第十四章p区元素（二）

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1、第十四章p区元素（二）一、教学基本要求1、掌握氮族元素的通性及其重要化合物的性质和它们的递变规律。2、了解氨化物的基本概念。3、掌握氧，臭氧，过氧化氢，结构特征，熟悉O2和H2O的性质特征。4、了解H２S的性质，硫化物的分类及溶解特性，亚硫酸，硫酸，硫代硫酸及其盐的性质。二、内容要点1、关于NH3的结构及其主要性质NH3的结构为不等性sp3杂化，结构为三角锥型，为极性分子，同时由于N有较大的电负性，所以NH3分子间有部分氢键存在，因此它在水中有较大的溶解度，熔沸点升高。其主要化学性质为：（1）由于NH3有孤对电子存在，在化学反

2、应中作为配位体可以和大部分过度金属形成较稳定的配合物；它还可以和H+加合作用。氨溶于水的反应是：NH3+H2O=NH4++OH―使溶液显碱性（2）NH3中的N为–3氧化态，在化学反应中呈还原性：4NH3+5O24NO+6H2O这是制硝酸的基础反应。（3）NH3中的H原子呈+1氧化态，为质子酸可为活泼金属所置换。2NH3+2Na=2NaNH2+H22、氮的氧化物，含氧酸，含氧酸盐1）N的氧化物,有N2O5，NO2，N2O3，NO，N2O，重点要求NO，NO2。①NO制备：3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO+4H

3、2O结构：N=O奇电子化合物但为无色性质：加合性：2NO=N2O2还原性：2NO+O2=2NO2②NO2制备Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O结构sp2杂化然后形成π33大π键：：奇电子化合物显棕色。性质：a、加合性，2NO2=N2O4（无色）△H<0与温度的关系：2NO（无色）+O22NO2（棕色）N2O4（无色）升高T降低b、歧化反应：3NO2+H2O=2HNO3+NOc、氧化还原性，主要是氧化性（2）氮的含氧酸HNO3：主要性质：①强酸性、热稳定性较差，遇热分解放O2②强氧化性：硝酸的浓度越稀，

4、还原剂越强，氮被还原的氧化态越低HNO2：①中等强度的酸②稳定性差只存在于冷的稀溶液中，加热分解为氮的氧化物放O2（3）氮的含氧酸盐：硝酸盐：硝酸盐一般都易溶于水，其它主要性质：①溶液中稳定，其稳定性﹥HNO3②固态时加热分解，根据金属活泼性不同，分解产物分别是：单质金属+氮的氧化物+O2（不活泼金属）金属氧化物+氮的氧化物+O2（中等活泼金属）亚硝酸盐+O2（活泼金属）3、氧族一节中以硫为重点：①H2S和硫化物.硫化氢的结构和水相似为sp3不等性杂化，为V型结构，其主要性质：a.弱极性分子，有限度溶于水呈弱酸性；b.有强的还

5、原性S/H２S=0.14Ｖ2H2S+3O2→2SO2+2H2O(空气不足生成S)c毒性硫化物：H2S可以和许多金属和部分非金属形成硫化物，其主要性质是还原性和水溶性。可分下列类型a.溶于水的(活泼金属硫化物)；b.溶于稀酸的(一般过渡金属和中等活泼金属硫化物)；c.溶于氧化性酸的(不太活泼的金属硫化物)；d.只溶于王水的(HgS等)；e.溶于过量Na2S的(SnS2、As2S3、As2S5、Sb2S3、Sb2S5,)；f发生水解的（Al2S3、Cr2S3）；g类硫化物也溶于强碱。②硫的氧化物，重点是SO2(ⅰ)制备：S+O2→

6、SO22MS(M：Zn、Pb、Cu等)+3O2→MO+2SO2(ⅱ)结构：（ⅲ）性质：a、极性分子溶与水生成H2SO3b、还原性2SO2+O2→SO3c、氧化性SO2+2H2S→3S+2H2Od、漂白性：和有色物质形成加合物③硫的含氧酸及其盐（+4）H2SO3----Na2SO4常作还原剂、漂白剂（+6）H2SO4----Na2SO4应用非常广泛H2S2O7----Na2S2O7焦硫酸及其盐，吸水性、助熔剂（+2）H2S2O3（不稳定）---Na2S2O3、应用广泛，配位剂、还原剂（+7）H2S2O8----(NH4)2S2O

7、8、强氧化剂（有过氢键）（+3）H2S2O4----Na2S2O4(保险粉)强还原剂性质比较，对应的含氧酸盐比含氧酸稳定；氧化还原性弱于相应的含氧酸。4、H2O2和它的反应特征H2O2中氧的氧化态为-1，说明它本身有氧化性又有还原性，在不同介质中电极电势如下：酸性介质：碱性介质：因此在化学反应中H2O2的反应产物与另一种物质A的电极电势有关，如A为最高氧化态，MnO-4,Cr2O72-等和H2O2反应时H2O2只能作还原剂，反应产物O2。假如A属中间氧化态，主要看A作氧化剂，作还原剂时的电极电势的相对强弱，求出E值大小再判断反

8、应的趋势。例如：MnO2在酸性介质中当H2O2为氧化剂时，MnO2为还原剂。=1.77-1.695=0.075V>0但反应趋势很小。当H2O2为还原剂时，MnO2为氧化剂。=1.23-0.682=0.648反应趋势较大。故反应应为：MnO2(s)+H2O2+2H+=Mn2++