无机化学下册重点

X2+H2O===2H++2X-+O2（1）X2+H2O===H++X-+HXO（2）氟与水反应依（1）式进行。氯、溴、碘与水反应主要依（2）式进行。该反应是一种歧化反应。X2+2OH-===X-+XO-+H2O（X=Cl2、Br2）3X2+6OH-===5X-+XO3-+3H2O（X=Cl2、Br2、I2）碘在冷的碱性溶液中能迅速发生歧化反应：3I2+6OH-===5I-+IO3-+3H2O氟与碱的反应和其它卤素不同，其反应如下：2F2+2OH-（2％）==2F-+OF2+H2O当碱溶液较浓时；则OF2被分解放出O22F2+4OH-＝4F-+O2+2H2O制取F2一直采用电解法。通常是电解三份氟氢化钾(KHF2)和两份无水氟化氢的熔融混合物：2KHF2===

2KF+H2↑(阴)+F2↑（阳）K2MnF6+2SbF5______

2KSbF6+MnF3+1/2F2↑4KMnO4+4KF+20HF===4K2MnF6+10H2O+3O2SbCl5+5HF===SbF5+5HCl2K2MnF6+4SbF5===4KSbF6+2MnF2+2MnF3+F2氯的制备：实验室里将氧化剂MnO2、KMnO4与浓盐酸反应制取氯气：MnO2+4HCl(浓)===MnCl2+2H2O+Cl22KMnO4+16HCl===2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2将通Cl2过水、硫酸、氯化钙和五氧化二磷纯化。工业上用电解氯化钠饱和溶液来制备氯气，电解槽以石墨或金属钛做阳极，铁网做阴极，并用石棉隔膜把阳极区和阴极区隔开。电解时：阳极反应：2Cl-===Cl2+2e-阴极反应：2H2O+2e-===H2+2OH-总的反应：2Cl-+2H2O===2OH-+H2+Cl2工业上从海水中制溴，先把盐卤加热到363K后控制pH为，通人氯把溴置换出来，再用空气把溴吹出以碳酸钠吸收:3Na2CO3+3Br2===5NaBr+NaBrO3+3CO2最后用硫酸酸化，单质溴又从溶液中析出。用此方法，从1吨海水中可制得约的溴。以溴化物和碘化物与浓H2SO4的混和物来代替HBr和HI：2NaBr+3H2SO4+MnO2===2NaHSO4+MnSO4+2H2O+Br22NaI+3H2SO4+MnO2===2NaHSO4+MnSO4+2H2O+I2（自海藻灰中提取碘的主要反应）大量的碘还来源于自然界的碘酸钠，因此，要用还原剂使IO3-离子还原为I2。最常用的还原剂为NaHSO3，其离子反应式为：2IO3-+5HSO3-==5SO42-+H2O+3H++I2实际的做法是先用适量的亚硫酸氢盐将碘酸盐还原成碘化物；IO3-+3HSO3-==I-+3SO42-+3H+再将所得的酸性碘化物溶液与适量的碘酸盐溶液作用便有碘析出：IO3-+5I-+6H+==3I2+3H2O在酸性溶液中IO3-可将I-氧化成I2，而且纯的碘酸钠可作基准物质，在分析化学中利用此反应来制备碘的标准溶液。熔点HI>HF>HBr>HCl沸点HF>HI>HBr>HCl键能HF>HCl>HBr>HI分子偶极矩HF>HCl>HBr>HI熔点和沸点I2>Br2>Cl2>F2键能Cl>Br>F>I氧化能力F2>C12>Br2>I2酸性HI>HBr>HCl>HFSiO2+4HF==SiF4­+2H2O利用这一特性，氢氟酸被广泛用于分析化学上来测定矿物或钢板中SiO2的含量。用于在玻璃器皿上刻蚀标记和花纹。CaSiO3+6HF＝CaF2+SiF4­+3H2OCaF2+H2SO4(浓)===CaSO4+2HF↑实验室中小量的氯化氢可用食盐和浓硫酸反应制得NaCl+H2SO4(N)===NaHSO4+HCl­NaHSO4+NaCl====Na2SO4+HCl­试剂级盐酸,比重1.19,浓度37%相当于12mol·L-1,工业盐酸因常含FeCl3杂质而呈黄色。本法不适于制取HBr和HI，因为依H2SO4能使所生成的HBr和HI进一步氧化。用磷酸代替硫酸却可以。