卤素和氧族
天津大学无机化学课件第十一章卤素和氧族
–7.2 113.5 58.76 184.3
颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑
溶解度 分解水 在水中溶 解度不大
易溶于 有机溶剂
毒性
2019/9/6
具有刺激性气味，并有毒
毒性减小
课件
16
2.化学性质
氧化性
1 2
X2 + e- → X-
F2 > Cl2 > Br2 > I2
电极电势:
F2/F- Cl2/Cl- Br2/Br- I2/I-
MnO2 +4HCl(浓) → MnCl2+ Cl2 +2H2O 2KMnO4 + 16HCl(浓) →
2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
2019/9/6
课件
24
3.制备
卤素阴离子的氧化：2X-- 2e- → X2
用氯气氧化溴化钠中的溴离子
Br2
Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2
氙 氡
2019/9/6
课件
4
P区元素的特点
（3）金属的熔点较低
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3
Al 铝
660.4℃
Si
硅
P
磷
S
硫这C些l 金氯属Ar 氩
4 5
Ga 镓
29.78 ℃
In 铟
156.6 ℃
Ge 锗
973.4 ℃
Sn 锡
231.9 ℃
I2
通氯气于天然卤水中 Cl2 + 2I- → 2Cl- + I2
第十一章 卤素和氧族元素
第十一章卤素和氧族元素11.1 p区元素综述p区元素指ⅢA～ⅦA和零族元素，具有如下特点：1）同族元素自上到下原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；2）除零族外，原子的价电子层构型为n s2n p1 ～5，n s、电子均可参与成键，由此它们具有多种氧化数，并且随着n p电子的增多，失电子趋势减弱，逐渐变为共用电子，甚至变为得电子。
因此p区非金属除有正氧化数外，还有负氧化数。
ⅢA ～ⅤA族同族元素从上到下低氧化数化合物的稳定性增强，高氧化数化合物的稳定性减弱，这种现象称为“惰性电子对效应”。
如Pb的化合物以Pb2+为主，Pb4+化合物有强的氧化性3）P区金属的熔点一般较低Ga/29.78℃,In/156.6℃,Sn/231.88℃,Pb/327.5℃,Bi/271.3℃,这些金属可作为低熔点合金。
4）某些金属是制造半导体重要材料，如超纯锗、砷化镓、锑化镓。
11.2 卤素元素11.2.1卤素通性结构：价电子构型：n s2n p5与8电子构型差1个电子核电荷是同周期元素中最多(除稀有气体外)原子半径是同周期元素中最小→ 最容易得到电子，非金属性是同周期中最强的卤素之间比较：从氟→碘，非金属性下降原因：从氟→碘，电负性下降11.2.2 卤素单质1 物理性质皆为双原子分子固态时为分子晶体，其熔、沸点都比较低熔、沸点依F--Cl--Br–I 增大在有机溶剂中的溶解度比在水中（除氟与水激烈反应外）的大得多（为什么？）碘难溶于水，易溶于碘化物中(s) + I-(l) ⇔I3(l)I2其它物理性质见书与水的反应，分两类情形(1)卤素对水的氧化作用2X2+2H2O →4HX+O2(2)卤素水解反应(歧化反应)X2+H2O ⇔H++ X-+HXOF2的氧化性强，只能与水发生第一类反应，且反应激烈：2 F2 +2H2O →4HF+ O2Cl2 在日光下缓慢地置换水中氧Br2与水非常缓慢地反应而放出氧气，但当溴化氢浓度高时，HBr会与氧作用而析出Br2I2不能置换水中氧，相反氧可作用于HI溶液使I2析出2I-+ 2H+ +1/2O2→I2 + H2OCl2、Br2 、I2与水主要发生第二类反应，且是可逆反应3 卤素的制备与用途F2的制备：1906年的诺贝尔化学奖。
无机化学——卤素和氧族元素
以萤石和浓H2SO4作用，工业上生产HF是把反应物放在衬铅 的铁制容器中进行（因生成PbF2保护层阻止进一步腐蚀铁） 。氢氟酸一般用塑料制容器盛装。HF溶于水即为氢氟酸。
