第十四章 P区元素（二）.

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1 第十四章 P区元素（二）

2 基本内容和重点要求 §１４.1 氮族元素 §１４.2 氧 族 元 素

3 重点要求理解 1 ．氨的结构和性质、铵盐的性质。硝酸的结构和性质、硝酸根的结构和硝酸盐的性质、亚硝酸及其盐的性质。 2 ．磷酸及其盐的性质 3 ．硫化氢的性质、亚硫酸及其盐的性质、硫酸及其盐性质。

4 §14、1 氮族元素 14 ． 1．1 ．氮族元素概述 14 ． 1．2．氮及其化合物 14 ． 1．3 ．磷及其化合物

5 14、1、1 氮族元素的基本性质

6 本族元素特点： P→Bi +Ⅴ氧化态的氧化性依次增强，即稳定性减弱； +Ⅲ氧化态的还原性依次减弱，即稳定性增强。 H3PO4非常稳定；NaBiO3+Mn2+→Bi（Ⅲ）+MnO4- H3PO3有较强的还原性， BiCI3稳定 As、Sb : +Ⅲ +Ⅴ

7 电离能 元素(二） Li Be B C N O F 电离能(I1) 520 900 801 1086 1402 1314 1681 元素（三） Na Mg AL Si P S CL 496 738 578 787 1012 1000 1251

8 易形成共价化合物 N、P半径较小，可形成少数氧化数为-3的固态离子化合物。Li3N ; Ca3P2 ; Mg3N2等，但遇水强烈水解，溶液中无N3-，P3-离子。 电负性较小的Sb、Bi能形成部分氧化数为+3的离子化合物Sb2(SO4)3;Bi(NO3)3.但金属性很弱，溶液中强烈水解，阳离子是SbO+，BiO+，无游离的Sb3+，Bi3+。 SbCI3+H2O→SbOCI↓+2HCI

9 14、1、2 氮及其化合物 一、氮在自然界的分布和单质氮 二、氮的氢化物 三、氮的含氧化物 四、氮的卤化物

10 一、氮在自然界的分布和单质氮 1、自然界分布：主以单质存在于空气中。土壤中含一些铵盐、硝酸盐，也是组成动植物体中蛋白质的重要元素。
2、结构： ∶N≡N∶

11 性质（非常稳定） ⑴与非金属反应 ⑵ 与金属反应 ⅠA 6Li+N2=2Li3N(常温），余不直接作用。 ⅡA 3Ca+N2=Ca3N2 （加热） B、AI 白热条件 2B+N2=2BN（大分子化合物）

12 制备 工业分馏液态空气：少量的O2可通过红热的铜丝或CrCl2除去，痕量水用P2O5吸收。 实验室：NH4Cl（饱和）+NaNO2→NH4NO2+NaCl NH4NO2→N2↑+2H2O

13 二、氮的氢化物 1、氨 ⑴制备 工业： 实验室： 2NH4 Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O (NH4)2SO4+CaO=CaSO4+2NH3↑+H2O 氮化物水解：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2↓+2NH3↑

14 ⑵结构 特点：一个σ孤电子对，强极性，易形成氢键，最低氧化数（-3）。 ⑶物性 同族氢化物中NH3具有最高的溶沸点、凝固点、熔解热、蒸发热.(?) 介电常数大，溶解度大。

15 ⑷化性 A 加合反应 : NH3·H2O ; NH4+ ; Ag(NH3)2+ ; CaCl2·8NH3 ; Cu(NH3)42+ B 取代反应 : NaNH Ag2NH Li3N 2Na+2NH3=2NaNH2+H2↑（623K）

16 C 还原反应 4NH3+3O2（纯）=6H2O+2N2 空气中不燃烧 2NH3+3Cl2=6HCl+N 检验Cl2管道是否漏气 2NH3+3CuO=N2+3Cu+3H2O 除N2中的NH3 ⑸ 用途 工业上生产硝酸、铵盐（化肥）、尿素、染料、医药品和塑料等。做冷冻剂和循环制冷剂。

