Ch卤素和氧族元素PPT课件.ppt

2019 12 31 卤素和氧族元素 第11章 1 2019 12 31 11 1p区元素概述 11 2卤族元素 11 3含氧酸的氧化还原性 11 4氧族元素 11 5无机酸强度的变化规律 实验一 非金属化合物的性质 2 2019 12 31 11 1p区元素概述 p区 A Ans2np1 5 除H外 所有非金属都集中在该区 1 非金属 金属的递变 A A中尤为突出 A除外 由典型的非金属开始 典型的金属结束 如 A O S Se Te Po非金属准金属金属 A N PAs SbBi非金属准金属金属 3 2019 12 31 2 呈多氧化态 惰性电子对效应p区元素 ns2np1 5 除F外一般有多种氧化态 对 A A族元素 同族中由上到下 低 正的 氧化态的稳定性依次增强 而高氧化态的稳定性则依次减弱 惰性电子对效应所致 如 A Si Si 而Pb Si Ge Sn Pb 4 2019 12 31 惰性电子对效应 自上而下 低氧化态比高氧化态物质稳定 惰性电子对效应以第六周期元素最为显著 6s2电子对的惰性最大 如PbO2 NaBiO3为强氧化剂 1s22s22p63s3p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p6惰性电子对效应是由能级交错所致 5 2019 12 31 3 多形成共价化合物p区元素的电负性较s区元素的电负性大 所以与s区元素不同 p区元素在许多化合物中以共价键结合 如 一些非金属元素的氧化物 氢化物等 它们的一些物理性质可用分子间力进行解释 4 配位数p区第一排元素原子 第二周期 所形成配合物的最高配位数只能达到4 如 H BF4 对较重元素则可以有更高配位数的化合物 如 H2 SiF6 6 2019 12 31 5 二次周期性周期性是指各周期间的规律性 而同族之间的规律性则称二次周期性 同族之间周期性产生的原因是由于在考虑元素性质的时候 不仅要考虑价层电子 而且要考虑内层电子排布的影响 如对p区元素 由于d区和f区元素的插入 将影响元素的性质 使p区元素自上而下性质的递变不如s区元素有规则 概括起来有如下特征 7 2019 12 31 1 第一排元素具有反常性质同一族中 第一个元素原子的半径最小 电负性最大 获得电子的能力最强 因而与同族其它元素相比 化学性质有较大的差别 如 单质的存在状态 A ANO气体PS固体元素的电子亲合能 EA F EA Cl EA O EA S 单位 kJ mol 1 322 348 7 141 200 4 氢化物 由于HF H2O NH3能形成氢键而mp bp远高于同族元素的其它氢化物 8 2019 12 31 2 中间排元素表现出异样性这是由于从第四周期起 d区元素的插入 使p区元素有效核电荷明显增大 对核外电子的引力增强 因而原子半径比同周期的s区元素的原子半径显著地减小 而电负性与同族第二三周期元素相比 则减小不多 p区第四周期元素的性质在同族中显得比较特殊 表现出中间排的异样性 Ga Ge As Se Br如在 A中 含氧酸中 溴酸 高溴酸的氧化性均比其它卤酸 高卤酸的氧化性强 9 2019 12 31 3 各族最后三个元素性质缓慢地递变在第五 六周期的p区元素前 也有d区元素的插入 它对这两排元素也有类似的影响 因而使各族最后三个元素出现了同族元素性质的递变 这种递变不如s区元素明显 如 As Sb Bi 4 各族最后两个元素性质有些相似镧系收缩所致 第六周期 f区元素的插入 由于镧系收缩的影响 第五 六周期元素离子半径相差不太大 而第四 五周期元素的离子半径却相差较大 导致各族最后两个元素性质有些相似 10 2019 12 31 11 2卤族元素 了解卤素的通性 了解单质的制备和性质 掌握卤素的氢化物的制备 性质及变化规律 掌握卤化物的性质 掌握卤素 Cl 的含氧酸及其盐的性质 理解影响含氧酸氧化能力强弱的因素 了解含氧酸氧化还原性的周期性 11 