无机化学考研辅导笔记.打印版

hujunab002

没有人要我也发.................

satanwy

厉害，不顶不行呀

hujunab002

一、卤素单质的通性

1、分子结构和性质

元素的价电子构型为ns2np5，易得一个电子形成全满结构，单质均为双原子分子。最显著的性质是气态的F2、Cl2、Br2、I2的颜色变化,从近无色→紫色，分子最大吸收渐向长波方向移动。说明双原子MO中最高充满的σ和π*至最低未满的空的σ*轨道之间能量差自上而下减小。另外，卤素分子的离解能从F2到I2分别为159kj·mol－1，243kJ·mol－1，193kJ·mol－1和151kJ·mol－1。.除F2外,随着离子半径的增加，键渐弱，因而离解能渐低。

2、反应活性

（1）卤素标准电极电势:

I2+2e- 2I-            φ =0.52V

Br2+2e- 2Br-         φ =1.06V

Cl2+2e- 2Cl-         φ =1.36V

F2+2e- 2F-            φ =2.87V

氧化能力:F2>Cl2>Br2>I2（还原能力:I->Br->Cl->F-）

（2）所以F2,Cl2可与所有金属作用，F2还能与稀有气体作用:形成XeF2,XeF4,XeOF4等化合物。Br2,I2可与除贵金属外的所有金属作用。

（3）卤素与水作用发生下述两类反应

eq \o\ac(○,1)1X2+H2O→2H++2X-+1/2O2

F2极易发生此反应，日光下Cl2反应慢，Br2,I2无明显反应。

eq \o\ac(○,2)2X2+H2O→H++X-+HOX   X2+2OH-→XO-+X-+H2O

第 eq \o\ac(○,2)2类反应即为卤素特征的OX-Re反应即歧化反应。在酸性条件下，卤素歧化反应不易发生，如Cl2的K=4.0×10-4；而在碱性条件下，歧化极易进行，且XO-还可继续歧化（3XO-→2X-+XO3-）。Cl2在70摄氏度，Br2在室温，I2在0℃即可发生上述反应。所以室温下将Cl2，Br2,I2分别加入碱中生成的是ClO-,BrO3-和IO3-。

3、单质制备

（1）F2

eq \o\ac(○,1)1工业制备:电解KHF2与HF混合液

阳极（石墨）:2F- F2↑+2e-

阴极（电解槽）:2HF2-+2e- H2↑ +4F-

电解总反应:2KHF2 2KF+H2↑+F2↑

eq \o\ac(○,2)2实验室制法:BrF5(g) BrF3(g)+F2(g)

1986年:4KMnO4+4KF+20HF→4K2MnF6+3O2+10H2O

2K2MnF6+4SbF5 4KSbF6+F2↑+2MnF3

（2）Cl2

eq \o\ac(○,1)1工业制备:电解NaCl水溶液

eq \o\ac(○,2)2实验室制法:MnO2+HCl(浓)             KMnO4+HCl(浓)
（3）Br2

eq \o\ac(○,1)1工业制法:海水制Br2。Cl2通入pH=3～5的海水中:Cl2+2Br-=Br2+2Cl-压缩空气吹出Br2，碱液中歧化:3Br2+3CO32-=5Br-+BrO3-+3CO2↑，浓缩在酸性条件下:5Br-+BrO3-+6H+=3Br2+3H2O

实验室:Cl2+2Br-=Br2+2Cl-

（4）I2

工业制法:适量NaHSO3还原IO3-:

IO3-+3HSO3-=I-+3SO42-+3H+

IO3-+5I-+6H+=3I2+3H2

海藻和海洋生物中提取I2:侵取液通入Cl2(适量):2I-+Cl2=I2+2Cl-

或侵取液中加MnO2:   2I-+MnO2+4H+=Mn2++I2+2H2O，用CS2或CCl4萃取分离

实验室:   2I-+Cl2(适量)=I2+2Cl-

二、卤化氢

1、制备

实验室常用卤化物与高沸点酸反应制取相应卤化氢:

CaF2+H2SO4(浓) CaSO4+2HF(g)

NaCl+H2SO4(浓) NaHSO4+HCl(g)

HBr,HI不能:   2HBr+H2SO4(浓)=SO2(g)+2H2O+Br2

8HI+H2SO4(浓)=H2S(g)+4H2O+4I2

HBr,HI制备:

NaX+H3PO4=NaH2PO4+HX(g)        (Br,I)

3P+3X2+6H2O=3H3PO3+6HX(g)

2.  性质:

HX性质随原子序数增加呈现规律性变化


其中HF因生成氢键，熔沸点比HCl高。高温下HF不分解，而HI在300℃就发生分解，HF具有强腐蚀性，并能腐蚀玻璃（SiO2+4HF=SiF4+2H2O）

三、卤化物

1、卤化物的水解性

（1）离子型卤化物:除少数活泼金属卤化物外，均发生不同程度的水解.如:

MgCl2+H2O Mg(OH)Cl↓+HCl

SnCl2+H2O SM(OH)Cl↓+HCl

BiCl3+H2O BiOCl↓+HCl

（2）共价型卤化物（三种类型）

eq \o\ac(○,1)1生成含氧酸和卤化氢，如

BX3+3H2O=B(OH)3+3HX

SiCl4+3H2O=H2SiO3+4HCl

PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl

PCl5+4H2O=H3PO4+5HCl

eq \o\ac(○,2)2生成非金属氢化物和卤素含氧酸，如:

NCl3+3H2O=NH3=3HOCl

eq \o\ac(○,3)3不与水发生反应，如:CCl4，SF6等。主要因为中心原子C，S等已达最高配位数，水分子中的氧原子无法再配位上去了，故其水解速率很小。

（3）共价型卤化物水解机理

本质上是Lewis酸碱的相互作用，其过程可以分为亲电机理或亲核机理。

eq \o\ac(○,1)1亲核机理:如SiCl4水解


这一过程首先中心原子有可提供使用的空轨道。水解过程还包括构型转变，键的生成与消去的能量变化过程。

eq \o\ac(○,2)2亲电机理:如NCl3水解


eq \o\ac(○,3)3亲核亲电同时进行:如PCl3水解（产物为何与NCl3不同？）

PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl



由于P是第三周期元素，有空的d轨道（可以接受孤对电子进攻），同时P上由一对孤对电子，可以接受质子的亲电进攻，加上PCl3中配位数仅为3，远未达到第三周期最大配位数为6这一数值，PCl3既是Lewis酸，又是Lewis碱，因此有条件亲电与亲核过程。同时分子几何构型发生从sp3到sp3d的转变，待脱去一分子的HCl后，

不再具有孤对电子，只能发生水分子的亲核进攻，分子进一步发生构型转化及脱去HCl的变化，最终生成H3PO3。

为何NF3不易水解？

在NF3中价电子构型为四面体，N原子采用sp3杂化，N原子上有一对孤对电子，由于F原子电负性较大，NF3的碱性显然比NCl3要小得多，因此亲电水解不可能发生，同时N是第二周期元素，只有4个价轨道，不可能有空轨道接受亲核试剂的进攻。加上N-F键能较N-Cl键能大，因此NF3不会水解。

卤化物水解过程，有热力学因素外，卤素中心原子结构特征，如最大配位数，第几周期元素，有无孤对，有无空轨道，发生什么机理水解，水解过程能量变化（即键能大小）等及动力学因素。

2、氟的特殊性

（1）低氧化态:F只有-1氧化态，而其它卤素有-1，+1，+3，+5，+7等。

（2）F-F键能（解离能）反常小:主要原因是半径特别小,使孤对—孤对排斥力较大；另外还与F处于第二周期，不存在空d轨道，不可能像Cl，Br，I可以形成d—pπ键，而使键加强。

（3）F电子亲和能反常小:而卤素电子亲和能是Cl>Br>I，而AF<ACl主要原因F原子半径特别小，核周围电子密度较大，当接受外来电子或公用电子对成键时，将引起电子间较大斥力，从而部分抵消气态氟原子形成气态F-时所放出的能量。

（4）易形成高配位化合物:由于半径小原因。同时化合物具有较大的键能或晶格能和生成热；由于电负性大，金属氟化物离子性强；与第二周期元素形成化合物时。易形成p-p大π键，增加稳定性等。

例1:举例说明离子型和共价型二元金属卤化物的性质。

例2:为什么卤素的键离解能变化依次为:F-F<Cl-Cl>Br-Br>I-I？

例3:SiCl4和SiF4，哪一个水解更为剧烈？为什么？

四、拟卤素和多卤化物

1、拟卤素

有些化合物的性质与卤素十分相似，称之为拟卤素。如(CN)2，(SCN)2等。与卤素相似，(CN)2在气相中也发生热离解和光离解，产生的CN·自由基和卤素原子等叶瓣，可发生与卤素原子类似的反应:

NC-CN 2CN·      H2+CN·→HCN+H·

H·+NC-CN→HCN+CN·      总反应:H2+(CN)2→2HCN

像卤素一样，能还原为-1价负离子:NC-CN(aq)+2e-→2CN-(aq)

例4:举例说明拟卤素和卤素在化学性质上的相似性？

2、卤素互化物

指卤素原子间形成的化合物，通式XX’n。一般较重的电负性较低的卤素原子（X）为中心原子，n一般为奇数。常见有:

IF(g)，IF3(g)，IF5(g)，IF7(g)，ICl(g)，BrF(g)，BrF3(g)，BrF5(g)，BrCl(g)，ClF(g)，ClF3(g)，ClF5(g)，IBr(g)