17 2.铵盐 r(NH4+)=143pm ;r(Rb+)=148pm ;r(K+)=133pm
铵盐在晶型、颜色、溶解度等方面都与相应的钾盐、铷盐类似。有相同的沉淀试剂，均为无色晶状化合物，易溶于水，强电解质。 ⑴ 易水解 强酸的铵盐水解显酸性 ⑵ 热稳定性差 受热易分解

18 固态铵盐→NH3↑+ 酸（或酸式铵） NH4CI=NH3↑+ HCI↑ NH4HCO3=NH3↑+CO2↑+H2O （H2CO3 ，HCI）
挥发酸 （H2CO3 ，HCI） （NH4）2SO4=NH3↑+NH4HSO4 (NH4)3PO4=3NH3↑+H3PO4 难挥发酸 (H2SO4，H3PO4)

19 氧化性酸 NH4NO2=N2↑+2H2O NH4NO3=N2O↑+2H2O=N2↑+1/2O2↑+2H2O 2NH4CIO4=CI2↑+2O2↑+N2↑+4H2O (NH4)2Cr2O7 =N2↑+Cr2O3+4H2O

20 鉴定： （气室法，红石蕊试纸变蓝） 除溶液中铵离子：用热的硝酸和盐酸的混合物氧化铵离子成N2或NOx(还原性NH4+＞NH3）

21 三、氮的含氧化合物 1.氧化物 N2O NO N2O3 NO2 N2O4 N2O5 状态 g g l g g s 颜色 无 无 蓝 棕红 无 白

22 NO (CO,N2O)中性氧化物，不成盐氧化物
结构： 奇电子分子，有磁性 物性：无色有毒气体，微溶于水，但不与水作用，不助燃。 化性：还原性 2NO+O2=2NO2 加合性 FeSO4+NO=[Fe(NO)SO4] 硫酸亚硝酰合铁（Ⅱ），棕色溶液，不稳定。

23 NO2 N:1s22s22p3杂化后形成3个杂化轨道 sp2不等性杂化 2个σ键 1个Π33 结构: 物性：红棕色有特殊臭味的有毒气体，易压缩成无色N2O4气体。

24 化性: 易溶水、碱 3NO2+H2O=2HNO3+NO 2NO2+2NaOH=NaNO2+NaNO3+H2O 强氧化性 C、P、S等在NO2中易起火燃烧。 弱还原性 MnO4-+5NO2+H2O=Mn2++2H++5NO3-

25 HNO2的性质 ⑴ 不稳定性：仅存在于冷的稀溶液中，浓缩或加热即分解。
2.亚硝酸及其盐 HNO2的制备 sp2 杂 化 HNO2的结构 HNO2的性质 ⑴ 不稳定性：仅存在于冷的稀溶液中，浓缩或加热即分解。

26 ⑵ 弱酸性 K=6×10-4 ⑶ 氧化还原性 2HNO2+2I-+2H+=2NO+I2+2H2O 5HNO2+2MnO4-+H+=5NO3-+2Mn2++3H2O 亚硝酸盐制备

27 亚硝酸盐的性质 ⑴ 稳定性 ⅠA、ⅡA盐的稳定性较高。 ⑵ 溶解性 AgNO2↓浅黄，余一般溶于水。 ⑶ 氧化还原性（p463利用该性质测定NO2-） ⑷ 配位性 K3[Co(NO2)6] 工业用盐含大量NaNO2 (甜但不咸）,亚硝酸盐大量用于染料和有机合成工业，均有毒，致癌。肉类加工中常加入硝酸盐和亚硝酸盐做发色剂。

28 3.硝酸及其盐 HNO3的制法 工业 4NH3+5O2=4NO+6H2O 2NO+O2=2NO2 2NO2+H2O=2HNO3+NO
实验室 NaNO3+H2SO4 = NaHSO4+HNO3 HNO3的结构 N：sp2 Π34

