卤素形成各种相应的卤化物。这些非金属卤化物都是以共价键结合起来的，与金属卤化物相比，熔沸点都低。典型金属卤化物的熔沸点顺序为从F到I依次降低，而非金属卤化物的熔沸点顺序则从F到I依次升高，如SiX4的熔沸点。这与非金属卤化物分子间的色散力随相对分子质量的增大而升高有关。3.多卤化物如I3-；Br和Cl也能形成类似的结构，但程度比I明显小得多。多卤化物中的阴离子可以是同种卤素，也可是两种或三种卤素。如ICl2-、IBr2-、I2Cl-、IBrCl-等。含三个卤原子的多卤化物阴离子的空间构型几乎都是直线型的，如卤原子不同时，则半径大的卤原子居中，半径小的位于两侧。（五）卤素的含氧化合物电负性最大的F元素与其它元素形成的化合物中，F的氧化数总是-1。其它卤素在含氧化合物中的氧化数都是正值。它们的有关EӨA值都是正值，且数值都较大，所以都有较强的氧化性。1.分子结构除H5IO6（正高碘酸）中心原子为sp3d2杂化之外，其余含氧酸分子中，X中心原子均作sp3杂化.

各种卤酸根离子的结构

XO2-V型XO3-三角锥XO4-四面体XO-直线型

HIO4H5IO62.含氧酸酸性递变规律酸性增强

HXOHXO2HXO3HXO4

Cl

3×10-81.1×10-2

103108

Br2×10-91

I3×10-111.7×10-75.1×10-4酸性增强①

同一元素，不同氧化态含氧酸

HXO

<HXO2<HXO3<HXO4②

同一组成类型、不同卤素

HIO3<HBrO3<HClO3

HIO4<HBrO4<HClO4

②

同一元素，不同氧化态

HClO

>HClO3>HClO4ClO->ClO3->ClO4-3.含氧酸及盐氧化性递变规律①

介质酸碱性

HXOn>XOn-(n=1-4)

含氧酸>盐HXOn：n↑,X-O键数目↑，断开所需能量↑，氧化性↓

③

同一组成类型，不同卤素第四周期高价态化合物显示特别强的氧化性第四周期特殊性HClO>HBrO>HIOClO->BrO->IO-

HBrO3>HClO3>HIO3

BrO3->ClO3->IO3-

HBrO4>H5IO6>HClO4BrO4->H3IO62->ClO4-②

次卤酸不稳定性

(都是强氧化剂和漂白剂)2HXO=2HX+O2光照时分解

3HXO=2HX+HXO3

加热时歧化

歧化和温度有关4.次卤酸及其盐

①次卤酸酸性极弱漂白粉：氯气通入熟石灰

③

次卤酸盐的制备工业制NaClO——电解冷稀食盐水溶液

总反应:Cl-+H2O=ClO-+

H2搅动:

Cl2

+

2OH-=ClO-+

Cl-+H2O阴极阳极电解:2Cl-+2H2O=2OH-+H2+Cl2ClO-

BrO-

IO-

室温歧化速度慢相当快很快溶液中IO

–立即歧化，所以碘和碱反应定量得到碘酸盐3I2+6OH-=5I-+IO3-+3H2O电解①只有HClO2，中强酸，酸性强于HClO②

HClO2极不稳定.8HClO2=6ClO2+Cl2+4H2O③HClO2具有氧化性和漂白性④

亚氯酸盐相对稳定碱性溶液放置一年也不分解,但加热或敲击亚氯酸盐固体时爆炸歧化

3NaClO2=2NaClO3+

NaCl5.亚卤酸及其盐6.卤酸及其盐③

卤酸盐的氧化性

◆

不同卤酸根氧化能力不同，酸性溶液中次序

氧化性

BrO3->ClO3->IO3-

(XO3-

/X2

)

1.52V

1.47V

1.19V第四周期元素的特殊性①

酸性HClO3(强)>HBrO3(强)>HIO3(中强)②

卤酸稳定性

HClO3<

HBrO3<

HIO3

分解爆炸浓度:>40%>50%晶体(加热分解)

◆

HIO3氧化性相对弱，单质I2可被Cl2、

HNO3、

H2O2、

O3等强氧化剂氧化可制得HIO3

◆

酸性介质中是强氧化剂，氧化X-生成卤素单质XO3-+5X-+6H+

=3X2+3H2O单质碘制备④

卤酸的制备◆卤酸钡与硫酸作用制取HXO3溶液⑥

卤酸盐的热分解(复杂)4KClO3

=

3KClO4

+KCl

歧化

2KClO3

=

2KCl+3O2

催化剂

2Zn(ClO3)2=2ZnO+2Cl2

+5O2

◆卤素单质与浓碱溶液歧化反应◆次氯酸盐溶液氧化Br-，氯酸盐氧化I-◆电解法----电解KCl热溶液(工业)2KCl+2H2O

=

2KOH+H2↑+Cl2↑⑤

卤酸盐的制备------多种方法

氯酸及其盐氯酸是强酸和强氧化剂。重要的氯酸盐为氯酸钾和氯酸钠。氯酸钾受热催化分解为氯化钾和氧气。固体氯酸钾是强氧化剂，与各种易燃物（如硫、磷或有机物）混合后，经撞击会爆炸着火。因此氯酸钾多用来制造火药：4KClO3+2S===2K2O+2SO2+2Cl2+3O2氯酸钠易吸潮，一般不用作火药，多用作除草剂。

