无机化学[第十四章氮族元素]课程预习
大学无机化学第十四章试题及答案
第十五章氮族元素总体目标：1.掌握氮和磷单质、氢化物、卤化物、氧化物、含氧酸及其盐的结构、性质、制备和用途2.了解砷、锑、铋单质及其化合物的性质递变规律各节目标：第一节氮的单质掌握N2的结构；氮与非金属、金属的反应；氮气的实验室制法和工业制法第二节氮的成键特征通过氮的价层电子结构，了解它的成键特征第三节氮的氢氧化物1.掌握NH3的工业制法和实验室制法以及它的结构2.了解NH3的物理性质；掌握它的配位反应、取代反应、氨解反应和氧化反应以及用途；铵盐的水解性和热稳定性。
3.了解联氨、羟胺、叠氨酸的结构和性质第四节氮的氧化物—氧化图2.掌握氮的氧化物〔N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5〕的结构和重要性质2及其盐的制备、结构、性质3及其盐的结构和性质；硝酸盐热分解的一般规律；王水的成分和性质第五节磷单质1.掌握磷原子的价电子层结构；磷的成键特征2.掌握磷的工业制法、同素异形体、化学性质及用途第六节磷的化合物4O6、P4O10和H3PO4的结构、制备、性质和用途；磷酸盐的溶解性3.了解次磷酸、亚磷酸、焦磷酸、偏磷酸化学式的书写、命名和主要性质；卤化磷、硫化磷的重要性质第七节砷、锑、铋了解砷、锑、铋单质及其化合物的性质递变规律习题一选择题1. 氮气制备的方法是〔〕A. 将硝酸氨NH4NO3加热B. 将亚硝酸氨NH4NO2加热C. 将氯气与氨气混合D. B和C2. 以下化合物中与水反应放出HCl的是〔〕A. CCl4B. NCl3C. POCl3D. Cl2O73. NO2溶解在NaOH溶液中可得到〔〕A. NaNO2和H2OB. NaNO2、O2和H2OC. NaNO3、N2O5和H2OD. NaNO3、NaNO2和H2O4. 硝酸盐加热分解可以得到单质的是〔〕A. AgNO3B. Pb〔NO3〕2C. Zn〔NO3〕2D. NaNO35. 以下分子中具有顺磁性的是〔〕A. N2OB. NOC. NO2D. N2O3π离域键的是〔〕(吉林大学《无机化学例题与习题》) 6. 以下分子中，不存在43NA. HNO3B. HNO2C. N2OD. -37. 分子中含d—p反馈π键的是〔〕(吉林大学《无机化学例题与习题》)A. HNO3B. HNO2C. H3PO2D. NH38. 以下物质中酸性最强的是〔〕A. N2H4B. NH2OHC. NH3D. HN39. 以下酸中为一元酸的是〔〕(吉林大学《无机化学例题与习题》)A. H4P2O7B. H3PO2C. H3PO3D. H3PO410. 以下各物质按酸性排列顺序正确的选项是〔〕(吉林大学《无机化学例题与习题》)A. HNO2>H3PO4>H4P2O7B. H4P2O7>H3PO4>HNO2C. H4P2O7>HNO2>H3PO4D. H3PO4>H4P2O7>HNO211. 以下物质中，不溶于氢氧化钠溶液的是〔〕(吉林大学《无机化学例题与习题》)A. Sb(OH)3B. Sb(OH)5C. H3AsO4D. Bi(OH)312. 加热分解可以得到金属单质的是〔〕(吉林大学《无机化学例题与习题》)A. Hg(NO3)2B. Cu(NO3)2C. KNO3D. Mg(NO3)213. NH4NO3受热分解产物为〔〕A. NH3+HNO2B. N2+H2OC. NO+H2OD. N2O+H2O14. 以下物质中受热可得到NO2的是〔〕A. NaNO3B. LiNO3C. KNO3D. NH4NO315. 以下氢化物中，热稳定性最差的是〔〕A. NH3B. PH3C. AsH3D. SbH316. 遇水后能放出气体并有沉淀生成的是〔〕(吉林大学《无机化学例题与习题》)A. Bi(NO3)2B. Mg3N2C. (NH4)2SO4D. NCl317. 以下物质均有较强的氧化性，其中强氧化性与惰性电子对有关的是〔〕A. K2Cr2O7B. NaBiO3C. (NH4)2S2O8D. H5IO618. 以下化合物中，最易发生爆炸反应的是〔〕A. Pb(NO3)2B. Pb(N3)2C. PbCO3D. K2CrO419. 欲制备NO气体，最好的实验方法是〔〕A. 向酸化的NaNO2溶液中滴加KI溶液B. 向酸化的KI溶液中滴加NaNO2溶液C. Zn粒与2mol·dm-3HNO3反应D. 向双氧水中滴加NaNO2溶液20. N2和C2H2分子中都含有 键，但的化学性质不活泼。