CaF2+H2SO4(浓)＝CaSO4+2HF↑
(3).非金属卤化物的水解
(3)非金属卤化物的水解：此法适用于HBr和HI的制备,以水滴 到非金属卤化物上,卤化氢即源源不断地发生： PBr3+3H2O==H3PO3+3HBr PI3+3H2O==H3PO3+3HI 实际上不需要事先制成卤化磷，把溴滴加在磷和少许水的 混和物中或把水逐滴加人磷和碘的混和物中即可连续地产 生HBr或HI: 2P+6H2O+3Br2==2H3PO3+6HBr 2P+6H2O+3I2==2H3PO3+6HI
砹是在二十世纪四十年代才被科学家所发现。它是人工合成元 素。其合成的人工核反应为：
20983Bi+42He→21185At+210n
砹希腊词原意是不稳定。它的同位素的半衰期只有8.3小时。
11.2.1 卤素－基本物理性质（ns2np5 ）
元素 原子序数 价电子结构 主要氧化数 原子共价半径/pm X-离子半径/pm 第一电离势/(kJ·mol-1) 电子亲合势/(kJ·mol-1) X-的水合能/(kJ·mol-1) X2的离解能/(kJ·mol-1) EØ (X2/X-)/V 电负性(Pauling标度)
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
氟
氯
溴
碘
9
17
35
53
2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5
-1
-1,+1,+3,+5,+7
无机化学 卤素和氧族元素-11.1-2概述+卤族元素
碘(I2) 固体 113.5 184.3
颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑
溶解度 分解水 在水中溶 易溶于 解度不大 有机溶剂
毒性
具有刺激性气味，并有毒
毒性减小
11.2.2 卤素单质
2.化学性质
氧化性
1 2
X2
+ e-
→ X-
F2 > Cl2 > Br2 > I2
电极电势:
F2/F- Cl2/Cl- Br2/Br- I2/I-
黄绿 紫 红棕 紫黑
溶解度 分解水 在水中溶 易溶于
解度不大 有机溶剂
I2易溶于碘化物(如KI)中→I3I2 + I- I3-
11.2.2 卤素单质
1.物理性质
氟(F2)
集聚状态 气体 熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188
氯(Cl2) 气体 -101 -34.6
溴(Br2) 液体 –7.2 58.76
P区元素的特点
（3）金属的熔点较低
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3
Al 铝 660.4℃
Si 硅
4
Ga 镓 29.78 ℃
Ge 锗 973.4 ℃
P磷 As 砷
S 硫这C些l 氯金属Ar 氩 彼此可形成
Se 硒低B熔r 溴合金Kr 氪
5
In 铟 156.6 ℃
Sn 锡 231.9 ℃
Sb 锑 630.5
℃
Te 碲
I
碘 Xe 氙
6
Tl 铊 303.5 ℃
Pb 铅 327.5 ℃
Bi 铋 271.3 ℃
Po
At 砹 Rn 氡
第十一卤素和氧族元素-精品
拆电开负3对性电(χ子P) 4.0 I1/(kJn·smol-1)np 1681
3.0 n12d51
2.8 2.5 11氧40化数为10+078
111F1-电.2-负.11性卤大卤族，族无元元正素素氧通化通数性性
Cl、Br、I的价电子构型
氟(F) 氯(Cl) 溴氧(B化r)数为碘+(I1)
原子n序s 数 np 9 nd17
35
53
价拆层开电1对子电构子型 2s22p5
拆主开要2氧n对s化电数子xnp -1、0
3s23p5 +-n11、d、+03
-41s氧、24p化05 数-5为1s、2+53p05 +1、+3 +1、+3
+5、+7 +5、氧+化7数+为5、++57
原子半ns径/pmnp 64 n9d9 114 133
原子半径/pm 64
99 114 133
电负性(χP) 4.0 I1/(kJ·mol-1) 1681
3.0 1251
2.8 1140
2.5 1008