7.高卤酸及其盐热的浓HClO4溶液有强氧化性。稀冷的HClO4溶液几乎不显氧化性。未酸化的ClO4-盐溶液氧化性很弱，连SO2、H2S、Zn、Al等都不反应。酸化的ClO4-氧化性增强.

①高氯酸（HClO4）及其盐最强单一无机酸（Ka=108)，约为100%H2SO4的10倍。ClO4-盐溶液氧化性:酸介质>碱介质高氯酸盐一般可溶,但钾、铷、铯、铵的盐难溶

固态高氯酸盐高温下为强氧化剂，但比氯酸盐弱

KClO4制作炸药比用KClO3的稳定NH4ClO4：现代火箭推进剂原酸可看作I2O7水合物，以多种不同形式存在，H5IO6(I2O7.5H2O)最稳定,称(正)高碘酸,HIO4称为偏高碘酸

H5IO6真空加热逐渐失水:

2H5IO6H4I2O92HIO4353K373KIOHOHHOHOOHO高碘酸的酸性比高氯酸弱很多②

高碘酸及其盐热稳定性增高氧化性增强氯的含氧酸及钠盐的性质变化规律酸HOClHClO2HClO3HClO4盐NaOClNaClO2NaClO3NaClO4热稳定性和酸性增大氧化性增大热稳定性增大氧化性和阴离子碱强度增大注：HClO2的氧化性大于HOCl（六）生物效应F、I都是人体必需的微量元素，氯在体内的含量很高。在牙齿周围有一层由羟基磷灰石组成的坚硬的珐琅质保护层，它不溶解，但却能被酸溶解（含糖高的食物残余在细菌作用下会生成酸，所以要刷牙），保护层造破坏，牙齿受损。当有氟化钠存在时，人体的反应是通过再矿化形成一种氟磷灰石结构，它的硬度更大，更不易受损。所以在牙膏中加有氟化钠，国家标准对自来水中的氟化钠含量也有具体的要求。但当氟的含量过高时，则会对人体带来伤害，形成氟中毒的地方病，这主要是由于水源中氟的含量过高或长期服用某些（中）药物所致。碘是人体的必须微量元素，它浓集于甲状腺中，参与甲状腺素的生成，缺乏碘会形成碘缺乏症，导致甲状腺肿大等症状。利用碘在甲状腺聚集的特性，可使用碘-131所发出的辐射来杀死癌细胞，用于治疗甲状腺癌等疾病。这种治疗方法可把对其它组织和器官的伤害降到最低。三、氧族元素包括氧（O）硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）五种元素。氧和硫是典型的非金属元素，硒和碲是非金属，而钋则是金属。其价电子构型为ns2np4，有获得2个电子成为稀有气体元素的趋向，表现出非金属性。氧和硫能以单质形式存在，硒和碲则属于稀散元素，多以氧化物和硫化物形式存在。硒有几种同素异形体。其中灰硒为链状晶体，它的导电性在暗处很低，当受到光照时可升高近千倍，可用来做光电池，也广泛地应用于复印机和打印机。●O(氧)S(硫)Se(硒)Te(碲)Po(钋)+6-20+2

13141000941869+4-2,-1,0主要氧化数126172268142单键离解能/kJ·mol-1

190

195200

141E1/kJ·mol-1

第一电离势/kJ·mol--------420-590-780E2/kJ·mol-2.12.552.583.44

电负性

(Pauling)ns2np4

价层电子构型TeSeSO基本性质

（一）氧族元素概述H2R H2OH2SH2Se H2Te化学活性：小 大稳定性： 大 小酸性： 弱 强熔沸点：最高小大单质Se单质Te(二)氧1.单质自然界的氧有三种同位素：16O、17O、18O，其中16O的含量最高。工业上通过液态空气的分馏来制取氧气。实验室中常用氯酸钾的热分解来制取。氧有一定的氧化性，常温下空气中的氧气只能将某些强还原性物质氧化。加热条件下氧化性增强。2.O2的反应O2+4H++4e→2H2O超氧离子·O2-O2+e→·O2-·O2-可发生歧化：2·O2-→2O22-+O2O22-为过氧离子2Na+O2(纯氧)→Na2O2O22-+2H+→H2O2

