常见非金属元素及其化合物PPT课件

无机化学,“十二五”职业教育国家规划教材,主编 黄晓英 郭小仪,化学工业出版社,1,目 录,第一章 物质结构 第二章 溶液和胶体溶液第三章 化学反应速率和化学平衡第四章 电解质溶液第五章 氧化还原和电极电势第六章 缓冲溶液第七章 配位化合物第八章 常见非金属元素及其化合物第九章 常见金属元素及其化合物,2017年6月,2,第八章 常见非金属元素及其化合物,第三节 氮和磷的化合物,第二节 氧族元素,第一节 卤族元素,2017年6月,3,2017年6月,4,1掌握卤素的单质、氢卤酸、卤化物、卤素含氧酸及盐2了解类卤化合物、消毒概念及常见消毒剂3熟悉氧、硫的单质及其化合物的性质4掌握氨和铵盐 5熟悉亚硝酸、硝酸、磷酸及医学上常见的亚硝酸盐、硝酸盐和磷酸盐,学习目标,放射性,2017年6月,5,Br,卤素的原子结构,2017年6月,6,非金属性逐渐减弱,相同点：,最外层7个电子,易得一个电子，,不同点：,核电荷数递增,电子层数递增,原子半径依次增大,得电子能力逐渐减弱，,原子结构,性质,决定,具有氧化性,2017年6月,7,一、卤素单质,（一）单质的制备(1)工业制法电解KHF2制取F2;电解饱和食盐水制取Cl2地康法：4HCl+O2=2H2O+2Cl2 Cl2氧化法制取Br22Br-+Cl2=Br2+2Cl-3Br2+3CO32-=5Br-+BrO3-+3CO25Br-+BrO3-+6H+=3Br2+3H2O Cl2氧化法制取I2(或者还原KIO3),2017年6月,8,（2）实验室制法反应原理: MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O药品以及替代品：浓盐酸2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2OKClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2OMnO2+3H2SO4+2NaCl=2NaHSO4+MnSO4+Cl2+2H2OCa(ClO)2+4HCl=CaCl2+Cl2+2H2OK2Cr2O7+14HCl=2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O,2017年6月,9,（二）卤族单质性质,2017年6月,10,【讨论】卤族元素单质的水溶液和苯溶液的颜色？溴应该如何保存？,2017年6月,11,1、卤素单质与氢气的反应:,卤素单质的化学性质,500,光照,或点燃,H2+X2 = 2HX,2017年6月,12,(1)反应剧烈程度逐渐减弱(2)稳定性逐渐减弱 HFHClHBrHI(3)水溶液酸性逐渐增强 HF HCl HBr HBrHI沸点：HFHIHBrHCl还原性：HIHBrHClHF特性：HF能与SiO2反应，储存需用塑料容器,二、氢化物及氢卤酸,2017年6月,22,三、卤化物,卤盐： CaF2难溶于水、CaCl2(Br、I )溶于水； AgF溶于水，AgCl(白)、AgBr(淡黄)、 AgI(黄)不溶于水，见光均分解；,1、氯化钠2、氯化钾3、氯化铵4、溴化钠、溴化钾和溴化铵5、碘化钠6、碘化钾,2017年6月,23,四、含氧酸及其盐, HClO具有不稳定性和强氧化性，可用于杀菌和漂白： 2HClO=2HCl+O2， 含氧酸酸性强弱顺序：HClO4HClO3HClO2HClO 含氧酸氧化性顺序：HClOHClO2HClO3HClO4,2017年6月,24,漂白粉如何制备？漂白粉的漂白原理？Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClOCa(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3+2HClO,2017年6月,25,五、类卤化合物,氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点-3.4，沸点25.6。