【正文】 水解作用加強(qiáng)以及 S2自身的還原性，因而不易生成穩(wěn)定的硫化物。鍵長(zhǎng) 142pm， 顯然具有雙鍵特征 (SO單鍵鍵長(zhǎng) 155pm)。如 H3O+＞ H2O＞ OH。? 形成共價(jià)鍵 1)、 sp3雜化形成三個(gè)共價(jià)單鍵，保留一對(duì)孤對(duì)電 子， NH3； 2)、 sp2雜化形成一個(gè)雙鍵和一單鍵，保留一對(duì)孤 對(duì)電子， ClN=O； 3)、 sp雜化形成一個(gè)三鍵， N2和 CN； 4)、 2s中的一對(duì)電子參與形成定域 π鍵，形成 +5 氧化態(tài)，如 HNO3氮的成鍵特征和價(jià)鍵結(jié)構(gòu)? 形成配位鍵 N2和許多氮化合物含孤對(duì)電子，可以向金屬離子配位，如： [Cu(NH3)4]2+。如， Ⅰ A和 Ⅱ A族金屬。工業(yè)上條件： 300～ 700105Pa， 773K， Fe催化劑。 COCl2 + 4NH3 = CO(NH2)2 + 2NH4Cl HgCl2 + 2NH3 = Hg(NH2)Cl + NH4Cl氮的氫化物化學(xué)性質(zhì)③ 、 還原反應(yīng) ： NH3在純氧中燃燒： 4NH3 + 3O2 = N2 + 6H2O (制 HNO3)： NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O Cl Br 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+ N2H5+ NH3OH+ pKa 三、氮的氫化物 工業(yè)上用 ClO氧化 NH3制肼： 2NH3 + ClO = N2H4(aq) + Cl + H2O 三、氮的氫化物 肼 (.,， .,275K)， 廣泛被用作還原劑，肼與氧化劑反應(yīng)時(shí)產(chǎn)生各種含氮化合物，最常見(jiàn)的是 N2。NO： 是一無(wú)色氣體，微溶于水，但不和水反應(yīng)。氮原子采取 sp2雜化，形成六個(gè) ? 鍵 ，兩個(gè)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：KaΘ = [H+][NO2]/[HNO2] = 5104HNO2不穩(wěn)定，易發(fā)生歧化反應(yīng)，但亞硝酸鹽穩(wěn)定。 被氧化的物質(zhì)不能達(dá)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、 N NH4+。 提供空軌道 ： PCl6。 白磷活潑，易氧化，紅磷和黑磷要穩(wěn)定得多。 但遇水水解。 只有在下述條件下才能生成 H3PO4。五、磷的含氧酸 直鏈的多磷酸鹽、支鏈狀的超磷酸鹽和環(huán)狀的聚偏磷酸鹽玻璃體。 在晶格中 PCl5和 PBr5分別含 [PCl4+]和 [PCl6]及 PBr4+和 [PBr 6 ]。Si、 Sn、 PbSi: 的晶體結(jié)構(gòu)類似于金剛石，熔點(diǎn) 1683K， 灰黑 色，有金屬外貌，性硬碎。 CO2是造成溫室效應(yīng)的幾種多原子分子之一，大氣中這類多原子分子允許可見(jiàn)光通過(guò)，但卻強(qiáng)烈吸收由地球表面散發(fā)的紅外光，從而妨礙了地球的散熱。分子中每個(gè)碳原子與周圍三個(gè)碳原子形成三個(gè) σ鍵，剩余的軌道和電子共同組成離域的 π鍵。? 三鹵化磷 氣態(tài) Cl2和 Br2和白磷作用可得 PCl3和 PBr3 ，白磷和碘在 CS2中可以得到 PI3， PX3無(wú)色氣體或無(wú)色揮發(fā)性液體， PCl3(l) + AsF3(l) = PF3(l) + AsCl3(l) PX3中 P采取 sp3雜化，分子形狀為三角錐，磷原子上有一對(duì)孤對(duì)電子。五、磷的含氧酸3)、 磷酸鹽 磷酸鹽： 簡(jiǎn)單磷酸鹽： M3PO M2HPO MH2PO4 復(fù)雜磷酸鹽：多磷酸鹽和偏磷酸鹽玻璃體簡(jiǎn)單磷酸鹽重要性質(zhì)是：溶解性、水解性、熱穩(wěn)定性。 P4O6 + 2O2 = P4O10 它有很強(qiáng)的吸水性，故用作干燥劑。三、磷化氫 PH3在水中的溶解度比 NH3小得多 (26dm3/ 100dm3 水 )，酸和堿對(duì)其溶解度影響很小。張力大，致使 PP鍵弱，白磷高活性。 采取 sp3d雜化，和電負(fù)性高的 F、 Cl化合，氧化態(tài)為 +5，如： sp3d： PCl5， sp3 : H3PO4。性質(zhì) ： ① 、熱和光不穩(wěn)定 4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2 四、氮的含氧化合物② 、 強(qiáng)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(shí)，其還原產(chǎn)物多數(shù)為 NO2，但同非金屬元素作用時(shí)還原產(chǎn)物往往是 NO。分子中 N原子采取 sp2雜化， 兩個(gè) N原子通過(guò) ? 鍵 相連，在真?zhèn)€分子中存在一個(gè) 五中心六電子的大 ? 鍵。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。