卤素互化物的分子结构一般可由VSEPR预测，其物理性质介于组成元素的分子性质之间。所有卤素互化物均为氧化剂。

3、多卤化物

指金属卤化物与卤素单质或卤素互化物的加合物（一般氟化物晶格能较高，不易形成多卤化物）。如:CsBr+IBr→CsIBr2

加热多卤化物则离解为简单的卤化物和卤素单质。CsBr3 CsBr+Br2

若为多种卤素的多卤化物，则离解生成具有最高晶格能的一种卤化物，如:

CsICl2=CsCl+ICl     而不是CsI+Cl2

例5:试解释下列卤素互化物的稳定性次序:

IF>BrF>ClF>ICl>IBr>BrCl

五、卤素含氧酸及其盐的性质

1、卤素含氧酸的酸性大小变化规律

（1）对同一元素，随卤素氧化数的增加，酸性增强。

HClO<HClO2<HClO3<HClO4

HIO<HIO2<HIO3

（2）对同一氧化态的含氧酸，由于Cl→I原子半径增大，酸性就减弱:

HClO>HBrO>HIO；HClO3>HBrO3>HIO3

变化规律可用R-OH模型解释。

2、氧化性变化规律

（1）酸性条件下氧化性大于碱性，HXO>XO-，HXO3>XO3-，HXO4>XO4-。

（2）对于HXO:   HClO>HBrO>HIO；       ClO->BrO->IO-

对于HXO3:  HClO3～HBrO3>HIO3；     ClO3-～BrO3->IO3-

对于HXO4:  HClO4<HBrO4>H5IO6；     ClO4-<BrO4->H3IO3-

（3）对于Cl:     氧化性HClO>HClO3>HClO4；  ClO->ClO3->ClO4-

以上规律可从能量变化、原子结构、极化理论、钻穿效应等解释。

小小八

ding
可是为什么不放个地方我们大家共享呢
还是很感谢啊
谢谢
我要是天天来就天天顶了

hujunab002

11.F2的化学性质极为活泼，为什么电解KHF2时可用Cu、Ni及合金做电解槽？

  答:因为在电解槽的表面生成的氟化物致密、难溶，从而保护内部不受腐蚀。

12.写出F- 、Cl- 、Br- 、CN- 、SCN- 、OCN- 还原能力从小到达的顺序。

  答:F- <  OCN- <   Cl- <   Br- <   CN- <   SCN- <   I-

13.用溴酸盐分别和强氧化剂F2与XeX2作用，制备高溴酸盐，试分析他们起反应的酸碱条件？

14.CsICl2热解产物应是什么？为什么？

  答:反应为      CsCl 2==CsCl  +  ICl

  这主要是由于CsCl晶格能比CsI大所至。

15.写出CIF、BrF 3、ICl 3、IF 5、IF 7的水解方程式

答:ClF 3 +  H 2O =HF + HOCl

3BrF 3  +  5H 2O =HBrO 3+ Br 2 + 9HF + O 2

2ICl 3 + 3H 2O = 5HCl + ICl +HIO 3

IF5 +  3H 2O =HIO 3 + 5HF

IF 7 + 4H 2O = HIO4+ 7HF

16.总结无水卤化物的制备方法

答:（1）在氯化氢的气氛中加热脱水

    （2）在氯化氨的存在下加热脱水

（3）用脱水剂如氯化亚砜，2，2----二甲氯基丙烷

17.奇电子化合物一般有哪些性质？ClO 2高度活泼，体现在什么样的分子结构特点？安全制备或操作ClO 2的必要措施是什么？工业中ClO 2的最佳制备方法是什么？

（1）       奇电子化合物具有高的反应活性、易聚合、呈现颜色等

（2）       ClO2高活性就是体现了ClO 2分子是奇电子化合物的结构特点

（3）       安全措施是用空气或者二氧化碳去稀释它

（4）       最佳的制备方法:是用草酸还原氯酸钾

2KClO3+H2C2O4=K2CO3+CO2+H2O+2ClO2

或    2KClO3+2H2C2O4=K2C2O4+2CO2+2H2O+2ClO2

18.写出BeCl 2·4H 2O、MgCl2·6H 2O、CaCl2·6H 2O、

FeCl3·6H 2O脱水反应的反应式

（1）       BeCl 2·4H 2O=BeO + 2HCl+ 3H 2O

（2）       MgCl2·6H 2O=Mg（OH）Cl +HCl + 5H 2O

（3）       CaCl2·6H 2O=CaCl 2 + 6H 2O

（4）       FeCl3·6H 2O=Fe(OH)Cl 2 + HCl +5H 2O

19.在酸性条件下IO3-与HSO3-反应，若IO3- 过量，IO3- 还原产物是什么？若HSO3- 过量，IO3- 还原产物是什么？

答:前者是I2，后者是I-.



第六讲  氧族元素

一、氧族元素的通性:       O,  S,  Se,   Te,    Po

价电子构型为ns2np4，氧化态为-2，0，+2，+4，+6

氧一般是-2氧化态，自然界许多金属矿石都是以氧化物或硫化物形式存在的，故氧族元素又称为成矿元素。电离能是从上到下递减。O，S为非金属；Se，Te是半金属；Po为典型金属，是一个完整系列。氧的电负性仅次于氟，性质非常活泼，与卤素较为相似，氧与硫生成的共价化合物中，价层电子倾向全部成键，在共价化合物中，氧、硫一般均能形成pπ键，硫及其以下各元素，由于存在空的d轨道，因而它们在形成化合物时往往会形成p-dπ键，有些化合物还可能有离域π键。

二、氢化物

1、H2O2

（1）制备:电解60%的H2SO4，减压蒸馏得H2S2O8，水解得H2O2。

工业:NH4HSO4 (NH4)2S2O8+H2↑

eq \o\ac(○,1)1(NH4)2S2O8+2H2SO4=H2S2O8+2NH4HSO4

(NH4)2S2O8+H2O 2NH4HSO4+H2O2

eq \o\ac(○,2)2H2+O2 H2O2

实验室: Na2O2+H2SO4+10H2O Na2SO4·10H2O+H2O2

BaO2+H2SO4=BaSO4+H2O2

（2）性质

eq \o\ac(○,1)1不稳定性:H2O2=H2O+1/2O2    光照及少量Mnn+加速分解

eq \o\ac(○,2)2氧化还原性:由于H2O2中氧的氧化数处于中间，所以其既显氧化性又显还原性，但以氧化性为主。

H2O2+2H++2e-=2H2O    φ =1.77V

PbS+4H2O2=PbSO4+4H2O   反应常用于古画复原

O2+2H++2e-=H2O2    φ =0.68V

2KMnO4+5H2O2+3H2SO4=2MnSO4+5O2+K2SO4+8H2O

用于H2O2浓度测定。

由于H2O2氧化或还原产物为O2或H2O，不给系统带进杂质，故为常用氧化剂或还原剂之一。

eq \o\ac(○,3)3弱酸性:H2O2显弱酸性，与强碱发生中和反应。

H2O2+Ba(OH)2=BaO2+2H2O

例1:从热力学上判断Fe3+离子能否催化H2O2的分解，已知相关电极电势如下:

Fe3++e-=Fe2+                           φ =0.77V

H2O2+2H++2e-=2H2O               φ =1.77V

O2+2H++2e-=H2O2                          φ =0.68V

2、硫化氢(H2S)

（1）制备:

工业:FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑

实验室:硫代乙酰胺水解 CH3CSNH2+2H2O=CH3COONH4+H2S↑

（2）性质:

是一还原剂，其水溶液易被空气氧化，不能长久保存，H2S易与金属形成硫化物，且大多数不溶于水，故它是一种沉淀剂。H2S可以使Pb(Ac)2试纸变黑，因而可用此反应检验H2S的存在，反应式为:H2S+Pb(Ac)2=PbS+2HAc。

三. 臭氧的结构和性质

1. 价键结构

      
中心O采用sp2杂化。从结构分析，无成单电子，具有抗磁性；由于三个O原子对大π键贡献不同，加之三个氧原子上孤对电子数不同，使得偶极矩不能完全抵消，因而O3具有偶极矩（μ=1.93×10-30C·m），它是唯一有偶极矩的单质。

2.  性质:    强氧化性    即碱:O3→O2+OH-     

酸中:O3→O2+H2O

2Ag+2O3=Ag2O2+2O2

PbS+2O3=PbSO4+O2

2KI+H2SO4+O3=I2+O2+H2O+K2SO4

3.  应用:处理工业废水、废气（SO2、H2S、氰、酚、苯、醇等）不存在二次污染。

O3+CN-=OCN-+O2   ;    2OCN-+3O3+H2O=2HCO3- +N2+3O2

四、硫化物

由于S2-变形性很大，如果阳离子的价电子构型为18，18+2，9～17e-构型，则由于它们具有较大的极化能力，与硫离子间有强烈的相互极化作用，从而使硫化物由离子键向共价键过渡，因而生成难溶的有色硫化物，此为硫化物最重要的特点。

按溶解情况的差异，硫化物大致有如下五类。

（1）溶于稀HCl，此类硫化物的Ksp>10-24，如ZnS、MnS。

（2）不溶稀HCl而溶于浓HCl，Ksp介于10-25～10-30之间，如:CdS、PbS等，一般为弱电解质的电离平衡代替沉淀平衡。

（3）不溶于HCl而溶于HNO3中，如CuS、Ag2S等，Ksp<10-30，一般为氧化还原平衡代替沉淀平衡，如:

