大学无机化学第14章 p区元素二大连理工版
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(课后习题详解 p区元素(二))
H2S 和调节 pH 的方法来鉴别它们？
解：分别取少量四种溶液于试管中，然后通入 H2S 至饱和，出现黑色沉淀的是
P（b N）O3 2 ，然后在不出现沉淀的三支试管中加入 NH3 gH 2O ，出现黑色沉淀的是 FeSO4 ,出
现肉色沉淀的是 MnSO4 ，不出现沉淀的是 K2SO4 。PbS 的
，不溶于稀酸，
离心分离，即考研考证电子书、题库视频学习平 台
6.．某金属氧化物 A 的晶体放入水中生成白色沉淀 B；再加入盐酸，沉淀 B 消失，又
得到 A 的溶液。此溶液与过量的稀 NaOH 溶液反应生成白色沉淀 C；C 与 NaClO-NaOH
2
2
2．完成并配平下列反应方程式： 解：各反应方程式如下：
3．完成并配平下列反应方程式：
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解：各反应方程式如下：
4.．写出下列反应方程式： （1）三氧化二砷溶于氢氧化钠溶液；（2）三硫化二锑溶于硫化铵溶液； （3）硝酸铋溶液稀释时变混浊； （4）硫代亚锑酸钠与盐酸作用； （5）铋酸钠与浓盐酸反应。 解：各反应方程式如下：
12.．将 SO2（g）通入纯碱溶液中，有无色无味气体（A）逸出，所得溶液经烧碱中 和，再加入硫化钠溶液除去杂质，过滤后得溶液（B）。将某非金属单质（C）加入溶液 （B）中加热，反应后再经过滤、除杂等过程后，得溶液（D）。取 3mL，溶液（D）加入 HCl 溶液，其反应产物之一为沉淀（C）。另取 3mL 溶液（D），加入少许 AgBr（s），则其 溶解，生成配离子（E）。再取第 3 份 3mL 溶液（D），在其中加入几滴溴水，溴水颜色消 失，再加入 BaCl2 溶液，得到不溶于稀盐酸的白色沉淀（F）。试确定 A，B，C，D，E，F 的化学式，并写出各步反应方程式。
最新北师大考研无机化学复习题第十四章
最新北师⼤考研⽆机化学复习题第⼗四章第14 章p 区元素（⼆）⼀、教学基本要求1．了解16-18族元素的特点；2．了解重点元素硫、卤素的存在、制备和⽤途；3. 掌握重点元素硫、卤素的单质及其化合物的性质，会⽤结构理论和热⼒学解释它们的某些化学现象；4. 了解第1个稀有⽓体化合物的诞⽣及其对化学发展的贡献。
⼆、要点1．薄膜法(membrane process)⼯业上利⽤离⼦交换电解NaCl⽔溶液⽣产Cl2的⼀种⽅法，隔开阳极室和阴极室的薄膜式⼀带有⽀链（⽀链上有磺酸基或羧基）的聚全氟⼄烯⾻架⾼分⼦离⼦交换膜，这种阳离⼦交换膜允许Na+由阳极室流向阴极室以保持电解过程中两室的电荷平衡，⽽不让OH-按相反⽅向流向阳极室。
2. 臭氧空洞(ozone hole)指的是因空⽓污染物质，特别是氧化氮和卤代烃等⽓溶胶污染物的扩散、侵蚀⽽造成⼤⽓臭氧层被破坏和减少的现象。
经过跟踪、监测，科学家们找到了臭氧空洞的成因：⼀种⼤量⽤作制冷剂、喷雾剂、发泡剂等化⼯制剂的氟氯烃是导致臭氧减少的"罪魁祸⾸"。
另外，寒冷也是臭氧层变薄的关键，这就是为什么⾸先在地球南北极最冷地区出现臭氧空洞的原因了。
3.恒沸溶液(azeotropic solution)恒沸溶液即恒沸混合物。
在⼀定条件下，当某些溶液的组成与其相平衡的蒸⽓组成相同时，溶液在蒸馏时期沸点保持恒定，故称恒沸溶液。
例如，在⼀⼤⽓压下，氯化氢和⽔的恒沸混合物中含氯化氢的重量百分数为20.24，其恒沸点是108.6℃。
4.制备某些重要含硫⼯业产品的途径：化合态硫或天然单质硫2 22SO4 2Cl23H3H 2SO4三、学⽣⾃测练习题1．是⾮题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”）1.1 所有卤素都有可变的氧化数。
