第十章p区元素PPT课件
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第10章 P区元素(一)
→
2HX HX
+ ½ O2 + HXO
b) X2
+ H2O →
F2与H2O的反应主要按a)式进行，能剧烈的放出O2。 Cl2与H2O主要按b)式发生歧化反应，生成的HClO 受日照能分解放O2。
Br2和I2与纯水的反应及不明显。
③ X2在碱液中的歧化反应
a) X2 b) + 2OHX2X+ XO- + H2O +
SiF4
+
2H2O
（3）热稳定性：
HX的热稳定性是指其受热是否易分解为单质。 2HX H + X
F至I原子半径增大，原子间核距离加大，使键能下降，分子 热稳定性降低。
2
2
（4）还原性
由F-至I-，对应电对的φθΧ2/Χ-减小，X━还原性增强。
三、卤化物
卤素和电负性比它小的元素生成的化合 物叫卤化物。
1.卤化物的分类
金属卤化物
（1）按组成分
非金属卤化物
（2）按键型分 离子型：ⅠA、ⅡA和ⅢB 绝大多数金属 元 素形成离子型化合物。
共价型：非金属卤化物及高价金属卤化物。
2.卤化物的性质
（1）熔、沸点
a.离子型卤化物熔、沸点高；共价化合物熔沸点低。 b.同一金属元素不同卤化物，由氟化物至碘化物，键的离 子性减小，共价成分增大，熔沸点降低。 c.同一非金属元素不同卤化物，由氟化物至碘化物，熔沸 点升高。
碘易溶于碘化钾溶液，且盐的浓度越大， 溶解的越多，溶液颜色越深。
I2
+
I
-
I3
-
多碘化物溶液的性质与碘溶液相类似。
c. I2在不同溶剂中显何颜色？
碘在不同溶剂中颜色不同： 在极性溶剂（如酒精、乙醚、水）中，显红棕色或棕 色。 在弱极性或非极性溶剂（如四氯化碳、二硫化碳）中 显紫色。
2HX HX
+ ½ O2 + HXO
b) X2
+ H2O →
F2与H2O的反应主要按a)式进行，能剧烈的放出O2。 Cl2与H2O主要按b)式发生歧化反应，生成的HClO 受日照能分解放O2。
Br2和I2与纯水的反应及不明显。
③ X2在碱液中的歧化反应
a) X2 b) + 2OHX2X+ XO- + H2O +
SiF4
+
2H2O
（3）热稳定性：
HX的热稳定性是指其受热是否易分解为单质。 2HX H + X
F至I原子半径增大，原子间核距离加大，使键能下降，分子 热稳定性降低。
2
2
（4）还原性
由F-至I-，对应电对的φθΧ2/Χ-减小，X━还原性增强。
三、卤化物
卤素和电负性比它小的元素生成的化合 物叫卤化物。
1.卤化物的分类
金属卤化物
（1）按组成分
非金属卤化物
（2）按键型分 离子型：ⅠA、ⅡA和ⅢB 绝大多数金属 元 素形成离子型化合物。
共价型：非金属卤化物及高价金属卤化物。
2.卤化物的性质
（1）熔、沸点
a.离子型卤化物熔、沸点高；共价化合物熔沸点低。 b.同一金属元素不同卤化物，由氟化物至碘化物，键的离 子性减小，共价成分增大，熔沸点降低。 c.同一非金属元素不同卤化物，由氟化物至碘化物，熔沸 点升高。
碘易溶于碘化钾溶液，且盐的浓度越大， 溶解的越多，溶液颜色越深。
I2
+
I
-
I3
-
多碘化物溶液的性质与碘溶液相类似。
c. I2在不同溶剂中显何颜色？
碘在不同溶剂中颜色不同： 在极性溶剂（如酒精、乙醚、水）中，显红棕色或棕 色。 在弱极性或非极性溶剂（如四氯化碳、二硫化碳）中 显紫色。
p区元素
卤化氢和卤化物
（1）卤化氢的制备
1. 直接合成
H2+X2 → 2HX
氟和氢虽可直接化合，但反应太猛烈且F2成本高。 溴与碘和氢反应很不完全而且反应速度缓慢。
2. 浓硫酸与金属卤化物作用
CaF2+H2SO4 == CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4(浓) ==NaHSO4+HCl
不能，因为热浓硫酸具有氧化性，把生成的溴化氢 和碘化氢进一步氧化。 NaBr + H2SO4(浓) == NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br2 + 2H2O NaI+H2SO4(浓) 8HI+H2SO4(浓)
== NaHSO4+HI↑ == H2S↑+4I2+4H2O
采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可。
（2）卤化氢的性质
卤化氢的性质 性 质 HF 6.37 92 189.6 292.6 -269.4 35.3 10 HCl 3.57 128 HBr 2.67 141 HI 1.40
气体分子的偶极矩/10-30 C· m 核间距/pm 熔点/K 沸点/K 生成热△fH/kJ· mol-1 101.3 kPa、20℃时的溶解度/% 18 ℃时0.1 mol· L-1溶液的表观电离度/%
