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1、第八章第八章 非金属元素及其化合物非金属元素及其化合物 第三节第三节 氮和磷的化合物氮和磷的化合物 第二节第二节 氧族元素氧族元素 第一节第一节 卤族元素卤族元素 氯氯Cl溴溴Br碘碘I砹砹At氟氟F第一节第一节卤族元素卤族元素放射性放射性+e-Br-I-Cl-F-+e-+e-+e-IFClBr卤素的原子结构卤素的原子结构 非金属性非金属性逐渐减弱逐渐减弱相同点：相同点：最外层最外层7个电子个电子易得一个电子，易得一个电子，不同点：不同点：核电荷数递增核电荷数递增电子层数递增电子层数递增原子半径依次增大原子半径依次增大得电子能力逐渐得电子能力逐渐减弱，减弱，原子结构原子结构性质性质决定决定具有
2、氧化性具有氧化性一、卤素单质（一）单质的制备(1)工业制法电解KHF2制取F2;电解饱和食盐水制取Cl2地康法：4HCl+O2=2H2O+2Cl2 Cl2氧化法制取Br22Br+Cl2=Br2+2Cl3Br2+3CO32=5Br+BrO3+3CO25Br+BrO3+6H+=3Br2+3H2O Cl2氧化法制取I2(或者还原KIO3)（2）实验室制法反应原理:MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O药品以及替代品：浓盐酸2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2OKClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2OMnO2+3H2SO4+2NaCl=2NaHSO4+M
3、nSO4+Cl2+2H2OCa(ClO)2+4HCl=CaCl2+Cl2+2H2OK2Cr2O7+14HCl=2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O（二）卤族单质性质【讨论】卤族元素单质的水溶液和苯溶液的颜色？溴应该如何保存？溶剂溶剂 溶质溶质溴碘水溶液橙黄色棕黄色有机溶液橙红色紫红色名称名称名称名称 反反反反 应应应应 条条条条 件件件件 方方方方 程程程程 式式式式 生成氢化物的生成氢化物的生成氢化物的生成氢化物的稳定性稳定性稳定性稳定性 F F2 2 冷暗处爆炸冷暗处爆炸冷暗处爆炸冷暗处爆炸 H H2 2+F+F2 2 2HF 2HF HFHF很稳定很稳定很稳定很稳定 ClCl2 2
4、 光照或点燃光照或点燃光照或点燃光照或点燃H H2 2+Cl+Cl2 2 2HCl 2HCl HClHCl稳定稳定稳定稳定 BrBr2 2 500500H H2 2+Br+Br2 2 2HBr 2HBr HBrHBr较不稳定较不稳定较不稳定较不稳定 I I2 2 高温持续加热高温持续加热高温持续加热高温持续加热 H H2 2+I+I2 2 2HI 2HI HIHI很不稳定很不稳定很不稳定很不稳定 1、卤素单质与氢气的反应、卤素单质与氢气的反应:卤素单质的化学性质卤素单质的化学性质500光照光照或点燃或点燃H2+X2=2HX(1)反应剧烈程度逐渐减弱反应剧烈程度逐渐减弱(2)稳定性逐渐减弱稳定性
