无机化学氮族元素
无机化学第20讲 氮族元素
Ag 2NH3
Ag(NH )
3 2
Zn 4NH3
Co3 6NH3
2
BF3 NH3
Zn(NH ) Co(NH ) F3 BNH3
2 3 4 3 3 6
取代性：NH3中H原子可被其他原子或原子团取代 （氨解反应），如
4NH3 COCl 2 HgCl 2 2NH3 2Na 2NH3
17.3.2 氮的氧化物
N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5等
一氧化氮NO：分子轨道式为
[kk( σ 2s ) (σ ) (σ 2p x ) (π 2p y ) (π 2p z ) (π
2 * 2s 2 2 2 2 * 2p y
) ]
1
NO 是单电子分子。一般含有单电子的分子是有颜 色的，而且不稳定，但 NO既是无色气体又较稳定， 因此，有人称之为“稳定的自由基”。
无机化学
17.2.3 砷、锑、铋
As
Sb
Bi
单质砷和锑各有灰、黄、黑三种同素异形体，而铋没有 结构呈正四面体的黄砷（As4）与黄锑（Sb4）不稳定，温度高 时分解为As2、Sb2 常温下灰砷和灰锑是稳定单质；常温常压下，单质砷、锑、铋 均为固体 砷是非金属，锑、铋是金属，但熔点较低且易挥发 一般金属熔化时导电性能降低，铋却相反，固体铋的导电性仅 为液体的48%左右。
氨的工业制备 N2 + 3H2
Fe 触煤 500℃ 300~700atm
2NH3
无机化学
铵盐
一般为无色晶体，绝大多数易 溶于水，易水解，受热易分解
H
N
H
H H
NH 的鉴定
石蕊试纸 (红→蓝)
4
无机化学课件氮族元素
(iii) 王水的氧化性：浓HNO3：浓HCl为3：1 叫做 王水，它的氧化性比硝酸更强，可溶解金、铂等不活 泼金属（实际上是多种氧化剂+配位剂Clˉ在起作用）
D.硝化反应—— 与有机化合物发生反应，生成 硝基化合物(RNO2).
硝酸盐NO3ˉ: (i) 结构: 正三角形，sp2杂化，有个大π36键
盐溶液显酸性（水解） 与碱溶液的反应：
NH4+ + OH- == NH3 + H2O
(iii) NH4+ 的鉴别： A. 若NH4+量多，可用加强碱加热，用湿润的蓝 色石蕊试纸（变兰）检验气体；
B. 若NH4+量少，加Nessler试剂(K2[HgI4]的KOH 溶液)检验（通常为红棕色）
NH4+ + [HgI4]2- + OH-
白磷、红磷的物理性质
白磷
红磷
色、态
白色蜡状
红棕色粉末
溶解性 毒性
着火点
不溶于水，溶于CS2 剧毒
40℃ , 易自燃
不溶于水和CS2 无毒 240℃
保存 用途 分子结构
相互转化
密封，保存于冷水中
密封，防止吸湿
制高纯度磷酸
制安全火柴、火药
P4 正四面体 键角60°
结构复杂
白磷
隔绝空气加热到260℃ 红磷
氨气的化学性质：
可发生三类反应：
A. 加合反应：NH3作为一种典型的Lewis碱，可与许多 金属离子(如Ag+、Cu2+、Co3+、Ni2+)形成配合物；与某些盐 晶体加合(如8NH3+CaCl2 → CaCl2·8NH3 )
B. 取代反应：NH3中的氢可被活泼的金属取代生成氨 基化合物(－NH2)和氢气。
无机化学-氮族元素
四、氮的氢化物
1、氨
⑴制备
高温、高压
N2+3H2
催化剂
2NH3
2NH4 Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O
(NH4)2SO4+CaO=CaSO4+2NH3↑+H2O
N
H
H
氮化物水解：
H
Mg同3族N2氢+化6H物2O中=N3HM3具g(有OH最)高2↓的+2溶N沸H点3↑ 、凝固点、熔解热、
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⑴色易晶水状解化合强物酸，的易铵溶盐于水水解，显强酸电性解质。
NH4++H2O
NH3·H2O+H+
⑵ 热稳定性差 受热易分解
固态铵盐→NH3↑+ 酸（或酸式铵）
挥发酸
NH4Cl=NH3↑+ HCl↑
（H2CO3 ，HCl） NH4HCO3=NH3↑+CO2↑+H2O
[KK(2s )2 (*2s )2 (2py )2 (2pz )2 (2p )2 ]
3、性质 ⑴与非金属反应 ⑵ 与金属反应
高温、高压
N2+3H2
催化剂
2NH3
N2+O2 放电 2NO
ⅠA 6Li+N2=2Li3N(常温），余不直接作用。
ⅡA 3Ca+N2=Ca3N2 （加热）
B、Al 白热条件 2B+N2=2BN（大分子化合物）
4、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
无机化学教学15章氮族元素PPT课件
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应；而一氧化氮与氢气反应生成氨气，氮元素从+2价降低到-3价，发
生还原反应。
氮族元素的配位反应
01
02
03
配位键的形成
氮族元素可以与配位体形 成配位键，如氮元素与氢 离子形成配位键。
配位反应的规律
配位反应遵循电子配对原 则，即电子总数为偶数的 电子对。
配位反应的实例
硫酸铵与氢氧化钡反应生 成硫酸钡沉淀和氨气，其 中硫酸根离子中的硫与氢 离子形成配位键。
