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元素讲义5 主族元素氮族

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1 元素讲义5 主族元素——氮族元素ns2np3 N、P、As、Sb、Bi

氮及其化合物

一、氮的化合物：

1．[ 3 ]的化合物： NH3、Na3N、Mg3N2 、 AlN 、Si3N4、 P3N5 、S4N4、 Cl3N

(1) 原子晶体：AlN、Si3N4、BN、Ge3N4具有高熔点，高强度材料

(2) 氨气作溶剂： 强的离子化溶剂

a．自偶电离 2NH3 NH4+ + NH2-

NH4Cl NH4NO3在液氨中为强酸，KNH2、Ba(NH2)2在液氨中为强碱，Zn(NH2)2、Al(NH2)3为两性

b．路易酸碱： KNH2 + NH4NO3 = KNO3 + 2NH3 KOH + HNO3 = KNO3 + H2O

PCl5 + 8NH3 = PN(NH2)2 + 5NH4Cl PCl5 + 9H2O = (HO)3PO + 5H3OCl

SO2Cl2 + 4NH3 = SO2(NH)2 + 2NH4Cl SO2Cl2 + 4H2O = SO2(OH)2 + 2H3OCl

2K + 2NH3 = 2KNH2 + H2 2K + 2H2O = 2KOH + H2

Zn(NH2)2 + 2NH4Cl = [Zn(NH3)4]Cl2 Zn(OH)2 + 2H3OCl = [Zn(H2O)4]Cl2

2KNH2 + Zn(NH2)2 = K2[Zn(NH2)4] 2KOH + Zn(OH)2 = K2[Zn(OH)4]

(3) 铵盐：a．铵盐中酸根的酸性越强，铵盐的稳定性越大，即NH4I＞NH4Br＞NH4Cl＞NH4F

b． NH4Cl可除去金属表面的氧化物，所以NH4Cl称为硇砂。

NH4Cl + 3CuO3Cu + N2 + 3H2O + 2HCl

c．铵盐的热分解：

(i)一般生成氨和酸： (NH4)2SO4NH3↑+ NH4HSO4 NH4ClNH3↑+ HCl↑

(ii) 酸根离子有强氧化性： NH4NO3N2O + 2H2O

(NH4)2Cr2O7Cr2O3 + N2 + 4H2O 2NH4ClO4N2 + Cl2 + 2O2 + 4H2O

2．[ 2 ]化合物： N2H4肼或联氨

(1) 结构：μ ≠ 0，说明结构不对称

(2) 自偶电离： 2N2H4 N2H5+ + N2H3- K = 2×1025

(3) 是二元弱碱： N2H4 + H2O N2H5+ + OH- Kb1 = 8.5×107

N2H5+ + H2O N2H62+ +OH－ Kb2 = 8.9×1016

(4) 作为单基配体：

CoCl2 + N2H4 = Co (N2H4)6Cl2

(5) 是强还原剂，特别是在OH－介质中：

4MnO4- + 5 N2H4 + 12H+ = 5N2 + 4Mn2+ + 16H2O

它与空气混合，可燃烧并放出大量的热，(CH3)2NNH2（偏二甲肼）作为火箭燃料

N2H4(l) + O2(g)N2(g) + 2H2O(l) cHm = 622kJ·mol1

3．[ 1 ]化合物： NH2OH 羟氨

(1) 结构：HONHH......