( )1.2 实验室中⽤MnO2和任何浓度HCl作⽤，都可以制取氯⽓。
( )1.3 卤素单质的聚集状态、熔点、沸点都随原⼦序数增加⽽呈有规律变化，这是因为各卤素单质的分⼦间⼒有规律地增加的缘故。
大连理工大学2024年硕士招生考试自命题科目考试大纲 630 无机化学及无机化学实验
大连理工大学2024年硕士研究生入学考试大纲科目代码：630 科目名称：无机化学及无机化学实验具体复习大纲如下：一、气体和溶液1、理想气体的概念、理想气体状态方程、理想气体状态方程的应用.2、混合气体中组分气体、分压的概念，分压定律、分体积定律.3、真实气体与理想气体的差别.4、液体的蒸发及饱和蒸汽压.5、稀溶液的依数性.二、热化学1、系统、环境、相、热、功、热力学能和焓等概念.2、热力学第一定律.3、热化学方程式、化学反应的标准摩尔焓变（Δr H mӨ）.4、物质的标准摩尔生成焓（Δf H mӨ）、物质的标准摩尔燃烧焓（Δc H mӨ）.5、Hess定律及有关计算.三、化学反应速率1、化学反应速率、（基）元反应、复合反应等概念.2、反应速率方程、速率系数、反应级数的确定.3、活化分子、活化能等概念、阿伦尼乌斯方程.4、用碰撞理论和活化络合物理论说明浓度、温度和催化剂对反应速率的影响.四、化学平衡熵和Gibbs函数1、化学平衡、标准平衡常数、平衡组成的计算、多重平衡规则.2、反应商判据、Le Chaterlier原理.3、浓度、压力、温度对化学平衡移动的影响及相关计算.4、熵的概念、吉布斯函数的概念，物质的标准摩尔熵S mӨ、物质的标准摩尔生成Gibbs函数、反应的Δr S mӨ和Δr G mӨ的简单计算，Δr G mӨ与Δr H mӨ和Δr S mӨ的关系、Δr G mӨ与KӨ的关系.5、介绍反应的Δr G m，用Δr G m和Δr G mӨ判断反应进行的方向和程度.五、酸碱平衡1、酸碱质子理论、水的解离平衡、水的离子积常数、常见酸碱指示剂的变色范围.2、强酸、强碱溶液有关离子浓度和pH的计算.3、一元（多元）弱酸（碱）的解离平衡、解离常数和平衡组成的计算.4、一元弱酸强碱盐和一元强酸弱碱盐的水解平衡、水解常数和平衡组成的计算.5、多元弱酸强碱盐的分步水解及其平衡组成的计算、酸式盐溶液pH的近似计算.6、同离子效应、缓冲溶液、缓冲能力、缓冲溶液pH的计算.7、酸碱电子理论、配合物的基本概念、配合物的命名、配合物的不稳定常数和稳定常数、配体过量时配位平衡组成的计算、酸碱反应与配合反应共存时溶液平衡组成的计算.六、沉淀-溶解平衡1、难溶电解质的沉淀-溶解平衡、标准溶度积常数、标准溶度积常数与溶解度之间的关系和有关计算.2、溶度积规则、用溶度积规则判断沉淀的生成和溶解.3、pH对难溶金属氢氧化物沉淀-溶解平衡的影响及有关计算、沉淀的配位溶解及其简单计算.4、分步沉淀和两种沉淀间的转化及有关计算.七、氧化还原反应电化学基础1、氧化还原反应的基本概念、氧化反应方程式的配平.2、原电池的基本概念、电池电动势的概念.3、电极电势的概念及其影响因素、Nernst方程式及其相关计算、电极电势的应用.4、元素电势图及其应用.八、原子结构和元素周期律1、氢原子光谱、Bohr原子结构理论、电子的波粒二象性、量子化和能级、原子轨道、概率密度、概率、电子云.2、四个量子数的名称、符号、取值和意义.3、s、p、d原子轨道与电子云的形状和空间伸展方向.4、多电子原子轨道能级图和核外电子排布的规律、写出常见元素原子的核外电子排布、根据核外电子排布确定它们在周期表中的位置.5、周期表中元素的分区、结构特征.6、原子半径、电离能、电子亲和能和电负性的变化规律.九、分子结构1、化学键的分类、共价键价键理论的基本要点、共价键的特征和类型.2、杂化轨道理论的概念和类型、用杂化轨道理论解释简单分子和离子的几何构型.3、价层电子对互斥理论的要点、用价层电子对互斥理论推测简单分子或离子的几何构型.4、分子轨道的概念、第二周期同核双原子分子的能级图、电子在分子轨道中的分布、推测第二周期同核双原子分子（离子）的磁性和稳定性（键级）.5、键级、键能、键长、键角等概念.