3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O

（4）不溶于HNO3而溶于王水，如:HgS，Ksp=10-54，一般为氧化还原平衡和配位平衡代替沉淀平衡。如:3HgS+2HNO3+12HCl=3H2[HgCl4]+3S↓+2NO↑+4H2O

（5）溶于硫化钠或多硫化钠溶液中，如SnS、SnS2、Sb2S3、Sb2S5

SnS2+Na2S=Na2[SnS3]

五、硫的含氧酸及其盐

1、硫酸

浓硫酸与稀硫酸氧化性不同，在稀H2SO4中，显氧化性的主要为H+，如:

H2SO4（稀）+Zn=ZnSO4+H2↑

浓硫酸是脱水剂和强氧化剂，其显氧化作用的为S(Ⅵ),它可以被还原成低氧化数的SO2、S、H2S等，如:

2H2SO4（浓）+Cu=CuSO4+SO2↑+2H2O

5H2SO4（浓）+4Zn=4ZnSO4+H2S↑+4H2O

2、亚硫酸及其盐

（1）       不稳定性（对酸）:SO32-+2H+=H2SO3=SO2+H2O

（2）氧化还原性:由于S(Ⅳ)氧化态处于中间，故其既显氧化性，又显还原性，一般以还原性为主:

SO2(aq)+4H++4e-=S(s)+2H2O(l)              φ =0.50V

SO42-(aq)+H2O(l)+4e-=SO32-(aq)+2OH-(aq)     φ =-0.94V

酸性溶液中存在主要物种是SO2，而不是H2SO3。SO2在酸性溶液中是个好的氧化剂，SO32-在碱性中主要为还原剂。如:

2Na2SO3+O2=2Na2SO4

SO32-+Cl2+H2O=SO42-+2Cl-+2H+

SO32-+2H2S+2H+=3S↓+3H2O

H2SO3+2H2S=3S↓+3H2O

（3）亚硫酸钠与硫作用，可生成硫代硫酸钠

Na2SO3+S Na2S2O3

3、硫代硫酸及其盐

（1）对酸不稳定性:S2O32-+2H+=SO2↑+S↓+H2O

（2）还原性:2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI    碘量分析法基础

（3）配位性:AgBr+2Na2S2O3=Na3[Ag(S2O3)2]+NaBr   此反应用于感光片的定影。

（4）S2O32-的鉴定:在中性介质中，和过量的AgNO3作用，得到沉淀颜色由白→黄→棕→黑，这是鉴定S2O32-的特殊方法，具体反应为:

2Ag++S2O32-=Ag2S2O3↓（白）

Ag2S2O3+H2O=Ag2S↓（黑）+H2SO4

习题1:为什么N2的电离能大于N的电离能，而O2的电离能小于O的电离能？又为何N2的电子亲和能小于N的电子亲和能，而O2的电子亲和能也小于O的电子亲和能？

习题2:为什么由非极性键构成的O3分子却具有极性？

习题3:斜方硫由环状S8分子组成，分子中S-S键长为205pm，平均键能为266kJ·mol－1。高温下气态S8分子（△fHm=102.3kJ·mol-1），可离解成S2分子（△fHm=128.37kJ·mol-1），S2分子中的键长缩小为189pm。

（1）解释S8及S2分子中为何有不同的键长。

（2）使S8分子离解为S原子的△H为多少？

（3）计算S8→4S2(g)的△H。

（4）计算S2分子中的键能值。

习题4:碲（Te）在地壳中的含量比Se少很多， 但Se在自然界中一般与硫化物共生而很少有独立矿物，碲却有很多独立矿物，为什么？

习题5:比较含有-S-S-键和-O-O-键化合物的性质和分子结构。

化学毛毛虫

顶！！！！！！！！！！！！
还有吗？

hujunab002

练  习   题

1.     回答下列问题.

(1)为什么O 2具有顺磁性,而O3却具有反磁性?

(2)油画放置久了,为什么会发黑.发暗?如何恢复？

(3)为什么SOCl 2既可以做Lewis酸又可以做Lewis碱

(4)给出重水和重氢水的分子式

(5)为什么向FeCl3溶液中注入H2S没有Fe2S3生成?

2.比较氧族元素和卤素的氢化物在酸性，还原性，热稳定性方面的递变规律

3.叙述SO3. H2SO4和发烟硫酸的相互关系,写出固态，气态SO3的结构式

4.给出SOF2. SOCl2， SOBr2 分子中S-O键强度的变化规律,并解释原因.

5.有四种试剂:Na2SO4、Na2SO3 ，Na2S2O3、Na2S2O6其标签已脱落，设计一种简便方法鉴别它们。

6.由H2S的制备过程来分析H2S的性质。

7.完成并配平下列方程式.

(1)     S + NaOH→

(2)     H2S + H2O2→

(3)     H2S + O2→

(4)     H2S + ClO3 + H+→

(5)     S2- + SO32-+H+→

(6)     Na2S2O3 + I2→

(7)     SO2+ H2O + Cl2→

(8)     H2O2 + MnO4- + H+→

(9)     Na2O2 + CO2→

(10)   KO2 + H2O→

8.一种钠盐A溶于水后，加入稀盐酸，有刺激性气体B产生，同时有黄色沉淀C生成。气体B能是高锰酸钾溶液褪色，若通Cl2气于A溶液中，Cl2消失并得到溶液D。D与钡盐作用，产生不溶于稀硝酸的白色沉淀E，试确定A、B、C、D、E各为何种物质？写出各步反应方程式。

9.分别举出以O2-、O22-、O22+离子组成的化合物,O2与某些过度金属配位生成的加合物，以O3为基础组成的离子化合物和双键化合物各一例。

   答:例子为:KO2、Na2O2、O2 [PtF6]、[Rh（NH3）3（O2）H]2+、KO3。

10.试分析Mn2+可催化H2O2分解的机理。已知Ф0H2O2/H2O=1.776V; Ф0MnO2/Mn2+=1.23V;Ф0O2/H2O2=0.695V

答:∵Ф0H2O2/H2O>Ф0MnO2/Mn2+

    ∴ H2O2 + Mn2+ =MnO2 + 2H+

    ∵Ф0O2/H2O2<Ф0MnO2/Mn2+

    ∴ MnO2 + H2O2 + 2H+ =Mn2+ + O2 ↑+2H2O

      故   2H2O2 = O 2↑+2H2O

11.无水硫酸中存在那些物种?

   答:可能存在:SO3、H2S2O7、H3O+、HS2O7-、H3SO4+、

12.由硫酸盐构成的矾通常有两种形式，它们分别是？

   答:（1）M2（1）SO4·M（Ⅱ）SO4·6H2O

      （2）M2（I）SO4·M2（Ⅱ）（SO4）3·24H2O

13，用纯Na2S制备硫代硫酸钠时，如果得到的产品为黄色，为什么？

  答:因为产品中混有S，其原因:一是通入了过量的SO2 使得pH＜7；二是Na2CO3用量少了的时候，产生的S不能被Na2SO3吸收.

14.完成下列反应的化学方程式

(1)       Na2O2与过量的冷水作用

(2)       几滴热水滴在Na2O2固体上

(3)       电解硫酸和硫酸氨的混合溶液

(4)       将难溶于水和酸的Al2O3变成可溶性的硫酸盐

(5)       无氧条件Zn粉还原酸式亚硫酸钠溶液

(6)       将SeO2溶于水然后通入SO2气体

(7)       用盐酸酸化多硫化铵溶液

(8)       在中等酸度的钛(Ⅳ)盐溶液中加入H2O2

15.未知液体物质A,结构与性质类似CO2，与Na2S反应生成化合物B，B遇酸能产生恶臭有毒的气体C及物质A。C可使湿醋酸铅试纸变黑。A与Cl2在MnCl2催化下可得一不能燃烧的溶剂物质D，A与氧化二氯作用则生成极毒气体E和透明液体F，试确定A～F各代表什么物质。

  答: A:CS2    B:Na2CS3  C:H2S         

D:CCl4     E:COCl2    F:SOCl2

16.试叙述Sn与Pb离子的硫化物性质，As、Sb、Bi离子的硫化物性质。如何利用硫代酸盐的生成来分离它们？

17.写出S在H2S、Na2S2O3、H2SO3、H2SO4、（NH4）2S2O8中的氧化数，从结构上分析其稳定性和氧化还原性？

18.Fe3+离子与S2-作用的产物是什么？

19.在4个瓶子里，分别盛有FeSO4、Pb(NO3) 2、K2SO4、MnSO4溶液，怎样用通入H2S和调节PH值的方法来鉴别它们？

20.有一白色固体A，加入油状无色液体酸B，可得紫黑色固体C，C微溶于水，加入A后C的溶解度增大，成棕色溶液D，将D分成两份，一份加入无色溶液E，另一份不断通入气体F，两份都褪色变成无色透明溶液。E溶液遇酸有淡黄色的沉淀，将气体F通入溶液E，在所得溶液中加入BaCl2溶液有白色沉淀，后者难溶于HNO3。问A～F各为什么物质？写出各反应方程式。

  解:A:KI    B:浓H2SO4     C:I2     D:KI3     E:Na2S2O3      F:Cl2



      第七讲   氮族元素

一、氮族元素的通性

价电子构型为ns2np3,从典型的非金属过渡到金属，该族元素的电子亲和能较小，显负价较为困难。其氢化物除NH3外都不稳定，而它们的氧化物一般较稳定。从As到Bi，随原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加，因而有:


二、氢化物

1、氨及其盐

NH3是氮族元素最常见的氢化物，和H2O相比其具有较小的离子积常数:NH3+NH3 NH4++NH2-    K=2.0×10-33    说明了离子化合物在液氨中有较小的溶解度。对有机物而言，NH3则是良好的溶剂。

（1）NH3的加合反应:NH3分子中有孤对，易与具有空轨道离子形成配位键，得到各种形式的氨合物。例:

H++NH3 NH4+         BF3+NH3→H3NBF3       Ag++2NH3 Ag(NH3)2+

（2）NH3的取代反应:NH3中的三个氢可依次取代，生成

， ， 的衍生物。如:

2Na(s)+2NH3(l)=2NaNH2+H2(g)

COCl2+4NH3=CO(NH2)2+2NH4Cl

（3）氧化还原反应:NH3作为还原剂

2NH3+3CuO(s)=N2(g)+3Cu(s)+3H2O

（4）铵盐的热稳定性:

NH4+与K+具有相似的半径。二者的晶型，溶解度相似，差异主要表现在铵盐的不稳定性，热分解产物有下列几种:

eq \o\ac(○,1)1生成挥发性酸:NH4HCO3 NH3(g)+CO2+H2O

eq \o\ac(○,2)2生成难挥发性酸NH4)3PO4 3NH3(g)+H3PO4   

(NH4)2SO4 NH3(g)+NH4HSO4

eq \o\ac(○,3)3氧化性酸:(NH4)2Cr2O7 N2(g)+Cr2O3+4H2O

2、联氨、羟氨及叠氮酸

（1）联氨（肼）

具有较高的介电常数，大多数盐能溶解在液体联氨中，其水溶液为弱碱性。

N2H4+H2O N2H5++OH-      Kb1=8.5×10-7

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

其在酸性溶液中为强氧化剂，碱性溶液中为强还原剂，和氨一样可形成配合物。

N2H4(l)+O2=N2+2H2O

NaClO+2NH3→N2H4+NaCl+H2O

（2）羟氨

NH3种一个氢被羟基取代得到NH2OH，水溶液呈弱碱性。

NH2OH+H2O NH3OH++OH-   Kb=8.5×10-9

2NH2OH+4FeSO4+3H2SO4=2Fe2(SO4)3+(NH4)2SO4+2H2O

与氨一样，可以形成系列配合物。

（3）叠氮酸(HN3)

易发生分解反应:2HN3=3N2+H2

水溶液中歧化:HN3+H2O=NH2OH+N2

在水中HN3为弱酸，Ka=1.9×10-5，具有与HNO3相似的氧化性。

Cu+3HN3=Cu(NO3)2+N2+NH3

叠氮离子N3-为线形，可作配体，它的性质和卤素离子相似，和CNO-及NCO-是等电子体，故N3-为拟卤素离子。

           
3、P、As、Sb和Bi的氢化物

PH3、AsH3、SbH3和BiH3随原子序数增加，稳定性渐渐减弱，水溶液酸性逐渐增加。

三、氮的氧化物及含氧阴离子

1.硝酸的强氧化性:许多非金属被氧化成相应的酸，而HNO3的还原产物一般为NO。如:

2HNO3+S H2SO4+2NO

HNO3能溶解除Au、Pt等少数金属外的许多金属，其还原产物决定于HNO3及金属的活泼性，浓HNO3一般被还原为NO2，稀硝酸的还原产物为NO；活泼金属如Zn、Mg与稀硝酸反应还原产物为N2O，极稀HNO3的还原产物为NH4+。

HNO3(极稀)+4Zn(s)+9H+→NH4++4Zn2++3H2O

2HNO3(浓)+Cu(s)+2H+→2NO2+Cu2++2H2O

2NO3-(稀)+Cu(s)+8H+→2NO+3Cu2++4H2O

2.硝酸盐的热稳定性及氧化性（略）

3.亚硝酸及其盐

HNO2不稳定，可以发生歧化反应:3HNO2→NO3-+2NO+H3O+

在酸性介质中，HNO2为较强的氧化剂，φ HNO2/NO=1.0V。HNO2又可作还原剂，氧化产物为HNO3。

2NO2-+2I-+4H+=2NO+I2+2H2O

NO2-+Cl2+H2O=2H++2Cl-+NO3-

习题1:解释下列事实:

（1）在胺—BF3加合物中，B-F键长比在BF3本身中更长。

（2）三甲硅烷基胺[N(SiH3)3]是平面型的，并且是很弱的碱。

（3）NH3和NF3均为角锥形分子，F的电负性较H大许多，但NH3和NF3的偶极矩分别为5.0×10-30C·m和0.67×10-30C·m

习题2:氨的制备方法为(1)Li3N水解；(2)高温高压下用H2还原N2，试写出N2，Li和H2为起始物的反应方程式，并说明为什么第二种方法成本低?

习题3:NF3和NCl3均为角锥形分子,为什么NF3比NCl3稳定,NF3不易水解而NCl3易水解?

习题4:（1）为什么在N3-离子中，两个N-N键的键长相等，而在HN3中N-N键长则不同？

（2）为什么按NO+，NO，NO-的次序，N-O键长逐渐增大？

（3）为什么NO的第一电离能比N2小很多？



四、磷的含氧酸及其盐

2、其它氧化物及含氧酸

P在空气中燃烧，生成P4O10（或P4O6），这是由P4四面体结构所决定的。P4O6具有P4O10相同的氧桥骨架，却没有端氧原子。磷酐与水作用先形成偏磷酸，然后是焦磷酸最后得到正磷酸。它们均以磷氧四面体结构为基础:


和P(Ⅴ)氧化物的高稳定性相对应，砷、锑、铋更易形成+3氧化态的As2O3、Sb2O3和Bi2O3。As、Sb、Bi均能形成+5氧化态的化合物，但Bi(Ⅴ)氧化物很不稳定。

1、次磷酸及其盐

H3PO2一元中强酸。氧化数为+1。较强的还原剂，较弱的氧化剂。


2Ag++H2PO2-+H2O→2Ag↓+HPO32-+3H+

碱中歧化:3H2PO2-+OH-=PH3+2HPO32-+H2O

H3PO2+Ni→PH3+Ni2+

2、亚磷酸及其盐

H3PO3:二元中强酸，氧化数+3。较强的还原剂，较弱的氧化剂。


H3PO3+2Ag++2H2O=H3PO4+2Ag+2H+

H2PO3+H2SO4(浓)=H3PO4+SO2↑+H2O

H3PO3+2HgCl2+H2O=H3PO4+Hg2Cl2+2H++2Cl-

3、磷酸及其盐:

H3PO4，三元中强酸，弱的氧化性。


4、PO43-结构——p-d反馈大π键的形成

p原子除以sp3杂化轨道与4个O原子形成配位σ键外，P原子上dx2-y2，dz2空轨道还分别接受配位原子2py及2pz轨道上反馈回来的电子，形成p—d反馈大π键π58，因此在PO43-中P-O键长实测值为154pm，介于单键（171pm）与双键（150pm）之间。

ClO4-、SO42-、SiO44-都和PO43-互为等电子体，应具有相似的结构，因此都应存在p—d反馈大π键。

           
五、几种离子鉴定

1.NH4+:     （1）气室法；         （2）奈斯特试剂法:


2、NO2-与NO3-

NO3-、NO2-都与FeSO4形成棕色环反应，对于NO3-，在酸性溶液中将Fe2+氧化成Fe3+，产生NO

3Fe2++NO3-+4H+=3Fe3++NO+H2O

Fe2++NO+SO42-=[Fe(NO)]SO4  （棕色）

事实上在[Fe(NO)]SO4中，Fe为+1氧化态，NO失去反键上π*电子成为亚硝酰离子(NO+)，NO作为三电子配位体,根据MO,  NO+与N2，CO等电子体,是作为Lewis碱配位电子对。同时又作为Lewis酸，接受反馈d-π*π键，是π酸。

3、PO43-

（1）PO43-+3NH4++12MoO42-+2H+=(NH4)3PO4·12MoO3·6H2O+6H2O

（2）3Ag++PO43-=Ag3PO4↓(黄)        3Ag++AsO43-=Ag3AsO4↓(暗红色)

4、H3PO4、H4P2O7、HPO3

加入AgNO3→正磷酸为黄色沉淀，焦、偏磷酸为白色沉淀，偏磷酸能使蛋白质溶液产生沉淀。

六、As、Sb、Bi硫化物

1、As、Sb、Bi的硫化物在结构上类似于它们的氧化物，但由于S2-半径大，而且As（Ⅲ）、Sb（Ⅲ）、Bi（Ⅲ）又是18+2e-型，M（Ⅲ）与S2-之间有较大的极化效应，所以其硫化物更接近共价化合物，在水中溶解度很小，颜色较深，As2S3(黄)、Sb2S3(黑)、Bi2S3(黑)、As2S5(淡黄)、Sb2S5(橙黄)。

2、As、Sb、Bi硫化物酸碱性不同，在酸碱中溶解情况也有很大区别。与氧化物相似，As2S3基本为酸性；Sb2S3是两性，Bi2S3为碱性。所以As2S3甚至不溶解于浓HCl，Sb2S3溶于浓HCl，又溶于碱；Bi2S3只溶解于浓HCl不溶于碱。