2HBr+H2SO4(浓)===SO2­+2H2O+Br22HI+H2SO4(浓)===H2S­+4H2O+4I2NaBr+H3PO4===NaH2PO4+HBr­NaI+H3PO4===NaH2PO4+HI­非金属卤化物的水解：此法适用于HBr和HI的制备,以水滴到非金属卤化物上,卤化氢即源源不断地发生：PBr3+3H2O==H3PO3+3HBr­PI3+3H2O==H3PO3+3HI­实际上不需要事先制成卤化磷，把溴滴加在磷和少许水的混和物中或把水逐滴加人磷和碘的混和物中即可连续地产生HBr或HI:2P+6H2O+3Br2==2H3PO3+6HBr­2P+6H2O+3I2==2H3PO3+6HI­2CN-+5Cl2+8OH-=2CO2↑+N2↑+10Cl-+4H2OCN-+O3=OCN-+O2↑2OCN-+3O3=CO32-+CO2↑+N2↑+3O2↑∴可用Fe2+、Cl2、O3等除去工业废水中CN-。还原性顺序：F-<OCN-<Cl-<Br-<CN-<SCN-<I-<SeCN-CN-与N2互为“等电子体”SCN-与CO2互为“等电子体”ClO2Cl中心原子价电子对数目=7/2=3.5→sp2?sp3?结合键角、键长、磁性、是否双键等分析。键角∠º→sp2,排除sp3sp2两种可能的结构（a）、（b）。Cl-O部分双键(不双聚顺磁)Cl-O单键(双聚逆磁)②实测：Cl-O键长149pm<Cl-O单键（170pm）③ClO2不双聚→排除(b)构型。④顺磁2热稳定性：含氧酸<含氧酸盐HOCl(aq)>4%分解HOCl3(aq)>40%分解依次增强I<Cl<Br依次增强HXO<HXO2HXO3HXO4氧族PbS(S)+3O3(g)=PbSO4(s)+O2(g)黑白含氰废水处理：CN―+O3=OCN―+O2↑2OCN―+3O3=CO32―+CO2↑+N2↑+3O2↑O3的定量分析（碘量法）KI+O3(g)+H2O=I2+2KOH+O2(g)I2+2S2O32―=2I―+S4O62―（连四硫酸根O2的磁性是顺磁还是逆磁O2的电子式双原子分子O3电偶极矩μ≠0,是单质分子中唯一一个→3个O原子不在同一直线上；∠º，→中心O原子sp2杂化酸介质：O3+2H++2e-=H2O+O2(g)fq(O3/H2碱介质:O3(g)+H2O+2e-=2OH―+O2(g)fq(O3/OH―2、H2O2的氧化性H2O2+2I-+2H+===I2↓+2H2OPbS+4H2O2===PbSO4↓+4H2O2CrO2-+3H2O2+2OH-===2CrO42-+4H2O3、H2O2的还原性Cl2+H2O2===2HCl+O2↑2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+8H2O+5O2↑Ag2O+HO2-===2Ag+OH-+O2↑4、H2O2的检验在酸性溶液中过氧化氢能使重铬酸盐生成二过氧合铬的氧化物，即Cr(O2)2O或CrO5，生成的CrO5显蓝色，在乙醚中比较稳定，检验时在乙醚层中显蓝色，可以相互检验。4H2O2+H2Cr2O7===2Cr(O2)2O+5H2O2Cr(O2)2O+7H2O2+6H+===2Cr3++7O2↑+10H2O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H2S的实验室制法有臭鸡蛋气味有毒常用还原剂要现配现用FeS+H2SO4(稀)===FeSO4+H2S↑Na2S+H2ODNaHS+NaOH2CaS+2H2ODCa(OH)2+Ca(HS)2Al2S3+6H2OD2Al(OH)3↓+3H2S↑当强酸加到金属硫化物中有H2S产生，根据其在酸中的溶解情况分成四类：能溶于稀盐酸,如：ZnS、MnS等Ksp>10-24ZnS+2HCl===ZnCl2+H2S↑能溶于浓盐酸如：CdS、PbS等Ksp=10-25~10-30不溶于浓盐酸溶于硝酸如:CuS、Ag2S等Ksp<10-303CuS+8HNO3===3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O不溶于硝酸而溶于王水如:HgS等Ksp更小3HgS+12HCl+2HNO3===3H2HgCl4+3S+2NO↑+4H2ONa2S+(x-1)S==Na2Sx多硫离子具有链状多硫化物的溶液一般显黄色，随着x值的增加由黄色、橙色而至红色多硫化物在酸性溶液中很不稳定，容易生成硫化氢和硫。