无机化学氮族元素及其化合物
无机化学-氮族元素-卤化物 (1)
氮的卤化物 sp3杂化，三角锥形
NF3: 无色气体，沸点154K，化学性质较稳定，
.
在水、碱溶液中均不水解，几乎不具有路易斯碱性
.
NCl3: 黄色液体，沸点334K NH3+3Cl2=NCl3+3HCl
N
F FF
超过沸点或受振动爆炸分解：
NCl3= ½N2+ 3/2Cl2 △rH= -295.5kJ·mol-1
(1) 结构：三角锥
杂化方式：不等性sp3 (与NH3类似) (2) 性质：
• 配位性：与膦相似，可以与金属离子形成配合物如 Ni(PC13)4
• 还原性：如与氧或硫反应，加合生成三氯氧(硫)磷
PCl3+S PSCl3
S
• 水解性：极易水解生成亚磷酸和氯化氢 PCl3+3H2O H3PO3 + HCl
10
卤化物阴离子
3-
PF6- , AsF6-, SbF6-
[BiCl6]3-
11
AsCl4-
卤化物阴离子
AsCl3+Cl- → AsCl4KF + AsF3 KAs2F7 含 AsF4−和AsF3分子
SbF52-
12
P：sp3杂化
P
Cl
Cl Cl
Cl
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Cl
-
P：sp3d2杂化
固体
(SbF5)4
9
(2) PCl5的性质
白色固体，加热时升华(433K)并可逆地分解为PCl3和Cl2 PCl5易水解: 水量不足时，部分水解生成三氯氧磷和氯化氢。 PCl5+H2O POCl3+2HCl 过量水中则完全水解: POCl3+3H2O H3PO4+3HCl
氮族元素及其化合物
【本讲教育信息】一. 教学内容：氮族元素及其化合物二. 教学要求：1. 能结合元素周期律解释氮族元素单质及化合物性质的递变规律；2. 掌握氮、氮的氧化物的重要性质，特别是氮的氧化物的重要性质，对氮的氧化物的价态，相互转化关系及NO 、NO 2与HNO 3之间的计量关系要理解并能熟练运算，了解氮的氧化物对大气的污染及其防护；3. 了解磷单质及化合物的性质，了解同素异形体的概念，并能通过比较磷的两种同素异形体，理解同素异形体性质的差异及原因；4. 掌握氨气的性质，实验室制法，了解铵盐的通性，掌握铵根离子的检验；5. 掌握硝酸的性质，了解其用途，从不同角度，不同反应突出硝酸的强氧化性和其还原产物的多样性，熟练运用一些技巧如：电子守恒、质量守恒等对HNO 3参加的反应进行定量计算。
三. 重点、难点：1. 掌握N 2，NO 、NO 2重要性质，NH 3的性质、制法。
2. NH 4+检验。
3. 掌握HNO 3的性质四. 知识分析：1. 元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有： （1）原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强； （2）核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强； （3）最外电子层：最外层电子越多，吸引电子能力越强。
但由于某些非金属单质是双原子分子，原子间以强烈的共价键相结合（如N N ≡等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性很高。
这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。
强烈的分子内共价键恰是非金属性强的一种表现。
如按元素的非金属性：O Cl N Br >>；，而单质的活泼性：O Cl N Br 2222<<；。
因此氮元素的非金属性虽很强，但氮单质的活动性却极差。
氮元素的非金属很强表现在：① 与Mg 等金属反应生成的化合物一般为离子化合物，如Mg N 32，其电子式为Mg N Mg N Mg 23232+⨯⨯⨯-+⨯⨯⨯-+[...][...]....；② 与O 、F 等非金属性很强的元素一样，可与氢元素形成氢键；③ N -3元素的还原性较弱，不易失e -。