（2）IIIA~VA 从上到下低氧化数化合物的稳定 性增强（指氧化还原稳定性），高氧化数化合物的 稳定性减弱，位于下面的元素的高价化合物在一定 条件下表现强氧化性，低价表现弱还原性，这种现 象称“惰性电子对效应”。 4、P区金属的熔点一般较低
5、P区处于对角线上（或附近）的不少的金属或 非金属具有半导体性质
无机化学课件第十章_p区元素
NaBr + H2SO4(浓) == NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br2 + 2H2O
NaI+H2SO4(浓) == NaHSO4+HI↑ 8HI+H2SO4(浓) == H2S↑+4I2+4H2O
采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可。
（2）卤化氢的性质
Cl
Cl
Cl
Cl Cl
HH
O
N Cl
Cl Cl
-Cl -HO
H
.. N
Cl Cl
卤素含氧酸的酸性
各类卤素含氧酸根的结构（X 为 sp3 杂化）
氧化值： +1
HXO 次卤酸
+3 HClO2 亚卤酸
+5 HXO3 卤酸
+7 HXO4 高卤酸
以Cl的含氧酸和含氧酸盐为代表，将这些规律总结在下表： 氯的含氧酸和氯的含氧酸钠盐的性质变化规律
(3) 氢卤酸
氢卤酸强弱顺序为：HI>HBr>HCl>HF
HF 酸性最弱是因为F-是一种特别的质子接受体， 与 H3O+ 通过氢键结合成强度很大的离子对：即使在 无限稀的溶液中，它的电解度也只有15%，而HX 中 I- 半径最大，最易受水分子的极化而电离，因而HI是 最强的酸。
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐（玻璃的主 要成分）反应生成气态的SiF4特殊性质：
3、氧化数： ⑴常具有多种氧化数， 除正氧化数外，还有负氧化 数。
（2）IIIA~VA 从上到下低氧化数化合物的稳定 性增强（指氧化还原稳定性），高氧化数化合物的 稳定性减弱，位于下面的元素的高价化合物在一定 条件下表现强氧化性，低价表现弱还原性，这种现 象称“惰性电子对效应”。
NaI+H2SO4(浓) == NaHSO4+HI↑ 8HI+H2SO4(浓) == H2S↑+4I2+4H2O
采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可。
（2）卤化氢的性质
Cl
Cl
Cl
Cl Cl
HH
O
N Cl
Cl Cl
-Cl -HO
H
.. N
Cl Cl
卤素含氧酸的酸性
各类卤素含氧酸根的结构（X 为 sp3 杂化）
氧化值： +1
HXO 次卤酸
+3 HClO2 亚卤酸
+5 HXO3 卤酸
+7 HXO4 高卤酸
以Cl的含氧酸和含氧酸盐为代表，将这些规律总结在下表： 氯的含氧酸和氯的含氧酸钠盐的性质变化规律
(3) 氢卤酸
氢卤酸强弱顺序为：HI>HBr>HCl>HF
HF 酸性最弱是因为F-是一种特别的质子接受体， 与 H3O+ 通过氢键结合成强度很大的离子对：即使在 无限稀的溶液中，它的电解度也只有15%，而HX 中 I- 半径最大，最易受水分子的极化而电离，因而HI是 最强的酸。
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐（玻璃的主 要成分）反应生成气态的SiF4特殊性质：
3、氧化数： ⑴常具有多种氧化数， 除正氧化数外，还有负氧化 数。
（2）IIIA~VA 从上到下低氧化数化合物的稳定 性增强（指氧化还原稳定性），高氧化数化合物的 稳定性减弱，位于下面的元素的高价化合物在一定 条件下表现强氧化性，低价表现弱还原性，这种现 象称“惰性电子对效应”。
【清华】chap10-2 p区元素_867502050【2013大一上无机化学课件(曹化强)】
磷 结 构： sp3杂化
含氧酸：PO43-+12MnO42-
砷
+24H++3NH4+=(NH4)3[PO4(Mo3O9)4] +12H2O 毒性大、酸碱性
2
等电子体——CO强配位能力原因,CO2\N2O\N3-\NO2+…p206
碳酸盐
溶解性：HCO3-易形成二聚（多聚）从而降低其盐溶解度 水解性：Ba2+\Fe3+\Cu2+ + CO32热稳定性：M(II)CO3=M(II)O+CO2
HNO3 氧化性：C\P\S\I2 +HNO3
Au\Pt+HNO3+HCl NO +H[AuCl4]\
H2[PtCl6] +H2O
盐
硝酸盐热分解：NaNO3\Pb(NO3)2\AgNO3
亚硝酸盐结构：sp2杂化、极毒
反应耦合意义:2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C=6CaSiO3+P4+10CO