2019 12 31 A F Cl Br I At总称卤素 成盐元素的意思 卤素都是非金属元素F在所有元素中非金属性最强 I只具有微弱的金属性 At是放射性元素 对卤素而言 非金属性的递减和金属性的递增不像p区其它元素那样明显 12 2019 12 31 12 2 1卤素的成键特征 ns2np51 同核双原子分子中有一个非极性的共价键 2 氧化数为 1的卤素 可以有三种成键方式 离子键 共价键 配位键 与活泼金属化合成离子型化合物 与非金属元素化合成共价型化合物 还可以作为电子对的给予体形成配合物 FeF6 3 HgCl4 2 PbI4 2 3 除氟外 氯 溴 碘均可以呈现正氧化态 1 3 5 7 13 2019 12 31 12 2 2卤素单质1 卤素单质的物理性质 自学 2 卤素单质的化学性质 选讲 1 与金属的作用 2 与非金属的作用 3 与氢的作用 4 与水的作用 分两种情况 5 与碱的作用 注意反应条件 热碱 冷碱 6 卤素间的置换反应 分为两类 14 2019 12 31 4 与水的作用分 分两种情况a 置换水中的氧2X2 2H2O 4H 4X O2 X2 2e 2X O2 4H 4e 2H2OF2 F 2 87V Cl2 Cl 1 3583V Br2 Br 1 065V I2 I 0 5355VO2 H2O 1 229V 以上数值均为标准电极电势 当pH 7 E O2 H2O 0 816V 15 2019 12 31 b 卤素的水解作用也是一种自氧化还原反应X2 H2O HX HXOF2在水中不发生水解反应 Cl2 Br2 I2在水中主要是水解反应 Cl2 I2水解反应的程度越来越小 16 2019 12 31 5 与碱的作用Cl2在常温下主要是生成次氯酸盐 Br2只有在0 时才能得到次溴酸盐 I2与碱反应只能得到碘酸盐 氟与碱的反应与上不同 它是将OH 中的氧氧化成氧化数为 2的OF2 17 2019 12 31 E B V ClO 0 421Cl2 g 1 3583Cl BrO 0 455Br2 l 1 065Br IO 0 42I2 s 0 5355I E B V ClO3 0 495ClO 0 890Cl BrO3 0 492BrO 0 760Br IO3 0 15IO 0 48I 18 2019 12 31 6 卤素间的置换反应 分为两类a 正置换反应氧化性Cl2 Br2 I2 可发生反应 Cl2 2X X2 2Cl X Br I Br2 2I I2 2Br b 倒置换反应 酸性溶液中 ClO 3 Cl2 1 468V BrO 3 Br2 1 50V IO 3 I2 1 195V 2BrO 3 X2 Br2 2XO 3 X Cl I 2ClO 3 I2 Cl2 2IO 3 19 2019 12 31 3 卤素单质的制备 1 F2的制备 电解氧化工业上用三份的KHF2和二份无水HF的熔融物进行电解 20 2019 12 31 2 Cl2的制备实验室制法 工业制法 电解饱和的食盐水 21 2019 12 31 3 Br2和I2的制备工业上从海水中提取溴 从天然卤水中提取碘 E B V BrO3 0 474Br21 065Br E A V BrO3 1 50Br21 065Br 22 2019 12 31 天然卤水中提取碘 注意 Cl2 g 的量要把握好 否则将有可能进一步氧化I2为IO 3 23 2019 12 31 11 2 3卤化氢1 卤化氢的性质 1 熔沸点 HCl HBr HI分子间力依次增大 但HF反常的高 是由于氢键造成的 2 热稳定性 可用化合物的生成焓来衡量 HF HI的生成焓依次增大 体系所放出的热量越少 所以稳定性依次减小 3 卤化氢都是极性分子 易溶于水 水溶液称为氢卤酸 酸性HF HI依次增大 可从表观电离度看出 HF的电离度随浓度的增大而增大 与一般的弱酸不同 4 还原性 HCl HBr HI 24 2019 12 31 2 卤化氢的制备 1 合成法 H2 X2 2HX 2 