29 HNO3的性质 物性：纯酸为无色液体，易溶于水，易挥发。 溶解了过多NO2的浓HNO3常显黄棕色。 化性：⑴ 不稳定 见光受热易分解 4HNO3=2H2O+4NO2+O2 ⑵ 强酸性 稀酸在水中全部电离 ⑶ 强氧化性 HNO3作氧化剂，其还原产物由HNO3浓度、还原剂活性及反应条件决定 HNO3→NO2、HNO2、NO、N2O、N2、NH3（NH4+）等

30 硝酸的氧化性规律 ⑴　非金属中除CI2、O2和稀有气体外，都 能与硝酸反应→对应高价氧化物或含氧酸+NO 3C+4HNO3=3CO2↑+4NO↑+2H2O S+2HNO3=H2SO4+ 2NO↑ 3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO↑ 10HNO3+3I2=6HIO3+10NO+2H2O

31 ⑵　活泼金属（Zn、Mg等）+HNO3→ 　　可溶性硝酸盐 + NO2（浓酸） NO（稀酸） 　　　　　　　　N2O（较稀）　 　　　　　　　　NH3（极稀） Zn+4HNO3(浓)=Zn(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Zn+8HNO3(稀)=3Zn(NO3)2+2NO↑+4H2O

32 （3）不活泼金属（Cu、Ag、Hg等）+HNO3→
　 4HNO3(浓)+Hg=Hg(NO3)2+2NO2↑+2H2O 　 8HNO3(稀)+6Hg=3Hg2(NO3)2+2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O （4）Sn、Sb、As、Mo、U等金属+HNO3→ 难溶氧化物或其水合物+NO（NO2）

33 （5）Fe、AI、Cr、Ni、V、Ti等在冷、浓硝
酸中“钝化” （6）贵金属（Au、Pt、Ir、Rh、Ru、Nb等）不与硝酸作用，但能溶于王水 3Pt+4HNO3+18HCI=3H2[PtCI6]+4NO↑+8H2O （7）有机物能被氧化成CO2，表现为硝酸对有机物的腐蚀性和破坏性。

34 硝酸盐 NO3-的结构 N：sp2 Π46

35 水溶性：大多为易溶于水的离子晶体，水溶液氧化性弱，酸化后氧化性增强。
热稳定性： (1)ⅠA、ⅡA及活泼金属的无水硝酸盐受热分解→亚硝酸盐+ O2↑ 2NaNO3=2NaNO2+O2↑ (2)活性位于镁、铜间的金属无水硝酸盐受热→金属氧化物+ NO2↑+ O2↑ 2Pb(NO3)2=2PbO+4NO2↑+O2↑

36 (3)活性较弱的无水硝酸盐→ 金属单质+ NO2↑+ O2↑ 2AgNO3=2Ag+2NO2↑+ O2↑ (4)带结晶水的硝酸盐加热易水解 Mg(NO3)2·6H2O=Mg(OH)NO3+HNO3+5H2O 4.王水 浓盐酸：浓硝酸=3：1,溶解Au、Pt 3Pt+4HNO3+18HCI=3H2[PtCI6]+4NO↑+8H2O

37 * 07/16/96 14、1、3、磷及其化合物 一、磷在自然界的分布和单质磷 二、磷的含氧化合物 三、磷的卤化物 * 44

38 一、磷在自然界的分布和单质磷 1.自然界分布:矿物磷酸钙、氟磷灰石。另存在于细胞、蛋白质、骨骼和牙齿中。

39 2.制备 2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C=6CaSiO4+10CO+P4(g) 将生成的P4气体通入水面下冷却，即得到凝固的白磷（化学式：P4）。

40 3.磷的同素异形体及物理性质 白磷,透明蜡状固体,质软(用刀切),遇光变黄,剧毒.不溶于水，易溶于CS2.着火点40℃。 红磷,暗红色粉末,无毒,不溶于水和CS2 ，燃点约400℃.