2H2O2→2H2O+O2

（H2O2的分解）3．O2的生物效应（1）O2是许多反应参与者、生物体的必需物，如最重要的反应之一是C6H12O6+6O2===6CO2+6H2O（2）O2对细胞的损伤作用：a．三线态氧和单线态氧通常：O2的分子轨道排布式为：(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(σ2px)2(π2py)2(π2pz)2(π2py*)1(π2pz*)1O2π*↑

↑

S=s1+s2=1,（2S+1）称为多重态。2S+1=3，处于这种状态的氧就称为三线（重）态氧，记为3O2

或3Σ。

有时（如在液态或固态中，或OCl-

、H2O2的反应中新生的氧）为

O2π*↑↓

，或↑

↓此时S=0，2S+1=1。处于这种状态的氧称为单线（重）态氧，记为1O2，或1Δ。

b．氧的自由基：主要为·O2-、·OHH2O2+·O2-→·OH+OH-+O2c．对细胞的损伤作用：氧的损伤包括自由基（·O2-、·OH）、过氧化氢和单线态氧等，它们主要作用于细胞膜，使之损伤，从而造成细胞的死亡和病变（如肿瘤）。另一方面，这种损伤也能造成入侵的细菌死亡，成为机体的一个防御手段。但过多的自由基确实对身体有比较大的副作用，因而清除体内多余的氧自由基成了治疗疾病的一个研究方向。清除氧自由基的主要物质为超氧化物歧化酶（SOD）和谷胱苷肽过氧化物酶（GSH—Px）。3.臭氧(O3)：O2的同素异形体结构：中心O：sp2杂化形成键角：117o

μ=1.8×10-30C•m唯一极性单质键级=(2-0)/2=1

34O3中的O―O键级=

+½=1+1/2=1.5

34O3分子的键长比氧分子键长长

角顶O:sp2杂化，三个氧原子存在一组平行的P轨道，这组平行的P轨道线性组合为分子轨道.E1E2=

E0E1E0

1

0

0

0

2

3反键轨道非键轨道成键轨道

中间氧原子采用不等性sp2杂化状态，有一对孤电子对，两端的两个O剩余的两个p电子与中间O的孤电子对形成了垂直于分子平面的三中心四电子大π键，表示为：因没有单电子，所以O3是反磁性的。臭氧是淡蓝色的气体，有一种鱼腥味。在161K凝聚为深蓝色的液体，在几十K时凝结为黑紫色固体。臭氧是不稳定的，在常温下缓慢分解，在473K以上分解较快2O3→3O2MnO2的存在可加速分解，而水蒸气则可减缓分解。臭氧的氧化性比氧强，能将I-氧化而析出单质碘：O3+2I-+2H+→I2+O2+H2O这一反应用来测定臭氧的含量。利用臭氧的氧化性以及不会导致二次污染这一优点，可用臭氧作为杀菌剂，以取代氯气。

地球大气层中（约25km处）有一O3层，它对地球生物的生存和进化起到了非常重要的作用。臭氧层可以把日光中致命的紫外线（特别是远紫外）吸收掉，O3发生的反应为：O3+hυ===O+O2O2+hυ===2OO+O2===O3这一系列反应保持了高空的O2和O3的平衡。目前由于汽车的尾气，以及大量含氯的化合物，特别是氟利昂（CCl3F、CCl2F2等）制冷剂的使用，对臭氧层造成了严重的破坏，甚至在南极上空出现了“空洞”。控制尾气排放、减少以至禁止氟利昂的使用已经成了人类的一个紧迫问题。

臭氧对肺组织的危害很大，国家标准规定每日一小时的最大臭氧浓度为0.12‰，而人口密集的大城市往往超标，污染的来源主要是机动车尾气中的NO2，如在洛杉矶上空经常看到的棕色烟雾就是由NO2形成的。smog开始就是专门用来描述50年代伦敦烟雾的词。

NO2可发生光化学分解：NO2+hυ===NO+·O·O+O2===O3

酸介质：O3+2H++2e=H2O+O2(g)

(O3/H2O)=+2.07V

(O2/H2O)=+1.23V◆强氧化性-----无污染氧化剂

①油画处理

PbCO3+

H2S=PbS+H2CO3

PbS(s)

+3O3(g)

=PbSO4(s)

+O2(g)