浓硫酸与金属卤化物作用 制取HF HCl 此法不适宜制取HBr HI 因为发生反应 25 2019 12 31 3 非金属卤化物的水解这类反应比较激烈 适宜用来制取HBr和HI 实际上 可把Br2逐滴加在P和少许H2O的混合物上 或把水加在磷和碘的混合物上 3 HX的用途 略 26 2019 12 31 4 卤化物 1 同周期卤化物的键型 从左到右 由离子键过渡到共价键 2 p区 同族卤化物的键型从上到下 由共价键过渡到离子键 3 同一金属的卤化物 由离子键过渡到共价键 如AgF AgCl AgBr AgI离子键过渡过渡共价键 离子极化所致 4 同一金属不同氧化值的卤化物 高氧化值的卤化物具有更多的共价性 如 FeCl2与FeCl3 SnCl2与SnCl4 5 卤化物的溶解性 用离子极化解释 氟化物有些反常 27 2019 12 31 11 2 5卤素的含氧化合物 氯的含氧化合物卤素的含氧化合物是指氧化物 含氧酸及含氧酸盐 最不稳定的是氧化物 其次是含氧酸 比较稳定的是含氧酸盐 由于F的电负性大于O 所以二者形成的二元化合物是氧的氟化物OF2 而不是氟的氧化物 即氟不形成含氧化合物 28 2019 12 31 1 次卤酸及其盐 1 次卤酸 卤素与冷水作用可以得到次卤酸 X2 H2O HX HXO次卤酸为弱酸 酸性从HClO HIO依次减弱 ROH规则解释 HClO 10 8 HBrO 10 9 HIO 10 11 次卤酸的稳定性较差 在水溶液中可发生歧化反应 歧化的速率与物种及温度有关 HXO都是强氧化剂 HClOHBrOHIOE HXO X2 1 6301 6041 45E HXO X 1 5841 3310 985 29 2019 12 31 2 次卤酸盐 次氯酸盐 通常是将Cl2通入冷的碱溶液中得到 Cl2 2OH 冷 Cl ClO H2O3Cl2 6OH 75 5Cl ClO3 3H2O漂白液 NaClO漂白粉 Ca ClO 2 Ca OH 2 CaCl2 H2O次卤酸盐具有氧化性 酸性介质中 30 2019 12 31 2 卤酸及其盐 1 卤酸HClO3和HBrO3可以利用它们的钡盐与稀硫酸作用得到 HIO3可以用强氧化剂氧化碘得到 31 2019 12 31 HClO3HBrO3HIO3酸性 依次减弱 利用R O H规则解释稳定性 最大质量比分别为40 50 及固态 事实表明稳定性依次增强 氧化性 HBrO3 HClO3 HIO3可发生倒置换反应 2BrO 3 X2 Br2 2XO 3 X Cl I 2ClO 3 I2 Cl2 2IO 3 32 2019 12 31 2 卤酸盐3X2 6OH 热碱 5X XO3 3H2O温度 Cl 70 Br 50 I 任何温度 卤酸盐都是无色晶体 溶解度由Cl I依次减小 卤酸盐具有氧化性 其水溶液的氧化性不强 在酸性溶液中氧化性明显增强 33 2019 12 31 E A V ClO3 1 468Cl21 3583Cl E A V BrO3 1 50Br21 065Br E A V IO3 1 195I20 5355I 34 2019 12 31 3 高卤酸及其盐 1 高氯酸及其盐高氯酸是极强的酸 无机酸中最强 35 2019 12 31 2 高溴酸 高碘酸及其盐用溴酸盐与强氧化剂作用 或电解溴酸盐得到高溴酸 高碘酸有两种形式 H5IO6和HIO4正高碘酸在100 脱水而得到偏高碘酸 36 2019 12 31 4 氯的含氧酸及其盐性质的递变小结HClOHClO2HClO3HClO4弱酸中强酸强酸最强酸MClOMClO2MClO3MClO4从左到右 酸性增强 氧化性减弱 热稳定性增强 从上到下 氧化性减弱 热稳定性增强 37 2019 12 31 11 2 6氰 氢氰酸及其盐 自学 拟卤素 某些原子团形成的分子与卤素单质有相似的性质 它们的离子也与卤素离子的性质相似 这些原子团称为拟卤素 氰 CN 2 硫氰 SCN 2 氧氰 OCN 2 等 氰 CN 2 是无色可燃的气体 