无机化学教案08.docx

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无机化学教案08

第八章非金属

本章要求

1.卤素单质的化学性质，非金属性的递变规律，卤素单质的制备方法。

卤化氢和氢卤酸的性质，氢卤酸的酸性及其递变规律，氢卤酸的制备。

氯的含氧酸的酸性及其氧化性、稳定性和它们的递变规律。

2.熟练掌握过氧化氢的不稳定性、氧化还原性。

掌握硫化氢、硫化物、硫的含氧酸及其盐的主要性质。

3.了解氮族元素的通性，掌握氨、铵盐、硝酸及其盐、亚硝酸及其盐的主要性质。

4.掌握磷酸的酸性、缩合性及其磷酸盐的溶解性。

5.掌握碳的重要化合物的性质，掌握碳酸及碳酸盐的重要性质。

了解硅酸及硅酸盐的结构及基本性质。

了解硅、硼的重要化合物的性质。

通过硼酸及其化和物的结构和性质，掌握硼的缺电子性质。

已知的非金属元素共22种，种类不算多，而且，其性质有规律可循。

同一族元素性质相似。

本章共计11学时

第一节卤素

1-1.卤素的性质

1.物理性质

表8―1卤素的性质

氟

氯

溴

碘

原子序数

9

17

35

53

价电子构型

2S22P5

3S23P5

4S24P5

5S25P5

氧化值

-1

-1.+1.+3.+5.+7

-1.+1.+3.+5.+7

-1.+1.+3.+5.+7

共价半径rcor∕pm

64

99

114

127

电负性

4.0

3.0

2.8

2.5

电离能I∕kJ·mol―1

1681

1251

1140

1008

熔点tm∕℃

-220

-101

-7.3

113

沸点tb∕℃

-188

-34.5

59

183

物态

气体

气体

液体

固体

颜色

淡黄色

黄绿色

红棕色

紫黑色

2.化学性质

X2+2e=2X-氧化性：

F2﹥Cl2﹥Br2﹥I2

（1）与金属反应

F2可与所有元素剧烈反应生成氟化物（除He、Ne、Ar、O2、N2）；

Cl2可与所有金属反应，剧烈程度不如F2；

Br2、I2只与部分金属反应，反应温度比与Cl2反应高。

例：

Fe+X2→FeX3

（2）与非金属反应

与O2、N2不能直接化合

F2：

全部反应；Cl2：

多数；Br2、I2：

部分

例：

X2+H2=2HX

+H2

F2

Cl2

Br2

I2

反应条件：

在暗处爆炸

光照或点火

Pt丝网，500K

Pt丝网，700K

（3）与水、碱的反应

卤素与水可发生两类反应：

X2+H2O

2H++2X-+1/2O2↑

（1）

X2+H2O

H++X-+HXO

（2）

F2与水的反应主要按

（1）式进行，能激烈的放出O2。

Cl2与水主要按

（2）式发生反应，生成盐酸和次氯酸，后者在日光照射下可以分解出O2：

Cl2+H2O

HCl+HClO

光

2HClO─→2HCl+O2↑

Br2和I2与纯水的反应极不明显，只是在碱性溶液中才能显著发生类似

（2）的歧化反应：

Br2+2KOH─→KBr+KBrO+H2O

I2+6NaOH─→5NaI+NaIO3+3H2O

3.卤素单质的制备

卤素大多以卤化物的形式存在，一般制备卤素单质的方法是将卤离子氧化。

F2氧化性强，F-还原性极弱，目前还没有氧化剂可把它氧化成F2，只能用电解的方法，无水条件下，在溶有HF的KF熔盐中进行，阳极析出氟气，阴极析出氢气。

Cl2：

工业上：

电解食盐水。