砷在历史上曾用于制造杀 虫剂、防腐剂和颜料等， 但现在已被禁止或限制使 用，因为其具有剧毒性和 致癌性。
无机化学教学15章氮族元 素ppt课件
02 氮族元素的物理性质
氮族元素的原子结构
氮族元素位于元素周期表第VA 族，包括氮（N）、磷（P）、
砷（As）、锑（Sb）和铋 （Bi）。
氮族元素的原子结构特点是价电 子数为5，最外层电子排布为 ns²np³。
总结
磷的含氧酸和含氧酸盐是无机化学中重要的化合物，它们在自然界 中广泛存在，并具有多种应用，如磷肥可用于农业生产。
砷的含氧酸和含氧酸盐
含氧酸
砷酸、亚砷酸、次砷酸等。
含氧酸盐
砷酸盐、亚砷酸盐、次砷酸盐等。
总结
砷的含氧酸和含氧酸盐在无机化学中具有一定的研究价值， 它们在自然界中广泛存在，并具有潜在的应用前景，如砷 化合物在药物和农药等领域的应用。
由于价电子数相同，氮族元素的 原子半径相近，具有相似的电子
结构和性质。
氮族元素的单质和化合物
氮族元素的单质包括氮气、磷 单质、砷单质等。
氮族元素的化合物种类繁多， 包括氧化物、氢化物、含氧酸 及其盐等。
宋天佑版无机化学氮族元素
宋天佑版无机化学氮族元素无机化学是研究无机化合物的性质、合成、结构和反应的学科，其中氮族元素是无机化学中一个重要的元素族群。
氮族元素包括氮、磷、砷、锑、和铋，它们的特点是具有类似电子构型和化学性质。
首先，我们来讨论氮元素。
氮是地壳中的第七大元素，占地壳总质量的0.025%，在空气中的含量约为78%。
氮的电子构型为1s²2s²2p³，有5个外层电子。
氮是一种非金属元素，没有明显的金属光泽。
氮分子是由两个氮原子通过共用电子对形成的双原子分子，其化学式为N₂。
在常温常压下，氮气是一种无色、无味、无臭的气体。
氮元素具有较高的电负性，因此它喜欢与其他元素形成共价键。
它与氢原子结合形成氨气（NH₃），与氧原子结合形成氧化氮（N₂O、NO、NO₂等），与卤素原子结合形成卤化氮（NF₃、NOCl、NCl₃等）等。
此外，氮还可以形成与氧原子和氢原子交替排列的环状结构，如硝酸盐（NO₃⁻）和亚硝酸盐（NO₂⁻），这些化合物在环境中起到重要的生物和化学过程。
相比之下，磷（P）是地壳中的第14大元素，其电子构型为1s²2s²2p⁶3s²3p³。
磷是一种多态元素，常见的有白磷（P₄）、红磷和黑磷。
白磷是一种有毒的、具有刺激性气味的固体。
磷还形成一系列的氧化物和氧酸盐，如氧化磷（P₂O₅）、磷酸盐（H₃PO₄）等。
磷还可以形成有机磷化合物，如磷酸二酯和磷酰氯等，它们在生物和化学中发挥着重要的作用。
砷（As）、锑（Sb）和铋（Bi）是氮族元素中的其他元素。
砷是地壳中的第20大元素，电子构型为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p³。
砷是一种具有多种化合价的元素，它的主要氧化态有-3、+3和+5、锑是地壳中的第51大元素，电子构型为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p³。
无机化学 第17章 氮族元素
第十七章节氮族元素1.利用化学平衡理论分析解释Na 3PO 4、Na 2HPO 4和NaH 2PO 4水溶液的酸碱性。
解：因为在Na 3PO 4溶液存在如下平衡3-4PO + H 2OH 2-4PO + OH - 2b1105.1K -Θ⨯= 所以，溶液因3-4PO 的强烈水解而呈碱性（pH > 7）。
在Na 2HPO 4溶液中既存在H 2-4PO 的水解，又存在着H 2-4PO 的解离O H HPO 224+-7b242101.6K OH PO H -Θ--⨯=+ OH HPO 224+-13a3334104.4K O H PO -Θ+-⨯=+ ΘΘ>a3b2K K ，所以溶液显碱性(pH > 7)；同样，在-42PO H 溶液中也存在着如下平衡：O H PO H 242+-8a2324106.3K O H HPO -Θ+-⨯=+ OH PO H 242+-12a -43101.3K OH PO H 3-Θ⨯=+ 因ΘΘ>3a a2K K ，溶液显酸性(pH < 7)。
所以，三种溶液的pH 大小为：Na 3PO 4> Na 2HPO 4> NaH 2PO 42.写出下列盐热分解的化学方程式NH 4Cl (NH 4)2SO 4 (NH 4)2Cr 2O 7 KNO 3 Cu(NO 3)2 AgNO 3 解：NH 4Cl△ NH 3↑+ HCl ↑ (遇冷又结合成NH 4Cl) (NH 4)2SO 4△NH 3↑+ NH 4H SO 4 (NH 4)2Cr 2O 7 △N 2↑ + Cr 2O 3 + 4H 2O 2KNO 3 △2KNO 2 + O 2↑2Cu(NO 3)2 △2 CuO + 4NO 2↑ + O 2↑ 2AgNO 3△2Ag+ 2NO 2↑+ O 2↑3.在实验室中，怎样配制SbCl 3、Bi(NO 3)3溶液，写出相关的化学方程式解：为了抑制SbCl 3、Bi(NO 3)3在水溶液中的水解，配制SbCl 3、Bi(NO 3)3溶液时必须将SbCl 3、Bi(NO 3)3溶解在相应的强酸中。
无机化学[第十四章氮族元素]课程预习
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第十四章氮族元素知识点归纳一、氮的单质单质氮在常况下是一种无色无味的气体，在标准状况下密度为1．25g／dm3。