黑白③

O3含量的测定

2I-+O3+H2O=I2+2OH-+O2

用于检验混合气体中是否含有臭氧,KI淀粉试纸变蓝②含氰废水处理

CN―+O3=OCN―+O22OCN―+3O3=CO32-+CO2+N2+3O2分子中有过氧键(―O―O―)，键能小：

(HO―OH)=204.2kJ·mol-1→易断开

(H―OOH)=374.9kJ·mol-1

HHOO940970

4．过氧化氢H2O2似一本打开的书，2个O在夹缝中，采取sp3杂化其水溶液称为双氧水。H2O2分子间通过氢键发生缔合，其缔合程度比水大。H2O2可以与水以任何比例混合。高纯度的H2O2在低温下较稳定，分解较平稳。但受热426K以上，则发生爆炸性分解：2H2O2→2H2O+O2浓度高于65％的H2O2和某些有机物接触时易发生爆炸。在碱性介质中比在酸性介质中的分解速率快。少量的Fe、Mn、Cu、Cr等离子的存在会大大加快H2O2的分解。光照也可使分解速率加快。因此，H2O2应贮存在棕色瓶和荫凉处。H2O2为极弱的酸，Ka1=2.0×10-12，Ka2约为10-25。

H2O2既有氧化性，又有还原性：H2O2+2H++2e→2H2O

=1.77VH2O+HO2-+2e→3OH-

=0.87VH2O2可将黑色的PbS氧化为白色的PbSO4。在酸性溶液中，H2O2能与重铬酸盐反应生成蓝色的CrO5。CrO5在乙醚或戊醇中较稳定。4H2O2+Cr2O72-+2H+→2CrO5+5H2O这个反应可用于检查H2O2，也可用于检验Cr2O72-或CrO42-。在酸性和碱性溶液中都是氧化剂，且还原产物为H2O，不会给系统引入其他杂质。医药上用稀（3%）H2O2作为消毒剂。实验室中常用30%的作氧化剂。

还原性（碱介质）

H2O2+Cl2=2HCl

+O2

工业除氯碱性介质中,为中等强度还原剂Ag2O

+HO2-

=2Ag

+OH-

+

O2

是不造成二次污染的杀菌剂。

酸性介质中还原性很弱,遇强氧化剂,显还原性

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

+8H2O

可定量检测

H2O2（三）硫及其化合物硫在自然界中以单质和化合状态存在。单质硫矿床主要分布在火山口附近。以化合物形式存在的硫分布较广，主要有硫化物（如FeS2、PbS、CuFeS2、ZnS等）和硫酸盐。其中黄铁矿FeS2是最重要的硫化物矿，它大量用于制造硫酸，是一种基本的化工原料。在石油和蛋白质中都有硫存在。1．单质硫硫的世界年产量(约6×107t)的85%～90%用于制H2SO4，其他用途包括制造SO2，SO3，CS2，P4S10，橡胶硫化剂、硫染料以及含硫混凝土、枪药、爆竹等多种商品。单质硫有多种同素异形体，天然硫为斜方硫，94.5℃转变为单斜硫。这两种单质硫的分子都是由8个硫原子组成的，具有环状结构，每个S都是以sp3杂化轨道与另外两个S形成σ键。S8分子间靠分子间力结合在一起，熔点较低。不溶于水，而溶于非极性溶剂。结构：S：sp3杂化形成环状S8分子。

物理性质：硫有几种同素异形体 斜方硫单斜硫弹性硫密度/g

cm-32.061.99颜色黄色浅黄色190℃的熔融硫稳定性<94.5℃>94.5℃用冷水速冷弹性硫94.5oCS8硫的同素异形体弹性硫的形成斜方硫单斜硫当加热时，随着温度的升高，单质硫开始软化并逐渐变为液体，当温度达到160℃时，S8环开始断裂，形成开链形的分子，并聚合成更长的链，因而液体粘度增大。当温度190℃时，粘度变得最大，流动性大大降低，这是因为已形成长链的巨大分子。此时若倒入冷水中骤冷，可以得到弹性硫，因为长链分子来不及成环，仍以绞结的状态存在于固体中，因而固体有弹性。至200℃时，液体变黑，长链开始断裂为短链分子，粘度又开始逐渐降低。444.6℃时沸腾，蒸气中也含有短链分子。至2000℃时，开始有S原子解离出来。硫的化学性质较为活泼，可与许多金属直接反应生成硫化物，也可以与氢、氧、卤素、碳、磷等直接作用生成共价化合物。硫可以用来制造硫酸，在橡胶工业、造纸、火柴、焰火、炸药等方面也有广泛的应用。硫的化学性质与许多金属直接化合与氢、氧、碳、卤素(碘除外)、磷等直接作用与氧化性酸作用与碱的作用2.硫化氢和硫化物⑴硫化氢H2S是无色、剧毒的气体，有臭鸡蛋的味道。H2S中毒是由于它能与血红素中的Fe2+作用生成FeS，使Fe2+失去原来的生理作用。H2S的熔沸点比H2O、H2Se、H2Te都低。H2S稍溶于水，室温下H2S的饱和浓度为0.1mol·L-1。H2S的分子构型为V型，极性比H2O弱。FeS+H2SO4===FeSO4+H2S↑H2S具有较强的还原性。在充足的空气中燃烧生成SO2和水（天然气井若发生H2S失控－井喷－时，应点燃冲出的气体，以减少剧毒的H2S）。H2S的水溶液放置久时，因空气中的氧气的氧化作用而产生浑浊（游离的硫）。