无机化学第20讲 氮族元素
Ag 2NH3
Ag(NH )
3 2
Zn 4NH3
Co3 6NH3
2
BF3 NH3
Zn(NH ) Co(NH ) F3 BNH3
2 3 4 3 3 6
取代性：NH3中H原子可被其他原子或原子团取代 （氨解反应），如
4NH3 COCl 2 HgCl 2 2NH3 2Na 2NH3
17.3.2 氮的氧化物
N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5等
一氧化氮NO：分子轨道式为
[kk( σ 2s ) (σ ) (σ 2p x ) (π 2p y ) (π 2p z ) (π
2 * 2s 2 2 2 2 * 2p y
) ]
1
NO 是单电子分子。一般含有单电子的分子是有颜 色的，而且不稳定，但 NO既是无色气体又较稳定， 因此，有人称之为“稳定的自由基”。
无机化学
17.2.3 砷、锑、铋
As
Sb
Bi
单质砷和锑各有灰、黄、黑三种同素异形体，而铋没有 结构呈正四面体的黄砷（As4）与黄锑（Sb4）不稳定，温度高 时分解为As2、Sb2 常温下灰砷和灰锑是稳定单质；常温常压下，单质砷、锑、铋 均为固体 砷是非金属，锑、铋是金属，但熔点较低且易挥发 一般金属熔化时导电性能降低，铋却相反，固体铋的导电性仅 为液体的48%左右。
氨的工业制备 N2 + 3H2
Fe 触煤 500℃ 300~700atm
2NH3
无机化学
铵盐
一般为无色晶体，绝大多数易 溶于水，易水解，受热易分解
H
N
H
H H
NH 的鉴定
石蕊试纸 (红→蓝)
4
高三总复习 氮族元素及其化合物
NH3的化学性质
1.溶于水、与水的反应
NH3＋H2O 2.与酸的反应 3.与氧化剂反应 (大部分)
喷泉实验 NH3· 2O H NH4＋＋OH
－
(小部分) NH4Cl
NH3＋HCl 催化剂
(白烟)
4NH3＋ 5O2 2NH3＋3Cl2
2NH3＋3CuO
4NO＋6H2O (氨氧化法制硝酸)
N2＋6HCl (NH3不足)
制NO2：Cu和浓硝酸
与实验室制氢气、二氧化碳 装置相同 收集： NO----排水法
NO2----向下排空气法 多余气体----碱液吸收
• 知识网络
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
氨和铵盐
分子结构：氨分子为三角锥形的分子 物理性质：无色、具有刺激性气味的气体，极易溶于水，易液化
易溶于水— —氨水
化 学 性 质
氨
与H+
铵盐
1.弱电解质NH3+H2O NH4++OH— 2.可溶性——一元弱碱（具有碱的通性） 3.易挥发，不稳定，易分解（保存方法） 1.离子化合物易溶于水 2.受热易分解 3.与碱共热产生氨气 4. NH4+检验方法
(1)与不活泼金属反应(Pt、Au除外) Cu＋4HNO3(浓) Cu(NO3)2+2NO2↑＋2H2O
3Cu＋8HNO3(稀) (2)与活泼金属反应 Fe、Al遇浓硝酸钝化，加热则反应(一般生成NO2)
3Cu(NO3)2+2NO↑＋2H2O
Mg、Zn常温下可以与任何浓度的硝酸反应（还原 产物可以是NO2、NO、N2、NH4NO3等。）
NO是一种无色还原性较强的气体，易被氧气氧化 为NO2 ，
NO2是一种红棕色的易溶于水与水反应的气体，氧 化性强，能氧化SO2，能使湿润的KI淀粉试纸变蓝。
无机化学教学15章氮族元素PPT课件
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应；而一氧化氮与氢气反应生成氨气，氮元素从+2价降低到-3价，发
生还原反应。
氮族元素的配位反应
01
02
03
配位键的形成
氮族元素可以与配位体形 成配位键，如氮元素与氢 离子形成配位键。
配位反应的规律
配位反应遵循电子配对原 则，即电子总数为偶数的 电子对。
配位反应的实例
硫酸铵与氢氧化钡反应生 成硫酸钡沉淀和氨气，其 中硫酸根离子中的硫与氢 离子形成配位键。
砷在历史上曾用于制造杀 虫剂、防腐剂和颜料等， 但现在已被禁止或限制使 用，因为其具有剧毒性和 致癌性。