工业上生产氮一般是由分馏液态空气在15．2MPa压力下装入钢瓶备用,或做成液氮存在于液瓶中,实验室中制备少量氮气。
N2分子是已知的双原子分子中最稳定的.在高温高压并有催化剂存在的条件下，氮气可以和氢气反应生成氨：二、氦的成键特征N原子价最子层结构为2s2p3,即有3个成单电子和一个孤电子对，在形成化合物时，其成键特征如下:（1）形成离子键N原子有较高的电负性，它同电负性较低的金属形成一些二元氮化物即能够获得部分负电荷而形成N3-离子。
（2）形成共价键N电子同电负性较高的非金属形成化合物时它总是以不同的共价键同其他原子相结合，这些共价键一般有以下几种:三、氮的氢化物1．氨（1）氨的制备氨是氮的最重要化合物之一，在工业上氨的制备是用氮气和氢气在高温高压和催化剂存在下合成的：（2）氨分子的结构在NH3中，氨采取不等性sp3杂化，有一对孤电子对，分子呈三角锥形结构，键角为107。
18’。
这种结构使得NH3分子有较强的极性。
(3)氨的物理性质和化学性质NH3具有相对高的凝固点、溶解热、蒸发热、溶解度和介电常数，氨极易溶于水。
在水中的溶解度比任何气体都大，237K时1 dm3的水能溶解1200dm3的氨。
氨的主要化学性质有:①还原性KH3和NH4+离子中N的氧化价为+3，因此它们在一定条件下只能有失去电子的倾向而显还原性。
常温下，氨在水溶液中能被Cl2，H2O2，KMnO4等氧化。
例如：③加合反应氨中氮原子上的孤电子对能与其他离子或分子形成配位键,结果形成了各种形式的氨合物，氨能与许多金属离子形成氨配合物如［Ag(NH3)2］+。
④弱碱性氨极易溶于水,它在水中主要是形成水合分子，同时在水中只有一部分水合氨分子发生电离作用。
NH3·H2O的K b=1．8×10—5，可与酸发生中和反应.(4）铵盐氨和酸作用可得到相应的铵盐,铵盐一般是无色晶体，易溶于水，而且是强电解质。
无机化学氮族、碳族和硼族元素
氮族元素的单质
氮的单质主要包括氮气（N2） 和氮的化合物，如氮化物、叠氮
化物等。
磷的单质有红磷、白磷和黑磷等 不同同素异形体，磷的化学性质 活泼，易与多种元素形成化合物。
砷的单质有灰砷、黑砷和白砷等， 砷的化学性质相对稳定，但能与
碳族元素的应用
碳族元素在工业上的应用
碳族元素在钢铁、有色金属、玻璃和陶瓷等传统产业中发挥着重要作用，如用于制造合金 钢、耐火材料和光学玻璃等。
碳族元素在新能源领域的应用
碳族元素在太阳能电池、燃料电池和锂离子电池等新能源技术中具有重要应用，如石墨烯 材料在锂离子电池负极材料中的应用。
碳族元素在医学上的应用
某些碳族元素化合物具有抗癌、抗炎和抗菌等生物活性，可用于药物研发和临床治疗。
硼族元素的应用
1 2 3
硼族元素在工业上的应用
硼族元素在冶金、陶瓷和玻璃等领域有广泛应用， 如用于制造特种钢、高温陶瓷和光学玻璃等。
硼族元素在新材料领域的应用
硼族元素在新型功能材料、复合材料和纳米材料 等领域具有重要应用，如碳化硼陶瓷在防弹装甲 和核能领域的应用。
这些元素在自然界中主要以氧 化物或卤化物的形式存在，具 有亲氧或亲卤的特性。
硼族元素在电子工业、航空航 天、军事等领域有广泛应用。
Байду номын сангаас
硼族元素的单质
硼单质
01
硼是一种非金属元素，具有高硬度和耐腐蚀性，广泛用于玻璃、
陶瓷、冶金等领域。
铝单质
02
铝是一种轻质、有延展性和导电性的金属，广泛应用于航空、
建筑、汽车等领域。
无机化学第17章氮族元素
无机化学第17章氮族元素第17章是关于氮族元素的无机化学知识。
氮族元素是元素周期表中第15族的元素，包括氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)和铋(Bi)。
这些元素在化学中具有许多重要的性质和应用。
在本章中，我们将讨论氮族元素的化学性质、反应、化合物以及它们在生物体系中的重要性。
首先，我们将介绍氮族元素的一些共同性质。
氮族元素的原子半径逐渐增加，而电负性逐渐降低。
氮族元素的价壳层电子配置为ns2np3，其中n代表价壳层的主量子数。
氮族元素通常形成3价阳离子（如NH4+），5价阴离子（如NO3-）和3价中性化合物（如NH3）。
从氮到铋，这种趋势是明显的。
此外，氮族元素的氧化态范围很广，从-3到+5都有。
这种多样性使得氮族元素在化学反应中能够发挥多种不同的角色。
氮族元素最重要的元素之一是氮。
氮气（N2）是地球大气中占据最大比例的气体成分之一、氮气在室温和常压下是稳定的，但它可以通过高温和高压的条件下与氢气反应，形成氨气（NH3）。
氨气是一种重要的化学物质，在肥料、农药和化肥生产中应用广泛。
此外，氨气也是合成其他化学品（如硝酸和尿素）的重要原料。
尤其是，氨气还可以和各种酸反应，形成盐。
这些氨盐可以通过酸碱反应来制备氨化合物，例如铵盐（如氨铵硝酸盐）和亚硝酸（如亚硝基氨）。
亚硝酸是氮族元素的另外一个重要化合物，在食品加工和防腐剂中有广泛应用。
另一个重要的氮族元素是磷。
磷在生物体中起着重要的作用，例如在DNA和RNA的结构中起着关键的作用。
磷也是肥料和家庭清洁剂中的重要成分。
磷的化合物也可以通过与氧气的反应制备。
磷酸盐（如三钠磷酸盐）是广泛存在于自然界中的一个重要矿物。
