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P区元素

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p区元素

p区元素

Te
-2,0,+2,+4,+6
3.44 141.0 -780.7 142
由大到小变化 2.58 2.55
2.10 190.1 ------126
单键解离能/kJ· mol-1
200.4 -590.4 268
195.0 -420.5 172
第二周期元素 – O的特殊性
1.主要氧化数: O基本为-2 例外： -1 +1 H2O2 O2F2 2.解离能：O-O<S-S 3.第一电子亲和势: O<S>Se>Te 二 化合物 1. 过氧化氢 +2 OF2
小→大 大→小 -58 3.04 74 2.19 77 2.18 101 2.05 100 2.02
第一电子亲 和势/ kJ.mol-1
电负性
思考：为什么在A~VA族中，由上至下低氧化值比高氧化 值化合物稳定？ (惰性电子对效应)
二 化合物
1 氨和铵盐 (1) 氨 它呈三角锥形结构，常温下是刺激性气体。
2HBrO3 + Cl2
2HClO3+Br2
酸性稀溶液中也属于强氧化剂，水溶液中氧化性不明显。 c 卤酸盐的热稳定性高于相应的酸，它们分解反应方式受 催化剂和温度影响而不同。
2KClO3
2KClO3 (3) 高卤酸及其盐
200℃左右 MnO2
2KCl +3O2
3KClO4 + KCl
480℃左右
a 酸性： HClO4(无机酸中最强酸)>HBrO4>HIO4 b 氧化性：HBrO4>HIO4>HClO4； 浓热HClO4 >稀冷HClO4。 c 高卤酸盐热稳定性高于相应酸。

p区元素

p区元素
3SiF4＋4 H2O= H4SiO4＋4H＋＋2SiF62-
水解机理
2．水解产物的类型
（1）碱式盐 多数无机盐水解后生成碱式盐，这是一 种最常见的水解类型。如： SnCl2＋H2O=Sn(OH)Cl↓＋3HCl BiCl3＋3H2O=BiOCl↓＋3HCl
（2）氢氧化物 有些金属盐类水解后最终产物是氢氧化 物，这些水解反应常需要加热以促进水解 的完成，如： AlCl3 +3H2O=Al(OH)3↓+3HCl FeCl3+3H2O=Fe(OH)3↓+3HCl
SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl BaCl2、NaCl不水解
（2）电子层结构
离子的极化作用越强该离子在水中就越 容易水解。非稀有气体构型（18e-，9— 17e-，18＋2e-）的金属离子，他们的盐都 容易发生水解。
（3）空轨道
碳的卤化物如CF4和CCl4遇水不发生水解， 但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易 水解。
有时水解产物还可以同未水解的无机物 发生配合作用，如： 3SnCl4+3H2O=SnO2· H2O+2H2SnCl6
非金属单质的物理性质
常温下状态： 气态：ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2、N2、O2、F2、Cl2、稀有气 体 液态：Br2； 其余为固态。
溶解性：
除F2与水发生置换反应，Cl2、Br2在
水中仅部分发生自身氧化还原反应外， 可以说非金属单质难溶于水。 易溶于有机溶剂。
第9章 P区元素
第一节 p区元素概述
p区元素化合物性质
1、氢化物 （1）物理性质
（2）化学性质
2、P区元素的氧化物及其水合物
热稳定性
盐的水解反应

第十一章P区元素

第十一章P区元素

2LiH B 2 H 6 2LiBH4
2NaH B 2 H 6 2NaBH4
2. 硼的含氧化合物
B—O 键的键能（ 806kJmol-1 ）大，硼的含氧化合物具有 很高的稳定性。硼与氧只能形成单键，不能形成双键。 构成硼的含氧化合物的基本结构单元是平面三角形的 BO3 合四面体形的BO4（硼元素的亲氧性和缺电子性）。
时中心原子的价键轨道杂化方式由 sp2 杂化过渡
到 sp3 杂化，分子的空间构型由平面结构过渡到 立体结构。
第三节 硼元素
一、硼的单质
硼在地壳中的含量很小，在自然界不以单质存在，主要
以含氧化合物的形式存在。硼的重要矿石有硼砂、方硼石、 硼镁矿和少量的硼酸等。
单质硼有无定型（棕色粉末）和晶型（黑灰色）等多种
A.三氧化二硼
H 3 BO3 HBO2 H 2 O
150o C
2HBO2 B 2 O 3 H 2 O
300 o C
低温时得到的是晶体， 高温时得到的是玻璃 状 B2O3 。 B2O3 与 水 反应又可生成偏硼酸 和硼酸。
B 2O 3 3Mg 2B 3MgO
二、特征
硼、铝在原子半径、电离能、电负性、熔点等性 质上有较大差异，即p区第二周期元素的反常性。
一般形成+3价的化合物，随着原子序数的增加， 形成+1价化合物的趋势逐渐增强。
硼族元素化合物中形成共价键的趋势自上而下
依次减弱 。 硼族元素为缺电子原子 —价电子数小于价键轨 道数的原子。所形成的化合物中有些为成键电子 对数小于中心原子的价键轨道数的缺电子化合物， 即容易形成聚合型分子 Al2Cl6和配位化合物HBF4 （硼原子的最高配位数为 4，其他原子为6），此