无机化学教学15章氮族元 素ppt课件
02 氮族元素的物理性质
氮族元素的原子结构
氮族元素位于元素周期表第VA 族，包括氮（N）、磷（P）、
砷（As）、锑（Sb）和铋 （Bi）。
氮族元素的原子结构特点是价电 子数为5，最外层电子排布为 ns²np³。
总结
磷的含氧酸和含氧酸盐是无机化学中重要的化合物，它们在自然界 中广泛存在，并具有多种应用，如磷肥可用于农业生产。
砷的含氧酸和含氧酸盐
含氧酸
砷酸、亚砷酸、次砷酸等。
含氧酸盐
砷酸盐、亚砷酸盐、次砷酸盐等。
总结
砷的含氧酸和含氧酸盐在无机化学中具有一定的研究价值， 它们在自然界中广泛存在，并具有潜在的应用前景，如砷 化合物在药物和农药等领域的应用。
由于价电子数相同，氮族元素的 原子半径相近，具有相似的电子
结构和性质。
氮族元素的单质和化合物
氮族元素的单质包括氮气、磷 单质、砷单质等。
氮族元素的化合物种类繁多， 包括氧化物、氢化物、含氧酸 及其盐等。
无机化学氮族、碳族和硼族元素
氮族元素的单质
氮的单质主要包括氮气（N2） 和氮的化合物，如氮化物、叠氮
化物等。
磷的单质有红磷、白磷和黑磷等 不同同素异形体，磷的化学性质 活泼，易与多种元素形成化合物。
砷的单质有灰砷、黑砷和白砷等， 砷的化学性质相对稳定，但能与
碳族元素的应用
碳族元素在工业上的应用
碳族元素在钢铁、有色金属、玻璃和陶瓷等传统产业中发挥着重要作用，如用于制造合金 钢、耐火材料和光学玻璃等。
碳族元素在新能源领域的应用
碳族元素在太阳能电池、燃料电池和锂离子电池等新能源技术中具有重要应用，如石墨烯 材料在锂离子电池负极材料中的应用。
碳族元素在医学上的应用
某些碳族元素化合物具有抗癌、抗炎和抗菌等生物活性，可用于药物研发和临床治疗。
硼族元素的应用
1 2 3
硼族元素在工业上的应用
硼族元素在冶金、陶瓷和玻璃等领域有广泛应用， 如用于制造特种钢、高温陶瓷和光学玻璃等。
硼族元素在新材料领域的应用
硼族元素在新型功能材料、复合材料和纳米材料 等领域具有重要应用，如碳化硼陶瓷在防弹装甲 和核能领域的应用。
这些元素在自然界中主要以氧 化物或卤化物的形式存在，具 有亲氧或亲卤的特性。
硼族元素在电子工业、航空航 天、军事等领域有广泛应用。
Байду номын сангаас
硼族元素的单质
硼单质
01
硼是一种非金属元素，具有高硬度和耐腐蚀性，广泛用于玻璃、
陶瓷、冶金等领域。
铝单质
02
铝是一种轻质、有延展性和导电性的金属，广泛应用于航空、
建筑、汽车等领域。
无机化学第17章氮族元素
无机化学第17章氮族元素第17章是关于氮族元素的无机化学知识。
氮族元素是元素周期表中第15族的元素，包括氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)和铋(Bi)。
这些元素在化学中具有许多重要的性质和应用。
在本章中，我们将讨论氮族元素的化学性质、反应、化合物以及它们在生物体系中的重要性。
首先，我们将介绍氮族元素的一些共同性质。
氮族元素的原子半径逐渐增加，而电负性逐渐降低。
氮族元素的价壳层电子配置为ns2np3，其中n代表价壳层的主量子数。
氮族元素通常形成3价阳离子（如NH4+），5价阴离子（如NO3-）和3价中性化合物（如NH3）。
从氮到铋，这种趋势是明显的。
此外，氮族元素的氧化态范围很广，从-3到+5都有。
这种多样性使得氮族元素在化学反应中能够发挥多种不同的角色。
氮族元素最重要的元素之一是氮。
氮气（N2）是地球大气中占据最大比例的气体成分之一、氮气在室温和常压下是稳定的，但它可以通过高温和高压的条件下与氢气反应，形成氨气（NH3）。
氨气是一种重要的化学物质，在肥料、农药和化肥生产中应用广泛。
此外，氨气也是合成其他化学品（如硝酸和尿素）的重要原料。
尤其是，氨气还可以和各种酸反应，形成盐。
这些氨盐可以通过酸碱反应来制备氨化合物，例如铵盐（如氨铵硝酸盐）和亚硝酸（如亚硝基氨）。
亚硝酸是氮族元素的另外一个重要化合物，在食品加工和防腐剂中有广泛应用。
另一个重要的氮族元素是磷。