颜色：(大多数为黑色，少数特殊)ZnS白，MnS肉，CdS黄，As2S3

黄，Sb2S3橙，SnS棕，Bi2S3黑褐，SnS2

黄，As2S5

黄，Sb2S5橙，硫化锌硫化锰硫化镉硫化砷硫化锑硫化锡硫化铋⑵金属硫化物金属硫化物大多是有颜色的。除碱金属硫化物和BaS易溶于水，其他碱土金属硫化物微溶于水外，大多数金属硫化物难溶于水，有些还难溶于酸。金属硫化物都会发生水解。有些硫化物溶于稀盐酸：ZnS+2H+→Zn2++H2S有些溶于浓盐酸：CdS+2H++4Cl-→CdCl42-+H2S有些则需HNO3才能溶解：3CuS+8HNO3（稀）→3Cu(NO3)2+3S+2NO+4H2O有些则需王水才能将其溶解，如HgS(KSP=4×10-53)：3HgS+2HNO3+12HCl→3H2[HgCl4]+3S+2NO+4H2O另外，还有多硫化物，S原子间以共价键连接，如黄铁矿FeS2（因其颜色酷似黄金，称为“傻瓜的黄金”、“愚人金”）。

Ksp

稀盐酸浓盐酸硝酸王水

>10-24溶溶溶溶ZnSMnS10-25~

10-30不溶溶溶CdSPdS

<10-30不不溶溶CuSAg2S

<<10-30不不不

溶HgS硫化物分为四类

----在酸中溶解不同

HgS溶于过量浓Na2S溶液中，生成配合物3.多硫化物6~2xS)(NH

,

SNax24x2=

S-2X2-制备：现象：黄→橙红→红x↑性质：遇酸不稳定氧化性还原性4.SO2、H2SO3及其盐硫在空气中燃烧生成SO2。工业上利用焙烧黄铁矿来制取SO2：3FeS2+8O2→Fe3O4+6SO2气态SO2的分子构型为V型。分子中的S原子采用不等性sp2杂化形成两条σ键，再以一对电子与两个O原子的各一个p电子（共4个电子）形成大π键Π34（类似于O3）。H2SO3是二元中强酸，只存在于水溶液中。H2SO3及其盐是较强的还原剂，可以将Cl2、MnO2，甚至I2还原为Cl-、Mn2+和I-。当遇到强还原剂时，才显出氧化性。SO2的结构：S：sp2杂化，∠OSO=119.5°，S-O键长143pm，

SO2是极性分子。

强还原性

Br2+SO2+2H2O=2HBr+H2SO4较弱氧化性

SO2+2H2S=3S+2H2O（遇强还原剂)注意比较:SeO2TeO2以氧化性为主,都是中强的氧化剂

3SeO2

+4NH3=3Se+2N2+6H2O漂白----使品红褪色(可逆)5.SO3、H2SO4及其盐⑴SO3

纯SO3是一种无色、易挥发的固体，熔点为16.8℃，沸点为44.8℃。气态SO3为单分子，分子构型为平面三角形。S除以sp2杂化轨道与3个O原子形成3个σ键外，还形成大π键Π46（3个电子来自于S原子，3个来自于O原子）。SO3具有很强的氧化性，能氧化I-、HBr和Fe、Zn等金属。SO3极易与水化合生成硫酸，同时放出大量的热。因此SO3在潮湿的空气中挥发呈雾状。⑵H2SO4

硫酸是最重要的化工原料和产品之一，西方国家常以硫酸产量来衡量一个国家的化学工业的能力和水平。纯硫酸是无色的油状液体，市售的为98％的浓硫酸，沸点为330℃，是常用的高沸点酸。硫酸是SO3的水合物，可形成一系列的稳定的水合物：H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O、H2SO4·4H2O，因此浓硫酸具有强吸水性，可以用浓硫酸来干燥不与硫酸起反应的气体，如氯气、氢气、CO2等。浓硫酸还可以与纤维、糖等有机物作用，夺取这些物质中的氢原子和氧原子（其比例相当于H2O的组成）而留下游离的碳（炭化），所以浓硫酸有强腐蚀作用。H2SO4中存在p―dπ反馈配键。浓硫酸是一种氧化剂，在加热的情况下能氧化许多物质，本身被还原为SO2、S甚至H2S。浓硫酸氧化金属并不放出氢气，稀硫酸与活泼金属反应时可以放出氢气。冷的浓硫酸可以使铁表面钝化。浓H2SO4的性质