无机化学课件氮族元素
(iii) 王水的氧化性：浓HNO3：浓HCl为3：1 叫做 王水，它的氧化性比硝酸更强，可溶解金、铂等不活 泼金属（实际上是多种氧化剂+配位剂Clˉ在起作用）
D.硝化反应—— 与有机化合物发生反应，生成 硝基化合物(RNO2).
硝酸盐NO3ˉ: (i) 结构: 正三角形，sp2杂化，有个大π36键
盐溶液显酸性（水解） 与碱溶液的反应：
NH4+ + OH- == NH3 + H2O
(iii) NH4+ 的鉴别： A. 若NH4+量多，可用加强碱加热，用湿润的蓝 色石蕊试纸（变兰）检验气体；
B. 若NH4+量少，加Nessler试剂(K2[HgI4]的KOH 溶液)检验（通常为红棕色）
NH4+ + [HgI4]2- + OH-
白磷、红磷的物理性质
白磷
红磷
色、态
白色蜡状
红棕色粉末
溶解性 毒性
着火点
不溶于水，溶于CS2 剧毒
40℃ , 易自燃
不溶于水和CS2 无毒 240℃
保存 用途 分子结构
相互转化
密封，保存于冷水中
密封，防止吸湿
制高纯度磷酸
制安全火柴、火药
P4 正四面体 键角60°
结构复杂
白磷
隔绝空气加热到260℃ 红磷
氨气的化学性质：
可发生三类反应：
A. 加合反应：NH3作为一种典型的Lewis碱，可与许多 金属离子(如Ag+、Cu2+、Co3+、Ni2+)形成配合物；与某些盐 晶体加合(如8NH3+CaCl2 → CaCl2·8NH3 )
B. 取代反应：NH3中的氢可被活泼的金属取代生成氨 基化合物(－NH2)和氢气。
氮族元素知识点复习
工业上合成氨条件的选择依据
分析角度 反应条件 增大合成氨的 化学反应速率 使化学平衡向 正反应方向移动 适宜条件选择
压强 温度 催化剂 浓度
高压 高温 使用 增大反应 物浓度
高压 低温 不影响
增大廉价反应 物浓度或减少 生成物浓度
高压
10MPa~30MPa
适宜温度 500℃左右 使用 铁触媒
氨液化、补氮 氢、原料气循环
一、氮族元素： 在周期表中位置：第ⅤA 族） 氮族元素： 在周期表中位置： （
相似性
7N 15P 33As 51Sb 83Bi
递变性
原子结构 单质物性 化学性质
1、最外层都有5个 、最外层都有 个 电子， 电子，化合价主要 有-3、+3和+5 、 和 2、气态氢化物的 、 通式： 通式：RH3 3、最 价 化物 、 的 化物通式 HRO3 H3RO4
速减小。 速减小。
(4)如果只提供图2的装置， (4)如果只提供图 的装置， 如果只提供图2 请说明引发喷泉的方法。 请说明引发喷泉的方法。
打开夹子，用手（或热毛巾等） 打开夹子，用手（或热毛巾等） 将烧瓶捂热， 将烧瓶捂热，氨 气受热膨胀， 气受热膨胀，赶出玻璃导管内的 空气，氨气与水接触， 空气，氨气与水接触，即发生喷 泉。
(c) 若酸有氧化性分解出来的 酸有氧化性分解出来的NH3会立即被氧 化成N 或其他氧化物。 化成 2或其他氧化物。
NH 4 NO 2 ∆ N 2 (g) + 2H 2 O → (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 ∆ N 2 (g) + Cr 2 O 3 (s) + 4H 2 O → 5NH 4 NO 3 240→ 4 N 2 + 2HNO 3 + 9H 2 O ° C NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
无机化学[第十四章氮族元素]课程预习
![无机化学[第十四章氮族元素]课程预习](https://img.taocdn.com/s3/m/753880ec5f0e7cd185253620.png)