此外，砷是氮族元素中的另一个重要元素。
砷化氢（AsH3）是砷的重要化合物之一，它是一种无色、有毒的气体。
砷酸盐在过去被广泛应用，但由于砷的毒性，它们现在被禁止在许多国家使用。
锑和铋是氮族元素中较重的元素，它们在化学上与轻量级元素相似。
锑的最常见氧化态是+3，而铋的最常见氧化态是+3和+5、锑和铋的化合物在电子和光学领域有许多应用。
无机化学第十四章 氮族元素
第十四章氮族元素§本章摘要§1.氮和氮的化合物单质氮的氢化物氮的含氧化合物2.磷和磷的化合物单质磷的氢化物磷的含氧化合物磷的卤化物和硫化物3.砷、锑、铋单质砷锑铋的氢化物砷、锑、铋的氧化物及其水§1. 氮和氮的化合物一.单质1 氮气的化学性质常温下N2很稳定，表现出惰性，高温下活泼些。
1°和非金属的反应N 2 + 3H2－－2NH3催化剂，一定T.P下反应，高中讨论过。
2°和金属单质的反应高温下和Mg、Ca、Sr、Ba反应3Ca + N2---Ca3N2（ Ca:410℃,Sr:380℃ ,Ba:260 ℃)和Li反应250℃就很快了6Li + N2 --- 2Li3N二氮的氢化物1、氨(NH3)1°NH3的分子结构2 °液氨的性质(和H2O相比较)：-33.4℃液化，可作非水溶剂。
它是路易斯碱。
故液氨和H2O一样，很难电离和Na反应，H2O 和Na反应迅速，NH3和Na反应极慢，放置时反应如下：H 2逸出后，蒸干得白色固体NaNH2，即氨基钠。
NH3（l）能溶解碱金属，稀溶液显蓝色氨合电子是金属液氨溶液显蓝色的原因，也是金属液氨溶液显强的还原性和导电性的依据。
它的导电性超过任何电解质溶液，类似金属。
3°氨的化学性质A)络合反应氨分子中有一个孤电子对，所以可与许多金属离子配位形成络离子。
B: 杂化，与3个F形成三个键，B中还有一个空的2P轨道，NH3的孤电子对填到B的2P空轨道中。
2、联氨 N2H41°结构N2H4可以看成是NH3中的一个H被NH2取代，联氨又叫肼，N上仍有孤对电子。
2°联氨的性质纯的联氨是无色液体, m.p.1.4 ℃, b.p.113.5 ℃。
A)显碱性其碱性的机理与NH3一样是二元弱碱，比NH3略弱。
B)氧化还原性N2H4N显－2价，既有氧化性又有还原性不论在酸中、碱中，联氨作氧化剂，反应都非常慢，故只是一个好的还原剂。
无机化学-氮族元素
对比: 稀酸介质中, NO3-无此反应(不氧化I-), 说明 氧化性NO3- ＜ NO2-.
NO2- + Fe2+ + 2H+ = NO + Fe3+ + H2O HNO2还原性： 5NO2- + 2KMnO4 + 6H+ = 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
•亚硝酸盐
制备：碱吸收法
NO2 NO NaOH 2NaNO2 H2O
挥发性非氧化性酸铵盐
NH4 Cl NH3 (g) HCl(g) (NH4 ) 2 CO 3 2 NH3 (g) CO 2 (g) H 2 O(g) NH4 HCO3 NH3 (g) CO 2 (g) H 2 O(g) 非挥发性，非氧化性酸铵盐
性质：① 绝大部分无色, 易溶于水, (AgNO2浅黄色不溶) 极毒是致癌物
② 氧化还原性 主
2 NO2 2 I - 4 H 2 NO I 2 2 H 2O NO2 Fe2 2 H NO Fe3 H 2O
5NO2 2MnO4 6H 5NO3 2Mn 2 3H2O
2NH4 Cl Ca(OH)2 CaCl 2 2H2 O 2NH3 (g)
工业：N50~500C 30MPaFe
目前研究: 等离子技术合成氨
N2+ 解离、吸附 2N(a) 表面反应 NH3 解离、吸附 + H2 等离子体 H2 2H(a) N2 微波
(NH4 ) 3 PO4 3NH3 (g) H 3 PO4 (NH4 ) 2 SO 4 NH3 (g) NH 4 HSO 4
氧化性酸铵盐
无机化学反应式-氮族元素
Hg(NH2)Cl↓(氨基氯化汞)+ NH4Cl(氨基氯化 2NH3 + HgCl2 汞)
4NH3 + COCl 4NH3 + SOCl2 4NH3 + SO2Cl2
CO(NH2)2 + 2NH4Cl SO(NH2)2(硫酰胺)+ 2NH4Cl SO2(NH2)2(硫酸二胺)+ 2NH4Cl (CH2)6N4 + 6H2O
3Ba(H2PO2)2 + 2PH3↑ 6H3PO4 + 5HCl 3H2PO4 + 5NO↑(磷酸的制法之一) 4H3PO4 + 6SO3 4H3PO4 + 6N2O5
P2O4
P2O4 + 3H2O P(OH)3 + H3PO4
H3PO2(次磷酸 次磷酸) 次磷酸
4H3PO2 H3PO2 + Zn + 2H2SO4(稀) 2H3PO4 + 2PH3 2ZnSO4 + PH3↑+ 2H2O
AsH3(胂) 胂
4AsH3 AsH3 + 4X2 + 4H2O 2AsH3 + 3O2 AsH3 + 2O2 AsH3 + 3KOH 2K3As + 6H2O 2AsH3 + 6KOH(热,干燥) As4 + 6H2↑ H3AsO4 + 8HX(X2 表示 Cl2、Br2、I2) As2O3 + 3H2O H3AsO4(最终氧化物) K3As↓(固体) + 3H2O As2H2↓(固体) + 6KOH + 2H2↑ 2K3AsO3 + 6H2↑ 5H3AsO4 + 4Br2 + 4H2O(HIO3 也有类 5AsH3 + 8HBrO3 似的反应)