强吸水性：作干燥剂。 从纤维、糖中提取水。

二元强酸2-100.1×=强氧化性与非金属反应：与不活泼金属反应：与活泼金属反应：O4HS3ZnSO)(SO4H3Zn2442+++浓O4HSH4ZnSO)(SO5H4Zn22442+++浓⑶硫酸盐硫酸能形成两种类型的盐：正盐和酸式盐。SO42-为正四面体构型。大多数硫酸盐易溶于水，但PbSO4、CaSO4、SrSO4溶解度很小。BaSO4几乎不溶于水，也不溶于酸，且能阻挡X射线，可做成“钡餐”。硫酸盐结晶时大多带有结晶水。硫酸盐易形成复盐，如K2SO4·Al2(SO4)3·7H2O（明矾）K2SO4·Cr2(SO4)3·24H2O（铬钾矾）(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O（Mohr盐）。6.硫的其它含氧酸⑴焦硫酸H2S2O7

冷却发烟硫酸时得到焦硫酸无色晶体。焦硫酸可看作两个硫酸分子间脱去1个水分子的产物。焦硫酸的吸水性、腐蚀性比硫酸更强。四大特性:酸性、氧化性、吸水性、脱水性

H2S2O7

＞H2SO4焦硫酸盐可作为溶剂焦硫酸根（S2O72-）的结构为：⑵硫代硫酸钠Na2S2O3S2O32-具有SO42-相似的结构（用1个S原子代替1个O原子）。Na2S2O3常用作还原剂，如在碘量法中：2Na2S2O3+I2===Na2S4O6+2NaI另外，Na2S2O3还常用作定影液，其原理为：由卤化银（多为AgBr）微小晶体组成的乳剂均匀地附着在透明质上，受光的照射后，部分AgBr分解为Br和Ag，当c(Ag)达到一定程度时就形成了潜影中心。当胶片放入还原性的显影液中时，带有潜影中心处的AgBr晶粒很快被还原为Ag，显出黑影。潜影中心愈多，还原速度愈快，胶片就愈黑。没有曝光的地方，则无潜影中心，AgBr被还原的速度极慢。定影液为Na2S2O3，可络合Ag+，显影后未被作用的AgBr被Na2S2O3溶解除去，而Ag的黑影则留在胶片上。

(3)连二亚硫酸(H2S2O4)及其盐亚硫酸：二元中强酸：遇水分解：=-110

4.5×-310

3.5×=保险粉稳定性比相应的酸强：保险粉对于衣物的损伤和氧化剂相比要小的很多，它可以用于各种纤维的纺织品而不至于造成伤害，所以叫做保险粉。过氧化氢：H-O-O-H过二硫酸过一硫酸(4)过硫酸及其盐磺酸基过二硫酸盐：OS)(NH8224OSK822强氧化剂：稳定性差：1.939V)/SOOS(-24-282=（四）Se及其化合物Se化合物与S的相似。H2Se为有大蒜臭味的毒性气体，有还原性。Al2Se3+6H2O===2Al(OH)3+3H2Se↑Se的生物效应目前发现的主要是为谷胱苷肽过氧化物酶GSH–Px的组成部分，GSH–Px的主要作用是清除过氧化物，从而避免多余自由基对正常细胞的细胞膜的损伤。关于这一点，目前研究发展相当快，……克山病研究、江苏启东的肝癌研究，……。目前补充硒主要用亚硒酸钠Na2SeO3。四、氮族元素（一）概述氮族元素包括N、P、As、Sb(锑,ti)、Bi。氮和磷是非金属元素，砷和锑为准金属，铋为金属。氮族元素性质的变化是不规则的。第四周期元素砷表现出异样性，其熔点比预期的要高。氮族元素的价电子构型为ns2np3，电负性不是很大，当与电负性较大的元素结合时，主要形成+3和+5的化合物。由于惰性电子对效应，自上而下氧化态为+3的化合物的稳定性增强，而氧化态为+5（氮除外）的化合物的稳定性减弱。N、P不形成N3+、P3+离子，而锑、铋都能以Sb3+、Bi3+的盐存在。氧化态为+5的含氧阴离子的稳定性从P到Bi依次减弱，Bi(Ⅴ)的化合物是强氧化剂。氮族元素所形成的化合物主要是共价型的，且原子越小，越易形成共价键。较大的元素才能与氟形成离子型化合物。在-3氧化态的化合物中，只有活泼金属的氮化物是离子型的，含有N3-。氮族元素氢化物的稳定性自上而下依次减弱、碱性减弱，酸性增强。氮族元素氧化物的酸性自上而下递减。氧化值为+3的氧化物中，只有N2O3，P2O3是酸性的，As2O3是两性偏酸性的，Sb2O3是两性氧化物，而Bi2O3则碱性氧化物。（二）单质氮主要以单质存在于大气中，磷很容易被氧化，因此自然界中不存在单质磷，主要以盐形式存在。砷、锑和铋主要以硫化物矿存在，如雄黄As4S4、辉锑矿Sb2S3，辉铋矿Bi2S3等。N2的稳定性：是由结构决定的。N2的麻醉作用：N2为非极性分子，可溶于有机溶剂，当在大脑（高脂肪）中溶解达到一定浓度时，会有麻醉作用。因此潜水时的高压空气会增大氮气在体内的溶解，使人麻痹而发生危险。常见的磷的同素异形体有白磷、红磷和黑磷三种。白磷（又称黄磷）是透明的、软的蜡状固体，由P4分子通过分子间力堆积起来。P4分子为四面体构型。P原子均位于四面体顶点，每个磷原子通过px、py和pz分别与另外3个磷原子形成3个σ键，键角为60°。这样的分子内部具有张力，其结构是不稳定的。所以白磷的化学性质很活泼，容易被氧化，在空气中能自燃，因此要保存在水中（战场上的磷弹）。一些巫婆、神汉利用这一点进行骗人活动。白磷是剧毒物质，0.15g的剂量可使人致死。将白磷在隔绝空气的条件下加热至400℃，可以得到红磷。红磷比白磷稳定。P4（白）→4P（红）白磷在高压和较高温度下可转变为黑磷。黑磷具有层状结构，有导电性，不溶于有机溶剂。（三）氮的化合物1.氮的氢化物⑴氨哈伯法合成氨：