Sx2-+2H+===H2S↑+(x-1)S↓由于在多硫化物中存在过硫链H—S—S—H，它与过氧化氢中的过氧链H—O—O—H类似，因此，多硫化物具有氧化性并能发生歧化反应。见下面反应方程式：Na2S2+SnS===SnS2+Na2SNa2S2===Na2S+S↓多硫化物是分析化学常用的试剂。Na2S2在制革工业中用作原皮的脱毛剂，CaS2在农业上用来杀灭害虫。FeS+2H+=Fe2++H2S↑2Fe3++H2S=2Fe2++S↓+2H+2S2-+O2+4H+＝S↓＋2H2O(酸性溶液中被空气氧化)Na2S2+SnS棕＝橙SnS2+Na2SNa2S2==Ma2S+S多硫化物有一定的氧化性可以发生歧化反应硫或H2S在空气中燃烧，或煅烧硫铁矿FeS2均可得SO2：3FeS2+8O2===Fe3O4+6SO2与臭氧的结构相似，二氧化硫分子是V形的构型，分子中的S原子以sp2杂化与两个O原子各形成一个s键，还有一个p轨道与两个O原子相互平行的p轨道形成一个Π34的离域Π键。二氧化硫分子的结构亚硫酸酸性比碳酸强SO32-+2H+===H2O+SO2↑(可用于实验室制备）Na2SO3和NaHSO3大量用于染料工业，漂白织物时的去氯剂。（方程式请同学们自己完成）3、SO32-及H2SO3的结构SO32-的结构：S的6个价电子+2个电荷共8个，4对采取sp3杂化问：它能形成离域Π键吗？S+O2=====SO22H2S+3O2=====2SO2+2H2ONa2SO3+2H2SO4(浓)==2NaHSO4+SO2↑+H2O2ZnS+3O2=======2ZnO+2SO2二氧化硫的溶解SO2+H2O=H2SO3SO2+2OH-=SO32-+H2O做还原剂2Na2SO3+O2＝2Na2SO4Br2+SO32-+H2O＝2Br-+SO42-+2H+Cl2+SO32-+H2O＝2Cl-+SO42-+2H+做氧化剂SO32-+2H2S+2H+＝3S+3H2O热分解4Na2SO3=====3Na2SO4+Na2SSO42-是很稳定的正四面体结构，只有在浓酸中才具有氧化性,所有硫酸盐基本上是离子性的,因此大部分的硫酸盐易溶于水.实验室制二氧化硫Cu+2H2SO4==CuSO4+SO2↑+2H2O稀硫酸具有酸的通性，但是冷的浓硫酸对铁、铝金属产生钝化作用，因此可以用铁罐存放浓硫酸，但不能放稀硫酸。浓硫酸有吸水性（做干燥剂如CO2、H2、Cl2等的干燥）脱水性氧化性<1>Na2SO3+S＝＝＝Na2S2O3<2>2Na2S+Na2CO3+4SO2＝3Na2S2O3+CO2<3>2H2S+2NaHSO3＝3Na2S2O3+3H2O<4>2Na2S+3SO2＝2Na2S2O3+S↓硫代硫酸钠是无色透明晶体，易溶于水，其水溶液显弱碱性，在中性、碱性溶液中很稳定，在酸性溶液中迅速分解。Na2S2O3+2HCl===2NaCl+SO2↑+S↓+H2O（歧化）硫代硫酸钠是一种中等强度的还原剂，与碘反应时，它被氧化为连四硫酸钠；与氯、溴等反应时被氧化为硫酸盐。因此，硫化硫酸钠可做为棉织物漂白后的脱氯剂。Na2S2O3+4Cl2+5H2O===2H2SO4+2NaCl+6HCl(印染工业以Cl2漂白后，除Cl2)硫代硫酸根有很强的配位能力碘的定量分析2Na2S2O3+I2＝Na2S4O6+2NaI除氯气Na2S2O3+4Cl2+5H2O＝2H2SO4+2NaCl+6HCl(2)把硝酸银溶液滴入硫代硫酸钠溶液中和把硫代硫酸钠溶液滴入硝酸银溶液,得到的结果相同吗?硝酸银滴入硫代硫酸钠溶液,则硫代硫酸钠过量,得到无色的硫代硫酸银配离子溶液。