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(gè) H被NH2和 OH所取代，電負(fù)性取代基使化合物中的 N原子不易給出其孤對(duì)電子，因而比起 NH3來(lái)都是個(gè)較弱的質(zhì)子堿?；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(qiáng)還原性。N2制備實(shí)驗(yàn)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： NH N2H HN NH2OH等。 高溫放電，制 NO。 N2分子的惰性證明 N原子的活性及成鍵穩(wěn)定性。 S的 含氧酸 它能使紙?zhí)炕?，燒焦石蠟?Ag+催化下可以將 Mn2+氧化成 MnO4 2Mn2+ + 5S2O82 + 8H2O = 2MnO4 + 10SO42 + 16H+ 過(guò)二硫酸及其鹽不穩(wěn)定，加熱容易分解： 2K2 S2O8 = 2K2SO4 + 2SO3 + O2無(wú)機(jī)酸強(qiáng)度的變化規(guī)律一、 影響無(wú)機(jī)酸強(qiáng)度的直接因素 現(xiàn)階段接觸的酸主要有兩種： 一種是氫化物 ， 另一種是含氧酸 。 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 + 2H2O硫的氧化物三氧化物 SO3工業(yè)上通過(guò) SO2氧化制備，其 . ； . 。 H2S和硫化物 堿金屬硫化物和 (NH4)2S是易溶于水的 。 C + 2S = CS2 2P + 5S = P2S5 Cl2 + 2S = S2Cl2n 硫能溶于苛性鈉中： 6S + 6NaOH = 2Na2S2 + Na2S2O3 + 3H2On 硫能溶于濃硝酸氧化成硫酸 S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO硫的制備、性質(zhì)和用途 單質(zhì)硫是從它的天然硫礦床或硫化物中制得。純 H2O2 是火箭燃料。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。氧化性 ：冷和稀的 HClO4水溶液的氧化能力低于 HClO3， 沒(méi)有明顯的氧化性，但濃 HClO4是 強(qiáng)氧化劑。 所有氯的氧化物都受熱和碰撞易發(fā)生爆炸。如： IFBrF ClF3， 這類化合物中絕大多數(shù)是不穩(wěn)定的，具有極強(qiáng)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(jī)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) →6CoF 3(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。 大多數(shù)金屬鹵化物可以由元素的單質(zhì)直接化合生成。 陽(yáng)極 (無(wú)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(yáng)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。一、 鹵素的通性F Cl Br I → 電子親合能減小 → 電負(fù)性減小 → 第一電離能減小 → 水合熱減小 → 共價(jià)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。一、氫 H2(g) + 2Li(s) = 2LiH (加熱 ) H2 + 2Na = 2NaH (653K) H2 + Ca = CaH2 (423～ 573K) 這類氫化物具有離子型化合物的共性，它們都是白色晶體，常因含少量金屬而顯灰色。 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 )和短鍵長(zhǎng)(74pm)， 由于分子質(zhì)量小，電子數(shù)少，分子間力非常弱，只有到 20K時(shí)才液化。如， 。? 離子型氫化物及制備 氫同電負(fù)性很小的堿金屬和堿土金屬在高溫下直接化合時(shí)，它傾向于獲得一個(gè)電子，成為 H 離子。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(dá)到八電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，僅缺少 1個(gè)電子，它們都有獲得 1個(gè)電子成為鹵離子 X 的強(qiáng)烈傾向 。 工業(yè)上 通常是電解液態(tài) HF中的 KF （ KHF2 ) 。其它元素和 I 化合時(shí)，表現(xiàn)出較低的氧化態(tài)，如 CuI。當(dāng)電負(fù)性差相當(dāng)大時(shí)，中心鹵原子的氧化數(shù)可以很高。 Cl2O7通過(guò) P2O5脫 HClO4中的水制得。 氧化能力為： NaBrO3＞ NaClO3＞ NaIO3鹵酸鹽分解 ： KClO3 = 3KClO4 + KCl 2KClO3 = 2KCl + 3O2