111F1-电.2-负.11性卤大卤族，族无元元正素素氧通化通数性性
Cl、Br、I的价电子构型
氟(F) 氯(Cl) 溴氧(B化r)数为碘+(I1)
原子n序s 数 np 9 nd17
Cl2
与F2类似
Br2
活泼金属
Байду номын сангаас
I2
其他金属
平稳 常温 加热
11.2.2 卤族单质
2. 化学性质
氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2 ½ X2 + e- → X-
无机化学卤素和氧族元素
无机化学卤素和氧族元素无机化学是研究无机物质的性质、结构和变化规律的科学。
而卤素和氧族元素是无机化学中非常重要的两个元素家族。
本文将从两个方面分别对卤素和氧族元素进行探讨。
卤素是指元素周期表中第17族的元素，包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)和砹(At)。
这些元素具有许多共同的性质。
首先，卤素是非金属元素，所以它们一般都是气体、液体或固体。
其次，卤素的化学性质活泼，容易与其他元素发生化学反应。
例如，卤素与金属反应会产生相应的卤化物，如氯化铁(FeCl2)。
再次，卤素具有较高的电负性，所以它们往往以阴离子的形式存在。
最后，卤素的原子半径随着周期增加而增加，电子亲和能随周期增加而减小。
卤素的重要性体现在许多方面。
首先，卤素广泛应用于化学和医药工业。
例如，氯被广泛用于消毒水和漂白剂中，碘被用于制备碘酒和碘盐以防止碘缺乏病。
其次，卤素化合物在有机合成中起着重要的作用。
例如，氯化亚砜(DMSO)被用作溶解剂和氧化剂，溴代反应是有机合成中常用的反应之一、此外，卤素在光电子学和材料学中也具有重要的应用。
例如，氟可以增强材料的抗腐蚀性能，氯和溴可以增加材料的阻燃性能。
接下来，我们来介绍一下氧族元素。
氧族元素是指元素周期表中第16族的元素，包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)和钋(Po)。
氧族元素的特点是具有六个价电子，所以它们往往以阴离子的形式存在。
此外，氧族元素也是非金属元素，它们的电负性较高，化学性质也比较活泼。
例如，氧为广泛存在于地壳中的元素，它与大多数金属反应会生成相应的金属氧化物。
此外，硫化物在地质学和有机化学中也具有重要的地位。
氧族元素的应用也非常广泛。
首先，氧族元素广泛应用于能源领域。
例如，硫被广泛用于制备硫铵磺酸铵炸药，在电池中的铅酸和锂硫电池中也有重要应用。
其次，氧族元素也在制药和化妆品中发挥着重要作用。
例如，硫化物被用于制备抗生素和眼药水，硒化物被用于制备护肤品和化妆品。
11第十一章卤素和氧族
5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te合碲增I合碘减 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po物 强A物t 砹弱 Rn 氡
P区元素的特点
（3）金属的熔点较低
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3
Al 铝
660.4℃
Si
硅
P
磷
S
硫这C些l 金氯属Ar 氩
氧11化4 数为1+333 2.8 2.5 1氧14化0 数为10+058
ns np
nd-1、0 -1、0 -1、0
拆主开要3氧对化电子数 -1、0 +1、+3 +1氧、化+3数+为1、+7+3
ns np
+n5d、+7 +5、+7 +5、+7
r) 碘(I) 原子序数 特9殊性 17 35 53
P区元素的特点（2）具有多种氧化数
这因非种原金现子n属象的s、元称价n素为电p还电子具子构有可型负参为氧与n化成s2数键np1-5
惰性电子对效应
0
ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ低A Ⅶ高A He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O氧氧 F氧氟 Ne 氖 3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 化数硫稳 定C化数l 氯稳定 Ar 氩 4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se化硒性B化r 溴性 Kr 氪
