p区元素知识归纳及解题分析2
P区非金属元素(二)(氮族、硅、硼)
实验十四、P区非金属元素（二） （氮族、硅、硼）
[实验目的]
1、 试验掌握不同氧化态N的化合物的主要性质。
2、 试验磷酸盐的酸碱性和溶解性。
3、 掌握硅酸盐、硼酸及硼砂的主要性质。
[实验内容]
铵盐的热分解 1 NH4Cl ==NH3 + HCl 色） （PH试纸由蓝→黄→红
2 (NH4) 2SO4 == NH3↑ + (NH4)HSO4 ↓ NH3 +H2SO4 3（NH4）2Cr2O7 ==Cr2O3+N2↑+4H2O 铵盐热分解的实质是质子的转移，阴离子碱性越强， 该铵盐对热越不稳定。分解产物和阴离子对应的酸 的氧化性、挥发性有关，也和温度T有关。
在3中，分解剧烈，易取少量药品。残留物为膨 松状物，大多为暗绿色，少数呈暗褐色（密度 小），如果加浓盐酸，后者难溶，可能与固体受 热反应不均匀所致。 亚硝酸和亚硝酸盐 1、亚硝酸的生成和分解： H2SO4+2NaNO2==2HNO2+Na2SO4 最好二者同时冷却5min以上，倾倒时宜慢，有溢出 倾向，溶液显淡蓝色，试管底部有小部分溶液显 淡黄绿色。从冰水中取出会看到气泡较多并迅速 溢出，试管上部有红棕色气体。 2HNO2==NO2↑+NO↑+H2O
2、亚硝酸的氧化性和还原性： ①2 NO2 -+2I-+4H+==2NO+I2+2H2O 没有硫酸酸化之前，无现象。滴加3M的硫酸， 立即发生反应。经试做，KI少量时，溶液由无色→ 橙红色（浅黄色、红棕色），并有大量无色气体放 出。KI量大时，溶液由无色→黑色浑浊↓，并有大 量无色气体放出。试管口也看不到红棕色气体，可 能是NO溢出太快，未被氧气氧化。引导学生检验 产物I2（△，或2%淀粉）。 ②5NO2-+2MnO4-+6H+==4NO3-+2Mn2++3H2O 现象：酸化后紫红色立即消失，并有较多无色气 泡溢出，应是HNO2分解产生的NO。
p区元素2
学而不思则罔思而不学则殆一、实验目的1、了解p区元素化合物的氧化性和还原性，掌握发生氧化还原反应的条件。
2、了解p区元素氧化物或氢化物的酸碱性。
3、了解p区元素化合物的溶解性和水解反应。
4、掌握某些p区离子的鉴定方法。
二、实验步骤、现象、实验原理（解释）、结论（表格形式）1、单质的性质（1）溴和碘的溶解性①在试管中加0.5mL溴水，沿管壁加入0.5mL四氯化碳，观察水层和四氯化碳层的颜色。
振荡试管，观察水层和四氯化碳层的颜色变化，比较溴在不同溶剂中的溶解性。
②取一小粒碘晶体放在试管中，加入2mL蒸馏水，振荡试管，观察颜色变化。
再加入几滴0.1mol/L KI溶液，摇匀，再次观察颜色变化。
③取上面的溶液1mL，加入0.5mL四氯化碳，振荡，观察水层和四氯化碳层的颜色变化，比较碘在水中和四氯化碳中的溶解性。
在水层中加入淀粉溶液，即成蓝色。
实验操作实验现象实验原理实验照片溴水+四氯化碳水层接近无色，四氯化碳层呈橙红色溴从水层进入四氯化碳层碘水+KI 溶液颜色变浅至褪色I2+I-==I3-碘水+四氯化碳水层接近无色，四氯化碳层呈紫色碘从水层进入四氯化碳层结论：溴/碘的溶解性：四氯化碳＞水（2）氯、溴、碘单质的氧化性及Cl-、Br-、I-的还原性①碘的氧化性在碘水中加入淀粉溶液，再向其中逐滴加入0.1mol/L Na2S2O3溶液，观察颜色变化。
②在固体NaCl加入1mL浓H2SO4，微热，观察产物的颜色。
用玻璃棒蘸一些浓氨水，移近试管口检验气体产物。
③在固体KI加入1mL浓H2SO4，观察产物的颜色。
把湿的醋酸铅试纸移近试管口检验气体产物。
④Br-、I-还原性的比较在两支试管中分别加入0.5mL 0.1mol/L KI溶液和0.5mL 0.1mol/L KBr溶液，然后各加入两滴0.1mol/L FeCl3溶液和0.5mL CCl4，充分振荡后观察四氯化碳层的颜色。
实验操作实验现象实验原理碘水+淀粉+Na2S2O3溶液蓝色消失I2+2S2O32-==2I-+2S4O62-固体NaCl+浓H2SO4试管口有白雾，蘸有浓氨水玻璃棒靠近后有白烟产生2NaCl+H2SO4（浓）==Na2SO4+2HCl HCl+NH3==NH4Cl固体KI+浓H2SO4有刺激性气味气体生成，湿的醋酸铅试纸变黑8KI+9H₂SO₄==8KHSO₄+4H₂O+4I₂+H₂S↑S2-+Pb2+==PbSKI+ FeCl3溶液+CCl4四氯化碳层呈紫色2Fe3++2I-==2Fe2++I2 KBr+ FeCl3溶液+CCl4四氯化碳层无色无反应实验照片结论：还原性：I-＞Br-2.含氧酸及其盐的氧化还原性（1）次氯酸钠的氧化性①取0.5mL酸化的KI-淀粉溶液，慢慢滴加NaClO饱和溶液，观察I2的生成。
s区和p区元素总结
2-
H＋
Sn
β - H 2SnO 3 (s,白)
不溶于酸或碱
15
8. 如何制备硫代锡酸盐？如何区别SnS和PbS?
SnS S 2 SnS 3
区 元 素 复 习
S
2 2
SnS 2 S
2
SnS 3
2
9. 如何配置SnCl2溶液？ 称取SnCl2固体，加入少量盐酸；加水稀释至刻度， 加Sn粒保护。 2 Sn H 2O Cl Sn(OH )Cl H 10. 如何鉴定Sn2+ 溶液？
(2)NO中含有微量的NO2;
2NO2 2NaOH NaNO3 NaNO2 H 2 O
无 机 化 学 电 子 教 案
(3)溶液中微量的NH4+离子。 用热的硝酸和盐酸的混合物氧化NH4+离子成N2 或NOx。 或者 NH NO2 N 2 2 H 2O 4
18
Sn Sn
2 2
无 机 化 学 电 子 教 案
2HgCl Hg 2 Cl
3
2
4Cl 4Cl
-
Hg 2 Cl 2 (s, 白 ) SnCl 2Hg(l, 黑 ) SnCl
26
26
-
2
Sn
2
2 Fe
3
Sn
4
2Fe
2-
2
9
6.指出 BF3的大π键类型，BF3水解产物与BCl3水解 产物有何不同？比较BF3、 BCl3、 BBr3的Lewis酸性。
区 元 素 复 习
S
BF3为
，
从BF3到BBr3的大π键越来越弱，因此酸性越来越
10.p区元素2解读
(二) 硫的氧化物
1. 二氧化硫 硫在空气中燃烧生成二氧化硫。实验室常用亚 硫酸氢钠与盐酸反应制取少量二氧化硫。 SO2 分子的几何构型为Ⅴ形。
SO2 分子的结构
二氧化硫是一种无色、有强烈刺激气味的气 体，熔点为 197.7 K，沸点为 263.2 K，易液化。 液态 SO2 是一种良好的非水溶剂，以液态 SO2 作 溶剂时，它既不放出质子，也不接受质子，这是 它与水最大的不同之处。 SO2 既有氧化性，又有还原性，但以还原性 为主。 SO2 只有在与强还原剂作用时，才表现出氧 化性。 二氧化硫主要用于生产硫酸和亚硫酸盐，也 用作漂白剂，还可用作防腐剂和消毒剂。
60
-183 -218 3.5 1320 141
104
445 115 2.5 1005 200 -0.445
117
685 217 2.4 947 195 -0.78
137
990 450 2.1 875 190 -0.92
153
962 254 2.0 812
氧化值
-2,-1
+2,+4,+ -2,+2,+4,+6 2,+2,+4,+6 6
化合物 Na2S ZnS MnS NiS FeS CdS SnS 颜色 白色 白色 肉色 黑色 黑色 黄色 灰白色
K sp
─ 1.2×10-23 1.4×10-15 3.0×10-21 3.7×10-19 3.6×10-29 1.0×10-28
化合物 PbS CoS Cu2S CuS Ag2S Hg2S Bi2S3
四、硫的化合物
(一) 硫化氢和金属硫化物
1. 硫化氢 硫化氢为无色气体，密度略大于空气，具有 臭鸡蛋气味。硫化氢有剧毒，它不仅刺激眼膜及 呼吸道，而且还能与各种血红蛋白中的铁离子结 合，抑制了它们的活性，阻碍物质的能量代谢。 空气中 H2S 的体积分数为 1% 时就会引起头痛、 眩晕和恶心，吸入大量 H2S 会引起严重中毒，导 致昏迷甚至死亡。
实验14-P区元素2（氮族）
CaCl2
+
有
无
0.1mol·L-1
CaCl2
+
沉
淀
0.1mol·L-1
+ CaCl2
嗧
氨水
+
氨水
+
氨水
+
2mol·L-1
变
盐酸
+
变
2mol·L-1
化
盐酸
+
化
2mol·L-1
嗧
盐酸
+
嗧
比较Ca3 (PO4)2、CaHPO4和Ca(H2PO4)2的溶解性，说明它们之 间相互转化的条件。写出相应的反应方程式。
析析
④迅速将粘有pH试纸的表面皿盖在盛有试液的表面皿
化化
上作成“气室”。
