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概述
共性： (1) 热稳定性 含氧酸稳定性差，大多只能存在于水溶 液中，至今未制得游离纯酸。 (2) 氧化性 对同一元素不同氧化态而言，低氧化态的 氧化能力强（需要断的Cl-O键少）。 ① 在酸性介质中的氧化性一般都远大于的碱性介质中 的氧化性，说明含氧酸的氧化性强于盐。 ② 许多中间氧化数的物质如XO-、X2， 存在歧化反应 的可能性。 （3）酸性 HClO是很弱的酸，HClO3是强酸，接近于 盐酸和硝酸，HClO4是已知含氧酸中最强的酸。
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浓硫酸配成稀硫酸时,应将浓硫酸慢慢倒入水中，并不断搅
拌。 冷浓硫酸不与铁、铝等金属作用，这是因为在冷的浓硫酸 中，铁、铝表面生成一层致密的保护膜保护了金属，使之 不与硫酸继续反应，这种现象称为钝化，所以可用铁、铝 制的器皿盛放浓硫酸。 稀硫酸基本无氧化性、吸水性和脱水性。 大多数硫酸盐为无色结晶，易溶于水，但PbSO4，BaSO4， SrSO4和CaSO4微溶于水，其中BaSO4溶 解度最小。
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氧化还原性
θ /V A
O2
0.682V n 1
H 2 O2
1.229V n=2
1.77V n 1
H2 O
氧化性强，还原性弱，是一种“清洁的”氧化剂和还原剂 。 过氧化氢的使用依赖于其氧化性，不同浓度的过氧化氢 具有不同的用途：一般药用双氧水的浓度为 3% ，美容用品 中双氧水的浓度为 3 （ 6） % ，试剂级双氧水的浓度为 30% ，浓度在 90% 以上的双氧水可用于火箭燃料的氧化剂，若 90%以上浓度的双氧水遇热或受到震动就会发生爆炸。 过氧化氢：漂白剂、消毒剂、氧化剂
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7.3.5 浓硫酸
● H2SO4的结构
S与O形成σ键的同 时，中心硫原子的d 轨道与氧原子的p轨 道互相重叠，形成 附加的（p-d）π键 。
S：sp3 杂化.
● 浓 H2SO4 的性质
强吸水性 作干燥剂，
可从纤维、糖中提取水
强氧化性
C12H22O11 12C 11H2O
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不稳定性（由于分子中的特殊过氧键引起） 分解与外界条件有关：
● 温度： 2 H2O2(l)
> 426 K
2 H2O(l) + O2(g), r Hm= -195.9kJ· mol-1
● 杂质：重金属离子Fe2+、Cu2+以及有机物的混入；
● 光照：波长为 320~380 nm 的光； ● 介质：在碱性介质中的分解速率远比在酸性介质中快。 为了阻止分解，常采取的防范措施：市售约为 30% 水 溶液，用棕色瓶装，放臵在避光及阴凉处，有时加入少量 Na2SnO3(亚锡酸钠)或 Na4P2O7 (焦磷酸钠)作稳定剂 。
超氧化物：O2极易吸收二氧化碳，与水和稀酸反应放出氧气 4 KO2 + 2 CO2 → 2 K2CO3 + 3 O2(g) 2NaO2+2H2O → H2O2+2NaOH+O2 • 氢氧化物
M2O, MO MOH,M(OH)2
（除Be(OH)2为两性外） 氢氧化物的强碱性是碱金属和碱土金属性质的重要特点
经 验 规 则
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在R-OH中，若R的φ值大，其极化作用强，氧原子电子云 偏向R，使O-H键极性增强，则呈现酸式解离；若R的φ值小， R-O键极性强，则成碱式解离。
碱性 LiOH
中强碱 两性
NaOH
强碱 中强
KOH
强碱 强
RbOH
强碱 强
CsOH
强碱
Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2
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NH3的性质 ● 加合反应(路易斯碱)：氨分子中的孤电子倾向 于和别 的分子或离子配位形成各种氨合物 ● 取代反应：取代反应可从两种不同角度考虑： 一种是 将 NH3 分子看作三元酸，另一种是看作其他化合物中的某 些原子或原子团被氨基或亚氨基所取代 ● 氧化反应: NH3 分子中的 N 原子虽处于最低氧化态 ，但还原性却并非其化学的主要特征 ●弱碱性: 肼、羟氨：它们的氧化值分别为-2，-1
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7.2 卤素化合物(F, Cl, Br, I, At) 7.2.1 通性 非金属元素族; 多种氧化数，呈现单数; F元素特殊性，氧化数仅-1; 化合物呈共价形式。 7.2.2 卤化氢 ● 酸性 氢卤酸可以离解出氢离子和卤素离子，因此酸性和卤 素离子的还原性是其主要特征。 除氢氟酸的稀溶液外，其他三种氢卤酸都是强酸。 氢卤酸酸性强度的次序为：HI>HBr>HCl>HF ？