15
（2）氮的氧化物* 氮可以形成多种氧化物：N2O，NO，N2O3，
NO2（或N2O4），N2O5。 在氧化物中氮的氧化数可以从+1到+5。
NO因含有未成对电子而具有顺磁性，但在低 温的固体或液体时是反磁性的，这是因为形成双 聚体分子，电子全部配对，没有未成对电子。
••
••
N • O•
N
•
(NO)2分子结构
••
H 110º
113pm • N • 34
14
叠氮酸是一元弱酸，与碱或金属作用生成叠氮化物： HN3 + NaOH = NaN3 + H2O HN3 + Zn = Zn(N3)2 + H2
无机化学与化学分析p区元素幻灯片
2 H 2 e H 2
(N 4 ) 2 S 2 H O 8 22 O H H2SO4 24 N H4 H S H 2 O O 2
（循环使用）
减压蒸馏，可得质量分数为 20%~30%的H2O2溶液，在 减压下进一步分级蒸馏，H2O2浓度可高达98%，再冷冻 ，可得纯H2O2晶体。
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O2 + H2O
E = 2.07V
O2 + 2OH-
E = 1.20V
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几个重要的反应
Important reactions` ● 臭氧可将某些难以氧化的单质和化合物氧化：
2 Ag + 2 O3 Ag2O2 + 2 O2
● 臭氧能将 I- 迅速而定量地氧化至 I2：
O3 + 2I- + H2O
平流层15～35 km的区域形成厚约20 km的臭氧层 ，臭氧是经由太阳的紫外辐射引发的两步反应形成的。臭 氧层作为屏障挡住了太阳的强紫外辐射,使地面生物免受伤 害，人们将其称之为人类的“生命之伞”。
氯氟烃是导致臭氧层遭破坏的元凶。平流层中的氟
里昂分子受紫外光照射, 首先产生非常活泼的氯原子, 经链
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14.2.2 过氧化氢
俗称双氧水，用途最广的过氧化物。
结构
H 95o52’
O
O
96o52’ H
弱酸性 H2O2
93o51’
H
HO2– + H+ ,
H 孤对电子
K1 = 2.2 × 10–12
K2 ≈ 10-25
H2O2 + Ba(OH)2
BaO2 + 2 H2O
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(N 4 ) 2 S 2 H O 8 22 O H H2SO4 24 N H4 H S H 2 O O 2
（循环使用）
减压蒸馏，可得质量分数为 20%~30%的H2O2溶液，在 减压下进一步分级蒸馏，H2O2浓度可高达98%，再冷冻 ，可得纯H2O2晶体。
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O2 + H2O
E = 2.07V
O2 + 2OH-
E = 1.20V
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几个重要的反应
Important reactions` ● 臭氧可将某些难以氧化的单质和化合物氧化：
2 Ag + 2 O3 Ag2O2 + 2 O2
● 臭氧能将 I- 迅速而定量地氧化至 I2：
O3 + 2I- + H2O
平流层15～35 km的区域形成厚约20 km的臭氧层 ，臭氧是经由太阳的紫外辐射引发的两步反应形成的。臭 氧层作为屏障挡住了太阳的强紫外辐射,使地面生物免受伤 害，人们将其称之为人类的“生命之伞”。
氯氟烃是导致臭氧层遭破坏的元凶。平流层中的氟
里昂分子受紫外光照射, 首先产生非常活泼的氯原子, 经链
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14.2.2 过氧化氢
俗称双氧水，用途最广的过氧化物。
结构
H 95o52’
O
O
96o52’ H
弱酸性 H2O2
93o51’
H
HO2– + H+ ,
H 孤对电子
K1 = 2.2 × 10–12
K2 ≈ 10-25
H2O2 + Ba(OH)2
BaO2 + 2 H2O
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第十篇 元素化学之P区元素
第十篇 元素化学之
P区元素
第p区十元二素章概述p区元素(一)
§ 10.2 硼族元素
§ 10.3 碳族元素 § 10.4 氮族元素 § 10.5 氧族元素 § 10.6 卤族元素
p区元素化合物性质 的递变规律
p区元素概述
通性
价电子构型ns2np1～6 非金属向金属性过渡 电负性大，主要形成共价化合物