学学
⑤将此气室放在水浴上微热，观察pH试纸的变化。 NO3-的鉴定，注意：
铵盐溶液 +
6mol·L-1 NaOH
绿豆粒大小 +
5滴
摇匀 斜持试管
FeSO4·7H2O
0.5 M NaNO3
缓慢加入 1滴浓硫酸
棕色环
实验二 p区非金属元素-氮族
实验内容
1．铵盐的热分解
海 海 NH4Cl在试管中直接加热分解和管口生成气体的检验，注意：
水 水 （1）固体NH4Cl置于离管口约1/3处；（2）倾斜固定，如何操作？
分 分 火山爆发：(NH4)2CrO4，注意：
析析
（1）玻璃棒在酒精灯外焰上灼烧约1min，并置于(NH4)2CrO4 中约10s； （2）堆置紧密，效果明显 ；
学学
NO2- +MO4-
(用于区分测定NO2-和NO３-)
第十章 p区元素(2)-氮族
● 取代反应：氨中的氢可以依次被取代，生成相应的衍生物。
2Na + 2NH3(l) = NaNH2 + H2(g) (需要金属铁等催化剂) NH3 +3Cl2 = 4HCl +NCl3（Cl2过量）
上页 下页 目录 返回
3.铵盐
NH4+半径和K+相近，因而铵盐和钾盐在晶型、溶解度等
方面都有相似之处。 铵盐的一个重要性质是热稳定性差，固态铵盐加热极易 分解，如： NH4HCO3 = NH3(g) + CO2 + H2O (常温) 难挥发性酸铵盐受热，也会有NH3逸出，同时生成相应的 酸式盐或酸： (NH4)2SO4 NH3(g) + NH4HSO4 (加热) 氧化性酸组成的铵盐热分解过程中铵被氧化，因而受热 时往往会发生爆炸，如： NH4NO3 N2O(g) + 2H2O (NH4)2Cr2O7 N2(g) + Cr2O3 + 4H2O
反应）在 25℃ 和 1400℃ 时的 △Gq 分别为 -92.1 kJ ·mol-1 和 -91.6 kJ ·mol-1。这时总反应的△Gq 在 25 ℃和 1400 ℃
时分别为 2252 kJ ·mol-1 和 - 432.6 kJ ·mol-1。 高温(电弧
炉)中原来不能进行的反应就能进行了。 这种情况称为反 应的耦合（叠加）。
上页 下页 目录 返回
惰性电子对效应主要体现在IIIA、IVA、VA和IIB族中
VA族中，NaBiO3为强氧化剂，可将Mn2+氧化为MnO4-：
*
2Mn2+ + 5NaBiO3 + 14H+ = 2MnO4- + 5Bi3+ +5Na+ +7H2O NaBiO3为棕黄色微溶盐，分析化学上用来定性检验有无 Mn2+的重要方法。 IVA族中，四价铅：Pb(IV)具有较强的氧化性，可将Mn2+ 氧化为MnO4-： 2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ = 2MnO4- + 5Pb2+ + 2H2O 总结：无机化学中常见的强氧化剂，可以将可将Mn2+氧化 为MnO4-： NaBiO3 / PbO2 / (NH4)S2O8 IIIA族中，+1价Tl稳定，+3价Tl具有较强的氧化性。 E Θ(Tl3+/Tl+) = 1.25 V。 IIB中，Hg2+具有一定的氧化性。
元素—金属元素(应用化学课件)
p区金属的重要化合物
• ⑵铅的重要化合物 • ①铅的氧化物 • 常见的铅的氧化物有PbO、PbO2及Pb3O4 。 • 一氧化铅（PbO）俗称密陀增，有黄色及红色两种变体。
用空气氧化熔融铅得到黄色变体，在水中煮沸立即转变为 红色变体。PbO用于制造铅白粉、铅皂，在油漆中作催干 剂。PbO是两性物质，与HNO3或NaOH作用可分别得到 Pb(NO3)2和Na2PbO2。
红宝石
蓝宝石
刚玉坩埚
p区金属的重要化合物
• ②氢氧化铝：氢氧化铝是白色胶状物质，常以铝盐和氨 水反应来制备。氢氧化铝是典型的两性氢氧化物，能溶于 酸或碱性溶液，但不溶于氨水。所以铝盐和氨水作用，能 使含Al3+的盐沉淀完全。若用苛性碱代替氨水，则过量的 碱又使生成的Al(OH)3沉淀逐渐溶解。氢氧化铝和酸或碱 （除氨水外）反应的离子方程式如下。
p区金属单质的物理性质
• 锡、铅、铋属于低熔点重金属，是制造低熔点合金的重要 原料，如铋的某些合金熔点在100℃以下。这类合金可用 来制造自动灭火设备，锅炉安全装置、信号仪表、电路中 的保险丝和焊锡等。锡和铅都是比较活泼的金属，锡主要 用来制造马口铁（镀锡铁皮）和合金，如黄铜（铜、锌、 锡合金）、焊锡（锡和铅合金）、铅字合金（锡、锑、铅 和铜合金）。金属铅材质较软，强度低，但密度较大 （11.34g·cm-3），在常见金属中仅次于汞（13.6g·cm-3）和 金（19.3g·cm-3），常用来制造铅合金和铅蓄电池。
p区金属单质的物理性质
• 表1列出了p区金属单质的物理性质。 • 表1 p区金属单质的物理性质
p区金属单质的物理性质
第二节 p区元素
氧族元素有同素异形体，氧有O2、O3，硫有斜方硫、 单斜硫、弹性硫等 。
O3分子结构：中心氧原子sp2杂化，一个杂化轨道 被孤对电子占据，没有参与杂化的p轨道（有两个电 子）和两端的氧原子的p轨道（各有一个电子）相互 平行，形成垂直于分子平面的三中心四电子的离域π 键（大π键）。
5、 硫的含氧酸及其盐
1 、氧族元素概述
ⅥA 族称为氧族，价层电子构型 ns2np4 包括：氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) 钋(Po) 氧族元素从上到下，原子半径、离子半径逐渐增 大，电离能和电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐 增强，非金属性逐渐减弱。 氧和硫是非金属，硒和碲是准金属，钋是金属。 氧和硫单质分子结构不同： O2 S8 环状单键结构 O O
氟有一些特殊性，如键能、电子亲和能比氯小。
单质的性质：是很活泼的非金属，具有氧化 性。
在化合物中，常见的氧化值为-1；除F外可显 示+1、+3、+5、+7的氧化值。 F2是最活泼的非金属，能和几乎所有的金属、 非金属化合，反应激烈；Cl2也能和所有金属 和大多数非金属化合；Br2、I2的活泼性比Cl2 差。
MgCl2+H2O
Mg(OH)Cl+HCl
SnCl2 + H2O = Sn(OH)Cl↓ + HCl
SbCl3 + H2O = SbOCl↓ + 2HCl
BiCl3 + H2O = BiOCl↓ + 2HCl
非金属卤化物：水解有三种类型 ① 与水反应生成非金属含氧酸和卤化氢。
如：BCl3, SiCl4, PCl5, AsF5
P区元素概述
p区金属与非金属交界的一些元素如硅锗锡等及某些化合物具有半导体性质即导电性介于金属和绝缘体之间是半导体材料本区金属的高氧化态氧化物多数有不同程度的两性性质4它们在自然界都以化合物存在除铝外多为各种组成的硫化物矿
主族金属元素( 第九章 主族金属元素(二) 铝 锡 铅 砷 锑 铋
第一节 P区元素概述 区元素概述 第二节 铝 第三节 锡铅 第四节 砷锑铋
p区：包括ⅢA到ⅦA族元素和零族元素，其价层电子 区 包括Ⅲ 到 族元素和零族元素， 族元素和零族元素 构型为ns 例外， 构型为 2np1-6（He例外，1s2）。 例外 该区的右上方属典型的非金属元素， 该区的右上方属典型的非金属元素，而左下方元素 则带有明显的金属性，多为低熔金属， 则带有明显的金属性，多为低熔金属，处于对角线两 侧的元素的单质及其化合物往往具有半导体性质。该 侧的元素的单质及其化合物往往具有半导体性质。 区元素通常具有几种不同的正化合价， 区元素通常具有几种不同的正化合价，最高化合价等 于其族数。其中O元素和 元素是活泼性特强的非金属 元素和F元素 于其族数。其中 元素和 元素是活泼性特强的非金属 元素只有在与F元素生成的二 元素，一般不呈正价。 元素只有在与 元素，一般不呈正价。O元素只有在与 元素生成的二 元化合物中呈正价，在过氧化合物中为-1价 元化合物中呈正价，在过氧化合物中为 价，其余均 元素在任何化合物中均为-1价 不呈正价。 为-2价；F元素在任何化合物中均为 价，不呈正价。 价 元素在任何化合物中均为 零族元素一般不参与化学反应，呈惰性。 零族元素一般不参与化学反应，呈惰性。
p区元素(二)习题
第 14 章 P 区元素(二)习题目录一判断题1 氧族元素中，只有氧在自然界可以单质状态存在。
()2 在所有含氧的化合物中，氧的氧化值都是负的。
()3氧族元素氢化物还原性强弱的次序为fO<HS<fSe<fTe。
()4 氧族元素氢化物酸性强弱的次序为fO<HS<HSe<fTe。
()5氧族元素氢化物的热稳定性高低的次序为fO<HS<h2Se<HTe。