14 无机化学 第十四章 氮族元素
ns2 np3
1、最高氧化态为+5价。
其中，Bi(V)不稳定，是强氧化剂
2、基态原子都有半充满的p轨道，与同周期 前后的元素相比，有较大的电离能数据。
除氮外，其它元素的电负性都不太大。因此，本
族元素易和电负性较大的元素形成共价型的化合
物。如: NF3、PCl5、AsF5、SbF5 。
3、最低氧化态为-3价。
：
H
下列化合物热稳定性最高的是（
(A)NaN3 (B)AgN3 (C) Pb(N3)2
）。
(D)Ba(N3)2
用何种原理 来解释？
制备
NaN3+H2SO4===HN3+NaHSO4 N2H4+HNO2===2H2O+HN3
比较HN3、N2H4、 NH2OH的酸碱 性、还原性、 稳定性的大小？
根据HN3有弱酸性，可用强酸和对应的盐制备：
从而降低了弱酸与强酸之间 强度差异,称NH3为强、弱酸 的拉平溶剂。
Na+ +xNH3
e- + yNH3
e(NH3)y-
碱金属可以溶解在液氨中， 并呈现特征颜色
化 （1）还原性： 学 4NH3 + 3O2 (纯氧) === 2N2+6H2O 4NH3 + 5O2 === 4NO + 6H2O 性 2NH3 + 3CuO === 3Cu + N2 + 3H2O 质
由于NH4+与K+（或Rb+）的电荷相等，半径相近，因 此同类型的K+盐（或Rb+盐）与NH4+盐性质相似。
例如： KCl 、 NH4Cl 、 K2SO4 、 (NH4)2SO4 应该具有差不多 的晶格能。
无机化学 第四章 氮族元素
Pt 4NH3 5O2 (空气) 4 NO 6H2 O
氯和溴也能将NH3氧化成单质：
高温下氨的还原性增强，可发生下列反应： 氨气还原CuO 被HNO2氧化
(2) 铵盐(Ammonium) ： A: 铵盐一般为无色晶体，绝大多数易溶于水， 属强电解质 r: NH4+～K+～Rb+ pm: 143 133 147
固氮酶MoFe7S8 蛋白结构示意图
ATP 脱磷酸化生成ADP与N2 还原为NH4+两种过程的偶联
化学固氮：
通过过渡金属的分子氮配合物活化 N≡N 键： ● 1965年 [Ru(NH3)5(H2O)]2+(aq) + N2(g) → [Ru(NH3)5(N2)]2+(aq) + H2O(l) ● 1995年 2 Mo(NRAr)3 + N2 常压, < 室温 [(ArRN)3Mo—N=N—Mo(NRAr)3] 2 (ArRN)3Mo≡N ● 1998年 常压 W(PMe2Ph)4(N2)2 + [RuCl(2-H2)(dppp)]X NH3 (产率达55%)
(5) 叠氮酸 (Hydrazoic Acid)
a、结构
N3- 结构，与CO2等电子体 CO2中 C为sp杂化 ：O
C
O：
2个Π
4 3
HN3结构
b、氢叠氮酸的性质：
N3- 拟卤离子，反应类似于卤素离子
①弱酸性。一元弱酸，HN3的水溶液与碱
或活泼金属作用生成叠氮化物。 ②氧化还原性。N的氧化数为-1/3，处在中 间氧化态。 ③HN3在水溶液中会发生歧化而分解。 ④不稳定易分解。受到撞击发生爆炸。
无机化学：氮族元素-3
3.羟氨
NH2OH(aq) + H2O ＝ NH3OH+ + OH－ KӨ = 1.9 10-33
酸性溶液
NH3OH+ + 2 H+ + 2 e－ ＝ NH4+ + H2O N2 + 2 H2O + 2 H+ + 2 e－ ＝ 2 NH2OH
EӨ = 1.35V EӨ = -1.87V
碱性溶液
NH2OH + 2 H2O + 2 e－＝NH3·H2O + 2 OH－ EӨ = 0.42V N2 + 4 H2O + 2 e－ ＝ 2 NH2OH + 2 OH－ EӨ = -3.04V
2HN3===3N2+H2 rH=-593.6kJ/mol 因为HN3的挥发性高，可用稀H2SO4与NaN3作用制 备HN3：
NaN3+H2SO4===NaHSO4+HN3 HN3的水溶液为一元弱酸（Ka=1.9×10-5)
活泼金属如碱金属和钡等的叠化物，加热时不爆炸， 分解为氮和金属。
2NaN3(s)===2Na(l)+3N2(g) 加热LiN3则转变为氮化物。象Ag、Cu、Pb、Hg等 的叠氮化物加热就发生爆炸。
二、亚硝酸及其盐
将等物质的量的NO和NO2混合物溶解在冰水中或向亚硝酸 盐的冷溶液中加酸时，生成亚硝酸：
NO+NO2+H2O=冷=冻=2HNO2
NaNO2+H2SO4=冷=冻=HNO2+NaHSO4 亚硝酸，淡灰蓝色、很不稳定，仅存在于冷的稀溶 液中，微热甚至冷时便分解为NO、NO2和H2O。 亚硝酸是一种弱酸，但比醋酸略强，
无机化学(2)氮族元素ppt
与两个氧原子p轨道形成三个原子四个电子的Л 键Л 34。
原子六电子的离域Л 键Л 46。
在NO3-离子中，每个键角为120°，N-O键长为121pm
介于单键键长（143pm）和双键键长（119 pm）之间。
九、单质磷
主要有三种同素异形体:白磷（有叫黄磷）、红磷和黑磷。
白磷剧毒，误食0.1g就能致死，皮肤接触到单质磷 也会引起中毒！白磷不溶于水，易溶于CS2。 磷在低于673K的蒸汽中或在二硫化碳溶液中以四面 体状的P4分子存在。分子中P－P－P键角是60°，比纯p