5、逐渐减弱 HFHClHBrHI(3)水溶液酸性逐渐增强水溶液酸性逐渐增强 HF HCl HBr HI(中强酸中强酸)(强酸强酸)2 2、卤素单质间的置换反应、卤素单质间的置换反应 Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2Cl2 +2 KI =2KCl +I2Br2+2KI=2KBr+I2结论：结论：氧化性：氧化性：F F2 2 ClCl2 2BrBr2 2I I2 2 2F2 2H2O 4HF O2（爆炸）爆炸）（能反应）（能反应）（很弱）（很弱）（极弱）（极弱）与与水水反反应应的的剧剧烈烈程程度度逐逐渐渐减减弱弱3.卤素与水反应卤素与水反应F F2 2的特的特的特的特殊性殊性殊性殊性Cl2+H
6、2O HCl+HClOBr2+H2O HBr+HBrO I2 +H2O HI +HIOX2 H2O HX HXOCl2 2的反应ClClClCl2 2 2 2FeClFeClFeClFeCl3 3 3 3CuClCuClCuClCuCl2 2 2 2NaClNaClNaClNaCl与几乎所有与几乎所有与几乎所有与几乎所有金属反应金属反应金属反应金属反应HClHClHClHClPClPClPClPCl3 3 3 3 PClPClPClPCl5 5 5 5与多种非与多种非与多种非与多种非金属反应金属反应金属反应金属反应HClHClHClHCl HClOHClOHClOHClOCaClCaClCaC
7、lCaCl2 2 2 2 Ca(ClO)Ca(ClO)Ca(ClO)Ca(ClO)2 2 2 2S S S SBrBrBrBr2 2 2 2I I I I2 2 2 2H H H H2 2 2 2SOSOSOSO4 4 4 4NaNaNaNa2 2 2 2SOSOSOSO4 4 4 4N N N N2 2 2 2FeClFeClFeClFeCl3 3 3 3与还原性与还原性与还原性与还原性物质反应物质反应物质反应物质反应CHCHCHCH2 2 2 2ClCHClCHClCHClCH2 2 2 2ClClClCl C C C C6 6 6 6H H H H6 6 6 6ClClClCl6 6 6
8、 6CHCHCHCH3 3 3 3Cl Cl Cl Cl HClHClHClHCl加成反应加成反应加成反应加成反应取代反应取代反应取代反应取代反应NaClNaClNaClNaCl NaClO NaClO NaClO NaClO3 3 3 3一、卤族单质【小结】F2、Cl2、Br2、I2氧化性依次减弱。F、Cl、Br、I离子的还原性依次增强。F、Cl、Br、I元素的非金属性依次减弱。【讨论】如何从原子结构的角度解释卤族元素在化学性质方面的递变规律。卤族元素按F、Cl、Br、I的次序原子半径依次增大，得电子的能力减弱，导致其单质的氧化性逐渐减弱。一、卤族单质卤素单质化学性的特殊性（1）F2和水剧烈
9、反应，水是还原剂；F2不能将溶液中的Cl、Br、I氧化；F2通入NaOH溶液中先与水反应；卤素单质中只有F2可与稀有气体反应。（2）氯水使石蕊试剂先变红后褪色。干燥的氯气和液氯无漂白性。（3）碘单质遇淀粉变蓝。碘单质与铁反应生成FeI2 二、氢化物及氢卤酸分子结构物理性质:l l无色、刺激性气味、溶于水、氢键化学性质l l酸的通性：HClHCl=H H+Cl+Cl-l l与碱反应、与碱性氧化物反应、与指示剂反应、与活泼金属反应、与盐反应。l l特性：4HF+SiO2=SiF4+2H2O制法(1)工业制法CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF(铅皿)H2+Cl2=2HCl 二、氢化物及氢卤酸l