剧毒 有苦杏仁味 氰化氢 HCN 为有挥发性 沸点26 的无色液体 剧毒 能与水互溶 其水溶液称氢氰酸 氢氰酸是极弱的酸 氰化物 氰化钾 氰化钠 均易溶于水 氰化物是很好的配合剂 与Au Ag 等形成稳定的配合物 氰 氰化氢 氢氰酸 氰化物均是剧毒品 毫克量级即可致死 38 2019 12 31 11 3含氧酸的氧化还原性 11 3 1含氧酸氧化还原性的周期性1 同一周期主族元素和同一周期过渡元素最高氧化态含氧酸的氧化性随原子序数的递增而增强 例如 主族 H2SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4副族 VO2 Cr2O72 MnO4 2 同族主族最高氧化态含氧酸的氧化性随原子序数的递增而呈现锯齿形变化 39 2019 12 31 3 同族副族元素含氧酸的氧化性随原子序数的增加而略有下降 如 HMnO4 HTcO4 HReO44 相同氧化态的同一周期的主族元素含氧酸和副族元素含氧酸相比较 前者大于后者 如 BrO4 MnO4 SeO42 Cr2O72 5 同一元素不同氧化态的含氧酸 低氧化态含氧酸的氧化性较强 如 HNO2 HNO3 稀 HClO3 HClO46 同元素 同氧化态的含氧酸比相应的含氧酸盐的氧化性强 如 HClO3 ClO3 40 2019 12 31 11 3 2影响含氧酸氧化能力强弱的因素1 中心原子 成酸原子 结合电子的能力电负性越大 结合电子的能力越强 越容易获得电子而被还原 因而氧化性越强 2 中心原子和氧原子之间键 R O 的强度含氧酸还原为低氧化态或单质的过程包括R O键的断裂 R O键越强和必须断裂的R O键越多 则酸越稳定 氧化性越弱 反之 氧化性越强 3 在含氧酸还原的过程中伴随发生的其它过程的能量效应如果这些过程放出的净能量越多 即自由能的降低越多 则总反应的趋势越大 含氧酸的氧化性越强 41 2019 12 31 例如 ClO4 8H 8e Cl 4H2OE 1 388V 1 ClO4 4H2O 8e Cl 8OH E 0 555V 2 两式相减得 8H 8OH 8H2O rGm3 3 rGm3 rGm1 rGm2 根据 rGm3 zFE zF E E 8 96500 1 388 0 555 643 1kJ mol 1 42 2019 12 31 11 4氧族元素 了解氧族元素的通性 掌握氧 臭氧 水 过氧化氢的分子结构及重要性质 掌握硫化氢 硫化物和多硫化物的性质 掌握硫的氧化物 含氧酸及其盐的性质 理解影响无机酸强度的因素 掌握无机酸强度的变化规律 43 2019 12 31 11 4 1氧族元素概述 ns2np4周期系第 A包括 O S Se Te Po非金属准金属金属11 4 2氧和臭氧1 氧 O2 略 2 臭氧 O3O3和O2都是由氧元素组成的 它们是同素异形体 O3能吸收太阳的紫外线辐射 从而提供了保护地球上一切生物免受太阳过多紫外线辐射的防御屏障 O3保护层 近年来大气层上空O3锐减 元凶是制冷剂 氟里昂 44 2019 12 31 O3的结构 与SO2的结构相同 中心O采取sp2不等性杂化 为V型 含 34键 45 2019 12 31 O3的特征化学性质是不稳定性和氧化性 无论是酸性介质还是碱性介质 O3都是强氧化剂 且比O2强 PbS 黑 4O3 PbSO4 白 4O22Ag 2O3 Ag2O2 2O2以上两反应对O2来说不存在 2KI O3 H2O I2 2KOH O2此反应可鉴定O3 46 2019 12 31 11 4 3水和双氧水1 H2O 略 47 2019 12 31 2 H2O2 1 结构 在H2O2中 两个O原子是连在一起的 一般结构为 H O O H 其中O O键称为过氧键 O的氧化值为 1 H2O2的空间结构 O原子为sp3不等性杂化 48 2019 12 31 2 制备实验室制法 BaO2 H2SO4 冷 稀 H2O2 BaSO4 或 BaO2 CO2 H2O H2O2 