41 4.磷的化学性质 白磷活性较高 红磷稳定 +氧化剂(HNO3;CI2)→H3PO4，PCI5 +还原剂→PH3 P4+H2→PH3(300℃以上) 歧化 P4+3KOH+3H2O=PH3↑+3KH2PO2 白磷 (膦) (次磷酸二氢钾)

42 白磷解毒 11P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P(Cu)+6H3PO4+15H2SO4 5.用途 烟雾弹或燃烧弹.工业制磷酸、火柴、农药等。

43 二、磷的含氧化合物 1.氧化物（P4O6 ，P4O10）（P2O3 ，P2O5） 制备与结构

44 性质： P4O6白色易挥发的蜡状晶体，易溶于水和有机溶剂，有毒。

45 2.磷的含氧酸及其盐 ⑴正磷酸及其盐 H3PO4的结构

46 H3PO4的制备 3P+20HNO3+8H2O=12H3PO4+20NO2↑ Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+2H3PO4 H3PO4的性质 纯磷酸为无色晶体，熔点315.3K，无固定沸点，易溶于水。市售磷酸是一种黏稠的浓度为83％～98％的浓溶液。 H3PO4 无氧化性、难挥发、三元中强酸，有强配位能力。与许多金属离子形成可溶性配合物。 H3[Fe(PO4)2] H[Fe(HPO4)2] H3PO4脱水可形成焦磷酸、三磷酸、偏磷酸等。

47 磷酸盐 磷酸正盐 磷酸一氢盐 ⅠA族（Li除外）、铵盐易溶，余难溶。难溶盐易溶强酸。 磷酸二氢盐均易溶于水 PO43-的鉴定 PO43+12MoO42+3NH4++24H+ =(NH4)3[P(Mo12O40)] ·6H2O↓（黄色）+6H2O

48 ⑵ 焦磷酸(H4P2O7)及其盐

49 焦磷酸的性质：无色玻璃状固体，易溶于水，冷水中慢慢转化为正磷酸。
四元中强酸，酸性>H3PO4 （缩合度越大，酸性越强）。 焦磷酸盐： 碱金属盐、铵盐易溶于水，余难溶于水。

50 （3）亚磷酸（H3PO3）及其盐 二元中强酸，K1=5.0×10-2 ，K2=2.5×10-7 制备：P4O6+6H2O（冷）=4H3PO3 PCI3+3H2O=3HCI+H3PO3

51 （4）次磷酸（H3PO2）及其盐 一元中强酸, K=1.0×10-2

52 三、磷的卤化物 1.PX3 除PI3（红色低熔点固体），其余都是无色气体或无色易挥发液体。 PCI3：P为sp3杂化,三角锥形.无色液体,易水解。

53 制备: 2P（过量）+3CI2=2PCI3 性质: PCI3+H2O=H3PO3+3HCI 2PCI3+O2（电火花）=2POCI3 2.PX5 制备: 2P+5CI2 （过量）=2PCI5 PCI3+CI2=PCI5 固体中:含[PCI4]+和[PCI6]-离子（离子晶体）

54 蒸气状态和液体时，P：sp3d杂化，三角双锥
PCI5极易水解： PCI5+H2O（不足）=POCI3+2HCI POCI3+3H2O=H3PO4+3HCI

55 磷的含氧酸 化学式 H3PO4 H4P2O7 (HPO3)n H3PO3 H3PO2 名称 (正)磷酸 焦磷酸 偏磷酸 亚磷酸 次磷酸 +5
+3 +1 结构 K1 7.6×10-3 3.0×10-2 5.0×10-2 1.0×10-2 三元中强酸 四元中强酸 二元中强酸 一元中强酸 性质 无氧还性 强还原性 强配位性 配位作用 受热歧化 易歧化 AgNO3 黄↓ 白↓ 蛋白 ─

56 §14、2 氧 族 元 素 14 ． 2．1 ．氧族元素概述 14 ． 2．2． 氧及其化合物 14 ． 2．3 ．硫及其化合物

57 14，2．1 ．氧族元素概述 元素符号 O S Se Te 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 -2,-1,0
价电子层结构 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 主要氧化数 -2,-1,0 -2, 0, +2, +4, +6 原子、离子半径 逐渐增大 第一电离能 逐渐减小 第一电子亲合能 ( KJ · mol-1 ) -141 ？ -200 -195 -190 电负性 3.44 2.58 2.55 2.1 单键离解能 142 ？ 268 172 126 （非）金属性 非金属 准金属