磷在生物体中起着重要的作用，例如在DNA和RNA的结构中起着关键的作用。
磷也是肥料和家庭清洁剂中的重要成分。
磷的化合物也可以通过与氧气的反应制备。
磷酸盐（如三钠磷酸盐）是广泛存在于自然界中的一个重要矿物。
此外，砷是氮族元素中的另一个重要元素。
砷化氢（AsH3）是砷的重要化合物之一，它是一种无色、有毒的气体。
砷酸盐在过去被广泛应用，但由于砷的毒性，它们现在被禁止在许多国家使用。
锑和铋是氮族元素中较重的元素，它们在化学上与轻量级元素相似。
锑的最常见氧化态是+3，而铋的最常见氧化态是+3和+5、锑和铋的化合物在电子和光学领域有许多应用。
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。
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氮族元素NO和NO2的常见反应NO与空气相遇立即被氧化为红棕色的NO2;2NO + O2 == 2NO2这是个放热反应, 但反应速率随温度变化很特殊, 在温度低时反应快, 温度高时却缓慢。
NO2在常温下压缩或在常压下冷却,会有无色的N2O4生成:2NO2⇌N2O43NO2 + H2O == 2HNO3 + NO4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO34NO + 3O2 +2H2O == 4HNO3NO + NO2 + O2 + H2O == 2HNO3氮的氧化物对大气的污染1. 污染对象:但的氧化物都是大气的污染物,常见的以NO和NO2为主.它们都能刺激和损害呼吸系统,也伤害植物的生长和发育. NO还易与血红蛋白结合,形成亚硝基血红蛋白而失去输氧能力. NO2跟血红蛋白能生成硝基血红蛋白, 同样失去输氧功能. 所以,在空气中浓度大时, 会导致严重的伤害甚至死亡. 在低浓度NO、NO2的空气中时间过长时, 可因NO、NO2在肺中生成HNO3和HNO2而发生病变. NO和NO2在湿空气中产生的硝酸,对金属、机械、建筑物等都有明显的腐蚀作用. NO上升到臭氧层, 也会对臭氧层产生破坏作用.2. 污染来源:污染大气的氮的氧化物, 主要来源是化工燃料(煤、石油)的燃烧废气. 如汽车尾气、喷气飞机尾气和火电厂废气等. 未经处理的硝酸厂和某些工厂的废气排放, 也会产生较高浓度的氮的氧化物.3. 主要防污染发应: 伦敦和洛杉矶化学烟雾事件.2CO + 2NO == N2 + 2CO26NO + 4NH3 == 5N2 + 6H2O6NO2 + 8NH3 == 7N2 + 12H2O这些催化剂比较昂贵, 也容易被含铅汽油的排放物损害. 汽车没有处理废气的设备和使用含铅汽油是极不利于环境保护的.硝酸纯硝酸是无色油状液体, 开盖时有烟雾, 挥发性酸.M.p. -42℃, b.p. 83℃. 密度: 1.5 g/cm3, 与水任意比互溶.常见硝酸a%= 63%-69.2% c= 14-16mol/L. 呈棕色(分析原因) 发烟硝酸. 化学性质: 强腐蚀性: 能严重损伤金属、橡胶和肌肤, 因此不得用胶塞试剂瓶盛放硝酸.不稳定性: 光或热4HNO3 ===== 4NO2 + O2 + 2H2O所以, 硝酸要避光保存.强酸性: 在水溶液里完全电离, 具有酸的通性.强氧化性: 浓度越大, 氧化性越强.与金属反应:在两支试管里分别盛有铜片, 向两支试管理再分别加入浓硝酸和稀硝酸. Cu + 4HNO3(浓) == Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2OAg + 2HNO3(浓) == AgNO3 + NO2↑+H2O3Ag + 4HNO3(稀) == 3AgNO3+ NO ↑+ 2H2O硝酸能与除金、铂、钛等外的大多数金属反应.通常浓硝酸与金属反应时生成NO2, 稀硝酸(<6mol/L)则生成NO.钝化反应: 常温下浓硝酸可使铁、铝、铬(都可呈+3价金属化合物)表面形成具有保护性的氧化膜而钝化. 而稀硝酸则与它们反应.Fe + 4HNO3(稀) == Fe(NO3)3 + NO + 2H2O王水: 1体积浓硝酸与3体积浓盐酸的混合溶液.