第十二章 p區(qū)元素

第11章p區(qū)元素p區(qū)元素pBLOCKELEMENTSp區(qū)元素概述鹵素氧族元素ElectrolyticSolution第二章電解質(zhì)溶液氮族元素碳族元素硼族元素11.1p區(qū)元素概述p區(qū)元素在周期表中的位置

11.1p區(qū)元素概述主族元素規(guī)律:從左到右,r

減小;從上到下,r

增大.11.1p區(qū)元素概述增大減小電子親和能變化規(guī)律11.1p區(qū)元素概述元素電負性變化規(guī)律一般

>2.0為非金屬(Si例外)

增大減小11.1p區(qū)元素概述電負性越小,金屬性越強;電負性越大,非金屬性就越強.同一周期元素,從左到右,電負性增大,元素金屬性減弱,非金屬性增強;同一族的元素,從上到下,電負性減小,元素的金屬性增強,非金屬性減弱.p區(qū)元素的金屬性和非金屬性:11.2鹵素鹵素HALOGEN鹵素的基本性質(zhì)性質(zhì)氟F氯Cl溴Br碘I原子序數(shù)9173553原子量18.99835.45379.904126.90價電子層結(jié)構(gòu)2s22p53s23p54s24p55s25p5主要氧化數(shù)-1-1,+1,+3,+4，+5,+7-1,+1,+3,+5,+7-1,+1,+3,+5,+7原子半徑(pm)6499114133X-離子半徑(pm)133181196220電子親和能(kJ·mol-1)-332-349-325-295第一電離能(kJ·mol-1)1681125611431009電負性4.03.23.02.7X-水合能(kJ·mol-1)-515-381-347-30511.2.1鹵素的通性1.鹵族元素的主要特點:氟的電負性大.除氟外,還可表現(xiàn)出+1、+3、+5、+7等正氧化值.(1)價電子構(gòu)型:ns2np5;(2)易得電子.(3)同周期元素中非金屬性最強;單質(zhì)均為氧化劑;常見氧化值為-1.原子半徑小.11.2.1鹵素的通性11.2.1鹵素的通性

A/V

B/V11.2.1鹵素的通性(pm)11.2.1鹵素的通性

(X2/X-)(kJ·mol-1)11.2.2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)再比如:Cl2+

I-

→I2+2Cl-5Cl2+

I2+6H2O→2HIO3+10HClF

Cl

Br

I單質(zhì)氧化性:X-

還原性:強弱強例如:

Cl2+Br-

→2Cl-+Br2弱11.2.2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)11.2.2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)2.鹵素單質(zhì)物理性質(zhì):F2Cl2Br2I2顏色密度不易溶于水,易溶于有機溶劑紫紅棕黃綠淺黃大小大小室溫聚集態(tài)毒性溶解度熔點、沸點/℃氣氣液固11.2.2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)物質(zhì)的顏色與吸收光波長的關(guān)系物質(zhì)的顏色吸收光波長(nm)顏色能量藍綠750~650紅低綠藍650~600橙藍600~580黃紫580~560黃綠紫紅560~500綠紅500~490藍綠橙490~480綠藍黃480~450藍綠450~380紫高11.2.2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)物質(zhì)的顏色與吸收光波長的關(guān)系11.2.2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)(℃)(℃)11.2.2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)I2在極性溶劑中形成“溶劑化物”,呈現(xiàn)Br2在有機溶劑中隨濃度由小到大顏色由I2易溶于碘化物溶液中:I2+

I-→

I3-Br2腐蝕性很強.黃棕紅.→棕色紅棕色.或11.2.2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)激烈程度:歧化反應(yīng):歧化反應(yīng)程度:氧化反應(yīng):

(O2/H2O)=0.816V(pH=7)X2+H2O→

HXO+HXX2+2H2O→4HX+O2F2>Cl2(日光)>Br2(極慢)Cl2>Br2>I2K

(Cl2)=4.210-4K

(Br2)=7.210-9K

(I2)=2.010-13

可見,氯水、溴水、碘水的主要成分還是單質(zhì).3.鹵素單質(zhì)與水的反應(yīng):11.2.2鹵素單質(zhì)的性質(zhì)歧化反應(yīng):常溫加熱低溫pH>6pH>4pH>9Cl2Br2

I2ClO-ClO-ClO3-BrO3-BrO3-BrO-(0℃)IO3-IO3-IO3-X2+2OH-→

X-+XO-+H2O3X2+6OH-→

5X-+XO3-+3H2O在堿存在下,促進X2在H2O中的溶解、歧化.11.2.3氫鹵酸、鹵化物1.鹵化氫:

(10-30c·m)℃11.2.3氫鹵酸、鹵化物kJ·mol-1HFHClHBrHI分解溫度/℃>1500100030011.2.3氫鹵酸、鹵化物10-410810101011K

a

(X2/X-)HFHClHBrHI11.2.3氫鹵酸、鹵化物

HFHClHBrHI熱穩(wěn)定性弱強強弱弱酸性還原性HF當濃度大時:HF+F-→

HF2-強K

a=5.111.2.3氫鹵酸、鹵化物

DrHmo=去水合熱＋解離熱＋電離能＋電子親和能＋水合熱11.2.3氫鹵酸、鹵化物

有關(guān)HX解離的一些熱力學(xué)數(shù)據(jù)（kJ·mol-1）

HX去水合熱HX解離熱H電離能X電子親和能水合熱DrHmoTDrSmoDrGmoKaH+X－HF485661311-333-1091-515-14-29+152.3×10-3HCl184311311-348-1091-381-60-13-471.7×108HBr213661311-324-1091-347-64-4-603.3×1010HI232991311-295-1091-305-58+4-627.4×101011.2.3氫鹵酸、鹵化物HF的強腐蝕性:SiO2+4HF→SiF4↑+2H2OCaSiO3+6HF→SiF4↑+CaF2+3H2O電解2KHF2

→2KF+H2+F2

加熱MnO2+4HCl→MnCl2+Cl2+2H2O

HBr+H2SO4(濃)→SO2+Br2+2H2OHX的還原性:8HI+H2SO4(濃)→H2S+4I2+4H2O11.2.3氫鹵酸、鹵化物2.鹵化物:嚴格地說,鹵素與電負性較小的元素生成的化合物才稱為鹵化物.鹵化物分類廣義地分類鹵化物的性質(zhì)與其鍵型有一定的關(guān)系.