58 14、1、2、氧及其化合物 一、氧在自然界中的分布 二、氧的制备和空气液化 三、氧的结构、性质和用途 四、臭氧 五、 氧化物

59 一.氧在自然界中的分布 同位素 ─ O16 ， O17 ， O18 （99.76%）（0.04%）（0.2%） H2O18 ─ 重氧水（分馏水富集O18） 同素异形体─ O2 ，O3 高空约25km高度有一臭氧层，0.2ppm，其作用滤掉约99%的太阳辐射。

60 二.氧的制备和空气的液化 1.空气液化 （97%） 物理方法液化空气，然后分馏制氧。 2.电解水（3%） 3.氧化物或含氧酸盐的热分解 HgO→Hg+O2 ; BaO2→BaO+O2 NaNO3→NaNO2+O2 ; KCLO3→KCl+O2

61 三.氧的结构、性质和用途 1.氧的结构 1个σ键,2个3电子π键,顺磁性(液、 固) 2.氧的性质和用途 加压O2: O4(抗磁性物质） 水中含 O2·H2O，O2·2H2O 水生动植物生存基础.

62 四.臭氧 1.结构 Sp2杂化 Π34 V形，键角117°

63 2.性质和用途 ①物理性质：特殊腥臭味（雷雨天可闻到），液态臭氧显较深的兰色（液氧淡兰色），O3沸点(161K)>O2沸点(90K) （？). ②化学性质： A 不稳定，常温分解慢，加热200℃以上分解快。

64 B 氧化性 EAθ(O3/O2)=2.07V EBθ(O3/O2)=1.24V * O3+2I-+2H+=I2+O2+H2O （用于测混合气中的O3量） 确定双键位置 CH3CH=CHCH3+O3→2CH3CHO CH3CH2CH=CH2+O3→CH3CH2CHO+HCHO 治理电镀业的含氰废水 ③用途 消毒、杀菌剂。

65 3、制备 实验室：紫外光(＜185nm)照射氧； 静电放电

66 五．过氧化氢 １、过氧化氢的分子结构 ２、过氧化氢的性质和用途 ３、过氧化氢的制备

67 １、过氧化氢的分子结构 sp3

68 2、过氧化氢的性质和用途 （1）.物理性质：纯态为淡兰色粘稠液体，极性（μ=2.26D）比水大（μ=1.87D），缔合度比水大，沸点（423K）比水高,熔点（272K）与水接近。常用3%（双氧水）。 （2）.化学性质：

69 ①不稳定性 低温或高纯度时比较稳定，光照、加热、微量杂质或重金属离子等都可加速分解 2H2O2=2H2O+O2↑
H++HO2- 1=1.55×10-12

70 * ③氧化还原性（不给体系引入新杂质） 氧化性 H2O2+2I-+2H+=I2+2H2O （5H2O2+I2=2HIO3+4H2O 2HIO3+5H2O2=I2+5O2↑+6H2O）摇摆反应

71 介质对H2O2氧化还原性的影响 H2O2+2NaOH+MnSO4=MnO2↓+Na2SO4+2H2O H2O2+H2SO4+MnO2=MnSO4+O2↑+2H2O ④.用途 漂白剂（漂白油画、丝织品、毛织品等）、消毒剂、杀菌剂。浓度>30%会灼烧皮肤。

72 PbS+4H2O2=PbSO4↓+4H2O （油画漂白）
Pb2++2H2O2=PbO2+2H2O(中性） 2CrO2-(绿）+3H2O2+2OH-=2CrO42-+4H2O 还原性 5H2O2+2MnO4-+6H+=2Mn2++5O2↑+8H2O H2O2+CI2=2HCI+O2↑（工业除CI2）

73 ３、过氧化氢的制备 实验室：Na2O2+H2SO4+10H2O=Na2SO4·10H2O+H2O2 在酸性溶液中，H2O2能与重铬酸盐反应生成蓝色的过氧化铬CrO5。CrO5在乙醚或戊醇中比较稳定。 Cr2O7 2 －+ 2H2O2 + 2H+ →5H2O + 2CrO5 (蓝色)