①第二周期元素具有反常性 (只有2s,2p轨道) 形成配合物时，配位数最多不超过4； 第二周期元素单键键能小于第三周期元
素单键键能(kJ/mol-1) E(N-N)=159 E(O-O)=142 E(F-F)=141 E(P-P)=209 E(S-S)=264 E(Cl-Cl)=199
②第四周期元素表现出异样性(d区插入)
价电子构型：ns2np2
氧化值 最大 配位数
C Si Ge
-4
+2 +4 (+2)
+4
+4
4 66
单质可形成原子晶体
Sn Pb
+2 +2 +4 (+4) 66
金属晶体
存在形式： 碳：金刚石、石墨；煤、石油、天然气；
碳酸盐； CO2 。 硅：SiO2和各种硅酸盐。
10.3.2 碳族元素的单质
碳单质的同素异形体：
缺电子化合物特点：
a. 易形成配位化合物HBF4 HF BF3
b. 易形成双聚物Al2Cl6
Cl Cl Cl Al Al
Cl Cl Cl
10.2.2 硼族元素的单质
10.2.3 硼的化合物
最简单的硼烷是B2H6
2BH3(g)=B2H6(g) △H=－148kJ·mol－1
P区元素
第p区十元二素章概述p区元素(一)
§ 10.2 硼族元素
§ 10.3 碳族元素 § 10.4 氮族元素 § 10.5 氧族元素 § 10.6 卤族元素
p区元素化合物性质 的递变规律
p区元素概述
通性
价电子构型ns2np1～6 非金属向金属性过渡 电负性大，主要形成共价化合物
①第二周期元素具有反常性 (只有2s,2p轨道) 形成配合物时，配位数最多不超过4； 第二周期元素单键键能小于第三周期元
素单键键能(kJ/mol-1) E(N-N)=159 E(O-O)=142 E(F-F)=141 E(P-P)=209 E(S-S)=264 E(Cl-Cl)=199
②第四周期元素表现出异样性(d区插入)
价电子构型：ns2np2
氧化值 最大 配位数
C Si Ge
-4
+2 +4 (+2)
+4
+4
4 66
单质可形成原子晶体
Sn Pb
+2 +2 +4 (+4) 66
金属晶体
存在形式： 碳：金刚石、石墨；煤、石油、天然气；
碳酸盐； CO2 。 硅：SiO2和各种硅酸盐。
10.3.2 碳族元素的单质
碳单质的同素异形体：
缺电子化合物特点：
a. 易形成配位化合物HBF4 HF BF3
b. 易形成双聚物Al2Cl6
Cl Cl Cl Al Al
Cl Cl Cl
10.2.2 硼族元素的单质
10.2.3 硼的化合物
最简单的硼烷是B2H6
2BH3(g)=B2H6(g) △H=－148kJ·mol－1
P区元素性质小结PPT演示课件
14
键焓随键级的变化（单位：kJ.mol-1)：
单键 双键 叁键
CC
331
620
812
NN
163
409
945
PP
200
310
490
15
16
二、非金属元素单质的物理性质
周期表中：从左右
晶 型原子晶体 状 态： 固体 分子大小： 大分子 颜色：
混晶(层状、链状)
小分子 较复杂
分子晶体 气体
第五周期的原酸 H[Sb(OH)6]、Te(OH)6、H5IO6： 中心原子的杂化态sp3d2， 分子构型变形八面体。
21
(2) 酸碱性及酸强度
含氧酸的水溶液都呈酸性。 (HO)mROn的酸强度的决定因素： 非羟基氧原子个数的多少 n越大，酸性越强；
R的离子势 大小 越大，酸性越强。
熔、沸点： 左Biblioteka 逐渐降低右17
三、非金属单质的化学性质规律
① F2 (Cl2) ——分解 H2O，强氧化剂
② 在 OH-(aq)中歧化的 非金属单质分布在 下列区域：(见右)
③ 折形分界线两旁的元素 Zn、B、Al、Si、Ge、As 可置换OH-(aq)或熔碱中的氢
P4 S8 Cl2 Se8 Br2 I2
（4）惰性电子对效应 6s2 电子对不易成键
（5）第四周期 p 区中间横排元素含氧酸的氧化性最强；
3
一、非金属元素单质的结构(8-N法则)
非金属原子相互以共价单键结合时，周围 通常会配置 8-N个原子，非金属间化合物配位 也是如此。N 是元素的族数(按罗马数字编号系 统)，这就是格里姆-索末菲法则，即8-N 法则。
4
稀有气体
N=8 ，8-N=0，所以, 分子是单原子分子。 它们的晶体结构如下:
键焓随键级的变化（单位：kJ.mol-1)：
单键 双键 叁键
CC
331
620
812
NN
163
409
945
PP
200
310
490
15
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二、非金属元素单质的物理性质
周期表中：从左右
晶 型原子晶体 状 态： 固体 分子大小： 大分子 颜色：
混晶(层状、链状)
小分子 较复杂
分子晶体 气体
第五周期的原酸 H[Sb(OH)6]、Te(OH)6、H5IO6： 中心原子的杂化态sp3d2， 分子构型变形八面体。
