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1、学习指南 第一节 氧及其化合物 第二节 硫及其化合物 第三节 氮及其化合物 第四节 磷及其化合物 第五节 碳、硅、硼及其化合物 习题 习题参考答案,本章重点： 1 .氧及其化合物 2 .硫及其重要化合物 3 .氮及其重要化合物 4 .磷及其重要化合物 5 .碳、硅、硼及其化合物 本章难点： 1 .硫的含氧酸盐的性质地变规律 2 .硝酸盐受热分解的递变规律 3 .磷的含氧酸盐的性质递变规律,第一节氧及其化合物 氧 氧是地壳中含量最多的元素，氧有 3 种同位素：,能形成O2和O3两种单质。,氧分子结构 表示由3个电子构成的键，称为3电子键。 简式表明O2分子中存在叁键，即一个键和两个3电子键。每个
2、3电子键中有1个未成对电子，2个键则有2个未成对电子，并且自旋平行，致使O2表现出顺磁性。 3电子键比2电子键弱得多，键能约为其1/2，故O2的化学性质比较活泼。,氧气是无色、无臭的气体，常温下 1 L 水中可 溶解 49 mL 氧气，这是水生生物赖以生存的基础。 近年来，水污染导致其含氧量减少，使浮游生物、 鱼、虾等难以生存。,氧气的用途 主要用于助燃和呼吸。 炼钢采用纯 ( 富 ) 氧吹炼； 切割、焊接金属的氧炔焰温度高达 3 000 ； 液态氧、氢的剧烈燃烧可使火箭飞向太空； 木屑、煤粉浸泡在液氧中制成的“液态炸药” 使用方便，成本低廉； 富氧空气在医疗急救、登山、高空飞行中普 遍使用。
3、,臭氧 臭氧是浅蓝色气体，因它有特殊的鱼腥臭味，故名臭氧。是氧的同素异形体。空气中放电，例如雷击、闪电或电焊时，都会有部分氧气转变成臭氧，人们就能嗅到它的臭味。 臭氧层 离地面 20 40 km 的高空处，存在较多的臭 氧，称为臭氧层。,O3 是由太阳的紫外辐射引发 O2 分子离解成的：,如此保证O3 在臭氧层的平衡，也避免了过多的太阳紫外线到达地球表面，减弱了它对地球生物的伤害。,O3是比O2更强的氧化剂能氧化许多不活泼的单质如Hg、Ag、S等，而O2则不能。,过氧化氢 俗称双氧水。纯品是无色粘稠液体，能和水以 任意比例混合。市售品有 30% 和 3% 两种规格。 过氧化氢的结构 H O O
4、 H O O 称为过氧键。,过氧化氢的主要性质如下： 热稳定性差 H2O2 中过氧键 O O 的键能较小，不稳定，可按下式分解 ( 此反应室温下不明显， 150 以上猛烈进行 ) 。,氧化性 H2O2中氧的氧化值为-1，这种中间氧化态预示它既具有氧化性又具有还原性。,还原性,过氧化氢的主要用途 3%过氧化氢在医药上作消毒剂； 在纺织上用作漂白剂和脱氯剂。 在精细化工生产中，过氧化氢无论作氧化剂或还原剂都很“干净”，因为它反应后的生成物不会留下杂质，污染介质。用它制造过硼酸盐或过碳酸盐，在近代高空技术中，纯过氧化氢曾被用作火箭燃料。,过氧化氢浓溶液和蒸气对人体都有较强的刺激作用和烧蚀性。30%过
5、氧化氢接触皮肤时，会使皮肤变白并有刺痛感。 过氧化氢蒸气对眼睛粘膜有强烈的刺激作用。人体若接触浓的过氧化氢，须立即用大量的水冲洗。,氧化物的键型 离子型、共价型和过渡型 多数金属(特别是A，A，A，B，B及第一过渡系的金 属)氧化物都是由离子键形成的离子化合物，其固体属离子晶体，具有较高的熔点、沸点和硬度。,对于金属性不强的金属的氧化物如PbO，SnO等虽主要表现为共价性，但因晶体为层状结构而具有较高的熔点。,氧化值很高的过渡金属氧化物如CrO3,Mn2O7等多为比较典型的分子晶体，熔点、沸点均较低。 非金属氧化物都是共价键，多数也为熔点、沸点较低的分子晶体； 少数非金属氧化物为巨型分子(如S