500℃，1000atmN2+3H2

2NH3Fe此法为德国化学家哈伯于1905年发明，并于1918年获诺贝尔奖。此方法对一战的进程影响重大。氨分子间存在氢键，沸点高于PH3。氨易被液化，汽化热较大，可用作制冷剂。氨作为Lewis碱能与一些物质（Lewis酸）生成配合物。氨分子中的氢原子可以被活泼金属取代形成氨基化物。如2Na+2NH3→2NaNH2+H2金属氮化物（如Mg3N2）可以看成是3个氢原子全部被金属原子取代的产物。FritzHaber

1868-1934，德国物理化学家，因发明氮气和氨气直接合成氨的方法，获1918年诺贝尔化学奖.K很小,液氨是电不良导体●

液氨自偶电离液氨能溶解碱金属及Ca、Sr、Ba，稀溶液为蓝色，浓溶液为青铜色顺磁性、导电性、强还原性----有机合成3Cl2+2NH3=N2+6HCl3Cl2+NH3=NCl3+3HClCl2过量(I)强还原性

(II)配位作用(氮原子孤电子对)NH3+H2O=NH4++OH-Kb

=1.8×10-5

4NH3+5O24NO+6H2O(工业制HNO3)催化剂燃烧Ag++2NH3=[Ag(NH3)2]+

(Cu2+,Co2+,Co3+…)BF3+NH3=F3B·NH3(路易斯碱)(III)弱碱性

●

化学性质(IV)取代反应

---两种类型NH3中H被取代：

2Na+2NH3=2NaNH2

+H2

氨解反应：NH3以-NH2（氨基）或=NH（亚氨基）取代其它化合物中的原子或原子团：

Cl-Hg-Cl+2NH3=Cl-Hg-NH2↓+NH4Cl⑵联氨（肼）N2H4，H2N—NH22NH3+NaOCl===H2O+N2H4+NaCl为弱碱性，N2H4的N上有孤电子对，可与H+结合N2H4+H2O===N2H5++OH-N2H5++H2O===N2H62++OH-联氨可用作火箭的燃料N2H4+O2===N2+2H2ON2H4(l)+2H2O2(l)===N2(g)+4H2O(g)⑶羟胺NH2OH可看作氨分子中的1个氢原子被羟基取代的衍生物。羟胺是白色晶体，熔点330℃。羟胺易溶于水，呈弱碱性。有氧化还原性，常用作还原剂，还原能力强，且产物为气体，易于处理。碱性中：2NH2OH+2OH-→N2+4H2O+2e可用来作显影液：2NH2OH+2AgBr→2Ag+N2+2HBr+2H2O

羟胺（NH2OH)●

分子结构NHHOH..N采用sp3杂化，氧化态-1●

化学性质

◆

溶于水，弱碱性-----一元弱碱

NH2OH+H2O=NH3OH++OH-Kb=6.6

10-9

常用盐：[NH3OH]Cl，[NH3OH]2SO4⑷铵盐氨与酸作用可得到相应的铵盐。铵盐与钾盐的性质相似，这是由于NH4+的半径与K+的相近。铵盐的溶解度一般较大，但酒石酸氢铵和高氯酸铵等少数铵盐的溶解度较小。固体铵盐受热易分解。在酸性溶液中也易造成氨气的逸出。铵盐中最重要的是硝酸铵和硫酸铵。