Sb2S3+6NaOH=Na3SbO3+Na3AsS3+3H2O

Sb2S3+12HCl=2H3SbCl6+3H2S↑

Bi2S3+6HCl=2BiCl3+3H2S↑

其中Na3AsS3与Na3SbS3看成是砷（锑）酸盐中O被S取代的产物。

3、用酸性氧化物与碱性氧化物互相作用生成含氧酸盐一样，硫代酸盐可由酸性金属硫化物与碱性金属硫化物互相作用而生成。

3Na2S+As2S3=2Na3AsS3

3Na2S+Sb2S3=2Na3SbS3

对于Bi2S3呈碱性，不溶于Na2S中。

由于As2S5和Sb2S5酸性比M2S3强，更易溶于碱的硫化物中:

3Na2S+As2S5=2Na3AsS4

3(NH4)2S+Sb2S5=2(NH4)3SbS4

4、As2S3、Sb2S3与M2O3相似，具有还原性，易被多硫化物氧化，

As2S3+Na2S2→Na3AsS4

Sb2S3+(NH4)2S2→(NH4)3SbS4

Bi2S3中Bi(Ⅲ)还原性极弱，不与多硫化物作用。

5、所有硫代酸盐只存在中性或碱性，遇酸分解成硫化物和H2S气体。

2Na3AsS3+6HCl=As2S3↓+3H2S↑+6NaCl

2(NH4)3SbS4+6HCl=Sb2S5↓+3H2S↑+6NH4Cl



习题1:（1）在P4O10中两种P-O键的键长之差为23pm，而在P4S10中P-S键的键长相差为13pm，说明原因。

（2）磷氮化合物具有环状平面结构，但是在1,1-二苯基三聚氟化磷氮中，三个N原子和结合F的磷原子共平面（在2.5pm以内），而苯基取代的磷原子在平面以上20.5pm，说明原因。


习题2:说明氮族元素氢化物性质上的主要差异及产生这些差异的原因。

习题3:N2很不活泼，需要在很高的温度时才能与空气中的O2反应，而磷很活泼，在室温下与空气接触时即可自燃，试从结构观点加以说明。

习题4:与胺类相比，膦类和砷类更能稳定过渡金属的较低氧化态，请说明原因。

hujunab002

练  习   题
1.     回答下列问题.
(1)为什么O 2具有顺磁性,而O3却具有反磁性?
(2)油画放置久了,为什么会发黑.发暗?如何恢复？
(3)为什么SOCl 2既可以做Lewis酸又可以做Lewis碱
(4)给出重水和重氢水的分子式
(5)为什么向FeCl3溶液中注入H2S没有Fe2S3生成?
2.比较氧族元素和卤素的氢化物在酸性，还原性，热稳定性方面的递变规律
3.叙述SO3. H2SO4和发烟硫酸的相互关系,写出固态，气态SO3的结构式
4.给出SOF2. SOCl2， SOBr2 分子中S-O键强度的变化规律,并解释原因.
5.有四种试剂:Na2SO4、Na2SO3 ，Na2S2O3、Na2S2O6其标签已脱落，设计一种简便方法鉴别它们。
6.由H2S的制备过程来分析H2S的性质。
7.完成并配平下列方程式.
(1)     S + NaOH→
(2)     H2S + H2O2→
(3)     H2S + O2→
(4)     H2S + ClO3 + H+→
(5)     S2- + SO32-+H+→
(6)     Na2S2O3 + I2→
(7)     SO2+ H2O + Cl2→
(8)     H2O2 + MnO4- + H+→
(9)     Na2O2 + CO2→
(10)   KO2 + H2O→
8.一种钠盐A溶于水后，加入稀盐酸，有刺激性气体B产生，同时有黄色沉淀C生成。气体B能是高锰酸钾溶液褪色，若通Cl2气于A溶液中，Cl2消失并得到溶液D。D与钡盐作用，产生不溶于稀硝酸的白色沉淀E，试确定A、B、C、D、E各为何种物质？写出各步反应方程式。
9.分别举出以O2-、O22-、O22+离子组成的化合物,O2与某些过度金属配位生成的加合物，以O3为基础组成的离子化合物和双键化合物各一例。
   答:例子为:KO2、Na2O2、O2 [PtF6]、[Rh（NH3）3（O2）H]2+、KO3。
10.试分析Mn2+可催化H2O2分解的机理。已知Ф0H2O2/H2O=1.776V; Ф0MnO2/Mn2+=1.23V;Ф0O2/H2O2=0.695V
答:∵Ф0H2O2/H2O>Ф0MnO2/Mn2+
    ∴ H2O2 + Mn2+ =MnO2 + 2H+
    ∵Ф0O2/H2O2<Ф0MnO2/Mn2+
    ∴ MnO2 + H2O2 + 2H+ =Mn2+ + O2 ↑+2H2O
      故   2H2O2 = O 2↑+2H2O
11.无水硫酸中存在那些物种?
   答:可能存在:SO3、H2S2O7、H3O+、HS2O7-、H3SO4+、
12.由硫酸盐构成的矾通常有两种形式，它们分别是？
   答:（1）M2（1）SO4•M（Ⅱ）SO4•6H2O
      （2）M2（I）SO4•M2（Ⅱ）（SO4）3•24H2O
13，用纯Na2S制备硫代硫酸钠时，如果得到的产品为黄色，为什么？
  答:因为产品中混有S，其原因:一是通入了过量的SO2 使得pH＜7；二是Na2CO3用量少了的时候，产生的S不能被Na2SO3吸收.
14.完成下列反应的化学方程式
(1)       Na2O2与过量的冷水作用
(2)       几滴热水滴在Na2O2固体上
(3)       电解硫酸和硫酸氨的混合溶液
(4)       将难溶于水和酸的Al2O3变成可溶性的硫酸盐
(5)       无氧条件Zn粉还原酸式亚硫酸钠溶液
(6)       将SeO2溶于水然后通入SO2气体
(7)       用盐酸酸化多硫化铵溶液
(8)       在中等酸度的钛(Ⅳ)盐溶液中加入H2O2
15.未知液体物质A,结构与性质类似CO2，与Na2S反应生成化合物B，B遇酸能产生恶臭有毒的气体C及物质A。C可使湿醋酸铅试纸变黑。A与Cl2在MnCl2催化下可得一不能燃烧的溶剂物质D，A与氧化二氯作用则生成极毒气体E和透明液体F，试确定A～F各代表什么物质。
  答: A:CS2    B:Na2CS3  C:H2S         
D:CCl4     E:COCl2    F:SOCl2
16.试叙述Sn与Pb离子的硫化物性质，As、Sb、Bi离子的硫化物性质。如何利用硫代酸盐的生成来分离它们？
17.写出S在H2S、Na2S2O3、H2SO3、H2SO4、（NH4）2S2O8中的氧化数，从结构上分析其稳定性和氧化还原性？
18.Fe3+离子与S2-作用的产物是什么？
19.在4个瓶子里，分别盛有FeSO4、Pb(NO3) 2、K2SO4、MnSO4溶液，怎样用通入H2S和调节PH值的方法来鉴别它们？
20.有一白色固体A，加入油状无色液体酸B，可得紫黑色固体C，C微溶于水，加入A后C的溶解度增大，成棕色溶液D，将D分成两份，一份加入无色溶液E，另一份不断通入气体F，两份都褪色变成无色透明溶液。E溶液遇酸有淡黄色的沉淀，将气体F通入溶液E，在所得溶液中加入BaCl2溶液有白色沉淀，后者难溶于HNO3。问A～F各为什么物质？写出各反应方程式。
  解:A:KI    B:浓H2SO4     C:I2     D:KI3     E:Na2S2O3      F:Cl2
第七讲   氮族元素
一、氮族元素的通性
价电子构型为ns2np3,从典型的非金属过渡到金属，该族元素的电子亲和能较小，显负价较为困难。其氢化物除NH3外都不稳定，而它们的氧化物一般较稳定。从As到Bi，随原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加，因而有:
二、氢化物
1、氨及其盐
NH3是氮族元素最常见的氢化物，和H2O相比其具有较小的离子积常数:NH3+NH3 NH4++NH2-    K=2.0×10-33    说明了离子化合物在液氨中有较小的溶解度。对有机物而言，NH3则是良好的溶剂。
（1）NH3的加合反应:NH3分子中有孤对，易与具有空轨道离子形成配位键，得到各种形式的氨合物。例:
H++NH3 NH4+         BF3+NH3→H3NBF3       Ag++2NH3 Ag(NH3)2+
（2）NH3的取代反应:NH3中的三个氢可依次取代，生成
的衍生物。如:
2Na(s)+2NH3(l)=2NaNH2+H2(g)
COCl2+4NH3=CO(NH2)2+2NH4Cl
（3）氧化还原反应:NH3作为还原剂
2NH3+3CuO(s)=N2(g)+3Cu(s)+3H2O
（4）铵盐的热稳定性:
NH4+与K+具有相似的半径。二者的晶型，溶解度相似，差异主要表现在铵盐的不稳定性，热分解产物有下列几种:
1生成挥发性酸:NH4HCO3 NH3(g)+CO2+H2O
2生成难挥发性酸NH4)3PO4 3NH3(g)+H3PO4   
(NH4)2SO4 NH3(g)+NH4HSO4
eq \o\ac(○,3)3氧化性酸:(NH4)2Cr2O7 N2(g)+Cr2O3+4H2O
2、联氨、羟氨及叠氮酸
（1）联氨（肼）
具有较高的介电常数，大多数盐能溶解在液体联氨中，其水溶液为弱碱性。
N2H4+H2O N2H5++OH-      Kb1=8.5×10-7
N2H5++H2O N2H62++OH-     Kb2=8.9×10-16
其在酸性溶液中为强氧化剂，碱性溶液中为强还原剂，和氨一样可形成配合物。
N2H4(l)+O2=N2+2H2O
NaClO+2NH3→N2H4+NaCl+H2O
（2）羟氨
NH3种一个氢被羟基取代得到NH2OH，水溶液呈弱碱性。
NH2OH+H2O NH3OH++OH-   Kb=8.5×10-9
2NH2OH+4FeSO4+3H2SO4=2Fe2(SO4)3+(NH4)2SO4+2H2O
与氨一样，可以形成系列配合物。
（3）叠氮酸(HN3)
易发生分解反应:2HN3=3N2+H2
水溶液中歧化:HN3+H2O=NH2OH+N2
在水中HN3为弱酸，Ka=1.9×10-5，具有与HNO3相似的氧化性。
Cu+3HN3=Cu(NO3)2+N2+NH3
叠氮离子N3-为线形，可作配体，它的性质和卤素离子相似，和CNO-及NCO-是等电子体，故N3-为拟卤素离子。
3、P、As、Sb和Bi的氢化物
PH3、AsH3、SbH3和BiH3随原子序数增加，稳定性渐渐减弱，水溶液酸性逐渐增加。
三、氮的氧化物及含氧阴离子
1.硝酸的强氧化性:许多非金属被氧化成相应的酸，而HNO3的还原产物一般为NO。如:
2HNO3+S H2SO4+2NO
HNO3能溶解除Au、Pt等少数金属外的许多金属，其还原产物决定于HNO3及金属的活泼性，浓HNO3一般被还原为NO2，稀硝酸的还原产物为NO；活泼金属如Zn、Mg与稀硝酸反应还原产物为N2O，极稀HNO3的还原产物为NH4+。
HNO3(极稀)+4Zn(s)+9H+→NH4++4Zn2++3H2O
2HNO3(浓)+Cu(s)+2H+→2NO2+Cu2++2H2O
2NO3-(稀)+Cu(s)+8H+→2NO+3Cu2++4H2O
2.硝酸盐的热稳定性及氧化性（略）
3.亚硝酸及其盐
HNO2不稳定，可以发生歧化反应:3HNO2→NO3-+2NO+H3O+
在酸性介质中，HNO2为较强的氧化剂，φ HNO2/NO=1.0V。HNO2又可作还原剂，氧化产物为HNO3。
2NO2-+2I-+4H+=2NO+I2+2H2O
NO2-+Cl2+H2O=2H++2Cl-+NO3-
习题1:解释下列事实:
（1）在胺—BF3加合物中，B-F键长比在BF3本身中更长。
（2）三甲硅烷基胺[N(SiH3)3]是平面型的，并且是很弱的碱。
（3）NH3和NF3均为角锥形分子，F的电负性较H大许多，但NH3和NF3的偶极矩分别为5.0×10-30C•m和0.67×10-30C•m
习题2:氨的制备方法为(1)Li3N水解；(2)高温高压下用H2还原N2，试写出N2，Li和H2为起始物的反应方程式，并说明为什么第二种方法成本低?
习题3:NF3和NCl3均为角锥形分子,为什么NF3比NCl3稳定,NF3不易水解而NCl3易水解?
习题4:（1）为什么在N3-离子中，两个N-N键的键长相等，而在HN3中N-N键长则不同？
（2）为什么按NO+，NO，NO-的次序，N-O键长逐渐增大？
（3）为什么NO的第一电离能比N2小很多？
四、磷的含氧酸及其盐
2、其它氧化物及含氧酸
P在空气中燃烧，生成P4O10（或P4O6），这是由P4四面体结构所决定的。P4O6具有P4O10相同的氧桥骨架，却没有端氧原子。磷酐与水作用先形成偏磷酸，然后是焦磷酸最后得到正磷酸。它们均以磷氧四面体结构为基础:
和P(Ⅴ)氧化物的高稳定性相对应，砷、锑、铋更易形成+3氧化态的As2O3、Sb2O3和Bi2O3。As、Sb、Bi均能形成+5氧化态的化合物，但Bi(Ⅴ)氧化物很不稳定。
1、次磷酸及其盐
H3PO2一元中强酸。氧化数为+1。较强的还原剂，较弱的氧化剂。
2Ag++H2PO2-+H2O→2Ag↓+HPO32-+3H+
碱中歧化:3H2PO2-+OH-=PH3+2HPO32-+H2O
H3PO2+Ni→PH3+Ni2+
2、亚磷酸及其盐
H3PO3:二元中强酸，氧化数+3。较强的还原剂，较弱的氧化剂。
H3PO3+2Ag++2H2O=H3PO4+2Ag+2H+
H2PO3+H2SO4(浓)=H3PO4+SO2↑+H2O
H3PO3+2HgCl2+H2O=H3PO4+Hg2Cl2+2H++2Cl-
3、磷酸及其盐:
H3PO4，三元中强酸，弱的氧化性。
4、PO43-结构——p-d反馈大π键的形成
p原子除以sp3杂化轨道与4个O原子形成配位σ键外，P原子上dx2-y2，dz2空轨道还分别接受配位原子2py及2pz轨道上反馈回来的电子，形成p—d反馈大π键π58，因此在PO43-中P-O键长实测值为154pm，介于单键（171pm）与双键（150pm）之间。
ClO4-、SO42-、SiO44-都和PO43-互为等电子体，应具有相似的结构，因此都应存在p—d反馈大π键。
   
