无机化学复习总结

3－4 硫的其它化合物
一．S2Cl2（二氯化二硫）
将干燥氯气通入熔融硫可制得 ,为橙黄色有恶臭液体 , 易 水解
: 2S＋Cl2 ＝ S2Cl2 硫的溶剂。
2 S2Cl2＋2H2O＝4HCl＋SO2＋3S
二．SF6（六氟化硫） 无色、无臭气体，不与水（动力 学因素）、酸、碱反应，极稳定。
2－2
三、联氨(N2H4)
（4）. 卤素与碱的反应
电势图
X2＋2 3I2
OH-
冷
X-＋XO- ＋H2O 5I-＋IO3- ＋3H2O
(X＝Cl、Br)
(1)
碘在冷的碱溶液中可迅速发生歧化反应： ＋6OH冷
反应与温度有很大关系，在加热条件下，发生如下反应：
3X2 ＋6OHΔ
5X-＋XO3- ＋3H2O (X＝Cl、Br、I) (2)
热 稳 定 性 增 强 氧 化 能 力 减 弱
HClO HClO2 KClO KClO2
稳定性增强 氧化能力减弱 酸性增强
3.氟及其氢化物的一些性质表现较为特殊。
HF的沸点反常高,稀氢氟酸为弱酸,浓氢氟 酸为强酸,配位能力很强;氟等没有含氧酸盐;氟 的电子亲合势、F2离解能都反常小。 4.卤离子的还原能力随离子半径的增大而增强。 HF HCl HBr HI
2-
问题? 3、为什么硼的最简单氢化物是 B2H6 而不是
BH3 ？但硼的卤化物能以BX3形式存在？
2s
N
O
2－3
氮的含氧化合物
2、二氧化氮 铜与浓硝酸反应或将一氧化氮氧化均可制得NO2。 二氧化氮是红棕色气体，易压缩成无色液体。 NO2是奇分子,在低温时易聚合成二聚体N2O4(无色)。 N2O42NO2 rH=57kJ/mol
2－3
氮的含氧化合物
(5).硝酸的分子结构: HNO3中的N以sp2杂化
2．碳酸盐： ⑴、溶解性：酸
式盐均溶于水，正 盐中，氨盐、碱金 属盐可溶。一般酸 式盐较正盐易溶。
O C O
-
O C
2-
H
34
O
O
46
O
碳酸盐
特殊：NaHCO3、KHCO3、NH4HCO3较 相应正盐在水中的溶解度小。 原因：与HCO3-在它们的晶体中通过氢键 结合成双聚体或链状结构有关：
O H O C O H O O C O
10SO3＋P4＝10SO2＋P4O10
SO3＋2HBr＝Br2＋SO2↑＋H2O
⑵ 、硫代硫酸根的结构
在S2O32-的结构中,可以看作是硫酸根 中的一个O原子被S原子取代,中心S 原子是+6氧化数,另一个S原子是-2氧 化数,平均氧化数是2,故具有还原性。 ⑶ 、硫代硫酸钠的性质 ①. 硫代硫酸盐遇酸分解：
二、结构和性质
1．结构 有一个过氧链 －O－O－， 非直线性分子，
3个σ。
SO2的结构类同O3：
3S 3P
S：
sp 杂化
2
S O
119.5
o
143pm
O
2个σ，1个Π34 制备： S＋O2＝SO2 Na2SO3+2H2SO4(浓)＝2NaHSO4+ SO2↑+H2O 3FeS2 + 8O2 ＝ Fe3O4 + 6SO2↑
C
分子 N2 CO
O
C
O
2s
键级 =（6-0）/2 = 3 C O C O 键级 键能 /kJ· mol-1 键长/pm 偶极矩近似 为零 3 941.69 110 (～0.010) 3 1070.3 113
2．二氧化碳 CO2
⑴、实验室制法：
CO2
CaCO3＋2HCl＝CO2↑＋CaCl2＋H2O ⑵、结构：
２、氟化物的性质 ⑴ 强氧化性: 氧化能力按XeF2—XeF4—XeF6顺序递增
NaBrO3+XeF2+H2O → NaBrO4+2HF+Xe XeF2 + H2 →2HF + Xe
XeF2 + 2Cl- →2F- + Xe + Cl2
XeF4+ Pt →2PtF4 + Xe
⑵ 与水反应 氙氟化物与水反应活性不同
有一个∏34，NO3-中的N也以sp2杂化有一个∏46
如图。
N s p sp2 p
H O N
O
硝酸分子的结构
O
3－3 磷的含氧化合物
1、正磷酸及其盐 结构：H3PO4
3dxy 3dxz
d←pπ配键
P原子
3个σ 2个反馈的 d←pπ 配键
O H O P O H O
2px 2py 2pz
sp3 1个σ 配键
。
2．结构：O3 中心O采取sp2不等性杂化：
O O
O