74 14、1、3、硫及其化合物 一、单质硫 二、硫的制备、性质和用途 *三、硫化氢和硫化物 *四、硫的氧化物 *五、硫的含氧酸及其盐

75 一、单质硫 正交硫 单斜硫 弹性硫 密度/gcm ℃的熔 颜色 黄色 浅黄色 融硫用冷稳定性 <94.5℃ >94.5℃ 水速冷 长链状，有弹性，难溶溶剂。 化学式S8，环状结构,难溶于水，易溶CS2 硫的同素异形体：S8、S6、S4、S2

76 正交硫 单斜硫 S8结构

77 弹性硫的形成: 230℃

78 二、硫的制备、性质和用途 制备：3FeS2+12C+8O2=Fe3O4+12CO+6S 性质：难溶于水，易溶于CS2 用途：大部分用于制硫酸 三、硫化氢和硫化物 1.H2S 制备 FeS+H2SO4=H2S+FeSO4 （少量制备） Na2S+H2SO4=H2S+Na2SO4 （大量制备） CH3CSNH2+H2O=CH3COO-+NH4++H2S↑

79 物性：无色、剧毒的、臭鸡蛋味的气体，微溶于水，饱和溶液浓度0.1mol·L-1。
硫化氢分子的构型与水分子相似，也呈V型，但H-S键长（136pm）比H-O键略长，而键角∠HSH比∠HOH小。H2S分子的极性比H2O弱.

80 化性：二元弱酸 Kθ1=1.3×10-8 Kθ2=7.1×10-19 还原性 EAθ=0.14V EBθ=-0.45V 2H2S+3O2(充足）=2SO2+2H2O 2H2S+O2(不充足）=2S+H2O(或温度较底） 2H2S+SO2=3S↓+2H2O H2S+I2=2HI+S↓ H2S+2FeCI3= S↓+2FeCI2+2HCI 硫化氢水溶液在空气中放置后，由于空气中的氧把硫化氢氧化成游离的硫而逐渐变浑浊。

81 2.硫化物 ⑴ 硫化物的水解 碱金属硫化物 S2-+H2O=HS-+OH- （强碱性） 碱土金属硫化物 2CaS+2H2O=Ca(HS)2+Ca(OH)2 部分高价金属硫化物 AL2S3+6H2O=2AL(OH)3↓+3H2S↑ Cr2S3+6H2O=2Cr(OH)3↓+3H2S↑ 水溶液中不存在，干法制

82 酸式盐：易溶于水 碱金属硫化物及（NH4）2S 、BaS等易溶 碱土金属硫化物微溶（BeS难溶） 余大多难溶，且具特征颜色。见下表
⑵硫化物的颜色和溶解性 酸式盐：易溶于水 碱金属硫化物及（NH4）2S 、BaS等易溶 碱土金属硫化物微溶（BeS难溶） 余大多难溶，且具特征颜色。见下表

83 MnS( 肉色 ) ；ZnS(白色) ；FeS(黑色 ) ； CoS(黑色 ) ； NiS(黑色）
溶于 稀盐酸 MnS( 肉色 ) ；ZnS(白色) ；FeS(黑色 ) ； CoS(黑色 ) ； NiS(黑色） MS + 2HCI = MCI2 + H2S↑ 浓盐酸 SnS（褐）；PbS（黑）；CdS（黄）；SnS2 （黄）；Sb2S3（橙红）；Bi2S3（黑） PbS + 4HCI = H2[PbCI4] + H2S↑ 浓硝酸 CuS（黑色）；Cu2S (黑色）； Ag2S（黑色）；As2S3（黄）；As2S5(黄） CuS+10HNO3=Cu(NO3)3 +H2SO4+8NO2↑+4H2O 王水 HgS （黑色） 3HgS + 2HNO3 + 12HCI = 3H2[HgCI4] + 3S↓ + 2NO ↑ + 4H2O

