p区元素知识归纳及解题分析2

学而不思则罔思而不学则殆一、实验目的1、了解p区元素化合物的氧化性和还原性，掌握发生氧化还原反应的条件。

2、了解p区元素氧化物或氢化物的酸碱性。

3、了解p区元素化合物的溶解性和水解反应。

4、掌握某些p区离子的鉴定方法。

二、实验步骤、现象、实验原理（解释）、结论（表格形式）1、单质的性质（1）溴和碘的溶解性①在试管中加0.5mL溴水，沿管壁加入0.5mL四氯化碳，观察水层和四氯化碳层的颜色。

振荡试管，观察水层和四氯化碳层的颜色变化，比较溴在不同溶剂中的溶解性。

②取一小粒碘晶体放在试管中，加入2mL蒸馏水，振荡试管，观察颜色变化。

再加入几滴0.1mol/L KI溶液，摇匀，再次观察颜色变化。

③取上面的溶液1mL，加入0.5mL四氯化碳，振荡，观察水层和四氯化碳层的颜色变化，比较碘在水中和四氯化碳中的溶解性。

在水层中加入淀粉溶液，即成蓝色。

实验操作实验现象实验原理实验照片溴水+四氯化碳水层接近无色，四氯化碳层呈橙红色溴从水层进入四氯化碳层碘水+KI 溶液颜色变浅至褪色I2+I-==I3-碘水+四氯化碳水层接近无色，四氯化碳层呈紫色碘从水层进入四氯化碳层结论：溴/碘的溶解性：四氯化碳＞水（2）氯、溴、碘单质的氧化性及Cl-、Br-、I-的还原性①碘的氧化性在碘水中加入淀粉溶液，再向其中逐滴加入0.1mol/L Na2S2O3溶液，观察颜色变化。

②在固体NaCl加入1mL浓H2SO4，微热，观察产物的颜色。

用玻璃棒蘸一些浓氨水，移近试管口检验气体产物。

③在固体KI加入1mL浓H2SO4，观察产物的颜色。

把湿的醋酸铅试纸移近试管口检验气体产物。

④Br-、I-还原性的比较在两支试管中分别加入0.5mL 0.1mol/L KI溶液和0.5mL 0.1mol/L KBr溶液，然后各加入两滴0.1mol/L FeCl3溶液和0.5mL CCl4，充分振荡后观察四氯化碳层的颜色。

实验操作实验现象实验原理碘水+淀粉+Na2S2O3溶液蓝色消失I2+2S2O32-==2I-+2S4O62-固体NaCl+浓H2SO4试管口有白雾，蘸有浓氨水玻璃棒靠近后有白烟产生2NaCl+H2SO4（浓）==Na2SO4+2HCl HCl+NH3==NH4Cl固体KI+浓H2SO4有刺激性气味气体生成，湿的醋酸铅试纸变黑8KI+9H₂SO₄==8KHSO₄+4H₂O+4I₂+H₂S↑S2-+Pb2+==PbSKI+ FeCl3溶液+CCl4四氯化碳层呈紫色2Fe3++2I-==2Fe2++I2 KBr+ FeCl3溶液+CCl4四氯化碳层无色无反应实验照片结论：还原性：I-＞Br-2.含氧酸及其盐的氧化还原性（1）次氯酸钠的氧化性①取0.5mL酸化的KI-淀粉溶液，慢慢滴加NaClO饱和溶液，观察I2的生成。

第 14 章 P 区元素(二)习题目录一判断题1 氧族元素中，只有氧在自然界可以单质状态存在。

()2 在所有含氧的化合物中，氧的氧化值都是负的。

()3氧族元素氢化物还原性强弱的次序为fO<HS<fSe<fTe。

()4 氧族元素氢化物酸性强弱的次序为fO<HS<HSe<fTe。

()5氧族元素氢化物的热稳定性高低的次序为fO<HS<h2Se<HTe。

()6 H 2O2 分子间可以形成氢键。

()7 氧族元素氢化物的沸点高低次序为fO>HS>fSe>fTe。

()8 O 3是反磁性的极性分子。

()9 硫的含氧酸及其盐都是不稳定的，极易分解。

()10 浓硫酸不能用于干燥氨气。

()11 可用浓硫酸干燥 CO2 气体。

()12 H 2S在空气中燃烧的产物只能是SQ和HzOo()13 可用FeS与HNO反应制取 H>S o ()14 SO 2是大气的主要污染源之一，酸雨主要是由SQ形成的。

()15 浓硫酸虽有强氧化性，但仍可用铁罐运输。

()16 浓硫酸属于高沸点酸。

()17 将H2S通入MnSO溶液中，可得到 MnS沉淀。

()18 H 2S溶液放置一段时间变混浊，是因为H2S被空气氧化生成 S沉淀。

()19 用N^S溶液与含Cr3+的溶液反应，得不到 C3S3,若想制得C^S s必须采用干法。

106 用NS2S溶液与含Al3+的溶液反应，可得到 Al 2S30 ()20 硫代硫酸钠的俗名是大苏打。

()21 海波的化学式为 Na^Q • 5H2O。

()22在照像行业中N觅S2Q作为定影剂使用是基于它具有还原性。

()23 在酸性溶液中，KMnO只能将&S氧化为单质硫。

()24 氢氟酸能腐蚀玻璃，故需要用塑料瓶保存。

()25在氢卤酸中，由于氟的非金属性强，所以氢氟酸的酸性最强。

()26所有卤素元素都有正的氧化值。

()27在卤素与氧的化合物中，每种卤素都有多种正氧化值。

第十三章 p区元素（一）13.1 p区元素概述p区元素包括周期系中ⅢA---ⅦA及希有气体元素，这些元素的最外层分别有2个s电子和1--6个p电子。

p区元素具有以下特点:1、价电子层结构通式为ns2np1--6。

2、非金属向金属过渡。

同一主族，从上到下，原子的最外层电子数相同，原子半径逐渐增大，而有效核电荷只是略有增加，获得电子能力逐渐下降，因此，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