P区元素性质小结

P区元素性质小结

04 p区元素的化学性质
氧化还原性
总结词
p区元素的氧化还原性质多样，它们在化 学反应中可以表现出不同的氧化态。
VS
详细描述
p区元素包括第15和第16族的元素，如氮 、磷、砷、锑、铋、硒和碲等。这些元素 具有多种氧化态，这是因为它们的价电子 构型允许它们形成多种价态的化合物。例 如，氮元素可以形成+5价的硝酸盐和+3 价的亚硝酸盐。
详细描述
在p区元素中，随着原子序数的增加，原子半径呈现先减小后增大的趋势。这是因为随着电子的填入，电子之间 的排斥力逐渐增大，导致原子半径增大。
熔点、沸点、硬度
总结词
熔点、沸点和硬度是衡量元素物理性质的重要参数。
详细描述
在p区元素中，随着原子序数的增加，熔点、沸点和硬度呈现先升高后降低的趋势。这是因为随着原 子序数的增加，原子之间的相互作用力逐渐增强，导致熔点、沸点和硬度升高。但当原子序数继续增 加时，原子之间的相互作用力逐渐减弱，导致熔点、沸点和硬度降低。
高性能器件
通过p区元素与其他元素的组合，可以开发出高性能的电子器件和光电器件，如晶体管、 太阳能电池、LED等。
新能源开发
燃料电池
利用p区元素作为催化剂，可以提 高燃料电池的效率和稳定性，推 动新能源技术的发展。
太阳能转换
p区元素在太阳能转换中具有重要 作用，如铜基材料在太阳能热电 转换方面的应用。
生物医学应用
生物成像
利用p区元素的特性，可以实现高分辨率和高灵敏度 的生物成像，有助于疾病的早期诊断和治疗。
药物研发
p区元素可以作为药物的有效成分或辅助成分，用于 治疗癌症、感染性疾病等重大疾病。
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p区元素PPT课件

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I2微溶于水，加入KI则溶解度增大：
I2 + I-1 = I3-1
2、卤素单质 2.3 卤素单质化学性质 X2具有强的化学活性 活性相对大小：F2 > C12 > Br2 > I2 卤素原子都有取得一个电子而形成卤素阴离子的强烈趋势：
1/2X2 + e- ─→ X故卤素单质最突出的化学性质是氧化性。除I2外，均为强
• Cl2也可与各种金属作用，反应剧烈，但有些需加热。
氧化剂。从标准电极电势(X2/X-)可以看出，F2是卤素单质
中最强的氧化剂。随着X原子半径的增大，卤素的氧化能 力依次减弱： F2 > C12 > Br2 > I2
2、卤素单质
（1） 与金属作用
2.3 卤素单质化学性质
• F2可与所有的金属作用
F2可贮存于Cu、Ni、Mg等容器中。因在金属表面形成氟 化物薄膜
1、卤素的通性
如 基态Cl 供给一定能量，变成几种激发态，表现出 高氧化态：+1、+3、+5、+7 。F只能形成-1价化合物。
基态
- 1e +1
激发态
- 3e +3
激发态
- 5e +5
激发态
3s
3p
- 7e +7
3d
2、卤素单质
2.1 卤素成键特征
（1）非极性共价键 价电子层中有一个成单的p电子，可形成一个非极性 共价键，如F2、Cl2、Br2、I2
又如 HClO
HClO3
HClO4
氧化数增加，氧增多，中心氯电子密度降低
O的电子密度降低，O-H键减弱，酸性增强
三 无机物的水解性
❖ ① 电荷半径（取决于阳离子对水的极 化作用），阳离子半径小，电荷高， 极化作用大，易水解。 如AlCl3>>NaCl