0
ⅢA Ⅳ如A 超Ⅴ纯A 锗ⅥA ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩
4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
《卤素和氧族元素》课件
卤素元素和氧族元素的比较
电子亲和能
卤素元素的电子亲和能比氧族 元素大。
化学反应
卤素元素通常表现出较强的还 原性，而氧族元素则具有良好 的氧化性。
物理性质
卤素元素在常温下通常是二原 子分子存在，而氧族元素则有 固、液、气三种常见的状态。
结论
• 卤素元素相对较小，电负性较高，还原性强。 • 氧族元素则相对较大，电负性较低，氧化性强。 • 两类元素广泛应用于医药、化工、材料等领域。 通过对卤素和氧族元素的学习，我们可以更好地了解这两类元素在科学及工业领域中的应用前景。
卤素和氧族元素
本课程介绍卤素和氧族元素的基本概念及特点，并比较两类元素的差异。通 过学习，您将更好地了解这两类元素在自然界和科技领域的应用。
卤素元素
离子半径和电负性
卤素元素的离子半径随原子序数的增加而增加，电负性随原子序数的增加而减小。
2
物理性质和化学性质
卤素元素在常温下通常是二原子分子存在，活泼性大，具有较强的还原性和卤化 性。
3
产生和应用
卤素元素通常是从海水中提纯或从盐矿中提取得到，广泛应用于医药、化工、冶 金等领域。
氧族元素
离子半径和电负性
氧族元素的离子半径比卤素元素小，电负性比卤素元素大。
物理性质和化学性质
氧族元素常见状态为气体、液体、固体，活泼性小，具有良好的氧化性和还原性。
产生和应用
氧族元素可以得到空气中分离或通过化学反应制备，具有广泛的应用领域，例如材料、能源、 环保等。
应用与前景
卤素元素和氧族元素作为元素周期表中的两类元素，各自在不同领域都有丰 富的应用。例如，卤素元素常应用于消毒、农药、制药、合成材料等领域， 而氧族元素则有着重要的能源存储、电化学催化、气体分离等应用。
《卤素和氧族元素》课件
氧族元素在工业上的应用
氧族元素在工业上主要用于生产含氧酸及其盐类，如硫酸、磷酸、硝酸等。这些 酸是工业中重要的原料，可用于制造化肥、农药、颜料、炸药、洗涤剂等。
氧族元素还用于制造其他含氧无机化合物，如含氧酸盐、氧化物和过氧化物等。 这些化合物在化工、轻工、纺织、冶金和电子等领域有广泛应用。
氧族元素在化学研究中的应用
卤素和氧族元素面临的挑战与机遇
资源短缺问题
随着卤素和氧族元素的广泛应用，资源短缺 问题逐渐凸显，例如稀土元素、氟元素的短 缺等。这需要加强资源的循环利用，提高资 源利用率，同时积极寻找替代资源。
环境问题
卤素和氧族元素的开采、生产和应用过程中 会对环境造成一定的影响，例如对水体、土 壤和空气的污染等。这需要加强环境保护措 施，推广清洁生产技术，降低对环境的负面 影响。
详细描述
氧是空气的主要成分之一，具有强烈 的氧化性，可以与许多元素发生反应 ，如与氢气反应生成水，与金属反应 生成金属氧化物等。
硫的性质与反应
总结词
硫是一种常见的非金属元素，具有多种化合价和独特的反应性。
详细描述
硫有多种化合价，如-2、0、+4、+6等，因此可以形成多种化合物，如硫化物、硫酸盐等。硫还可以 与许多元素发生反应，如与金属反应生成金属硫化物，与氢气反应生成硫化氢等。
氧族元素在化学研究中具有重要地位，它们是许多有机和无机化合物的组成部分，对于合成新的化合物和材料具有关键作用 。
氧族元素在化学反应中常作为氧化剂或还原剂参与反应，如硫化物在高温下可与氢气反应生成硫和水；硒化物可与金属反应 生成金属硒化物；二氧化硫可与氧气发生催化氧化反应生成三氧化硫等。了解氧族元素的性质和反应机制有助于深入理解化 学反应机理，推动化学科学的发展。
卤族元素和氧族元素
（4）在FｅＢr2溶液中通入少量Ｃl２气体
（5）在ＦeI2溶液中加入少量溴水
（6)在FｅＢr２溶液中通入足量的Ｃl2气体