10、 l原理：高沸点酸制取低沸点酸（或加热挥发）高沸点酸制取低沸点酸（或加热挥发）l l药品：固体可溶性卤盐固体固体可溶性卤盐固体+浓硫酸（浓磷酸）浓硫酸（浓磷酸）NaCl(s)+H2SO4(浓)=NaHSO4+HCl(微热)NaCl(s)+NaHSO4=Na2SO4+HCl(强热)NaCl(s)+H2SO4(浓)=Na2SO4+2HCl(强热)NaBr(s)+H2SO4(浓)=NaHSO4+HBr(微热)NaBr(s)+H3PO4(浓)=NaH2PO4+HBr()NaI(s)+H3PO4(浓)=NaH2PO4+HI()(2)实验室制法氯化氢的反应HClHClHClHClFeClFeClFeClF
11、eCl2 2 2 2CuClCuClCuClCuCl2 2 2 2NaClNaClNaClNaCl O O O O2 2 2 2COCOCOCO2 2 2 2AgClAgClAgClAgClNaClNaClNaClNaClCHCHCHCH3 3 3 3CHCHCHCH2 2 2 2ClClClClCHCHCHCH3 3 3 3CHCHCHCH2 2 2 2ClClClClClClClCl2 2 2 2CHCHCHCH2 2 2 2=CHCHCHCH2 2 2 2CHCHCHCH3 3 3 3CHCHCHCH2 2 2 2OHOHOHOH【小结】卤化氢的水溶液中只有氢氟酸是弱酸。酸性:HFHCl
12、HBrHClHBrHI沸点：HFHIHBrHCl还原性：HIHBrHClHF特性：HF能与SiO2反应，储存需用塑料容器二、氢化物及氢卤酸三、卤化物卤盐：CaF CaF2 2难溶于水、难溶于水、CaClCaCl2 2(Br(Br、I)I)溶于水；溶于水；AgFAgF溶于水，溶于水，AgClAgCl(白白)、AgBrAgBr(淡黄淡黄)、AgIAgI(黄黄)不溶于水，见光均分解；不溶于水，见光均分解；1、氯化钠2、氯化钾3、氯化铵4、溴化钠、溴化钾和溴化铵5、碘化钠6、碘化钾四、含氧酸及其盐 HClO具有不稳定性和强氧化性，可用于杀菌和漂白：2HClO=2HCl+O 2HClO=2HCl+O2
13、2，含氧酸酸性强弱顺序：HClOHClO4 4HClOHClO3 3HClOHClO2 2 HClOHClO 含氧酸氧化性顺序：HClOHClOHClOHClO2 2HClOHClO3 3HClOHClO4 4漂白粉如何制备？漂白粉的漂白原理？Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClOCa(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3+2HClO五、类卤化合物氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点极易挥发。熔点3.43.4，沸点，沸点25.625.6。氢氰酸与水互。氢氰酸与水互溶，稀溶液有苦杏仁味，剧毒，很微量就能致死。溶，
14、稀溶液有苦杏仁味，剧毒，很微量就能致死。因此保管和使用必须严格按规章办事。过氧化氢是因此保管和使用必须严格按规章办事。过氧化氢是氰化物中毒的解毒剂。氰化物中毒的解毒剂。有些原子团，在游离态时具有类似卤素单质的性质，在成为阴离子时，也具有类似卤离子的性质，这些原子团称为类卤素或拟卤素。(一)氢氰酸和氰化物氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明氢氰酸是一种很弱的酸。它是一种无色透明的液体，极易挥发。熔点的液体，极易挥发。熔点3.43.4，沸点，沸点25.625.6。氢氰酸与水互溶，稀溶液有苦杏仁。氢氰酸与水互溶，稀溶液有苦杏仁味，剧毒，很微量就能致死。因此保管和使味，剧毒，很微量就能致死。因此保管
