1、无机及分析化学实验无机及分析化学实验B P P区常见区常见元素元素化合物的性质化合物的性质 内容提要 I. P区元素概 况 II. P区常见金属元素性质介 绍 铝、锡、铅、锑、铋铝、锡、铅、锑、铋 III. P区常见非金属元素性质介绍 氮、磷、氧、硫氮、磷、氧、硫 I I. P. P区元素概区元素概 况况 P区 P区包括硼族(IIIA)、碳族(IVA)、氮族(VA)、氧族(VIA) 、卤素(VIIA)、稀有气体(VIIIA)共6个族的元素，目前 共有36种元素。元素的价层电子构型通式为ns2np16 。因为p亚层上具有3条原子轨道，可容纳6个电子， 所以p区包括6个族。 P区各族元素从上到下，
2、因有长周期元素和短周期元 素之分，再加之长周期元素外层ns轨道上惰性电子 对（即不容易成键）的出现，不仅造成了族内元素 的理化性质短周期元素相互接近、长周期元素相互 接近、短周期元素与长周期元素差别较大，且从上 至下高价化合物越来越不稳定、低价化合物越来越 稳定。但总的趋势仍然是同一周期的元素从左到右 金属性渐弱、非金属性渐强；同一族的元素从上到 下金属性渐强、非金属性渐弱共同造成的。 P区的金属元素没有S区金属元素活泼，它们的代表 氧化物及其化合物，除铊和钋的呈弱碱性，其余大 多数呈两性，锑和铋甚至还呈弱酸性。 P区的非金属元素多数既具有氧化性又具有还原性。 当它们与比自己电负性低的金属元素
3、化合时，都表 现出氧化性，但因电负性差值的大小不同而异：电 负性差值小于1.7的，容易形成共价型化合物；电负 性差值大于1.7的，容易形成离子型化合物。当非金 属元素之间相互化合时，电负性大的就表现为氧化 性，电负性小的就表现为还原性，但都是形成共价 化合物。非金属元素中的代表氧化物，绝大多数都 呈酸性。 电负性数据 增 减 II II. P. P区区常见金属常见金属元素性质元素性质介介 绍绍 ：3s23p1，常表现为+3价态，活泼金属 典型的两性元素：纯铝在冷浓HNO3、H2SO4中钝化，表 面形成氧化物膜，可被NaCl和NaOH所蚀。和稀酸和碱溶 液反应： 2Al + 6H+ 2Al3+
4、+ 3H2 2Al + 2OH- + 6H2O 2Al(OH)4- + 3H2 碱性条件下与NaNO3的反应： 1. 氢氧化铝： Al(OH)3 两性： Al(OH)3 + 3H+ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + OH Al(OH)4 8Al + 5OH + 3NO3 + 18H2O 8Al(OH)4 + 3NH3 2. 铝的卤化物：AlX3 Al3+的极化能力强，与不易变形的F-形成离子化合 物，与Cl-、Br-、I-形成极性共价化合物。 AlCl3水解激烈 ： Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ 潮湿空气中的AlCl3，白雾为HCl 3. 铝的含氧酸 盐 铝盐
5、中均含Al3+, 水溶液中以Al(H2O)63+存在，加入 CO32-或S2-，可促进水解： 2Al 3+ + 3CO3 (S2-)+ 6H2O 2Al(OH)3 + 3CO2(H2S) 2 锡和铅 Sn、Sn(II)的还原性 Pb(IV)的氧化性 3Sn + 2Sb3+ 3Sn2+ + 2Sb 5PbO2 + 2Mn2+ + 4H+ 2MnO4 + 5Pb2+ + 2H2O ( PbSO4 + H2SO4() Pb2+ + 2HSO4 ) 3Sn2+ + 2Bi3+ + 18OH 3Sn(OH)6 + 2Bi 2 2PbO2 + 2H2SO4() 2PbSO4 + O2 + 2H2O PbO
6、2 + 4HCl () PbCl2 + Cl2 + 2H2O 酸碱性与氧化性的递变规律: Sn(OH)4 Pb(OH)4 PbO2 氧化性减弱，酸性增强 Sn(OH)2Pb(OH)2 酸 性 增 强 碱 性 增 强 碱性增强，还原性减弱 1. 氢氧化 物 适量OH- H+ 适量OH- H+ 适量OH- HNO3或HAc 过量OH- 过量OH- 过量OH- 放置 浓HNO3 2. 锡、铅的盐 类 （1） 水解 ： （2） 铅(II)的难溶盐： 少数可溶：Pb(NO3)2, Pb(Ac)2 多数难溶： 浓HCl PbSO4(白) PbCl2(白) PbI2(黄) PbCrO4 (黄) Pb(HSO