第十四章氮族元素知识点归纳一、氮的单质单质氮在常况下是一种无色无味的气体，在标准状况下密度为1．25g／dm3。
工业上生产氮一般是由分馏液态空气在15．2MPa压力下装入钢瓶备用,或做成液氮存在于液瓶中,实验室中制备少量氮气。
N2分子是已知的双原子分子中最稳定的.在高温高压并有催化剂存在的条件下，氮气可以和氢气反应生成氨：二、氦的成键特征N原子价最子层结构为2s2p3,即有3个成单电子和一个孤电子对，在形成化合物时，其成键特征如下:（1）形成离子键N原子有较高的电负性，它同电负性较低的金属形成一些二元氮化物即能够获得部分负电荷而形成N3-离子。
（2）形成共价键N电子同电负性较高的非金属形成化合物时它总是以不同的共价键同其他原子相结合，这些共价键一般有以下几种:三、氮的氢化物1．氨（1）氨的制备氨是氮的最重要化合物之一，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：（2）氨分子的结构在NH3中，氨采取不等性sp3杂化，有一对孤电子对，分子呈三角锥形结构，键角为107。
18’。
这种结构使得NH3分子有较强的极性。
(3)氨的物理性质和化学性质NH3具有相对高的凝固点、溶解热、蒸发热、溶解度和介电常数，氨极易溶于水。
在水中的溶解度比任何气体都大，237K时1 dm3的水能溶解1200dm3的氨。
氨的主要化学性质有:①还原性KH3和NH4+离子中N的氧化价为+3，因此它们在一定条件下只能有失去电子的倾向而显还原性。
常温下，氨在水溶液中能被Cl2，H2O2，KMnO4等氧化。
例如：③加合反应氨中氮原子上的孤电子对能与其他离子或分子形成配位键,结果形成了各种形式的氨合物，氨能与许多金属离子形成氨配合物如［Ag(NH3)2］+。
④弱碱性氨极易溶于水,它在水中主要是形成水合分子，同时在水中只有一部分水合氨分子发生电离作用。
NH3·H2O的K b=1．8×10—5，可与酸发生中和反应.(4）铵盐氨和酸作用可得到相应的铵盐,铵盐一般是无色晶体，易溶于水，而且是强电解质。
14氮族元素
2、PH3 P2H4（不稳定） Ca3P2+H2O→PH3+Ca（OH）2 P4（g）+H2→4PH3 3、含氧酸 ① H3PO2 一元酸 ② H3PO3 二元酸 P4O6+H2O→H3PO3 P+Br2+H2O→H3PO3+ HBr PCl3+H2O→H3PO3 + HCl
H3PO4 2H3PO4﹣H2O→H4P2O7 焦磷酸 3H3PO4 ﹣2H2O→H5P3H10 三磷酸 4H3PO4﹣4H2O→（HPO3）4 四偏磷酸 注：磷酸正盐，常难溶；二氢盐，常可溶。 检验：H3PO4+Ag+→Ag3PO4↓（黄） H4P2O7+Ag+→Ag4P2O7↓（白） 4、磷卤化物：PCl3、PCl5、 POCl3 易水解，注意NCl3的水解，NF3 呢？
3.氧化物及其水合物酸碱性
＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿碱 Bi2O3 ∣As2O3（砒霜） Sb2O3 ∣两性偏酸 中、碱性 碱性 ↓ As2O5 Sb2O5 （Bi2O5） 酸
均难溶于水： Sb(OH)3 Bi(OH)3 (碱性) H3AsO3 ↓HCl↓OH﹣ ↓HCl ↓OH﹣ ↓HNO3 AsCl3 AsO33﹣ SbCl3 Sb(OH)4﹣ Bi(NO3)3
AsH3(剧毒) SbH3 (BiH3)
Na3As+3H2O→AsH3+3NaOH As2O3+6Zn+6H2SO4→2AsH3+6ZnSO4+3H2O 2AsH3+12AgNO3+3H2O→12Ag↓+As2O3+12HNO3 （古氏试砷法，可检出0.005mgAs2O3） 2AsH3→2As（砷镜）+3H2（绝O2 加热）——马氏 试砷法 SbH3（锑镜）类似 但：2As+5NaClO+3H2O→2H3AsO4+5NaCl Sb则不溶解
无机化学第十四章
•氨 (NH3)
结构： N：sp3杂化，三角锥形
..
