無機化學(xué)元素課件

1、無機化學(xué)元素部分四川大學(xué)：李瑞祥第一章、氫和稀有氣體一、氫一、氫在自然界的分布二、氫的成鍵特征 氫的電子層構(gòu)型為1s1，電負性為2.2。形成離子鍵：Na、K、Ca等形成H-，這個離子因有較大的半徑(208 pm)，僅存在于離子型氫化物的晶體中。一、氫形成共價鍵 1)、H2 (非極性) 2)、極性共價鍵 H2O, HCl獨特的鍵型 1)、氫原子可以填充到許多過渡金屬晶格的空 隙中，形成一類非整比化合物，一般稱之 為金屬氫化物。如，LaH2.87。ZrH1.30 2)、氫橋鍵 3)、氫鍵一、氫三、氫的性質(zhì)和用途 H2分子具有高鍵焓(436 kJ.mol-1)和短鍵長(74pm)，由于分子質(zhì)量小，電

2、子數(shù)少，分子間力非常弱，只有到20K時才液化。 H2的高鍵能，決定了H2有一定的惰性，在常溫下與許多元素的反應(yīng)很慢，但在加熱和光照時反應(yīng)迅速發(fā)生。 2H2 + O2 = 2H2O (加熱) H2 + Cl2 = 2HCl (光照)一、氫高溫下氫是一個很好的還原劑 制備許多高純金屬： CuO + H2 = Cu + H2O TiCl4 + 2H2 = Ti + 4HCl 在適當(dāng)溫度、壓力和相應(yīng)催化劑的條件下，H2可以和一系列的有機不飽和化合物加氫反應(yīng)。一、氫四、氫的制備（化學(xué)法、電解法、工業(yè)發(fā)） H2在地殼中的存在量很低，主要是以水的形式存在。最經(jīng)濟的方法是用C和CH4高溫還原H2O。 CH4

3、+ H2O CO(g) + 3H2(g) (1000) C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) (1000) CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) (高溫)一、氫五、氫化物 氫同其它元素形成的二元化合物叫做氫化物。除稀有氣體外，大多數(shù)的元素幾乎都能同氫結(jié)合而成氫化物。離子型氫化物及制備 氫同電負性很小的堿金屬和堿土金屬在高溫下直接化合時，它傾向于獲得一個電子，成為H- 離子。一、氫 H2(g) + 2Li(s) = 2LiH (加熱) H2 + 2Na = 2NaH (653K) H2 + Ca = CaH2 (423573K) 這類氫化物具有離子型化合物

4、的共性，它們都是白色晶體，常因含少量金屬而顯灰色。除LiH 、BaH2外，一般都會在熔化前后分解為單質(zhì)一、氫 離子型氫化物是強還原劑, 遇水可還原水中H+。利用此性質(zhì)，在實驗室可以除去許多有機溶劑中微量的水。高溫下還原金屬鹽。 NaH + H2O = H2(g) + NaOH TiCl4 + 4NaH = Ti + 4NaCl + 2H2 UO2 + CaH2 = U + Ca(OH)2 一、氫分子型氫化物 氫與p區(qū)元素形成二元共價型化合物，根據(jù)路易斯結(jié)構(gòu)中電子數(shù)和化學(xué)鍵的相對數(shù)目分為： 缺電子化合物：B2H6是三中心兩電子鍵。 足電子化合物：CH4等 富電子化合物：NH3、H2O等一、氫六、

5、氫能源 每公斤燃料燃燒放出的熱 H2: 120918 kJ C5H12: 45367 kJ 高能、無污染、無腐蝕。 問題：氫氣的規(guī)模發(fā)生 氫氣的儲存：鈀，鎳合金等。第二章、鹵素元素一、鹵素的通性 鹵素原子最外層電子結(jié)構(gòu)是ns2np5，達到八電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，僅缺少1個電子，它們都有獲得1個電子成為鹵離子X- 的強烈傾向。一、鹵素的通性F Cl Br I 電子親合能減小 電負性減小 第一電離能減小 水合熱減小 共價半徑和離子半徑增大 單質(zhì)氧化性減小 分子離解能減小一、鹵素的通性 Cl、Br、I 都有空的d 軌道，其s 和p 電子可以激發(fā)到d 軌道參與成鍵，顯示出最高氧化態(tài)+7。 氧化數(shù)為正的化合物都

6、顯示出氧化性，尤其是在酸性介質(zhì)中。二、鹵素的成鍵特征 鹵素原子最外層電子結(jié)構(gòu)為ns2np5，除F外，其他鹵素還可以有空的nd 軌道成鍵，其單質(zhì)和化合物的成鍵特征：有一成單p 電子，單質(zhì)雙原子分子可以組成一個非極性共價鍵；獲得一電子達到惰性元素穩(wěn)定電子結(jié)構(gòu)，氧化數(shù)為-1.二、鹵素的成鍵特征活潑金屬生成離子型化合物；與電負性小的非金屬元素化合成極性共價鍵；配位鍵除F 外，Cl、Br、I 可顯示正氧化態(tài)，氧化數(shù)為+1、+3、+5、+7三、鹵素單質(zhì)及性質(zhì)1、氟 氟是最活潑的非金屬元素，氟單質(zhì)是目前已知的最強氧化劑。 與金屬反應(yīng)：在高溫和低溫可以和所有的金屬直接反 應(yīng)生成高價氟化物。 nF2+2M =

7、2MFn 與非金屬反應(yīng)：氟幾乎能與所有的非金屬（氧、氮除 外）直接化合 2F2 + S = SF4 (SF6) 2F2 + Si = SiF4 3F2 + 2P = 2PF3 (PF5) 三、鹵素單質(zhì)及性質(zhì) 甚至極不活潑的稀有氣體氙，也能在523 K與氟反應(yīng)生成氟化物： F2 + Xe = XeF2 (XeF4 XeF6) 氟是人體必需的痕量元素。 氟化物無論是氣態(tài)、液態(tài)還是固態(tài)都對皮膚有 嚴(yán)重的灼傷，這是由于氟化物的水解產(chǎn)生氟化 氫的緣故。2、鹵素與水的反應(yīng)鹵素與水的反應(yīng)類型：X2 + H2O = 2HX + O2 X2 + H2O = HX + HXO 鹵素間的置換反應(yīng)： 鹵素單質(zhì)的氧化能