15、和使用必须严格按规章办事。过氧化氢是氰化物用必须严格按规章办事。过氧化氢是氰化物中毒的解毒剂。中毒的解毒剂。氰化物的检验：取试液氰化物的检验：取试液1mL1mL，加入，加入NaOHNaOH溶液碱溶液碱化，再加入溶液数滴，将混和液煮沸，然后用化，再加入溶液数滴，将混和液煮沸，然后用HClHCl酸化，再滴加溶液酸化，再滴加溶液1 1滴，溶液立即出现蓝滴，溶液立即出现蓝色，表示有存在。色，表示有存在。硫氰化物又称硫氰酸盐。其中硫氰化钾（KSCN）和硫氰化铵（）是常用的化学试剂。硫氰化物的一个特殊而灵敏的化学反应是与生成血红色化合物。其化学方程式如下：利用这个性质，常用KSCN或检验，或用检验硫氰化物
16、。（二）硫氰化物第二节 氧族元素 一、氧族简介一、氧族简介 周期表第VIA族称为氧族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋五种元素。价电子层结构ns2np4，氧化态-2、+2、+4、+6，氧仅显-2价(除H2O2及OF2外)。氧族元素原子最外层6个电子，因而它们是非金属(钋除外)，但不及卤素活泼。随着原子序数增大，非金属性减弱，氧硫是非金属、硒、碲是半金属，钋是典型金属。氧的电负性最高，仅次于氟，所以性质非常活泼，与卤族元素较为相似。二、氧的单质及其化合物（一）氧（一）氧 氧是无色、无臭的气体。在标准下，密度为1.429kgL1；熔点（54.21K）和沸点（90.02K）都较低，液态和固态氧都显淡蓝色；
17、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化性。除稀有气体和少数金属外，氧几乎能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。（二）臭氧 常温下，臭氧（O3）是浅蓝色的气体，沸点160.6K、熔点21.6K，O3比O2易溶于水（通常1ml水中能溶解0.49ml O3）。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+2O3=PbSO4+O22Ag+2O3=O2+Ag2O2（过氧化银）2KI+O3+H2O=2KOH+I2+O2 （三）过氧化氢1、制备：电电解解6060H H2 2SOSO4 4溶溶液液，减减压压蒸蒸
18、馏馏得得H H2 2S S2 2OO8 8，水水解可得解可得H H2 2OO2 2。H2S2O8+2H2O=2H2SO4+H2O22、性质（1 1）、不稳定性）、不稳定性 2 2H H2 2OO2 22H2H2 2O+OO+O2 2（2 2）、弱酸性）、弱酸性 H H2 2OO2 2 H H+HO+HO2 2 H H2 2OO2 2+Ba(OH)+Ba(OH)2 2=BaO=BaO2 2+2H+2H2 2OO（3）、氧化还原性 由于H2O2氧化数处于中间，因此它既显氧化性又显还原性，氧化还原能力与介质的酸碱性有关。以氧化性为主。例如：Cl2+H2O22HCl+O2H2O2+2I+2H+I2+2
19、H2O Pb+4 H2O2 PbSO4+4H2O三、硫及其化合物（一）硫（一）硫 1、与与金金属属、氢氢、碳碳等等还还原原性性较较强强的的物物质质作用时，呈现氧化性。作用时，呈现氧化性。H2+S H2SC+2S CS2Hg+S HgS 2、与具有氧化性的酸反应，呈现还原性。S+2HNO3 H2SO4+2NOS+2 H2SO4（浓）3SO2+2H2O 3、在碱性条件下，硫容易发生歧化反应。3S+6NaOH2Na2S+Na2SO3+3H2O（二）硫化氢 1、弱酸性 H H2 2S S为二元弱酸，在溶液中有如下电离平衡：为二元弱酸，在溶液中有如下电离平衡：H H2 2S HS H+HS+HS K K