N呈最低氧化数-3（还原反应） N连接有3个H（取代反应）
（1）加合反应 如:NH3 + H2O ==NH3.H2O ==NH4+ + OH加H+生成铵盐； 加OH- 释放NH3 ：实验室制NH3、鉴定
NH4+盐
Ag+ + 2NH3 ─→[Ag(NH3)2]+
Cu2+ + 4NH3 ─→[Cu(NH3)4]2+
八、硝酸及其盐 1、HNO3 制备：工业：氨氧化法 实验室：NaNO3 + H2SO4(浓） →NaHSO4 + HNO3 性质： ①纯HNO3为无色液体,具有挥发性，强酸性 ②受热或光照分解:4HNO3 4NO2↑+ O2↑+ 2H2O （NO2又可溶于HNO中 ，使之呈黄─→棕色） ③强氧化性: a. 非金属 + HNO3 → 非金属含氧酸 + NO↑(Cl2、O2除外) 如：3C + 4HNO3 ─→ 3CO2↑+ 4NO↑+ 2H2O 3P + 5HNO3 + 2H2O ─→ 3H3PO4 + 5NO↑ S + 2HNO3 ─→ H2SO4 + 2NO↑ 3I2 + 10HNO3 ─→ 6HIO3 + 10NO↑+ 2H2O
大学化学《无机化学-氮族元素》课件
13.2 氮的氢化物 1.氨 (NH3)
.. （1）结构：
N
107.3o
N：sp3杂化，三角锥形
H
Hห้องสมุดไป่ตู้
H
（2） 制备:
实验室：
2NH 4Cl Ca(OH) 2 CaCl 2 2H 2O 2NH 3 (g)
工 业： N2 3H2 450~5 00C 30MPa Fe2NH3
（3）NH3的性质：
（4）用碱吸收
2NO 2 2NaOH NaNO 3 NaNO 2 H2O
13.5 氮的含氧酸及其盐 1.亚硝酸
结构：
N：sp2杂化后
π
制备：NaNO2 H2SO 4 冷 NaHSO 4 HNO2
NO NO2 H2O 冷冻2HNO2
性质：（1）不稳定
2HNO 2 H2O N2O3
（2）弱酸
(蓝色)
H2O NO NO 2
HNO2 H NO2 _
Ka 7.210_ 4
2HNO2 + 2I－ + 2H+ == 2NO + I2+ 2H2O 5NO2 － + 2MnO4－+ 6H+ == 5NO3－ + 2Mn2+ + 3H2O
NO2－+Cl2+H2O == 2H++ 2Cl－+NO3－
a 易溶于水，易形成一元弱碱
NH3 H2O
NH3 H2O
NH 4
_
OH
b 强还原性
4NH3 3O2 (纯) 2N2 6H2O 4NH3 5O2 (空气) Pt 4NO 6H2O
c 加合反应
H NH3 NH4 Ag NH3 [Ag(NH3 )2 ]
无机化学_16氮族
（2）还原性——主要作为还原剂 2 NH2OH + 2 AgBr === 2 Ag + N2 + 2 HBr+ 2 H2O 2NH2OH + 4 AgBr === 4 Ag + N2O +4 HBr +H2O ★(3)弱碱性(一元碱) NH2OH+H2O=NH3OH++OHK=6.610-9 碱性强弱比较： NH3 > N2H4 > NH2OH
解1200体积的氨,一般市售浓氨水的 密度是0.91 g.cm-3，含NH3约28%
偶极矩较大 ,介电常数较大。 液氨是极性溶剂，它可以溶解碱金 属形成蓝色溶液，
化学与环境工程系
氮族元素
氨的制备
工业制法
300~700105 Pa N2+3H2 ======== 2NH3 Haber F. 获1916年诺贝尔奖 (NH4)2SO4 (s) + Ca(OH)2 (s) == CaSO4 (s) + 2 NH3↑+ 2H2O
NO是中性氧化物，无色气体，微溶于水，空气中 极易与氧气反应生成棕色的NO2: 2NO（无色）+O2==2NO2（棕红色）
化学与环境工程系
氮族元素
3Cu＋8HNO3（稀）＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O Cu+4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + 2 NO2↑+ 2 H2O
NO2
NO2是红棕色有刺激性气味的气体，有毒， 低温时易聚合成二聚体N2O4： N2O4 == 2NO2 △H0＝57KJ·mol-1
化学与环境工程系
氮族元素
第一节 氮族元素概述
氮族(VA)：N，P，As，Sb， Bi
大学无机化学第四版氮族元素ppt课件
化学固氮
通过过渡金属的分子氮配合物活化 N N 键
1965年
[Ru(NH3)5(H2O)]2+(aq) + N2(g)
[Ru(NH3)5(N2)]2+(aq) + H2O(l) 1995年 MIT化学家Laplaza和Commins
2 Mo(NRAr)3 + N2 常压, <25℃
[(ArRN)3Mo—N=N—Mo(NRAr)3]
27
性质
1.都是路易斯碱
碱性依 NH3，N2H4，NHOH 的顺序下降 N2H4为二元碱。
分子式 NH3
N2H4
NH2OH
K
1.7×10-5 8.5×10-7/9×10-16 6.6×10-9
2.HN3为一元酸 K=1.9×10-5
Zn + 2 HN3 = Zn(N3 )2 + H2
28
3．不稳定性
＋Ⅲ稳定性增加，还原性减弱；＋Ⅴ稳定性递减，氧化性增强。
氮是氧化态变化最多的元素之一，而且几乎所有氧 化态都存在相对稳定的物种.