()6 H 2O2 分子间可以形成氢键。
()7 氧族元素氢化物的沸点高低次序为fO>HS>fSe>fTe。
()8 O 3是反磁性的极性分子。
()9 硫的含氧酸及其盐都是不稳定的，极易分解。
()10 浓硫酸不能用于干燥氨气。
()11 可用浓硫酸干燥 CO2 气体。
()12 H 2S在空气中燃烧的产物只能是SQ和HzOo()13 可用FeS与HNO反应制取 H>S o ()14 SO 2是大气的主要污染源之一，酸雨主要是由SQ形成的。
()15 浓硫酸虽有强氧化性，但仍可用铁罐运输。
()16 浓硫酸属于高沸点酸。
()17 将H2S通入MnSO溶液中，可得到 MnS沉淀。
()18 H 2S溶液放置一段时间变混浊，是因为H2S被空气氧化生成 S沉淀。
()19 用N^S溶液与含Cr3+的溶液反应，得不到 C3S3,若想制得C^S s必须采用干法。
106 用NS2S溶液与含Al3+的溶液反应，可得到 Al 2S30 ()20 硫代硫酸钠的俗名是大苏打。
()21 海波的化学式为 Na^Q • 5H2O。
()22在照像行业中N觅S2Q作为定影剂使用是基于它具有还原性。
()23 在酸性溶液中，KMnO只能将&S氧化为单质硫。
()24 氢氟酸能腐蚀玻璃，故需要用塑料瓶保存。
()25在氢卤酸中，由于氟的非金属性强，所以氢氟酸的酸性最强。
()26所有卤素元素都有正的氧化值。
()27在卤素与氧的化合物中，每种卤素都有多种正氧化值。
分析化学-第十一章p区元素
硫代硫酸盐的性质
(1). 还原性
2S2O32+ + I2
S4O62– + 2I–
(2). 配位能力
Ag+ + 2S2O32– (过量)
O
[Ag(S2O3)2]3–
O
M S S O（单齿） S S O（双齿）
O
MO
(3). 遇酸分解 S2O32– + 2H+
S + SO2 + H2O
Supplement：多硫化物
二．氧、硫
1. 氧分子的结 构 分子 轨道理论简介
分子轨道能级示意图（a）和分子轨道图（b）
σ 2 px
*
*
2py 2pz
2px’ 2py’ 2pz’ 2py 2pz 2px’ 2py’ 2pz’
2s
σ 2 px
σ *2s
2s
2s’
σ 2s
σ *1s
1s
1s’
σ1s
O2 分子轨道和原子轨道能量关系
540 900 1290 1360
=
Z r2
2. 硅
天然硅化合物主要有 SO2 和硅酸盐。 SO2 可溶于 NaOH 或者 Na2CO3 溶液，生成可溶性硅酸盐。所以，和溶液不能用玻璃 容器，尤其不能用磨口玻璃容器盛装。
SO2 可溶于氢氟酸，生成气态 SiF4，因此可以用氢氟酸在玻 璃上雕花
SO2 + 4HF
多聚磷酸
NO3– 的检出反应
3NO3– + 8Al + 5OH– + 18H2O NO2– 的检出反应
NH2
3NH3(g) + 8[Al(OH)4]–
HAc + NO2- +
第十三章 p区元素
第十三章 p区元素（一）13.1 p区元素概述p区元素包括周期系中ⅢA---ⅦA及希有气体元素，这些元素的最外层分别有2个s电子和1--6个p电子。
p区元素具有以下特点:1、价电子层结构通式为ns2np1--6。
2、非金属向金属过渡。
同一主族，从上到下，原子的最外层电子数相同，原子半径逐渐增大，而有效核电荷只是略有增加，获得电子能力逐渐下降，因此，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
这种变化规律在p区ⅢA---ⅦA族中显得突出明显。
这几族元素每族都是从1个典型的非金属元素开始过渡到一个典型金属元素结束。
3、第一横排元素不规则性。
各族的第一个元素，主要指F, O, N, C，它们在本族元素的性质递变上有反常表现。
其主要原因是:（1）原子半径特别小。
（2）电负性明显地大。
3无法动用d轨道。
表现为1)F, O, N同H形成的化合物中易形成氢键。
（2）配位数小。
（3）单键键能反常地小。
这是因为当两个F, O, N原子靠近组成单键时, 它们原子外层上还有未键合的孤对电子，原子间距离小时，这些孤对电子间将产生明显的排斥作用，弱化了单键，这种现象也称为孤对电子的排斥效应。
4、中间横排元素的不规则性。
从第四周期始，p区元素次外层不再是8个电子，而是18个电子，多了10个3d电子，这样使的第四周期的p区元素的有效核电荷显著增大，对核外电子的吸引力增强,造成同族内原子半径、电负性、电离能、φ等的递变出现不规则性，变的缓慢甚至发生逆转现象。
例:ⅢA族原子半径电负性第一至第三电离能之和（埃）（kJ/mol)B 0.82 2.01 6888Al 1.18 1.47 5140Ga 1.26 1.82 5520In 1.44 1.49 5084Tl 1.48 1.44 5438中间横排元素的不规则性，是由元素在周期表中的排列位置以及电子层构型的特殊性所造成。
5、氧化值。
大多数p区元素具有多种氧化值，其最高正氧化值等于其最外层电子数，等于其族数。
P区元素二
1、 由于惰性电子对效应，N 族元素自上而下氧化值为+3的化合物稳定性增强，二氧化值为+5的(除氮外)化合物稳定性增强；2、 氮族元素所形成的化合物主要是共价型的，而且原子愈小，形成共价键的趋势也就愈大；3、 氮族元素氢化物的稳定性从NH 3到BiH 3依次减弱，酸性增强；4、 氮族元素氧化物酸性也随原子序数的递增而递减；一、1、实验室制少量氮气：O H N NO NH 22242+−→−∆,实际制备时，可用NH 4Cl 与NaNO 2浓的混合液加热；2、N 2是无色、无臭、无味的气味，微溶于水，因为N N ≡叁键键能非常大，所以N 2是最稳定的双原子分子。
在化学反应中，N N ≡叁键很难被破坏，所以常被用作保护气；N 2是反磁性物质；3、实验室一般用铵盐与强碱共热来制取氨；工业上目前主要采取合成的方法制氨（Lewis 碱）；4、氨分子中的氢原子可被活泼金属取代生成氨基化合物（将氨通入熔融的金属钠中）：223503222H N a N HNH Na +−→−+ ; 是有机合成中重要的缩合剂；5、氨在纯氧中可燃烧生成水和氮气：（1）纯氧：4NH 3+O 2=6H 2O+2N 2 ;（2）通入空气：O H NO O NH Pt 2236454+−→−+ ; 6、联氨(N 2H 4)也叫肼，在空气中燃烧：N 2H 4+O 2=N 2+2H 2O(燃烧时呈紫色) ;7、铵盐一般为无色晶体，皆溶于水，用Nessler 试剂（柰斯乐试剂）可鉴定试液中的NH 4+：[]I NH O O H I OH HgI NH H H 2g g 2244374][2 ++−→−++---+;因为反应用量的不同，生成沉淀颜色从红棕色到红褐色有所不同；8、固体铵盐受热易分解：（1）如果酸是易挥发的且无氧化性的，则酸和氨一起分解：2233242)(CO O H NH CO NH ++−→−∆ ; (2)如果酸是不挥发且无氧化性的，则只有氨挥发掉，而酸或酸式盐则留在容器内：4334343)(PO H NH PO NH +−→−∆ ;443424)(HSO NH NH SO NH +−→−∆ ;(3)如果酸是有氧化性的，则分解出的氨被酸氧化为N 2或N 2O:OH O Cr N O Cr NH 232272244)(++−→−∆O H O N NO NH 22342+−→−∆ ; 240432325429NH NO N HNO H O ︒−−−−−→++催化（>C ）;9、（1）NO 与FeSO 4溶液反应生成深棕色的硫酸亚硝酰铁([]4()Fe NO SO );NO +与N 2，CO 与CN -互为等电子体，NO 与卤素化合物生成卤化亚硝酰（NOX ）,即： Cl 2+2NO=2NOCl ;(2)实验室用铜与稀硝酸反应制NO:3Cu+8HNO 3=3Cu(NO 3)2+2NO+4H 2O ;(3)NO 2是红棕色气体，具有特殊臭味并有毒，冷却时NO 2颜色逐渐变淡，最后变为无色，颜色改变是由于NO 2在冷却时聚合生成无色的N 2O 4：2242NO N O −−−→←−−−冷却升温; (4)NO 2与水反应： 3NO 2+H 2O=HNO 3+NO ;2NO 2+2NaOH=NaNO 3+NaNO 2+H 2O ;因为NO 分子中O 、N 价电子数之和为11，含未成对电子具有磁性，这种价电子数为奇数的分子称为奇电子分子；NO 2也是奇电子分子，空间构型为V 型，N 原子以sp 2杂化轨道与氧成键；10、（1）等物质的量的NO 2和NO 的混合物溶解在冰冷的水中：2222NO NO H