p区元素总结

p区元素总结

14.1.2 氮族元素的单质?????图14-2 氮族元素的单质1.存在氮族元素中除磷在地壳中含量较多外，其它各元素含量均较少。

氮主要以单质存在于大气中，天然存在的氮的无机化合物较少。

磷较容易氧化，在自然界中不存在单质。

它主要以磷酸盐的形式分布在地壳中。

? 砷、锑和铋主要以硫化物矿的形式存在，如雄黄：As4 S4。

雌黄(As2S3 )辉锑矿(Sb2S3 ) 雄黄(As4S4)图14-3 氮族元素的存在2. 性质除氮气外，其它氮族元素的单质都比较活泼。

化学性质列于上表中。

表14-2 氮族元素的化学性质3. N2N2分子的分子轨道表达式为：N2[(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(π2py,π2pz)4(σ2px)2]氮气是无色、无臭、无味的气体。

沸点为-195.8°C。

微溶于水。

强的N≡N键(944kJ/mol)，常温下化学性质极不活泼，故N2常常作为惰性气体使用。

4. 磷的同素异形体图14-4 白磷和红磷（1）白磷的结构白磷的结构由P4分子通过分子间力堆积起来，每个磷原子通过其px，py和pz轨道分别和另外3个磷原子形成3个σ键，键角∠PPP为60°，分子内部具有张力，其结构不稳定。

图14-5 白磷的结构白磷的性质白磷P4是透明的、柔软的蜡状固体，化学性质活泼，空气中自燃，溶于非极性溶剂。

图14-6 白磷在空气中自燃白磷的制备将磷酸钙、砂子和焦炭混合在电炉中加热到约1500?C，可得到白磷。

2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) P4(g) + 6CaSiO3(l) + 10CO(g)（2）红磷将白磷隔绝空气加热到400℃时可得到红磷。

红磷的结构较复杂。

一种观点认为：P4分子中的一个P—P键断裂后相互连接起来形成长链结构。

所以红磷较稳定，400℃以上燃烧，不溶于有机溶剂。

图14-7 红磷的可能结构（3）黑磷黑磷具有与石墨类似的层状结构，但与石墨不同的是，黑磷每一层内的磷原子并不都在同一平面上，而是相互连接成网状结构。

元素化学—p区元素及其重要化合物


磷的含氧酸及其盐
磷酸盐
溶解性: 所有的磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸氢盐和正盐除了K+、 Na+、NH4+离子的盐外，一般不溶于水。 水解性: Na3PO4水解呈较强的碱性pH＞12 ；Na2HPO4水溶液呈弱 碱性pH= 9～10，而NaH2PO4的水溶液呈弱酸性pH= 4～5。
磷的含氧酸及其盐
分析上常用此反 应检定溶液中有
无 Mn2+ 离子
基 础 化 学
卤族元素
周期表中元素的分区
IA
0
1
IIA
IIIA IVA VA VIA VIIA
2
3
IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
(3) 活泼性在Cu之后：
2AgNO3
2Ag + 2NO2 + O2
NO3-、NO2- 的鉴定
NO2-的鉴定 Fe2++NO2-+HAc → Fe3++NO +H2O+2Ac[Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
NO3-、NO2- 的鉴定
NO3-的鉴定 3Fe2++NO3-+4H+ → 3Fe3++NO +2H2O [Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
亚硝酸盐比较稳定，特别是碱 金属和碱土金属亚硝酸盐。
2HNO2 N2O3 + H2O NO + NO2 + H2O
蓝色
棕色