氢氰酸与水互溶，稀溶液有苦杏仁味，剧毒，很微量就能致死。因此保管和使用必须严格按规章办事。过氧化氢是氰化物中毒的解毒剂。,有些原子团，在游离态时具有类似卤素单质的性质，在成为阴离子时，也具有类似卤离子的性质，这些原子团称为类卤素或拟卤素。(一)氢氰酸和氰化物,2017年6月,26,氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点-3.4，沸点25.6。氢氰酸与水互溶，稀溶液有苦杏仁味，剧毒，很微量就能致死。因此保管和使用必须严格按规章办事。过氧化氢是氰化物中毒的解毒剂。,2017年6月,27,氰化物的检验：取试液1mL，加入NaOH溶液碱化，再加入溶液数滴，将混和液煮沸，然后用HCl酸化，再滴加溶液1滴，溶液立即出现蓝色，表示有存在。,2017年6月,28,硫氰化物又称硫氰酸盐。其中硫氰化钾和硫氰化铵是常用的化学试剂。硫氰化物的一个特殊而灵敏的化学反应是与生成血红色化合物。其化学方程式如下：利用这个性质，常用KSCN或检验，或用检验硫氰化物。,（二）硫氰化物,2017年6月,29,第二节 氧族元素,一、氧族简介,周期表第VIA族称为氧族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋五种元素。 价电子层结构ns2np4，氧化态-2、+2、+4、+6，氧仅显-2价(除H2O2及OF2外)。 氧族元素原子最外层6个电子，因而它们是非金属(钋除外)，但不及卤素活泼。 随着原子序数增大，非金属性减弱，氧硫是非金属、硒、碲是半金属，钋是典型金属。氧的电负性最高，仅次于氟，所以性质非常活泼，与卤族元素较为相似。,2017年6月,30,二、氧的单质及其化合物,（一）氧 氧是无色、无臭的气体。在标准下，密度为1.429kgL-1；熔点（54.21K）和沸点（90.02K）都较低，液态和固态氧都显淡蓝色；氧在水中的溶解度很小，通常1ml水仅能溶解0.0308mlO2。 氧最主要的化学性质是氧化化性。除稀有气体和少数金属外，氧几乎能所有元素直接或间接地化合，生成类型不同，数量众多的化合物。,2017年6月,31,（二）臭氧, 常温下，臭氧（O3）是浅蓝色的气体，沸点160.6K、熔点21.6K，O3比O2易溶于水（通常1ml水中能溶解0.49ml O3）。 O3的氧化性大于O2。常温下，O3能与许多还原剂直接作用。例如：PbS + 2O3 = PbSO4 + O22Ag + 2O3 = O2+ Ag2O2（过氧化银）2KI + O3 + H2O = 2KOH + I2 + O2,2017年6月,32,（三）过氧化氢,1、 制备： 电解60H2SO4溶液，减压蒸馏得H2S2O8，水解可得H2O2。H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2,2、性质（1）、不稳定性 2H2O22H2O +O2（2）、弱酸性 H2O2 H+ + HO2- H2O2+Ba(OH)2=BaO2+2H2O,2017年6月,33,（3）、氧化还原性, 由于H2O2氧化数处于中间，因此它既显氧化性又显还原性，氧化还原能力与介质的酸碱性有关。以氧化性为主。例如：Cl2 +H2O22HCl +O2H2O2 +2I- +2H+I2 + 2H2O Pb + 4 H2O2 PbSO4+ 4H2O,2017年6月,34,三、硫及其化合物,（一）硫, 1、与金属、氢、碳等还原性较强的物质作用时，呈现氧化性。H2 + S H2SC + 2S CS2Hg + S HgS,2017年6月,35, 2、与具有氧化性的酸反应，呈现还原性。