8、力：F2 Cl2 Br2 I2 鹵素離子的還原能力: F - Cl - Br - I -四、鹵素的存在、提取和用途氟的制備 氟的生產(chǎn)不能使用水溶液電解質(zhì)，這是由于產(chǎn)生的氟會立即氧化H2O。 工業(yè)上通常是電解液態(tài)HF中的KF （KHF2 ) 。 陽極(無定形碳)：2F- = F2+ 2e- 陰極： 2HF2- + 2e- = H2+ 4F-四、鹵素的存在、提取和用途Cl2的制備 工業(yè)上 陽極(石墨、RuO2)：2Cl-(aq) Cl2(g) + 2e- 陰極： 2H2O(l) + 2e- 2OH- + H2(g) Cl2也是熔鹽電解制鈉的副產(chǎn)物。 實驗室 MnO2 + 2NaCl + 3H2SO

9、4 = MnSO4 + 2NaHSO4 + Cl2 + 2H2O四、鹵素的存在、提取和用途溴和碘的制備 通過化學(xué)法通Cl2氧化富Br- 和I- 的海水，以空氣流將得到的Br2 和I2 從溶液中驅(qū)出： Cl2 + 2X-(aq) 2Cl-(aq) + X2(g) 吹出Br2用Na2CO3吸收： 3Br2 + 3Na2CO3 = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 用H2SO4酸化，Br2從溶液中析出： 5NaBr + NaBrO3+ 3H2SO4 = 3Na2SO4+ 3Br2+ 3H2O鹵素的存在、提取和用途 碘在Cl2過量的情況下被氧化為IO3-，I2 + 5Cl2 + 6H2O =

10、 2IO3- + 10Cl- + 12H+ 當(dāng)IO3-積累到一定濃度時用NaHSO3還原：2IO3- + 5HSO3- = 3HSO4- + 2SO42- + H2O + I2五、鹵化氫和氫鹵酸鹵化氫的物理化學(xué)性質(zhì)性質(zhì) HF HCl HB HI熔點/K 189.6 158.94 186.28 222.36沸點/K 292.67 188.1 206.43 237.80氣態(tài)分子核間距 / Pm 92 127.6141.0 162氣態(tài)分子的偶極距 / D 1.91 1.070.828 0.448H-X 鍵能 / KJ.mol-1 569.0 431 369 297.1沸點時密度 / g.cm-1 0

11、.991 1.187 2.160 2.799溶解度(293K,101kPa)/% 35.3 42 49 57表觀電離度(0.1mol.dm-3.291K)%10 92.6 93.5 95五、鹵化氫和氫鹵酸 HF、HCl、HBr、HI 酸性增強； X- 還原性增強。 HI在常溫時被空氣中氧氣氧化成I2，而氧化HBr則很緩慢，HCl則很穩(wěn)定三、鹵化氫和氫鹵酸HF是弱酸： HF = H+ + F- Ka= 6.6 10-4在濃溶液中締合： HF + HF = (HF)2H2F2（為一元酸）的電離度大于HF： H2F2 = H+ + HF2- K= 5HF有腐蝕SiO2和硅酸鹽的特殊性質(zhì)。三、鹵化氫和

12、氫鹵酸氫鹵酸的制法工業(yè)上：H2 + Cl2 = HCl實驗室：2MX + H2SO4 = M2SO4 + 2HX 但HBr和HI則容易發(fā)生進一步氧化， 2HBr + H2SO4(濃) = SO2+ Br2 + 2H2O 8HI + H2SO4(濃) = H2S+ 4I2 + 4H2O 最好用非氧化性的磷酸。三、鹵化氫和氫鹵酸非金屬鹵化物的水解： PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr PI3 + 3H2O = H3PO3 + 3HI或： 2P + 3Br2 + 6H2O = 2H3PO3 + 6HBr 2P + 3I2 + 6H2O = 2H3PO3 + 6HI六、鹵化物 鹵素有

13、很強的氧化性。其它元素和氟形成氟化物，其它元素往往表現(xiàn)出最高氧化態(tài)。F I，氧化性減弱。其它元素和 I 化合時，表現(xiàn)出較低的氧化態(tài)，如CuI。 大多數(shù)金屬鹵化物可以由元素的單質(zhì)直接化合生成。 nX2 + 2M = 2MXn六、鹵化物 鹵化物熔點：若金屬有低的電負性和較大的離子半徑，其鹵化物是離子型化合物，熔點高。金屬的氧化數(shù)越高，半徑越小，其鹵化物的共價性越強，熔點低。 鹵化物溶解度：氟化物常表現(xiàn)出與其它鹵化物不一致。鋰和堿土金屬以及鑭系元素的氟化物難容，重金屬鹵化物的溶解度次序為： MFn MCln MBrn MIn六、鹵化物鹵素互化物 由兩種鹵素組成的化合物，叫鹵素互化物。它們的分子有一個

14、較重的鹵原子和奇數(shù)個較輕的鹵原子構(gòu)成。通式為XY、XY3、XY5和XY7，較重的、電負性較低的鹵原子為中心原子六、鹵化物 中心鹵素原子的氧化數(shù)決定于兩種互相化合的鹵原子的電負性差。當(dāng)電負性差相當(dāng)大時，中心鹵原子的氧化數(shù)可以很高。如：IF7、BrF5、ClF3，這類化合物中絕大多數(shù)是不穩(wěn)定的，具有極強的化學(xué)活性，遇水發(fā)生分解： XX + H2O H+ + X- + HXO IF5 + 3H2O H+ + IO3- + 5HF六、鹵化物 所有鹵素互化物都是氧化劑，ClF3和BrF3遇有機物發(fā)生劇烈反應(yīng)(往往爆炸)，能燃燒石棉，能驅(qū)除許多金屬氧化物中的氧： 2Co3O4 + 6ClF3(g) 6Co

15、F3(s) + 3Cl2(g) + 4O2(g) 七、鹵素的氧化物 鹵素的氧化物大多數(shù)不穩(wěn)定，受到撞擊或受光照即可爆炸分解。鹵素中碘的氧化物是最穩(wěn)定的，Cl和Br的氧化物在室溫明顯分解。高價態(tài)的鹵素氧化物比低價態(tài)的鹵素氧化物穩(wěn)定。由于氟的電負性大于氧，氟和氧的二元化合物是氧的氟化物而不是氟的氧化物。七、鹵素的氧化物 最穩(wěn)定的氟氧二元化合物不與玻璃起反應(yīng)，這個強氟化試劑的氟化能力弱于F2。OF2可通過如下反應(yīng)制備： 2F2(g) + 2OH-(aq) = OF2(g) + 2F-(aq) + H2O(l)七、鹵素的氧化物氯的氧化物中氯原子具有多種氧化態(tài)：氧化態(tài)： +1 +4 +6 +7化學(xué)式：