●(Nessler)试剂(K2HgI4+KOH混合溶液)-----鉴定铵离子红棕色沉淀HgHgONH2I↓（5）叠氮酸、叠氮化物当用联氨还原亚硝酸时，生成叠氮酸HN3溶液：N2H4+HNO2—→HN3+2H2O无水叠氮酸不稳定，震动易引起爆炸。叠氮酸的盐叫做叠氮化物。叠氮化物也是不稳定的，叠氮化铅Pb(N3)2在600K时受撞击时发生爆炸，在军事上用作引爆剂。叠氮化钠NaN3受到一定程度上的撞击时也会发生反应（爆炸），瞬间产生大量的气体，现在应用在汽车的防护气囊中。

N3-为拟卤素离子（似X-）例如，AgN3、Pb(N3)2、Hg2(N3)2均难溶于水。似AgX(X=Cl、Br、I)●

分子结构NNNH····spspsp2

NNN········AgN3Cu(N3)2Pb(N3)2Hg(N3)2易爆N2H4+HNO2=

HN3+2H2O撞击

NaOH

NaN3N2↑

+H2↑ZnZn(N3)2+H2↑●

物理性质无色，高挥发性液体，沸点309K，易爆●

化学性质-----一元弱酸

◆

与碱或活泼金属作用，生成叠氮化物●

制备

①②◆

受撞击易爆炸分解

2HN3(g)→3N2(g)+H2(g)△rHm

=-527kJ.mol-1

2．氮的氧化物氮的氧化物常见的有5种：N2O、NO、N2O3、NO2、N2O5。⑴NO为无色气体。分子中有11个价电子，这种分子称为奇电子分子。分子轨道电子排布式为：

(1σ)2(2σ)2(3σ)2(4σ)2(5σ)2(1π)4(2π)1NO参与反应时，容易失去2π轨道（反健轨道）上的1个电子形成亚硝酰离子NO+。制备：

放电N2+O2===2NO

3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO+4H2ONO中有孤对电子，可用作配位剂，在体内可与血红素中Fe(Ⅱ)配位，激活鸟苷酸活化酶，使血管平滑肌松弛，增大血流量，可用于心脏病的治疗。

⑵NO2：是红棕色气体，有毒性。在21.2℃时凝聚为红棕色液体，冷却时颜色逐渐变淡，最后转变成了无色的N2O4。升温2NO2（红）===N2O4（无）+Q

低温NO2也是奇电子分子，空间构型为V型，N原子采用sp2杂化，分子中还存在Π33。OONN采用sp2杂化⑶N2O为无色气体，俗称笑气。分子的空间构型为直线型。3．氮的含氧酸及其盐⑴HNO2及其盐类：将等物质量的NO2和NO溶解在冰冷的水中，可得到亚硝酸的水溶液：

冰水NO2+NO+H2O===2HNO2NO2-的构型为V型，N采用sp2杂化，此外还有Π34。所有亚硝酸盐类都有致癌作用。湖南有部分私人作坊制作腊肉时添加过量亚硝酸钠的情况，这会导致严重的后果。实际上在腌制腊肉及保鲜肉类食品的制作中添加亚硝酸钠是一个普遍现象，但用量一定要严格控制，这方面国家有明确的标准。在酸性溶液中NO2-有一定的氧化能力，分析上测NO2-含量：2NO2-+2I-+4H+===2NO+I2+2H2O

●

亚硝酸歧化

室温:3HNO2

=HNO3+2NO↑+H2O未制得纯HNO2

亚硝酸盐比HNO2稳定氧化还原性

(中间价态)酸介质氧化性显著，碱介质还原性为主

●

HNO2氧化性

还原产物可能

NO，N2O，N2，NH2OH,NH32NO2-+2I-+4H+=2NO+I2(s)+2H2O快速定量进行，测定亚硝酸盐含量NOO-NO2-

与O3

等电子体

2

+1Π34碱介质中被空气氧化：

2NO2-+O2

=

2NO3-酸介质中被强氧化剂（KMnO4,Cl2…）氧化●

还原性

HmFe(Ⅱ)+NO2------HmFe(Ⅲ)

卟啉铁(人血红素)失去载O2功能HmFe(Ⅱ)←O2+COHmFe(Ⅱ)←CO+O2CO与血红蛋白的结合能力是O2与血红蛋白结合能力的200－300倍NO2-和CO使人中毒机理不同血红素＋球蛋白→血红蛋白血红蛋白＋O2→氧合血红蛋白氧合血红蛋白→释放O2＋血红蛋白●配位性质

NO2-两可配体黄色沉淀，鉴定K+●亚硝酸盐亚硝酸盐遇到仲胺可形成亚硝酰，可引起消化系统癌症亚硝酸盐大部分无色易溶于水

(AgNO2浅黄色不溶)MNO2-硝基MONO-