N
107.3o
H
H
H
制备： 实验室：
2NH 4Cl Ca(OH) 2 CaCl 2 2H 2O 2NH 3 (g)
工业： N2 3H2 450~5 00C 30MPa Fe2NH3 性质：
① 易溶于水，易形成一元弱碱
NH3 H2O
NH3 H2O
Sb(OH)-4 Cl2 Na 2OH Na[Sb(OH)6 ](s,白) 2Cl-
Bi(OH) 3 Cl2 3NaOH NaBiO 3(s,土黄) 2NaCl 3H2O
M(V)的氧化性(由As到Bi氧化性增强)
H3AsO4 2I- 2H 强酸性 H3AsO3 I2 H2O
• •
顺磁性
分子轨道电子排布式：
(σ
1s
)
2
(σ
* 1s
)
2
(σ
2s
)
2
(σ
*
2s
)
2
(σ
2
p
)
2
(π
2
p
)
4
(π
*
2
p
)
2
酸性介质中：(氧化性强) O2 4H 4e- 2H2O E = 1.229V
碱性介质中： O2 2H2O 4e- 4OH- E = 0.401V
2. 臭氧(O3) 结构：
分子 晶体
分子 晶体
红硒 (分子晶体)
灰硒 (链状晶体)
2,4,6
链状 晶体
2,6
金属 晶体
单质Se
单质Te
H2R
H2O H2S H2Se H2Te
无机化学第十四章 氮族元素
第十四章氮族元素§本章摘要§1.氮和氮的化合物单质氮的氢化物氮的含氧化合物2.磷和磷的化合物单质磷的氢化物磷的含氧化合物磷的卤化物和硫化物3.砷、锑、铋单质砷锑铋的氢化物砷、锑、铋的氧化物及其水§1. 氮和氮的化合物一.单质1 氮气的化学性质常温下N2很稳定，表现出惰性，高温下活泼些。
1°和非金属的反应N 2 + 3H2－－2NH3催化剂，一定T.P下反应，高中讨论过。
2°和金属单质的反应高温下和Mg、Ca、Sr、Ba反应3Ca + N2---Ca3N2（ Ca:410℃,Sr:380℃ ,Ba:260 ℃)和Li反应250℃就很快了6Li + N2 --- 2Li3N二氮的氢化物1、氨(NH3)1°NH3的分子结构2 °液氨的性质(和H2O相比较)：-33.4℃液化，可作非水溶剂。
它是路易斯碱。
故液氨和H2O一样，很难电离和Na反应，H2O 和Na反应迅速，NH3和Na反应极慢，放置时反应如下：H 2逸出后，蒸干得白色固体NaNH2，即氨基钠。
NH3（l）能溶解碱金属，稀溶液显蓝色氨合电子是金属液氨溶液显蓝色的原因，也是金属液氨溶液显强的还原性和导电性的依据。
它的导电性超过任何电解质溶液，类似金属。
3°氨的化学性质A)络合反应氨分子中有一个孤电子对，所以可与许多金属离子配位形成络离子。
B: 杂化，与3个F形成三个键，B中还有一个空的2P轨道，NH3的孤电子对填到B的2P空轨道中。
2、联氨 N2H41°结构N2H4可以看成是NH3中的一个H被NH2取代，联氨又叫肼，N上仍有孤对电子。
2°联氨的性质纯的联氨是无色液体, m.p.1.4 ℃, b.p.113.5 ℃。
A)显碱性其碱性的机理与NH3一样是二元弱碱，比NH3略弱。
B)氧化还原性N2H4N显－2价，既有氧化性又有还原性不论在酸中、碱中，联氨作氧化剂，反应都非常慢，故只是一个好的还原剂。