16、Cl2O ClO2 Cl2O6 Cl2O7狀態(tài)和顏色： 棕黃氣 黃色氣 暗紅色液 無色液七、鹵素的氧化物 Cl2O溶于H2O生成次氯酸，因此Cl2O是次氯酸酸酐。ClO2中Cl具有不尋常的氧化態(tài)+ 4，它是通過如下反應(yīng)制得： 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = ClO2 + 2NaHSO4七、鹵素的氧化物 Cl2O6中Cl的氧化態(tài)為+6，是自由基，固態(tài)時以離子型化合物ClO2+ClO4-存在，其中Cl的氧化態(tài) +5 和 +7。 Cl2O7通過P2O5脫HClO4中的水制得。 所有氯的氧化物都受熱和碰撞易發(fā)生爆炸。八、鹵素的含氧酸及其鹽次鹵酸 X2 + H2O = H+ + X- +

17、 HXO 加入能除去氫鹵酸的物質(zhì)，可促進正反應(yīng)方向進行。如： CaCO3 + H2O + 2Cl2 = CaCl2 + CO2 + 2HClO X2 + 2KOH = KX + KXO + H2O 次鹵酸不穩(wěn)定： 2HXO = 2HX + O2 (光照下) 3HXO = 2HX + HXO3 (加熱下)八、鹵素的含氧酸及其鹽亞鹵酸HXO2 已知的亞鹵酸僅有HClO2。 ClO2 + Na2O2 = 2NaClO2 + O2 NaClO2 = 2NaClO3 + NaCl H2SO4 + Ba(ClO2)2 = BaSO4 + 2HClO2 (制備) 8HClO2 = 6ClO2 + Cl2 +

18、 4H2O (不穩(wěn)定)八、鹵素的含氧酸及其鹽鹵酸HXO3及其鹽 制備： Ba(XO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HXO3 I2 + 10HNO3 = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O 穩(wěn)定性：HClO3和HBrO3存在于水溶液中，稀溶液加熱至沸點時分解： HBrO3 = 2Br2 + 5O2 + 2H2O 8HClO3 = 4HClO4 + 2Cl2 + 3O2 + 2H2O 八、鹵素的含氧酸及其鹽 HClO3可以存在的最大質(zhì)量百分比40%， HBrO3 50%， HIO3 為白色固體。 HClO3、HBrO3 、HIO3 穩(wěn)定性增強。八、鹵素的含氧酸及其鹽鹵酸鹽制備：

19、鹵素和熱堿反應(yīng)制得。 X2 + NaOH = NaXO3 + 5NaX + 3H2O氧化性： 酸性介質(zhì)中鹵酸鹽是強氧化劑。 氧化能力為：NaBrO3NaClO3NaIO3鹵酸鹽分解： KClO3 = 3KClO4 + KCl 2KClO3 = 2KCl + 3O2 2Zn(ClO3)2 = 2ZnO + 2Cl2 + 5O2八、鹵素的含氧酸及其鹽高氯酸：性質(zhì)： 無水HClO4為無色液體，不穩(wěn)定，在貯藏時 會發(fā)生爆炸，但水溶液是穩(wěn)定的。氧化性：冷和稀的HClO4水溶液的氧化能力低于 HClO3，沒有明顯的氧化性，但濃HClO4是 強氧化劑。酸性：HClO4是無機酸中最強的酸。八、鹵素的含氧酸及其

20、鹽HBrO4： BrO3- + F2 + 2OH- = BrO4- + 2F- + H2O BrO3- + XeF2+ H2O = BrO4- + 2HF + Xe六、鹵素的含氧酸及其鹽H5IO6(HIO4)： 酸性：比HClO4弱很多，K10 = 210-2 穩(wěn)定性：2H5IO6 (353K) H4I2O9 (373K)2HIO4 (413K)2HIO3+O2 氧化性：比高氯酸強。 Mn2+ + 5IO4- + 3H2O = 2MnO4- + 5IO3- + 6H+ 制備：在堿性溶液中用Cl2氧化和電解 Cl2 + IO3- + 6OH- = IO65- + 2Cl- + 3H2O八、鹵素的

21、含氧酸及其鹽氯 溴 碘HOCl HOBr HOI 穩(wěn)定性及酸性減弱HClO2 HBrO2 和水反應(yīng)得弱酸HClO3 HBrO3 HIO3 穩(wěn)定性增強HClO4 HBrO4 HlO4 H5IO6同一周期主族元素和同一周期過渡元素最高氧化態(tài)含氧酸的氧化性隨原子序數(shù)遞增而增強；同族主族元素最高氧化態(tài)含氧酸氧化性隨原子序數(shù)增加呈現(xiàn)鋸齒形變化；同族副族元素含氧酸的氧化性隨原子序數(shù)Z的增加而略有下降；九、含氧酸氧化還原的周期性九、含氧酸氧化還原的周期性相同氧化態(tài)同一周期的主族元素的含氧酸和副族元素的含氧酸相比較，主族含氧酸的氧化性大于副族，如BrO4-MnO4-，SeO42-Cr2O72-；同一元素的不同

22、氧化態(tài)的含氧酸中，稀溶液中，低氧化態(tài)含氧酸的氧化性較強，如HClOHClO2，HNO2HNO3。氧族元素氧的分子結(jié)構(gòu)：O3分子結(jié)構(gòu)等腰三角形OOO.OOO.一、臭氧的性質(zhì)和用途 臭氧有特殊的腥臭味，液態(tài)有很深的藍紫色，固態(tài)呈黑色晶體。 臭氧的特殊化學(xué)性質(zhì)是不穩(wěn)定性和氧化性。 2O3 = 3O2 H = -284kJ.mol-1 2Ag + 2O3 = Ag2O2 + 2O2 O3 + 2I- + H2O = I2 + O2 + 2OH- ， 此反應(yīng)用來測定O3的含量。一、臭氧的性質(zhì)和用途 O3 + CN- = OCN- + O2 OCN- + O3 = CO2 + N2 + O2此兩反應(yīng)用來處