五、几种离子鉴定
1.NH4+:     （1）气室法；         （2）奈斯特试剂法:
2、NO2-与NO3-
NO3-、NO2-都与FeSO4形成棕色环反应，对于NO3-，在酸性溶液中将Fe2+氧化成Fe3+，产生NO
3Fe2++NO3-+4H+=3Fe3++NO+H2O
Fe2++NO+SO42-=[Fe(NO)]SO4  （棕色）
事实上在[Fe(NO)]SO4中，Fe为+1氧化态，NO失去反键上π*电子成为亚硝酰离子(NO+)，NO作为三电子配位体,根据MO,  NO+与N2，CO等电子体,是作为Lewis碱配位电子对。同时又作为Lewis酸，接受反馈d-π*π键，是π酸。
3、PO43-
（1）PO43-+3NH4++12MoO42-+2H+=(NH4)3PO4•12MoO3•6H2O+6H2O
（2）3Ag++PO43-=Ag3PO4↓(黄)        3Ag++AsO43-=Ag3AsO4↓(暗红色)
4、H3PO4、H4P2O7、HPO3
加入AgNO3→正磷酸为黄色沉淀，焦、偏磷酸为白色沉淀，偏磷酸能使蛋白质溶液产生沉淀。
六、As、Sb、Bi硫化物
1、As、Sb、Bi的硫化物在结构上类似于它们的氧化物，但由于S2-半径大，而且As（Ⅲ）、Sb（Ⅲ）、Bi（Ⅲ）又是18+2e-型，M（Ⅲ）与S2-之间有较大的极化效应，所以其硫化物更接近共价化合物，在水中溶解度很小，颜色较深，As2S3(黄)、Sb2S3(黑)、Bi2S3(黑)、As2S5(淡黄)、Sb2S5(橙黄)。
2、As、Sb、Bi硫化物酸碱性不同，在酸碱中溶解情况也有很大区别。与氧化物相似，As2S3基本为酸性；Sb2S3是两性，Bi2S3为碱性。所以As2S3甚至不溶解于浓HCl，Sb2S3溶于浓HCl，又溶于碱；Bi2S3只溶解于浓HCl不溶于碱。
Sb2S3+6NaOH=Na3SbO3+Na3AsS3+3H2O
Sb2S3+12HCl=2H3SbCl6+3H2S↑
Bi2S3+6HCl=2BiCl3+3H2S↑
其中Na3AsS3与Na3SbS3看成是砷（锑）酸盐中O被S取代的产物。
3、用酸性氧化物与碱性氧化物互相作用生成含氧酸盐一样，硫代酸盐可由酸性金属硫化物与碱性金属硫化物互相作用而生成。
3Na2S+As2S3=2Na3AsS3
3Na2S+Sb2S3=2Na3SbS3
对于Bi2S3呈碱性，不溶于Na2S中。
由于As2S5和Sb2S5酸性比M2S3强，更易溶于碱的硫化物中:
3Na2S+As2S5=2Na3AsS4
3(NH4)2S+Sb2S5=2(NH4)3SbS4
4、As2S3、Sb2S3与M2O3相似，具有还原性，易被多硫化物氧化，
As2S3+Na2S2→Na3AsS4
Sb2S3+(NH4)2S2→(NH4)3SbS4
Bi2S3中Bi(Ⅲ)还原性极弱，不与多硫化物作用。
5、所有硫代酸盐只存在中性或碱性，遇酸分解成硫化物和H2S气体。
2Na3AsS3+6HCl=As2S3↓+3H2S↑+6NaCl
2(NH4)3SbS4+6HCl=Sb2S5↓+3H2S↑+6NH4Cl
习题1:（1）在P4O10中两种P-O键的键长之差为23pm，而在P4S10中P-S键的键长相差为13pm，说明原因。
（2）磷氮化合物具有环状平面结构，但是在1,1-二苯基三聚氟化磷氮中，三个N原子和结合F的磷原子共平面（在2.5pm以内），而苯基取代的磷原子在平面以上20.5pm，说明原因。
习题2:说明氮族元素氢化物性质上的主要差异及产生这些差异的原因。
习题3:N2很不活泼，需要在很高的温度时才能与空气中的O2反应，而磷很活泼，在室温下与空气接触时即可自燃，试从结构观点加以说明。
习题4:与胺类相比，膦类和砷类更能稳定过渡金属的较低氧化态，请说明原因。