BaCO3 工业制法 电解 2NH4HSO4 饱和 NH4 2S2O8 阳 H2 阴 NH4 2S2O8在酸性溶液中水解 NH4 2S2O8 2H2SO4 H2S2O8 2NH4HSO4H2S2O8 H2O H2SO5 H2SO4H2SO5 H2O H2O2 H2SO4生成的NH4HSO4可以循环使用 50 2019 12 31 3 性质 不稳定性 弱酸性 氧化性 还原性a 不稳定性 受热153 以上便发生强烈的爆炸性分解 2H2O2 2H2O O2 rHm 196 06kJ mol光 碱 重金属离子 Mn2 Fe2 Cu2 MnO2等 能加速分解 若要防止分解 可加入微量Na2SnO3 锡酸钠 或Na4P2O7 8 羟基喹啉等 放在棕色瓶中 置阴凉处 b 弱酸性 H2O2是一种弱酸H2O2 H HO2 Ka1 2 3 10 12HO2 H O22 Ka2 10 25H2O2略显酸性 H2O2 Ba OH 2 BaO2 2H2O 51 2019 12 31 c 氧化性 H2O2 H2O例 H2O2 2I 2H I2 2H2O4H2O2 PbS 黑 PbSO4 白 4H2O 漂白油画 52 2019 12 31 d 还原性 O2 H2O2 53 2019 12 31 11 4 4硫化氢 硫化物和多硫化物1 硫化氢和氢硫酸 略 2 硫化物 以硫化物溶解度不同而建立起阳离子的系统分析方法 3 多硫化物 可溶性硫化物中加入S并加热即可得到多硫化物 Na2S xS Na2Sx x 1 6 多硫化物在碱性介质中比较稳定 在酸性介质中不稳定 氧化性 SnS Na2S2 Na2SnS3还原性 4FeS2 11O2 8SO2 2Fe2O3 54 2019 12 31 55 2019 12 31 11 4 5 硫的其它含氧酸及其盐焦酸 是指两个含氧酸分子失去一分子水所得到的产物 可看作水的衍生物 代酸 是指氧原子被其它原子所取代的含氧酸 连酸 是指中心原子相互连在一起的含氧酸 过酸 是指含有过氧基的含氧酸 O O 是H2O2的衍生物 1 焦硫酸及其盐H2S2O7 H2SO4 SO3 两分子硫酸脱去一分子水 56 2019 12 31 将酸式硫酸盐加热熔化而得到焦硫酸盐 2KHSO4 K2S2O7 H2O焦硫酸盐能够熔解一些难溶于水又难溶于酸的氧化物3K2S2O7 Al2O3 Al2 SO4 3 3K2SO4 加热熔化 3K2S2O7 Cr2O3 Cr2 SO4 3 3K2SO4 加热熔化 焦硫酸盐常用于工业上分解矿石 作矿熔剂 57 2019 12 31 2 硫代硫酸盐是H2SO4分子中的一个氧原子被S原子所取代的产物 H2S2O3 最常用的是硫代硫酸钠 商品名 海波 俗称大苏打 Na2S2O3通常是把Na2SO3溶液与S粉一同煮沸制得 Na2SO3 S Na2S2O3Na2S2O3是无色透明晶体 易溶于水 在中性或碱性介质中是稳定的 但在酸性介质中不稳定 易分解 58 2019 12 31 Na2S2O3具有氧化还原性 主要表现为还原性 2Na2S2O3 I2 Na2S4O6 2NaI此反应常用于分析化学上定量测定碘 称碘量法 直接碘量法 碘滴定法 和间接碘量法 滴定碘法 Na2S2O3 4Cl2 5H2O Na2SO4 8Cl 10H SO42 利用此反应在造纸和纺织工业上用Na2S2O3作除氯剂 59 2019 12 31 Na2S2O3还是一个较强的配位剂 重金属硫代酸盐难溶于水 且不稳定 如Ag2S2O3 白 难溶于水 在溶液中迅速分解 颜色由白 黄 棕 黑色的Ag2S Ag2S2O3 白 H2O Ag2S 黑 H2SO4利用此反应鉴定Na2S2O3 60 2019 12 31 3 过硫酸及其盐 过硫酸可看成是过氧化氢的衍生物 当其中的一个H原子被HSO3 取代 为过一硫酸 H2SO5 当另一个H原子也被HSO3 取代 为过二硫酸 H2S2O8 制法 工业上电解硫酸和硫酸铵的混合液 61 2019 12 31 重要的过二硫酸盐有 