23、理含氰廢水。二、氧化物所有元素除了大部分稀有氣體之外，都能生成二元氧化物。氧化物的制備1)、單質(zhì)在空氣中或純氧中直接化合；2)、氫氧化物或含氧酸鹽的熱分解；3)、高價氧化物的熱分解或H2還原；三、氧化物的酸堿性 酸性氧化物：CO2、P2O5、SO3等； 堿性氧化物：K2O、CaO等； 兩性氧化物：Al2O3、ZnO、Cr2O3等； 中性氧化物：CO、N2O等； 復(fù)雜氧化物：Fe3O4、Pb2O3。四、水一、水的化學(xué)性質(zhì)水的熱分解：2000K時，只有0.588%水分解。水合作用：酸和鹽溶于水成水合離子。水解作用： Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3 SbCl3 + H2

24、O = SbOCl + 2HCl自離解作用：H2O + H2O = H3O+ + OH- 五、H2O2H2O2的性質(zhì)和用途 強極性，偶極矩為2.26D，比水1.87D大，H2O2有強的締合作用，其沸點遠比水高(423K)； 常用H2O2有兩種，3%和35%，前者用于消毒殺菌；五、H2O2 H2O2中O的氧化數(shù)為-1，特征性質(zhì)是氧化性和不穩(wěn)定性。 H2O2在較低溫度和高純度時還是比較穩(wěn)定的。受熱到426K，堿性介質(zhì)，重金屬離子Fe2+、Mn2+、Cu2+等和320380nm波長的光促進H2O2的分解： 2H2O2 = 2H2O + O2 H = -196kJ.mol-1五、H2O2 在酸性介質(zhì)中

25、是強氧化劑，在堿性介質(zhì)中是一種中等強度的還原劑，其作為氧化還原劑，其最大特點是不給體系中引入雜質(zhì)副產(chǎn)物。五、H2O2 H2O2的定量測定為碘量法： H2O2 + 2I- + 2H+ = I2 + 2H2O 在酸性介質(zhì)中其主要表現(xiàn)為氧化性，但與強氧 化劑反應(yīng)表現(xiàn)為還原劑如： H2O2 + 2Fe2+ + 2H+ = 2Fe3+ + 2H2O H2O2 + H2SO3 = SO42- + H2O + 2H+ 3H2O2 + 2NaCrO2 + 2NaOH = 2Na2CrO4 + 4H2O 5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O五、H2O2用途：H2O2

26、的氧化性可漂白絲織物、殺菌消毒。純H2O2 是火箭燃料。工業(yè)上用H2O2的還原性除Cl2 。 H2O2 + Cl2 = 2Cl- + O2+ 2H+ H2O2的制備 實驗室： Na2O2 + H2SO4 + 10H2O = Na2SO4.10H2O + H2O2五、H2O2工業(yè)制備： 1)、BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2 (19世紀(jì)) 2)、電解-水解法： NH4HSO4 = = (NH4)2S2O8 + H2 (NH4)2S2O8 + 2H2O = 2NH4HSO4 + H2O2 3)、H2 + O2 = H2O2六、硫和它的化合物 硫的存在和用途 硫在地殼中的原子百

27、分含量為0.03%，以單質(zhì)硫和化合態(tài)的硫存在。 單質(zhì)硫主要蘊藏于火山地區(qū)：可能由于硫化物礦和高溫水蒸氣作用生成H2S， H2S受氧化或與SO2作用成為S 沉積。 2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O1、硫的存在和用途 天然硫化物礦：主要包括金屬元素硫化物，和硫酸鹽，如FeS2、CaSO4.2H2O、Na2SO4.10H2O等2、硫的成鍵特征硫的價電子結(jié)構(gòu)為3s23p4，還有可利用的空的3d軌道。從電負性較小的原子接受電子，形成S2-離子；形成兩個共價單鍵 (sp3 H2S)；(sp2, SO2)形成一個共價雙鍵 (sp)，如S=C=S；利用空

28、的3d軌道，將3s和3p上的成對電子拆開，躍遷進入3d軌道，然后參加成鍵，形成氧化數(shù)高于+2的氧化態(tài)，如SF4、SF6等；以長鏈硫形成化合物的結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)：如多硫化氫H2Sn，多硫化物MSn和連多硫酸H2SnO6。3、硫的化學(xué)性質(zhì)除金和鉑外，硫幾乎能與所有的金屬直接加熱化合。除稀有氣體、碘、分子氮外，硫與所有的非金屬一般都能化合。 C + 2S = CS2 2P + 5S = P2S5 Cl2 + 2S = S2Cl2硫能溶于苛性鈉中： 6S + 6NaOH = 2Na2S2 + Na2S2O3 + 3H2O硫能溶于濃硝酸氧化成硫酸 S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO4、硫的制備、性質(zhì)

29、和用途 單質(zhì)硫是從它的天然硫礦床或硫化物中制得。將硫礦隔絕空氣加熱(少量空氣)， 3FeS2 + 12C + 8O2 = Fe3O4 + 12CO + 6S 單質(zhì)S：m.p. 385.8K；b.p. 717.6K，導(dǎo)熱和導(dǎo)電性都很差，不溶于水，能溶于CS2中。 世界每年大量消耗S。制H2SO4，橡膠工業(yè)，造紙工業(yè)。5、H2S和硫化物 H2S S蒸氣和H2可以直接化合成H2S，而實驗室， FeS(s) + H2SO4(aq) = H2S(g) + FeSO4(aq) Na2S(s) + H2SO4(aq) = H2S(g) + Na2SO4(aq) H2S分子呈V形，S采用sp3雜化。5、H2S

30、和硫化物 H2S是無色有毒氣體，在水中飽和溶解度可達0.1mol/dm3，且H2S水溶液是極弱酸： H2S = H+ + HS- K1 = 1.310-8 HS- = H+ + S2- K2 = 7.110-15 H2S和硫化物是硫的最低氧化態(tài)(-2)，具有還原性，能被氧化成單質(zhì)或更高的氧化態(tài)。 H2S + I2 = 2HI + S H2S +O2 = 2H2O + 2S H2S + 4Br2 + 4H2O = 8HBr + H2SO45、H2S和硫化物 許多金屬離子在溶液中與H2S 和 S2- 作用，生成溶解度很小的硫化物。飽和H2S 水中： H+2S2- = 9.2310-22， 可以控制