十、晶体结构1、晶体的类型、特征和组成晶体的微粒间的作用力.2、金属晶体的三种密堆积结构及其特征、金属键的形成和特征.3、三种典型离子晶体的结构特征、晶格能的概念、离子电荷和半径对晶格能的影响、晶格能对离子化合物熔点、硬度的影响、晶格能的热化学计算方法.4、离子极化及其对键型、晶格类型、溶解度、熔点、颜色的影响.5、键的极性和分子的极性、分子的偶极矩和变形性及其变化规律、分子间力的产生及其对物质性质的影响.6、氢键形成的条件、特点及对物质某些性质的影响.7、过渡性晶体结构（如：层状晶体）.十一、配合物结构1、配合物价键理论的基本要点、配合物的几何构型与中心离子杂化轨道的关系、内轨型和外轨型配合物的概念、中心离子价电子排布与配离子稳定性和磁性的关系.2、配合物晶体场理论的基本要点、八面体场中d电子的分布、高自旋和低自旋配合物、推测配合物的稳定性和磁性、配合物的颜色与d-d跃迁的关系.十二、s区元素1、碱金属和碱土金属的通性、单质的重要物理性质和化学性质.2、碱金属和碱土金属的重要氢化物、氧化物、过氧化物、超氧化物的生成和基本性质.3、碱金属和碱土金属氢氧化物碱性强弱的变化规律、重要盐类的溶解性和稳定性.4、锂和铍的特殊性、对角线规则.十三、p区元素（一）1、硼族元素的通性、缺电子原子和缺电子化合物的概念、乙硼烷的结构和重要性质、硼酸的晶体结构和性质、硼砂的结构和性质、硼的卤化物的结构和水解.2、铝及其重要化合物的性质.3、碳族元素的通性、碳单质的结构、碳的氧化物、碳酸及其盐的重要性质、用离子极化理论说明碳酸盐的热稳定性.4、硅单质、硅的氢化物、硅的氧化物、硅酸及其盐的重要性质.5、硅的卤化物的结构和水解.6、锡和铅的氧化物和氢氧化物的酸碱性及其变化规律、Sn(Ⅱ)的还原性、Pb(Ⅳ)的氧化性、锡和铅硫化物的颜色、生成和溶解性.十四、p区元素（二）1、氮族元素的通性、氮分子的结构和特殊稳定性、铵盐的性质、氮的氧化物的结构、硝酸的结构和性质、硝酸盐和亚硝酸盐的性质.2、磷的单质、氢化物、氧化物、卤化物的结构和性质.3、磷酸及其盐的性质、亚磷酸、次磷酸、焦磷酸、聚磷酸、聚偏磷酸的结构和性质.4、砷、锑、铋氧化物及其水合物的酸碱性及其变化规律.5、砷、锑、铋化合物氧化还原性的变化规律和重要反应.6、砷、锑、铋硫化物的颜色、生成和溶解性及砷、锑的硫代酸盐.7、氧族元素的通性、氧单质的结构和性质、过氧化氢的结构和性质及其重要反应.8、硫单质的结构和性质、硫化氢的性质、金属硫化物的溶解性、多硫化物的性质、二氧化硫和三氧化硫的结构、亚硫酸及其盐的性质、硫酸及其盐的性质、硫代硫酸盐的结构和性质、过二硫酸盐的结构和性质、焦硫酸盐和连二亚硫酸盐的性质.十五、p区元素（三）1、卤素的通性、卤素单质的制备和性质、卤化氢的制备及其性质（还原性、酸性、稳定性）的变化规律、氯的含氧酸及其盐的性质及其变化规律、溴和碘的含氧酸的基本性质.2、稀有气体的重要性质及其变化规律、稀有气体化合物及其几何构型.3、p区元素的氢化物、氧化物及其水合物性质的递变规律.4、p区元素化合物的氧化还原性递变规律、p区元素含氧酸盐的热稳定性递变规律.十六、d区元素（一）1、过渡元素的原子结构特征和通性.2、钛单质的性质和用途.3、铬单质的性质、Cr(Ⅲ)和Cr(Ⅵ)化合物的酸碱性和氧化还原性及其相互转化，杂多酸盐磷钼酸铵.4、Mn(Ⅱ)、Mn(Ⅳ)、Mn(Ⅵ)、Mn(Ⅶ)重要化合物的性质.5、Fe(Ⅱ)、Co(Ⅱ)、Ni(Ⅱ)重要化合物的性质及其变化规律.6、Fe(Ⅲ)、Co(Ⅲ)、Ni(Ⅲ)重要化合物的性质及其变化规律.7、铁、钴、镍的重要配合物.十七、d区元素（二）1、铜族元素的通性.2、铜的氧化物、氢氧化物、重要铜盐的性质.3、Cu(Ⅰ)和Cu(Ⅱ)相互转化、铜的重要配合物、水溶液中Cu2+的重要反应.4、银的氧化物和氢氧化物的性质、银的重要配合物、水溶液中Ag+的重要反应.5、锌族元素的通性、氢氧化锌的性质、水溶液中Zn2+的重要反应、锌的重要配合物.6、镉的重要化合物的性质.7、汞的重要化合物的性质、Hg(Ⅰ)和Hg(Ⅱ)间的相互转化、水溶液中Hg2+和Hg22+的重要反应.十八、无机化学实验1.实验基本操作：加热、洗涤、过滤等无机化学实验操作。