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

第九章 p区元素


• 3.第二周期和第四周期p区元素性质的特殊性 • 第二周期 • p区元素的第二周期显示出反常性 • ①半径较小、电负性较大，获得电子的能力较强，形成共价键的 趋势大。 • ②与第三周期元素相比，它们的原子半径较小，成键时键长较短， 参与成键的电子之间的排斥力较大，导致单键键能较小，这与同 族元素中单键键能从上到下依次递减的规律不符。
X2 氧化性： X- 还原性： 结论： 强 弱 弱 强
氧化性最强的是F2，还原性最强的是Iˉ。
与H2O反应：
4HX O2 氧化反应： X2 2H2O 激烈程度 F2 Cl 2 Br2 X2 H2O HXO HX 歧化反应： Cl 2 Br2 I 2
K (Cl2 ) 4.210
• 第四周期
• 第四周期由于 d 电子的填入，除原子半径明显减小以外，也导致 其性质的异常。在第ⅦA族元素的含氧酸中，溴酸、高溴酸的氧 化性均较氯酸、高氯酸强。
• 4.p区元素的生物学效应 • P区元素中有很多属于人体的必需元素，包括12种常量元素中的7 种（O、C、N、P、S、Cl、Si）和13种人体必需微量元素中的五 种（Sn、F、Se和As）。但有些元素具有明显的毒性，如Pb、Tl 等。有很多元素及其化合物可以作为药物应用。
• 2.原子半径 • 同一周期中，原子半径随原子序数的增加而减小。 • 同一族中各元素价层电子数相同，第一个元素的原子电负性最大， 半径最小，得电子能力最强，随着原子序数的增加，电子层数增 加，原子半径逐渐增加。原子半径越大，元素得电子能力减弱， 元素得非金属也随之增加，金属性增加。P区各族元素都是从特 征的非金属元素开始，逐渐过渡到金属元素。
• 2.影响含氧酸氧化能力的因素 • （1）中心原子结合电子的能力：含氧酸的还原过程是中心原子 接受电子，氧化数降低的过程。因此中心原子结合电子的能力越 强，越容易被还原，含氧酸的氧化能力就越强。