離子型,如NaX,LaCl等;

共價型,如AgCl,HgCl2等.

金屬鹵化物;

非金屬鹵化物,如BF3,SiF4等.11.2.3氫鹵酸、鹵化物鹵化物的熔、沸點

鹵化物NaFNaClNaBrNaISiF4SiCl4SiBr4SiI4熔點(K)126710741013934196203278393沸點(K)196617151666157320833042656011.2.3氫鹵酸、鹵化物鹵化物鍵型變化規(guī)律:

同一周期鹵化物:

p區(qū)同族元素鹵化物:

同一金屬不同鹵化物:

同一金屬不同氧化值的鹵化物:離子型共價型右左離子型離子型離子型共價型共價型共價型如NaF如SiF4上下如NF3如BiF3過渡型如SbF3變形性大的鹵素所形成的鹵化物一般為共價型.如AlF3如AlCl3一般高氧化值的鹵化物具更多的共價性.如PbCl2PbCl411.2.3氫鹵酸、鹵化物鹵化物的性質(zhì):離子型共價型大多易溶于水易溶于有機溶劑金屬鹵化物非金屬鹵化物水解性易水解,產(chǎn)物為兩種酸BX3,SiX4,PCl3較典型的:Sn(OH)Cl,SbOCl,BiOCl對應(yīng)氫氧化物不是強堿的都易水解,產(chǎn)物為氫氧化物或堿式鹽溶解性11.2.3氫鹵酸、鹵化物銀鹽(AgF除外),如K

sp(AgCl)=1.7710-10;鉛鹽(PbX2),如K

sp(PbI2)=8.4910-9;亞汞鹽(Hg2X2),如K

sp(Hg2Cl2)=1.4510-18;亞銅鹽(CuX),如K

sp(CuI)=1.2710-12;難溶鹵化物:CaF2,K

sp(CaF2)=1.4610-10

11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽3.鹵素的含氧化合物:(1)鹵素含氧化合物穩(wěn)定性變化規(guī)律:氧化物氫氧化物(含氧酸)含氧酸鹽穩(wěn)定性增強11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽(2)鹵素含氧酸根結(jié)構(gòu)(X為sp3雜化)氧化值+1XO-次鹵酸根+3ClO2-亞鹵酸根+5XO3-鹵酸根+7XO4-高鹵酸根11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽HClOHBrO HIOK

a2.8×10-82.0×10-92.3×10-11HClO3HBrO3 HIO3強 強 近中強HClO4HBrO4H5IO6最強 強 弱

(K

a1=

4.410-4)

酸性:(3)鹵素含氧酸及其鹽性質(zhì)與變化規(guī)律:偏高碘酸HIO4高碘酸

H5IO611.2.4鹵素的含氧酸及其鹽11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽

氧化性:{

(XO-/X-)、

(XO3-/X-)、

(XO4-/X-)/V}11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽ClO3-+6I-

+6H+

→3I2+Cl-+3H2O在少量酸性的碘化鉀溶液中加入飽和氯酸鉀.2ClO3-+

I2

→2IO3-+Cl2{

(XO-/X-)、

(XO3-/X-)、

(XO4-/X-)/V}11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽

穩(wěn)定性:HClOHBrO HIOHClO3HBrO3 HIO3強弱含氧酸鹽的熱穩(wěn)定性含氧酸的熱穩(wěn)定性>受熱4HClO4

→2Cl2↑+7O2↑+2H2O

525℃KClO4

→KCl+2O2↑均已獲得純物質(zhì),穩(wěn)定性好已獲得酸的濃度:40% 50% 晶體HClO4HBrO4 H5IO611.2.4鹵素的含氧酸及其鹽

MClOMClO2MClO3MClO4HClOHClO2HClO3HClO4

酸性氧化性熱穩(wěn)定性氧化性氧化性熱穩(wěn)定性熱穩(wěn)定性強強強弱弱強弱⑤變化規(guī)律:11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽(4)次氯酸及其鹽:①HClO穩(wěn)定性:

光2HClO→2HCl+O2

2HClO→2HCl+HClO3

脫水劑2HClO→Cl2O+H2O平行反應(yīng)

冷Cl2+NaOH→2NaClO+NaCl+H2O冷2Cl2+3Ca(OH)2→Ca(ClO)2+CaCl2·Ca(OH)2·H2O+H2ONaClO+2HCl→NaCl+Cl2↑+H2O

②次氯酸鹽及其與酸的作用:11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽(5)氯酸及其鹽:

氧化性:a.固體KClO3具有強的氧化能力,當它與各種易燃物混合后,撞擊爆炸著火.KClO3火柴頭中的氧化劑b.KClO3水溶液要在酸性條件下才具有氧化性.KClO3+6KI+3H2SO4→3K2SO4+KCl+3I2+3H2O11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽

穩(wěn)定性:

MnO22KClO3→2KCl+3O2↑

200℃

小心

4KClO3→3KClO4+KCl

400℃(6)高氯酸及其鹽:HClO4在貯存時必須遠離有機物;它的水溶液在氯的含氧酸中最穩(wěn)定;KClO4穩(wěn)定性好,用作炸藥比KClO3更穩(wěn)定.

525℃KClO4→KCl+2O2↑11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽Mg(ClO4)2、Ca(ClO4)2可用作干燥劑;NH4ClO4可作為現(xiàn)代火箭推進劑.5H5IO6+2Mn2+→2MnO4-+5IO3-+7H2O+11H+其它高鹵酸鹽:11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽R–O–H酸式離解:R–O–H堿式離解:酸式還是堿式離解由Rn+電荷的多少以及其離子半徑的大小等因素決定.電荷較多,半徑較小時.電荷較少,半徑較大時.Rn+電荷越多,半徑越小,酸性越強.若Rn+對O2-的吸引力與H+對O2-的吸引力差不多,則可按兩種方式解離4.含氧酸酸性相對強弱的判斷:含氧酸的組成可用R–O–H通式來表示,可看成由Rn+、O2-、H+三種離子組成.┆┆.11.2.4鹵素的含氧酸及其鹽同周期非金屬元素的含氧酸從左到右酸性逐漸增強:一般規(guī)律:HClO<HClO2<

HClO3<

HClO4H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4同一主族不同元素的含氧酸從上到下酸性逐漸減弱:HClO3>HBrO3>