可溶解金、铂.Au + HNO3 + 4HCl == HAuCl4 + NO + 2H2OM + HNO3(12∽14mol/L) ↗NO2为主.M + HNO3(6∽8mol/L) ↗NO为主M + HNO3(约2mol/L)↗N2O为主, M较活泼.M + HNO3(<2mol/L) ↗NH4+为主(M活泼)M + HNO3还可能有H2产生(M活泼)与非金属反应: 浓硝酸; 需要加热.C + 4HNO3(浓) == CO2 ↑+ 4NO2↑ + 2H2O (实验演示)H2S + 8HNO3(浓) == H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O3H2S + 2HNO3(稀) == 3S + 2NO + 4H2O (冷)SO2 + 2HNO3(浓) == H2SO4 + 2NO23SO2 + 2HNO3(稀) + 2H2O == 3H2SO4 + 2NOH2S、SO2以及S2-、SO32-都不能与硝酸共存.与有机物反应: 生成硝基化合物和硝酸酯.用途: 军火工业、燃料工业、硝酸盐(硝酸铵和制矿山用硝铵炸药)、硝酸银. 硝酸的制法:生成硝酸的措施有哪些? 对比优缺点.(三种)实验室制法: 微热NaNO3(s) + H2SO4(浓) == NaHSO4 + HNO31. 反应温度2. 反应装置:3. 收集装置:氨氧化法制硝酸:4NH3 + 5O2 ==== 4NO + 6H2O (氧化炉中)2NO + O2 == 2NO2 (冷却器中)3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO (吸收塔)4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3 (吸收塔)过程: (1)先将液氨蒸发, 再将氨气与过量空气混合后通入装有铂、铑合金网的氧化炉中, 在800℃左右氨很快被氧化为NO. 该反应放热可使铂铑合金网(催化剂)保持赤热状态.(2)由氧化炉里导出的NO和空气混合气在冷凝器中冷却, NO与O2反应生成NO2.(3) 再将NO2与空气的混合气通入吸收塔. 由塔顶喷淋水, 水流在塔内填充物迂回流下. 塔底导入的NO2和空气的混合气, 它们在填充物上迂回向上. 这样气流与液流相逆而行使接触面增大, 便于气体吸收.从塔底流出的硝酸含量仅达50%, 不能直接用于军工、染料等工业, 必须将其制成98%以上的浓硝酸. 浓缩的方法主要是将稀硝酸与浓硫酸或硝酸镁混合后, 在较低温度下蒸馏而得到浓硝酸, 浓硫酸或硝酸镁在处理后再用.尾气处理: 烧碱吸收氮的氧化物, 使其转化为有用的亚硝酸盐(有毒)即”工业盐”.NO + NO2 + 2NaOH == 2NaNO2 + H2O硝酸盐:特点: 外观美丽(由金属离子决定); KNO3无色、Cu(NO3)2.6H2O宝石蓝色. 水溶性好有明显的氧化性, 稳定性不好.分解有氧气.[实验]1. KNO3的热分解:2. 硝酸铜的热分解并检验气体.2KNO3 == 2KNO2 + O22Cu(NO3)2 == 2CuO + 4NO2 + O22AgNO3 == 2Ag + 2NO2 + O2检验方法: 硝酸盐溶液经浓缩后, 加入浓硫酸和铜屑并加热, 可逸出红棕色气体.磷及其化合物磷单质:1. 磷的物理性质:游离态磷有白磷、红磷和黑磷三种同素异型体.白磷: 分子是由四个磷原子构成的正四面体. 键角60°.白色蜡状, 因常带有黄色, 有叫黄磷.难溶于水, 易溶于非极性溶剂如CS2.密度1.8 熔点44.1℃, 沸点280.5℃, 有剧毒(0.1g∽0.06g致命)着火点40℃所以少量的白磷保存在冷水红磷: 复杂的大分子, 结构尚未完全清除, 但已知其结构中有磷原子构成的环和链.棕红色粉末密度2.2 熔点590℃(43kPa) 基本无毒常压下加热则升华为磷蒸汽, 遇冷凝结为白磷难溶于水和二硫化碳等.黑磷: 黑色有金属光泽的晶体, 它是用白磷在很高压强和较高温度下转化而成的, 使用价值不大.2. 