6、iO2为原子晶体、B2O3为层状晶体、SeO2为链状晶体)，它们也都有相当高的熔点、沸点。,氧化物的酸碱性 氧化物可分为以下4类： 酸性氧化物与碱中和生成盐和水，如B2O3、CO2、SiO2、SO3、P4O10等； 碱性氧化物与酸中和生成盐和水，如Na2O、CaO等； 两性氧化物与酸或碱中和都生成盐和水，如BeO、ZnO、Al2O3、Cr2O3等； 不成盐氧化物与酸和碱皆不反应，如CO、N2O等。,元素氧化物的酸碱性呈现以下递变规律： (1) 同周期元素最高氧化值的氧化物从左往右，碱性递减，酸性递增； (2) 同族元素，相同氧化值的氧化物从上往下，酸 性递减，碱性递增 ( 这一规律在 d 区表
7、现不明显 ) 。 (3) 同一元素，不同氧化值的氧化物，其氧化值 从低到高，碱性递减，酸性递增。,第二节 硫及其化合物 S 第 A 族元素，原子的价层电子构型为3s23p4 ，能形成 -2 ， +2,+4,+6 价矿物：有闪锌矿 (ZnS) 、方铅矿(PbS) 、黄铁矿 (FeS2) 、辉锑矿 (Sb2S3) 、石膏 CaSO4) 、天青石 (SrSO4) 、重晶石 (BaSO4) 等。,单质硫 硫的3 种同素异形体：斜方硫 ( 菱形硫 ) 、单斜硫和弹性硫。 天然硫即斜方硫，为柠檬黄色固体，不溶于水，而易溶于 CS2 和CCl4 等有机溶剂。,硫的化学性质 与氧比较，氧化性较弱，但在一定条件
8、下也能与许多金属和非金属作用，形成硫化物。例如：在加热的条件下 :,硫的氧化物和含氧酸 二氧化硫 SO2 是无色气体，有强烈的刺激气味。容易液化， 液化温度为 -10 ，在 0 时液化压力仅需 193 kPa 。 液态 SO2 储存在钢瓶中备用，液态 SO2 用作致冷剂， 能使系统的温度降至 -50 。 亚硫酸 SO2 易溶于水，常温下 1 L 水能溶 40 L SO2 ，相当 于 10% 的溶液。若加热可将溶解的 SO2 完全赶出。 SO2 溶于水生成不稳定的亚硫酸 (H2SO3) ，它只能在 水溶液中存在，游离态的 H2SO3 尚未制得。 H2SO3 是 二元中强酸.,二氧化硫和亚硫酸既有
9、氧化性又有还原性，但以还原性为主。 SO2是有害气体，低浓度时主要危害上呼吸道，浓度高时会致人呼吸困难，甚至死亡。在大气中，SO2是严重的污染源， 三氧化硫 制备:,纯净的 SO3 是易挥发的无色固体，熔点 16.8 ，沸点 44.8 。它极易与水化合，生成 H2SO4 ，并放出大量热 SO3 在潮湿空气中易形成酸雾。 SO3 有强氧化性。 硫酸 硫酸的性质 纯浓 H2SO4 是无色透明的油状液体，工业品因含杂质而发浑或呈浅黄色。 浓硫酸具有脱水性、吸水性，氧化性。,浓硫酸的腐蚀作用（脱水性） 用硫酸在木质上写字,浓 H2SO4氧化性 属于中等强度的氧化剂，但在加热的条件下， 几乎能氧化所有的
10、金属和一些非金属。,+4H2SO4(浓),冷的浓 H2SO4 活泼金属铁和铝在冷浓H2SO4中 “钝化”。所以常用铁罐储运浓 H2SO4( 浓度必须在 92.5% 以上 ) 。 硫酸的生产与用途 生产H2SO4都以接触法为主。此法主要分为三阶段：焙烧黄铁矿或硫燃烧得到SO2；在V2O5催化下将SO2氧化为SO3；用98.3%的浓H2SO4吸收SO3得发烟硫酸，加稀酸调整浓度到98%，即得市售品。吸收SO3不能直接用水，否则会形成难溶于水的H2SO4酸雾，并随尾气排出；而用浓H2SO4吸收，因水蒸气压力低，不会形成酸雾。,发烟硫酸 含有过量SO3的浓H2SO4称为发烟硫酸(H2SO4xSO3)。
11、含SO3 20%25%， 焦硫酸 含SO3 40%50%。当H2SO4和SO3的物质的量之比为11(含45% SO3)时，这种发烟硫酸称为焦硫酸(H2SO4SO3或H2S2O7)。其凝固点为35，故在常温下 是无色晶体。 发烟硫酸比H2SO4有更强的氧化性，主要用作有机合成的磺化剂以及硝化反应中的脱水剂。,硫的含氧酸盐 硫酸盐的溶解性 多数硫酸盐易溶于水，只有CaSO4 、SrSO4 、PbSO4 、Ag2SO4难溶或微溶。BaSO4难溶于水，也不溶于酸和王水。,硫酸盐的热稳定性 A和A族元素的硫酸盐对热很稳定，加热 到1000也不分解；过渡元素硫酸盐在高温下可以 分解 。,(NH4)2SO4