HIO3同一元素所形成的幾種氧化值的含氧酸,酸性依氧化值的升高而增強:11.3氧族元素

CHALCOGEN氧族(ⅥA):O、S、Se、Te、Po11.3氧族元素

11.3.1氧族元素的通性1.氧族元素的主要特點:(1)同周期元素中非金屬性較強;價電子構(gòu)型:ns2np4;原子半徑較小.(2)常見氧化值為-2.氧與大多數(shù)金屬形成二元離子型化合物.S、Se、Te與大多數(shù)金屬元素化合時主要形成共價化合物.(3)氧的電負性較大.除氧外,還可表現(xiàn)出+2、+4、+6等正氧化值.11.3.1氧族元素的通性(pm)(kJ·mol-1)氧族(VIA)OSSeTePo單質(zhì)性質(zhì)準金屬:類金屬或半金屬的外貌.如Te:典型非金屬準金屬放射性金屬11.3.1氧族元素的通性11.3.1氧族元素的通性11.3.2氧族元素的通性2.氧族氫化物性質(zhì)比較:H2O H2SH2Se H2Te化學(xué)活性穩(wěn)定性酸性

m.p.b.p.小大大小弱強最高小大3.臭氧(O3):O2的同素異形體,反磁性物質(zhì).結(jié)構(gòu):唯一極性單質(zhì).11.3.1氧族元素的通性-臭氧

氧化性:性質(zhì):

不穩(wěn)定性:2O3

→3O2

fH

m=-286kJ·mol-1例:O3+2I-+2H+

→I2+O2+H2OO3+2H++2e-→O2+H2O酸性:O3+H2O+2e-→O2+2OH-

(O3/O2)=2.07V堿性:

(O3/O2)=1.20V

(O2/H2O)=1.229VO2在酸性條件下:O2+4H++4e-→2H2O

吸收紫外線.返回節(jié)11.3.2臭氧簡單的臭氧發(fā)生器O2O2,O3從臭氧發(fā)生器出來的氧氣中約含有3%～10%的臭氧,可進一步利用氧氣和臭氧的沸點差別分離出臭氧。在自然界,大氣中的閃電、松樹林中松脂的氧化以及一些機器運轉(zhuǎn)中的火花等都能產(chǎn)生一些臭氧。一般情況下,大氣中臭氧含量極少,質(zhì)量分數(shù)不超過1×10-9。微量臭氧對人健康有益,它不僅能殺菌,還能剌激中樞神經(jīng),加速血液循環(huán)。11.3.2臭氧若空氣中臭氧的質(zhì)量分數(shù)超過1×10-6時,則會使人產(chǎn)生疲勞、頭痛等病癥。地面上空約25km處有一臭氧層,質(zhì)量分數(shù)可達0.2×10-6，這是氧氣吸收太陽光中波長小于185nm的紫外線后生成的。這種吸收作用保護了地面上的生物免遭強紫外線的傷害。但現(xiàn)代汽車和飛機排出的廢氣中含有NO,它逐漸破壞臭氧層：

NO+O3═NO2+O2此外,各種含氯農(nóng)藥、致冷劑弗利昂（freons，CCl2F2）等,它們經(jīng)光化學(xué)反應(yīng)產(chǎn)生原子態(tài)氯，也破壞著臭氧層。11.3.2過氧化氫1.過氧化氫(H2O2):(1)結(jié)構(gòu):–O–O–稱為過氧鍵.11.3.2過氧化氫

弱酸性:H2O2HO2-+H+K

a1=2.210-12K

a2≈10-25例:H2O2+Ba(OH)2→BaO2+2H2O

不穩(wěn)定性:2H2O2

→

2H2O+O2

fH

m=-196kJ·mol-1

氧化還原性:

/AO20.682VH2O2

1.77VH2O

/BO2-0.076VHO2-0.87VOH-HO2-

→

O2-(過氧離子)+H+(2)性質(zhì):→11.3.3硫化氫、硫化物例:H2O2+PbS(黑)

→PbSO4(白)+4H2OH2O2+2Fe2++2H+

→2Fe3++2H2O3H2O2+2Cr(OH)4-+2OH-

→2CrO42-+8H2O5H2O2+2MnO4-+6H+

→2Mn2++5O2+8H2O

H2O2作為氧化劑和殺菌劑的特點.2.硫化氫,氫硫酸與硫化物:(1)硫化氫,氫硫酸:H2S結(jié)構(gòu)與H2O相似.稍溶于水,形成氫硫酸.

酸性:弱的二元酸.11.3.3硫化氫、硫化物

還原性:S+2H++2e-→

H2S(aq)

(S/H2S)=+0.144VS+2e-→

S2-(aq)

(S/S2-)=-0.445V

不完全2H2S

+O2→S↓+2H2O

完全2H2S

+3O2→2SO2+2H2O遇到強氧化劑時氧化產(chǎn)物為:

SO42-;

S.H2S

+Cl2+4H2O

→H2SO4+8HCl5H2S

+9MnO4-

+14H+

→8Mn2++5SO42-+2H2O11.3.3硫化氫、硫化物5H2S

+MnO4-

+6H+

→2Mn2++5S+8H2O

與金屬離子的作用:氫硫酸可形成正鹽和酸式鹽.(2)金屬硫化物:

顏色:大多數(shù)為黑色如PbS,CuS等.Bi2S3CdS褐色黃色As2S3As2S5黃色黃色Sb2S3Sb2S5橙色橙色SnSSnS2褐色黃色MnS肉色白色ZnS11.3.3硫化氫、硫化物幾種硫化物的顏色:11.3.3硫化氫、硫化物

水解性:最易水解:Cr2S3、Al2S3

溶解性:酸式鹽均易溶于水,正鹽中堿金屬(包括NH4+)硫化物以及BaS易溶于水;堿土金屬(Be除外)硫化物微溶于水;其它硫化物大多數(shù)難溶于水.據(jù)MS在酸中溶解性的不同將硫化物分成以下四類:11.3.3硫化氫、硫化物不溶于稀鹽酸,溶于濃鹽酸;

不溶于鹽酸,溶于濃硝酸;