21
(2) 酸碱性及酸强度
含氧酸的水溶液都呈酸性。 (HO)mROn的酸强度的决定因素： 非羟基氧原子个数的多少 n越大，酸性越强；
R的离子势 大小 越大，酸性越强。
熔、沸点： 左Biblioteka 逐渐降低右17
三、非金属单质的化学性质规律
① F2 (Cl2) ——分解 H2O，强氧化剂
② 在 OH-(aq)中歧化的 非金属单质分布在 下列区域：(见右)
③ 折形分界线两旁的元素 Zn、B、Al、Si、Ge、As 可置换OH-(aq)或熔碱中的氢
P4 S8 Cl2 Se8 Br2 I2
（4）惰性电子对效应 6s2 电子对不易成键
（5）第四周期 p 区中间横排元素含氧酸的氧化性最强；
3
一、非金属元素单质的结构(8-N法则)
非金属原子相互以共价单键结合时，周围 通常会配置 8-N个原子，非金属间化合物配位 也是如此。N 是元素的族数(按罗马数字编号系 统)，这就是格里姆-索末菲法则，即8-N 法则。
4
稀有气体
N=8 ，8-N=0，所以, 分子是单原子分子。 它们的晶体结构如下:
常见非金属元素及其化合物P区元素ppt课件
氦
Li Be
B C N O F Ne 硼碳氮氧氟氖
Na Mg
Al Si P S Cl Ar 硅磷硫氯氩
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 砷硒溴氪
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Ru Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 碲碘氙
● F以氟化钙的形式存在于人的骨骼和牙齿中，缺 氟容易引起龋齿。碘是甲状腺激素的重要组成成 分，缺碘造成甲状腺肿大，导致智力低下、聋哑、 身材矮小等。Cl是多种体液的主要成分，食物中缺 少氯时会引起多种病症。
引言
● P在人体和生命中具有重要的意义：骨骼中失 去磷，人体就会缩成一团；肌肉失去磷，就会失 去运动能力；脑子失去磷，人的一切思想活动就 会立即停止。
● Se能够抑制过氧化、抗毒性、刺激免疫球蛋 白及抗体的产生，具有抑制癌细胞的作用，并为 智力发育的营养素。
P区元素概述
p 区元素包括ⅢA ~ ⅦA 族和 0 族元素。p 区元 素沿 B─Si─As─Te─At 对角线分为两部分，对角线 右上角的元素（含对角线上的元素）为非金属元素， 对角线左下角的元素为金属元素。
答案：1. B、2. D
第一节 卤族元素
3.下列物质能使淀粉－KI试纸变蓝的是（ ）
A. 氢氟酸 B. 碘溶液 C. 碘化钾溶液 D. 氯化钠溶 液 E. 溴水 4．下列物质具有漂白作用的是（ ）
A. 氯水 B. 次氯酸钙 C. 氯化钙 D. 碳酸钙 E. 氟化氢
答案：3. B、E 4.A、B
第二节 氧族元素
HBrO2 HBrO3 HBrO4
碘 HIO
HIO3 HIO4、HIO6
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CH
4
无机化学
第二十四讲 氮族元素
主讲人：彭艳芬
2021
1
一、 氮族元素概述
❖ ⅤA族称为氮族 价层电子构型为：ns2np3 ❖ 包括：氮(N) 磷(P) 砷(As) 锑(Sb) 铋(Bi) ❖ 从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
❖ 常见氧化值：-3，+3，+5 ，并且从上到下+3氧化态 稳定性增强，+5氧化态减小。
可用氨为原料制取。
❖ 液氨是良好的溶剂，主要溶解有机物。碱金属和 钙、锶、钡等也能溶解于液氨，生成蓝色溶液，有 强导电性。
❖ M + (x+y)NH3(l) = M(NH3)x+ + e(NH3)y-
2021
6
❖ 化学性质： ❖ （1）加合反应
N
H
H H
❖ [Ag(NH3)2]+、[Cu(NH3)4]2+、NH4+等。
❖ Mg + 4HNO3(浓) = Mg(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O ❖ 4Mg + 10HNO3(稀) = 4Mg(NO3)2 + N2O↑+ 5H2O
❖ 4Mg + 10HNO3(极稀) = 4Mg(NO3)2 + NH4N❖ 一体积的浓硝酸和三体积的浓盐酸的混合酸称王水，不活 泼金属金、铂可溶于王水中。
2Na + 2 NH3(l) = 2NaNH2 + H2
2021
9
❖2. 铵盐
❖ 铵盐在晶型、溶解度等方面与钾盐很相似，但铵盐在热稳 定性上和钾盐有很大差异，固体铵盐加热易分解。
❖ （1）非氧化性酸的铵盐
❖ NH4Cl ❖ NH4HCO3 ❖ (NH4)2SO4 ❖ (NH4)3PO4