31、溶液中的酸度將不同金屬離子按組分離。5、H2S和硫化物 堿金屬硫化物和(NH4)2S是易溶于水的。但8e外殼電荷較高的陽離子(堿土、稀土)的硫化物較為難溶，并有水解作用。電荷進一步增高，由于離子水解作用加強以及S2-自身的還原性，因而不易生成穩(wěn)定的硫化物。18e和18+2e的陽離子，由于強的極化作用，生成有色難溶硫化物。5、H2S和硫化物Na2S工業(yè)上制備： Na2SO4 + 4C = Na2S + 4CO Na2SO4 + 4H2 = Na2S + 4H2O(NH4)2S制備： H2S + NH3.H2O = (NH4)2S + 2H2O5、H2S和硫化物 Na2S和(NH4)2S能溶解單質(zhì)

32、硫，如KI可溶解I2一樣，生成多硫化物： Na2S + (x-1)S = Na2Sx (NH4)2S + (x-1)S = (NH4)2Sx 多硫化物顏色從黃色到紅色，溶解硫越多越深. 它是一種硫化試劑，向其它反應(yīng)提供活性硫。如： SnS + (NH4)2S2 = (NH4)2SnS35、H2S和硫化物 多硫化物在酸性溶液中不穩(wěn)定，發(fā)生歧化分解： Sx2- + 2H+ = H2S + (x-1)S 其中硫顯示出弱的氧化性。6、硫的氧化物二氧化物 硫有不穩(wěn)定氧化物SO、S2O、S2O2及環(huán)氧簇氧化物S5O、S6O、S7O、S8O等外，最熟悉的是SO2和SO3。6、硫的氧化物 二氧化硫，工業(yè)上通過

33、燃燒硫鐵礦制得： 3FeS2 + 8O2 = Fe3O4 + 6SO2 SO2(b.p. 10)分子呈V形，S采取sp2雜化軌道成鍵，6、硫的氧化物 SO2是無色有毒刺激氣體，是一種大氣污染物，它是極性分子，1升水中可溶解40dm3SO2。 SO2中硫的氧化數(shù)為+4，所以它既可以做氧化劑，又可以作為還原劑： SO2 + O2 = SO3 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O6、硫的氧化物三氧化物 SO3工業(yè)上通過SO2氧化制備，其m.p. 289.8K；b.p. 317.8K。氣態(tài)SO3分子構(gòu)型為平面三角形，鍵角120，鍵長142pm，顯然具有雙鍵特征(S-O單鍵鍵長155pm)。 7

34、、S的含氧酸 S的各種含氧酸有：H2SO2(次硫酸)、 H2SO3、 H2S2O5(一縮二亞硫酸)、 H2S2O4(連二亞硫酸)、H2SO4、H2S2O7、H2S2O3、H2SxO6(連多硫酸)。7、S的含氧酸1)、亞硫酸 弱酸性： H2SO3 + H2O = HSO3- + H3O+ pKa = 1.77 還原性： SO42- + 4H+ +2e- = H2SO3 + H2O =+0.17V7、S的含氧酸氧化性： H2SO3 + 4H+ +4e- = S+ 3H2O =+0.45V SO32- + H2O + Cl2 = SO42- + 2Cl- + 2H+ SO32- + 2H+ + 2H

35、2S = 3S + 3H2O不穩(wěn)定性：空氣氧化；受熱分解； 4Na2SO3 = 3Na2SO4 + Na2S(歧化) 2NaHSO3 = Na2S2O5 + H2O7、S的含氧酸硫代硫酸及其鹽 硫代硫酸常溫很不穩(wěn)定，立刻分解成S和SO2，制備時需低溫。 其鹽主要是Na2S2O3， Na2S2O3.5H2O，俗名海波，大蘇打，易溶于水，水溶液呈堿性，遇酸立即分解： 2Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + S + SO2 + H2O7、S的含氧酸制備：一、Na2S和Na2CO3以2/1的物質(zhì)量比配成溶液， 然后通SO2， 2Na2S + Na2CO3 + 4SO2 = 3Na2S2O3

36、 + CO2 二、在沸騰的溫度下使Na2SO3和S粉反應(yīng) Na2SO3 + S = Na2S2O3 7、S的含氧酸 Na2S2O3是一個中等強度的還原劑： S4O62- + 2e = 2S2O32- =0.09V 2S2O32- + I2 = S4O62- + 2I- 上述反應(yīng)是分析化學(xué)中測量I2的定量方法。7、S的含氧酸 如遇強氧化劑如Cl2和Br2等，S2O32-被氧化成SO42- S2O32- + 3Cl2 + 5H2O = 2SO42- + 6Cl- + 10H+ S2O32-的另一重要性質(zhì)是配位性，其配位能力強于NH3.H2O，如NH3.H2O不能溶解的AgBr，可用S2O32-溶解

37、，沖洗黑白膠卷時用以溶解未感光的AgBr，故Na2S2O3用作定影液。 AgBr + 2Na2S2O3 = Na3Ag(S2O3)2 + NaBr7、S的含氧酸過硫酸及其鹽 過硫酸有過一硫酸和過二硫酸，其結(jié)構(gòu)為：中間含有兩個氧化數(shù)為-1的過氧原子。7、S的含氧酸 它能使紙?zhí)炕瑹故?，Ag+催化下可以將Mn2+氧化成MnO4- 2Mn2+ + 5S2O82- + 8H2O = 2MnO4- + 10SO42- + 16H+ 過二硫酸及其鹽不穩(wěn)定，加熱容易分解： 2K2 S2O8 = 2K2SO4 + 2SO3 + O2無機酸強度的變化規(guī)律一、影響無機酸強度的直接因素 現(xiàn)階段接觸的酸主要有兩種