《无机化学》电子教案：P区元素(二).doc
《元素化学》课程第3章P区元素（二）教案任课专业、年级、班级2012级应用化学主讲教师主讲教师职称教授使用教材大连理工大学（高教第5版）学时安排16 学时二。
一^年三月元素化学课程教案填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
元素化学课程教案填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
元素化学课程教案填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
元素化学课程教案填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
元素化学课程教案教学目的与要求1.掌握：氧气\臭氧和过氧化氢的结构和性质。
2.熟悉：臭氧和过氧化氢的制备。
3.了解：臭氧水在环境保护和生态平衡中的作用。
教学内容（包括基本内容、重点、难点）:1.基本内容：氧气，臭氧和过氧化氢的结构，离域兀键，臭氧和过氧化氢的性质和用途，过氧化氢的制备。
2.重点：臭氧、和过氧化氢的结构和性质，离域兀键。
3.难点：臭氧、和过氧化氢的结构。
教学过程具体教学内容和过程见电子课件复习巩固与作业要求:参考资料（含参考书、文献等）：考资料（含参考书、文献等）：①《无机化学》，北京师范大学等校编，高等教育出版社，2002年8月第4版。
②《无机化学》，武汉大学等校编，高等教育出版社，1994年4月第3版。
③《无机化学》，孟庆珍，胡鼎文，程泉寿等，北京师范大学出版社，1988年8月第1版④《无机化学学习指导》，大连理工大学无机化学教研室等编（配高教第5版），大大连理工大学出版社，2006年9月第5版.⑤《无机化学习题详解》（高教社•《无机化学•第4版•第三版》，大连理工），郭丽萍，雷家壻，童辉编，华中科技大学出版社，2004年5月第1版.⑥《无机化学-全析精解》（高教社•大连理工•第4版），许国根编，西北工业大学出版社，2007 年8月第1版.⑦《无机化学一辅导讲案》（高教社•大连理工•第5版），岳红编，西北工业大学出版社，2008 年1月第1版备注2013-04-05因清明节放假调至2013-04-07填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
兰州大学出版社《无机化学》答案
F区元素p2571.(1). Ln、An填充的是(n-2)f轨道，为了不破坏一格一元素的规则，又使周期表不至于太长，所以将它们放在表外。
(2). 随着核电荷数的增加，增加的电子是填充在4f轨道中，屏蔽常数略小于1，对核电荷的屏蔽不完全，使Z*增加，半径减小。
(3). 峰出现Eu、Yb两元素外(Eu: 4f76s2, Yb: 4f146s2)，可用的价电子只有2个，金属键较弱，半径大；谷出现在Ce元素处(Ce: 4f5d16s2)，可用的价电子有4个，半径小。
(4). Y3+的半径介于Ho3+和Er3+之间，性质与重稀土相似。
2. (1). Sm、Eu；Tm、Yb；Ce、Pr；Tb、Dy(2). Ce4+; Eu2+(3). 64; Gd3+Gd断效应：Ln元素的性质变化呈两段分布，以Gd(4f75d16s2)为界，称为Gd断效应。