僅溶于王水.第一類:K

sp>10-24的MS.一般包括:MnS,FeS,CoS,NiS,ZnS等.這類MS在稀酸中因酸效應(yīng)會溶解..不溶于水,溶于稀酸(0.3mol·L-1HCl);如ZnS:K

sp=2.510-22ZnS

+2H+

→Zn2++H2S11.3.3硫化氫、硫化物第二類:K

sp在10-30～10-25的MS.一般包括:PbS,CdS,Bi2S3,SnS,Sb2S3,Sb2S5,SnS2等.這類MS在濃度高的HCl中因配位效應(yīng)會溶解.如CdS:K

sp=1.410-29可溶于6mol·L-1HCl:上述MS前四者形成配位數(shù)4的配離子,后三者形成配位數(shù)6的配離子.CdS

+4HCl→CdCl42-+H2S+2H+11.3.3硫化氫、硫化物第四類:溶度積更小的HgS(K

sp=6.4410-53).3CuS

+8HNO3→3Cu(NO3)2+2NO+3S+4H2O3HgS

+2HNO3+12HCl

→3H2[HgCl4]+3S+2NO+4H2O第三類:

K

sp<10-30的MS.一般包括:CuS,Ag2S,As2S3,As2S5等.這類MS在濃HNO3中因氧化還原效應(yīng)會溶解.如CuS:K

sp=1.2710-36.在王水中因配位、氧化還原雙重效應(yīng)會溶解.11.3.3硫化氫、硫化物如:HgS

+S2-→HgS22-As2S5

+3S2-→2AsS43-再如:2SnS2+6OH-→2SnO32-+SnS32-+3H2OAs2S5

、Sb2S5無論在NaOH還是Na2S溶液中,均形成配位數(shù)4的化合物;而SnS2、As2S3、Sb2S3均形成配位數(shù)3的化合物汞、砷、銻、錫(Ⅳ)的MS還能溶于Na2S或NaOH溶液中..11.3.3硫化氫、硫化物常見金屬硫化物的溶解性分類溶于水的硫化物不溶于水的硫化物溶于稀酸的硫化物不溶于稀酸的硫化物K+,Na+,NH4+,Mg2+,Ca2+,Sr2+,Ba2+Mn2+,Fe2+,Fe3+,Co2+,Ni2+,Zn2+Ag+,Pb2+,Hg2+,Hg22+,Sn4+,Bi3+,Cu2+,Cd2+,Cd2+,As3+,As5+,Sd3+,Sb5+11.3.4硫化氫、硫化物(3)多硫化物:(NH4)2Sx,x=2~62-(NH4)2S+(n-1)S→(NH4)2Sx現(xiàn)象:黃→橙紅→紅x↑特點:

形成難溶硫化物沉淀時往往得到膠狀沉淀,甚至產(chǎn)生膠溶;

與過氧化物相似,具有氧化還原性;

酸性溶液中不穩(wěn)定,易歧化分解為H2S和S.11.3.4硫的含氧化合物1.二氧化硫、亞硫酸及其鹽:(1)SO2:無色氣體,有強烈刺激性氣味,易溶于水,為大氣污染源之一.(2)亞硫酸及其鹽:

酸性:在水溶液中是二元中強酸,K

a1=1.5410-2.11.3.4硫的含氧化合物

氧化還原性:

(H2SO3/S)=+0.45V

(H2SO4/H2SO3)=+0.20V

(SO42-/SO32-)=-0.93V還原性順序:亞硫酸鹽>亞硫酸>二氧化硫2H2SO3+O2

→2H2SO4再如:H2SO3+Br2+H2O

→H2SO4+2HBr.11.3.4硫的含氧化合物遇強還原劑時表現(xiàn)出氧化性.能使品紅褪色.亞硫酸與溴水的反應(yīng):H2SO3+2H2S

→3S+3H2O

漂白:11.3.4硫的含氧化合物H2SO4中的S原子是以sp3雜化形式與O原子成鍵的.(1)H2SO4的結(jié)構(gòu):2.硫酸及其鹽:11.3.4硫的含氧化合物S:3s3p

3dsp3sp3雜化

3d分子中除存在σ鍵外還存在(p-d)π反饋配鍵.11.3.4硫的含氧化合物(2)硫酸的性質(zhì):

酸性:二元強酸.

濃H2SO4的強吸水性:作干燥劑.能從纖維、糖中提取水.11.3.2氧、硫的主要化合物

強氧化性:濃H2SO4的強氧化性主要是成酸元素中硫的氧化性.與活潑金屬反應(yīng)還原產(chǎn)物為硫,甚至硫化氫:3Zn+4H2SO4(濃)

→3ZnSO4+S+H2O4Zn+5H2SO4(濃)

→4ZnSO4+H2S+H2O當與不活潑金屬以及非金屬作用時還原產(chǎn)物一般為二氧化硫:Cu+2H2SO4(濃)

→CuSO4+SO2+2H2OC+2H2SO4(濃)

→CO2+2SO2+2H2O11.3.4硫的含氧化合物(3)硫酸鹽:

大多數(shù)酸式鹽以及正鹽都易溶于水,只有PbSO4,CaSO4,SrSO4難溶于水,BaSO4幾乎不溶于水和酸.可溶性硫酸鹽從水中析出時常帶結(jié)晶水.如:CuSO4·5H2O,其結(jié)構(gòu)式[Cu(H2O)4]SO4·H2O.多數(shù)硫酸鹽還有形成復(fù)鹽的傾向.明礬:K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O如摩爾鹽:(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O11.3.4硫的含氧化合物3.硫代硫酸鹽:“代酸”:

H2SO4中的氧原子被其它原子所取代的含氧酸.

穩(wěn)定性:在酸性溶液中易分解:S2O32-+2H+→H2S2O3→S+SO2+H2OHO–S–OH==OSO11.3.2氧、硫的主要化合物“連酸”:中心原子相連所形成的含氧酸.====OOOOS2O32-+I2

→S4O62-+2I-與較弱的氧化劑作用時則被氧化為S4O62-:S2O32-+4Cl2+5H2O

→2SO42-+8Cl-+10H+遇強氧化劑時被氧化為SO42-:

還原性:S–S–S–OHOHHOHO–S–如:連四硫酸:11.3.2氧、硫的主要化合物另外,重金屬的硫代硫酸鹽難溶且不穩(wěn)定.有一個典型的反應(yīng)可以用來鑒定S2O32-:2Ag++S2O32-

→Ag2S2O3↓Ag2S2O3+H2O→Ag2S↓+H2SO4沉淀顏色的變化由白色經(jīng)黃色棕色最后變成黑色.AgBr+2S2O32-

→[Ag(S2O3)2]3-+Br-

S2O32-具有很強的配位能力,能與許多金屬離子形成配離子.