实验室用MnO2或KMnO4与HCl作用：

Br2：

海水中含溴，在一定条件下，通入Cl2置换出Br2，再纯化。

Cl2+2Br--→Br2+2Cl-

I2：

藻类植物中提取，I-还原性强，许多氧化剂可将其氧化。

如：

Cl2+2I-─→I2+2Cl-

Br2+2I-─→I2+2Br-

1-2.卤化氢和氢卤酸

1.卤化氢

（1）性质：

无色，有刺激性气味的气体，极易溶于水。

液态卤化氢不导电，说明它是共价型化合物。

①热稳定性

②还原性

HCl（g）﹤HBr（g）﹤HI（g）

2.制备

（1）.直接合成

（2）.浓H2SO4+卤化物（用高沸点酸取代低沸点酸）

CaF2或NaCl等，但HI，HBr不能用此法

CaF2（s）+H2SO4（浓）-→CaSO4+2HF↑

（3）卤化物水解（实验室）（主要制HBr和HI）

3.氢卤酸

第二节氧族元素

2-1.通性

1.价电子层结构ns2np4，氧化态-2、+2、+4、+6，氧仅显-2价（除H2O2及OF2外）。

2.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。

3.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。

2-2氧

氧是地壳中含量最多的元素，约占总质量的48.6%;游离氧在空气中的体积分数约为21%；它的化合物广泛分布于地壳岩石和江、河、湖、海中。

氧有16O，17O，18O三种同位素，能形成O2和O3两种单质。

2-3臭氧

臭氧是浅蓝色气体，因它有特殊的鱼腥臭味，故名臭氧。

O3是O2的同素异形体。

空气中放电或电焊时，都会有部分氧气转变成臭氧。

在距离地面20~40km的天空中存在一个臭氧层。

臭氧层能吸收来自太阳的强紫外辐射而保护场面的生物少受辐射的损害。

许多还原性气体，尤其是NO和氟里昂（CCl2F2）对臭氧层的破坏力最大。

臭氧是比氧气更强的氧化剂，它能氧化硫化氢及单质硫成硫酸并放出氧气；能被单质汞、银等还原为过氧化物和氧气；

2Ag+2O3─→Ag2O2+2O2

S+3O3+H2O─→H2SO4+3O2

能被碘化钾还原为氧气和氢氧化钾使湿润的KI的淀粉试纸变蓝，故可用此检出臭氧：

2KI+O3+H2O→I2+O2+2KOH

臭既具有强氧化能力，也有好的漂白能力，可用作纸浆、棉麻、油脂、面粉等的漂白剂，饮水的消毒剂及废水、废气的净化剂。

2-4过氧化氢

现在国内市场有市售的30%和3%两种，后者多为医用双氧水。

国外还有60%的高浓度商品。

1.制备：

电解60％H2SO4溶液，减压蒸馏得H2S2O8，水解可得H2O2。

H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O2↑

2.性质：

过氧化氢俗称双氧水。

纯品是无色粘稠液体，能合水以任意比例混合。

H2O2的结构是H—O—O—H,中间部分的—O—O—称为过氧碱。

（1）热不稳定性：

易分解生成氧气和水，150℃以上猛烈分解。

变价金属离子能起催化作用。

如Mn2+、Fe2+、Fe3+、Cr3+。

其氧化电位：

EΘ（H2O2/H2O）==1.76V,而其还原电位:

EΘ（O2/H2O2）==0.682V;EΘ（MnO2/Mn2+）==1.23V,

光照及少量金属离子存在都能促进分解。

（2）氧化还原性：

由于H2O2氧化数处于中间，既是强氧化剂,又是中等强度的还原剂:

能被锰离子或二氧化锰催化分解.