O HNO ++−−−→冷冻 ; (2)在亚硝酸盐的冷溶液中加强酸：2NaNO 2+H 2SO 4=Na 2SO 4+2HNO 2 ;(3)亚硝酸极不稳定，受热可分解：2223222()HNO H O N O H O NO NO −−→−−→+++←−−←−−淡蓝色 ; (4)亚硝酸是一种弱酸，酸性稍强于醋酸；(5)亚硝酸盐大多是无色的，除了淡黄色的AgNO 2外，一般都易溶于水，所有的亚硝酸盐都是有剧毒的，还是致癌物之；(6)通用碱吸收等物质的量的NO 2和NO 可制得亚硝酸盐：NO+NO 2+2NaOH=2NaNO 2+H 2O ;工业上用碱或铁在高温下还原硝酸盐制得亚硝酸盐；(7)亚硝酸根离子的构型为V 型，氮原子采取sp 2杂化，形成一个43∏；(8)亚硝酸盐在酸性介质中具有氧化性，还原产物一般为：2NaNO 2+2KI+2H 2SO 4=2NO+I 2+Na 2SO 4+K 2SO 4+2H 2O ;(9)与强氧化剂作用时：2KMnO 4+5KNO 2+3H 2SO 4=2MnSO 4+5KNO 3+K 2SO 4+3H 2O ;(10)金属活泼性越强，其亚硝酸盐也就越稳定，如：AgNO 2<NaNO 2;11、(1)目前普遍采用氨催化法制硝酸：.3224546Pt Rh NH O NO H O +−−−→+ ;生成的NO 被O 2氧化为NO 2后再与水发生歧化反应：2NO+O 2=2NO 2 , 3NO 2+H 2O=2HNO 3+NO ;加入硝酸镁作为脱水剂，再进行蒸馏可得到浓HNO 3;(2)用H 2SO 4和硝石NaNO 3共热：NaNO 3+H 2SO 4=NaHSO 4+HNO 3 ;硝酸分子中，N 原子采用sp 2杂化，呈平面三角形，HNO 3分子内还可形成氢键；(3)纯硝酸是无色液体，由于硝酸的挥发而产生白烟，故通常称为发烟硝酸，溶于过量的NO2的浓硝酸产生红烟，浓硝酸很不稳定，受热或光照时易分解：4HNO3=4NO2+O2+2H2O ;(4) HNO3+非金属单质=相应高价酸+NO，3C+4HNO3=3CO2+4NO+2H2O ;3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO ;S+2HNO3=H2SO4+2NO ;3I2+10HNO3=6HIO3+10NO+2H2O ;(5)浓硝酸贮存时，应与还原性物质隔开；(6)有些金属（Fe,Al,Cr等）可溶于稀硝酸而不溶于浓硝酸，这是由于浓硝酸将其表面的金属氧化成一层致密的氧化物保护膜，致使金属不能与浓硝酸继续作用；(7)浓硝酸通常被还原为NO2，稀硝酸通常被还原为NO,当较稀的硝酸与活泼金属金属作用时，可得到N2O,当硝酸很稀时，可被还原为NH4+:Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O ;3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O ;4Zn+10HNO3(稀)=4Zn(NO3)2+N2O+5H2O ;4Zn+10HNO3(很稀)=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O ;稀硝酸的氧化性比浓硝酸的强，相反，还原性比浓硝酸弱；(8)以浓HCl：浓HNO3=3:1的比例混合后的溶液叫做王水，王水的氧化性比硝酸更强，可将金，铂等不活泼性金属溶解：Au+HNO 3+4HCl=HAuCl 4+NO+2H 2O ;3Pt+4HNO 3+18HCl=3H 2[PtCl 6]+4NO+8H 2O ;(9)实际应用上，硝化反应常是以浓硝酸和浓硫酸的混酸做硝化剂：246636522H SO C H HNO C H NO H O +−−−→+ ;硝基化合物大多数为黄色；(10)NO 3-,CO 32-,BF 3互为等电子体，NO 3-中的N 原子以sp 2杂化，为平面三角形，形成四中心六电子大π键：64∏ ，热稳定性：HNO 3>HNO 2;12、(1)最活泼的金属（在金属活动性顺序表中比Mg 活泼的金属），的硝酸盐受热分解时产生亚硝酸盐和氧气： 2NaNO 3=2NaNO 2+O 2 ;(2)活泼性较差的金属（活泼性介于Mg 和Cu 之间的金属）的硝酸盐受热分解为O 2，NO 2和相应金属氧化物：2Pb(NO 3)2=2PbO+4NO 2+O 2 ;(3)不活泼金属（比Cu 更不活泼的金属）的硝酸盐受热时则分解为O 2,NO 2和金属单质；(4)硝酸盐的水溶液几乎没有氧化性，只有在酸性介质中才有氧化性，固体硝酸盐在高温时是强氧化剂，NH 4NO 2为黄色晶体；二、1、制白磷：2Ca 3(PO 4)2+6SiO 2=3CaSiO 3+P 4O 10 ;P 4O 10+10C=P 4+10CO ;总反应：2Ca 3(PO 4)2+6SiO 2+10C=6CaSiO 3+P 4+10CO ;2、常见的磷的同素异形体：白磷(P 4)、红磷(P)、黑磷三种，白磷的化学性质很活泼，易被氧化，在空气中能自燃，因此必须将其保存在水中，P 4分子是非极性分子，所以白磷可溶于非极性溶液中，白磷是有剧毒物质，红磷比白磷稳定，不溶于有机溶剂：黑磷←−−−→高温、高压白磷（P 4）0400C←−−→4P(红磷) 黑磷具有导电性，不溶于有机溶剂；3、(1)磷的氢化物常见的有气态的膦(PH 3)和液态的联膦(P 2H 4 ) ;(2)白磷在KOH 溶液中加热发生歧化反应：P 4+3KOH+3H 2O=PH 3+3KH 2PO 2 ;(3)复分解法制膦：PH 4I+KOH=PH 3+KI+H 2O ;(4)水解法制膦：Mg 3P 2+6H 2O=3Mg(OH)2+2PH 3 ;(5)膦是无色气体，有类似大蒜的臭味，有剧毒，膦在水中的溶解度很小；(6)纯净的膦在空气中燃烧生成磷酸：PH 3+O 2=H 3PO 4 ;(7)膦分子的结构与氨分子相似，也呈三角锥形，磷原子上有一对孤对电子，膦的碱性比氨弱，它是一种较强的还原性物质，但是稳定性较差；(8)与氨不同，卤化膦遇水立即分解；4、(1)磷的氧化物常见的有五氧化二磷（P2O5）和三氧化二磷，P4O10和P4O6也分别简称五氧化二磷和三氧化二磷；(2)气态或液态的三氧化二磷都是二聚分子P4O6(白色易挥发蜡状固体)，P4O6与冷水反应：P4O6+6H2O(冷)=4H3PO3(亚磷酸) ;P4O6+6H2O(热)=3H3PO4+PH3;5P4O6+18H2O(热)=12H3PO4+8P ;P4O6+2O2=P4O10 ;(3)P4O10是白色雪花状晶体（吸水性强，在空气中吸收水分迅速潮解，所以常用做气体和液体的干燥剂）与水反应时都先生成偏磷酸（HPO3），然后形成焦磷酸（H4P2O7），最后形成正磷酸（H3PO4）；在酸性和加热条件下，反应大大加快；磷的含氧酸中H3PO4最稳定：P4O10+2H2O(冷)=4HPO3 ;3P4O10+10H2O=4H5P3O10（三聚磷酸;P4O10+4H2O=2H4P2O7（焦磷酸）;P4O10+6H2O(热)=2H3PO4(正磷酸) ;甚至可以使H2SO4、HNO3等脱水为相应的氧化物：P4O10+6H2SO4=6SO3+4H3PO ;P4O10+12HNO3=6N2O5+4H3PO4 ;5、(1)次磷酸(H3PO2)是一种无色晶状固体，易潮解，极易溶于水，是一种强酸，在碱性溶液中H3PO2非常不稳定，易歧化为HPO32-和PH3;(2)H3PO2,还是强还原剂，能在溶液中将AgNO3、HgCl2、CuCl2等重金属还原为金属单质；相应的次磷酸盐易溶于水，次磷酸盐也是强还原剂；HH OHOP↑-↓-;6、(1)亚磷酸（H3PO3）是无色晶体，易潮解，在水中溶解度较大，为二元酸(HHO OHOP↑-↓-)，H3PO3受热发生歧化反应，生成磷酸和膦(PH3),碱金属和Ca的亚磷酸盐都难容;(2)亚磷酸和亚磷酸盐都是较强的还原剂，氧化性极差，如：亚磷酸可将Ag+还原为Ag，也可将浓H2SO4还原为SO2;7、焦磷酸(H4P2O7)，三聚磷酸(H5P3O10)和四偏磷酸等均是若干个磷酸分子经脱水后通过氧原子连接起来的多聚磷酸（属于缩合酸）；9、(1)工业上用硫酸分解磷石灰来制取正磷酸(H3PO4)：Ca3(PO4)2+3H2SO4=2H3PO4+3CaSO4 ;(2)纯净的磷酸为无色晶体，是一种高沸点酸，磷酸不形成水合物，但可与水以任何比例混溶，却无氧化性；(3)磷酸正盐比较稳定，一般不易分解，大多磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸一氢盐和正盐（除Na、K及铵等少数盐外）都难溶于水；(4)碱金属的磷酸盐（除锂外）都易溶于水；10、(1)工业上利用天然磷酸钙生产磷肥：Ca3(PO4)2+2H2SO4+4H2O=Ca(H2PO4)2+2CaSO4.2H2O(混合物称过磷酸钙)(2)磷酸盐与过量的钼酸铵[(NH4)2MoO4]及适量的浓HNO3混合后加热：PO43-+12MoO2-+24H++3NH4+=(NH4)3PO4.12MoO3.6H2O(s)+6H2O ,此反应用于鉴定PO43-;11、焦磷酸(H4P2O7)是四元酸，无色玻璃状物质，易溶于水，在热水中，特别是有HNO3存在时，可以很快转变为H3PO4：H4P2O7+H2O=2H3PO4 ;焦磷酸的酸性比磷酸强；一般来说，酸的缩合程度越大，产物的酸性越强；H4P2O7与AgNO3反应生成白色的Ag4P2O7沉淀：H4P2O7+4AgNO3=Ag4P2O7(s)+4HNO3 ;(2)焦磷酸的钠盐溶于水，将磷酸一氢钠加热可得到焦磷酸钠：442722NaHPO Na P O H O ∆−−→+ ;(3)P 2O 72-也具有配位能力，适量的Na 4P 2O 7与Cu 2+等离子作用生成相应焦磷酸盐沉淀；当Na 4P 2O 7过量时，则由于生成配合物使沉淀溶解：2Cu 2++P 2O 74-=Cu 2P 2O 7(s) ，适量的情况下;Cu 2P 2O 7+3P 2O 74-=2[Cu(P 2O 7)4]6- ，过量的情况下;12、(1)由磷酸氢钠铵制取偏磷酸钠的反应:44332NH NaHPO NaPO NH H O ∆−−→++ ;(2)A 将磷酸二氢钠加热至400.C~500.C ，可得三聚偏磷酸盐;400~5002433323()3C C NaH PO Na PO H O −−−−→+ ;13、（1）三卤化磷分子的构型为三角锥形，PX 3易与O 2或S 反应，分别生成三卤氧磷和三卤硫磷：2PF 3+O 2=2POF 3 , PBr 3+S=PSBr 3 ;（2）过量的磷在Cl 2中燃烧生成PCl 3,PCl 3在室温下是无色液体，在水中强烈水解：PCl 3+3H 2O=H 3PO 3(亚磷酸)+3HCl ;（3）磷与过量的卤素单质直接反应生成五卤化磷（PX 5）,三卤化磷分子与卤素反应也可制得无卤化磷：Cl 2+PCl 3=PCl 5 ;（4）五卤化磷的气态分子为三角双锥形，磷原子以sp 3d 杂化轨道与五个卤原子形成δ键；（5）PX5受热分解为：PX3和X2，且稳定性随X2的氧化性增强而增强;（6）PCl5为白色晶体，PCl5水解得到磷酸和氯化氢：PCl5+H2O=POCl3+2HCl , POCl3+3H2O=H3PO4+3HCl ;POCl3在室温下为无色液体，其分子构型为四面体，磷原子采用sp3杂化；三、1、（1）AsH3，SbH3，BiH3,其氢化物都是液体，它们的分子结构与NH3类似，为三角锥形;(2)AsH3，SbH3，BiH3,的熔点、沸点依次升高，它们都不稳定，且稳定性依次降低，BiH3极不稳定，它们的碱性也依次减弱，BiH3五碱性，As,Sb,Bi的氢化物都是极毒的；2、(1)Na3As+3H2O=AsH3+3NaOH ;As2O3+6H2SO4=2AsH3+6ZnSO4+3H2O ;锑、铋也有类似的反应;(2)胂（AsH3）有类似与大蒜的刺激气味，室温下可在空气中自燃：2AsH3+3O2=As2O3+3H2O ;在缺氧条件下，胂受热分解：3222()3AsH As s H ∆−−→+ ; 这就是马氏试胂法的基本原理，生成的砷沉积在管壁上形成亮黑色的“砷镜”;(3)砷是一种很强的还原剂：2AsH 3+2AgNO 3+3H 2O=As 2O 3+12HNO 3+12Ag(s) ;,这是古氏试砷法的主要反应；(4)H 3AsO 3、Sb(OH)3、Bi(OH)3，它们的酸性依次减弱，碱性依次增强；H 3AsO 3(亚砷酸)和Sb(OH)3是两性氢氧化物，而Bi(OH)3的碱性大于酸性，只能溶于浓的强碱溶液中；(5)H 3AsO 3仅存在溶液中，而Sb(OH)3和Bi(OH)3都是难溶于书水的白色沉淀；3、As 、Sb 、Bi 的单质在空气中燃烧或焙烧它们的硫化物可制得它们的M 2O 3，它们的M 2O 5不能用这种方法制得，常态下，As 、Sb 的M 2O 5是双聚分子As 4O 6和Sb 4O 6,其结构与P 4O 6相似，它们在较高温度下才解离为As 2O 3和Sb 2O 3,它们的晶体为分子晶体，而Bi 2O 3为离子晶体；4、(1)As 2O 3俗名砒霜，为白色粉末状的剧毒物质，微溶于水，在热水中溶度稍大，As 2O 3为两性偏酸的氧化物，所以它可以在碱液中溶解生成亚砷酸盐；(2)亚砷酸(H 3AsO 3)是一种弱酸，亚砷酸盐在碱性溶液中是一种还原剂：AsO 33-+I 2+2OH -=AsO 43-+2I -+H 2O ;(3)以浓HNO3作用于As、Sb的单质或三氧化物时，生成氧化值为+5的含氧酸或水合氧化物：3As+5HNO3+2H2O=3H3AsO4+5NO ;H3AsO4+2I-+2H+=H3AsO3+I2+H2O ;(4) 4As2S5(s,黄色)+24OH-=3AsO43-+12H2O ;2AsO33-+3H2S+6H+=As2S3(s,黄色)+6H2O ;(5)As的硫化物（As2S3、As2S5）能溶于碱溶液，也能溶于碱金属硫化物，砷的硫化物不溶于浓盐酸：As2S3+6NaOH=Na3AsS3+Na3AsO3+3H2O ;As2S3+3Na2S=2Na3AsS3(硫代亚砷酸钠) ;As2S5+3Na2S=2Na3AsS4(硫代砷酸钠) ;(6)As2S3具有还原性，能与多硫化物反应生成硫代酸盐：As2S3+3S22-=2AsS43-(硫代砷酸根)+S(s) ;(7)在砷的硫代酸盐或硫代亚酸盐溶液中加入酸，生成不稳定的硫代酸或硫代亚酸，它们立即分解为相应的硫化物和硫化氢：2AsS32-+6H+=As2S3(s,黄色)+3H2S ;2AsS43-+6H+=As2S5(s,黄色)+3H2S ;5、(1)Sb2O3是不溶于水的白色固体，同时也是两性物质，酸性比As2O3弱，碱性略强;(2) Sb(OH)4-+Cl2+Na++20H-=Na[Sb(OH)6](s,白色)+2Cl- ;由于Na[Sb(OH)6]的溶解度很小，所以在定性分析上用K[Sb(OH)6]鉴定Na +;(3)以浓HNO 3作用于锑的单质或三氧化物时，生成+5价的含氧酸或水合氧化物：6Sb+10HNO 3(浓)=3Sb 2O 5+10NO+5H 2O ;25225.x S b O y H O x S b O y H O+−−→ ; (4)Na[Sb(OH)6]+2I -+6H +=I 2+Sb 3++6H 2O+Na + ;(5)水解：Sb 2(SO 4)3+2H 2O=(SbO)2SO 4(s)(硫酸氧锑)+2H 2SO 4 ;(6)Sb 3+具有 一定的氧化性，可被强还原剂还原为金属单质：2Sb 3++3Sn=2Sb+3Sn 2+ ;这一反应可用于鉴定Sb 3+;(7)Sb 的硫化物与碱、碱金属的硫化物（Na 2S ）反应：Sb 2S 3+6NaOH=Na 3SbO 3+Na 3SbS 3+3H 2O ;Sb 2S 3+3Na 2S=2Na 3SbS 3(硫代亚锑酸钠) ;Sb 2S 5+3Na 2S=2Na 3SbS 4(硫代锑酸钠) ;(8)Sb 2S 3、Sb 2S 5溶于浓盐酸：Sb 2S 3+2HCl(浓)=2H 3[SbCl 6]+3H 2S ;Sb 2S 5+12Cl -+10H +=2SbCl 6-+5H 2S ;(9)Sb 2S 3具有还原性，可与多硫化物反应生成硫代酸盐：Sb 2S 3+3S 22-=2SbS 43-(硫代锑酸根)+S ；(10)在锑的硫代酸盐或硫代亚酸盐中加入酸，会生成不稳定的硫代酸或硫代亚酸，它们立即分解为相应的硫化物和硫化氢：2SbS33-+6H+=Sb2S3(s,橙色)+3H2S ;2SbS43-+6H+=Sb2S5(s,橙色)+3H2S ;6、(1)Bi2O3是黄色粉末，加热变为红棕色，Bi2O3极难溶于水，但溶于酸生成相应的铋盐，Bi2O3是碱性氧化物，不溶于碱；(2)Bi(OH)3只能在强碱性介质中被很强的氧化剂所氧化：Bi(OH)3+Cl2+3NaOH=NaBiO3(s)+2NaCl+3H2O ;(3)铋酸很难制得，硝酸只能将金属铋氧化为硝酸铋：Bi+4HNO3=Bi(NO3)3+NO+2H2O ;(4) NaBiO3+6HCl(浓)=Cl2+BiCl3+NaCl+3H2O ;铋酸盐在酸性溶液中是很强的氧化剂，可将Mn2+氧化为高锰酸盐：2Mn2++5NaBiO3(s)+14H+=2MnO-+5Na++7H2O ;(5)Bi很难形成Bi5+，但在强酸溶液中可以形成Bi3+如Bi2(SO4)3、Bi(NO3)3就是如此，这些盐在水中极易溶解：BiCl3+H2O=BiOCl(s)+2HCl ;(6)在碱性溶液中，Sn2+可将Bi3+还原为铋：2Bi3++3[Sn(OH)4]2-+6OH-=2Bi+3[Sn(OH)6]2-;利用这一反应可鉴定Bi3+的存在;(7)Bi2S3（不溶于水和稀酸）为黑色，但是不能够生成Bi2S5，因为Bi5+的氧化性很强，S2-还原性很强;(8)Bi2S3溶于浓HCl:Bi 2S 3+8HCl(浓)=2H[BiCl 4]+3H 2S ;(9)因为Bi 2S 3的还原性极弱，所以它不与多硫化物反应;四、1、(1)工业上通过液态空气的分馏制取氧气，实验室利用氯酸钾的热分解制备氧气：32223KClO KCl O ∆−−→+ ; 注意：O 2具有磁性，是顺磁性物质；(2)过氧化氢（H 2O 2）又成双氧水，高纯度的H 2O 2,在低温下是比较稳定的，期分解作用比较平稳，当加热到460K 以上，将发生强烈的爆炸性分解：2H 2O 2(l)=2H 2O(l)+O 2(g) ;(3)H 2O 2在碱性介质中的分解速率远比在酸性介质中大，影响H 2O 2分解速率的因素是：催化剂、光照，H 2O 2应贮存在棕色瓶中，置于阴凉处;(4)H 2O 2是一种极弱的酸，可与某些金属氢氧化物反应生成过氧化物和水：H 2O 2+Ba(OH)2=BaO 2(过氧化钡)+2H 2O ;(5) H 2O 2无论在酸性还是碱性溶液中军是强氧化剂：2I -+H 2O 2+2H +=I 2+2H 2O ;2[Cr(OH)4]-+3 H 2O 2+2OH -=2CrO 42-+8H 2O ;H 2O 2的还原性较弱，只有H 2O 2与强氧化剂作用时，才能被氧化释放O 2:2KMnO 4+5 H 2O 2+3H 2SO 4=2MnSO 4+5O 2+K 2SO 4+8H 2O ;H2O2+Cl2=2HCl+O2;(6) H2O2可将黑色的PbS氧化为白色的PbSO4,俗称铅白，是一种涂料：PbS+4 H2O2=PbSO4+4H2O ;(7)在酸性介质中，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：4 H2O2+Cr2O72-+2H+=2CrO5+5H2O ;这一反应可用于检查H2O2，也用于检验CrO42-或Cr2O72-的存在;(8)过氧化氢的主要用途是作为氧化剂使用，其优点是产物是H2O，不会给反应系统引入新的杂质；反应中应该注意的是浓度稍大的H2O2水溶液会灼伤皮肤，使用时应格外小心；2、(1)O3(臭氧分子)的构型为V型，臭氧分子是反磁性物质，表明其分子中没有成单电子；(2)与O2相反，臭氧是非常不稳定的，在常温下缓慢分解，在200.C以上分解较快： 2 O3(g)=3O2(g) ;(3)臭氧的氧化性比O2强，臭氧可将I-氧化而析出单质碘：O3+2I-+2H+=I2+H2O+O2;3、臭氧、H2O2可用于杀菌、消毒，并且可以用作漂白剂，所以可用臭氧代替氯气作为饮用水消毒剂，其优点是杀菌快，且消毒后无味，臭氧也是一种高能燃料的氧化剂；4、(1)硫在自然界以单质和化合态存在，单质硫矿床主要分布在火山附近，黄铁矿FeS 2是最重要的硫化物矿，它大量用于制造硫酸，是一种基本的化工原料；(2)单质硫俗称硫磺，是黄色分子晶体，很脆，不易溶于水，硫的导电导热性很差：.94.5()()C S S −−−→←−−−正交单斜 ，正交硫和单斜硫的分子都是由8个硫原子组成的，具有环状结构；(3)当单质硫加热融化后，得到浅黄色、透明、易流动的由S 8环状晶体分子组成的液体，温度越高，分子中硫原子的数目愈少，当温度高达2000.C 时，开始有单原子硫解离出来：8642S S S S S →→→→ ;(4)硫能与许多金属直接化合生成相应的硫化物：2Al+3S=Al 2S 3 Hg+s=HgS ;硫也可与氢、氧、卤素（除碘外）、碳、磷等直接作用生成相应的共价化合物；(5)硫能与具有氧化性的酸反应：S+2HNO 3=H 2SO 4+2NO(g) ;S+H 2SO 4(浓)=3SO 2+2H 2O ;S+6HNO 3(浓)=H 2SO 4+6NO 2+2H 2O ;硫能溶于热的碱液生成硫化物和亚硫酸盐：3S+6NaOH=2Na 2S+Na 2SO 3+3H 2O ;当硫过量时，则可生成硫代硫酸盐：4S+6NaOH=2Na 2S+ Na 2S 2O 3+3H 2O ;(6)硫化氢是无色、剧毒的气体，分子构型为V 型，sp 3杂化，有腐臭蛋味；H 2S 中毒是由于它能与血红素中的Fe 2+作用生成FeS 沉淀，因而使Fe 2+失去原来的正常的生理作用;注意：H 2S 的饱和溶液浓度为0.1 1.mol l -;(7)通常金属硫化物和非氧化性酸作用制取硫化氢： FeS+2HCl=H 2S+FeCl 2 ;实验室可利用硫化乙酰胺水溶液加热水解的方法制取硫化氢：CH 3CSNH 2+2H 2O=CH 3COONH 4+H 2S ;逸出的H 2S 气体可用P 4O 10干燥；(8)硫化氢能被卤素氧化成游离的硫：H 2S+Br 2=2HBr+S ;氯气还能把H 2S 氧化成硫酸：H 2S+Cl 2+4H 2O=H 2SO 4+8HCl ;H 2S 在O 2的作用下：22222322H S O H O SO +−−−→+完全 ;222222H S O H O S +−−−→+不完全 ;(9)碱性溶液中的S 2-的还原性比酸性溶液中的H 2S 稍强一些，H 2S 水溶液在空气中放置后，由于空气中的O 2把H 2S 氧化成游离的S 而逐渐浑浊;(10)Na 2S 俗称硫化碱：1373242a 44KN SO C Na S CO +−−−→+ ;(11)在可溶性硫化物的浓溶液中加入硫粉时，硫溶解生成相应的多硫化物：(NH 4)2S+(x-1)S=(NH 4)2S x ;过硫化氢（H 2S 2）与H 2O 2的结构相似，即书页状(将书翻成一个大V 型);(12)亚硫酸盐的还原性比亚硫酸还强： SO 32-+Cl 2+H 2O=SO 42-+2Cl -+H + ;(13)金属硫化物大多数是有颜色的，碱金属硫化物和BaS 易溶于水，其他碱土金属硫化物微溶于水（BeS 难溶）：金属硫化物的相应的颜色：(14)金属硫化物无论是易溶还是微溶的都会发生水解，即使难溶金属硫化物，其溶解的部分也发生水解；在稀酸中可溶的：MnS、FeS、CoS、NiS、ZnS，MS+2H+=M2++H2S(g) ;浓HCl的配位溶解：SnS+2H++4Cl-=SnCl42-+H2S ;SnS2+4H++6Cl-=SnCl62-+H2S ;Sb2S3+6H++12Cl-=2SbCl63-+3H2S ;Sb2S5+10H++12Cl-=2SbCl6-+5H2S ;PbS+2H++4Cl-=PbCl42-+H2S ;Bi2S3+6H++8Cl-=2BiCl4-+3H2S ;CdS+2H++4Cl-=CdCl42-+H2S ;HNO3氧化性酸中的溶解：Bi2S3+8HNO3=2Bi(NO3)3+2NO+3S+4H2O;3AgS+8HNO3=6AgNO3+2NO+3S+4H2O ;3PbS+8HNO3=3Pb(NO3)2+2NO+3S+4H2O ;3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+3S+4H2O ;在王水中配位溶解：3HgS+2HNO3+12HCl=3H2[HgCl4]+3S+2NO+4H2O;在NaOH溶液或Na2S溶液中溶解：2SnS2+6OH-=SnO32-+SnS32-+3H2O;SnS2+S2-=SnS32-;As 2S 3+6OH -=AsO 33-+AsS 33-+3H 2O ; As 2S 3+3S2-=2AsS 33-(硫代亚砷酸根) ; 4As 2S 5+24OH -=2AsO 43-+5AsS 43-+12H 2O ; As 2S 5+3S 2-=2AsS 43- ; Sb 2S 3+6OH -=SbO 33-+SbS 33-+3H 2O; Sb 2S 3+3S 2-=2SbS 33- ;4Sb 2S 5+24OH -=3SbO 43-+5SbS 43-+12H 2O ; Sb 2S 5+3S 2-=2SbS 43- ; HgS+2S 2-=[HgS 2]2- ; 