,S +2HNO3 H2SO4 + 2NOS +2 H2SO4（浓） 3SO2+ 2H2O, 3、在碱性条件下，硫容易发生歧化反应。,3S + 6NaOH2Na2S + Na2SO3 + 3H2O,2017年6月,36,（二）硫化氢, 1、弱酸性 H2S为二元弱酸，在溶液中有如下电离平衡：H2S H+ +HS- K1=9.110-8 HS- H+ +S2- K2=1.110-12,2、还原性,在酸性溶液中，氢硫酸是中强还原剂，可被空气中的氧气氧化析出单质硫。2H2S + O2 = 2S+ 2H2O,3、沉淀剂,由于大多数金属硫化物不溶于水，在定性分析中，以H2S作为分离溶液中阳离子的沉淀剂。 检验：以Pb(Ac)2试纸检验，H2S使试纸变黑： H2S+Pd（Ac）2= PdS+2HAc,2017年6月,37,（三）二氧化硫（亚硫酐）,1二氧化硫与水反应,二氧化硫是无色、有刺激性气味的气体，比空气重。二氧化硫有毒，是大气的主要污染物，它能剧烈地刺激眼睛的角膜和呼吸器官的粘膜，造成呼吸困难，严重时可导致死亡。,2017年6月,38,（三）二氧化硫（亚硫酐）,2二氧化硫与氧反应 3二氧化硫的漂白作用 二氧化硫能与某些有色物质结合生成无色的物质，所以二氧化硫具有漂白作用。但是，这种无色物质不稳定，易分解而恢复原来的颜色。,2017年6月,39, 1、硫酸 纯硫酸（H2SO4）是无色油状液体，凝聚点为283.43K，沸点为603.2K。硫酸为二元强酸，是最常用的三大无机强酸之一。硫酸及其盐的主要化学性质为： （ 1）、吸水性和脱水性 （2）、强酸性和强氧化性 （3）、浓硫酸的溶解性,（四）、硫酸及医学上常见的硫酸盐,2017年6月,40, 2、硫酸盐,医学上常见硫酸盐的物理性质及用途,2017年6月,41, 3、离子的鉴定,（1）、S2- 利用醋酸铅试纸鉴定，此法用于S2-浓度较大时。 S2- + Pb2+ = PbS（2） 、SO32- 亚硫酸盐遇强酸应会放出SO2气体，SO2具有还原性，能使硝酸亚汞方式纸变黑（Hg22+还原为金属汞）。 SO32- + 2H+ = SO2+H2O SO2 + Hg22+ + 2H2O = 2Hg + SO42- + 4H+,2017年6月,42,（3）、S2O32-,a、利用S2O32-在酸性介质中的不稳定性来检测。S2O32- +2H+ = S+ SO2+ H2Ob、用AgNO3检验：过量的Ag+和S2O32-作用，先生成白色Ag2S2O3沉淀，此沉淀不稳定，很快分解为Ag2S，沉淀的颜色由白变黄、变棕、最后变成黑色。,（4）、SO42-,在确证无F-、SiF62-存在时，用钡离子检验，生成不溶于盐酸的白色沉淀。SO42- + Ba2+ = BaSO4,2017年6月,43,（五）硫代硫酸钠,硫代硫酸（H2S2O3）非常不稳定，只能存在于175K以下。常用的是其盐Na2S2O35 H2O ，俗称为海波或大苏打。, 1、遇强酸分解,S2O32- +2H+ = S+ SO2+ H2O,2017年6月,44, 2、还原性,Na2S2O3是中等强度的还原剂。S2O32- + 4Cl2 + 5H2O = 2SO42- +8 Cl- + 10H+S2O32- + I2 = S4O62- +2I-, 3、配位性,S2O32-具有很强的配位能力，能与许多金属形成稳定的配合物。S2O32- + AgBr = Ag(S2O3)23- + Br-,2017年6月,45,第三节 氮和磷的化合物,周期表VA族包括氮、磷、砷、锑、铋五种元素，称为氮族元素。通性有： 1、价电子层结构为ns2np3，主要氧化态为-3、+3、+5。 2、氮族元素得电子趋势较小，显负价较为困难。因此氮族元素的氢化物除NH3外都不稳定，而氧化物均较稳定。 3、由于从As到Bi，随着原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加。