氧化态 -3 -2 -1 -1/3 0
实例
NH3·Li3N N2H4 NH2OH HN3 N2
氧化态 +1 +2 +3 +4 +5
实例
N2O NO N2O3, HNO2, NO2NO2 N2O5, HNO3, NO3-
杭州
天津
上海
国内已有大型氮、氧气制造 厂家
11
正在研制中的氮-氧膜分离 器
惰性气氛手套 箱
化
NH4Cl + NaNO2 = N2↑+ NaCl + H2O
学
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炸药
12
实验室制法
△ １、NH4Cl+NaNO2 ===NH4NO2+NaCl NH4NO2 ==N2↑＋2H2O
△
２、(NH4)2Cr2O7===N2↑＋Cr2O3+4H2O
△
３、2NH3+3CuO===Cu+N2↑＋3H2O
工业制法是分镏液化空气而得到。
13
2-2、氨及其衍生物 一、氨
熔沸点较低：m.p.=195.3K b.p.=239.6K 溶解度大：273K时1体积水能溶
21
（3）还原性 在碱性溶液中，联氨具有较强的还 原性，被氧化的产物一般为N2 ，如： N2H4＋4OH-==N2＋4H2O＋4e EO＝-1.15 V 4CuO＋N2H4＝2Cu2O＋N2↑＋2H2O 它能将AgNO3还原成单质银，它也可以被卤素 氧化： N2H4+ 2 X2=== 4 HX + N2
3Cl2+2NH3==N2+6HCl 3Cl2(过量)+NH3==NCl3+3HCl
还原性反应
配位反应
NH3分子中的孤电子对倾向于和别 取代反应 弱碱性反应 的分子或离子形成配位键 AgCl+2NH3==Ag(NH3)2+ Cu2+ +4NH3==Cu(NH3)42+ 16
想一想:NH3和H2O比较，夺取质子能力哪个强？
解1200体积的氨,一般市售浓氨水的 密度是0.91 g.cm-3，含NH3约28%
物理性质
在金属氨溶液中存 在有氨合电子和氨 合离子它能导电， 是强还原剂
偶极矩较大 ,介电常数较大。 液氨是极性溶剂，它可以溶解碱金 属形成蓝色溶液，
Na Na+ + eNa(NH3)x+
Na+ +xNH3
e- + yNH3
e(NH3)y-
14
氨的分子结构
15
氨的制备
工业制法 实验室制法 化学性质
想一想：把Ag+（或Cu2+）滴入氨溶液 5 Pa 300~700 10 和把氨溶液滴入 Ag+（或 Cu2+ ）溶液有 什么不同现象？ N +3H ========2NH
2 2
773K 铁触媒
3
(NH4)2SO4 (s) + Ca(OH)2 (s) == CaSO4 (s) + 2 NH3↑+ 2H2O
弱碱性 反应 取代 反应
:NH3+H2O==NH4+ + OH- K＝1.8×10-5 氨基 以-NH2 或亚氨基=NH取 NH3和氯化氢HCl 在气态或水溶液中都能 代其它化合物中的原子或基团. 直接化合生成氯化铵NH4Cl ： 这类反应又称氨解反应. NH3 + HCl ==== NH4Cl NH3和其它酸作用得到相应的铵盐。
不稳定，通常使 （2）氧化还原性 羟胺可作氧化剂，也可作为还原 用的是它的盐酸 剂，但主要是作还原剂。 盐NH2OH·HCl。
2 NH2OH + 2 AgBr === 2 Ag + N2 + 2 HBr+ 2 H2O 2NH2OH + 4 AgBr === 4 Ag + N2O +4 HBr +H2O
电负性、第一电离势逐渐变小
nS电子对的活泼性降低 As、Sb、Bi的性质较为类似，与N、 P的差别较大 砷族：+3氧化数化合物的稳定性增强 砷族：+5氧化数的氧化性增强
8
第二节 氮及其化合物 Nitrogen and compounds of nitrogen 2-1、氮单质
自然界氮的 存在形态 氮在地壳中的质量 百分含量是0. 46%
结构式:N
N2: [KK(2s)2 (*2s)2 ( 2P)4 ( 2P)2]
N
由于N2分子中存在叁键N≡N，所以N2分子具有很 大的稳定性，将它分解为原子需要吸收946 kJ•mol-1的能量。N2分子是已知的双原子分子中最 10 稳定的。
主要反应
加热加压催化剂
N2+3H2===========2NH3
-3，+3，+5 趋低 于价 稳化 定合 物
+3，+5
+3，+5
5
成键特征 nS2
As
np3 Sb
Bi
N
离子键
只有N和P可以与 活泼金属形成-3 氧化物的离子化 共价键 合物，它们只能 存在于干态 ,水溶 Bi3+和Sb3+离子只存 液中强烈水解 在于强酸溶液中，