H2O2+Mn2+→MnO2+2H+;

H2O2+MnO2+2H+─→Mn2++O2↑+2H2O;

能被I-、Sn2+、Fe2+、甚至CrO2-、PbS等还原：

2I―+H2O2+2H+─→I2+2H2O

Sn2++H2O2+2H+─→Sn4++2H2O

2Fe2++H2O2+4OH―─→2Fe（OH）3↓

2CrO2―+2H2O2+2OH-─→2CrO42-+4H2O

PbS+4H2O2─→PbSO4+4H2O

能被高锰酸钾、二氧化锰、氯气等氧化：

测定过氧化氢的含量：

5H2O2+2MnO4―+6H+─→2Mn2++5O2↑+8H2O;

清除器皿上MnO2污迹：

H2O2+MnO2+2H+─→Mn2++O2↑+2H2O;

除去残留氯：

H2O2+Cl2─→O2↑+2HCl;

（3）弱酸性：

与强碱如氢氧化钙、氢氧化钡等生成过氧化物，过氧根能转移。

H2O2+Ba（OH）2─→BaO2+2H2O

BaO2可看作是H2O2的盐。

3.用途：

1）漂白：

用于棉、麻、毛、丝绸、纸、木制家具等的漂白；

2）消毒：

3%的过氧化氢为外用医药消毒剂，食品工业的消毒剂；

工业强氧化剂：

用于合成无机和有机过氧化物。

如用于洗涤剂的过硼酸钠和过碳酸钠，用于医药消毒的过氧乙酸；用于合成维生素B1、B2及激素类药物；还用于燃料电池的燃料、防毒面具中的氧源及液体燃料推进剂等。

第三节硫及其化合物

3-1单质硫

1．物理性质及溶解性：

单质硫主要有斜方硫（菱形硫）、单斜硫和弹性硫三种同素异形体。

斜方硫和单斜硫都是环状S8的分子晶体,易溶于CS2和CCl4等有机溶剂。

当加热熔融时成为浅黄色的液体,160℃以上环发生断裂,成为长链状分子。

若将加热到大约200℃时的熔融硫迅速倒入冷水中得到棕黄色的玻璃状弹性硫。

弹性硫不溶于任何溶剂，在室温下的空气中需要一年的时间才能慢慢转变为晶态硫。

2．化学性质：

与铝和碳在加热时生成三硫化二铝和二硫化碳；

在加热时能被浓硫酸氧化成二氧化硫，被硝酸氧化生成硫酸和一氧化氮；

在碱中发生歧化反应生成硫化钠和亚硫酸钠。

△

2Al+3S─→Al2S3

△

C+2S─→CS2

硫还能与热的浓硫酸和硝酸反应

△

S+H2SO4（浓）─→3SO2+2H2O

△

S+2HNO3─→H2SO4+2NO↑

2-2硫的氧化物和含氧酸

1.SO2和H2SO3

二氧化硫是具有强刺激气味的无色气体。

具有漂白作用。

易溶于水生成亚硫酸，亚硫酸具有弱酸性，强的还原性。

也是烟雾中的主要污染物。

SO2极易液化（0℃，193KPa）

燃烧

（1）制备方法