配位能力:、硫的各種含氧酸名稱化學(xué)式硫的氧化數(shù)存在形式主要性質(zhì)亞硫酸H2SO3+4鹽、水溶液還原性焦亞硫酸H2S2O5+4鹽還原性連二亞硫酸H2S2O4+3鹽還原性硫酸H2SO4+6純酸、鹽、水溶液氧化性、酸性焦硫酸H2S2O7+6純酸、鹽氧化性、酸性硫代硫酸H2S2O3+2鹽還原性過一硫酸H2SO5純酸、鹽氧化性、酸性過二硫酸H2S2O8純酸、鹽氧化性、酸性連多硫酸H2SxO6(x=3~6)鹽、水溶液還原性

11.4氮族元素氮族元素的基本性質(zhì)性質(zhì)氮N磷P砷As銻Sb鉍Bi原子序數(shù)715335183原子量14.0130.9774.92121.8209.0價電子層結(jié)構(gòu)2s22p33s23p34s24p35s25p36s26p3主要氧化數(shù)-3,-2,-1,+1,+2,+3,,+4,+5-3,+3,+5-3,+5-3,+3+3電子親合能(kJ·mol-1)+6.8-72-77-101-106第一電離能(kJ·mol-1)14021012947834703電負性3.02.12.01.91.9制備單質(zhì)磷是將磷酸鈣礦混以石英砂(SiO2)和炭粉放在1773K左右的電爐中加熱。2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C=====6CaSiO3+P4+10CO

單質(zhì)磷磷易于氧化，自然界中是以磷酸鹽的形式存在的，例如磷酸鈣礦Ca3(PO4)2、磷灰石Ca5F(PO4)3等。1773K黑磷白磷紅磷點燃對比砷、銻、鉍有時以游離態(tài)存在于自然界中，但主要以硫化物礦存在。例如雄黃(As4S4)、雌黃(As2S3)、砷硫鐵礦(FeAsS)、輝銻礦(Sb2S3)、輝鉍礦(Bi2S3)等。砷、銻、鉍本族中的砷、銻、鉍又叫砷分族，它們次外層的電子結(jié)構(gòu)都是18電子，而與氮、磷次外層電子的結(jié)構(gòu)不同。砷、銻、鉍在性質(zhì)上表現(xiàn)出更多的相似性。砷主要是與銅、鉛及其他金屬形成合金，高純砷還用于半導(dǎo)體和激光技術(shù)中。銻在冶金中可制造合金。錫、鉛、銻三者的合金可用于鑄件、活字中，鉛銻合金可用于鉛蓄電池。銻也用于半導(dǎo)體工業(yè)中。鉍可制低熔合金，用于自動關(guān)閉器和活字合金中。砷、銻、鉍11.4氮族元素氮族元素的基本性質(zhì)

B/V

A/V11.4.2氮的氫化物1.NH3及銨鹽:

堿性:氨水為一元弱堿

還原性:

燃燒4NH3+3O2→2N2+6H2O(1)NH3:

Pt,800℃4NH3+5O2→4NO+6H2O

常溫2NH3+3Cl2→N2+6HCl,可用于檢漏.11.4.2氮的氫化物

加合反應(yīng):如NH3能加合H+,使之在水溶液中顯弱堿性.再如NH3還能以一些金屬離子加合形成氨合離子,如[Cu(NH3)4]2+等.

取代反應(yīng):+

570℃2NH3+2Na

→2NaNH2(氨基化鈉)+H2

催化11.4.2氮的氫化物NH2OH稱為羥胺,既有氧化性,又有還原性.2NH2OH+I2+2OH-

→N2+2I-+4H2O(2)銨鹽:NH4+的半徑(537pm)與K+的半徑(530pm)很接近,故銨鹽的性質(zhì)與鉀鹽相似.NH4+結(jié)構(gòu):+HNHHH11.4.2氮的氫化物

與堿的作用:

熱穩(wěn)定性:

非氧化性酸銨鹽→NH3↑+酸

常溫如:NH4HCO3(s

)

→NH3↑+CO2↑+H2O

常溫再如:(NH4)SO4(s

)

→NH3↑+NH4HSO4氧化性酸銨鹽N2或氮的化合物;

→

低溫

→

高溫N2↑+O2↑11.4.3氮的含氧化合物

～210℃如:NH4NO3(s

)

→N2O↑+2H2O↑

>300℃再比如:2NH4NO3(s

)

→2N2↑+O2↑+4H2O↑

fH

m=-236kJ·mol-11.一氧化氮(NO)、氧化氮(NO2):奇分子:具有奇數(shù)價電子的分子.NO分子中有一個

鍵,一個雙電子

鍵和一個3電子鍵組成,共11個電子.NO為奇分子.11.4.3氮的含氧化合物無色的NO氣體常溫下極易氧化,變?yōu)榧t棕色的NO2氣體.NO2結(jié)構(gòu):其中含有一個大

鍵:N:價電子構(gòu)型為:2s22p3不等性sp2雜化后:

11.4.3氮的含氧化合物NO、NO2也都是空氣的主要污染源之一.NO+NO2+2NaOH→2NaNO2+H2O2.亞硝酸及其鹽:2HNO2

→

H2O+N2O3藍色→

H2O+NO+NO2

酸性與穩(wěn)定性:HNO2是一種很不穩(wěn)定的弱酸(K

a=7.210-4).亞硝酸鹽卻是穩(wěn)定的.一般來說,金屬活潑性差,對應(yīng)亞硝酸鹽穩(wěn)定性也差:AgNO2NaNO2<11.4.3氮的含氧化合物

氧化還原性:酸性條件下主要表現(xiàn)出氧化性.例如:2NO2-+2I-+4H+

→2NO+I2+2H2O只有在堿性條件下,或強氧化劑存在時才體現(xiàn)出還原性,比如:5NO2-+2MnO4-+6H+

→5NO3-+2Mn2++3H2O3.硝酸及其鹽:一般濃硝酸含HNO368%,為無色液體.>86%的HNO3稱為發(fā)煙硝酸.11.4氮族元素的主要化合物硝酸熱穩(wěn)定性差:4HNO3→4NO