化学性质:磷在氧气中燃烧: 4P + 5O2 == 2P2O5(白烟) (分析P2O5的分子结构) 对比白磷和红磷的着火点,.磷在氯气中燃烧: 白色烟雾(PCl3和PCl5)PCl3是无色油状液体, 可制有机磷农药, 也是重要的化学试剂.2P + 3Ca == Ca3P23Zn + 2P == Zn3P23. 磷的用途:(1) 制高纯度的磷酸(白磷)和农药(2) 安全火柴: 火柴头: 硫、硫化锑、磷的硫化物和氧化剂(KClO3)侧面: 红磷、硫化锑和玻璃粉原理:火柴头在侧面磨擦, 产生的热量把微量的红磷转化为白磷而立即燃烧, 点着火柴头. 如果用合适的配料, 把火柴头制得很长, 就可制成防风火柴.磷的氧化物P2O3 + 3H2O == 2H3PO3(亚磷酸, 二元酸)P2O5 + H2O == 2HPO3 (偏磷酸, 有毒)P2O5 + 3H2O == 2H3PO4(磷酸, 三元酸,无毒)P2O5是吸湿性很强的白色粉末, 是常用的强力干燥剂.P2O3和P2O5的分子结构: 分子式: P4O6和P4O10磷酸及其盐磷酸是无色晶体, 易潮解. 商品磷酸是85%的水溶液, 呈无色粘稠状.三元中强酸,分三步电离:H3PO4⇌ H+ + H2PO4-H2PO4- ⇌ H+ + HPO42-HPO42- ⇌ H+ + PO43-与碱中和时, 根据碱的用量差异, 可得到不同的盐.(OH-和NH3)高沸点非氧化性酸: 制取溴化氢和碘化氢.H3PO4(浓) + KI(固) == KH2PO4 + HI ↑用途: 制化肥和提炼某些金属, 清凉饮料中加入无毒的磷酸作调味剂.磷酸盐: 正盐Ca3(PO4)2难溶若将其施入土壤, 不能被植物吸收, 只有缓慢地在有机物腐败产生的酸性环境下转化为二氢盐后, 才能被植物吸收. 一氢盐CaHPO4较难溶. 二氢盐Ca(H2PO4)2可溶.普钙: Ca(H2PO4)2和CaSO4的混合物.Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 == 2CaSO4 + Ca(H2PO4)2重钙:重过磷酸钙Ca(H2PO4)2肥效Ca3(PO4)2 + 3H3PO4 == 3Ca(H2PO4)2Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 == 3CaSO4 + 2H3PO4(普通磷酸)使用磷肥切忌与碱性物质混用. 否则会生成难溶的磷酸正盐, 损失肥效. Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 === Ca3(PO4)2 + 4H2O有些洗衣粉里掺入磷酸钠作为辅助剂. 它们水解呈碱性有去污的能力和改善水质的作用. 但这种洗衣粉的废水流入水域会引起水中含磷过多, 杂藻滋生, 即富营养化而造成污染. 因此目前已禁止在洗涤剂和洗衣粉中使用磷酸钠类物质.砷、砒霜和砷化镓砷: 有三种同素异型体, 最稳定的是有金属光泽的灰砷. 另外两种如黑砷和黄砷. 都有毒.与溶碱反应, 也能被浓硫酸和硝酸氧化. 在加热条件下砷与氧化合生成As2O3; 与硫化合成As2S3.砒霜: As2O3(As4O6). 我国古代就知道的剧毒品.白色粉末, 微溶于水, 致死量约0.1g.砒霜用于毒害农田土壤中的有害小动物, 业用来制杀虫剂和含砷的药物. 误食砒霜者的胃液里残留的砒霜, 可用马许验砷法检出. 把胃液残留物与锌、盐酸一起反应, 残留的As2O3被还原, 生成AsH3(胂, 有毒),随氢气导出, 可以在管口处将其点燃, 在火焰上插入瓷片或蒸发皿, 使胂在缺氧条件下分解, 生成游离砷, 附着在瓷片上成为光亮的灰色砷镜.砷化镓: GaAs. 黑灰色晶体, 熔点: 1238℃, 相当稳定.是优良的半导体材料, 其性能比硅、锗更优越. 它的性能好且灵敏, 还具有‘双能谷导带’, 被誉为‘第三代半导体’. 可用于制备发光元件、半导体激发器、微波体较应器件、太阳能电池、高速集成电路等. 广泛用于计算机、雷达、人造卫星、宇宙飞船等尖端技术中.用高纯度的砷跟镓作用, 即可制得砷化镓.11。