工业：

S+O2───→SO2

3FeS2+8O2─→Fe3O4+6SO2

硫铁矿（黄铁矿）

实验室：

Na2SO3（s）+2HCl（浓）─→SO2↑+2NaCl+H2O

H2SO3为二元中强酸。

H2SO3

H++HSO3―K1⊖=1.3×10―2

HSO3―

H++SO32―K2⊖=6.1×10―8

（2）化学性质

酸性溶液：

H2SO3+4H++4e―

S+3H2O；E⊖=0.45V

SO42―+4H++2e―

H2SO3+H2O；E⊖=0.17V

碱性溶液：

SO42―+H2O+2e―

SO32―+2OH―；E⊖=-0.93V

2.SO3和H2SO4

（1）SO3制备

（2）H2SO4的性质

①物理性质

吸水性和和脱水性：

②化学性质：

浓硫酸能被铜、磷、碳还原为二氧化硫，被锌还原为S或H2S。

酸性：

为二元强酸，K2⊖=1.2×10-2。

H2SO4─→H++HSO4―完全电离

HSO4―

H++SO42―，K2⊖=1.2×10-2。

浓H2SO4具有吸水性，用作干燥剂。

（放热）

浓H2SO4具有脱水性，（还能夺取H、O生成H2O）

热的浓H2SO4是强氧化剂

棉纤维、淀粉、糖脱水而炭化。

钝化作用

浓度＞90%的浓H2SO4，在Fe、Al表面形成薄膜。

③制备

生产：

用98.3%的浓硫酸吸收SO3生成发烟硫酸，再用稀硫酸稀释为98%的产品浓硫酸。

若用水直接吸收则会生成难溶于水的H2SO4酸雾。

用途：

是和要的三酸两碱之一酸，在化工、石油、轻工、纺织、冶金、医药等许多领域都有和要应用。

3.硫的含氧酸盐

硫的含氧酸盐种类繁多，其相应的含氧酸多数只能存在于溶液中，但盐却比较稳定。

P239表11-1列出了一些主要类型的酸和盐。

3-3硫化氢

1.制备：

FeS+2HCl─→FeCl2+H2S↑

H2S是一种有毒气体，需在通风橱中制备。

实验室中以硫代乙酰胺水解产生H2S。

CH3CSNH2+2H2O─→CH3COONH4+H2S↑

2.性质：

（1）还原性:

硫化氢水溶液不能长久保存，可被空气中的氧气氧化析出S。

（2）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

（2）硫化物

为什么大多数金属硫化物难溶于水，从结构观点来看，由于S2-变形性大，如果阳离子的外电子构型是18、18+2或8~18电子构型，由于它们的极化能力大，变形性也大，与硫离子间有强烈的相互极化作用，由离子键向共价键过渡，因而生成难溶的有色硫化物。

第四节氮的化合物

N:

2s22p3 N≡N：

σ，π，π键，稳定性，作保护气。

4-1氨和铵盐

1.氨

（1）制备方法

工业：

N2（g）+3H2（g）─→2NH3（g）ΔH⊖=-92.38KJ/mol

增大压力，降低温度，∴中温，中压：

2.03×104KPa，500℃。

Fe作催化剂。

实验室：

2NH4Cl+Ca（OH）2─→CaCl2+2NH3↑+2H2O

（2）结构和物性

电负性：

N3.0H2.1

极性分子，易溶于水。

溶于水后，体积增大，密度下降。

市售氨水：

25-28%，0.9g/ml

液氨：

缔合分子，-33℃液化，存在氢键。

液氨减压阀不能用Cu，易腐蚀。

气化热高，23.35KJ/mol，致冷剂，常温下（25℃）990KPa液化。

（3）化学性质

①加合性（配位键）

②氧化反应

N：

-3，0，+2，+5，NH3为-3价2，故具有还原性。

∴使用氨气时须注意明火，以防爆炸。

③取代反应

液氨+金属→NaNH2氨基钠，Ag2NH亚氨基银，Li3H氮化锂

2.铵盐

（1）易溶于水，无色晶体

（2）热稳定性差

①非氧化性酸的铵盐

②氧化性酸的铵盐

（3）水解性

4-2硝酸和硝酸盐

1.硝酸

三大强酸之一，主要用于染料、塑料、制硝酸盐及其它化工原料。

HNO3，N为+5价，具有强氧化性。

市售：

试剂68%d=1.4216mol/L为普通硝酸，实验室用。

工业：

发烟HNO3，98%d﹥1.5，含少量NO2

红色发烟HNO3，100%HNO3中溶过量NO2，用于军工。

（1）制法

工业：

氨催化氧化法：

实验室：

NaNO3+H2SO4（浓）─→NaHSO4+HNO3↑

（2）化学性质

①酸性（强酸）

②纯HNO3会缓慢分解（纯硝酸长久放置，为什么颜色发黄？

）

红棕色的NO2又溶于硝酸，使硝酸呈黄色到红色，实验室将硝酸存于棕色瓶中。

③氧化性

与非金属反应，生成相应的含氧酸

与金属反应Fe、Al、Cr在冷的浓HNO3中钝化

其它：

HNO3被还原的过程主要取决于HNO3的浓度和金属的活泼性，还原产物不是单一的以某种为主。

12-16mol/L浓硝酸与金属反应（不论是否活泼），都生成NO2；

稀硝酸的主要还原产物是NO，但如果是与活泼金属反应，其主要产物是N2O；极稀硝酸（﹤2mol/L）与活泼金属反应，还原产物是NH4+。

A）与不活泼金属

B）与活泼金属

C）与极不活泼金属

王水：

浓硝酸+浓盐酸，体积比1∶3

Au+HNO3+4HCl─→H[AuCl4]+2NO↑+2H2O

3Pt+4HNO3+18HCl─→3H2[PtCl6]+4NO↑+8H2O

④在有机工业中作硝化剂

硝基化合物大多为黄色，皮肤接触浓硝酸后显黄色，硝化作用的结果。

2.硝酸盐

大多数为无色晶体，易溶于水。

固体在常温下稳定，受热易分解。

分解形式：

∵都有O2产生，受热迅速燃烧甚至爆炸，利用这一性质，可用来做焰火。

如：

红色火焰：

KClO3，Sr（NO3）2，C，Mg，松香

4-3亚硝酸和亚硝酸盐

1.亚硝酸的性质

（1）弱酸，极不稳定,K⊖=7.2×10-4

热、浓：

2HNO2─→NO2↑+NO↑+H2O

∴只能以冷的稀溶液存在，一般用NaNO2+HCl当时制备。

（2）氧化还原性

HNO2+H++e-

NO+H2O;E⊖=1.00V

NO3-+3H++2e-

HNO2+H2O;E⊖=0.94V

可见，在酸性溶液中HNO2以氧化性为主。

2I-+2HNO2+2H+─→I2+2NO↑+2H2O

Fe2++HNO2+2H+─→Fe3++NO↑+2H2O

2.亚硝酸盐

除AgNO2外，一般都易溶于水。

制备：

利用生产硝酸的尾气（废气"黄烟"，公害，含NO，NO2）

歧化：

2NO2+2NaOH─→NaNO3+NaNO2+H2O

逆歧化：

NO+NO2+2NaOH─→2NaNO2+H2O

经重结晶两次，可得95-98%的NaNO2

注意：

NO，NO2不是HNO2或HNO3的"酸酐"。

亚硝酸盐有毒，致癌。

大量用于染料工业和有机合成工业。

第五节磷及其化合物

5-1单质磷

在地壳中广泛分布：

磷矿石Ca3（PO4）2，磷灰矿石Ca5F（PO4）3也存在于人体或动物细胞、蛋白质、骨骼、牙齿中。

有许多同素异形体，常见的有红磷、白磷

将制得的P4导入水中，冷却→白磷（不稳定）→密闭容器，300℃→红磷（稳定）

白磷晶体的基本单元：

P4，一般写作P

∴①纯白磷（白色蜡状固体）见光会部分氧化呈黄白色，故又称"黄磷"；

②在潮湿空气中缓慢氧化，放出部分能量，在暗处产生"磷光"，甚至自燃；

③和氧化剂（O2，卤素，浓HNO3等）反应非常剧烈。

红磷，黑磷是巨分子结构。

5-2磷的氧化物

P2O3:

亚磷酸酐P2O3+3H2O─→2H3PO3

歧化反应：

2P2O3+6H2O（热）─→3H3PO4+PH3（膦，剧毒）

P2O5:

磷酸酐P2O5+3H2O（热）─→2H3P04

结构稳定，吸水性强，工业上称“无水磷酸”

