物质结构基础

-1-第二章常见元素及其化合物课时目标【知识教学目标】1．熟悉：氮、氧、硫、卤素单质及其重要化合物的化学性质；过渡元素的通性及性质变化规律。2．了解：熟悉：氮、氧、硫、卤素单质及其重要化合物的物理性质和用途；过渡元素单质及其重要化合物的化学性质和用途。【能力培养目标】学会应用元素原子的价电子结构特征：熟悉常见元素及其重要化合物的理化性质。并应用它们的性质来解释它们在药用方面的典型性质以及在人体中的生物效应。重点氮、氧、硫、卤素、过渡元素及其重要化合物的化学性质。难点无教学方法讲授法、比较法课时数6使用教具多媒体课件及演示实验试剂及仪器参考资料1．《无机化学》北京师范、华中师范、南京师范等校合编，高等教育出版社。面向21世纪课程教材。2．《无机化学》黄南珍主编，人民卫生出版社。全国高等职业技术教育卫生部规划教材。3．《大学基础化学》北京大学《大学基础化学》编写组，高等教育出版社。普通高等教育“九五”国家教委重点教材。4．《无机化学》侯新初主编，中国医药科技出版社。普通高等专科教育药学类规划教材。5．《无机化学》巫碧辉主编，上海科学技术出版社，高等医药院校教材。教学体会本章主要是大量记忆知识，知识面广、信息量大、难度较低，在元素的结构和性质方面有通性和特性，相同或相似的内容比较多，可采用比较法，找出一些规律，方便学生的记忆，增加兴趣。多进行归纳总结，加强对知识的理解。-2-第二章常见元素及其化合第一节氮族元素一、概述周期表VA族包括氮、磷、砷、锑、铋五种元素称为氮族元素。绝大部分的氮以单质状态存在于空气中，磷则以化合状态存在于自然界中。氮族元素的基本性质列于表2-1中。随着原子序数的增加，本族元素的非金属性减弱和金属性增强的性质最为突出，氮、磷为非金属元素，铋为金属元素，砷和锑具有半金属性质。表2-1氮族元素的基本性质性质氮(N)磷(P)砷(As)锑(Sb)铋(Bi)原子序数715335183原子量14.0130.9774.92121.75208.98价电子层结构2S22P33S23P34S24P35S25P36S26P3共价半径(pm)70110121141152电负性3.042.192.182.052.02主要氧化数±1，±2，±3+4，+5-3，+3+5-3，+3+5-3，+3+5-3，+3+5本族元素价电子层构型为ns2nP3，价层P轨道处于较为稳定的半充满状态。与卤素和氧族元素比较，形成正氧化数的化合物的趋势较明显。正氧化数主要为+3和+5，从氮到铋氧化数为+3的物质的稳定性增加，而氧化数为+5的物质的稳定性降低。本节重点讨论氮和磷的化合物。二、氨和铵盐（一）氨氨NH3是氮的氢化物，常温下为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水。293K时1L水能溶解700L的氨，氨的水溶液称为氨水。氨的主要化学性质为：1．弱碱性NH3分子具有碱性，从氨的结构来看，氨有孤对电子，可以结合质子，显示碱性。即：NH3+H+NH4+氨溶于水时形成水合物NH3·H2O，其中少数NH3·H2O发生电离，使氨溶液显碱性：NH3·H2ONH4++OH—Kb=1.77×10-52．取代反应NH3分子中H原子可被其他原子或原子团取代，如NaNH2(氨-3-基化钠)，CaNH(亚氨基化钙)，当三个H原子都被取代，则生成氮化物，如Li3N。3．还原性NH3分子中的N原子处于最低氧化态(-3)。在一定条件下，氨具有还原性。例如，氨在纯氧中燃烧，火焰显黄色：4NH3+3O22N2+6H2O药用稀氨水的浓度为9.5～10.5%(g/ml)，为刺激性药。给昏厥病人吸入氨气，可反射性引起中枢兴奋。外用可治疗某些昆虫叮咬伤和化学试剂（如氢氟酸）造成的皮肤沾染伤。(二)铵盐氨与酸反应得到相应的胺盐。常见的铵盐通常为无色晶体，易溶于水。由于NH4+离子的半径与K+离子相近，许多铵盐和钾盐的晶体及溶解度也相近，因此铵盐的性质与碱金属盐类似，不同之处有以下几点：1．