若是反过来，把硫代硫酸银溶液滴入硝酸银溶液，则开始银过量，生成白色的硫代硫酸银沉淀，它很不稳定，很快水解，发生白──黄──棕──黑的颜色变化，最后水解主物是硫化银：Ag2S2O3+H2O＝Ag2S+H2SO4此现象可用于硫代硫酸根的检验。<3>硫代硫酸盐遇酸分解：S2O32-+2H+＝SO2↑+H2O+S↓（白色浑浊，可用于检验S2O32-）连二硫酸根的制法（保险粉）2NaHSO3+Zn===Na2S2O4+Zn(OH)2Na2S2O4是一种白色固体，加热至402K即分解：2Na2S2O4===Na2S2O3+Na2SO3+SO2↑绝大多数硫的含氧酸分子中S原子作sp3杂化。例外：焦亚硫酸根S2O52―：1个S原子作sp3杂化，1个S原子作sp2杂化硫酸系含氧的形成与分子结构特点含氧酸分子式形成结构特点硫酸H2SO4母体Ssp3杂化硫代硫酸H2S2O3*S代O硫代焦硫酸H2S2O72H2SO4脱H2O氧桥连二硫酸H2S2O6*-OH被-SO2(OH)取代硫链过一硫酸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-存在氮族NPAsSbBi电负性、第一电离势逐渐变小nS电子对的活泼性降低随着原子半径的增大，nS和(n-1)d电子的能量差增大,所以nS价电子的成键能力由上往下减弱,表现为高价态物质趋于不稳定,低价态趋于稳定,这现象称为惰电子对现象从N到Bi,+V氧化态的稳定性递减,而+Ⅲ氧化态的稳定性递增+V氧化态的氮是较强的氧化剂。除氮外从磷到铋+V氧化态的氧化性(从+V还原到+Ⅲ)依次增强。+V氧化态的磷几乎不具有氧化性并且最稳定,而+V氧化态的铋是最强的氧化剂,它的+Ⅲ氧化态最稳定,几乎不显还原性。N2:[KK(s2s)2(s*2s)2(p2P)4(s2P)2]由于N2分子中存在叁键N≡N，所以N2分子具有很大的稳定性，将它分解为原子需要吸收946kJ•mol-1。N2分子是已知的双原子分子中最稳定的。所以氮气参与的反应几乎都是高温反应１、NH4Cl+NaNO2===NH4NO2+NaClNH4NO2==N2↑＋2H2O２、(NH4)2Cr2O7===N2↑＋Cr2O3+4H2O３、2NH3+3CuO===Cu+N2↑＋3H2O4、NaN3===Na(l)+N2­(可得到很纯的氮)氨气的工业制法N2+3H2========2NH3氨气的实验室制法(NH4)2SO4(s)+Ca(OH)2(s)==CaSO4(s)+2NH3↑+2H2O想一想：把Ag+（或Cu2+）滴入氨溶液和把氨溶液滴入Ag+（或Cu2+）溶液有什么不同现象？想一想:如何区别KNO3、AgNO3、Hg(NO3)2溶液?HgCl2+2NH3=Hg(NH2)Cl↓(白)(氨基氯化汞)+NH4Cl区别汞离子NH3的夺质子能力比水强任何氨盐溶液中加入强碱并加热，就会放出氨（NH4+的鉴定反应）：NH4++OH-===NH3+H2O联氨在酸性条件下既是氧化剂又是还原剂,在中性和碱性溶液中主要做还原剂。能将CuO、IO3-、Cl2、Br2还原，本身被氧化为N2。如：N2H4＋4OH-==N2＋4H2O＋4eEO＝-1.15V4CuO＋N2H4＝2Cu2O＋N2↑＋2H2O它能将AgNO3还原成单质银，它也可以被卤素氧化：N2H4+2X2===4HX+N22IO3-+3N2H4===2I-+3N2↑+6H2O参加反应的氧化剂不同，N2H4的氧化产物除了N2，还有NH4+和HN3。2MnO4-+10N2H5++6H+===10NH4++5N2↑+2Mn2++8H2ON2H5++HNO2===HN3+H++2H2O(特殊反应)（2）氧化还原性羟胺可作氧化剂，也可作为还原剂，但主要是作还原剂。氧化产物主要是气体(N2，N2O，NO)，2NH2OH+2AgBr===2Ag+N2+2HBr+2H2O2NH2OH+4AgBr===4Ag+N2O+4HBr+H2O(3)弱碱性NH2OH+H2O=NH3OH++OH-´10-9(298K)想一想：羟氨作氧化剂时，它被还原的产物是什么？