(4). 无；Tm3+；Dy3+；黄；f x；f14-x3. Ln3+ + NH3·H2O (OH-) → Ln(OH)3↓ + NH4+Ln(OH)3和Ca(OH)2均为碱性，形成配合物的能力都不强(8e构型阳离子)4. (1). 2Ce3+ + S2O82- (过二硫酸根) +2Ce4+ + 2SO42-(2). 2Eu3+ + Zn → Zn2+ + 2Eu2+(3). 2CeO2 + 8HCl(浓) 2CeCl3 + Cl2↑ +4H2O(4) 4Ce(OH)3 + O2 + 2H2O → 4Ce(OH)4(5) Yb3+ + Na(-Hg) → Na+ + Yb2+(6) Ce(NO)3CeO2 + NO2↑ + O2↑(7) 2Tb2(C2O4)3Tb4O7+ 7CO↑ + 5CO2↑5. Ce4+ > Lu3+ > La3+ > Eu2+配合物 p1481. [Pt(NH 3)2Cl 4]2. (1). 简单盐 (2). 配合物 (3). 配合物 (4). 螯合物(5). 复盐 (6). 螯合物 (7). 简单盐 (8). 复盐3. (1). 六氯合锑(Ⅲ)酸铵 (2). 四氢合铝酸锂(3). 三氯化三（乙二胺）合钴(Ⅲ) (4). 氯化二氯四水合钴(Ⅲ)(5). 两水合溴化二溴四水合铬(Ⅲ) (6). 一氢氧根一草酸一水（乙二胺）合铬(Ⅲ)(7). 六硝基合钴(Ⅲ) (8). 一氯一硝基四氨合钴(Ⅲ)(4). 低自旋 (5). 高自旋 (6). 低自旋6. (1). (t2g )4(e g )0 (2). (e)3(t 2)3 (3). (t 2g )5(e g )2 (4). (d xz )2(d yz )2(d z 2)2(dxy)2(d x 2-y 2)17. d 5组态最容易形成四面体8. 弱场（高自旋） CFSE = -(0.4 * 3 - 0.6 * 1)*10Dq = -6Dq强场（低自旋） CFSE = -(0.4 * 4 - 0) * 10Dq + P(成对能) = -16Dq + P9. △0=23000cm -1=23000*1.986*10-23J*10-3*6.022*1023=275.1kJ*mol -110. (1). Al 3+与F -配合物稳定(2). Pd 2+与RSH 稳定(3). Cu 2+(软)与NH3稳定. NH 3碱性比吡啶强(4). Cu 2+与NH 2CH 2COOH 稳定(螯合效应)11. [Hg(CN)4]2- + 4H +Hg 2+ + 4HCN64稳θ104.0[K(HCN)]K 1K -⨯=⋅=12. 若使生成的AgCl 全部溶解AgCl + 2NH 3[Ag(NH 3)2]+ + Cl --3稳sp θ102.7K K K ⨯=⋅=设NH 3平衡浓度为x, 则32107.205.005.0-⨯=⨯x; 1L 0.96mol -⋅=x 初始NH 3浓度应为2*0.05+0.96=1.06mol*L -1同理, 若AgI 全部溶解需NH 3 1020.7mol*L -1或 AgI + 2NH 3[Ag(NH 3)2]+ + I - ; 9θ104.2K -⨯=1813123L mol 104.61][I L 0.96mol ][NH L 0.05mol ])[Ag(NH -----+⋅⨯=⇒⎪⎭⎪⎬⎫⋅=⋅= 可实现Cl -和I -的分离 13. (1). 1372123稳2稳θ1026.6100.1100.1))(Ag(NH K )(Ag(CN)K K -⨯=⨯⨯==+ (2). [Ag(NH 3)2]+ + 2CN -[Ag(CN)2]- + 2NH 3平衡时 x 0.1-2*(0.01-x) 0.01-x 0.1-2x1.250.080.1][CN ][NH L mol 105.21026.6)]01.0(21.0[)01.0()21.0(K 31161322θ==∴⋅⨯≈⨯=-⨯-⨯-⨯-=---x x x x x 14. (1). V 99.0)100.2lg(30.059-1.45K lg n 0.059-23稳/Au Au /Au AuCl 34=⨯==+-θθϕϕ (2). V 36.01010lg 0.059-77.0)Fe(CN)(K )Fe(CN)(K lg 10.059-35426稳6稳Fe /Fe Fe(CN)/Fe(CN)-4-323-46-36===++θθϕϕ (3).V o 0281.0103.1104.1lg 0.059-80.1))(NH o C (K ))Co(NH (K lg 10.059-5353稳63稳o C /C )(NH o C /)Co(NH 26323263363=⨯⨯==++++++θθϕϕ 16. 