思考并书写离子方程式：
Cl2＋2Fe2+＝2Cl-+２Fe3＋
Ｂr2+2I－=２Br-＋I2
3Cl2+2Fe2++4Br-=６Cl-+２Ｆe３+＋2Ｂr2
能力培养:通过卤族元素及其重要化合物的转化关系的教学，培养学生的归纳能力；通过卤族元素的“结构—性质”关系的教学,培养学生分析问题的能力和归纳能力;通过卤族元素的“性质—制备”关系的教学，培养学生解决实际问题的综合能力。
科学思想：通过认识卤族元素的原子结构与其性质的关系,使学生感悟到事物的现象与本质的辩证关系;通过卤族元素及其重要化合物的特殊性的归纳,认识事物的一般与特殊的关系；通过分析卤单质的制备，认识事物间普遍联系与制约的观点。
卤族元素和氧族元素
———————————————————————————————— 作者:
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ﻩ
14．卤族元素和氧族元素
第一课时
教学目标
知识技能：使学生充分认识以氯元素为核心的卤族元素的性质及其递变规律，进一步加深对“结构决定性质”的理解;掌握卤族元素的单质、卤化氢的制备方法,进一步认识氧化还原反应；认识卤族元素的单质及其重要化合物的特殊性。
结论:结构决定性质,性质反映结构。
【引言】物质的性质决定了物质的存在形态、用途及制备方法。
【板书】
3.卤族元素的“性质—制备”的关系
【过渡】卤族元素的化学性质活泼,所以在自然界中以化合态的形态存在。
材料化学基础重点(详解)
卤素和氧族元素卤素1 卤素单质颜色、溶解性，卤素单质（除碘外）有较强的氧化性，与单质反应，与水反应2 卤化氢实验室制备、酸性、还原性3 卤化物的溶解性4 氯的含氧酸及其盐氯的含氧酸、盐的酸性强弱比较：氯的氧化态越高，酸性越强氯的含氧酸、盐的氧化性强弱比较：氯的氧化态越高，氧化性降低解释：氯的氧化态越高，氯原子外层的原子数多，使还原剂不易与氯原子接触，所以高价态的含氧酸氧化性越弱，稳定性越高。
热稳定性比较：氯的氧化态越高，热稳定性增强氧族元素O，S典型的非金属元素，硒和碲是准金属元素。
氧与大多数金属形成离子型化合物，而硫与大多数金属形成共价型化合物。
1 氧臭氧的结构过氧化氢的化学性质（对热不稳定性、强氧化性、弱还原性和极弱的酸性）硫化氢的性质（酸性、还原性），硫化物的溶解性（与金属离子的极性有关，极越越强，硫化物溶解度越小，多硫化物的形成，颜色，化学性质与过氧化物相似（具有氧化性和还原性，在酸性溶液中很不稳定，易歧化分解为硫化氢和单质硫）。
硫的氧化物SO2具有氧化性和还原性，还原性更显著。
SO3具有强氧化性。
硫的含氧酸及其盐亚硫酸盐的溶解性，还原性（在碱性条件下更强）和弱的氧化性、受热易分解（硫酸盐和硫化物）硫酸的高沸点，酸性，强吸水性、强氧化性，硫酸盐的溶解性和热稳定性，焦硫酸的强氧化性，焦硫酸盐的热稳定性（熔矿剂）硫代硫酸钠：中强还原剂，强的配体，重金属的硫代硫酸盐难溶且不稳定。
过硫酸盐由于过氧基的存在具有强的氧化性。
连二亚硫酸钠是很强的还原剂。
配合物的结构和性质1配合物的组成形成体配体配位数多齿配体和单齿配体2 配合物的化学式和命名原则3 配合物的价键理论配合物的几何构型内轨配键和外轨配键内轨型配合物和外轨型配合物配位化合物的磁性磁矩与未成对电子之间的关系4 配离子稳定常数及有关计算碱金属和碱土金属元素1 金属单质的性质（金属性强，非常活泼可与许多非金属单质反应。
）2 氢化物的性质受热分解与水反应产生氢气极强的还原剂3 过氧化物含有过氧基的化合物，常见的过氧化钠。
元素周期表中的化学族
元素周期表中的化学族化学族指的是元素周期表中具有相似化学性质的一组元素。
根据元素周期表的分布规律，我们可以将周期表中的元素分为不同的化学族，如碱金属族、碱土金属族、卤素族、氧族等。
这些化学族在化学性质上具有相似的特点，对于我们理解元素的性质和化学反应有着重要的意义。
一、碱金属族碱金属族是元素周期表中的第一族，包括氢（H）、锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。
这一族元素具有低密度、低熔点和较强的金属性质。
它们在常温下都是固体，具有较低的密度和较低的熔点，容易形成离子化合物。