38、：一種是氫化物，另一種是含氧酸。 影響酸性強弱的因素很多，歸根到底，反映在與質(zhì)子直接相連的原子對質(zhì)子的束縛力的強弱上，這種束縛力的強弱與該原子的電子密度的大小有著直接的關(guān)系。如H3O+H2OOH-。無機酸強度的變化規(guī)律二、氫化物酸性強弱的規(guī)律 NH3 35 H2O 16 HF 3.2 (pKa) PH3 27 H2S 7 HCl 7 H2Se 4 HBr 9 H2Te 3 HI 10無機酸強度的變化規(guī)律3、含氧酸的強度 含氧酸強度是由中心原子的電負性、原子半徑以及氧化數(shù)等因素決定，這些因素是通過它們對X-O-H鍵中的氧原子的電子密度的影響來實現(xiàn)的。無機酸強度的變化規(guī)律3、含氧酸的酸性強弱的規(guī)律

39、 當(dāng)中心原子的電負性大、原子半徑小、氧化數(shù)高，則它同與之相連的氧原子爭奪電子的能力較強，有效降低氧原子上的電荷密度，使O-H鍵變?nèi)?，容易釋放質(zhì)子。 解釋：H4SiO4、 H3PO4、 H2SO4、 HClO4 同族：HOCl HOBr HOI 同一中心元素不同氧化態(tài)： HOClHClO3HClO4氮族元素一、通性 該族元素價電子為ns2np3，其最高氧化數(shù)可達+5。本族在基態(tài)時有半充滿的p軌道，和同周期中前后元素相比各有相對較高的電離勢。同時本族元素除N原子以外，其它原子的最外電子層有空的d軌道，因此除N原子配位數(shù)不超過4以外，其它原子的最高配位數(shù)為61、氮的成鍵特征和價鍵結(jié)構(gòu) N原子電負性3

40、.04，僅次于F和O，顯示高活性。N2分子的惰性證明N原子的活性及成鍵穩(wěn)定性。 N的三個成單電子和一個孤電子對，致使其具有以下成鍵特征：1、氮的成鍵特征和價鍵結(jié)構(gòu)形成離子鍵 和堿金屬、堿土金屬作用生成N3- 的離子型固體化合物，但不穩(wěn)定，遇水水解。形成共價鍵 1)、sp3雜化形成三個共價單鍵，保留一對孤對電 子，NH3； 2)、sp2雜化形成一個雙鍵和一單鍵，保留一對孤 對電子，Cl-N=O； 3)、sp雜化形成一個三鍵，N2和CN-； 4)、2s中的一對電子參與形成定域鍵，形成+5 氧化態(tài)，如HNO31、氮的成鍵特征和價鍵結(jié)構(gòu)形成配位鍵 N2和許多氮化合物含孤對電子，可以向金屬離子配位，如：

41、Cu(NH3)42+。二、氮在自然界中的分布和單質(zhì)氮 N2主要存在于大氣中，41015噸。智利硝石NaNO3。 N2：b.p.，75K；m.p.，63K。 分子軌道式： KK(2s)2(2s*)2(2py)2(2pz)2(2px)2 三個化學(xué)鍵的鍵能941.69kJ.mol-1，N2是雙原子分子中最穩(wěn)定的。 高溫高壓催化劑合成NH3。高溫放電，制NO。二、氮在自然界中的分布和單質(zhì)氮 N原子可以獲得3個電子達到穩(wěn)定的8電子構(gòu)型，并吸收2148kJ.mol-1的能量，因此，生成離子型氮化物的元素只能是電離勢小而且其氮化物具有高晶格能的金屬。如，A和A族金屬。6Li + N2 = 2Li3NMg +

42、 N2 = Mg3N22B + N2 = 2BNN2制備 工業(yè)上：主要是通過分餾液態(tài)空氣而實現(xiàn)。液N2 b.p.，-196(77K)，是工業(yè)和實驗室常用冷凍劑。N2主要是非化學(xué)用途，是為金屬加工、石油煉制和食品工業(yè)過程提供保護。雖然空氣分餾制N2的成本不高，但大量使用，仍促使人們研究建立成本更低的制備工業(yè)。不少研究人員正在探尋O2滲透性比N2大的具有實用價值的膜材料。N2制備實驗室制備少量N2： NH4NO2(aq) = N2 + 2H2O (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O三、氮的氫化物氮的氫化物主要有：NH3、N2H4、HN3、NH2OH等。NH31)、工業(yè)制備

43、：N2 + 3H2 = 2NH3 高溫不利反應(yīng)，低溫速度慢，增壓有利反應(yīng)。工業(yè)上條件：300700105Pa，773K，F(xiàn)e催化劑。三、氮的氫化物實驗室制備：銨鹽和強堿反應(yīng) NH4Cl or (NH4)2SO4 (s) + CaO = CaSO4 + 2NH3 + H2O Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3 三、氮的氫化物分子結(jié)構(gòu)及特點： 強極性，形成氫鍵。最低氧化數(shù)-3，有一對孤對電子，決定了其物理化學(xué)性質(zhì)。三、氮的氫化物物理性質(zhì) N族中，NH3有最高凝固點、熔解熱、蒸發(fā)熱、溶解度。 在水中溶解度：273K 1dm3溶解1200dm3 NH3，293K時，1dm3水

44、溶解700dm3 NH3。 液態(tài)NH3作溶劑和H2O有很多相似之處，如： 2NH3 = NH4+ + NH2- K = NH4+NH2-=1.910-23 2H2O = H3O+ + OH- K = H3O+OH-=10-14氮的氫化物和水的差異有：、是更好的電子給予體；、放出H+的傾向弱于水?；顫姷膲A金屬、堿 土金屬不容易置換出H2，而溶于其中成 為蘭色溶液，產(chǎn)生氨合電子， Na = Na+ + e- Na+ + xNH3 = Na(NH3)x+ e- + yNH3 = (NH3)Y- 其性質(zhì)：緩慢放出H2，導(dǎo)電、強還原性。氮的氫化物化學(xué)性質(zhì)、加合反應(yīng)：NH3中的孤對電子傾向于和別的分子或離

45、子形成配位鍵，形成各種形式的氨配合物；、取代反應(yīng)：其一：為NH3上氫被取代，如： 2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2 NH4Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3 其二：為-NH2取代其它基團或原子。 COCl2 + 4NH3 = CO(NH2)2 + 2NH4Cl HgCl2 + 2NH3 = Hg(NH2)Cl + NH4Cl氮的氫化物化學(xué)性質(zhì)、還原反應(yīng)： NH3在純氧中燃燒：4NH3 + 3O2 = N2 + 6H2O (制HNO3)： NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O Cl2、Br2、熱CuO等都可以將NH3氧化成N2，一些含氧酸的銨鹽受熱也發(fā)生自身氧