NH3↑+ HCl↑
燃，白磷必须贮存在水中。
2021
4
❖ 这是由于分子结构不同引起的。
❖ 氮原子间易形成重键，N≡N键键能很高。
:N N:
▪磷原子通过单键 与其他 三个磷原子相连，这种四
面体结构键角很小(60°), 张力大，P−P键键能很小。
2021
5
二、 氨和铵盐
❖ 1. 氨 ❖ 氨是氮的重要化合物，几乎所有的含氮化合物都
❖ 4HNO3(浓) + 3C = 3CO2↑ + 4NO↑+ 2H2O
2021
13
❖ （2）与不活泼金属，如Cu、Ag、Hg等 ❖ Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + NO2↑+ 2H2O ❖ 3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O ❖ （3）与较活泼金属反应
NO(g) + NO2(g) +H2O
▪HNO2具有氧化性又有还原性。
▪ HNO2+H++e NO+H2O
E =1.00V
▪ NO3-+3H++2e HNO2+H2O E = 0.94V
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❖ HNO2是较强氧化剂和弱的还原剂。 ❖ 2NO2- + 2I- + 4H+ = 2NO + I2 + 2H2O ❖ NO2- + Fe2+ + 2H+ = NO + Fe3+ + H2O ❖ 遇更强氧化剂，显还原性：
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❖ 铋主要表现为+3氧化态，NaBiO3是极强氧化剂。 ❖ 这是由于6s2电子受到较小的屏蔽作用，又具有较大
的穿透效应。所以6s能级降低，6s电子不易参加反应， 称为“惰性电子对效应”。该效应还表现在ⅢA、ⅣA 等族。
❖
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❖ 氮和磷单质性质差异很大。N2 的熔、沸点低，不活 泼。而P熔、沸点较高，白磷有较高的活性，易自
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❖ 化学性质：
▪ （2）还原性 NH3中N的氧化值为-3，具有还原性 ▪ 在纯氧中可以燃烧：
▪
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
▪ 在铂催化下：
▪
4NH3 + 5O2 催化剂 4NO + 6H2O
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▪ NH3 与Cl2发生强烈作用：
▪ 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl ▪ 产生的HCl和剩余的NH3进一步反应，生成NH4Cl冒白烟。工 业上常用NH3来检查Cl2管道是否漏气。 ▪（3）取代反应 NH3分子中的H可被其它元素取代。 ▪碱金属在液氨中如果存在少量催化剂，则发生取代反应：
❖ 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2↑+ O2↑ ❖ （3）分解成金属(活泼性比Cu差)
❖ 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑+ O2↑
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❖ 2. 亚硝酸及其盐 ❖ 性质：亚硝酸是一种不稳定的弱酸，低温下分解生成N2O3，
溶于水呈蓝色：
❖ 2 HNO2
N2O3 + H2O
❖ Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO↑+ 2H2O ❖ 3pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO↑+ 8H2O
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❖ 硝酸盐均易溶于水，固体硝酸盐受热易分解： ❖ （1）分解成亚硝酸盐(比Mg活泼的金属)：
❖ 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2↑ ❖ （2）分解成金属氧化物(活泼性在Mg~Cu间)：
❖ 5NO2- + 2MnO4- + 6H+ = 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
❖ 可使KMnO4溶液褪色，据此可区分亚硝酸盐和硝酸 盐。