氧化碱液：SnS+Na 2S 2=Na 2SnS 3(硫代亚锡酸钠) ; As 2S 3+3Na 2S 2=S+2Na 3AsS 4(硫代亚砷酸钠) ; Sb 2S 3+3Na 2S 3=S+2Na 3SbS 4(硫代亚锑酸钠) ; 5、(1)工业上利用焙烧硫化物矿制取SO 2：3FeS 2+8O 2=Fe 3O 4+6SO 2 ;(2)实验室用亚硫酸盐与酸反应制少量的SO 2，也可以用Cu 与浓硫酸共热制SO 2;(3)气态SO 2分子构型与H 2O 、O 3的分子构型相同，均为V 型； (4)液氨与液态的SO 2均为非水溶剂； (5)SO 2溶于水，其解离反应为：223S O H O H H S O+-−−→++←−− ; (6)SO 2和H 2SO 3两种物质均具有氧化性和还原性；.5002222CSO CO CO S +−−−→+ ;(7)空气中长期放置的H 2SO 3或SO 32-盐会被空气中的O 2氧化而失去还原性；(8)SO 2与Cl 2在催化剂存在的条件下：2222+()SO Cl SO Cl −−−→活性炭二氯化硫 ; (9)亚硫酸的还原性：2MnO 4-+5SO 32-+6H +=2Mn 2++5SO 42-+3H 2O; H 2SO 3+I 2+H 2O=H 2SO 4+2HI ; 亚硫酸盐的还原性比亚硫酸还强： SO 32-+Cl 2+H 2O=SO 42-+2Cl -+2H + ; 6、(1)在催化剂存在的条件下：2522345022V O CSO O SO >+−−−→ ; (2)纯SO 3是一种无色、易挥发的固体，气态的SO 3为单分子，其分子构型为平面三角形；(3)SO 3极易与水化合生成硫酸，同时放出大量的热：SO 3+H 2O=H 2SO 4 ; 所以SO 3在潮湿的空气中易挥发呈雾状；(4)在稀释浓硫酸时，应将浓硫酸缓缓倒入盛有水的烧杯中（并且慢慢搅拌）；(5)在运输浓硫酸时用钢罐储存，因为浓硫酸可以使得铁的表面敦化生成一层致密的保护膜，阻止了浓硫酸与Fe 的进一步反应；硫酸的分子结构式：OOH O S O H ↑↓---- ;硫酸晶体呈波纹形层状结构；(6)浓H 2SO 4是一种氧化剂，可氧化许多金属和非金属：Zn+2H 2SO 4(浓)=ZnSO 4+SO 2+2H 2O ; S+2H 2SO 4(浓)=3SO 2+2H 2O ; 浓硫酸氧化金属并不放出O 2;(7)SO 42-的构型为正四面体，大多数硫酸盐易溶于水，但PbSO 4、CaSO 4、SrSO 4溶解度很小，BaSO 4几乎不溶于水，也不溶于酸，但SO 32-和Ba 2+虽然也可以生成白色的BaSO 3沉淀，但它可以溶于盐酸而放出SO 2; 7、(1)焦硫酸的结构式:OOOOH O S O S O H ↑↑↓↓------ ;SO 3+H 2SO 4=H 2S 2O 7 ;H 2SO 4+H 2SO 4=H 2S 2O 7+H 2O ，如下所示：2272l ll ll l l lOOOOHO S OH HO S OH H S O H O --+--→+ ; (2)把碱金属的酸式硫酸盐加热到熔点以上，可得到焦硫酸盐:422722KHSO K S O H O ∆−−→+ ;(3)用K 2S 2O 7与难溶氧化物共熔：TiO 2+K 2S 2O 7=TiOSO 4+K 2SO 4 ;Al 2O 3+3 K 2S 2O 7=Al 2(SO 4)3+3K 2SO 4 ;(4)硫代硫酸(H 2S 2O 3)极不稳定，用亚硫酸盐与硫作用可生成硫代硫酸盐：Na 2SO 3+S=Na 2S 2O 3 ;在Na 2S 和Na 2CO 3混合液(物质的量比为：2:1)中通入SO 2:2Na 2S+Na 2CO 3+4SO 2=3Na 2S 2O 3+CO 2 ;(5)Na 2S 2O 3.5H 2O 俗称海波或大苏打，是一种无色透明状的晶体，易溶于水，其水溶液呈弱碱性；(6)硫代硫酸钠在中性或碱性溶液中很稳定，当与酸作用时：S2O 32-+2H +=S+SO 2+H 2O ;(7)硫代硫酸根离子具有与硫酸根离子相似的四面体构型; (8)硫代硫酸钠具有还原性，Na 2S 2O 3可被较强的氧化剂氧化为Na 2SO 4:S 2O 32-+4Cl 2+5H 2O=2SO 42-+8Cl -+10H + ; 纺织业上用Na 2S 2O 3作脱氯剂 ;2S 2O 32-+I 2=2I -+S 4O 62-(四硫酸根离子) , 结构式为：2O OO O O S S S S O ↑↑↓↓-⎡⎤-------⎢⎥⎢⎥⎣⎦; (9)S 2O 32-具有配位能力，可与Ag +、Cd 2+等形成稳定的配离子,如：AgBr+2S 2O 32-=[Ag(S 2O 3)2]3-+Br - ;(10)重要的过二硫酸盐有K 2S 2O 8和(NH 4)2S 2O 8,它们也是强氧化剂，过二硫酸盐可将I -和Fe 2+氧化为I 2和Fe ，甚至能将Cr 3+和Mn 2+等氧化成相应的高氧化值的Cr 2O 72-和MnO 4-; 过二硫酸(H 2S 2O 8)同浓硫酸一样，同样具有较强的吸水性，可使纤维和糖氧化；(11)在催化剂作用下：222284222Cu S O I SO I +---+−−−→+催化; g 222282442n +582n 1016A M S O H O M O SO H ++---++−−−→++催化;(12)过硫酸及其盐热稳定性差，受热易分解：2282432222K S O K SO SO O ∆−−→++ ;。
无机及分析化学(第九章p区元素)
B
Al
Ga
In
Tl
价电子层构型
2s12p1
3s13p1
4s14p1
5s15p1
6s16p1
金属半径/pm
88
143
122
163
170
沸点/0C
3864
2518
2203
2072
1457
熔点/0C
2076
660.3
29.76
三、碳族元素 1、概述 C Si Ge Sn Pb （1） 存在的形式 、丰度 （2） 物理、化学性质 1）价电子构型 ns2np2 2）共价半径及变化规律 3）电负性、电子亲合能及变化规律 4）电极电势 （3） 应用 2、碳、硅及其化合物 （1） C、Si单质 1）C的同素异形体 2）Si的晶型 3）成键的特点 4）应用
（2）碳、硅化合物 1）氢化物： 碳烷、硅烷 两类物质的比较、硅烷的制备、性质 2）氧化物 CO、 CO2 SiO SiO2 CO： ▲ 制备（实验室制备、工业生产） C + H2O → CO +H2 HCOOH → CO + H2O H2SO4 H2C2O4 → CO + CO2 + H2O H2SO4 ▲ 结构的特殊性 按照电负性，C的电负性较小，O的电负性较大，形成CO后应为 C+ O-，实际上则是： C- O+，作配位体时，C原子为配位原子（原因？） ▲ 化学性质：还原性、配位性
硅酸盐骨架结构（由SiO2的四面体结构（单元结构） 构成 的复杂结构：
156.6
303.5
电负性
2。04
1。61
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
例19：砷的化合物在农业上有广泛的用途。砒霜是最重要的砷化合物。从熔炼 提纯Cu和Pb的烟道灰中，可获得大量的砒霜，它是含As 75.74％的氧化物，它 形成分子晶体。 1、画出砒霜的分子结构图。 2、砷和硫直接相互反应形成As4S3、As4S4、As2S3和As2S5等硫化物。其中后两 个也能用H2S从As(III)和As(V)的盐酸溶液中沉淀出来。 （1）画出As4S4的分子结构图。 （2）写出用砒霜为原料制备As2S3的化学反应式。 3、试解释NH3、PH3、AsH3和SbH3中H—X—H之间的键角值分别是107.3°、 93.6°、91.8°和91.3°。 4、砒霜是剧毒物质，法庭医学分析上常用马氏试砷法来证明是否砒霜中毒： 把试样与锌和硫酸混和，若试样中含有砒霜，则会发生反应生成砷化氢；在无 氧条件下，将生成的砷化氢导入热的玻璃营中，在试管加热的部位砷化氢分解 形成亮黑色的“砷镜”。写出有关的化学方程式。 5、“砷镜”和“锑镜”的差异是马氏试砷法的一个判断依据，请指出这种差 异的化学原理。 6、假若用Zn在酸性介质中处理亚砷酸钾（K3AsO3）样品2.30 g，产生的AsH3 再用I2氧化至砷酸需要I2 8.50 g。试确定这种亚砷酸钾（K3AsO3）样品的纯度？
（1）砒霜中毒常用Fe(OH)2解毒，河水被As(III)污染后不适 宜用Fe(OH)2来处理为何？用熟石灰是常用方法，写出相关方 程式。 （2）法医检验砒霜中毒使用了Zn粉、盐酸，还使用NaClO， 为什么要使用它，写出方程式。