20、1 1=9.110=9.11088 HS HS H H+S+S22 K K2 2=1.110=1.1101212 2、还原性 在在酸酸性性溶溶液液中中，氢氢硫硫酸酸是是中中强强还还原原剂剂，可可被被空空气气中中的氧气氧化析出单质硫。的氧气氧化析出单质硫。2 2H H2 2S+OS+O2 2=2S+2H=2S+2H2 2O O 3、沉淀剂 由由于于大大多多数数金金属属硫硫化化物物不不溶溶于于水水，在在定定性性分分析析中中，以以H H2 2S S作为分离溶液中阳离子的沉淀剂。作为分离溶液中阳离子的沉淀剂。检验：以检验：以Pb(Ac)Pb(Ac)2 2试纸检验，试纸检验，H H2 2S S使试纸变黑
21、：使试纸变黑：H H2 2S+PdS+Pd（AcAc）2 2=PdS+2HAc=PdS+2HAc（三）二氧化硫（亚硫酐）1二氧化硫与水反应 二氧化硫是无色、有刺激性气味的气体，比空气重。二氧化硫有毒，是大气的主要污染物，它能剧烈地刺激眼睛的角膜和呼吸器官的粘膜，造成呼吸困难，严重时可导致死亡。（三）二氧化硫（亚硫酐）2二氧化硫与氧反应 3二氧化硫的漂白作用 二氧化硫能与某些有色物质结合生成无色的物二氧化硫能与某些有色物质结合生成无色的物质，所以二氧化硫具有漂白作用。但是，这种质，所以二氧化硫具有漂白作用。但是，这种无色物质不稳定，易分解而恢复原来的颜色。无色物质不稳定，易分解而恢复原来的颜色。
22、1、硫酸 纯硫酸（H2SO4）是无色油状液体，凝聚点为283.43K，沸点为603.2K。硫酸为二元强酸，是最常用的三大无机强酸之一。硫酸及其盐的主要化学性质为：（1）、吸水性和脱水性 （2）、强酸性和强氧化性 （3）、浓硫酸的溶解性（四）、硫酸及医学上常见的硫酸盐 2、硫酸盐 医学上常见硫酸盐的物理性质及用途医学上常见硫酸盐的物理性质及用途分子式俗称性状主要用途芒硝芒硝无色晶体无色晶体 泻泻药药及及钡盐铅盐钡盐铅盐解毒解毒剂剂（生）（生）石膏石膏白色晶体白色晶体 制造塑像模型医用制造塑像模型医用绷带绷带泻泻盐盐无色晶体无色晶体 内服用作泻内服用作泻药药，注射用，注射用作解作解痉药痉药重晶石重
23、晶石白色晶体白色晶体 胃胃肠肠透透视视用的内服造影用的内服造影剂剂，俗称，俗称“钡钡餐餐”胆胆矾矾蓝蓝色晶体色晶体 催吐催吐剂剂，可治，可治疗疗磷中毒磷中毒绿矾绿矾淡淡绿绿色晶色晶体体补补血血剂剂，治，治疗疗缺缺铁铁性性贫贫血血 3、离子的鉴定（1 1）、）、）、）、S S2-2-利用醋酸铅试纸鉴定，此法用于利用醋酸铅试纸鉴定，此法用于S S22浓度较大时。浓度较大时。S2+Pb2+=PbS（2 2）、SOSO3 32-2-亚硫酸盐遇强酸应会放出亚硫酸盐遇强酸应会放出SOSO2 2气体，气体，SOSO2 2具有还具有还原性，能使硝酸亚汞方式纸变黑（原性，能使硝酸亚汞方式纸变黑（HgHg2 22
24、+2+还原为金还原为金属汞）。属汞）。SO32+2H+=SO2+H2O SO2+Hg22+2H2O=2Hg+SO42+4H+（3 3）、）、S S2 2OO3 322a a、利用、利用S S2 2OO3 322在酸性介质中的不稳定性来检测。在酸性介质中的不稳定性来检测。S2O32+2H+=S+SO2+H2Ob b、用、用AgNOAgNO3 3检验：过量的检验：过量的AgAg+和和S S2 2OO3 322作用，先生作用，先生成白色成白色AgAg2 2S S2 2OO3 3沉淀，此沉淀不稳定，很快分解为沉淀，此沉淀不稳定，很快分解为AgAg2 2S S，沉淀的颜色由白变黄、变棕、最后变成黑沉淀的