hujunab002

练   习   题
1.完成并配平下列方程式.
(1)N2H4  +  HNO2→
(2) NH4Cl + HNO2→
(3)P4 + HNO3→
(4)POCl3+ H2O→
(5)Zn3P2  +  HCl（稀） →
(6)AsH3 +  AgNO3 →
(7)N2H4+ AgNO3 →
(8)Bi(OH) 3+ Cl2+ NaOH →
2.写出下列化合物受热分解的反应方程式.
(1)NaNO3→                  
(2)NH4NO3→
(3)Cu(NO3) 2•2H2O→
(4)AgNO2→
(5)NH4Cl→
(6)(NH4) 2Cr2O7→
(7)NaN3→
3.回答下列问题.
(1)  虽然氮的电负性比磷高,但磷的化学性质比氮活泼?
(2)  为什么Bi(Ⅴ)的氧化能力比同族的其他元素都高?
(3)  为什么氮可以生成双原子分子N2,而同族的其他元素却不能 ?
(4)  P4O10中P—O的键长有两中,分别为139pm和162pm?
4.如何除去:
（1）       氮中所含的微量的氧；
（2）       N2O中混有的少量的NO；
（3）       NO中含有微量的NO2；
（4）       溶液中微量的NH4+离子；
5.用反应方程式表示下列制备过程;
(1)  由NH3制备NH4NO3;
(2)  由NaNO3制备HNO2的溶液;
(3)  由Ca3 (PO4) 2制备白磷;
(4)  由BiCl3 制备NaBiO3;
6.解释下列实验现象;
(1)NaNO2会加速铜与硝酸的反应速度;
(2)磷和热的KOH溶液反应生成的PH3气体遇到空气冒白烟;
(3)向NaH2PO4或Na2HPO4溶液中加入AgNO3均析出黄色的Ag3PO4↓;
7.鉴别下列各组物质:
(1)  NH4NO3 和(NH4) 2SO4
(2)  NaNO2和NaNO3
(3)  Na3PO4和Na4P2O7和NaPO3
(4)  AsCl3、SbCl3、BiCl3
8.As2O3在盐酸中的溶解度随酸的浓度增大而减小，而后又增大,请分析原因?
9.为什么PF3和NH3都能和许多过渡金属形成配合物,而NF3不能与过渡金属生成稳定的配合物?
10.列举三类实验室中制取氮气的反应，并写出相应的反应方程式.
11.共价氮化物BN、AlN、Si3N4、S4N4中那种既可以具有石墨的结构又可以具有金刚石的结构？
12.为什么NF3和NCl3都是三角锥型分子，而NF3比NCl3稳定？NF3不易水解而NCl3却易水解？
13.比较PH3和NH3的性质。
14.磷酸在高温下对许多金属呈现活泼性，主要表现的是磷酸的什么性质？
15.画出(NPCl2) 3的结构式，用价键理论讨论N、P在其中的成键情况，指出此分子中氯原子的性质，什么叫“无机橡胶”？什么叫“磷氮烯高分子”？
16.写出NCl3、PCl3、AsCl3、SbCl3、BCl3的水解方程式。
17 为什么要在高浓度的盐酸水溶液中制备As2S5？
18 NH4+离子性质与哪种金属离子相似？NH4+的离子的鉴别方法有那些？
19.简述磷酸的工业制法和实验室制法。工业制法产生的废渣磷石膏如何综合利用，磷酸的广泛应用有那些？
  第八讲   碳族和硼族元素
8-1碳族元素
一、通性:
ⅣA:C、Si、Ge、Sn、Pb  5种元素
1、价电子层构型ns2np2
2、氧化数+4→-4
3、配位数C最高为4，Si等可为6，Pb多为2
4、氧化还原性:+4→+2，与前族同。
5、C-C单键键能345.6kJ•mol－1>Si-Si单键键能222kJ•mol－1,硅链不长，少于碳化合物数，而Si-O键能452kJ•mol－1>C-O键能357.7kJ•mol－1，高的多，Si-O键化合物占比例大。
二、CO和CO2的结构:
1、CO与N2、CN-、NO+都是等电子体，具有相似的结构，由MO知，CO的分子轨道表达为CO(14e):1σ2,2σ2,3σ2,4σ2,1π4,5σ2,2π0。可见CO分子中有三重键，一个σ键，两个π键，其中一个π键电子为氧原子所提供:
     或     
CO的偶极矩几乎为零，一般认为可能是由于CO分子中电子云偏向氧原子，但是配键的电子对是氧原子单方向供给的，这又使O原子略带正电荷，两种因素抵消，CO的偶极矩几乎等于零,C原子略带负电荷,这个C原子比较容易向其他有空轨道的原子提供电子对,
2、CO2与N3-,N2O,NO2+,OCN-互为等电子体，具有线型构型，长期以来被认为有O=C=O结构,但实验测出C-O键长为116pm介于C=O双键(124pm)及CO叁键(112.8pm)之间，因此，根据VB法，可认为CO2具有以下构型，
2个σ键和2个π34大π键。
三、碳酸盐及酸式盐性质
1、水溶性:正盐除K+、Na+、Rb+、Cs+、NH4+、Tl+外，其它皆难溶于水。一般来说，正盐难溶的，盐对应的酸式盐溶解度会较大。但Na2CO3溶解度大于NaHCO3，是由于HCO3-双聚或多聚的结果。
2、水解性:可溶性碳酸盐在水溶液中呈碱性。如0.1mol•L－1 Na2CO3溶液pH值为11.7，酸式盐如NaHCO3存在两个平衡，即水解与电离平衡:
HCO3-+H2O H2CO3+OH-
HCO3-+H2O H3O++CO32-
溶液中[H+]=(K1K2)1/2，pH约为8.3，水解是主要的，加入金属离子与可溶性碳酸盐或碳酸氢盐溶液中，可生成不同类型沉淀，通过Ksp、溶解度计算。
1于0.2mol•L－1某M与等体积0.2mol•L－1 Na2CO3混合:
生成MCO3沉淀有:Ca2+、Sr2+、Ba2+、Ag+等
生成M2(OH)2CO3沉淀有:Mg2+、Co2+、Ni2+、Zn2+等
生成M(OH)n沉淀的有:Fe3+、Cr3+、Al3+
2用NaHCO3作沉淀剂,在0.1mol•L－1NaHCO3中:
生成MCO3沉淀有:Ca2+、Sr2+、Ba2+、Mg2+、Cd2+、Mn2+、Ni2+、Ag+
生成M2(OH)2CO3沉淀有:Cu2+、Zn2+、Be2+、Co2+等
生成M(OH)3沉淀有:Fe3+、Cr3+、Al3+
3、热稳定性
MCO3(s) MO(s)+CO2(g)↑      △rHm >0，△S >0
温度升高，有利于反应，而分解温度差别较大，碱金属MCO3熔化不分解，正盐比酸式盐稳定性大，H2CO3最差，从阳离子有效离子势Ф*=Z*/r的不同，对CO32-的反极化作用不同来解释。
四、锗、锡、铅氢氧化物
酸性最强:Ge(OH)4，碱性最强Pb(OH)2
1、常见Sn(OH)2、Pb(OH)2既溶于酸又溶于碱:
Sn(OH)2+2HCl=SnCl2+2H2O
Sn(OH)2+2NaOH=Na2[Sn(OH)4]
Pb(OH)2+2HCl PbCl2+2H2O
Pb(OH)2+NaOH=Na[Pb(OH)3]
2.  α-Sn酸制备与性质:
SnCl4+4NH3•H2O=Sn(OH)4↓+4NH4Cl
Sn(OH)4+2NaOH=Na2Sn(OH)6
Sn(OH)4+4HCl=SnCl4+4H2O
β-Sn酸由Sn+浓HNO3制备，不溶于酸或碱。
α-Sn酸放置久了也会变成β-Sn酸。
五、Ge、Sn、Pb盐氧化还原性
1、PbO2的氧化性
PbO2+4HCl PbCl2+Cl2↑+2H2O
2PbO2+2H2SO4 2PbSO4+O2↑+2H2O
2Mn(NO3)2+5PbO2+6HNO3=2HMnO4+5Pb(NO3)2+2H2O
2、PbO2结构
非整比，Ob=1.88，O原子占据位置有空穴，能导电，铅蓄电池中作电极。
Pb与O2加热673～773K，得Pb3O4俗名“铅丹”或“红丹”。组成2PbO•PbO2,检验方法:
Pb3O4+4HNO3=PbO2+2Pb(NO3)2+2H2O
Pb3O4中有2/3的Pb(II)和1/3的Pb(IV)。
例题1:设计一实验，证明Pb3O4中的Pb有不同的氧化态。
六、Ge、Sn、Pb硫化物（与As、Sb、Bi类似）
硫化物有两种类型,即MS2和MS.其中PbS2不存在.这些硫化物中,高氧化态的显酸性,能溶于碱性试剂中:MS2+Na2S=Na2[MS3];(M=Ge,Sn)
低氧化态的硫化物显碱性,不溶于碱性试剂Na2S中.但GeS,SnS可溶于氧化性试剂如多硫化铵(NH4)2Sx中生成硫代SnS32-锗酸盐和硫代锡酸盐:
GeS+S22-= GeS32-,                  SnS+ S22-= SnS32-
在GeS32-, 或SnS32-的盐溶液中加酸,则析出沉淀:
GeS32-+2H+ =GeS2↓+H2S↑ ;       SnS32-+2H+ =SnS2↓+H2S↑
8-2 硼族元素
一、通性
1、价电子层结构为ns2np1，缺电子原子，有很强接受电子能力，一般为+3氧化态，但随着原子序数的增加，ns2电子对趋向于稳定，因此Ga、In、Tl都有+1氧化态，而且Tl以+1为特征（6s2惰性电子对效应）；Tl+的化合物显示强的离子键性质。
例题2:请说明为什么能够制备TlF3却不能制得TlI3，但能制得TiI？
例题3:为何钾盐、铵盐和铊(I)盐能形成类质同晶和混晶？但又为什么钾盐和铵盐的溶解度相近，铊盐却相差很远？铊（Ⅰ）和银（Ⅰ）的某些化合物有何相似之处？
2、B原子半径小，电负性大，电离势高，表现为非金属性，与Si性质接近（对角线规则）
3、B、Al具有特殊亲氧能力。   EB-O=561kJ•mol－1;EC-O=358kJ•mol－1;ESi-O=452kJ•mol－1