（3）设计测定As2O3和As2O5混合物含量的实验步骤，写出相 关方程式与As2O3百分含量计算式。
1、N2H4H2O 2、2NaOH + Cl2 === NaClO + NaCl + H2O NH2CONH2 + NaClO +2NaOH ==== N2H4H2O + NaCl + Na2CO3 3、 (1)尿素水解 NH2CONH2 + 2NaOH === 2NH3 + Na2CO3 (2)肼被氧化 NH2NH2 + 2NaClO === N2 + 2H2O + 2NaCl (或 N2H4H2O被氧化) 4、蒸馏 5、(NH2OH)HX+ SO3 == (NH2OSO3H)HX, (NH2OSO3H)HX+4NH3 === N2H4 + (NH4)2SO4 +NH4X
例18：某砷的化合物是容易升华的固体，其蒸气含有 A的二聚 体。为确定A的组成，先用稀硝酸处理0.2639克A，过滤掉生成 的黄色沉淀后，将所得到的的溶液调节 pH值到8，以淀粉为指 示剂，用2.50×10-2 mol/L的（KI3的浓度，KI过量，其浓度大 于该值的 4 倍）标准液滴定至终点，消耗 20.00 mL。将滴定后 的溶液酸化，溶液变成深蓝色，用 0.100 mol/L的Na2S2O3 标准 液滴定至刚好无色，消耗40.00 mL。 1、通过计算确定A的组成。 2、写出A与稀硝酸反应的方程式。 3、写出滴定反应涉及的化学方程式。 4、写出A用NaOH溶液溶解的化学方程式。 5 、某同学在滴定过程中酸化时加入的酸过多，对结果有何影 响？为什么？
1、Pb3O4＋4HAc＝2Pb(Ac)2＋PbO2＋2H2O PbO2＋3I－＋4HAc＝Pb(Ac)2＋I3－＋2H2O＋2Ac－ I3－＋2S2O32－＝3I－＋S4O62－ Pb(Ac)2＋H2Y2－＝PbY2－＋2HAc 2 、由于HNO3 易氧化 I－ ；H2SO4会生成PbSO4 沉淀分； HCl 能与 PbO2 反应； 而HAc既不会被 Pb(Ⅳ)所氧化，又不会氧化后来加入的 I－，同时还能避免 生成PbI2沉淀（PbI2溶于HAc），所以相比之下以选择HAc最为合适。 准确滴定Pb2＋离子，选择溶液最佳酸度也是一个重要因素。当溶液pH较小 时，EDTA酸效应增强，导致EDTA阴离子（Y4－）浓度太小，不利PbY2－ 的生成；若溶液pH较大，Pb2＋离子又会水解。[一般来说，pH大应有利于 PbY2－的生成，但当pH为7.2时，Pb2＋（起始浓度 0.01mol/L）开始水解， 再考虑到二甲酚橙指示剂仅限于 pH ＜ 6.3 的溶液使用，因此选择 HAc － NaAc为缓冲剂比较适宜。] 3、n(PbO2)＝1/2c(S2O32－)×V(S2O32－) n(PbO)＝c(EDTA)×V(EDTA)－n(PbO2) 4、实现了连续操作，能有效地节约实验时间；另外，由于避免了溶液的转 移和固体的过滤、洗涤操作，从而降低了实验误差，使测定结果重现性较 好，更符合滴定操作要求。
例16：使多磷酸钠通过氢型阳离子交换树脂，交换后的溶 液用0.100 mol/L氢氧化钠滴定，在消耗42.00 mL和50.00 mL时即对应pH值为4和9时各有一个终点，若多磷酸盐是 链状结构，回答下列问题： （1）为什么有两个终点？
（2）链上平均磷原子数是多少？
例17：砒霜的主要成分是As2O3，剧毒。
硼族元素 1、硼的两性与亲氧性、亲氟性 2、硼的化合物的缺电子性 3、硼的卤化物水解与硅的卤化物水解机制 4、硼酸的特殊性 5、硼酸盐的结构 OH 6、无机苯与白石墨 7、铝的冶炼 O B O
HO B O B O B O OH
2 OH
例12： NO与超氧离子（O2—）反应，该反应的产物本题用 A 为代 号。 A 被认为是人生病，如炎症、中风、心脏病和风湿病等引起 大量细胞和组织毁坏的原因。科学家用生物拟态法探究了 A 的基 本性质，如它与硝酸根的异构化反应等。他们发现，当16O标记的 A在18O标记的水中异构化得到的硝酸根有 11% 18O，可见该反应 历程复杂。回答如下问题： 1、写出A的化学式。写出NO跟超氧离子的反应。这你认为A离子 的可能结构是什么？试写出它的路易斯结构式（即用短横表示化 学键和用小黑点表示未成键电子的结构式）。 2、A离子和水中的 CO2迅速一对一地结合。试写出这种物种可能 的路易斯结构式。 3、含Cu+离子的酶的活化中心，亚硝酸根转化为一氧化氮。写出 Cu+和NO2－在水溶液中的反应。 4、在常温下把NO气体压缩到100个大气压，在一个体积固定的容 器里加热到 50℃，发现气体的压力迅速下降，压力降至略小于原 压力的2/3就不再改变，已知其中一种产物是 N2O，写出化学方程 式。并解释为什么最后的气体总压力略小于原压力的2/3。
1、As︰O＝2︰3；；As4O6 2、（1）画出As4S4的分子结构图。 （2）写出用砒霜为原料制备As2S3的化学反应式。 As2O3＋6NaOH＝2Na3AsO3＋3H2O； 2Na3AsO3＋6H2S＝As2S3＋3Na2S＋6H2O 3、因为电负性N＞P＞As＞Sb。电负性越大的原子把成键电子 拉向自己的能力越强，使得共用电子对与成键电子间排斥力增 大，使键角增大。所以NH3＞PH3＞AsH3＞SbH3。又因为N无d 轨道，孤对电子无法离域，对成键电子的排斥力就小得多，所 以NH3的键角大得多。 4、As2O3＋6Zn＋6H2SO4＝2AsH3＋6பைடு நூலகம்nSO4＋3H2O AsH3＝2As＋3H2 5、氧化能力：SbO43>ClO>AsO43 6、4I2～AsH3～K3AsO3 m＝2.01 g K3AsO3％＝2.01/2.30×100％＝87.4％
例14：无机原料A是一种重要的还原剂，式量为50.07,为无色透 明液体，具有弱碱性和弱还原性。我国生产 A的工厂全部用尿 素法合成，方法如下：氯气通入氢氧化钠溶液中（保持较低温 度），在碱过量的下，加入尿素及催化剂，得 A的粗品，最后 精制而成。 1、推测A的结构简式 2、写出尿素法合成A的主反应方程式 3、写出可能存在的副反应方程式（至少两个） 4、如何精制A的粗品？ 5、国外报道了一种新的合成 A的方法，产率可达到90-100%， 用B（式量为33.03）的盐酸盐用SO3 磺化得物质C，再将C与氨 反应得到A。写出所涉及的反应方程式。
例13：有甲乙两种相同元素组成的二元化合物，它们如果用氧 气充分氧化都不残留固体物质，先将它们以适当比例混合，测 得1 atm、127 oC时混合气体的密度为0.6825 g/dm3。混合物充 分燃烧后的产物通过浓硫酸或无水氢氧化钠，失重一样，留下 一种无色、无臭、无味的气体，在空气中不起变化，其体积相 当于同状态时原混合气体体积的68%。如果甲燃烧，燃烧产物 通过浓硫酸后，留下的气体体积与同状态时甲的体积相同，密 度只有甲的7/8。根据实验数据，导出甲乙的分子式及其组成。 NH3，64% N2H4，36%
例 20 ： Pb3O4 为红色粉末状固体。该物质为混合价态氧化物， 化学式可写成 2PbO· PbO2实验，其中 Pb(Ⅱ)占约2/3， Pb(Ⅳ)约 占1/3。下面是测定Pb3O4中PbO和PbO2组分的实验： 准确称取0.0400 g～0.0500 g干燥好的Pb3O4固体，置于250 mL 锥形瓶中。加入HAc－NaAc（1︰1）10 mL，再加入0.2 mol/L KI 溶液 1 ～ 2 mL 充分溶解，使溶液呈透明橙红色。加 0.5 mL 2%淀粉溶液，用0.0100 mol/L Na2S2O3标准溶液滴定使溶液由 蓝色刚好褪去为止，记下所用去的 Na2S2O3 标准溶液的体积为 V(S2O32－)。再加入二甲酚橙3～4滴，用0.0100 mol/L EDTA标 准液滴定溶液由紫红色变为亮黄色时,即为终点。记下所消耗的 EDTA溶液的体积为V(EDTA)。 1、写出上述实验原理中的化学方程式； 2、溶解Pb3O4固体为什么用HAc，而不用常见的硫酸、盐酸、 硝酸？使用缓冲溶液HAc－NaAc对后面的实验有什么意义？ 3、写出Pb3O4中PbO和PbO2组分的物质的量 4、评价该滴定实验有什么特点（优点）？
氮族元素 1、氮气、氮的氢化物、氮的氧化物 2、亚硝酸与硝酸 3、磷的同素异形体，白磷解毒 4、磷的卤化物与氧化物 5、正磷酸、焦磷酸、与偏磷酸的鉴别 6、亚磷酸与次磷酸的还原性与酸性 7、磷的卤化物(PNCl2)n 8、砷、锑、铋的硫化物 9、AsO33-的还原性与AsO43-的氧化性