写出羟氨与亚铁的反应式：NH2OH＋2Fe(OH)2＋H2O＝2Fe(OH)3＋NH3碱性强弱比较：NH3>N2H4>NH2OH弱碱性：NH3>联氨>羟氨还原性:NH3<联氨<羟氨热稳定性:NH3<联氨<羟氨NO[KK(σ2s)2(σ2s*)2(σ2p)2(π2p)4(π2p*)1]N原子采取sp杂化，形成一个σ键，一个π键和一个三电子π键。N的氧化数为+2。NO共有11个价电子，全部成对是不可能的，因此NO是一个奇电子分子，是顺磁性的NO是中性氧化物，无色气体，微溶于水，空气中极易与氧气反应生成棕色的NO2，溶液中容易与金属离子生成配合物低温下NO容易形成梯形结构的二聚体N2O2，如:2NO（无色）+O2==2NO2（棕红色）2NON2O2FeSO4＋NO＝[Fe(NO)]SO4（棕色,用于棕色环反应检验NO3-离子）具有还原性(主要产物是NO3-)，又有氧化性(主要产物是NO)。例如，NO2-在溶液中能将I-氧化为单质碘氧化性2NO2-+2I-+4H+===2NO+I2+2H2O这个反应可以定量地进行,能用于测定亚硝酸盐含量。还原性2MnO4-+5NO2-+6H+===2Mn2++5NO3-+3H2OCl2+NO2-+H2O===2H++2Cl-+NO3-NO2-作配位剂，如六硝基合钴酸钠常用于鉴定钾离子：Co(NO2)63-＋K+＝K3[Co(NO2)6]↓(黄)氨氧化4NH3+5O2=========NO+6H2O氧化NO+O2===NO2溶于水3NO2+H2O==2HNO3+NO实验制法：NaNO3＋H2SO4（浓）＝NaHSO4＋HNO3在HNO3分子中，N原子采取sp2杂化，形成三个σ键，三个O原子围绕N原子在同一平面上成三角形状。N原子2p轨道上的一对电子和两个O原子的成单2p电子形成一个垂直于平面的三中心四电子的不定域P34键，N原子的表观氧化数为+5。在NO3-中，每个∠ONO键角是120°,N原子仍是sp2杂化除形成三个σ键外，还与三个O原子形成一个P46键。硝酸与金属的作用有四种情况：1.遇酸不反应,如Au、Pt2.遇冷浓硝酸钝化.如Fe、Al、Cr3.遇硝酸反应,生成硝酸盐和氮的氧化物或铵盐.如Cu、Zn4.遇冷.稀硝酸反应,生成硝酸盐和氢气（不纯）,如Mg、Zn4HNO3(浓)+Cu==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O8HNO3(稀)+3Cu=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O4HNO3(浓)+Hg==Hg(NO3)2+2NO2↑+2H2O8HNO3(稀)+6Hg=3Hg2(NO3)2+2NO↑+4H2O4Zn+10HNO3(极稀)===4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2OS+2HNO3＝H2SO4＋2NO↑3P＋5HNO3＋2H2O＝3H3PO4＋5NO↑4HNO3+3C==3CO2+4NO↑+2H2O3I2+HNO3==6HIO3+10NO+2H2O浓硝酸与金属反应，还原产物是NO2，稀硝酸与金属的还原产物除大多数情况下是NO外，还可能有其它低价态物质，如N2O、NH4+等。KNaMgZnFeNiSnPbHCuHgAgAu活泼金属Na,K,Ca为亚硝酸盐和氧气2NaNO3====2NaNO2＋O2电位序在Mg-Cu的金属盐一般分解为氧化物、NO2和O22Pb(NO3)2====2PbO＋4NO2＋O2不活泼金属盐分解为金属、NO2和O22AgNO3=====2Ag＋2NO2＋O2Hg(NO3)2=====Hg＋2NO2＋O2NH4NO3====N2O+2H2OMg(NO3)2•6H2O=====Mg(OH)NO3+HNO3+5H2O有哪些方法可以区别NO2-和NO3-？硝酸的主要化学性质：强酸，强氧化剂，热不稳定性，硝化2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C====P4+6CaSiO3+10CON2和P4是同一族元素，为什么它们单质的化学性质差别很大，N2很不活泼而P4却很活泼？