H2O

H2O

H2O

P2O5───→2HPO3───→H4P2O7───→2H3PO4

偏磷酸焦磷酸（正）磷酸

5-3磷的含氧酸及其盐

名称

正磷酸

焦磷酸

偏磷酸

亚磷酸

次磷酸

化学式

H3PO4

H4P2O7

（HPO3）n

H3PO3

H3PO2

氧化数

+5

+5

+5

+3

+1

结构式

见P255表11-6

酸性强弱

三元酸,中强酸，

K1⊖=

7.1×10-3

四元酸，

K1⊖=

73.0×10-2

一元酸

K1⊖=

1.0×10-1

二元酸

K1⊖=

76.3×10-2

一元酸

K1⊖=

1.0×10-2

化学性质

无氧化性

无挥发性

PO43-强配位能力。

大量用来生产肥料

在冷水中逐渐转变为H3PO4

有3个或3个以上PO4四面体通过O连接成环状结构

P2O3在冷

水中生成H3PO3，在热水中岐化

还原性（酸及盐）没有相应酸酐

常见盐

NaH2PO4

易溶于水

Na2HPO4

Na3PO4除

ⅠA族、NH4+

外大多不溶于水

K2Cr2O7

（NaPO3）4

（NaPO3）6

第六节碳硅硼及其化合物

6-1C及其化合物

1.碳单质ⅣA族2s22p2

同位素：

12C，13C，14C

同素异形体：

金刚石：

原子晶体，每个C均以sp3杂化轨道与其相邻的四个C原子以σ键结合，呈正四面体。

所有单质中熔点最高，所有物质中，硬度最大。

由于晶体内没有自由电子，所以不导电。

石墨：

层状的混合型晶体。

无定形碳，实际上是石墨的微晶体。

C60：

群集态。

称作富勒烯（Fullerene）一方面具有石墨所固有的碳原子的平面结构，另一方面又从平面向立体过渡，形成60个C原子相结合的坚固外壳的球状物，中间是空的。

与碱金属组成具有超导性能的化合物。

2.CO：

C与O通过一个σ键，二个π键相连，二个π键中有一个是由O原子提供一孤对电子形成π配键。

CO与血液中血红蛋白结合，破坏其输氧能力；

CO用于燃料，还原剂

3.CO2：

O=C=O,sp3杂化，μ=0，非极性

温室效应，对CO2进行综合利用，改变燃料结构（不用煤、汽油作燃料）

易液化，909KPa液化，气化时吸收大量热，使一部分气化，余下部分凝固成雪花状固态，称作"干冰"。

溶于水生成H2CO3，极不稳定，弱酸，饱和时，PH=4

Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11

4.碳酸盐

①溶解性

ⅠA族（除Li2CO3外）、NH4+的碳酸盐易溶

难溶碳酸盐，相应酸式盐比正盐溶解度大一点；

易溶碳酸盐，相应酸式盐比正盐溶解度小一点。

②热稳定性大部分遇热易分解。

CaCO3→CaO+CO2↑

2NaHCO3→Na2CO3+CO2↑+H2O

热稳定性：

铵盐＜过渡金属盐＜碱土金属盐＜碱金属碳酸盐＜酸式盐＜正盐

6-2SiO2和硅酸盐

1.SiO2

晶体SiO2称为石英，原子晶体

石英→1600℃熔化成粘稠液体→急速冷却→石英玻璃

2.硅酸及其盐

硅酸不能由SiO2与水直接反应制得，而只能从相应的可溶性硅酸盐与酸反应制得。

溶解度小。

硅胶，干燥剂，浸以氯化钴溶液烘干后，得变色硅胶。

除ⅠA族的硅酸盐外，其余都不溶于水。

硅酸盐：

Na2O·nSiO2，其中最简单的为Na2SiO3即"水玻璃"，工业上称"泡花碱"。

6-3硼的化合物

1.硼原子

2s22p1共价半径80pm小；电负性2.0又I1=800.4KJ/mol大

∴B易生成的是共价型化合物，成键特性：

形成的BF3、BCl3等称缺电子化合物，sp2杂化后，还有一条空轨道（轨道数多于电子对），使分子具有下列性质：

①有加合性

BF3+:

F-→[BF4]-

BF3+:

NH3→[BF3NH3]

②H3BO3为一元酸

2.硼砂Na2B4O7·10H2O

B4O72-+H2O=4H3BO3+2OH-

酸性条件，平衡右移

无色透明晶体，含金属氧化物呈颜色，可作硼砂珠试验，鉴定金属离子：