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酸为挥发性酸
NH3↑ + CO2↑+ H2O 酸为不稳定酸
NH3↑ + NH4HSO4 酸为难挥发性酸
3NH3↑ + H3PO4
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❖ （2）氧化性酸的铵盐
❖ NH4NO2
N2 ↑+ 2H2O
❖ NH4NO3
N2O ↑+ 2H2O
❖ (NH4)2Cr2O7
N2 ↑+ Cr2O3 + 4H2O
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三、 氮的含氧酸及其盐
❖ 1. 硝酸及其盐
❖ HNO3和NO3-的结构：
N原子sp2杂化
sp2
2p
O
N
П46
O
O
П34
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❖ 纯HNO3是无色液体。沸点83℃，易挥发。 ❖ HNO3是强酸，具有氧化性，可以与许多金属及非金属反应，
还原产物与硝酸的浓度及还原剂的强弱有关：
❖ （1）与非金属反应，主要还原产物为NO
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无机化学
第二十四讲 氮族元素
主讲人：彭艳芬
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一、 氮族元素概述
❖ ⅤA族称为氮族 价层电子构型为：ns2np3 ❖ 包括：氮(N) 磷(P) 砷(As) 锑(Sb) 铋(Bi) ❖ 从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
❖ 常见氧化值：-3，+3，+5 ，并且从上到下+3氧化态 稳定性增强，+5氧化态减小。
可用氨为原料制取。
❖ 液氨是良好的溶剂，主要溶解有机物。碱金属和 钙、锶、钡等也能溶解于液氨，生成蓝色溶液，有 强导电性。
❖ M + (x+y)NH3(l) = M(NH3)x+ + e(NH3)y-
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❖ 化学性质： ❖ （1）加合反应
N
H
H H
❖ [Ag(NH3)2]+、[Cu(NH3)4]2+、NH4+等。
❖ Mg + 4HNO3(浓) = Mg(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O ❖ 4Mg + 10HNO3(稀) = 4Mg(NO3)2 + N2O↑+ 5H2O
❖ 4Mg + 10HNO3(极稀) = 4Mg(NO3)2 + NH4N❖ 一体积的浓硝酸和三体积的浓盐酸的混合酸称王水，不活 泼金属金、铂可溶于王水中。
2Na + 2 NH3(l) = 2NaNH2 + H2
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❖2. 铵盐
❖ 铵盐在晶型、溶解度等方面与钾盐很相似，但铵盐在热稳 定性上和钾盐有很大差异，固体铵盐加热易分解。
❖ （1）非氧化性酸的铵盐
❖ NH4Cl ❖ NH4HCO3 ❖ (NH4)2SO4 ❖ (NH4)3PO4
NH3↑+ HCl↑
燃，白磷必须贮存在水中。
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❖ 这是由于分子结构不同引起的。
❖ 氮原子间易形成重键，N≡N键键能很高。
:N N:
▪磷原子通过单键 与其他 三个磷原子相连，这种四
面体结构键角很小(60°), 张力大，P−P键键能很小。
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二、 氨和铵盐
❖ 1. 氨 ❖ 氨是氮的重要化合物，几乎所有的含氮化合物都
❖ 4HNO3(浓) + 3C = 3CO2↑ + 4NO↑+ 2H2O
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❖ （2）与不活泼金属，如Cu、Ag、Hg等 ❖ Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + NO2↑+ 2H2O ❖ 3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O ❖ （3）与较活泼金属反应
NO(g) + NO2(g) +H2O
▪HNO2具有氧化性又有还原性。
▪ HNO2+H++e NO+H2O
E =1.00V
▪ NO3-+3H++2e HNO2+H2O E = 0.94V