N2三重键,化学性质不活泼。P第三周期，半径大，不易形成多重键。P4四面体结构,键角60º,P—P键受张力作用而弯曲的，张力能量是95.4kJ·mol-1，使P—P的键能只有201kJ·mol-1，比N≡N的键能942kJ·mol-1小得多，因此P4分子反应活性很高（1）与空气反应自燃P4＋3O2＝P4O6足量空气中燃烧：P4＋5O2＝P4O10与卤素反应，白磷在氯气中能自燃生成三氯化磷和五氯化磷。（红磷反应则要加热）2P＋5Cl2＝2PCl5(Cl2过量)2P＋3Cl2＝2PCl3(P过量)白磷与热的浓碱反应，歧化生成磷化氢和次磷酸盐。P4＋3NaOH＋3H2O＝PH3↑(膦气,空气中易自燃)＋3NaH2PO2白磷与硝酸反应生成磷酸。3P＋5HNO3+2H2O＝3H3PO4＋5NO↑白磷还可以把金、银、铜和铅从它们的盐中取代出来，在热溶液中发生歧化反应，例如白磷与热的铜盐反应生成磷化亚铜：11P＋15CuSO4＋24H2O＝5Cu3P＋6H3PO4＋15H2SO4在冷溶液中则析出铜。2P＋5CuSO4＋8H2O＝5Cu＋2H3PO4＋5H2SO4所以硫酸铜是磷中毒的解毒剂.P4+10I2+16H2O==4H3PO4+20HI碱性：NH3>PH3溶解性:NH3>PH3还原性:NH3<PH3配位性:NH3<PH3Sp3dPCl5在气态或液态是三角双锥结构，而固态则转变为正四面体的[PCl4]+和正八面体的[PCl6]-离子晶体。想一想:PCl3的水解与NCl3的水解有什么不同?N的电负性(3.04)比Cl(3.16)略小，但由于N原子半径小，它与质子结合的能力比氯原子强，所以水解中是N夺取质子：NCl3+3H2O==NH3+3ClOH所以NCl3的水解反应是一个自身氧化还原反应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+I在磷酸分子中存在有分子间氢键,所以磷酸是粘稠性液体,当磷酸中的一个羟基被H原子取代后,使得另一个羟基氢原子形成氢键的能力降低,比较易于电离,因而亚磷酸的酸性比磷酸有所增强。酸性H3PO4<H3PO3~H2PO2热稳定性:PO43->HPO32->H2PO2-工业上用76%的硫酸分解磷酸钙制备：Ca3(PO4)2＋3H2SO4＝2H3PO4＋3CaSO4纯的磷酸是用黄磷燃烧得五氧化二磷，再用水吸收而制得Sp3杂化，磷氧四面体，一个s配键和两个d←pp配键PO43-+H2O=HPO42-+OH-(水溶液呈强碱性)HPO42-+H2O=HPO4-+OH-(以水解为主,弱碱性)H2PO4-+H2O=H3PO4+OH-H2PO4-=H++HPO42-(以电离为主,溶液弱酸性)难溶磷酸盐或磷酸一氢盐，都易溶于酸，这是因为在酸中，它们都转变为二氢盐或磷酸了。PO43-的鉴定硝酸银法PO43-＋3Ag+＝Ag3PO4↓(黄色钼酸铵法PO43-＋12MoO42-＋3NH4+＋24H+＝(NH4)3[P(Mo12O40)]·6H2O↓(黄色)＋6H2O在亚磷酸分子中有一个P—H容易被氧原子进攻，故具有还原性。亚磷酸及其盐都是强还原剂，能将Ag+、Cu2+等离子还原为金属H3PO3+CuSO4+H2O＝Cu+H3PO4+H2SO4亚磷酸及其浓溶液受热时会发生歧化反应。4H3PO3===H3PO4+PH3↑次磷酸Ba(H2PO2)2+H2SO4==BaSO4↓+2H3PO2还原性比亚磷酸更强:Ni2++H2PO2-+H2O==HPO32-+3H++Ni热不稳定性:3H3PO2==2H3PO3+PH34H2PO2-==P2O74-+2PH3+H2O氮族氢化物的稳定性：NH3>PH3>AsH3>SbH3>BiH3水解性:PCl3>AsCl3>SbCl3>BiCl3As2O3＋6Zn＋6H2SO4＝2AsH3↑＋6ZnSO4＋3H2O在缺氧条件下，胂受热分解为单质：2AsH3＝2As＋3H2(500K)（马氏试砷法）胂使AgNO3析出黑色