P
Li3N Mg2N3 Ca3N2 Na3P Ca3P2 Sb2(SO4)3 Bi(NO3)3 N3- + H2O ==NH3 + OHCa3P2 + 6H2O==3Ca(OH)2 +2 PH3 Sb3+ + H2O ==SbO+ + 2H+ SbO+ +2 H2O==Sb(OH)3 + H+
NaOH+NH3 2（奈斯勒试剂是[HgI ] 4 加热 与KOH的混合溶液） 试纸变蓝示有 NH4+
18
2.热分解 反应
NH4HCO3===NH3↑+CO2↑+H2O NH4Cl===NH3↑＋HCl↑ (NH4)2SO4 ===NH3↑＋NH4HSO4 NH4NO3 ===N2O↑+2H2O 温度高于300℃时，N2O又分解为N2和O2 2N2O＝2N2↑+O2↑ 所以N2O与氧气 一样，具有助 燃作用。
3
第一节 通性 Ordinary Character
一、原子价层电子结构特点
N
第二周期N原 子没有d轨道
P
As np3
Sb
Bi
P、As、Sb、Bi 原子有（n-1）d 空轨道
4
nS2
二、氧化态及成键特征 氧化态 非 -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5 N 金 -3，+1，+3，+5 属 P 半 金 属 金 属 As Sb Bi
固态铵盐加热易分解为 氨和相应的酸,若酸有氧 化性，则氨被氧化为N2 或者氧化物。
由此可知,铵盐应存放在阴凉的地方,铵肥不能与碱 性肥料混合使用
19
二、氨的衍生物
1. 联氨(肼 NH2-NH2)
2. 羟氨 (NH2-OH) 3.氮化物 (N— ) 4. 氢叠氮酸 (HN3)
H
H H H
H
N H
[Pt(NH3)2(N2H4)2]2+、[Cu(NH3)4]2+
7
三、元素性质变化规律
随着原子半径 的增大，nS和 (n-1)d电子的能 量差增大,所以 S价电子的成 键能力由上往 下减弱,表现为 高价态物质趋 于不稳定,低价 态趋于稳定,这 现象称为 6s惰 性电子对现象
N
P
As
Sb
砷族元素
Bi
氨基-NH2，亚氨基=NH 和氮化物N的衍生物。 该反应可用于区别Hg2+盐 想一想:如何区别KNO3、AgNO3、Hg(NO3) 2溶液? 17
2Na+2NH3===2NaNH2+H2↑ NH4Cl+3Cl2 ==4HCl+NCl3 (三氯化氮) NH3+NH2Cl+OH- = N2H4 (联氨)+Cl-+H2O COCl2(光气) +4NH3=CO(NH2)2 (尿素) +2NH4Cl NH H可以被其 3分子中的 SOCl 2+4NH3==SO(NH2)2 (亚硫胺) +2NH4Cl 它原子或基团取代，生成 HgCl2+2NH3=Hg(NH2)Cl↓(白) (氨基氯化汞) +NH4Cl
第十五章
ⅤA
氮族元素
Nitrogen Family Elements
Ⅵ A Ⅶ A 0族 2He 氮 7N 8O 9F 10Ne 磷 15P 16S 17Cl 18Ar 砷 33As 34Se 35Br 36Kr 锑 52Sb 52Te 53I 54Xe 铋 83Bi 84Po 85At 86Rn
1
N2H4和NH3一样也能生成配位化合物，例如 [Pt(NH3)2(N2H4)2]Cl2 ,[(NO2)2Pt(N2H4)2Pt(NO2)2] 等。
22
（1）分解反应 2. 羟氨的 3NH2OH＝NH3↑＋N2↑＋3H2O 性质 部分分解为 4NH2OH＝2NH3↑＋N2O↑＋3H2O NH2OH是无色固体，
6
配位键 水溶液中强烈水解 为SbO+和BiO+，或 碱式盐或氢氧化物
单键 共价键 重键
NH3 PH3 N2H4 NCl3 PCl5 SbCl5
NN NN=N-H O=P(OH)3
N原子可以进行SP3、SP2 、SP等多种杂化态，因 而表现为最多的氧化态，半径大的其他元素主要以 SP3杂化，
配位键
NH2OH＋2Fe(OH)2＋H2O＝2Fe(OH)3＋NH3
23
3.氮化物 (N— )
离子型氮化物只存在于固态，水 溶液中水解为氨： 3Mg＋N2＝Mg3N2 Mg3N2＋6H2O＝3Mg(OH)2＋2NH3
间充型氮化物不服从一般化合价定律， 如TiN、Mn5N2、W2N3等，氮原子填充在 金属晶格的间隙中，化学性质稳定，熔 点高，硬度大，用于作高强度材料。 氮与非金属元素如C,Si,P等可形成共 价型氮化物，这类化合物中，氮元素 氧化数为-3，如AlN, BN, GaN, Si3N4 等，它们都是大分子物质，熔点高。