7、4)2 PbCl42- PbI42- Pb2+ Cr2O72- I- OH- 浓H2SO4 HNO3 Pb(OH)3- Pb2+ Sn2+ + Cl + H2O Sn(OH)Cl + H+ SnCl4 + 6H2O -H2Sn(OH)6 + 4HCl 2Pb2+ + 2CO3 + H2O Pb(OH)2CO3 + CO2 2 3. 锡、铅的卤化 物 SnCl2、SnCl4、PbCl2都能和Cl- 形成配离子SnCl3- 、SnCl62-、PbCl42- Sn2+和X-形成配离子的稳定性次序是 F-Cl-Br- Pb2+和X-形成配离子的稳定性次序是 I-Br-Cl-F- 4. 锡、铅的硫化物
8、SnS(棕) SnS2(黄) PbS(黑) PbS2 （1） 均不溶于稀盐酸 （2）配位溶解(浓HCl) （3） 碱溶 (SnS, PbS不溶) （4） 氧化碱溶 (SnS2,PbS不溶) （硫代锡酸根） SnS32-不稳定，遇酸分解 （5）PbS与HNO3作用 3PbS + 2NO3 + 8H+ 3Pb2+ + 2NO + 3S + 4H2O SnS + 2H+ + 4Cl - SnCl4 + H2S 2 PbS + 2H+ + 4Cl - PbCl4 + H2S 2 Sn2S + 4H+ + 6Cl - SnCl4 + 2H2S 2 3SnS2 + 6OH SnO3 + 2SnS3 + 3
9、H2O 22 2 2 3SnS2 + S SnS3 2 2 SnS + S2 SnS3 2 SnS3 + 2H+ SnS2 (s,黄) + H2S 锑和铋 1. 氧化物及其水合 物 水 溶 性 晶体结构 对应水合物 分子晶体离子晶体 Sb2O3(白)Bi2O3(黄) Sb(OH)3 两性偏碱 Bi(OH)3 碱性（微两性） 难溶，两性 极难溶，碱性 Sb2O3 + 6H+ 2Sb3+ + 3H2O Sb(OH)3 + 3H+ 2Sb3+ + 3H2O Bi(OH)3在40%NaOH溶液中加热才溶解 Sb(OH)3 + OH Sb(OH)4 Sb2O3 + 6OH- 2SbO3 + 3H2O 3
10、 2. 氢氧化物或含氧酸盐的氧化还原 性 (可用H2O2代替Cl2 ) NaSb(OH)6 + 2I - + 6H+ I2 + Sb3+ + Na+ + 6H2O 3. 硫化 物 Sb2S3(橙) Bi2S3(黑色) Sb2S5(橙) Bi2S5 性质：（1） 均不溶于水和稀酸 5NaBiO3 + 2Mn2+ + 14H+ 2MnO4 + 5Bi3+ + 5Na+ + 7H2O Bi(OH)3 + Cl2 + Na+ + 3OH NaBiO3(s,土黄) + 2Cl + 3H2O Sb(OH)4 + Cl2 + Na+ + 2OH NaSb(OH)6(s,白) + 2Cl （2） 配位溶解(浓
11、HCl) （3）碱溶 NaOH Na2S Sb2S3 + 12Cl + 6H+ 2SbCl6 + 3H2S 3 Bi2S3 + 8Cl + 6H+ 2BiCl4 + 3H2S Sb2S5 + 12Cl + 6H+ 2SbCl6 + 2S + 3H2S 3 （4）氧化碱溶 （5） 与氧化性酸(HNO3)作用 Bi2S3 + 2NO3 + 8H+ 2Bi3+ + 3S + 2NO + 4H2O IIIIII. P. P区区常见非金属常见非金属元素性质元素性质介绍介绍 氮 1. 氮的氢化 物 （1）氨 (NH3) 结构： N：sp3杂化，三角锥形 实验室制备 ： 工 业制备 ： NH3的性质 a. 易溶于水，易形成一元弱碱 b. 强还原性 c. 加合反应 d. 取代反应 2NH3 + 2Na 2NaNH2 + H2 350C H+ + NH3 NH4 + Ag+ + NH3 Ag(NH3)2+ （2）铵盐 a. 铵盐一般为无色晶体，绝大多数易溶于水 水解： NH4+ + H2O NH3 + H3O+ b. NH4+的鉴定 石蕊试纸法（红 蓝） Nessler试剂(K2HgI4) 红棕到深褐c. 热稳定性差 2. 氮的含氧酸及其盐 （1）亚硝酸(HNO2) a.不稳定 (蓝色 ) b. 弱酸 （2）亚硝酸盐 a. 绝
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