碱金属与水反应时会产生氢气，同时也会产生碱性溶液，因此被称为碱金属。
二、碱土金属族碱土金属族是元素周期表中的第二族，包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。
碱土金属具有较高的熔点和较硬的性质，比碱金属更具金属特性。
碱土金属的离子易失去2个价电子，形成+2的离子。
它们的化合物在溶液中能够释放出钙离子，对生物体内的骨骼生长和维持神经传导起着重要作用。
三、卤素族卤素族是元素周期表中的第七族，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
卤素族元素具有非常强烈的氧化性，它们可以与金属反应，形成离子化合物。
此外，卤素族元素在自然界中主要以单质形式存在，可以与金属形成盐类。
卤素在有机化学中也有着广泛的应用。
四、氧族氧族是元素周期表中的第六族，包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）和钋（Po）。
氧族元素有着较高的电负性，是化学反应中常见的活泼元素。
氧族元素在化合物中常以-2的价态存在，可以与许多其他元素形成不同类型的化合物。
氧族元素在地球上的存在和生物体内的各种生命过程紧密相关。
五、稀有气体稀有气体是元素周期表中的第十八族，包括氦（He）、氖（Ne）、氩（Ar）、氪（Kr）、氙（Xe）和氡（Rn）。
稀有气体具有高稳定性，不易与其他元素反应，因此被称为“稀有”。
57天津大学无机化学第十一章卤素和氧族PPT课件
16.07.2020
64 4.0
nd39.90
并相差2 I1/(kJ·
1) ns
mol-
np
1681
1251
nd
氧11化4 数为1+333 2.8 2.5 1氧14化0 数为10+058
拆开3对电子
-1、0 -1、0 -1、0
主要氧ns化数np-1、0
+n1d、+3
氧化数为+7
+1、+3 +1、+3
16.07.2020
11-1 p区元素概述
0 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦 2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩
4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
0
ⅢA Ⅳ如A 超Ⅴ纯A 锗ⅥA ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩
4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪
高中化学 卤素、氧族元素化学方程式文本素材
卤素、氧族元素化学方程式氯气1、NaCl 2Cl Na 22−−→−+点燃2、22CuCl Cl Cu −−→−+点燃 3、32FeCl 2Cl 3Fe 2−−→−+点燃 4、HCl 2Cl H 22−−−−→−+点燃（光照）5、32PCl 2Cl 3P 2−−→−+点燃6、523PCl Cl PCl →+7、HClO HCl O H Cl 22+→+8、O H 2CaCl ClO Ca Cl 2OH Ca 222222++→+）（）（ 9、HClO 2CaCO O H CO ClO Ca 3222+↓→++）（ 10、O H NaCl NaClO Cl NaOH 222++→+ 11、↑++−→−+∆2222Cl O H 2MnCl MnO HCl 4 12、O H 8Cl 5KCl 2MnCl 2HCl 16KMnO 22224+↑++→+（浓） 13、2O HCl 2HClO 2+−−→−见光第二节 氯化氢 14、↑+→+HCl NaHSO SO H NaCl 442（浓） 16、↑+−→−+∆HCl 2SO Na SO H NaCl 24242（浓） 18、33NaNO AgCl AgNO NaCl +↓→+ 20、↑++→+2223CO O H CaCl CaCO HCl 2 卤族元素29、HF 2F H 22→+30、HBr 2Br H 22→+31、HI 