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
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无机化学
4-1通性
1．价电子层结构 2．成键特征 3．N元素电势图
无机化学
1．价电子层结构
ns2np3
非金属活泼性：氮族〈氧族〈卤素
无机化学
2．成键特征：
①形成离子键：N与活泼M； ②形成共价键氮族元素与大多数M与非金属。
P
a．共价单键
b．共价双键： c．共价三键：
d．离域 键。
P
P
P
Cl––N O、
②Se、Te与大多数金属和非金属形成共价 化合物 a．共价单键，S––S，–O– b·共价双键 Ｏ＝Ｏ，ＡＳ
无机化学
ｃ 共价三键
ｄ 配位键
：
.. O
：
ｅ
反馈π键，如ＳＯ
2 4
HO — S — OH
：
O ..
：
③硫的自相成键 Ｓ８ Ｈ２ＳｎＯ６
2-2单质极其化合物
１ 单质 ２ 重要化合物
无机化学
还原性：Ｈ２Ｏ Ｈ２Ｓ Ｈ２Ｓｅ Ｈ２Ｔｅ递增．
硫化氢有毒．因为硫化氢可于血红素中Ｆｅ２＋作用
生成ＦｅＳ而失去其生理作用 ０.０１ｍｇ·ｄｍ－
．规定空气中Ｈ２Ｓ＜
无机化学
③Ｈ２Ｏ２
易分解，尤其是在碱性或Ｆｅ２＋、Ｍｎ２＋ 、 Ｃｕ２＋ 、Ｃｒ３＋等金属离子活化下更易分解， 过氧化氢既有氧化性也有还原性．
ａ 焦硫酸Ｈ２Ｓ２Ｏ７（由两个硫酸脱水而 成）它不稳定但其盐稳定，具有强氧化性，
配合能力．
ｂ 硫带硫酸及其盐硫带硫酸不稳定，但其
盐稳定，具有强还原性．
Ｉ２＋２Ｓ２Ｏ
2 3
＝２Ｉ－＋Ｓ４Ｏ62
无机化学
ｃ 过硫代硫酸及其盐
Ｈ２Ｓ２Ｏ８可看成是Ｈ２Ｏ２中两个Ｈ分
别被ＳＯ2 代替．具有强氧化性．
4
２Ｍｎ２＋＋５Ｓ２Ｏ82＋８Ｈ２Ｏ ＋１０ＳＯ2＋１６Ｈ＋
第十一章 P区元素
§11-1 卤族 §11-2 氧族元素 §11-3 氮族元素 §11-4 碳族元素 §11-5 硼族元素 §11-6 p区元素
引言 .
宇宙万物皆为100多种元素组成的,作为现代的技 术人员,尤其是环境专业的人员应该深入了解 元素化学,才能更好地在探索物质世界中获得 更多的自由。所以从现在开始我们讨论元素化 学。在这里我们主要讨论元素及其化合物的性 质及其用途。
a．共价单键（极性非金属）。 b．配位键 ∵X是有孤电子对。
如[FeF6]3－ 、[CuCl2]－、[CuCl4]2－
无机化学
③除F外其余X都可有过氧化态+1+、+3、+5、 +7。
∵第三周期开始具有nd轨道可参加成键，因X 含有一个未成对电子，再拆开一队电子参与成 键，其成键电子就增加2个，所以在增加的基 础上其氧化数总是奇数。
Ag ２ＭｎＯ
4
4
注意：反应酸度，有催化剂．
ｄ连硫酸及其盐 Ｈ２ＳｘＯ６ （ｘ＝２～５）除连二硫
酸不易 被氧化以外，其它连多硫酸易被氧 化．
连二硫酸是一种强酸，因为仅有一个
［Ｏ３Ｓ－ＳＯ３］２－，结构较稳定．
§11-3 氮族元素 （Ｎ、Ｐ、As、Sb、Bi）
4–1. 通性 4–2．氮及其重要化合物 4–3. 磷及其重要化合物
卤素单质有毒，极强的腐蚀性
无机化学
② 化性
与大多数金属、非金属作用生成相应的产物， 与水作用，与碱作用，与盐反应。
注意反应条件。
无机化学
2．重要化合物
① HX ② 卤化物
无机化学
① HX
HF HCl HBr HI
还原性↑，酸性↑
熔沸点（特高）
逐渐降低
∵色散力↑
HF的特性：熔沸点特高（氢键），是一种弱酸，但无还原性。
无机化学
强调：Ｎa２S、（ＮＨ３）２Ｓ易被 空 气
氧化生成ＮａＳｘ（黄→红） 见下图
⑤ＳＯ２ Ｈ２ＳＯ３及其盐
A.结构 B.性质 C.用途
无机化学
A.结构
2个σ键，１个π 34键，极性分子，能与有色 物结合生成无色物
无机化学
B.性质
性质：ＳＯ２ ＋Ｈ２Ｏ Ｈ２ＳＯ３
Ｈ２ＳＯ３不稳定，是二元弱酸，可形成两种盐．
无机化学
④硫化物
金属硫化物大多有颜色，难溶．（碱金属及ＢａＳ除
外）碱金属微溶． 一般Ｋ0sp＞10－24，可溶于稀酸．如Ｚｎ Ｓ．Ｋ ＝ 10－25～10 －30可溶于浓酸，如ＣｄＳ；
Ｋ
sp
＜１０－３０，不容于HCl，而溶于浓HNO3，甚至
王水．如CuS，Ag２S可溶性Ｎa２S （ＮＨ３）２Ｓ
常用来涂料，染料．
无机化学
§11-2 氧族元素
2-1 通性 2-2 单质极其化合物