2个σ键，1个Π34，无单电子，反磁性。 物 理 性 质 气体颜色 液体颜色 熔点/K 沸点/K 临界温度 273K时水中的溶解度(ml/L) 氧 无 色 淡篮色 54.6 90 154 49.1 臭氧 淡篮色 暗篮色 21.6 160.6 268 494
SO3结构与存在
S：sp2杂化，3σ，1个Π46，具有双键 性质。单个分子，平面三角形。
3S 3P
120
2 o
O S
Π4
6
143pm
S:
2S 2P
O：
sp 不等性 参与形成大π 键 1个σ 配键 2个 σ 键
O
O
固态有α 、β 、γ 三种变体,γ 变体为环状 三聚体结构，β 变体是链状结构，α 为层状 结构。稳定性: β >γ >α 性质：强氧化剂：
＋、Cu2＋等离子还原为金属。
O
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↑
3－3 磷的含氧化合物
5．次磷酸 Ba(H2PO2)2＋H2SO4＝BaSO4＋2H3PO2
H3PO2是一种白色易潮解的固体(熔点299.8K)。H3PO2 是一元酸(K=1.0×10-2，298K),分子中有两个与P原子直接 键合的氢原子。 次磷酸及其盐都是强还原剂， 还原性比亚磷酸强，能使Ag(I)还原为
氮的氢化物
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，其结构如图：
H H N N H 联氨分子 H
2－3
氮的含氧化合物
2* p * 2p 2p 2p * 2 s
NO分 子 电 子 构 造 示 意 图
由于NO有孤电子对,NO还 能同金属离子形成配合物,例 如与FeSO4溶液形成棕色可溶 性的硫酸亚硝酸合铁(II)。 FeSO4＋NO＝[Fe(NO)]SO4
O原子
反馈键
H
3－3 磷的含氧化合物
P4O6的水解或将含有PCl3的空气流从270—273K的水中 通过都可得到亚磷酸。 纯的亚磷酸是白4．亚磷酸
H P
P4O6色固体(熔点347K)，在水中的溶解度极大。结构如 图：
H O
O H
二元酸：K1=1.0×10－2,K2=2.6×10－7。强还原剂，能将Ag
酸性增强 还原性增强 热稳定性减弱
二、基本性质、制备和应用
因单电子而呈顺磁性 n(n 2) 2.83(M.B)
2O(1s22s22p4)→O2[KK(σ2s)2(σ2s*)2(σ2px*)2(π2p)4(π2p*)2]
6. 规律 ⑴. 同周期各元素最高氧化态从左到右碱性→两性→酸性： Na2O MgO Al2O3 SiO2 P4O10 SO3 Cl2O7 碱性 两性 酸性 ⑵. 相同氧化态的同族元素的氧化物从上到下碱性增强： N2O3 P4O6 As4O6 Sb4O6 Bi2O3 酸性 两性 碱性 ⑶. 同元素不同氧化态的氧化物，随氧化态的升高酸性增强： As4O6 两性 PbO 碱性 As4O10 酸性 PbO2 两性 ⑷. 键型： 离他子型：碱金属、碱土金属。 共价型：Ag2O、SnO、Mn2O7。 过渡性： 其它
S2O32-+2H+＝SO2 ↑+H2O+ S↓
（刺激性气味，黄(乳白) 色浑浊，可用于检验S2O2-+Ag+＝[Ag(S2O3]23-
Hg2++2S2O32-＝Hg(S2O32-)22想一想: 在溴化银沉淀中加入硫代硫酸钠,会有什么现
象发生? AgBr＋2S2O32-＝[Ag(S2O3)2]3-＋Br故可用作照相底片或洗相片的定影液。即显影后，底片 上多余的AgBr需要除去，而除去AgBr就是采用S2O32-去 配合它的反应。
2－2
氮的氢化物
HN3的分子结构：
N H
110
1
124pm
o
N
2
113pm
N H
3
N
N
N
想一想: 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 滴入 始银过量，生成白色的硫代硫酸银沉淀，它很不稳定， S2O32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。 AgNO3
O
C
O
O 通常：
C
4 3
O
2 2
C-O 键长介于双 键和三键之间
二．碳酸和碳酸盐
1．H2CO3： CO2＋H2O H2CO3
298K：1L H2O中溶1.45g(～0.033 mol· L-1)，转变为碳 酸的只有1～4％，CO2:H2CO3＝600:1,极不稳定，只存 在于水溶液中，是二元弱酸。