遇强碱分解放出氨气在加热的条件下，任何铵盐固体或铵盐溶液与强碱作用都将分解放出NH3，这是鉴定铵盐的特效反应：2．强酸类铵盐溶于水时溶液显弱酸性因铵离子水解溶液显弱酸性：NH4++OHNH3·H2O+H+3．固态铵盐受热时易发生分解反应铵盐的热稳定性差，受热时极易分解，分解产物通常与组成酸有关：↑↑2NH4NO32N2↑+O2↑+4H2O三、氮的含氧酸及其盐（一）亚硝酸及其盐亚硝酸HNO2是一元弱酸，286K时，Ka=4.6×10-4，酸性比醋酸略强。HNO2的化学性质主要表现为：弱酸性、不稳定性、氧化还原性。HNO2很不稳定，仅能存在于冷的稀溶液中，受热即发生分解反应：3HNO2HNO3+H2O+2NO↑HNO2分子中N原子的氧化数为+3，属于中间价态，即有氧化性又有还原性。在酸性介质中，HNO2及其盐主要显氧化性：2NO2-+2I-+4H+I2+2NO+2H2O当HNO2与强氧化剂作用时，NO2-为还原剂，被氧化为NO3-：5NO2-+2MnO4-+6H+5NO3-+2Mn2++3H2O亚硝酸盐要比亚硝酸稳定得多，均易溶于水，仅AgNO2微溶。亚硝酸盐固体对热稳定，尤其是碱金属和碱土金属的亚硝酸盐热稳定性很大。亚硝酸盐有毒，误食会引起严重的中毒反应。亚硝酸盐也是明确的致癌物质。-4-1%（g/ml）NaNO2注射液主要用于治疗氰化物中毒。（二）硝酸及其盐硝酸HNO3是三大无机强酸之一，是极其重要的化工原料和化学试剂。纯HNO3为无色液体，能与水按任何比例混合。市售浓硝酸，密度为1.42g·cm-3，质量分数为68%～70%，约16mol·dm-3。浓硝酸受热或见光会发生分解反应，溶液逐渐变黄。4HNO34NO2↑+O2↑+2H2OHNO3分子中的N原子具有最高价态，具有强氧化性，可以氧化金属和非金属，并且反应的产物与反应物和介质条件等因素有关。硝酸可以将除氯、氧以外的非金属氧化，得到相应的酸，本身被还原为NO：2HNO3+SH2SO4+2NO(g)5HNO3+3P+2H2O3H3PO4+5NO(g)同时硝酸还可与除了金、铂等一些稀有金属外的所有金属反应，生成相应的化合物。铝、铬、铁、钙等金属可溶于稀硝酸，但在冷的浓硝酸中由于钝化作用而不溶。一般来说，浓硝酸的氧化性强于稀硝酸，且还原产物也与硝酸的浓度有关：4HNO3(浓)+CuCu(NO3)2+2NO2+2H2O8HNO3(稀)+3Cu3Cu(NO3)2+2NO+4H2O6HNO3(较稀)+2Zn3Zn(NO3)2+N2O+3H2O10HNO3(极稀)+4Zn4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O当硝酸浓度较稀时，主要产物是NH3，随着硝酸浓度的增加，NH3量不断减少，而NO的相对含量逐渐增加，当硝酸密度1.25g·cm-3时，产物主要是NO，其次为NO2和少量的N2O，当硝酸密度增大到1.35g·cm-3时，产物主要是NO2。由3份浓盐酸和1份硝酸(体积比)所组成的混合溶液称为王水，具有比硝酸更强的氧化性，可溶解包括金、铂等在内的许多金属：Au+HNO3+4HClH[AuCl4]+NO(g)+2H2O思考题：1、说出氨水浓度与密度的递变关系，并解释之。2、为什么说腌制的菜要少吃，主要会产生哪种有害身体的物质？3、记住铵盐和硝酸的特性。第二节氧族元素一、概述周期表第VIA族元素称为氧族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋五种元素，希腊原文的意思是成矿元素，是因自然界中有用的矿物多为氧化物矿和硫化物矿-5-而得名的。其中硒和碲是稀有元素、钋是放射性元素，最重要的是氧和硫两种元素。氧族元素的价电子层构型为ns2np4，它们的原子都能结合两个电子形成氧化数为-2的阴离子，但和卤素原子相比，它们结合两个电子当然不象卤原子结合一个电子那么容易，因而本族元素的非金属活泼性弱于卤素。从氧到硫，电负性和电离能显著降低，因此硫、硒、碲的最高氧化数是+6。在这个族中随着原子半径的增大，即由氧向钋过渡，元素的非金属性逐渐减弱，而金属性逐渐增强，硒和碲属于半金属元素，而钋为金属元素。