NH4 2S2O8和K2S2O8 强氧化剂半反应为 62 2019 12 31 4 连二亚硫酸钠 Na2S2O4是一种白色粉末状固体 以二水合物形式存在Na2S2O4 2H2O 俗称 保险粉 制法 在无氧条件下 用Zn粉还原亚硫酸氢钠可以得到2NaHSO3 Zn Na2S2O4 Zn OH 2 性质 能溶于冷水 但水溶液很不稳定 易分解2S2O42 H2O S2O32 2HSO3 能还原碘 碘酸盐 O2 Ag Cu2 等Na2S2O4 O2 H2O NaHSO3 NaHSO4连二亚硫酸钠是很强的还原剂 63 2019 12 31 11 5无机酸强度的变化规律 系列专题二 在基础化学中所接触到的无机酸大致有两种 一种是氢化物H X 另一种是中心原子与氧直接相连的含氧酸 影响酸性大小的主要因素 反映在与质子直接相连的原子对它的束缚力的强弱上 这种束缚力的强弱又与该原子的电子密度的大小有着直接的关系 64 2019 12 31 11 5 1电子密度电子密度的大小与原子所带负电荷数 原子半径有关 它表明某原子吸引带正电荷的原子或原子团的能力 若与质子直接相连的原子的电子密度越大 则对质子的引力就越强 不易释放出质子 酸性弱 与质子直接相连的原子的电子密度越小 则对质子的引力就越弱 容易释放出质子 酸性强 11 5 2氢化物H X的酸性强弱规律同一周期的氢化物 NH3 H2O HF同族氢化物 HF HCl HBr HI总规律 氢化物的酸性随着原子序数的增加而增强 65 2019 12 31 11 5 3含氧酸的酸性强弱规律根据氧化物对酸 碱的反应不同 又将氧化物分为酸性 碱性 两性和不成盐等四类 不成盐氧化物 又称为惰性氧化物 与水 酸 碱不起反应 例如 CO NO N2O等 与酸性 碱性和两性氧化物相对应 它们的水合物也有酸性 碱性 两性 氧化物的水合物不论是酸性 碱性还是两性 都可以看作是氢氧化物 即 R OH x 66 2019 12 31 1 氧化物及其水合物的酸碱性强弱的一般规律a 周期系各族元素最高氧化态的氧化物及其水合物同周期 从左到右 酸性增强 碱性减弱KOHCa OH 2Ga OH 3Ge OH 4H3AsO4H2SeO4HBrO4强碱强碱两性两性偏酸中强酸强酸强酸同族 自上而下 酸性减弱 碱性增强Be OH 2Mg OH 2Ca OH 2Sr OH 2Ba OH 2两性中强碱强碱强碱强碱 67 2019 12 31 b 同一元素形成不同价态的氧化物及其水合物时 高价态的酸性要比低价态强 HClOHClO2HClO3HClO4弱酸中强酸强酸极强酸对上述规律的解释 ROH规则或电子密度的概念解释 R OH x型化合物在水溶液中可按两种方式离解 R O H 在 处断裂发生碱式离解 在 处断裂发生酸式离解 用途 应用R O H模型可以比较氧化物的水合物 同周期 同族 或同一元素不同氧化态 酸碱性的变化规律 68 2019 12 31 2 酸碱的确定 离子势 阳离子电荷 阳离子半径卡特雷提出用 1 2作为判R O H酸碱性的标度 1 2R O H的酸碱性 1 210酸性 0 32r nmr pm用 1 2判断氧化物的水合物的酸碱性只是一个经验规律 对个别物质不适用 如 Zn OH 2 1 2 5 2 应为碱性 而实呈两性 69 2019 12 31 3 含氧酸的酸性强度 鲍林规律 Pauling 含氧酸的化学式为 HnROm or写成 ROm n OH n m n为非羟基氧原子数 规则 1 m n 数值越大 酸性越强 如 HClO4 HClO3 HClO2 HClO酸性强弱3210非羟基氧数目再如 HClO4 H2SO4 H3PO4321规则 2 多元含氧酸的分步电离常数Ka1 Ka2 Ka3 1 10 5 10 10如 H3PO4 H3AsO4 H2SO3等 70 2019 12 31 实验一非金属化合物的性质 一 实验目的二 实验内容1 卤素 氧 硫的氢化物 71 2019 12 31 扩展 过氧化氢的性质 72 