+O2+2H2O11.4.3氮的含氧化合物(1)HNO3結(jié)構(gòu):120°116°130°114°分子內(nèi)氫鍵分子中同樣含有大

鍵:N:2s22p3不等性sp2雜化后:

(2)HNO3的性質(zhì):HNO3的強氧化性主要在于HNO3中的N呈最高氧化值(+5),HNO3分子又不穩(wěn)定.11.4.3氮的含氧化合物三種含氮化合物在水體中存在的衛(wèi)生學(xué)意義NH3NO2－NO3－衛(wèi)生學(xué)意義+--水體新近受到污染+++水體新近受到污染,氧化分解在進行中+++水體曾受到污染,現(xiàn)仍繼續(xù)受污染-++污染物氧化分解,趨向自凈--+污染物分解已完成,達到無害化+-+過去污染已自凈,目前又有新污染-+-其它原因引起---清潔水磷的氫化物磷與氫組成一系列氫化物如PH3、P2H4、P12H16等，其中最重要的是PH3稱為膦，與氨相似，極毒，微溶于水。磷化物(Ca3P3、AlP)的水解反應(yīng)，碘化磷和堿的反應(yīng)都能生成膦:Ca3P2+6H2O＝3Ca(OH)2+2PH3

PH4I+NaOH==NaI+PH3

+H2O若制得的磷中含有P2H4，則在常溫下可自動燃燒。P2H4在常溫下呈液態(tài)，它不穩(wěn)定，暴露在空氣中會立即著火。

PH3的水溶液的堿常數(shù)約為10-28。有較強的還原性，它能從Cu2+、Ag+、Hg2+等鹽的溶液中還原出金屬。PH3+6Ag++H2O===6Ag+6H++H3PO3磷的氫化物

PH3或它的衍生物PR3作為配體其配位能力比NH3強的多（P可以形成d-p

鍵）。磷的鹵化物有兩種類型PX5和PX3，但PI5不易生成（rP不大而rI大，P原子周圍容納不下I-,或I-易變形）。2P+3X2（少量）===2PX3（除氟）2P+3X2（過量）===2PX5（除碘）

1、三氯化磷PCl3+H2O===P(OH)3(或H3PO3)+3HCl與膦相似,可以與金屬離子形成配合物如Ni(PC13)4,有一定的還原性，當遇氧化劑時會被氧化，如：PCl3+S===PSCl3

AsCl3、SbCl3和BiCl3都強烈水解，但程度減弱。AsCl3+3H2O==H3AsO3+3HClSbCl3+H2O==SbOCl↓(白色)+2HClBiCl3+H2O==BiOCl↓(白色)+2HClNCl3+3H2O==NH3+3HOCl

NCl3與PCl3的水解機理不一樣。磷的鹵化物在固態(tài)時PCl5不再保持三角雙錐結(jié)構(gòu)而形成離子化合物。PCl5易水解，但水量不足時，則部分水解生成三氯氧磷和氯化氫。PCl5+H2O===POCl3+2HCl過量水中則完全水解:POCl3+3H2O===H3PO4+3HCl

3、硫化磷(自學(xué))要求：了解硫化磷的性質(zhì)磷的鹵化物

2、五氯化磷

PCl5是白色固體，加熱時升華(433K)并可逆地分解為PCl3和Cl2。在氣態(tài)和液態(tài)時，PCl5的分子結(jié)構(gòu)是三角雙錐，磷原子位于錐體的中央，磷原子以sp3d雜化軌道成鍵。

P4O6為白色吸濕性蠟狀固體,有很強的毒性,可溶于苯、二硫化碳和氯仿等非極性溶劑中。P4O6是亞磷酸的酸酐，但只有和冷水或堿溶液反應(yīng)時才緩慢地生成亞磷酸或亞磷酸鹽。在熱水中它發(fā)生強烈的歧化反應(yīng)。P4O6不穩(wěn)定會繼續(xù)被氧化為P4O10。P4O6+6H2O(冷)===4H3PO3P4O6+6H2O(熱)===3H3PO4+PH3

磷的氧化物

1、磷的氧化物磷在空氣中或氧中的燃燒產(chǎn)物是P4O10,如果氧量不足則生成P4O6，P4O10分子結(jié)構(gòu)與P4O6相似。磷的氧化物

P4O10是白色雪狀固體，易升華，吸濕性強，因此，它常用作氣體和液體的干燥劑。它甚至可以從許多化合物中奪取化合態(tài)的水,如使硫酸、硝酸脫水,變成相應(yīng)的酸酐和磷酸。6H2SO4+P4O10===6SO3+4H3PO4

P4O10與水反應(yīng)視水的用量多寡，P—O—P鍵將有不同程度斷開，生成不同組分的酸。當水的物質(zhì)的量遞增時，與水的物質(zhì)的量之比超過1:6，特別是有硝酸作催化劑時，可完全轉(zhuǎn)化為正磷酸。磷的氧化物磷的含氧酸及其鹽磷有以下幾種重要的含氧酸：名稱正磷酸焦磷酸三磷酸偏磷酸亞磷酸次磷酸化學(xué)式H3PO4H4P2O7H5P3O10(HPO3)nH3PO3H3PO2磷的氧化態(tài)+V+V+V+V+III+I

1、正磷酸及其鹽由于氧的p軌道與磷的d軌道能量相差較大，它們形成的鍵不很有效，從鍵能和鍵長上看介于單鍵和雙鍵之間。反饋

鍵磷的含氧酸及其鹽

(1)制備:Ca3(PO4)2+3H2SO4===2H3PO4+3CaSO4

(2)酸性:H3PO4是三元酸：K1=7.11×10-3、K2=7.94×10-8、K3=4.8×10-13，它能生成正鹽和兩種酸式鹽，如：Na3PO4、Na2HPO4和NaH2PO4磷的含氧酸及其鹽

(3)溶解性:所有的磷酸二氫鹽都易溶于水，而磷酸氫鹽和正鹽除了K+、Na+、NH4+離子的鹽外，一般不溶于水。Na3PO4水解呈較強的堿性，可用做滌劑，Na2HPO4水溶液呈弱堿性，而NaH2PO4的水溶液呈弱酸性。磷酸二氫鈣是重要的磷肥。