氮族元素知识点归纳
氮族元素【知识归纳】 一．氮族元素概况1.概况：N 2是一种无色无味的气体，密度比空气略小，不溶于水。
分子结构式为__ N ≡N ，该化学键很牢固，键能很大，难以破坏，所以通常情况下氮气性质__很稳定 。
2.化学性质：(1)工业合成氨的反应方程式：(2)高温或闪电时与O 2的反应的反应方程式：________________________ (3)点燃时与金属Mg(或Ca, Sr, Ba)的反应方程式：___________________以上反应均为__氮的固定，即将空气中_游离_态的氮气转化为化合态的氮。
三．氮的氧化物：N 2O 、（笑气 麻醉剂）NO 、N 2O 3、NO 2、N 2O 4、N 2O 5注意：N 2O 3是 HNO 2 酸酐；N 2O 5是 HNO 3 酸酐。
其它的氧化物都不是酸酐。
N 2 + 3H 22N H 3N 2+O 2 2NO高温或闪电3M g +N 2M g 3N 2点燃)3Cu(NO注意：2NO 2N2O4（通常情况下NO2气体不是纯净物）2.如何鉴别一瓶红棕色气体是二氧化氮或溴蒸气？（找出尽可能多的方法）①AgNO3 ：加入少量硝酸银溶液振荡，若有浅黄色沉淀生成，是溴蒸气，若无浅黄色沉淀生成，是二氧化氮。
（二者的共同现象是红棕色消失）② H2O：加入少量的水后振荡，若红棕色消失，是二氧化氮，若红棕色不消失，是溴蒸气。
③CCl4：加入少量CCl4后振荡，若红棕色消失且CCl4由无色变为橙红色，是溴蒸气。
若红棕色不消失，是二氧化氮。
④降温：冷凝成红棕色液体的是溴蒸气，颜色变浅的是NO2。
不能用湿润的淀粉—KI试纸鉴别二者四．氨气1．概况：氨是一种无色，有刺激性气味的气体，易液化形成液氨，极易溶于水，2．性质：(1)氨水显弱碱性，在溶液中存在如下转化(方程式表示) NH3+H2O NH3·H2O NH4+ +OH—。
氨水密度小于水的密度，所以氨水的浓度越大，密度越小。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第十四章氮族元素知识点归纳一、氮的单质单质氮在常况下是一种无色无味的气体，在标准状况下密度为1．25g／dm3。
工业上生产氮一般是由分馏液态空气在15．2MPa压力下装入钢瓶备用，或做成液氮存在于液瓶中，实验室中制备少量氮气。
N2分子是已知的双原子分子中最稳定的。
在高温高压并有催化剂存在的条件下，氮气可以和氢气反应生成氨：二、氦的成键特征N原子价最子层结构为2s2p3，即有3个成单电子和一个孤电子对，在形成化合物时，其成键特征如下：(1)形成离子键 N原子有较高的电负性，它同电负性较低的金属形成一些二元氮化物即能够获得部分负电荷而形成N3-离子。
(2)形成共价键 N电子同电负性较高的非金属形成化合物时它总是以不同的共价键同其他原子相结合，这些共价键一般有以下几种：三、氮的氢化物1．氨(1)氨的制备氨是氮的最重要化合物之一，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：(2)氨分子的结构在NH中，氨采取不等性sp3杂化，有一对孤电子对，分3分子有较强的极性。