46、化還原， NH4NO2 = N2 + 2H2O NH4NO3 = N2O + 2H2O三、氮的氫化物銨鹽 NH3和酸作用得銨鹽。NH4+ 和Na+ 是等電子體，但離子半徑近似等于K+ 和 Rb+，NH4+ (148pm)、 K+ (133pm)、 Rb+ (148pm)，結(jié)果使許多的同類銨鹽與K+和Rb+鹽類質(zhì)同晶，有相近的溶解度。 氨是弱堿，決定銨離子水解，其強酸鹽水溶液顯酸性。三、氮的氫化物銨鹽的另一重要特點是不穩(wěn)定性。 如酸根離子無氧化性，受熱放出NH3： NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2 (NH4)2SO4 = NH3 + (NH4)HSO4 (NH4)3PO4 =

47、3NH3 + H3PO4 如酸根有氧化性，放出NH3被氧化：NH4NO3、NH4NO2、(NH4)2Cr2O7、NH4ClO4等。由于放熱，產(chǎn)生氣體，它們受熱往往發(fā)生爆炸。三、氮的氫化物聯(lián)氨(肼)、羥胺、氫疊氮酸 肼N2H4和羥胺NH2OH中N的氧化數(shù)為-2和-1，并互為等電子體，形式上分別相當(dāng)于NH3中的一個H被-NH2和-OH所取代，電負性取代基使化合物中的N原子不易給出其孤對電子，因而比起NH3來都是個較弱的質(zhì)子堿?；蚋鼜姷墓曹椝?。 NH4+ N2H5+ NH3OH+ pKa 9.26 7.93 5.82三、氮的氫化物 工業(yè)上用ClO-氧化NH3制肼： 2NH3 + ClO- = N2H

48、4(aq) + Cl- + H2O 三、氮的氫化物 肼(b.p.,386.5K，m.p.,275K)，廣泛被用作還原劑，肼與氧化劑反應(yīng)時產(chǎn)生各種含氮化合物，最常見的是N2。 N2H4 + O2(g) = N2(g) + 2H2O N2H4 + 2Cl2 = N2(g) + 4HCl 羥胺是一種不穩(wěn)定的白色固體，室溫下即可發(fā)生熱分解。通常它的水溶液或鹽較穩(wěn)定，如NH3OHCl。三、氮的氫化物 NH2OH既可作氧化劑又能作還原劑，通常后一類反應(yīng)更容易， 2NH2OH + 2AgBr = 2Ag + N2 + 2HBr + 2H2O 用肼和羥胺作還原劑的優(yōu)點：一方面有強還原性，另一方面氧化產(chǎn)物脫離反

49、應(yīng)系統(tǒng)，不給反應(yīng)溶液帶來雜質(zhì)。(如催化劑制備)三、氮的氫化物疊氮酸HN3或疊氮離子N3-，其制備方式為： N2H4 + HNO2 = 2H2O + HN3 NH2- + NO3- = N3- + 3OH- + NH3 HN3：pKa = 4.77，顯示N3-離子是強的質(zhì)子堿,它和重金屬形成的配合物或鹽都是對震動敏感的引爆劑(Pb(N3)2、 Hg(N3)2). N3-離子是一個擬鹵離子，反應(yīng)性能類似于鹵離子，如AgN3也是難溶于水四、氮的含氧化合物氮的氧化物： 從+1變到+5。N2O、NO、N2O3、NO2、N2O5。N2O: 是一物色氣體，有甜味，能溶于水，但不與水作 用，是 一中性氧化物。

50、N2O中N原子采取sp雜化生成兩個 鍵、兩個三 中心四電子 鍵。NO：是一無色氣體，微溶于水，但不和水反應(yīng)。 N 原子采取sp雜化生成N原子采取sp雜化生成一個 鍵，一個 鍵和一個三電子 鍵。四、氮的含氧化合物NO2： 紅棕色有毒氣體，分子有順磁性。易溶于水和堿中 生成硝酸和亞硝酸或硝酸鹽和亞硝酸鹽。 N原子采 取sp2雜化，形成兩個 鍵，一個三電子大 鍵N2O3: 藍色氣體，是一個酸性氧化物，它是亞硝酸的酸酐。 由NO2 NO縮合生成。分子中N原子采取sp2雜化， 兩個N原子通過 鍵相連，在真?zhèn)€分子中存在一個 五中心六電子的大 鍵。N2O5： 是白色固體，易潮解，極不穩(wěn)定，能爆炸性分解 成為

51、二氧化氮和氧氣，是強氧化劑，溶于水生成硝 酸。氮原子采取sp2雜化，形成六個 鍵，兩個三 中心四電子 鍵四、氮的含氧化合物N2O： NH4NO3 = N2O + 2H2O NO： 3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2ON2O3：NO + NO2 = N2O3 NO2： 2NO + O2 = 2NO2 Cu + 4HNO3（濃）= Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2ON2O5：2NO2 + O3 = N2O5 + O2四、氮的含氧化合物亞硝酸及鹽NO2 + NO + H2O = 2HNO2 HNO2是弱酸：Ka = H+NO2-/HNO2 = 51

52、0-4HNO2不穩(wěn)定，易發(fā)生歧化反應(yīng)，但亞硝酸鹽穩(wěn)定。 HNO2 = HNO3 + NO + H2O 四、氮的含氧化合物 N的氧化數(shù)為+3，既可被氧化為+5，也可被還原，但以氧化性為主 。 5NO2- + 2MnO4- + 6H+ = 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O HNO2 + 2I- + 2H+ = 2NO + I2 + 2H2O 上述兩反應(yīng)定量進行，用于測量亞硝酸鹽。 根據(jù)還原劑的不同，其還原產(chǎn)物可能是NO、N2O、NH2OH、NH3等。四、氮的含氧化合物HNO3HNO3是重要化工原料。 制備：氨氧化法、電弧法、硝酸鹽和濃硫酸反應(yīng)。性質(zhì)： 、熱和光不穩(wěn)定 4HNO3 = 2H2