这种变化规律在p区ⅢA---ⅦA族中显得突出明显。

这几族元素每族都是从1个典型的非金属元素开始过渡到一个典型金属元素结束。

3、第一横排元素不规则性。

各族的第一个元素，主要指F, O, N, C，它们在本族元素的性质递变上有反常表现。

其主要原因是:（1）原子半径特别小。

（2）电负性明显地大。

3无法动用d轨道。

表现为1)F, O, N同H形成的化合物中易形成氢键。

（2）配位数小。

（3）单键键能反常地小。

这是因为当两个F, O, N原子靠近组成单键时, 它们原子外层上还有未键合的孤对电子，原子间距离小时，这些孤对电子间将产生明显的排斥作用，弱化了单键，这种现象也称为孤对电子的排斥效应。

4、中间横排元素的不规则性。

从第四周期始，p区元素次外层不再是8个电子，而是18个电子，多了10个3d电子，这样使的第四周期的p区元素的有效核电荷显著增大，对核外电子的吸引力增强,造成同族内原子半径、电负性、电离能、φ等的递变出现不规则性，变的缓慢甚至发生逆转现象。

例:ⅢA族原子半径电负性第一至第三电离能之和（埃）（kJ/mol)B 0.82 2.01 6888Al 1.18 1.47 5140Ga 1.26 1.82 5520In 1.44 1.49 5084Tl 1.48 1.44 5438中间横排元素的不规则性，是由元素在周期表中的排列位置以及电子层构型的特殊性所造成。

5、氧化值。

大多数p区元素具有多种氧化值，其最高正氧化值等于其最外层电子数，等于其族数。

1、 由于惰性电子对效应，N 族元素自上而下氧化值为+3的化合物稳定性增强，二氧化值为+5的(除氮外)化合物稳定性增强；2、 氮族元素所形成的化合物主要是共价型的，而且原子愈小，形成共价键的趋势也就愈大；3、 氮族元素氢化物的稳定性从NH 3到BiH 3依次减弱，酸性增强；4、 氮族元素氧化物酸性也随原子序数的递增而递减；一、1、实验室制少量氮气：O H N NO NH 22242+−→−∆,实际制备时，可用NH 4Cl 与NaNO 2浓的混合液加热；2、N 2是无色、无臭、无味的气味，微溶于水，因为N N ≡叁键键能非常大，所以N 2是最稳定的双原子分子。