(2)性质： a．羟氨是不稳定的白色固体，在15℃左右发生热分解：

碱性下：3NH2OH = NH3 + N2 + 3H2O

酸性下：4NH2OH = 2NH3 + N2O+ 3H2O

b．羟氨是一元碱，碱性小于氨 ( Kb = 9.1×109 )，其水溶液稳定。

NH2OH(aq) + H2O = NH3OH+ + OH－ NHHNHH11.2o147 pm

2 c．在H+、OH－中，都是强还原剂，其氧化产物有N2或N2O

如： 2NH2OH + 2AgBr = N2 + 2Ag + 2HBr + 2H2O 2NH2OH + I2 + 2KOH = N2 + 2KI + 4H2O

NH2OH + HNO3 = 2NO + 2H2O

d．在OH-条件下，NH2OH也可作为氧化剂，而在H+条件下，几乎不可能成为氧化剂。

NH2OH + 2H2O + 2e →2NH3·H2O + 2OH－ B = 0.42V

NH3OH+ + 2H+ + 2e →NH4+ + H2O A = 1.35V

如：Na3AsO3 + NH2OH = NH3 + Na3AsO4 NH2OH + H2O + 2Fe(OH)2 = NH3 + 2Fe(OH)3

4．叠氮酸及其盐：HN3

(1)结构：

三个σ键，一个π键，一个43，

(2)性质： a．HN3是一种易爆炸的油状物，在水中稳定，一种弱酸

HN3(aq) + H2O(l)H3O+(aq) + N3-(aq)，Ka = 2.8×105

b．HN3的氧化性与HNO3相似： Cu + 3HN3 = Cu(N3)2 + N2 + NH3

c． HN3 + H2OPtNH2OH + N2

d．热分解： 2HN3(l) = H2(g) + 3N2(g) Pb(N3)2 = Pb + 3N2

(3) 制备： N2H4 + HNO2 = HN3 + 2H2O NaNH2 + N2O = NaN3 + H2O

或者 3N2O(g) + 4Na(NH3) + NH3(l) = NaN3(s) + 2NaOH(NH3) + 2N2(g)

5．氮的氧化物： N2O 、NO 、N2O3 、 NO2 、N2O5

(1)结构：

a．N2O：Lewis结构：

两个σ键，两个43

b．NO：

一个σ键，一个π键，一个三电子π键

NO.......

是单电子分子，反应时较易失去此电子，形成NO+（亚硝酰离子）

c．N2O3：Lewis结构：

（不稳定）

（不稳定）

实际结构： 四个σ键，一个65，或者

43Π d．NO2：V型 两个σ键，一个43，∠ONO = 13

N2O4： 五个σ键，一个86，或者 两个43Π

e．N2O5： 六个σ键，两个43 NNONNOONONOONONOONONO2+ONNOOONNOOONNOOONNOOONOONONOO175pmONOONOOONNOO186.4pmONONOO NNONNNHsp sp sp2110o

3 (2) 性质： 见《普通无机化学》P88

6．亚硝酸及其盐和硝酸及其盐：见《普通无机化学》

磷及其化合物

一、结构

1．磷原子的成键特征

(1) 形成P3离子化合物Na3P：在水溶液中P3离子不存在，这是由于P3离子易水解：

P3 + 3H2O=PH3 + 3OH－，P3离子有较大的半径，易变形，另外P3的电荷高，附加极化作用强，所以只存在为数极少的离子化合物，许多磷化物都向共价型过渡。

(2) 中心原子（P）可采取sp3、sp3d、sp3d2杂化，可形成3、+1、+3、+5氧化数的化合物，P原子的最大配位数达到6。

(3) 磷的性质与氮有很大的差别主要是由于磷原子有3d轨道。例如NF3不水解，而PF3水解，NF3不与过渡金属形成配合物，而PF3可以与许多过渡元素形成配合物。解释：除了都能形成σ配键外，P还有空的3d空轨道，可以接受过渡金属反馈回来的电子对，形成反馈π键，所以配位能力加强。

2．存在：在自然界以磷灰石，磷钙石：Ca3(PO4)2，氟磷灰石：Ca5(PO4)3F，羟基磷灰石：Ca5(PO4)3(OH)存在。磷是动物体中的重要成份，骨头中Ca5(PO4)3(OH)形成矿物质部分，牙齿中含有Ca5(PO4)3F，大脑和神经细胞中含有复杂的有机磷的衍生物，所以磷是动物体中的重要成份。

二、单质：

1．单质的转化：

P4 (白磷) (溶于CS2中)P(g)放置或400℃密闭加热数小时 红磷 (不溶于CS2中)迅黑磷或常压以Hg作催化剂并加入少量黑磷作晶种速冷却200℃，1.2 1011Pa×

白磷的晶格点上是P4分子，红磷的结构至今不清楚，有人认为红磷是P4分子撕开一个P－P键，把许多对成对的三角形连接起来而形成的长链状巨大分子所组成(如图)

2．性质： ( 以P4为主 )

(1) P4： 键与键之间存在张力，∠PPP = 60，比纯p轨道的σ键键角90°要小，P－P键是受了应力而弯曲的键，P－P键能很低，仅200 kJ·mol1，很容易受外力而张开，这说明白磷在通常情况下，非常活泼。