Ca3(PO4)2+2H2SO4(適量)===CaSO4+Ca(H2PO4)2

過磷酸鈣

磷的含氧酸及其鹽

(4)重要化學(xué)反應(yīng)2Na3PO4+3CaCl2===Ca3(PO4)2↓(白色)+6NaClNa2HPO4+CaCl2===CaHPO4↓(白色)+2NaCl2NaH2PO4+3CaCl2===Ca(H2PO4)2+2NaClNa3PO4+3AgNO3===Ag3PO4↓(黃色)+3NaNO3Na2HPO4+3AgNO3===Ag3PO4↓+2NaNO3+HNO3NaH2PO4+3AgNO3===Ag3PO4↓+NaNO3+2HNO3磷的含氧酸及其鹽

2、焦磷酸及其鹽焦磷酸是無色玻璃狀固體，易溶于水，在冷水中會慢慢地轉(zhuǎn)變?yōu)檎姿帷＝沽姿崴芤旱乃嵝詮娪谡姿?，它是一個四元酸（291K，K1>1.4×10-1、K2＝3.2×10-1、K3=1.7×10-6、K4＝6.0×10-9）。將磷酸氫二鈉加熱可得到Na4P2O7：2Na2HPO4===Na4P2O7+H2O

P2O74-與Cu2+、Ag+、Zn2+、Hg2+等離子反應(yīng)，均有沉淀生成，但由于這些金屬離子能與P2O74-離子形成配離子而溶解。Cu2++P2O74-===Cu2P2O7↓Cu2P2O7+P2O74-===2[CuP2O7]2-磷的含氧酸及其鹽

3．偏磷酸及其鹽常見的偏磷酸有三偏磷酸和四偏磷酸。偏磷酸是硬而透明的玻璃狀物質(zhì)，易溶于水，在溶液中逐漸轉(zhuǎn)變?yōu)檎姿?。將磷酸二氫鈉加熱，在673—773K間得到三聚偏磷酸鹽：3NaH2PO4=====(NaPO3)3+3H2O673～773K973K把磷酸二氫鈉加熱到973K，然后驟然冷卻則得到直鏈多磷酸鹽的玻璃體即所謂的格氏鹽xNaH2PO4===(NaPO3)x+xH2O用AgNO3使正磷酸生成黃色沉淀、焦磷酸和偏磷酸產(chǎn)生白色沉淀，但偏磷酸可以使蛋白溶液沉淀而焦磷酸不能。用此法可以鑒別正、焦和偏磷酸。磷的含氧酸及其鹽

4．亞磷酸

P4O6的水解或?qū)⒑蠵Cl3的空氣流從270—273K的水中通過都可得到亞磷酸。純的亞磷酸是白色固體(熔點347K)，在水中的溶解度極大。結(jié)構(gòu)如圖：亞磷酸是一種二元酸,它的電離常數(shù)K1=1.0×10－2,K2=2.6×10－7。在亞磷酸分子中有一個P—H容易被氧原子進攻，故具有還原性。亞磷酸及其鹽都是強還原劑，能將Ag+、Cu2+等離子還原為金屬。H3PO3+CuSO4+H2O＝Cu+H3PO4+H2SO4亞磷酸及其濃溶液受熱時會發(fā)生歧化反應(yīng)。4H3PO3===H3PO4+PH3↑磷的含氧酸及其鹽

5．次磷酸在次磷酸鋇溶液中，加硫酸使鋇離子沉淀，便可得游離狀態(tài)的次磷酸。Ba(H2PO2)2+H2SO4===BaSO4+2H3PO2

H3PO2是一種白色易潮解的固體(熔點299.8K)。H3PO2是一元酸(K=1.0×10-2，298K),分子中有兩個與P原子直接鍵合的氫原子。次磷酸及其鹽都是強還原劑，還原性比亞磷酸強，能使Ag(I)還原為Ag，Cu(II)還原為Cu(I)或Cu，Hg(II)還原為Hg(I)或Hg，還可把冷的濃H2SO4還原為單質(zhì)硫。2As+3H2SO4(熱、濃)===As2O3+3SO2↑+3H2O3As+5HNO3+2H2O===3H3AsO4+5NO↑

2Sb+6H2SO4(熱、濃)＝Sb2(SO4)3+SO2↑+6H2O3Sb+5HNO3+8H2O＝3HSb(OH)6+5NO↑2Bi+6H2SO4(熱、濃)===Bi2(SO4)3+SO2↑+6H2O砷、銻、鉍化學(xué)性質(zhì):常溫下砷、銻、鉍在水和空氣中比較穩(wěn)定,在高溫時能和氧、硫、鹵素反應(yīng),產(chǎn)物一般是三價。4As+3O2==2As2O32As+3Cl2==2AsCl3但2As+5F2==2AsF5

砷、銻、鉍都不溶于稀酸，和非氧化性酸：Bi+4HNO3===Bi(NO3)3+NO↑+2H2O2As+6NaOH(熔融)==2Na3AsO3+3H2↑

Sb、Bi不與NaOH作用。砷、銻、鉍As2O3Sb2O3Sb(OH)3Bi2O3Bi(OH)3酸性增強↓兩性偏酸性兩性偏堿性弱堿性As2O5H3AsO4Sb2O5H[Sb(OH)6]Bi2O5HBiO3弱酸性兩性偏酸性兩性偏酸性堿性增強→砷、銻、鉍氫化物砷、銻、鉍都能生成氫化物MH3，它們的氫化物都是無色有惡臭和有毒的氣體，極不穩(wěn)定。這三種氫化物中砷化氫（又稱胂）。將砷化物水解或用活潑金屬在酸性溶液里使砷化合物還原都能得到胂。Na3As+3H2O===AsH3+3NaOHAs2O3+6Zn+6H2SO4===2AsH3+6ZnSO4+3H2O

在缺氧條件下，胂受熱分解為單質(zhì)砷。2AsH3===2As+3H2

砷、銻、鉍析出的砷在器皿的冷卻部位形成亮黑色的“砷鏡”(溶于NaClO),此即所謂馬氏試砷法。用于檢驗砷中毒。

SbH3也有類似的“銻鏡”(不溶于NaClO)。從NH3到BiH3穩(wěn)定性減小，還原性增強。砷、銻、鉍

4、鹵化物砷、銻、鉍的所有三鹵化物均已制得，而已知的五鹵化物只有AsF5、SbF5、SbCl5和BiF5四種。砷、銻、鉍的三鹵化物在溶液中都會強烈地水解，因為它們相應(yīng)氧化物的水合物不是弱酸便是弱堿。例如鹵化砷水解后生成相應(yīng)的氫鹵酸和亞砷酸。AsX3+3H2O===H3AsO3+3HX