无机化学
2-1 通性
1．价电子层结构 2．成键特征
无机化学
1．价电子层结构 ns2p4
活泼性：氧族<卤素 同一族从上到下，由活泼非金属→金属
无机化学
2．成键特征
①氧与大多数金属形成离子键.而S、Se、 Te 只能与活泼金属形成离子键；
1-2．卤素单质及其化合物
①物性 ②化性
无机化学
① 物性
见p522表12-2 。
F2 Cl2 Br2 I2 颜色↓
∵能级间隔↓，电子跃迁所需能量↓（↓），随分子量↑， 色散力↑，熔沸点↑。I2在 比较大的溶剂中发生溶剂化反应
∴是棕色，如在水、乙醇、乙醚。 KI+I2 KI3
∵ I2在 比较小的溶剂中不发生溶剂化反应； ∴是紫色，（分子本身的颜色）
4
无机化学
ＳＯ３以三种形式存在 稳定性α＞β＞γ．
类似石棉型 石棉型
（SO3）3
ＳＯ３具有强氧化性，易水合放出大量热．
ＳＯ３（ｇ）＋Ｈ２Ｏ（ｌ）＝Ｈ２ＳＯ２
△rＨ＝－１３２.４
：
.. O
：
Ｈ２ＳＯ４的结构：
HO — S — OH
四面体个４σ键，
：
O ..
：
２个ｄπ键（反馈π键）
浓硫酸具有强氧化性和吸水性．稀硫酸几乎 无氧化性，但具有酸的同性．
ＳＯ２ Ｈ２ＳＯ３ SO 既有氧化性又有还原性．
氧化性
ＳＯ２
＞ＳＯ
2 3
还原性
Ｈ２ＳＯ３
＜ＳＯ2
3
无机化学
C.用途
ＳＯ ２制硫酸，作防腐剂，漂白剂
无机化学
⑥ＳＯ３ Ｈ２ＳＯ４及其盐
A.结构 B.性质
无机化学
A.结构
3个σ，1个π
6 4
非极性分子．
ＳＯ３中心Ｓ以ＳＰ２ 杂化，与 ３个Ｏ形成 σ键以与外，Ｓ还以 ｐｄ２杂化 ， 3个Ｏ 的ｐ形成π 6
无机化学
③ 卤素含氧酸及其盐
sp3 XO XO XO XO
酸性 ↓ 直线型 V型 三角锥 四面体
热稳定性↓
HClO HClO2 HClO3 HClO4 HBrO HBrO2 HBrO3 HBrO4 HIO3 HIO4 H5IO6
酸性↑， 热稳定性↑， 氧化性↓ 热稳定性 酸<盐； 氧化性 酸>盐。
无机化学
ａ 分类 ：
分类按酸碱性分按中复酸两碱键性杂性性性型分Pb离共2O子价（3N型型POANCbl、aO2O2OO2C3OPbO2）
无机化学
b 熔点
差异较大，一般离子晶体较多，分子晶体 较低，可原子晶体的很多， 如ＳｉＯ２．
无机化学
ｃ 与水作用
溶于水与与水水不反反与应应水生生反成成应碱酸
RaO4、O3、O4 SO3、CO2 Na2O、CaO
无机化学
A.结构
同素异形体：菱形硫――单斜硫――弹性硫
结构：
369K
463K
无机化学
B.性质
不溶于水，易溶于有机溶剂如ＣＳ２． 化学性质比较活泼，可于大多数金属与非
金属反应（Ｉ２除外），可与氧化性的酸 碱反应
无机化学
举例
Ｓ＋６ＨＮＯ3＝Ｈ2ＳＯ4＋６ＮＯ２↑＋２ Ｈ２Ｏ
3S＋6NａＯＨ ２Ｎａ２Ｓ＋Ｎａ２ＳＯ３
２Ｏ３ ３Ｏ２
利用它的氧化性可以处理工业废水，Ｏ３不但可 以 分解不易降解的聚氯烃笨、苯酚及萘等烷烃化合物，不 饱和化合物，还可以使有色基团如重氮伤氮的双键分 裂．Ｏ３对重水性染料的脱色效应也很好所以是一种优 良的净水剂和脱色剂，杀菌剂．也是高能燃料的氧化 剂．
无机化学
②硫
A.结构 B.性质 C.用途
难溶于水 MnO2
无机化学
②氢化物
(Ｈ２Ｏ Ｈ２Ｓ Ｈ２Ｓe Ｈ２Ｔｅ ) A.结构 B.性质
无机化学
A.结构
Ｈ２Ｏ Ｈ２Ｓ Ｈ２Ｓｅ
是Ｖ型结构
Ｈ２Ｔｅ都
无机化学
B.性质
为极性分子，由于水存在氢键，容沸点反常高，比热 容是液体中最大的，密度反常（随密度升高，密度增 大，到２７７Ｋ密度最大，Ｔ再继续增大，密度反而 减小．因为水（可浮在水？）的其它氢化物的性质第 变与卤化氢相似．
１ 单质
①臭氧 氧 ②硫
无机化学
①臭氧 氧
1.结构 2.性质
无机化学
1.结构
２个σ键，１个π 键34 键角１１６.８度,键长１ ２７.８pｍ
键能，反磁性
1个σ键，2个π 键32 180，494kJ·mol–1 顺磁性
无机化学
2.性质
Ｏ２ Ｏ３具有氧化性，Ｏ３是淡蓝色气体，有一种鱼腥味， 不如氧气稳定，常温下分解．
无机化学
4–2． 氮及其重要化合物
1．氮 2．氮的氢化物 3．氮的氧化物
无机化学
1．氮
结构：
N
N
1个 ,2个
2 2
NN 946kJ·mol–
∴N2很稳定,化性不活泼。高温下才与活
泼M反应在催化剂存在下可与H2 、O2反应。