(2) 化性：a．还原性： P4 + 10HNO3 + H2O = 4H3PO4 + 5NO + 5NO2

b．歧化： P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

11P4 + 60CuSO4 + 96H2O = 20Cu3P + 24H3PO4 + 60H2SO4

c．几乎与所有金属反应，形成磷化物。 6Mg + P4 = 2Mg3P2

4 三、化合物：

1．[ 3 ] 化合物：PH3

(1) PH3制备： 磷不与H2直接反应，只能用间接的方法制备PH3 (膦 )

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 3Ba(PO2H2)2 + 2PH3

(2) 性质： a．水解： Mg3P2 + 6H2O =3Mg(OH)2 + 2PH3

b．路易斯碱：PH3 + H+ = PH4+

只有强的质子给予体，如HI、HClO4存在时，PH3才给出一对电子，所以PH3是弱Lewis碱

PH3 + HClO4 = PH4ClO4 PH3(g) + HI(g) = PH4I(s)

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元素周期表中的主族元素与过渡金属

元素周期表中的主族元素与过渡金属

元素周期表中的主族元素与过渡金属

元素周期表是化学中重要的工具之一，它按照元素的原子序数与化学性质的周期性变化进行排列。其中，主族元素与过渡金属是周期表中两个重要的分类。

一、主族元素

主族元素是指元素周期表中1、2、13、14、15、16、17和18族的元素。它们的特点如下：

1. 1、2族元素：位于周期表最左侧的两个族别，即“碱金属”和“碱土金属”。

- 碱金属：包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）等。它们的电子排布规则为ns^1，具有较低的电离能和较强的还原性。

- 碱土金属：包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）等。它们的电子排布规则为ns^2，具有较高的电离能和较强的硬度。

2. 13-18族元素：分别是“硼族”、“碳族”、“氮族”、“氧族”、“氟族”和“稀有气体”。

- 硼族元素：包括硼（B）、铝（Al）等。它们的电子排布规则为ns^2np^1，具有较高的电离能和一些金属特性。

- 碳族元素：包括碳（C）、硅（Si）等。它们的电子排布规则为ns^2np^2，是非金属元素的重要代表。 - 氮族元素：包括氮（N）、磷（P）等。它们的电子排布规则为ns^2np^3，具有较高的电负性。

- 氧族元素：包括氧（O）、硫（S）等。它们的电子排布规则为ns^2np^4，通常表现出较高的电负性。

- 氟族元素：包括氟（F）、氯（Cl）等。它们的电子排布规则为ns^2np^5，是最活跃的非金属元素。

- 稀有气体：包括氦（He）、氖（Ne）等。它们的电子排布规则为ns^2np^6，具有极低的化学活性。

二、过渡金属

过渡金属是指元素周期表中3到12族的元素，它们具有以下特征：

1. 金属性质：过渡金属大多数为金属，具有良好的导电性、导热性和延展性等。

2. 电子结构：它们的原子内外电子分布比较复杂，电子结构填满顺序为(n-1)d^1-10ns^0-2。

3. 反应性：过渡金属具有多种氧化态，可以参与多种反应和配位化学。

元素周期表的分类及特点

元素周期表的分类及特点

元素周期表的分类及特点

元素周期表是化学中一个非常重要的工具，用于对元素进行分类和整理。它按照元素的原子序数（即元素的核中质子的数目）和元素的电子结构进行排列。下面就元素周期表的分类及特点进行详细探讨。

1. 元素周期表的分类

元素周期表根据元素的原子序数和电子结构的不同，分为以下几个主要分类：

1.1 主族元素：主族元素也称为A族元素，它们的原子序数在元素周期表的一行上连续增加，具有相似的化学性质。主族元素一共有1-2和13-18族，分别是：碱金属、碱土金属、硼族、碳族、氮族、氧族、氟族和稀有气体。

1.2 过渡元素：过渡元素处于元素周期表的中间，原子序数从21到30和39到48的元素，它们的电子排布比较复杂，有特殊的化学性质。过渡元素具有良好的导电性和变价性，并且可以形成多种化合物。

1.3 镧系和锕系元素：镧系和锕系元素是周期表中的两个特殊区域。镧系元素是原子序数为57-71的元素，锕系元素是原子序数为89-103的元素。这些元素具有类似的化学性质，具有良好的磁性和放射性。