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❖ HNO2是较强氧化剂和弱的还原剂。 ❖ 2NO2- + 2I- + 4H+ = 2NO + I2 + 2H2O ❖ NO2- + Fe2+ + 2H+ = NO + Fe3+ + H2O ❖ 遇更强氧化剂，显还原性：
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❖ 铋主要表现为+3氧化态，NaBiO3是极强氧化剂。 ❖ 这是由于6s2电子受到较小的屏蔽作用，又具有较大
的穿透效应。所以6s能级降低，6s电子不易参加反应， 称为“惰性电子对效应”。该效应还表现在ⅢA、ⅣA 等族。
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❖ 氮和磷单质性质差异很大。N2 的熔、沸点低，不活 泼。而P熔、沸点较高，白磷有较高的活性，易自
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❖ 化学性质：
▪ （2）还原性 NH3中N的氧化值为-3，具有还原性 ▪ 在纯氧中可以燃烧：
▪
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
▪ 在铂催化下：
▪
4NH3 + 5O2 催化剂 4NO + 6H2O
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▪ NH3 与Cl2发生强烈作用：
▪ 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl ▪ 产生的HCl和剩余的NH3进一步反应，生成NH4Cl冒白烟。工 业上常用NH3来检查Cl2管道是否漏气。 ▪（3）取代反应 NH3分子中的H可被其它元素取代。 ▪碱金属在液氨中如果存在少量催化剂，则发生取代反应：
❖ 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2↑+ O2↑ ❖ （3）分解成金属(活泼性比Cu差)
❖ 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑+ O2↑
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❖ 2. 亚硝酸及其盐 ❖ 性质：亚硝酸是一种不稳定的弱酸，低温下分解生成N2O3，
溶于水呈蓝色：
❖ 2 HNO2
N2O3 + H2O
❖ Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO↑+ 2H2O ❖ 3pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO↑+ 8H2O
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❖ 硝酸盐均易溶于水，固体硝酸盐受热易分解： ❖ （1）分解成亚硝酸盐(比Mg活泼的金属)：
❖ 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2↑ ❖ （2）分解成金属氧化物(活泼性在Mg~Cu间)：
❖ 5NO2- + 2MnO4- + 6H+ = 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
❖ 可使KMnO4溶液褪色，据此可区分亚硝酸盐和硝酸 盐。
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酸为挥发性酸
NH3↑ + CO2↑+ H2O 酸为不稳定酸
NH3↑ + NH4HSO4 酸为难挥发性酸
3NH3↑ + H3PO4
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❖ （2）氧化性酸的铵盐
❖ NH4NO2
N2 ↑+ 2H2O
❖ NH4NO3
N2O ↑+ 2H2O
❖ (NH4)2Cr2O7
N2 ↑+ Cr2O3 + 4H2O
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三、 氮的含氧酸及其盐
❖ 1. 硝酸及其盐
❖ HNO3和NO3-的结构：
N原子sp2杂化
sp2
2p
O
N
П46
O
O
П34
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❖ 纯HNO3是无色液体。沸点83℃，易挥发。 ❖ HNO3是强酸，具有氧化性，可以与许多金属及非金属反应，
还原产物与硝酸的浓度及还原剂的强弱有关：
❖ （1）与非金属反应，主要还原产物为NO