2019 12 31 2 硫化物的溶解性 参看教材p307 73 2019 12 31 3 氯 硫 氮的含氧酸及其盐的性质 1 次氯酸盐和氯酸盐的性质 74 2019 12 31 氧化性 HClO ClO HClO3 ClO3 HClO HClO3 75 2019 12 31 扩展 硫的其它含氧酸及其盐 76 2019 12 31 4 离子的分离与鉴定 扩展 亚硝酸 硝酸及其盐 77 2019 12 31 78 2019 12 31 三 问题与思考1 在鉴定S2O32 的实验中 有的同学实验结果为黑色沉淀 有的同学的实验结果却为无色溶液 这两种现象都正确吗 2 为什么H2O2既可以作氧化剂又可以作还原剂 在何种情况下 H2O2能将Mn2 氧化成MnO2 在何种情况下MnO2能将H2O2氧化放出O2 3 现有两瓶溶液 NaNO2及NaNO3 请设计三种区别它们的方案 79 2019 12 31 补充一 亚硝酸 硝酸及其盐1 HNO2 弱酸性 不稳定性 氧化性 还原性制备 将等物质的量的NO2和NO混合物溶解在冰水中时 可生成亚硝酸的水溶液 NaNO2 冷 H2SO4 NaHSO4 HNO2 弱酸性 亚硝酸是弱酸 K 7 2 10 4 酸性稍强于醋酸 80 2019 12 31 不稳定性 亚硝酸极不稳定 只能存在于很稀的 冷的溶液中 其溶液浓缩或加热时就分解为NO NO2和H2O 氧化性 NO2 NO 还原性 NO3 NO2 与强氧化剂作用 NO2 表现出其还原性 81 2019 12 31 2 亚硝酸盐通常用碱吸收等物质的量的NO2和NO可以制亚硝酸盐 NO NO2 2NaOH 2NaNO2 H2O NO2 的结构 sp2不等性杂化 溶解性 一般都易溶于水 AgNO2 淡黄色 亚硝酸盐一般有毒 并且是致癌物质 82 2019 12 31 3 HNO3 浓 稀硝酸的氧化性工业上制HNO3 氨氧化法4NH3 g 5O2 4NO 6H2O Cat Pt网 t 1273K 2NO O2 2NO23NO2 H2O 热 2HNO3 NO实验室制法 NaNO3 H2SO4 浓 HNO3 NaHSO4 393 423K 83 2019 12 31 HNO3的结构 N原子 sp2杂化 存在分子内氢键N 2s22p3 2s12px12py12pz2 84 2019 12 31 HNO3中 N 5 处于最高氧化值 HNO3具有氧化性 1 与非金属作用无论是浓HNO3或稀HNO3 其还原产物均为NO 2 与金属作用 情况较为复杂与HNO3的浓度有关 与金属的活泼性有关 85 2019 12 31 稀HNO3与金属作用 主要被还原为NO 2 浓HNO3与金属作用 主要被还原为NO2 4 较稀HNO3与较活泼金属作用 还原产物为N2O 1 4Zn 10HNO3 较稀 4Zn NO3 2 N2O 5H2O 很稀HNO3与较活泼金属作用 则被还原为NH4 3 4Zn 10HNO3 很稀 4Zn NO3 2 NH4NO3 3H2O 86 2019 12 31 小结 A 与同种金属反应 硝酸越稀 N被还原的程度 指氧化值下降大小 越大 注意 这不能说稀HNO3的氧化性比浓HNO3强 相反 HNO3越稀 氧化性越弱 浓酸比稀酸氧化性强 当HNO3被还原成低氧化态时 可以被浓HNO3进一步氧化 NO 2HNO3 3NO2 H2O浓HNO3的反应速度快 氧化能力较强 可使被氧化的物质达到最高氧化态 87 2019 12 31 小结 B 与同浓度HNO3反应 金属越活泼 HNO3被还原程度越大 这正说明活泼金属的还原性强 浓HNO3不与Au Pt作用 王水可以溶解Au Pt Au HNO3 4HCl H AuCl4 NO 2H2O3Pt 4HNO3 18HCl 3H2 PtCl6 4NO 8H2O 88 2019 12 31 4 硝酸盐 热分解水溶性 几乎所有的硝酸盐都易溶于水而且容易结晶 热稳定性 主要表现为NO3 根的不稳定性和氧化性 1 碱金属和碱土金属的无