25、颜色由白变黄、变棕、最后变成黑色。色。（4）、SO42 在在确确证证无无F F、SiFSiF6 622存存在在时时，用用钡钡离离子子检检验验，生生成不溶于盐酸的白色沉淀。成不溶于盐酸的白色沉淀。SO42+Ba2+=BaSO4（五）硫代硫酸钠 硫代硫酸（H2S2O3）非常不稳定，只能存 在 于 175K以 下。常 用 的 是 其 盐Na2S2O35 H2O，俗称为海波或大苏打。1、遇强酸分解 S2O32+2H+=S+SO2+H2O 2、还原性 Na2S2O3是中等强度的还原剂。S2O32-+4Cl2+5H2O=2SO42-+8 Cl-+10H+S2O32-+I2=S4O62-+2I-3、配位性、
26、配位性 S2O32具有很强的配位能力，能与许多金属形成稳定的配合物。S2O32+AgBr=Ag(S2O3)23+Br 第三节 氮和磷的化合物 周期表VA族包括氮、磷、砷、锑、铋五种元素，称为氮族元素。通性有：1、价电子层结构为ns2np3，主要氧化态为-3、+3、+5。2、氮族元素得电子趋势较小，显负价较为困难。因此氮族元素的氢化物除NH3外都不稳定，而氧化物均较稳定。3、由于从As到Bi，随着原子量的增加，ns2惰性电子对的稳定性增加。一、氨和铵盐（一）氨（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，氨的水溶液称为氨水。1、弱碱性、弱碱性 NH3分子具有碱性
27、，从氨的结构来看，氨有孤对电子，可以结合质子，显示碱性。3、还原性、还原性 4、配位性、配位性 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 由于NH3的N原子上有孤对电子 Ag+2NH3Ag(NH3)2+2、取代反应、取代反应 NH3分子中的H原子可以被其他的原子或原子团取代，如NaNH2（氨基化钠），CaNH（亚氨基化钙），当三个H原子都被取代，则生成氮化物，如Li3N。（二）铵盐 1、遇强碱分解放出氨气、遇强碱分解放出氨气 NH4+OH NH3+H2O 2、强酸类铵盐水溶液显弱酸性强酸类铵盐水溶液显弱酸性NH4+H2O NH3H2O+H+3、固态铵盐受热时易发生
28、分解反应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有关。NH4Cl NH3+HCl(NH4)2SO4 NH3+NH4HSO4 二、亚硝酸及医学上常见的亚硝酸盐（一）氮氧化合物氮氧化物包括多种化合物，如氧化亚氮、一氧化氮二氧化氮、三氧化二氮、四氧化二氮和五氧化二氮等,它们都是主要的大气污染物.NO分子中有孤对电子，可以作为配体。有文献报道，某些含有NO基团的血管舒张药如亚硝酸异戊酯、三硝酸甘油酯，亚硝酰铁氰化钠等，经服用后在人体内释放出NO，而则被称为人血管内皮舒张因子。(二)、亚硝酸及亚硝酸盐 1、亚硝酸(1)、弱酸性、弱酸性 亚硝酸（HNO2）是一元弱
29、酸。(2)、不稳定性、不稳定性 3HNO2=HNO3+H2O+2NO（3）、氧化还原性）、氧化还原性 HNO2分子中的N的氧化数为+3，属于中间氧化态，既有氧化性又有还原性。在酸性介质中，HNO2及其盐主要显还原性。如：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。如：l l5 5NONO2 2 +2MnO+2MnO4 4 +6H+6H+=2Mn=2Mn2+2+5NO+5NO3 3 +3H+3H2 2O O 2、亚硝酸盐 亚硝酸盐有毒性。若误服亚硝酸钠后，亚硝酸钠会进入血液，能把亚铁血红蛋白氧化为高铁血红蛋白，使血液失去携氧功能，从而