在化学反应中，N N ≡叁键很难被破坏，所以常被用作保护气；N 2是反磁性物质；3、实验室一般用铵盐与强碱共热来制取氨；工业上目前主要采取合成的方法制氨（Lewis 碱）；4、氨分子中的氢原子可被活泼金属取代生成氨基化合物（将氨通入熔融的金属钠中）：223503222H N a N HNH Na +−→−+ ; 是有机合成中重要的缩合剂；5、氨在纯氧中可燃烧生成水和氮气：（1）纯氧：4NH 3+O 2=6H 2O+2N 2 ;（2）通入空气：O H NO O NH Pt 2236454+−→−+ ; 6、联氨(N 2H 4)也叫肼，在空气中燃烧：N 2H 4+O 2=N 2+2H 2O(燃烧时呈紫色) ;7、铵盐一般为无色晶体，皆溶于水，用Nessler 试剂（柰斯乐试剂）可鉴定试液中的NH 4+：[]I NH O O H I OH HgI NH H H 2g g 2244374][2 ++−→−++---+;因为反应用量的不同，生成沉淀颜色从红棕色到红褐色有所不同；8、固体铵盐受热易分解：（1）如果酸是易挥发的且无氧化性的，则酸和氨一起分解：2233242)(CO O H NH CO NH ++−→−∆ ; (2)如果酸是不挥发且无氧化性的，则只有氨挥发掉，而酸或酸式盐则留在容器内：4334343)(PO H NH PO NH +−→−∆ ;443424)(HSO NH NH SO NH +−→−∆ ;(3)如果酸是有氧化性的，则分解出的氨被酸氧化为N 2或N 2O:OH O Cr N O Cr NH 232272244)(++−→−∆O H O N NO NH 22342+−→−∆ ; 240432325429NH NO N HNO H O ︒−−−−−→++催化（>C ）;9、（1）NO 与FeSO 4溶液反应生成深棕色的硫酸亚硝酰铁([]4()Fe NO SO );NO +与N 2，CO 与CN -互为等电子体，NO 与卤素化合物生成卤化亚硝酰（NOX ）,即： Cl 2+2NO=2NOCl ;(2)实验室用铜与稀硝酸反应制NO:3Cu+8HNO 3=3Cu(NO 3)2+2NO+4H 2O ;(3)NO 2是红棕色气体，具有特殊臭味并有毒，冷却时NO 2颜色逐渐变淡，最后变为无色，颜色改变是由于NO 2在冷却时聚合生成无色的N 2O 4：2242NO N O −−−→←−−−冷却升温; (4)NO 2与水反应： 3NO 2+H 2O=HNO 3+NO ;2NO 2+2NaOH=NaNO 3+NaNO 2+H 2O ;因为NO 分子中O 、N 价电子数之和为11，含未成对电子具有磁性，这种价电子数为奇数的分子称为奇电子分子；NO 2也是奇电子分子，空间构型为V 型，N 原子以sp 2杂化轨道与氧成键；10、（1）等物质的量的NO 2和NO 的混合物溶解在冰冷的水中：2222NO NO H O HNO ++−−−→冷冻 ; (2)在亚硝酸盐的冷溶液中加强酸：2NaNO 2+H 2SO 4=Na 2SO 4+2HNO 2 ;(3)亚硝酸极不稳定，受热可分解：2223222()HNO H O N O H O NO NO −−→−−→+++←−−←−−淡蓝色 ; (4)亚硝酸是一种弱酸，酸性稍强于醋酸；(5)亚硝酸盐大多是无色的，除了淡黄色的AgNO 2外，一般都易溶于水，所有的亚硝酸盐都是有剧毒的，还是致癌物之；(6)通用碱吸收等物质的量的NO 2和NO 可制得亚硝酸盐：NO+NO 2+2NaOH=2NaNO 2+H 2O ;工业上用碱或铁在高温下还原硝酸盐制得亚硝酸盐；(7)亚硝酸根离子的构型为V 型，氮原子采取sp 2杂化，形成一个43∏；(8)亚硝酸盐在酸性介质中具有氧化性，还原产物一般为：2NaNO 2+2KI+2H 2SO 4=2NO+I 2+Na 2SO 4+K 2SO 4+2H 2O ;(9)与强氧化剂作用时：2KMnO 4+5KNO 2+3H 2SO 4=2MnSO 4+5KNO 3+K 2SO 4+3H 2O ;(10)金属活泼性越强，其亚硝酸盐也就越稳定，如：AgNO 2<NaNO 2;11、(1)目前普遍采用氨催化法制硝酸：.3224546Pt Rh NH O NO H O +−−−→+ ;生成的NO 被O 2氧化为NO 2后再与水发生歧化反应：2NO+O 2=2NO 2 , 3NO 2+H 2O=2HNO 3+NO ;加入硝酸镁作为脱水剂，再进行蒸馏可得到浓HNO 3;(2)用H 2SO 4和硝石NaNO 3共热：NaNO 3+H 2SO 4=NaHSO 4+HNO 3 ;硝酸分子中，N 原子采用sp 2杂化，呈平面三角形，HNO 3分子内还可形成氢键；(3)纯硝酸是无色液体，由于硝酸的挥发而产生白烟，故通常称为发烟硝酸，溶于过量的NO2的浓硝酸产生红烟，浓硝酸很不稳定，受热或光照时易分解：4HNO3=4NO2+O2+2H2O ;(4) HNO3+非金属单质=相应高价酸+NO，3C+4HNO3=3CO2+4NO+2H2O ;3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO ;S+2HNO3=H2SO4+2NO ;3I2+10HNO3=6HIO3+10NO+2H2O ;(5)浓硝酸贮存时，应与还原性物质隔开；(6)有些金属（Fe,Al,Cr等）可溶于稀硝酸而不溶于浓硝酸，这是由于浓硝酸将其表面的金属氧化成一层致密的氧化物保护膜，致使金属不能与浓硝酸继续作用；(7)浓硝酸通常被还原为NO2，稀硝酸通常被还原为NO,当较稀的硝酸与活泼金属金属作用时，可得到N2O,当硝酸很稀时，可被还原为NH4+:Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O ;3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O ;4Zn+10HNO3(稀)=4Zn(NO3)2+N2O+5H2O ;4Zn+10HNO3(很稀)=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O ;稀硝酸的氧化性比浓硝酸的强，相反，还原性比浓硝酸弱；(8)以浓HCl：浓HNO3=3:1的比例混合后的溶液叫做王水，王水的氧化性比硝酸更强，可将金，铂等不活泼性金属溶解：Au+HNO 3+4HCl=HAuCl 4+NO+2H 2O ;3Pt+4HNO 3+18HCl=3H 2[PtCl 6]+4NO+8H 2O ;(9)实际应用上，硝化反应常是以浓硝酸和浓硫酸的混酸做硝化剂：246636522H SO C H HNO C H NO H O +−−−→+ ;硝基化合物大多数为黄色；(10)NO 3-,CO 32-,BF 3互为等电子体，NO 3-中的N 原子以sp 2杂化，为平面三角形，形成四中心六电子大π键：64∏ ，热稳定性：HNO 3>HNO 2;12、(1)最活泼的金属（在金属活动性顺序表中比Mg 活泼的金属），的硝酸盐受热分解时产生亚硝酸盐和氧气： 2NaNO 3=2NaNO 2+O 2 ;(2)活泼性较差的金属（活泼性介于Mg 和Cu 之间的金属）的硝酸盐受热分解为O 2，NO 2和相应金属氧化物：2Pb(NO 3)2=2PbO+4NO 2+O 2 ;(3)不活泼金属（比Cu 更不活泼的金属）的硝酸盐受热时则分解为O 2,NO 2和金属单质；(4)硝酸盐的水溶液几乎没有氧化性，只有在酸性介质中才有氧化性，固体硝酸盐在高温时是强氧化剂，NH 4NO 2为黄色晶体；二、1、制白磷：2Ca 3(PO 4)2+6SiO 2=3CaSiO 3+P 4O 10 ;P 4O 10+10C=P 4+10CO ;总反应：2Ca 3(PO 4)2+6SiO 2+10C=6CaSiO 3+P 4+10CO ;2、常见的磷的同素异形体：白磷(P 4)、红磷(P)、黑磷三种，白磷的化学性质很活泼，易被氧化，在空气中能自燃，因此必须将其保存在水中，P 4分子是非极性分子，所以白磷可溶于非极性溶液中，白磷是有剧毒物质，红磷比白磷稳定，不溶于有机溶剂：黑磷←−−−→高温、高压白磷（P 4）0400C←−−→4P(红磷) 黑磷具有导电性，不溶于有机溶剂；3、(1)磷的氢化物常见的有气态的膦(PH 3)和液态的联膦(P 2H 4 ) ;(2)白磷在KOH 溶液中加热发生歧化反应：P 4+3KOH+3H 2O=PH 3+3KH 2PO 2 ;(3)复分解法制膦：PH 4I+KOH=PH 3+KI+H 2O ;(4)水解法制膦：Mg 3P 2+6H 2O=3Mg(OH)2+2PH 3 ;(5)膦是无色气体，有类似大蒜的臭味，有剧毒，膦在水中的溶解度很小；(6)纯净的膦在空气中燃烧生成磷酸：PH 3+O 2=H 3PO 4 ;(7)膦分子的结构与氨分子相似，也呈三角锥形，磷原子上有一对孤对电子，膦的碱性比氨弱，它是一种较强的还原性物质，但是稳定性较差；(8)与氨不同，卤化膦遇水立即分解；4、(1)磷的氧化物常见的有五氧化二磷（P2O5）和三氧化二磷，P4O10和P4O6也分别简称五氧化二磷和三氧化二磷；(2)气态或液态的三氧化二磷都是二聚分子P4O6(白色易挥发蜡状固体)，P4O6与冷水反应：P4O6+6H2O(冷)=4H3PO3(亚磷酸) ;P4O6+6H2O(热)=3H3PO4+PH3;5P4O6+18H2O(热)=12H3PO4+8P ;P4O6+2O2=P4O10 ;(3)P4O10是白色雪花状晶体（吸水性强，在空气中吸收水分迅速潮解，所以常用做气体和液体的干燥剂）与水反应时都先生成偏磷酸（HPO3），然后形成焦磷酸（H4P2O7），最后形成正磷酸（H3PO4）；在酸性和加热条件下，反应大大加快；磷的含氧酸中H3PO4最稳定：P4O10+2H2O(冷)=4HPO3 ;3P4O10+10H2O=4H5P3O10（三聚磷酸;P4O10+4H2O=2H4P2O7（焦磷酸）;P4O10+6H2O(热)=2H3PO4(正磷酸) ;甚至可以使H2SO4、HNO3等脱水为相应的氧化物：P4O10+6H2SO4=6SO3+4H3PO ;P4O10+12HNO3=6N2O5+4H3PO4 ;5、(1)次磷酸(H3PO2)是一种无色晶状固体，易潮解，极易溶于水，是一种强酸，在碱性溶液中H3PO2非常不稳定，易歧化为HPO32-和PH3;(2)H3PO2,还是强还原剂，能在溶液中将AgNO3、HgCl2、CuCl2等重金属还原为金属单质；相应的次磷酸盐易溶于水，次磷酸盐也是强还原剂；HH OHOP↑-↓-;6、(1)亚磷酸（H3PO3）是无色晶体，易潮解，在水中溶解度较大，为二元酸(HHO OHOP↑-↓-)，H3PO3受热发生歧化反应，生成磷酸和膦(PH3),碱金属和Ca的亚磷酸盐都难容;(2)亚磷酸和亚磷酸盐都是较强的还原剂，氧化性极差，如：亚磷酸可将Ag+还原为Ag，也可将浓H2SO4还原为SO2;7、焦磷酸(H4P2O7)，三聚磷酸(H5P3O10)和四偏磷酸等均是若干个磷酸分子经脱水后通过氧原子连接起来的多聚磷酸（属于缩合酸）；9、(1)工业上用硫酸分解磷石灰来制取正磷酸(H3PO4)：Ca3(PO4)2+3H2SO4=2H3PO4+3CaSO4 ;(2)纯净的磷酸为无色晶体，是一种高沸点酸，磷酸不形成水合物，但可与水以任何比例混溶，却无氧化性；(3)磷酸正盐比较稳定，一般不易分解，大多磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸一氢盐和正盐（除Na、K及铵等少数盐外）都难溶于水；(4)碱金属的磷酸盐（除锂外）都易溶于水；10、(1)工业上利用天然磷酸钙生产磷肥：Ca3(PO4)2+2H2SO4+4H2O=Ca(H2PO4)2+2CaSO4.2H2O(混合物称过磷酸钙)(2)磷酸盐与过量的钼酸铵[(NH4)2MoO4]及适量的浓HNO3混合后加热：PO43-+12MoO2-+24H++3NH4+=(NH4)3PO4.12MoO3.6H2O(s)+6H2O ,此反应用于鉴定PO43-;11、焦磷酸(H4P2O7)是四元酸，无色玻璃状物质，易溶于水，在热水中，特别是有HNO3存在时，可以很快转变为H3PO4：H4P2O7+H2O=2H3PO4 ;焦磷酸的酸性比磷酸强；一般来说，酸的缩合程度越大，产物的酸性越强；H4P2O7与AgNO3反应生成白色的Ag4P2O7沉淀：H4P2O7+4AgNO3=Ag4P2O7(s)+4HNO3 ;(2)焦磷酸的钠盐溶于水，将磷酸一氢钠加热可得到焦磷酸钠：442722NaHPO Na P O H O ∆−−→+ ;(3)P 2O 72-也具有配位能力，适量的Na 4P 2O 7与Cu 2+等离子作用生成相应焦磷酸盐沉淀；当Na 4P 2O 7过量时，则由于生成配合物使沉淀溶解：2Cu 2++P 2O 74-=Cu 2P 2O 7(s) ，适量的情况下;Cu 2P 2O 7+3P 2O 74-=2[Cu(P 2O 7)4]6- ，过量的情况下;12、(1)由磷酸氢钠铵制取偏磷酸钠的反应:44332NH NaHPO NaPO NH H O ∆−−→++ ;(2)A 将磷酸二氢钠加热至400.C~500.C ，可得三聚偏磷酸盐;400~5002433323()3C C NaH PO Na PO H O −−−−→+ ;13、（1）三卤化磷分子的构型为三角锥形，PX 3易与O 2或S 反应，分别生成三卤氧磷和三卤硫磷：2PF 3+O 2=2POF 3 , PBr 3+S=PSBr 3 ;（2）过量的磷在Cl 2中燃烧生成PCl 3,PCl 3在室温下是无色液体，在水中强烈水解：PCl 3+3H 2O=H 3PO 3(亚磷酸)+3HCl ;（3）磷与过量的卤素单质直接反应生成五卤化磷（PX 5）,三卤化磷分子与卤素反应也可制得无卤化磷：Cl 2+PCl 3=PCl 5 ;（4）五卤化磷的气态分子为三角双锥形，磷原子以sp 3d 杂化轨道与五个卤原子形成δ键；（5）PX5受热分解为：PX3和X2，且稳定性随X2的氧化性增强而增强;（6）PCl5为白色晶体，PCl5水解得到磷酸和氯化氢：PCl5+H2O=POCl3+2HCl , POCl3+3H2O=H3PO4+3HCl ;POCl3在室温下为无色液体，其分子构型为四面体，磷原子采用sp3杂化；三、1、（1）AsH3，SbH3，BiH3,其氢化物都是液体，它们的分子结构与NH3类似，为三角锥形;(2)AsH3，SbH3，BiH3,的熔点、沸点依次升高，它们都不稳定，且稳定性依次降低，BiH3极不稳定，它们的碱性也依次减弱，BiH3五碱性，As,Sb,Bi的氢化物都是极毒的；2、(1)Na3As+3H2O=AsH3+3NaOH ;As2O3+6H2SO4=2AsH3+6ZnSO4+3H2O ;锑、铋也有类似的反应;(2)胂（AsH3）有类似与大蒜的刺激气味，室温下可在空气中自燃：2AsH3+3O2=As2O3+3H2O ;在缺氧条件下，胂受热分解：3222()3AsH As s H ∆−−→+ ; 这就是马氏试胂法的基本原理，生成的砷沉积在管壁上形成亮黑色的“砷镜”;(3)砷是一种很强的还原剂：2AsH 3+2AgNO 3+3H 2O=As 2O 3+12HNO 3+12Ag(s) ;,这是古氏试砷法的主要反应；(4)H 3AsO 3、Sb(OH)3、Bi(OH)3，它们的酸性依次减弱，碱性依次增强；H 3AsO 3(亚砷酸)和Sb(OH)3是两性氢氧化物，而Bi(OH)3的碱性大于酸性，只能溶于浓的强碱溶液中；(5)H 3AsO 3仅存在溶液中，而Sb(OH)3和Bi(OH)3都是难溶于书水的白色沉淀；3、As 、Sb 、Bi 的单质在空气中燃烧或焙烧它们的硫化物可制得它们的M 2O 3，它们的M 2O 5不能用这种方法制得，常态下，As 、Sb 的M 2O 5是双聚分子As 4O 6和Sb 4O 6,其结构与P 4O 6相似，它们在较高温度下才解离为As 2O 3和Sb 2O 3,它们的晶体为分子晶体，而Bi 2O 3为离子晶体；4、(1)As 2O 3俗名砒霜，为白色粉末状的剧毒物质，微溶于水，在热水中溶度稍大，As 2O 3为两性偏酸的氧化物，所以它可以在碱液中溶解生成亚砷酸盐；(2)亚砷酸(H 3AsO 3)是一种弱酸，亚砷酸盐在碱性溶液中是一种还原剂：AsO 33-+I 2+2OH -=AsO 43-+2I -+H 2O ;(3)以浓HNO3作用于As、Sb的单质或三氧化物时，生成氧化值为+5的含氧酸或水合氧化物：3As+5HNO3+2H2O=3H3AsO4+5NO ;H3AsO4+2I-+2H+=H3AsO3+I2+H2O ;(4) 4As2S5(s,黄色)+24OH-=3AsO43-+12H2O ;2AsO33-+3H2S+6H+=As2S3(s,黄色)+6H2O ;(5)As的硫化物（As2S3、As2S5）能溶于碱溶液，也能溶于碱金属硫化物，砷的硫化物不溶于浓盐酸：As2S3+6NaOH=Na3AsS3+Na3AsO3+3H2O ;As2S3+3Na2S=2Na3AsS3(硫代亚砷酸钠) ;As2S5+3Na2S=2Na3AsS4(硫代砷酸钠) ;(6)As2S3具有还原性，能与多硫化物反应生成硫代酸盐：As2S3+3S22-=2AsS43-(硫代砷酸根)+S(s) ;(7)在砷的硫代酸盐或硫代亚酸盐溶液中加入酸，生成不稳定的硫代酸或硫代亚酸，它们立即分解为相应的硫化物和硫化氢：2AsS32-+6H+=As2S3(s,黄色)+3H2S ;2AsS43-+6H+=As2S5(s,黄色)+3H2S ;5、(1)Sb2O3是不溶于水的白色固体，同时也是两性物质，酸性比As2O3弱，碱性略强;(2) Sb(OH)4-+Cl2+Na++20H-=Na[Sb(OH)6](s,白色)+2Cl- ;由于Na[Sb(OH)6]的溶解度很小，所以在定性分析上用K[Sb(OH)6]鉴定Na +;(3)以浓HNO 3作用于锑的单质或三氧化物时，生成+5价的含氧酸或水合氧化物：6Sb+10HNO 3(浓)=3Sb 2O 5+10NO+5H 2O ;25225.x S b O y H O x S b O y H O+−−→ ; (4)Na[Sb(OH)6]+2I -+6H +=I 2+Sb 3++6H 2O+Na + ;(5)水解：Sb 2(SO 4)3+2H 2O=(SbO)2SO 4(s)(硫酸氧锑)+2H 2SO 4 ;(6)Sb 3+具有 一定的氧化性，可被强还原剂还原为金属单质：2Sb 3++3Sn=2Sb+3Sn 2+ ;这一反应可用于鉴定Sb 3+;(7)Sb 的硫化物与碱、碱金属的硫化物（Na 2S ）反应：Sb 2S 3+6NaOH=Na 3SbO 3+Na 3SbS 3+3H 2O ;Sb 2S 3+3Na 2S=2Na 3SbS 3(硫代亚锑酸钠) ;Sb 2S 5+3Na 2S=2Na 3SbS 4(硫代锑酸钠) ;(8)Sb 2S 3、Sb 2S 5溶于浓盐酸：Sb 2S 3+2HCl(浓)=2H 3[SbCl 6]+3H 2S ;Sb 2S 5+12Cl -+10H +=2SbCl 6-+5H 2S ;(9)Sb 2S 3具有还原性，可与多硫化物反应生成硫代酸盐：Sb 2S 3+3S 22-=2SbS 43-(硫代锑酸根)+S ；(10)在锑的硫代酸盐或硫代亚酸盐中加入酸，会生成不稳定的硫代酸或硫代亚酸，它们立即分解为相应的硫化物和硫化氢：2SbS33-+6H+=Sb2S3(s,橙色)+3H2S ;2SbS43-+6H+=Sb2S5(s,橙色)+3H2S ;6、(1)Bi2O3是黄色粉末，加热变为红棕色，Bi2O3极难溶于水，但溶于酸生成相应的铋盐，Bi2O3是碱性氧化物，不溶于碱；(2)Bi(OH)3只能在强碱性介质中被很强的氧化剂所氧化：Bi(OH)3+Cl2+3NaOH=NaBiO3(s)+2NaCl+3H2O ;(3)铋酸很难制得，硝酸只能将金属铋氧化为硝酸铋：Bi+4HNO3=Bi(NO3)3+NO+2H2O ;(4) NaBiO3+6HCl(浓)=Cl2+BiCl3+NaCl+3H2O ;铋酸盐在酸性溶液中是很强的氧化剂，可将Mn2+氧化为高锰酸盐：2Mn2++5NaBiO3(s)+14H+=2MnO-+5Na++7H2O ;(5)Bi很难形成Bi5+，但在强酸溶液中可以形成Bi3+如Bi2(SO4)3、Bi(NO3)3就是如此，这些盐在水中极易溶解：BiCl3+H2O=BiOCl(s)+2HCl ;(6)在碱性溶液中，Sn2+可将Bi3+还原为铋：2Bi3++3[Sn(OH)4]2-+6OH-=2Bi+3[Sn(OH)6]2-;利用这一反应可鉴定Bi3+的存在;(7)Bi2S3（不溶于水和稀酸）为黑色，但是不能够生成Bi2S5，因为Bi5+的氧化性很强，S2-还原性很强;(8)Bi2S3溶于浓HCl:Bi 2S 3+8HCl(浓)=2H[BiCl 4]+3H 2S ;(9)因为Bi 2S 3的还原性极弱，所以它不与多硫化物反应;四、1、(1)工业上通过液态空气的分馏制取氧气，实验室利用氯酸钾的热分解制备氧气：32223KClO KCl O ∆−−→+ ; 注意：O 2具有磁性，是顺磁性物质；(2)过氧化氢（H 2O 2）又成双氧水，高纯度的H 2O 2,在低温下是比较稳定的，期分解作用比较平稳，当加热到460K 以上，将发生强烈的爆炸性分解：2H 2O 2(l)=2H 2O(l)+O 2(g) ;(3)H 2O 2在碱性介质中的分解速率远比在酸性介质中大，影响H 2O 2分解速率的因素是：催化剂、光照，H 2O 2应贮存在棕色瓶中，置于阴凉处;(4)H 2O 2是一种极弱的酸，可与某些金属氢氧化物反应生成过氧化物和水：H 2O 2+Ba(OH)2=BaO 2(过氧化钡)+2H 2O ;(5) H 2O 2无论在酸性还是碱性溶液中军是强氧化剂：2I -+H 2O 2+2H +=I 2+2H 2O ;2[Cr(OH)4]-+3 H 2O 2+2OH -=2CrO 42-+8H 2O ;H 2O 2的还原性较弱，只有H 2O 2与强氧化剂作用时，才能被氧化释放O 2:2KMnO 4+5 H 2O 2+3H 2SO 4=2MnSO 4+5O 2+K 2SO 4+8H 2O ;H2O2+Cl2=2HCl+O2;(6) H2O2可将黑色的PbS氧化为白色的PbSO4,俗称铅白，是一种涂料：PbS+4 H2O2=PbSO4+4H2O ;(7)在酸性介质中，H2O2能与重铬酸盐反应生成蓝色的过氧化铬（CrO5），CrO5在乙醚或戊醇中比较稳定：4 H2O2+Cr2O72-+2H+=2CrO5+5H2O ;这一反应可用于检查H2O2，也用于检验CrO42-或Cr2O72-的存在;(8)过氧化氢的主要用途是作为氧化剂使用，其优点是产物是H2O，不会给反应系统引入新的杂质；反应中应该注意的是浓度稍大的H2O2水溶液会灼伤皮肤，使用时应格外小心；2、(1)O3(臭氧分子)的构型为V型，臭氧分子是反磁性物质，表明其分子中没有成单电子；(2)与O2相反，臭氧是非常不稳定的，在常温下缓慢分解，在200.C以上分解较快： 2 O3(g)=3O2(g) ;(3)臭氧的氧化性比O2强，臭氧可将I-氧化而析出单质碘：O3+2I-+2H+=I2+H2O+O2;3、臭氧、H2O2可用于杀菌、消毒，并且可以用作漂白剂，所以可用臭氧代替氯气作为饮用水消毒剂，其优点是杀菌快，且消毒后无味，臭氧也是一种高能燃料的氧化剂；4、(1)硫在自然界以单质和化合态存在，单质硫矿床主要分布在火山附近，黄铁矿FeS 2是最重要的硫化物矿，它大量用于制造硫酸，是一种基本的化工原料；(2)单质硫俗称硫磺，是黄色分子晶体，很脆，不易溶于水，硫的导电导热性很差：.94.5()()C S S −−−→←−−−正交单斜 ，正交硫和单斜硫的分子都是由8个硫原子组成的，具有环状结构；(3)当单质硫加热融化后，得到浅黄色、透明、易流动的由S 8环状晶体分子组成的液体，温度越高，分子中硫原子的数目愈少，当温度高达2000.C 时，开始有单原子硫解离出来：8642S S S S S →→→→ ;(4)硫能与许多金属直接化合生成相应的硫化物：2Al+3S=Al 2S 3 Hg+s=HgS ;硫也可与氢、氧、卤素（除碘外）、碳、磷等直接作用生成相应的共价化合物；(5)硫能与具有氧化性的酸反应：S+2HNO 3=H 2SO 4+2NO(g) ;S+H 2SO 4(浓)=3SO 2+2H 2O ;S+6HNO 3(浓)=H 2SO 4+6NO 2+2H 2O ;硫能溶于热的碱液生成硫化物和亚硫酸盐：3S+6NaOH=2Na 2S+Na 2SO 3+3H 2O ;当硫过量时，则可生成硫代硫酸盐：4S+6NaOH=2Na 2S+ Na 2S 2O 3+3H 2O ;(6)硫化氢是无色、剧毒的气体，分子构型为V 型，sp 3杂化，有腐臭蛋味；H 2S 中毒是由于它能与血红素中的Fe 2+作用生成FeS 沉淀，因而使Fe 2+失去原来的正常的生理作用;注意：H 2S 的饱和溶液浓度为0.1 1.mol l -;(7)通常金属硫化物和非氧化性酸作用制取硫化氢： FeS+2HCl=H 2S+FeCl 2 ;实验室可利用硫化乙酰胺水溶液加热水解的方法制取硫化氢：CH 3CSNH 2+2H 2O=CH 3COONH 4+H 2S ;逸出的H 2S 气体可用P 4O 10干燥；(8)硫化氢能被卤素氧化成游离的硫：H 2S+Br 2=2HBr+S ;氯气还能把H 2S 氧化成硫酸：H 2S+Cl 2+4H 2O=H 2SO 4+8HCl ;H 2S 在O 2的作用下：22222322H S O H O SO +−−−→+完全 ;222222H S O H O S +−−−→+不完全 ;(9)碱性溶液中的S 2-的还原性比酸性溶液中的H 2S 稍强一些，H 2S 水溶液在空气中放置后，由于空气中的O 2把H 2S 氧化成游离的S 而逐渐浑浊;(10)Na 2S 俗称硫化碱：1373242a 44KN SO C Na S CO +−−−→+ ;(11)在可溶性硫化物的浓溶液中加入硫粉时，硫溶解生成相应的多硫化物：(NH 4)2S+(x-1)S=(NH 4)2S x ;过硫化氢（H 2S 2）与H 2O 2的结构相似，即书页状(将书翻成一个大V 型);(12)亚硫酸盐的还原性比亚硫酸还强： SO 32-+Cl 2+H 2O=SO 42-+2Cl -+H + ;(13)金属硫化物大多数是有颜色的，碱金属硫化物和BaS 易溶于水，其他碱土金属硫化物微溶于水（BeS 难溶）：金属硫化物的相应的颜色：(14)金属硫化物无论是易溶还是微溶的都会发生水解，即使难溶金属硫化物，其溶解的部分也发生水解；在稀酸中可溶的：MnS、FeS、CoS、NiS、ZnS，MS+2H+=M2++H2S(g) ;浓HCl的配位溶解：SnS+2H++4Cl-=SnCl42-+H2S ;SnS2+4H++6Cl-=SnCl62-+H2S ;Sb2S3+6H++12Cl-=2SbCl63-+3H2S ;Sb2S5+10H++12Cl-=2SbCl6-+5H2S ;PbS+2H++4Cl-=PbCl42-+H2S ;Bi2S3+6H++8Cl-=2BiCl4-+3H2S ;CdS+2H++4Cl-=CdCl42-+H2S ;HNO3氧化性酸中的溶解：Bi2S3+8HNO3=2Bi(NO3)3+2NO+3S+4H2O;3AgS+8HNO3=6AgNO3+2NO+3S+4H2O ;3PbS+8HNO3=3Pb(NO3)2+2NO+3S+4H2O ;3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+3S+4H2O ;在王水中配位溶解：3HgS+2HNO3+12HCl=3H2[HgCl4]+3S+2NO+4H2O;在NaOH溶液或Na2S溶液中溶解：2SnS2+6OH-=SnO32-+SnS32-+3H2O;SnS2+S2-=SnS32-;As 2S 3+6OH -=AsO 33-+AsS 33-+3H 2O ; As 2S 3+3S2-=2AsS 33-(硫代亚砷酸根) ; 4As 2S 5+24OH -=2AsO 43-+5AsS 43-+12H 2O ; As 2S 5+3S 2-=2AsS 43- ; Sb 2S 3+6OH -=SbO 33-+SbS 33-+3H 2O; Sb 2S 3+3S 2-=2SbS 33- ;4Sb 2S 5+24OH -=3SbO 43-+5SbS 43-+12H 2O ; Sb 2S 5+3S 2-=2SbS 43- ; HgS+2S 2-=[HgS 2]2- ; 氧化碱液：SnS+Na 2S 2=Na 2SnS 3(硫代亚锡酸钠) ; As 2S 3+3Na 2S 2=S+2Na 3AsS 4(硫代亚砷酸钠) ; Sb 2S 3+3Na 2S 3=S+2Na 3SbS 4(硫代亚锑酸钠) ; 5、(1)工业上利用焙烧硫化物矿制取SO 2：3FeS 2+8O 2=Fe 3O 4+6SO 2 ;(2)实验室用亚硫酸盐与酸反应制少量的SO 2，也可以用Cu 与浓硫酸共热制SO 2;(3)气态SO 2分子构型与H 2O 、O 3的分子构型相同，均为V 型； (4)液氨与液态的SO 2均为非水溶剂； (5)SO 2溶于水，其解离反应为：223S O H O H H S O+-−−→++←−− ; (6)SO 2和H 2SO 3两种物质均具有氧化性和还原性；.5002222CSO CO CO S +−−−→+ ;(7)空气中长期放置的H 2SO 3或SO 32-盐会被空气中的O 2氧化而失去还原性；(8)SO 2与Cl 2在催化剂存在的条件下：2222+()SO Cl SO Cl −−−→活性炭二氯化硫 ; (9)亚硫酸的还原性：2MnO 4-+5SO 32-+6H +=2Mn 2++5SO 42-+3H 2O; H 2SO 3+I 2+H 2O=H 2SO 4+2HI ; 亚硫酸盐的还原性比亚硫酸还强： SO 32-+Cl 2+H 2O=SO 42-+2Cl -+2H + ; 6、(1)在催化剂存在的条件下：2522345022V O CSO O SO >+−−−→ ; (2)纯SO 3是一种无色、易挥发的固体，气态的SO 3为单分子，其分子构型为平面三角形；(3)SO 3极易与水化合生成硫酸，同时放出大量的热：SO 3+H 2O=H 2SO 4 ; 所以SO 3在潮湿的空气中易挥发呈雾状；(4)在稀释浓硫酸时，应将浓硫酸缓缓倒入盛有水的烧杯中（并且慢慢搅拌）；(5)在运输浓硫酸时用钢罐储存，因为浓硫酸可以使得铁的表面敦化生成一层致密的保护膜，阻止了浓硫酸与Fe 的进一步反应；硫酸的分子结构式：OOH O S O H ↑↓---- ;硫酸晶体呈波纹形层状结构；(6)浓H 2SO 4是一种氧化剂，可氧化许多金属和非金属：Zn+2H 2SO 4(浓)=ZnSO 4+SO 2+2H 2O ; S+2H 2SO 4(浓)=3SO 2+2H 2O ; 浓硫酸氧化金属并不放出O 2;(7)SO 42-的构型为正四面体，大多数硫酸盐易溶于水，但PbSO 4、CaSO 4、SrSO 4溶解度很小，BaSO 4几乎不溶于水，也不溶于酸，但SO 32-和Ba 2+虽然也可以生成白色的BaSO 3沉淀，但它可以溶于盐酸而放出SO 2; 7、(1)焦硫酸的结构式:OOOOH O S O S O H ↑↑↓↓------ ;SO 3+H 2SO 4=H 2S 2O 7 ;H 2SO 4+H 2SO 4=H 2S 2O 7+H 2O ，如下所示：2272l ll ll l l lOOOOHO S OH HO S OH H S O H O --+--→+ ; (2)把碱金属的酸式硫酸盐加热到熔点以上，可得到焦硫酸盐:422722KHSO K S O H O ∆−−→+ ;(3)用K 2S 2O 7与难溶氧化物共熔：TiO 2+K 2S 2O 7=TiOSO 4+K 2SO 4 ;Al 2O 3+3 K 2S 2O 7=Al 2(SO 4)3+3K 2SO 4 ;(4)硫代硫酸(H 2S 2O 3)极不稳定，用亚硫酸盐与硫作用可生成硫代硫酸盐：Na 2SO 3+S=Na 2S 2O 3 ;在Na 2S 和Na 2CO 3混合液(物质的量比为：2:1)中通入SO 2:2Na 2S+Na 2CO 3+4SO 2=3Na 2S 2O 3+CO 2 ;(5)Na 2S 2O 3.5H 2O 俗称海波或大苏打，是一种无色透明状的晶体，易溶于水，其水溶液呈弱碱性；(6)硫代硫酸钠在中性或碱性溶液中很稳定，当与酸作用时：S2O 32-+2H +=S+SO 2+H 2O ;(7)硫代硫酸根离子具有与硫酸根离子相似的四面体构型; (8)硫代硫酸钠具有还原性，Na 2S 2O 3可被较强的氧化剂氧化为Na 2SO 4:S 2O 32-+4Cl 2+5H 2O=2SO 42-+8Cl -+10H + ; 纺织业上用Na 2S 2O 3作脱氯剂 ;2S 2O 32-+I 2=2I -+S 4O 62-(四硫酸根离子) , 结构式为：2O OO O O S S S S O ↑↑↓↓-⎡⎤-------⎢⎥⎢⎥⎣⎦; (9)S 2O 32-具有配位能力，可与Ag +、Cd 2+等形成稳定的配离子,如：AgBr+2S 2O 32-=[Ag(S 2O 3)2]3-+Br - ;(10)重要的过二硫酸盐有K 2S 2O 8和(NH 4)2S 2O 8,它们也是强氧化剂，过二硫酸盐可将I -和Fe 2+氧化为I 2和Fe ，甚至能将Cr 3+和Mn 2+等氧化成相应的高氧化值的Cr 2O 72-和MnO 4-; 过二硫酸(H 2S 2O 8)同浓硫酸一样，同样具有较强的吸水性，可使纤维和糖氧化；(11)在催化剂作用下：222284222Cu S O I SO I +---+−−−→+催化; g 222282442n +582n 1016A M S O H O M O SO H ++---++−−−→++催化;(12)过硫酸及其盐热稳定性差，受热易分解：2282432222K S O K SO SO O ∆−−→++ ;。