,2017年6月,46,一、氨和铵盐,（一）氨 氨（NH3）是氮的氢化物，常温下为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，氨的水溶液称为氨水。, 1、弱碱性,NH3分子具有碱性，从氨的结构来看，氨有孤对电子，可以结合质子，显示碱性。,2017年6月,47, 3、还原性, 4、配位性,NH3分子中的N原子处于最低氧化态（-3）。在一定条件下，氨具有还原性,由于NH3的N原子上有孤对电子 Ag+ 2NH3Ag(NH3)2+, 2、取代反应,NH3分子中的H原子可以被其他的原子或原子团取代，如NaNH2（氨基化钠），CaNH（亚氨基化钙），当三个H原子都被取代，则生成氮化物，如Li3N。,2017年6月,48,（二）铵盐, 1、遇强碱分解放出氨气 NH4+ +OH- NH3+ H2O 2、强酸类铵盐水溶液显弱酸性NH4+ + H2O NH3H2O + H+ 3、固态铵盐受热时易发生分解反应 铵盐的热稳定性差，受热时极易分解，分解产物通常与组成有关。 NH4Cl NH3+ HCl(NH4)2SO4 NH3+ NH4HSO4,2017年6月,49,二、亚硝酸及医学上常见的亚硝酸盐,（一）氮氧化合物氮氧化物包括多种化合物，如氧化亚氮、一氧化氮二氧化氮、三氧化二氮、四氧化二氮和五氧化二氮等,它们都是主要的大气污染物.NO分子中有孤对电子，可以作为配体。有文献报道，某些含有NO基团的血管舒张药如亚硝酸异戊酯、三硝酸甘油酯，亚硝酰铁氰化钠等，经服用后在人体内释放出NO，而则被称为人血管内皮舒张因子。,2017年6月,50,(二)、亚硝酸及亚硝酸盐 1、亚硝酸,(1)、弱酸性 亚硝酸（HNO2）是一元弱酸。(2)、不稳定性 3HNO2 = HNO3 + H2O + 2NO,2017年6月,51,（3）、氧化还原性,HNO2分子中的N的氧化数为+3，属于中间氧化态，既有氧化性又有还原性。在酸性介质中，HNO2及其盐主要显还原性。如：2NO2- + 2I- +4H+ = I2 + 2NO +2H2O当HNO2与强氧化剂作用时，NO2-为还原剂，被氧化为NO3-。如：5NO2- + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 5NO3- +3H2O,2017年6月,52, 2、亚硝酸盐,亚硝酸盐有毒性。若误服亚硝酸钠后，亚硝酸钠会进入血液，能把亚铁血红蛋白氧化为高铁血红蛋白，使血液失去携氧功能，从而造成组织缺氧，严重时人会因缺氧而全身青紫，甚至窒息死亡。由于亚硝酸钠外观类似食盐，因此，要严防把它误当食盐使用而引起中毒。,2017年6月,53,（三）硝酸及硝酸盐, 1、硝酸（1）、不稳定性 4HNO3 = O2+ H2O + 4NO2（2）、强氧化性 HNO3分子中的N的具有最高氧化态+5，具有强氧化性，可以氧化金属和非金属。A、氧化非金属 2HNO3 + S = H2SO4 + 2NO 5HNO3 + 3P + 2H2O = 3H3PO4 + 5NOB、氧化金属 许多非金属都易被其氧化为相应的酸，而HNO3的还原产物一般为NO。,2017年6月,54, 2、硝酸盐,大多数硝酸盐)为无色晶体，几乎全部易溶于水，其水溶液都无氧化性。常温下硝酸盐比较稳定，但加热时易分解，放出氧气，所以高温时固体硝酸盐是强氧化剂。蔬菜中的残留的硝酸盐能被逐渐还原成亚硝酸盐。常温下贮藏蔬菜，硝酸盐还原菌活跃，会很快将硝酸盐还原成亚硝酸盐。叶菜类煮沸后，其中大部分硝酸盐溶解到汤中，若放置时间长了，硝酸盐还原菌将其还原成亚硝酸盐。因此，不要食用腐烂的蔬菜和隔夜菜汤。,2017年6月,55, 2、硝酸盐,硝酸银是重要的硝酸盐，为白色晶体，易溶于水，见光易分解，应保存在棕色瓶中。硝酸银对有机组织有破坏和腐蚀作用，蛋白质遇硝酸银即生成沉淀。在临床上硝酸银用作收敛剂、腐蚀剂和消毒剂。,2017年6月,56,四、磷的含