30、造成组织缺氧，严重时人会因缺氧而全身青紫，甚至窒息死亡。由于亚硝酸钠外观类似食盐，因此，要严防把它误当食盐使用而引起中毒。（三）硝酸及硝酸盐 1、硝酸、硝酸（1 1）、不稳定性）、不稳定性）、不稳定性）、不稳定性 4 4HNOHNO3 3=O=O2 2+H+H2 2O+4NOO+4NO2 2（2 2）、强氧化性）、强氧化性）、强氧化性）、强氧化性 HNO HNO3 3分子中的分子中的N N的具有最高氧化态的具有最高氧化态+5+5，具有强，具有强氧化性，可以氧化金属和非金属。氧化性，可以氧化金属和非金属。A A、氧化非金属、氧化非金属、氧化非金属、氧化非金属 2 2HNOHNO3 3+S=H+S
31、=H2 2SOSO4 4+2NO+2NO 5HNO 5HNO3 3+3P+2H+3P+2H2 2O=3HO=3H3 3POPO4 4+5NO+5NOB B、氧化金属、氧化金属、氧化金属、氧化金属 许多非金属都易被其氧化为相应的酸，而许多非金属都易被其氧化为相应的酸，而HNOHNO3 3的还原产物一般为的还原产物一般为NONO。2、硝酸盐大多数硝酸盐大多数硝酸盐)为无色晶体，几乎全部易溶于水，其水为无色晶体，几乎全部易溶于水，其水溶液都无氧化性。常温下硝酸盐比较稳定，但加热时溶液都无氧化性。常温下硝酸盐比较稳定，但加热时易分解，放出氧气，所以高温时固体硝酸盐是强氧化易分解，放出氧气，所以高温时固
32、体硝酸盐是强氧化剂。剂。蔬菜中的残留的硝酸盐能被逐渐还原成亚硝酸盐。常蔬菜中的残留的硝酸盐能被逐渐还原成亚硝酸盐。常温下贮藏蔬菜，硝酸盐还原菌活跃，会很快将硝酸盐温下贮藏蔬菜，硝酸盐还原菌活跃，会很快将硝酸盐还原成亚硝酸盐。叶菜类煮沸后，其中大部分硝酸盐还原成亚硝酸盐。叶菜类煮沸后，其中大部分硝酸盐溶解到汤中，若放置时间长了，硝酸盐还原菌将其还溶解到汤中，若放置时间长了，硝酸盐还原菌将其还原成亚硝酸盐。因此，不要食用腐烂的蔬菜和隔夜菜原成亚硝酸盐。因此，不要食用腐烂的蔬菜和隔夜菜汤。汤。2、硝酸盐硝酸银是重要的硝酸盐，为白色晶体，易溶于水，见硝酸银是重要的硝酸盐，为白色晶体，易溶于水，见光易分
33、解，应保存在棕色瓶中。硝酸银对有机组织有光易分解，应保存在棕色瓶中。硝酸银对有机组织有破坏和腐蚀作用，蛋白质遇硝酸银即生成沉淀。在临破坏和腐蚀作用，蛋白质遇硝酸银即生成沉淀。在临床上硝酸银用作收敛剂、腐蚀剂和消毒剂。床上硝酸银用作收敛剂、腐蚀剂和消毒剂。四、磷的含氧酸及其盐（一）磷酸及其盐（一）磷酸及其盐 常温下纯磷酸为无色晶体，熔点315.3K，能与水按任何比例混合。H3PO4可形成三种类型的盐，即磷酸盐（如Na3PO4），磷酸一氢盐（如Na2HPO4）和磷酸二氢盐（如NaH2PO4）。（二）次磷酸及其盐 纯净的次磷酸（H3PO2）是无色晶体，熔点299.5K，易潮解。H3PO2是一元弱酸，Ka102，它的分子中有两个与磷原子直接相连的氢原子。次磷酸及其盐都是强还原剂，可将Ag+、Hg2+、Cu2+等还原。如：Ag+H3PO2+2H2O=4Ag+H3PO4+4H+（三）多磷酸、偏磷酸及其盐 磷在充足的空气中燃烧生成P4O10，这是由P4四面体结构所决定。磷酐与水作用先形成偏磷酸，然后是焦磷酸，最后得到正磷酸。都是以磷氧四面体为结构基础。