主族元素

4P + 3NaOH + 3H2O 感谢下载3NaH2PO2 + PH3
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§10.2 氢化物(P415 ~ 416)
氢化物的种类：
• 离子型(类盐型)
除Be、Mg以外的IA、IIA氢化物
• 共价型(分子型)
如：NaH、LiH、CaH2 ……
2NaOH + H2 + Cl2
※ 熔盐电解
电解
= MgCl2(熔融) Mg + Cl2
※ 氧化法(实验室制法)
MnO2 + 4HCl(浓)
=
MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2KMnO4 + 16HCl(浓) = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl(浓) = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O
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➢ 少数两性金属(Be、Al、Ge、Sn、Zn*)及B、Si与碱的反应
Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2 Ge + 2NaOH + H2O = Na2GeO3 + 2H2 Sn + 2NaOH + H2O = Na2SnO3 + 2H2 Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
MnO2 + 2NaI + 3H2SO4 = 2NaHSO4 + I2 + MnSO4 + 2H2O
※ 还原法(大量的I2的制取)
2NaIO3 + 5NaHSO3 = 3NaHSO4 + 2Na2SO4 + I2 + H2O
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10.1.2 单质与酸碱的反应
➢ C、P、S、I2、B 与 HNO3 的反应(P463、489)
P + 5HNO3(浓) = H3PO4 + 5NO2 + H2O
S + 6HNO3(浓) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
I2 + 10HNO3(浓) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
B + 3HNO3(热、浓) = H3BO3 + 3NO2
2B + 3H2SO4(热、浓) = 2感H谢3下B载O3 + 3SO2
3C + 4HNO3(稀) = 3CO2 + 4NO + 2H2O
3P + 5HNO3(稀) + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
S + 2HNO3(稀) = H2SO4 + 2NO
3I2 + 10HNO3(稀) = 6HIO3 + 10NO + 2H2O
C + 4HNO3(浓) = CO2 + 4NO2 + 2H2O
…… (1)
X2 + 6NaOH = 5NaX + NaXO3 + 3H2O …… (2)
反应(1)速率快，反应(2)的速率与卤素的种类有关
对Cl2：室温反应慢，70°C左右变快 对Br2：0°C反应慢，室温反应变快 对I2：0°C反应已经很快
• S、P与碱的歧化反应(P445)
3S + 6NaOH 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
卤化物(+P5Cl5、+S6F6)、氧化物(+C4O2、+S6O3)
+1
氢化物(NH3)
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➢ 卤素单质的制备 — 氧化法(P433 ~ 434) 可归结为卤素阴离子(X–)的氧化
E(F2/F–) > E(Cl2/Cl–) > E(Br2/Br–) > E(I2/I–)
2.87V
1.36V
1.065V
0.5345V
氧化性：F2 > Cl2 > Br2 > I2 还原性：F– < Cl– < Br– < I–
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• 氟的制备
※ 中温电解法：电解 3KHF2 + 2HF
阳Baidu Nhomakorabea：2F– = F2 + 2e 阴极：2HF2– + 2e = H2 + 4F– 总反应： 2HF2– = F2 + H2 + 2F–
※ 化学法：
150°
K2MnF6 + 2SbF5 C 2KSbF6 + MnF3 + F2
2KMnO4 + 2KF + 10HF + 3H2O2
2K2MnF6 + 8H2O + 3O2
SbCl5 + 5HF
SbF5 + 5HCl
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• 氯的制备
※ 水溶液电解(工业制法)
电解
= 2NaCl + 2H2O
※ 实验室制法
MnO2 + 2NaBr + 2H2SO4感=谢下B载r2 + Na2SO4 + MnSO4 + 2H82O
• 碘的制备 ※ 氧化法
Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2 注：避免使用过量的氯
I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2IO3– + 10Cl– + 12H+ I2 + Cl2 + 2Cl– = 2ICl2–
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• 溴的制备 ※ 从海水中制取(工业制法)
383K
Cl2 + 2Br– pH=3.5 Br2 + 2Cl–
(氧化)
3Br2 + 3Na2CO3 = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 (歧化)
5HBr + HBrO3 = 3Br2 + 3H2O (酸化)
EB
0.52
1.08
EA BrO3– 1.52 Br2 1.065 Br–
第十章 主 族 元 素
§10.1 单质的化学性质
§10.2 氢化物 §10.3 卤化物 §10.4 含氧酸的种类及性质
§10.5 简单含氧酸的结构
§10.6 含氧酸酸性的强弱
§10.7 非金属含氧酸及其盐的性质
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2
§10.1 单质的化学性质
10.1.1 单质的氧化还原性 ➢ s 区金属单质均为活泼金属 ( H 除外) 具有很强的还原性，易形成阳离子盐
Na + H2O NaOH + H2 (K、Rb、Cs更剧烈)
Na + Cl2 NaCl
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➢ p 区大多数非金属单质既有氧化性，又有还原性 • 与金属作用表现出氧化性，易形成负氧化值化合物
卤化物(NaC–1l)、氧化物(Na2–O2)、硫化物(Na2–S2)
–3
氮化物(Mg3N2)
• 与活泼非金属作用表现出还原性，易形成正氧化值化合物
2B + 2NaOH + 2H2O = 2NaBO2 + 3H2 Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2
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➢ Cl2、Br2、I2、S、P与碱的歧化反应 • Cl2、Br2、I2 与碱发生二类歧化反应(P432)
X2 + 2NaOH = NaX + NaXO + H2O