沉淀银：2AsH3＋12AgNO3＋3H2O＝As2O3＋12HNO3＋12Ag↓（古氏试砷法）砷镜5NaClO＋2As＋3H2O＝2H3AsO4＋5NaCl不溶于稀酸，溶于氧化性酸2As＋3H2SO4(热、浓)＝As2O3＋3SO2↑＋3H2O2Sb+6H2SO4(热、浓)＝Sb2(SO4)3+3SO2↑+6H2O3As+5HNO3+2H2O=3H3AsO4+5NO↑3Sb+5HNO3+8H2O=3H[Sb(OH)6]+5NO↑Sb、Bi不与碱作用，As可以与熔碱作用2As＋6NaOH＝2Na3AsO3＋3H2↑NPAsSbBiMH3沸点：最高——依次增强——→MH3稳定性:——依次递减——→M3-离子：N3-P3-激烈水解，只存在固态MCl3的水解物：NH3H3PO3H3AsO3SbOCl↓BiOCl↓最高含氧酸性：HNO3>H3PO4>H3AsO4最高含氧酸氧化性：HNO3>H3AsO4>H3PO4三价含氧化物：HNO2主要是强氧化性H3PO3主要是强还原性砷锑铋的三价氧化物还原性递减，稳定性增强碳族C可以有sp、sp2、sp3等多种杂化态成键，因而可以构成结构复杂多样的键合方式，包括双键、叁键、pπ-pπ键等。而Si则是以共价单键为主。B原子有4个价轨道，只有3个价电子，这种价轨道数目多于价电子数目的原子，称为少电子原子，它的成键特征是可以形成多中心少电子键。（一）金刚石原子晶体，Csp3杂化，高熔点，高沸点，高硬度（二）石墨过渡型晶体，层内Csp3杂化，层—层之间范德华力；层上、下有Πnn离域π键→导电、导热、解离性。C作为还原剂，还原产物为COFe2O3+3C=2Fe+3COCuO+C=Cu+COCaO+3C=CaC2+COCO和N2.、CN-、NO+（亚硝酸离子）是等电子体,分子结构是相似的工业水煤气法：C＋H2O＝CO＋H2(主要的)CO＋H2O＝CO2＋H2实验室法：HCOOH────→CO＋H2O（浓硫酸，加热）检验CO的存在：CO＋PdCl2＋H2O＝CO2＋Pd↓＋2HClCO+2Ag(NH3)2OH=2Ag↓+(NH4)2CO3+2NH3高温还原：Fe2O3＋3CO＝2Fe＋3CO2CuO+CO==Cu+CO2Ni(s)+4CO(g)==Ni(CO)4制取纯镍是在50℃下，CO和粗镍反应生成Ni(CO)4，后者在150～300℃分解而得到纯镍。通过计算说明此过程的热力学原理羰基配合物M(s)+xCO(g)=M(CO)xMx值颜色、状态M(CO)x几何构型Ni4无色液体正四面体Fe,Ru,Os5(Fe)黄色液体三角双锥体Cr,Mo,W,V6(Cr)晶体，真空中升华正八面体CO2与N3-N2O（笑气）NO2+OCN-，SCN-互为等电子体---16电子体。····：O——C——O：2σ＋2Π34····C—O键级=1+2×0.5=22Mg+CO2==2MgO+C如果金属离子不水解，将得到碳酸盐。如果金属离子的水解性极强，其氢氧化物的溶度积又小，如Al3+、Cr3+和Fe3+等，将得到氢氧化物。2Al3++3CO32-+3H2O＝2Al(OH)3↓+3CO2↑(此反应用于灭火器)有些金属离子如Cu2+、Zn2+、Pb2+和Mg2+等，其氢氧化物和碳酸盐的溶解度相差不多，则可能得到碱式盐。2Cu2++2CO32-+H2O＝Cu2(OH)2CO3↓+CO2↑Si的制法；2C＋SiO2=======Si＋2CO↑Si(粗硅)＋2Cl2=======SiCl4SiCl4＋2H2======Si(纯)＋4HCl硅晶体为原子晶体，熔点高，可导电，导电率随温度的升高而增大，是典型的半金属。与酸反应SiF4+2HF===H2SiF6(氟硅酸)与碱反应3Si+4HNO3+18HF＝3H2SiF6+4NO↑+8H2OSi＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑稳定性：硅烷<烷还原性：硅烷>>烷水解性：硅烷水解（碱介质），烷烃不水解SiH4的还原性：（与膦气相似，在空气中可以自燃）SiH4＋2KMnO4＝2MnO2↓＋K2SiO3＋H2＋H2OSiH4＋8AgNO3＋2H2O＝8Ag↓＋SiO2↓＋8HNO3所有硅烷的热稳定性都很差。