本族元素的一些基本性质见表2-2。表2-2氧族元素的基本性质性质氧(O)硫(S)硒(Se)碲(Te)钋(PO)原子序数816345284原子量16.0032.0678.96127.6(209)价电子层结构2s22P43s22P44s22P45s22P46s22P4主要氧化数-2，0-2，0，+2，+4，+6-2，0，+2，+4，+6-2，0，+2，+4，+6—共价半径(pm)66104117137167离子径(pm)140184198221—电负性3.442.582.552.102.00二、氧、臭氧和过氧化氢（一）氧氧是自然界最重要的元素，也是分布最广和含量最多的元素，存在形式包括单质氧(约占大气21%)，化合物(在岩石中，约占地壳总质量的46%)和水。自然界中的氧有三种稳定的同位素，16O、17O、18O。氧单质有两种同素异形体，即O2和O3(臭氧)。氧是无色、无臭的气体。在标准状况下，密度为1.429克/升。氧分子的熔点(54.21K)和沸点(90.02k)都较低，液态氧和固态氧都显淡蓝色。氧在水中的溶解度很小，通常1ml水仅能溶解0.0308mlO2。氧最主要的化学性质是氧化性。除稀有气体和少数金属外，氧几乎能与所有元素直接或间接地化合，生成类型不同，数量众多的化合物。但多数反应在室温下进行得很慢，常需要在高温条件下进行。（二）臭氧臭氧(O3)在地面附近的大气层中含量极少，仅占0.001ppm，因有特殊的气味而得名，其结构如图12-5所示：键角为116.80，“V”字型几何构型，是单质中唯一的极性分子。常温下，O3是浅蓝兰的气体，沸点160.6K、熔点21.6K，O3比O2易溶于水-6-(通常1ml水中能溶解0.49mlO3)。在高空中臭氧可达0.2ppm。臭氧的存在，可以吸收太阳辐射的大部分紫外线(波长250～350nm)，使地球避免了紫外线的照射，保护了地球上的生物。但随着大气污染物中还原性工业废气含量的增加，臭氧层正在不断遭到破坏，导致臭氧量减少。O3的氧化性大于O2。常温下，O3能与许多还原剂直接作用。例如：PbS+2O3PbSO4+O2↑2Ag+2O32O2↑+Ag2O2(过氧化银)2KI+O3+H2O2KOH+I2+O2用O3作氧化剂，漂白剂和消毒剂时，不仅作用强，速度快，而且不会造成二次污染。（三）过氧化氢过氧化氢(H2O2)的水溶液俗称双氧水，纯过氧化氢是淡蓝兰的粘稠液体，熔点272.5K、沸点423K。H2O2的分子结构如图12-6所示：分子中O—O键与O-H键间的夹角为970，两个H原子向空间伸展所形成的两个平面间夹角为940，是非线型结构的极性分子。图2-1O3的分子结构图2-2H2O2的分子结构H2O2的化学性质主要为：不稳定性、弱酸性和氧化还原性。1．不稳定性常温下即能分解放出O2：2H2O2O2↑+2H2O遇热、遇光、遇酸碱或遇某些具有催化作用的重金属离子(如Mn2+，Cu2+，Cr3+，Fe2+等)时，分解反应加速。因此，保存H2O2时应注意避光，低温和密闭。2．弱酸性H2O2是一种极弱的酸，在25℃时，它的K1=2.4×10-12。H++HO2-H2O2H2O2与碱作用生成过氧化物。例如：H2O2+Ba(OH)2BaO2+2H2O3．氧化还原性H2O2中氧处于中间氧化态，因此它即具有氧化性，又具有还原性，氧化还原能力与介质的酸碱性有关。在酸性介质中它是一种强氧化剂，在碱性介质中具有中等强度的还原性，因此H2O2主要用作氧化剂。用H2O2作氧化剂或还原剂的优点是不引入其他杂质，例如：Cl2+H2O22HCl+O2↑H2O2+2I-+2H+I2+2H2O-7-PbS+4H2O2PbSO4↓+4H2O含3%的H2O2水溶液称为双氧水，常作为消毒防腐药，用于清洗疮口。五官科用它含漱或洗涤有炎症的部位。H2O2还可用作漂白剂、消毒剂、防毒面具中的氧源、燃料电池中的燃料和火箭推进剂等。思考题：1、臭氧是否有极性，为什么？2、为什么双氧水很不稳定，易分解？3、双氧水具有哪些主