53、O + 4NO2 + O2 四、氮的含氧化合物、強氧化性：許多金屬和非金屬都能溶于HNO3， HNO3 + Hg = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O HNO3+ S = H2SO4 + 2NO 2H2O +5HNO3 + 3P = 3H3PO4 + 5NO 金屬同濃HNO3作用時，其還原產(chǎn)物多數(shù)為NO2，但同非金屬元素作用時還原產(chǎn)物往往是NO。四、氮的含氧化合物 稀HNO3的氧化性也較強，但弱于濃HNO3。被氧化的物質(zhì)不能達到最高氧化態(tài)，如Hg2+； 稀HNO3的濃度不同，還原劑還原性不同，它們還原產(chǎn)物可能是NO、N2O、N2、NH4+。四、氮的含氧化合物 濃HCl和濃HNO3體

54、積比為3/1的混合物叫做王水，它能溶解金和鉑： Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O AuCl3 + HCl = HAuCl4 3Pt + 4HNO3 + 12HCl = 3PtCl4 + 4NO + 8H2O PtCl4 + 2HCl = H2PtCl6 王水溶解Pt、Au的主要原因不是增強了王水的氧化能力，而是增強了金屬的還原能力。四、氮的含氧化合物硝酸鹽性質(zhì)：水溶性和熱不穩(wěn)定性，其分解方式：1)、堿金屬和堿土金屬鹽的熱分解： 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2 2)、電位序在Mg與Cu之間的金屬無水硝酸鹽： 2Pb(NO3)2 = 2PbO +

55、4NO2 + O2 四、氮的含氧化合物3)、硝酸鹽的陽離子有氧化還原能力時： 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2 NH4NO3 = N2O + 2H2O4)、含水硝酸鹽的水解： Mg(NO3)2.6H2O = Mg(OH)NO3 + HNO3 + 5H2O磷和它的化合物一、磷的成鍵特征P的價電子層結(jié)構(gòu)：3s23p33d0形成離子鍵: 如Na3P，P3-容易變形，易水解。形成共價鍵 形成三個共價單鍵，氧化數(shù)可為+3和-3。采取sp3雜化，保留一對孤對電子。如：PH3、PCl3。 采取sp3d雜化，和電負性高的F、Cl化合，氧化態(tài)為+5，如： sp3d：PCl5， sp3 : H3P

56、O4。形成配位鍵:給電子：PH3、PR3。提供空軌道：PCl6-。二、磷在自然界的分布和單質(zhì)磷 地殼中的磷含量為0.118%，以Ca3(PO4)2.H2O 和氟磷灰石Ca5F(PO4)3。這是磷肥和一切磷化合物的原料。 單質(zhì)磷是將磷酸鈣、石灰、炭粉的混合物放在電弧爐中燃燒還原制得： 2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C = 6CaSiO3 + P4+10CO SiO2的加入利用生成CaSiO3放出大量熱來降低反應(yīng)，磷蒸氣通入冰面，凝固得白磷。 二、磷在自然界的分布和單質(zhì)磷白磷： 可以看出，鍵角等于60小于90，張力大，致使P-P鍵弱，白磷高活性。 紅磷：二、磷在自然界的分布和單質(zhì)磷黑磷：具

57、有石墨狀的電子層結(jié)構(gòu)，并有導(dǎo)電性，磷原子是 以共價鍵互相連接成網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)。 白磷活潑，易氧化，紅磷和黑磷要穩(wěn)定得多。 白磷在空氣中自燃，Cl2中也能自燃。硝酸能將白磷氧化成磷酸。在熱的濃堿中生成PH3和次磷酸鹽。三、磷化氫 磷和氫可組成一系列氫化物：PH3、P2H4等，其中最重要的是PH3稱為膦。其制備方法有： Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3 類似Mg3N2水解 PH4I + NaOH=NaI + H2O + PH3 類似NH4Cl和NaOH反應(yīng) P4(g) + 6H2(g) = 4PH3(g) 類似N2和H2反應(yīng) P4(s) + 3OH- + 3H2O = 3H2

58、PO2- + PH3三、磷化氫分子結(jié)構(gòu)：分子為極性，常溫為氣體，劇毒。三、磷化氫 PH3在水中的溶解度比NH3小得多(26dm3/ 100dm3 水)，酸和堿對其溶解度影響很小。PH3在水中的堿性比NH3弱得多，和氫鹵酸作用生成PH4Cl，PH4Br，PH4I。但遇水水解。 PH3 + HX = PH4X PH4X + H2O = PH3 + H3O+ + X- PH3中的H可以被有機基團取代成PR3。它們是優(yōu)良的配體，配位能力比NH3和NR3強得多，主要是可以形成反饋鍵。三、磷化氫它能將一些不活潑金屬鹽溶液中金屬還原出來如： PH3 +CuSO4 + 4H2O = H3PO4 + 4H2SO

59、4+ 4Cu2SO4 4Cu2SO4 + PH3 + 4H2O = H3PO4 + 4H2SO4 + 8CuPH3中含有更活潑的聯(lián)膦P2H4，它能自燃(空氣中)四、磷的含氧化合物氧化物1)、三氧化二磷：磷在常溫下慢慢氧化，或在不足的空氣中燃燒，生成P4O6。 由于分子中P4受到彎曲應(yīng)力的P-P鍵因氧分子的進攻而斷開，在每兩個磷原子間嵌入一個氧原子而形成的稠環(huán)分子。 P4O6是有滑膩感的白色吸潮性脂狀固體，其和冷、熱水的作用為： P4O6 + 6H2O(冷) = 4H3PO3 P4O6 + 6H2O(熱) = PH3 + 3H3PO4四、磷的含氧化合物2)、五氧化二磷： P4O6中的磷原子上還有

60、一對孤電子對，會受到氧分子的進攻，被氧化為P4O10。 P4O6 + 2O2 = P4O10 它有很強的吸水性，故用作干燥劑。它雖是磷酸的酸酐，但和水作用不能立即變?yōu)榱姿?，主要生?HPO3)n。只有在下述條件下才能生成H3PO4。 P4O10 + 6H2O = 4H3PO4 五、磷的含氧酸 磷能生成多種氧化數(shù)的含氧酸，其中的磷原子總是采取sp3雜化： 1)、正磷酸 P4O10水解得正磷酸，其中的P采取sp3雜化，由dp鍵組成的多重鍵，加熱H3PO4會逐漸脫水，故它沒有沸點，能與水以任何比例混溶，可能由于氫鍵的緣故H3PO4的粘稠度較大。五、磷的含氧酸H3PO4是三元中強酸： K1 = 7.6