一个金属Hg 与1L mol 00.1-⋅CN -和1L mol 00.1-⋅[Hg(CN)4]2-配离子的电极与标准电极组成原电池,测定电势差,得到V 0.37K lg 20.059-稳/Hg Hg /Hg Hg(CN)2-24-==+θθϕϕ 稳K lg 2059.0854.00.37-=-V 41稳102.64K ⨯=17. (1). e 186236=+⨯+(2). e 18222248=-⨯+⨯+(3). e 182339=⨯++(4). e 18339=⨯+(5). e 181527=+⨯+ (6). e 1622228=⨯+++ Pt Cl Pt Cl Cl CH 2H 2C CH 2H 2C对于d 8构型的Pd 2+、Pt 2+的有机配合物，NVE=16e 时比较稳定。
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(复习笔记 p区元素(一))
13.1 复习笔记一、p区元素概述1．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。
与s区元素相似，p区元素的原子半径在同一族中自上而下逐渐增大，它们获得电子的能力逐渐减弱，元素的非金属性也逐渐减弱，金属性逐渐增强。
除第ⅦA族和稀有气体外，p区各族元素都由明显的非金属元素过渡到明显的金属元素。
2．p区元素特征（1）各族元素性质由上到下呈现二次周期性①第二周期元素具有反常性（只有2s，2p轨道）；第二周期元素单键键能小于第三周期元素单键键能。
②第四周期元素表现出异样性（d区插入），例如：溴酸、高溴酸氧化性分别比其他卤酸（HClO3，HIO3）、高卤酸（HClO4，H5IO6）强。
③最后三个元素性质缓慢地递变（d区、f区插入）。
（2）多种氧化值①p区元素的价电子构型为n s2n p1-6，具有多种氧化态。
例如：氯的氧化值有+1，+3，+5，+7，-1，0等。
②惰性电子对效应：同族元素从上到下，低氧化值化合物比高氧化值化合物变得更稳定。
（3）电负性大，形成共价化合物。
二、硼族元素1．硼族元素概述硼族元素包括B，Al，Ga，In，Tl五种元素，其价电子构型为n s2n p1，因此他们一般形成氧化值为+3的化合物。
随着原子序数的增加，形成低氧化值+1化合物的趋势逐渐增强。
硼的原子半径较小，电负性较大，所以硼的化合物都是共价型的，在水溶液中也不存在B3+。
在硼族元素化合物中形成共价键的趋势自上而下依次减弱。
（1）缺电子元素硼族元素原子的价电子轨道数为4，而其价电子只有3个，这种价电子数小于价键轨道数的原子称为缺电子元素。
它们所形成的化合物有些为缺电子化合物。
缺电子化合物的特点：易形成配位化合物HBF4；易形成双聚物Al2Cl6。
（2）硼族元素的一般性质①B是非金属单质，Al、Ga、In、Tl是金属单质；②B，Al，Ga的氧化态是+3，In的氧化态是是+1和+3，Tl的氧化态是+1；③B的最大配位数是4，Al、Ga、In、Tl 的最大配位数是6。
大连理工大学无机化学课件第14章
无 机 化 学 基 础 教 程
HNO3 非金属单质 相应高价酸 NO
4HNO3 3C 3CO2 (g) 4NO(g) 2H2O 5HNO3 3P 3H3PO4 5NO(g) 2HNO3 S H2SO 4 2NO 10HNO 3I2 6HIO3 10NO 2H2O 3
O2 △