二、硼烷的结构与性质
1.乙硼烷: 最简式B2H6，结构为
其中两个B原子之间有两个三中心两电子的B-H-B氢桥键，另外四个B-H键则为2C-2e键，3C-2e的氢桥键较弱，因而B2H6可发生反应。
2.     癸硼烷:  William,N,Lipscomb,提出硼烷化合物中硼的五种成键情况,如癸硼烷-14(B10H14) 的结构:
(1)、正常B-H键,2C-2e，σ， ，sp3+1s
(2)、氢桥键，，3C-2e，σ，，2sp3+1s
(3)、正常B-B键，2C-2e，σ， ，sp3+sp3
(4)、封闭式，3C-2e，σ，，3sp3
(5)、开放式，3C-2e，σ，，2sp3+p
B10H14总轨道数(价轨道)54个，其中，B原子4×10=40个，H 原子1×14=14个
总价电子数:44个，其中B原子3×10=30个,H原子1×14=14个。
2C-2e,B-H键10个,共用电子:20e
2C-2e,B-B键2个，共用电子:4e
3C-2e,键4个，用去电子8e
3C-2e,键2个，用去电子4e
3C-2e,键4个，用去电子8e
所以成键轨道有22个，反键轨道22个，非键轨道10个，Lipscomb工作的成功,他在1976年获得诺贝尔奖。
硼烷主要化学性质有易燃性，水解性，还原性和加合性。
(1)、由于B-O键能很大，硼烷在空气中极易燃烧。
B2H6+3O2=B2O3+3H2O       △rHm =-2020kJ•mol－1
(2)、易水解:
B2H6+6H2O=2H3BO3+6H2    △rHm =-493.7kJ•mol－1
(3)、还原性:与卤素作用因卤素不同产物不同。
B2H6(g)+6Cl2(g)=3BCl3(l)+6HCl(g)
B2H6+I2=B2H5I+HI
(4)、加合性:硼烷缺电子，作为Lewis酸与一些有孤对电子的化合物（Lewis碱）发生加合作用:
B2H6+2CO=2[H3B←CO]
B2H6+2NH3=[BH2(NH3)2]++[BH4]-
B2H6+2R3N=2H3BNR3
在乙醚中,B2H6与LiH或NaH反应生成硼氢化物
2LiH(NaH)+B2H6 2LiBH4(NaBH4)
LiBH4和NaBH4这一类硼氢化物在有机化学中被称为"万能还原剂",是典型的盐,固态时很稳定.
三、氮化硼:  (BN)n
1、制备:硼砂与氯化铵一起加热可制得氮化硼(俗称白石墨)
Na2B4O7+2NH4Cl=2NaCl+B2O3(g)+4H2O+2BN
2、结构:BN与C2是等电子体,具有类似石墨的结构,同一层B和N都采用sp2杂化，且存在pπ-pπ  π键,同层中B-N键长145pm，层间以范德华力结合，相距330pm，(BN)n是绝缘体。高温高压下，石墨型(BN)n会转化成金刚石型:

金刚石型(BN)n硬度比金刚石还强，更耐高温，因此，在某些场合下可以代替金刚石。(BN)n还用于制火箭喷嘴，燃料室的内衬及高真空高频电炉的绝缘材料.
例题4:说明下列反应的产物并写出化学方程式:
（1）BF3和过量NaF在酸性水溶液中反应；（2）BCl3和过量NaCl在酸性水溶液中反应；（3）BBr3和过量NH(CH3)2在烃类溶剂中反应。
例题5:为何B的最简单氢化物不是BH3而是B2H6，但其卤化物却能以BX3形式存在？又为何气态的卤化铝却以Al2X6形式存在？
例题6:写出由各自的矿物制备B、Si和Ge的反应式，并说明哪个反应比较经济？
例题7: 卤素的电负性为F>Cl>Br>I,但为什么卤化硼接受电子对能力的次序为BF3<BCl3>BBr3>BI3?
例题8:  氢键和氢桥有何差别?

hujunab002

练   习    题
1.  完成并配平下列方程式。
（1）       SiO2+ C + Cl2→
（2）       Si + HF + HNO3→
（3）       Sn + Cl2 →
（4）       SnCl2+FeCl3→
（5）       SnS + Na2S2→
（6）       PbO2 + HCl→
（7）       PbS + HNO3→
（8）       BF3+ Na2CO3→
（9）       Al + NaOH→
（10）   TlCl3 + H2S→
2.回答下列问题.
(1)  烯烃能稳定存在,而硅烯烃如H2Si=SiH2却不可以存在?
(2)  如何用实验的方法验证Pb3O4中的铅有两种价态?
(3)  BF3水解产物与BCl3水解产物有何不同,为什么?
(4)  Al比Fe活泼,为什么Al的抗腐蚀性比铁强?
3.给出下列过程的实验现象和反应方程式.
(1)  固体碳酸钠和氧化铝一起熔烧,再将融块打碎投入水中.
(2)  铝酸钠溶液和氯化铵混合.
(3)  向AlCl3溶液中加入Na2S.
(4)  将SnCl2投入水中.
(5)  将Pb2O3与过量的盐酸反应.
4.完成下列制备:
(1)  CO2实验室和工业制法;
(2)  由Na2SiO3制备变色硅胶干燥剂.
(3)  由Pb(NO3) 2制备PbO2;
(4)  从明矾制备氢氧化铝,硫酸钾和铝酸钾
(5)  由硼砂制备硼酸
5.回答下列问题
(1)硼酸为Lewis酸,而偏硅酸为质子酸.
(2)BCl3的沸点比AlCl3低
(3)InCl2为什么是反磁性的.
(4)为什么SnCl2为固态而SnCl4为液态
6.画出B3N3H6和B10H14的结构式,并指出它们含有什么类型的键?
7.白色固体A投入水中产生白色沉淀B,B可溶于盐酸及溶液C.若A溶以稀硝酸中再加入AgNO3溶液析出的白色沉淀D,D溶于NH3•H2O得溶液E,酸化E又析出D.
将H2S气体通入溶液C中,产生棕色沉淀F,  F溶于(NH4) 2S2得溶液G. 酸化溶液G，得黄色沉淀H。少量溶液C加入HgCl2溶液得白色沉淀I，继续加入C，沉淀逐渐变灰，最后变为黑色沉淀J。试确定A～J各是什么物质？写出有关反应方程式。
8.硼族元素中，Ga、In、Tl为何易形成+1价氧化态的化合物？
9.为什么说H3BO3是一元弱酸，Al、Ga、In、Tl的酸碱性如何？
10.铊(Ⅰ)的化合物和银(Ⅰ)的某些化合物有相似之处，说明原因？
11.试讨论B2H6和B5H9的成键情况，并总结在硼烷中的成键方式。
12.简要叙述碳族元素（碳除外）各高纯单质被提取的方法和过程。
13.试述硅酸盐结构中硅氧四面体联结的形式与硅氧比的关系。
14.比较CO2和CS2的结构和性质，完成下列反应
（1）       CS2+ NaOH →
（2）       CS2 + K2S→
（3）       Na2CS3 + HCl→
（4）       CS2 + O2→
15.在制备SnO时，为什么要在惰性气氛中进行,并且温度不宜超过500℃？
16用反应方程式表明PbO2具有两性和强氧化性的.
17解释下列实验条件和现象.
(1)  在用气瓶法检验CO32-时,气瓶的滴管内为什么用的是Ba(OH) 2溶液而不用澄清的石灰水?
(2)  用CrO42-检验Pb2+,为什么只能在弱酸性或者弱碱的条件下进行?
(3)  某人做实验时,发现SnS被(NH4) 2S溶液溶解,你认为可能的原因是什么?如何证明你的判断是正确的?
18.矾土中常含有氧化铁杂质,现将矾土和氢氧化钠共熔(此时生成NaAlO2),用水溶解熔块,将溶液过滤，在滤液中通入二氧化碳,再次沉淀后,过滤后将沉淀灼烧,便得到较纯的氧化铝,氧化铝电解得到铝,试写出各步的反应方程式,并指出杂质铁是在那一步除去的?
19.为什么说铝是典型的两性元素?为什么铝制品不能置换出水中的氢，而能置换碱中的氢?为什么纯铝管道不与冷的浓H2SO4.HNO3 反应,但与稀酸反应?