84 3.多硫化物 制备：可溶性金属硫化物（浓）+硫粉 S2-+（x-1)S=Sx2- (x=2-6) 溶液一般黄色，x增大，溶液颜色黄→橙→红 性质：类同过氧化物，既有氧化性又有还原性 Na2S2+SnS=N a2SnS3 3FeS2+8O2=Fe3O4+6SO2 * 酸中歧化分解 S22-+2H+=H2S↑+S↓ 多硫化物在皮革工业中作原皮的除毛剂。在农业上用多硫化物作杀虫剂。

85 四、硫的氧化物 1.SO2:S-2s22p4 ⑴ 结构：类同O3 2个σ键，一个Π34

86 ⑵ 物性：无色刺激性气体，易溶于水。大气 污染物。
⑶ 化性：既有氧化性又有还原性（主） SO2+H2S（水）=3S↓+2H2O SO2+2CO=S↓+2CO2 2SO2+O2=2SO3 5SO2+2MnO4-+2H2O=5SO42-+2Mn2++4H+

87 ⑷ 用途：漂白剂(漂白原理：与有机色素结合生成一种不稳定的无色加合物，时间久了，这种加合物即分解，恢复原色)。
[思考题]SO2的漂白作用与氯水的区别？ SO2能杀灭霉菌和细菌，可用做食物和干果的防腐剂、住所和用具消毒剂，还大量用于生产合成洗涤剂。用于制硫酸和亚硫酸盐。 ⑸ 制备： Na2SO3+H2SO4(浓）=Na2SO4+H2O+SO2↑ 2FeS2+8O2=Fe3O4+6SO2 (工业）

88 2.SO3 ⑴ 结构：气态 平面三角形

89 ⑵性质 常温纯态为液体 强氧化剂：10SO3+P4=P4O10+10SO2 KI+SO3→K2SO3+I2
SO3极易吸水，在空气中强烈冒烟，溶于水生成H2SO4，并放出大量热，热使水蒸发，所产生的水蒸气与SO3形成酸雾，影响吸收。工业上用浓H2SO4吸收。 强氧化剂：10SO3+P4=P4O10+10SO2 KI+SO3→K2SO3+I2

90 五、硫的含氧酸及其盐 1.亚硫酸及其盐 [亚硫酸] 不稳定：无游离态，SO2水合物 酸 性：中强二元酸 K1≈10-2;K2≈10-8 氧化还原性：2H2SO3+O2=2H2SO4 H2SO3+H2S=3S+3H2O

91 [亚硫酸盐] 溶解性：酸式盐易溶于水；正盐中除碱金属和铵盐易溶，余难溶。 热稳定性：4Na2SO3=3Na2SO4+Na2S *
遇酸分解：SO32-（HSO3-）+H+→H2O+SO2↑ * 氧化还原性：EAθ（SO42-/SO32-）=0.17V EBθ（SO42-/SO32-）=-0.93V Na2SO3+O2=Na2SO4 SO32-+2H++H2S=S↓+3H2O

92 2、H2SO4及其盐 （1） H2SO4的结构及物理性质 S：sp3杂化 分子中除存在σ键外,还存在(p-d)π键(反馈键)

93 浓硫酸加水稀释（？）→1、2、3、6mol·dm-3的稀硫酸一般用做酸性介质。
H2SO4的物理性质：纯态为无色油状液体。 98.3%（18.0 mol·dm-3)浓硫酸，沸点高。 浓硫酸加水稀释（？）→1、2、3、6mol·dm-3的稀硫酸一般用做酸性介质。 （2） H2SO4的化学性质 酸 性 硫酸为二元强酸，具有酸的一切通性 吸游离水，做干燥剂 吸有机物中的水 C12H22O11→12C+11H2O 吸水性

94 氧化性 稀酸：Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑ 浓酸：Zn+2H2SO4(浓)=ZnSO4+SO2↑+2H2O C+2H2SO4(浓)=CO2↑+2SO2↑+2H2O 2P＋5H2SO4（浓）== P2O5＋5SO2＋5H2O