性质：
P4O6白色易挥发的蜡状晶体，易溶于有机溶剂。 P4O10白色雪花状晶体，强吸水性。
无 机 化 学 基 础 教 程
P4O6 6H2O(冷) 4H3PO3
P4O6 6H2O(热) 4H3PO4 PH3 5P4O6 18H2O(热) 12H3PO4 8P P4O10 6H2O 4H3PO4 P4O10 6H2SO 4 6SO3 4H3PO4 P4O10 12HNO 6N2O5 4H3PO4 3
4Zn 10HNO3 (很稀,1 : 10) 4Zn(NO3 ) 2 NH 4 NO 3 3H 2 O
规律：HNO3越稀，金属越活泼， HNO3 被还原的氧化值越低。
冷的浓硝酸使Fe, Al, Cr钝化 王水：（氧化配位溶解）
Au HNO3 4HCl H[AuCl4 ] NO 2H2O
Ag 2 NH3 [Ag(NH3 ) 2 ]
④ 取代反应
570C
2NH3 2Na 2NaNH2 H 2
催化
NH2-NH2联氨(肼)，NH 亚氨基，N 氮化物
(2) 铵盐
①铵盐一般为无色晶体，绝大多数易溶于水
水解：NH + H2O
无 机 化 学 基 础 教 程
4
H3O+ + NH3
无机化学第五版第十四章
在O３中，中心氧原子的δ＝６－２－６×３畅４４３畅４４＋３畅４４＝１左侧端基氧原子：δ＝６－４－４×１２＝０右侧端基氧原子：δ＝６－６－２×１２＝－１ 当然，对O３这一特例，部分电荷的计算与形式电荷的计算是一致的，这是一种巧合。
通过计算表明O３是极性分子，正电荷的中心靠近中心氧原子，负电荷中心靠近端基氧原子。
必须指出的是：这种计算虽然能说明O３的极性，但仍然很粗糙，实际上两个端基氧原子的电荷密度是相等的。
O３中有Π４３键，端基O 与中心O之间并不是一个双键、一个配键。
这正是Lewis结构的不足所致。
在CO中，δ（C）＝４－２－６×２．５５２．５５＋３．４４＝－０．５５４δ（O）＝６－２－６×３．４４２．５５＋３．４４＝＋０．５５４由此可以推断：在CO中正电荷中心靠近O，负电荷中心靠近C。
这一推断与实验事实是一致的（分子轨道理论也对CO的极性做出了解释）。
通过部分电荷的计算，讨论O３，CO的极性，以便开阔思路，可尝试推广之。
主要参考文献 ［１］Bodner G M．Core Text Chemistry Structure&Dynamics．John Wiley&Sons Inc，１９９６． ［２］Shriver D F．Inorganic Chemistry．２nd ed．Oxford University Press，１９９４． 中译本：高忆慈，译．无机化学．２版．北京：高等教育出版社，１９９７．三、习题解析 1（141）畅试写出下列物质之间的反应方程式（（１），（４）略）。
（２）液氨和钠； （３）浓硝酸和汞； （５）稀硝酸和银；（６）锡和浓硝酸； （７）氯化铵溶液与亚硝酸钠溶液；（８）酸性溶液中碘化钾与亚硝酸钠。
解：（２）２N H３（l）＋２Na（s）NaN H２（am）＋H２（g） （３）H g（l）＋４H N O３（浓）H g（N O３）２（aq）＋２N O２（g）＋２H２O（l） （５）３Ag（s）＋４H NO３（稀）３AgN O３（aq）＋NO（g）＋２H２O（l） （６）Sn（s）＋４H N O３（浓）β－H２SnO３（s）＋４N O２（g）＋H２O（l） （７）N H４Cl（aq）＋NaN O２（aq）△N２（g）＋NaCl（aq）＋２H２O（l） （８）２I－（aq）＋２N O－２（aq）＋４H＋（aq）I２（aq）＋２N O（g）＋２H２O（l） 2（142）畅完成并配平下列反应方程式（（１），（２）略）： （３）Cu（N O３）２△（４）H g（N O３）２△ 解：（３）２Cu（N O３）２（s）△２CuO（s）＋４NO２（g）＋O２（g） （４）H g（N O３）２△H g（g）＋２N O２（g）＋O２（g） 樉熟悉硝酸盐受热分解的规律。