分子量越大，稳定性越差想一想：为什么碳的卤化物不水解，而硅的卤化物却容易水解呢？CF4和CCl4不活泼，遇水不发生水解，而SiF4和SiCl4却强烈地水解，它们在潮湿空气中发烟：Si有3d轨道，配位数为6（sp3d2杂化），能同H2O配位，而碳原子不具备此条件3SiF4＋2Na2CO3＋2H2O＝2Na2SiF6↓＋H2SiO4＋2C通式：xSiO2·yH2O：xy原硅酸H4SiO400偏硅酸H2SiO311二硅酸H6Si2O723三硅酸H4Si3O832二偏硅酸H2Si2O521一般用偏硅酸H2SiO3的式子代表硅酸BnHn+4：B2H6,B5H9较稳定BnHn+6：B4H10,B5H11不稳定B：利用sp3杂化轨道，与氢形成三中心两电子键。（氢桥）想一想：卤化硼和卤化硅都容易水解而碳的卤化物不水解？1、中心原子都有可利用的空轨道：B是缺电子原子，在BX3分子中，B原子还有空的P轨道；卤化硅中硅有可利用的3d空轨道。因此它们都容易接受水的进攻而发生水解。2、中心原子可利用的空轨道受到水进攻后，削弱了B—Cl或Si—Cl键的强度，因而Cl-逐一被—OH取代，最终的水解产物是它们的含氧酸常利用硼酸和甲醇或乙醇在浓H2SO4存在的条件下，生成挥发性硼酸酯燃烧所特有的绿色火焰来鉴别硼酸根。H3BO3+3CH3OH======B(OCH3)3+3H2O平面三角形的BO3和四面体的BO4硅、硼的化学性质更相似，都易溶于有氧化剂的氢氟酸溶液中生成氟硅酸或氟硼酸；在氧化性酸中硅钝化而硼反应生成硼酸；都与强碱反应放出氢气它们的含氧酸均为弱酸，酸性：H2CO3>H3BO3>H2SO3在硼酸中加入多羟基物可增强酸性。含氧酸盐的稳定性：硅酸盐>硼酸盐>碳酸盐硅含氧化物的基本结构单元为SiO4硅氧四面体，硼含氧化物的基本结构单元为BO3三角形和BO4四面体。它们的可溶性含氧酸盐均易水解呈现碱性。小结Cl2+2NaOH===NaClO+NaCl+H2O3I2+6NaOH===5NaI+NaIO3+3H2O4P+3NaOH+3H2O===3NaH2PO2+PH3（1）与O2的反应:4NH3+5O2=4NO+6H2O（2）与Cl2的反应H2S+Cl2＝2HCl+S2HBr+C12＝2HCl+Br（3）与金属离子M+的反应2AsH3+12Ag++3H2O＝As2O3+12Ag+12H+H2S+2Fe3+＝S+2Fe2++2H+（4）与含氧酸盐的反应5H2S+2MnO4-+6H+＝2Mn2++5S+8H2O这些氢化物熔沸点低，易挥发，但第二周期的NH3、H2O、HF的沸点异常地高，这是分子间存在着氢键，使分子缔合作用特别强的缘故稳定性与组成氢化物的非金属元素的电负性(χA)有关。非金属与氢的电负性相差越远，所生成的氢化物越稳定分子型氢化物的标准生成自由能ΔfG0或标准生成焓ΔfH0越负，氢化物越稳定。在同一周期中，从左到右逐渐增加，在同一族中，自上而下地减小。无氧酸的酸度影响(1)HA的键能(D):H—A键越弱，越易放出H+。如HF<HCl(2)元素电子亲合能(E):E大，则HA分子的极性大，易于电离，如H2O<HF(3)阴离子A-的水合能(Ha):半径小的阴离子,其水合能大,则有利于HA大水中的电离。Z(F大，进行酸式电离)离子势：F=—r(F小，进行碱式电离)（1）同一周期元素的含氧酸的结构相似。分子中的非羟基氧原子数随中心原子的半径的减小而增加；（2）同族元素的含氧酸随着中心原子半径的递增，分子中的羟基数增加，而非羟基氧原子数减少规律：第二周期：平面三角形结构第三、四周期：四面体结构第五、六周期：八面体结构第2周期的成酸元素没有d轨道，中心原子用sp2杂化轨道分别与3个氧原子形成s健。这些s键被由中心原子R的一个空2p轨道和氧原子形成的离域p键。RO3n-离子都是P46大p键，为平面三角形(NO3-、CO32-)。第3周期的成酸元素原子的价电子空间分布为四面