95 （3）硫酸盐 酸式盐：易溶于水，受热易熔化。 只K+，Na+,NH4+,能形成稳定的固态酸式硫酸盐。 Na2SO4+H2SO4=2NaHSO4 正盐： 溶解性 大部分易溶，Ag、Be、Ca等盐微溶； Ba 、Sr、Pb盐难溶。 稳定性 ⅠA、ⅡA硫酸盐高温难分解，重金属硫酸盐，阳离子极化力强，受热易分解。 CuSO4=CuO+SO3↑

96 矾：带结晶水的过渡金属硫酸盐。 CuSO4·5H2O 蓝矾或胆矾；FeSO4·7H2O 绿矾；ZnSO4·7H2O 皓矾 M2ⅠSO4· MⅡSO4· 6H2O （NH4）2SO4·FeSO4·6H2O 摩尔盐 M2ⅠSO4· M2Ⅲ（SO4）3· 24H2O K2SO4·AI2（SO4）3·24H2O 明矾 MⅠ=NH4+ 、Na+、K+、Rb+、Cs+ MⅡ=Fe2+、Co2+、Ni2+、Cu2+、Zn2+、Hg2+ MⅢ=Fe3+、Cr3+、Al3+

97 硫酸盐的用途： AI2（SO4）3为净水剂，造纸充填剂和媒染剂； CuSO4·5H2O是消毒剂和农药 FeSO4·7H2O农药和治疗贫血的药剂

98 3.焦硫酸-无色晶状固体。 具有比浓硫酸更强的氧化性、吸水性和腐蚀性。

99 焦硫酸盐的用途：与难溶的碱性、两性氧化物（Fe2O3 、Al2O3 、TiO2等)共熔，生成可溶性硫酸盐。
Fe2O3+3K2S2O7=Fe2（SO4）3+3K2SO4 Al2O3+3K2S2O7=Al2（SO4）3 +3K2SO4 在分析化学上处理某些固体试样，工业上用于制造染料、炸药和其他有机磺酸化合物。

100 4、硫代硫酸及其盐 硫代硫酸非常不稳定,尚未制得纯品。 硫代硫酸盐中：碱金属及Sr、Ca、Mg、Zn、Cd盐溶于水，余难溶。难溶盐中多数能溶于可溶盐中形成配合物。

101 * 用常：Na2S2O3·5H2O-海波、大苏打 制法：Na2SO3+S(煮沸）=Na2S2O3 2Na2S+Na2CO3+4SO2=3Na2S2O3+CO2 (制备液控制在碱性范围） 物性：无色透明结晶，易溶于水， 水溶液弱碱性 化性：⑴ 稳定性 中性、碱性溶液中很稳定，酸（PH＜4.6）中迅速分解。 Na2S2O3+2HCl=2NaCl+S↓+SO2↑+H2O（鉴定）

102 ⑵ 还原性 中强还原剂 2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI(定量测碘） Na2S2O3+4Cl2（Br2)+5H2O=Na2SO4+H2SO4+8HCl ⑶ 配位性 AgBr+2Na2S2O3=Na3[Ag(S2O3)2]+NaBr AgNO3(过量)+Na2S2O3→Ag2S2O3↓(白) →Ag2S↓(黑)+H2SO4 [思考] Na2S2O3 (过量)+AgNO3 →? 硫代硫酸钠用于照相、电镀、鞣革等。

103 ←SO3H 过一硫酸（H2SO5） SO3H 过二硫酸（H2S2O8） 5、过硫酸及其盐 H-O-O-H
纯净的过一硫酸和过二硫酸都是无色晶体， 同浓硫酸一样，过硫酸也都有强的吸水性，并 可以使纤维和糖炭化。

104 过二硫酸（H2S2O8）为强氧化剂，可使纸炭化，能烧焦石蜡。
制备：电解H2SO4与（NH4）2SO4的混合液

105 所有过硫酸及其盐都是强氧化剂 Eθ（S2O82-/SO42-）=2.01V [思考]S2O82-中氧化数变化的是？ 过硫酸及其盐均不稳定，加热时容易分解