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7.3 氮族化合物
半充满，结构较稳定，主要氧化数为-3，0，+3，+5
7.3.1 氮的氢化物
氨和铵盐 氨： NH3(N: sp3杂化） 工业合成仍用哈伯法:
N2(g) + 3 )
Fritz Haber 1868－1934，德国物理化学家，因发 明氮气和氨气直接合成氨的方法，获1918年诺贝尔 化学奖。
N 2 H4 NH2OH
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7.5.3 氮的含氧酸及其盐 1 亚硝酸和亚硝酸盐
7.3.3 硫化氢
● H2S 是无色，有腐蛋味，剧毒气体，稍溶于水；结构与 H2O 相似；水溶液呈酸性，为二元弱酸 ● 还原性久臵于空气中的氢硫酸 因被空气氧化而变浑浊： 2 H2S(aq) + O2 = 2 S(s) + 2 H2O
微溶：溶解度在0.01g~1g/100g， 难溶：溶解度小于0.01g/100g 上页 下页 目录 返回
H2O
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R-OH规则解释： 氧化物的水合物通式R(OH)n，R为成酸或成碱元素，有两 种解离可能：
酸式 RO- +H+ R-O-H 碱式 R++OH-
其可能性与阳离子的极化作用有关，科学家卡特里奇以 “离子势”来衡量阳离子极化作用的强弱。
当1/2>0.32时R(OH)n显酸性 阳离子电荷 Z (r : pm) 当0.32>1/2>0.22时R(OH) 显两性 n 阳离子半经 r 当1/2<0.22时R(OH)n显碱性
7.3.4 二氧化硫亚硫酸及其盐
● SO2 的结构（类似臭氧）
S O O O
S O

4 3
SO2为无色有强烈刺激性气味的气体，能和有机色素结 合，是一种漂白剂。 二氧化硫中硫为+4价，可作氧化剂，又可作还原剂，主 要是还原剂。 亚硫酸同样既有氧化性，又有还原性，主要是还原性。 亚硫酸钠：常用作还原剂，抗氧剂 2Na2SO3+O2→2Na2SO4
氢卤酸的还原能力依HI>HBr>HCl>HF的次序减弱。
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7.2.3 卤化物
除了氮、氖和氩外，周期表中所有元素都能与其生成 卤化物。 •金属卤化物： 电负性小的活泼金属与卤素形成的卤化物多为离子型化 合物；电负性大的金属与卤素形成的多为共价型化合物。 不同氧化态的某一金属：FeCl2显离子型;FeCl3显共价型 7.2.4 卤素的重要含氧酸 除氟外，其余卤素几乎均可形成含氧酸及其盐，例如氯 的+1、+3、+5、+7的含氧酸及其盐，溴、碘类似。 通式：HXOn: n=1,2,3,4;(X:氯，溴，碘) 未见HIO2 次卤酸，亚卤酸，卤酸，高卤酸
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7.3.2 臭氧 结构
4 中心O：sp2杂化形成： π3
键 角：117° =1.8×10-30C· m 唯一极性单质
性质 ● 不稳定性 常温下可缓慢分解为O2: 2 O3(g) → 3 O2(g) ● 氧化性 酸性：O3 + 2 H+ + 2e- → O2 + H2O φ = 2.07V 碱性：O3 + H2O + 2e- → O2 + 2OH- φ = 1.20V
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7.3 氧族元素化合物
7.3.1 过氧化氢 俗称双氧水，用途最广的过氧化物。 结构:O sp3杂化
H O 96o 52 ¡ ¯ 96o 52 ¡ ¯ O H
93o 51 ¡ ¯
弱酸性 H2O2
HO2– + H+ ,
K1 = 2.2 × 10–12
K2 ≈ 10-25 H2O2 + Ba(OH)2 BaO2 + 2 H2O
2 O2 O O 2 2
KK ( 2s ) 2 ( *2s ) 2 ( 2p ) 2 ( 2p )4 ( *2p ) 3
碱金属可形成多种氧化物 碱土金属一般只与氧形成普通氧化物 ,钙锶钡可形成过 氧化物和超氧化物. K, Rb, Cs 还会形成臭氧化物 O3
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HF 酸性最弱是因为 F- 是一种特别的质子接受体，与 H3O+ 通过氢键结合成强度很大的离子对，即使在无限稀 的溶液中, 它的电解度也只有15%, 而 HX 中 I- 半径最大， 最易受水分子的极化而电离，因而HI是最强的酸. 浓HF水溶液是强酸！ HF＋H2O→H3O＋+F－； HF＋F－→HF2＋ ● 氢氟酸具备腐蚀玻璃的功能： SiO2 + 4 HF SiF4 + 2 H2O CaSiO3 + 6 HF CaF2 + SiF4 + 3 H2O (用于分析矿物或钢铁中的SiO2含量) 氢氟酸能腐蚀皮肤，而且创伤难以治愈，使用时应注意安 全。
Ba(OH)2
强
Be(OH)2+2H+→Be2++2H2O Be(OH)2+2OH-→[Be(OH)4]2碱金属氢氧化物对纤维、皮肤有强烈腐蚀作用，故称荷性碱 。