子呈三角锥形结构，键角为107。
18'。
这种结构使得NH3(3)氨的物理性质和化学性质 NH具有相对高的凝固点、溶解热、蒸发热、3溶解度和介电常数，氨极易溶于水。
在水中的溶解度比任何气体都大，237K时1 dm3的水能溶解1200dm3的氨。
氨的主要化学性质有：①还原性 KH3和NH4+离子中N的氧化价为+3，因此它们在一定条件下只能有失去电子的倾向而显还原性。
常温下，氨在水溶液中能被Cl2，H2O2，KMnO4等氧化。
例如：③加合反应氨中氮原子上的孤电子对能与其他离子或分子形成配位键，结果形成了各种形式的氨合物，氨能与许多金属离子形成氨配合物如[Ag(NH3)2]+。
④弱碱性氨极易溶于水，它在水中主要是形成水合分子，同时在水中只有一部分水合氨分子发生电离作用。
NH3·H2O的Kb=1．8×10-5，可与酸发生中和反应。
(4)铵盐氨和酸作用可得到相应的铵盐，铵盐一般是无色晶体，易溶于水，而且是强电解质。
NH4+离子半径为143pm，接近于钠的半径，因此铵盐的性质类似于碱金属盐类，而且往往与钾盐、铷盐同晶，并有相似的溶解度。
由于氨的弱碱性，由强酸组成的铵盐其水溶液显酸性：(5)氨的用途氨在工业中有广泛的应用，特别是在机合成工业中，常用在尿素、染料、医药品和塑料的生产。
由于氨水的微碱性，因而可作洗涤剂。
氨有很高的汽化热，容易加压液化，所以常用冷凝机和制冷机的循环冷剂。
2．联氨联氨又称肼，它可看成是氨分子内的一个氢原子被氨基所取代的衍生物。
肼(N2H4)是以次氯酸钠氧化氨，仅能获得肼的稀溶液。
3．羟胺纯羟胺NH2OH为白色固体，不稳定，熔点32℃，羟胺可以看成是NH3中的一个H被OH基取代的衍生物。
羟胺在酸性或碱性溶液中都是好的还原剂。
四、氮的含氧化合物1．氮的氧化物氮原子和氧原子可以有多种形式结合，在这些结合形式中，N的氧化数可以从+1变到+5。
常见的有五种氮的氧化物：一氧化二氮、一氧化氮、三氧化二氮、二氧化氮和五氧化二氮。
其中除了N2O5外，其他氮的氧化物在室温下都是气体。
(1)N2O 在约250℃小心加热分解硝酸铵，得到无色N2O气体：N2O4的熔点为-9．3℃，沸点21．15℃。
在低于熔点温度时，固体中全部是N 2O4，熔点温度的液体中含有0．01％的NO2。
在沸点温度时，液体中含有1％的NO2，气体中含有15．9％的NO2。
在温度升高至135℃时，NO2的比例占99％。
NO2有氧化性，NO2与水作用发生歧化反应生成HNO3和NO，在碱中则歧化为NO3-和NO2-。
产物PbO不溶于水，将反应混合物溶于热水中，过滤后重结晶，得到白色晶状的亚硝酸钾。
外，一般亚硝酸盐易溶于水，亚硝酸盐均有毒，除了浅黄色的不溶盐AgNO2易转化致癌物质亚硝胺。
根据亚硝酸盐和亚硝酸中氮原子的氧化态是处于中间氧-)，又有氧化性(主要产物是NO)。
化态+3，因此它即具有还原性(产要产物是NO3-在溶液中能将I-氧化为单质碘：例如，NO23．硝酸硝酸是重要的工业三酸之一，它是制造炸药、染料、硝酸盐和许多其他化学药品的重要原料。
(2)硝酸的性质①不稳定性浓硝酸受热或见光就逐渐分解，生成NO2，O2和H2O，使溶液呈黄色。