2. 元素周期表的特点

元素周期表的特点包括以下几个方面： 2.1 周期性：元素周期表按照元素的原子序数排列，原子序数的增加会带来一定的周期性变化。例如，第一周期只有两个元素，氢和氦，它们具有相似的电子结构和化学性质。第二周期则有8个元素，依次排列为锂、铍、硼、碳、氮、氧、氟和氖，它们也具有相似的性质。

2.2 周期表缺位：元素周期表中存在一些元素没有被排列在正确的位置上，这被称为“周期表缺位”。其中最著名的是镭（Ra）和钋（Po），它们应该位于第二周期上，但实际上被放在了第七周期。

2.3 元素的周期性性质：元素周期表的排列反映了元素的周期性性质。例如，原子半径、电离能、电负性等性质都随着原子序数的增加而呈现出一定的规律性。这种规律性使得元素周期表成为预测和解释元素性质的重要工具。

2.4 元素周期表的拓展：元素周期表并不是固定不变的，随着科学研究的进展和新元素的发现，周期表不断被拓展和修订。最初的元素周期表只有63个元素，而现在已经发现118个元素，其中最近发现的元素是奥气体（逢四乙）。

主族元素及其化合物

主族元素及其化合物

1 主族元素及其化合物

一、氢和稀有气体

（一）氢

氢位于周期表的第一周期IA族，具有最简单的原子结构。氢在化学反应中有以下几种成键情况：

1、氢原子失去1s电子成为H+ 。但是除了气态的质子外，H+ 总是与其它的原子或分子相结合。

2、氢原子得到1个电子形成H－离子，主要存在于氢和IA、IIA中（除Be外）的金属所形成的离子型氢化物的晶体中。

3、氢原子和其它电负性不大的非金属原子通过共用电子对结合，形成共价型氢化物。此外，与电负性极强的元素相结合的氢原子易与电负性极强的其它原子形成氢键，以及在缺电子化合物中存在的氢桥键。

（二）稀有气体

1、稀有气体的存在、性质和制备

价电子层结构

He Ne Ar Kr Xe Rn

1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6

（1）存在：稀有气体的价电子结构称为饱和电子层结构，因此稀有气体不易失去电子、不易得到电子，不易形成化学键，以单质形式存在。

（2）物性：稀有气体均为单原子分子，He是所有单质中沸点最低的气体。

（3）制备：①空气的液化 ②稀有气体的分离

2、稀有气体化合物

O2 + PtF6 = O2[PtF6]－

由于O2的第一电离能（1175.7 kJ·mol－1）和氙的第一电离能（1171.5 kJ·mol－1）非常接近，于是想到用氙代替氧可能会发生同样的反应。结果成功了。

Xe + PtF6 = Xe +[PtF6]－

（1）氟化物

①制备：氙和氟在密闭的镍反应器中加热就可得到氙氟化物

F2 + Xe（过量）→ XeF2

F2 + Xe（少量）→ XeF4

F2 + Xe（少量）→ XeF6

②性质

（a）强氧化性：氧化能力按XeF2——XeF4——XeF6顺序递增。

一般情况被还原为单质。

NaBrO3 + XeF2 + H2O → NaBrO4 + 2HF + Xe

元素周期表相关知识点

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我们从初三开始接触化学，第一个知识就是元素周期表的学习，以下是店铺为大家准备好的元素周期表相关知识点，欢迎大家阅读参考！

元素周期表相关知识点 篇1

元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族(纵行序号的个位数与主族序数相等);第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族(纵行序号个位数与副族序数相等);第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族;第18纵行称为0族。

ⅠA族称为碱金属元素(氢除外);ⅡA族称为碱土金属元素;ⅢA族称为铝族元素;ⅣA族称为碳族元素;ⅤA族称为氮族元素;ⅥA族称为氧族元素;ⅦA族称为卤族元素。

元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一(2种元素)、二(8种元素)、三(8种元素)周期为短周期(只有主族元素);第四(18种元素)、五(18种元素)、六(32种元素)周期为长周期(既有主族元素，又有过渡元素);第七周期(目前已排26种元素)为不完全周期。

在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强;越在右上部的元素(惰性气体除外)，其非金属性越强。金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。

在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。

主族元素的价电子是指其最外层电子;过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子;镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。

在目前的112种元素中，只有22种非金属元素(包括6种稀有气体元素)，其余90种都是金属元素;过渡元素全部是金属元素。 在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药;金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料;过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。