12、,硫酸盐的水合作用 许多硫酸盐从溶液中析出时都带有结晶水，例如 CuSO45H2O，ZnSO47H2O等。这类硫酸盐受热时会逐 步失去其结晶水，成为无水盐。制备水合硫酸盐通常是 在室温下晾干，以免脱去结晶水。 硫酸复盐 硫酸盐的另一特征是容易形成复盐，例如： K2SO4Al2(SO4)324H2O,(NH4)2SO4FeSO46H2O 等， 将两种硫酸盐按比例混合，即可得到硫酸复盐。,酸式硫酸盐 H2SO4是二元酸，除生成正盐外，还能形成酸式盐。 例如NaHSO4，KHSO4等。它们都可溶于水，并呈酸性，市售“洁厕净”的主要成分即NaHSO4。 过硫酸盐 分子中含有过氧基OO，如K2S2O8或
13、(NH4)2S2O8。 (NH4)2S2O8为白色结晶，干燥制品比较稳定，潮湿状态或在水溶液中易水解：,硫的几种低氧化态含氧酸盐的性质,硫化氢和硫化物 硫化氢 H2S是无色有臭蛋味的气体，。有毒!吸入后引起头疼、晕眩，具有麻醉神经中枢的作用，大量吸入会严重中毒甚至死亡。是大气污染物 H2S能溶于水，20时1体积水能溶解2.6体积的H2S。完全干燥的H2S气体是很稳定的，不易和空气中的O2作用。其水溶液的稳定性却显著下降，在空气中很快析出游离硫，而使溶液变浑：,氢硫酸 H2S的水溶液称为氢硫酸，它是二元弱酸，它有较强的还原性,硫化物 金属硫化物 Na2S在工业上称为硫化碱，价格比较便宜，常代替N
14、aOH作为碱使用。 Ca、Sr、Ba、Zn、Cd等的硫化物，以及硒化物、氧化物，都是很好的发光材料,广泛用于夜光仪表和黑白、彩色电视中。 硫化物的性质概述 颜色许多硫化物具有特殊的颜色 ，Na2S白、MnS肉红、SnS2深棕、K2S白、FeS黑、CdS黄、BaS白、NiS()黑、PbS黑、CoS()黑、CuS黑、ZnS白、Ag2S黑、HgS黑。,溶解性 溶于水的硫化物：Na2S K2S 不溶于水而溶于稀酸的硫化物: FeS 不溶于水和稀酸的硫化物 : CuS、Ag2S黑、HgS黑 水解性 例如，Na2S的水解显著： Na2S+H2O=NaHS+NaOH Al2S3遇水完全水解： Al2S3+6
15、H2O =2Al(OH)3+3H2S,第三节 氮及其化合物 氮气 N2 是无色、无臭、无味的气体， 主要存在于大气中。 它虽是典型的非金属元素， N2 的具有种高度化学稳定性， 氮气常用作保护气体。 N2的分子结构,一个键和2个键,工业制备 氮气主要由液态空气经分馏制得。,氨与铵盐 氨,氨气 是无色、有臭味的气体。在常压下冷 到-33，25 加压到990 kPa，氨即凝聚为液体，称为液氨，储存在钢 瓶中备用。必须注意，在使用液氨钢瓶时，减压阀不能用 铜制品，因铜会迅速被氨腐蚀。液氨气化时，气化热较高 (23.35 kJmol-1)，故氨可作致冷剂，但目前已逐渐被取代。,NH3分子呈三角锥形，分
16、子中的正、负电荷中心不重合，为强极性分子，极易溶于水。常温下1体积H2O能溶解700体积NH3。 氨的化学反应主要有以下三方面 加合反应 从结构上看，氨分子中的氮原子上有孤对电子，倾向于与别的分子或离子形成配位键。例如，NH3与酸中的H+反应： HNHH+H+ =HNHHH,氧化反应 NH3分子中N的氧化值为-3，处在最低氧化态，只具有还原性。NH3经催化氧化，可得到NO。 NH3很难在空气中燃烧，但能在纯氧中燃烧，生成N2： 4NH3+3O2 2N2+6H2O 氨在空气中的爆炸极限体积分数为16%27%，氨气爆炸事故也曾发生，因此要注意防止明火。 氨和氯或溴会发生强烈反应。用浓氨水检查氯气或液溴管道是否漏气，就利用了氨的还原性。,取代反应 NH3遇活泼金属，其中的H可被取代。 例如: 氨和金属钠生成氨基钠的反应(金属铁催化)： 2NH3 + 2Na 2NaNH2+H2,铵盐 铵盐多