硝酸能和水以任何比例混合，纯硝酸是一种无色的透明油状液体，溶解了过多NO2的浓硝酸显棕黄色，叫做发烟硝酸。
②氧化性硝酸的另一重要化学性质是它的强氧化性，非金属元素如碳、磷、碘等都能被浓硝酸氧化成氧化物或含氧酸。
除金、铂等金属外，硝酸几乎可氧化所有金属。
Fe，Al，Cr等能溶于稀硝酸，遇冷硝酸则钝化。
经浓硝酸处理后的“钝态”金属，就不易再与稀酸作用。
浓硝酸作为氧化剂时，它的还原产物多数为NO2，但同非金属元素作用时还原产物往往是NO。
稀硝酸除了强酸性外，也有强氧化能力，如：④硝酸盐硝酸盐的重要性质之一就是它的水溶性，几乎所有的硝酸都易溶于水而且容易结晶。
另一重要性质是热稳定性，硝酸盐的热稳定性主要表现在NO3-离子的不稳定性的氧化性上。
硝酸盐热分解情况复杂，主要可分为以下几种：碱金属和碱土金属的无水硝酸盐热分解产生亚硝酸盐和氧气：五、磷单质1．磷的成键特征和价键结构磷原子的价电子层结构是3s23p33d10，即第三层除有5个价电子外还有空的3d轨道，因此磷原子在形成化合物或单质时其特征如下：(1)形成离子键为了达到稳定的结构，磷原子可以从电负性低的原子获得3个电子，形成P3-离子型化合物。
(2)形成共价键磷原子可以同电负性较大的原子形成3个共价单键，根据与磷原子相结合元素的电负性高低，在化合物中磷的氧化数可以从+3变到-3。
(3)形成配位键磷原子在形成配位键时有两种形式，一种是P(Ⅲ)原子上是非常强有一对孤电子对，可以作为电子对给予体向金属离子配位，特别是PH3的配体；另一种情况是P(Ⅴ)原子有可利用的空d轨道，可以作为配合物的中心原子，成为电子对的接受体从而组成配位键。
2．磷的单质(2)同素异形体磷的重要的同素异形体有白磷、红磷和黑磷。
磷蒸气迅速冷却得到白磷，为分子晶体，易溶于非极性溶剂中，熔点为44．15℃，沸点280．35℃，密度1．8g／cm3，燃点40℃。
由于它在空气中会逐渐氧化聚热量而自燃，经常把它保存在水中。
白磷是剧毒物质。
白磷在密闭加热下转化成红磷，红磷较稳定，熔、沸点和燃点较高，不溶于有机溶剂。
将白磷在高压下和一定温度下加热得到黑磷，黑磷是热力学最稳定的变体，有导电性。
白磷的蒸气在空气中发生氧化反应，反应的部分能量以光的形式放出，使白磷在暗处能发光，叫做磷光现象。
白磷能够自燃，而红磷和黑磷比白磷稳定。
白磷的还原性强，同卤素单质激烈地反应，在氯气中也能自燃生成PCl3或PCl5。
白磷在空气中燃烧时呈黄色火焰，生成P4O5或P4O10。
白磷与硝酸反应生成磷酸。
白磷可以和有氧化性的金属离子反应取代出金属，有时也可以和取代出来的金属继续反应生成磷化物。
例如：因此，硫酸铜可以作白磷中毒的解毒剂。
红磷用于生产火柴，火柴盒侧面用于擦燃火柴的物质中也含有红磷。
由于有毒性和不安全，现在的安全火柴中已不再使用磷。
在工业上用白磷制造磷酸，生产有机磷杀虫剂，制造烟幕弹等。
六、磷的化合物1．磷化氢磷与氢组成一系列氢化物如PH3，P2H4，P12H16等，其中最重要的是PH3称为膦，与氨相似，极毒，微溶于水。
一般制备磷化氢的方法主要有：2．磷的氧化物(1)磷在不充分的空气中燃烧，生成的氧化物为P4O6，叫做三氧化二磷，P2O3是有滑腻感的白色吸潮性蜡状固体，熔点23．8℃，沸点173℃。