銻和鉍的鹵化物水解后生成難溶的銻和鉍的?；}。從AsX3到BiX3水解程度減弱。氯化氧銻或氯化銻酰白色沉淀氯化氧鉍或氯化鉍酰白色沉淀硝酸氧鉍或硝酸鉍酰白色沉淀砷、銻、鉍

5、含氧化合物砷(+III)有弱還原性，砷(+V)有弱氧化性，銻(+III)有弱還原性，砷(+V)有氧化性，鉍(+III)幾乎無還原性，鉍(+V)有很強的氧化性。Bi(OH)3+Cl2+3NaOH===NaBiO3+2NaCl+3H2O2Mn2++5BiO3-+14H+===2MnO4-+5Bi3++7H2OAsO33-+I2+2OH-

AsO43-+2I-+H2O(反應(yīng)方向與酸度有關(guān))

(1)As2O3:俗名砒霜，溶于NaOH及HCl溶液。劇毒，中毒癥狀為腹痛嘔瀉,致死量為0.1克。用膠態(tài)的氫氧化鐵或氫氧化鎂懸浮液可解毒。三氧化二砷是制備砷衍生物的主要原料，可做殺蟲劑、除草劑，也用于制備藥物，木材、皮毛防腐，玻璃脫色等。砷、銻、鉍含氧化合物

(2)H3AsO4:是三元酸。

(3)AsF5:不穩(wěn)定，是一種強氧化劑。

(4)Ca3(AsO4)2:白色固體(含有雜質(zhì)易呈紅色)。砷酸鈣和它的堿式鹽Ca3(AsO4)2·3Ca(OH)2可用作殺蟲劑,對棉鈴蟲棉象蟲有效。砷酸鈣也用作殺鼠劑。

(5)Pb3(AsO4)2:白色晶體,工業(yè)品呈粉紅色，有劇毒。

(6)乙酸亞砷酸銅:Cu(CH3COO)2·3Cu(AsO2)2。又稱巴黎綠。翠綠色粉末；不溶于水和醇而溶于酸?？勺鰵⑾x劑和木材防腐劑。

(7)Sb2O3:白色顏料,用于油漆等工業(yè),并可制備各種銻化物，還可做透明的琺瑯質(zhì)白顏科、催化劑。砷、銻、鉍含氧化合物

(9)碳酸氧鉍和硝酸氧鉍:做藥物，可治療皮膚損傷和腸胃疾病等。[《維敏膠囊》(膠態(tài)果膠鉍膠囊)治胃病]

(10)BiF5:有機化學(xué)中常用的氟化劑。

(11)NaBiO3:鉍酸鈉又稱偏鉍酸鈉。黃色或棕色無定形粉末；不溶于冷水，在熱水中分解。它是強氧化劑，在酸性介質(zhì)中能使二價錳氧化到七價：4MnSO4+10NaBiO3+14H2SO4===4NaMnO4+5Bi2(SO4)3+3NaSO4+14H2O

鉍酸鈉在分析化學(xué)中用以檢測Mn2+離子。思考：當我們將固體NaBiO3加入到稀硫酸酸化的MnSO4溶液中，加熱，見到溶液變紅，同時有氣體產(chǎn)生。但根據(jù)反應(yīng)式是不可能產(chǎn)生氣體的，那么這種氣體是什么？是怎樣產(chǎn)生的？

6、在砷、銻、鉍的M3+鹽溶液中或用強酸酸化的MO33-、MO43-液中通人H2S都可得到相應(yīng)的硫化物沉淀。硫化物As2S3As2S5Sb2S3Sb2S5Bi2S3顏色黃色黃色橙紅色橙紅色棕黑色酸堿性兩性偏酸性兩性偏酸性兩性兩性堿性在濃HCl中不溶不溶溶溶Sb(V)變成Sb(Ⅲ)溶在NaOH中溶溶溶溶不溶在Na2S或(NH4)2S中溶易溶溶易溶不溶As2S3+3S2-===2AsS33-As2S3+3S22-===2AsS43-+S2AsS43-+6H+===As2S5↓+3H2S↑2AsS33-+6H+===As2S3↓+3H2S↑砷、銻、鉍的硫化物和硫代酸鹽硫化鋅硫化錳硫化鎘硫化砷硫化銻硫化錫硫化鉍11.5碳族元素

碳族元素11.５碳族元素碳族元素的主要特點:(1)價電子構(gòu)型：ns2np2氧化值原子晶體金屬晶體(2)C、Si的M(Ⅱ)化合物不穩(wěn)定;Ge、Sn的M(Ⅱ)化合物具強還原性;Pb(Ⅳ)化合物具強氧化性.單質(zhì)可形成足球烯,富勒烯,C60(sp2雜化)11.５.1碳族常見元素及其主要化合物11.５.1碳的氧化物一氧化碳:CO(6+8=14e-)與N2(2×7=14e-)是等電子體,結(jié)構(gòu)相似.(1)結(jié)構(gòu)::CO::CO:一個σ鍵兩個π鍵(2)性質(zhì):

配位能力:能形成羰基配合物,如:Fe(CO)5,Ni(CO)4,Co2(CO)8.15.5.2碳酸及其鹽

還原性:

毒性！

500℃2CO+SO2→2CO2+S

鋁礬土碳酸及其鹽:(1)CO32-的結(jié)構(gòu):CO32-(6+3×8+2=32e-)與BF3(5+3×9=32e-)也是等電子體.C:sp2雜化COOO2-

(NH4)2CO3或Na2CO3水溶液與Zn2+、Cu2+、Pb2+等易水解的離子溶液混合,一般只得到堿式鹽(當碳酸鹽和相應(yīng)的氫氧化物溶解度相近時).15.5.2碳酸及其鹽(2)碳酸及其鹽的性質(zhì):

酸堿性:如:2Zn2++3CO32-+2H2O→ZnCO3·Zn(OH)2↓+2CO2↑對Al3+、Fe3+、Cr3+等極易水解的離子,只能得到氫氧化物(當氫氧化物溶解度小于相應(yīng)碳酸鹽時).15.5.2碳酸及其