P2O3有毒，易溶于有机溶剂中，溶于冷水时缓慢生成亚磷酸：(2)白磷在充分的氧气中燃烧可生成P4O10。
简称五氧化二磷，其为白色粉末状固体，有很强的吸水性，有空气很快潮水解。
P4O10是磷酸酐。
3．磷的含氧酸及其盐磷的含氧酸的酸性大小次序为磷酸由三个OH基，H3PO4是三元酸：K1=7．11×10-3，K2=7．94×10-8，K3=4．8×10-13，它能生成正盐和两种酸式盐，如Na3PO4，Na2HPO4和NaH2PO4。
磷酸根离子具有强的配合能力，能与许多金属离子形成可溶性配位化合物，如Fe3+生成可溶性无色配位化合物H3＼[Fe(PO4)2＼]和H＼[Fe(HPO4)2＼]，利用这种性质，分析化学上常用PO43-掩蔽Fe3+离子。
所有的磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸氢盐和正盐除了K+，Na+，NH+离子的盐外，一般不溶于水。
Na3PO4水解呈较强的碱性，可用作洗涤剂，Na2HPO4水溶液呈弱碱性，而NaH2PO4的水溶液呈弱酸性。
磷酸二氢钙是重要的磷肥。
磷酸正盐比较稳定，一般来讲不易分解，但是磷酸一盐或磷酸二盐受热却容易脱水分解成焦磷酸盐或偏磷酸盐。
磷酸盐可以用作化肥。
复杂磷酸盐可能包括三类：直链状的多磷酸盐，支链状的超磷酸盐和环状的聚偏磷酸盐玻璃体。
构成复杂磷酸盐的基本结构单元是磷氧四面体。
4．磷的卤化物磷的卤化物有三种类型PX5，P2X4和PX3，但PI5不易生成。
(2)五氯化磷 PCl5是白色固体，加热时升华(433K)并可逆地分解为PCl3和Cl2。
在气态和液态时，PCl5的分子结构是三角双锥，磷原子位于锥体的中央，成键轨道中包括一个3d轨道，磷原子sp3d杂化轨道成键，在固态时PCl5不再保持三角双锥结构而形成离子化合物。
PCl5易水解，但水量不足时，则部分水解生成三氯氧磷和氯化氢：七、砷、锑、铋在自然界中砷、锑、铋主要以硫化物形式存在，此外还有少量游离态存在。
砷、锑、铋的熔点较低，随着重半径的增大，金属键减弱，熔点依次降低。
砷、锑、铋都有多种同素异形体，在常温下它们在水和空气中都比较稳定，不和非氧化性稀酸作用，但能和硝酸、王水等反应，都能生成氢化物NH3，氢化物都有毒且不稳定。
铋的鉴定方法是：在碱性介质中用Sn(Ⅱ)还原Bi(Ⅲ)为Bi。
在分析化学上，这是一个定性检验溶液中有无Mn2+离子的重要反应，在未知溶液中加入硝酸或硫酸和固体NaBiO3，加热时如溶液变紫，则说明溶液中有Mn2+存在。
砷、锑、铋的三卤化物较稳定，但都能发生水解反应，水解能力依次为PCl3＞AsCl3＞SbCl3＞BiCl3顺序减弱，这和M(Ⅲ)的半径依次增大时碱性依次增加是一致的。
AsCl3的水解能力比PCl3弱，水解产物为H3AsO3，在浓盐酸中尚可以有As3+离子存在。
由于Sb3+，Bi3+水解能力弱，故用浓酸可以抑制其水解，而稀释时生成白色微溶的碱式盐SbOCl和BiOCl。
所以说SbOCl。
所以说SbCl3和BiCl3水解并不完全。
在配制SbX3和BiX3溶液时，必须将盐溶解在相应的酸中。