2I H 22→+32、22Br NaCl 2Cl NaBr 2+→+33、22I KCl 2Cl KI 2+→+34、22I KBr 2Br KI 2+→+35、33NaNO AgBr AgNO NaBr +↓→+ 36、33KNO AgI AgNO KI +↓→+37、2Br Ag 2AgBr 2+−−→−光照第三章 硫 硫酸第一节 硫 46、S Cu S Cu 22−→−+∆47、FeS S Fe −→−+∆ 48、S H H S 22−→−+∆49、2CS C S −−→−+高温 50、22SO O S −−→−+点燃 51、O H 3SO K S K 2KOH 6S 32422++−→−+∆第二节 硫的氢化物和氧化物 53、2222SO 2O H 2(O 3S H 2+−−→−+点燃足）54、↓+−−→−+S 2O H 2(O S H 2222点燃不足） 56、HBr 2S Br S H 22+↓→+57、↑+→+S H FeCl HCl 2FeS 2258、4224SO H CuS S H CuSO +↓→+59、HAc 2PbS S H PbAc 22+↓→+63、HCl 2FeCl 2S FeCl 2S H 232++↓→+65、3222SO H O H SO ⇔+68、↑++→+22424232SO O H SO Na SO H SO Na 69、O H SO Na NaOH 2SO 2322+→+70、32CaSO CaO SO →+71、O H CaSO OH Ca 2SO 2322+↓→+）（72、23232HSO Ca O H CaSO SO ）（→++73、O H 2S 3S H 2SO 222+↓→+74、42222SO H HCl 2O H 2Cl SO +→++ 75、42222SO H HBr 2O H 2Br SO +→++ 76、42424422SO H 2SO K MnSO KMnO 2O H 2SO 5++→++第三节 硫酸的工业制法77、↑+−−→−+23222SO 8O Fe 2O 11FeS 4高温78、3OV 22SO 2O SO 252∆−−→←+ 79、4232SO H SO O H →+第四节 硫酸 硫酸盐80、O H 2SO 2CO SO H 2C 22242+↑+↑−→−+∆（浓） 81、O H 2SO 3SO H 2S 2242+↑−→−+∆（浓） 83、O H 2SO S SO H S H 22422++−→−+∆（浓） 84、O H 2SO CuSO SO H 2Cu 22442+↑+−→−+∆（浓） 85、HCl 2BaSO SO H BaCl 4422+↓→+ 87、NaCl 2BaCO CO Na BaCl 3322+↓→+ 88、↑++→+2223CO O H BaCl HCl 2BaCO92、42232SO Na 2O SO Na 2→+ 93、423CaSO 2O CaSO 2→+94、O H 6SO 3SO Fe SO H 6Fe 22234242+↑+−→−+∆）（（浓） 95、↑+−→−+∆HCl 2SO Na SO H NaCl 24242（浓） 96、O H SO Na SO Br SO H 2NaBr 22422242++↑+−→−+∆（浓） 97、O H 11C 12O H C 2SOH 11221142+−−−→−浓。
第11章 卤素和氧族元素
a { 氟与水反应剧烈放出 O2 F2 + H2O →2HF + 1/2O2 ↑ 氯只在光照下才与水反应缓慢放出 O2 溴与水作用放氧反应极慢，碘与水不存在这个反应。 b Cl2 、 Br2 、I2 与水主要发生第二类反应，从 Cl2 →I2 逐渐减小 （3）与碱反应：卤素的歧化反应与溶液的 pH 值有关，加酸抑制水解，加碱则 促进水解，生成卤化物或次卤化物。
b 自来水消毒，近年改用 O3 或 ClO2 作消毒剂 （3）溴 ：工业上从海水中制溴（分三步） 1）在 110℃通 Cl2 于 Ph=3.5 海水中 2Br- + C l2 → Br2 + 2Cl再用碳酸钠吸收： 3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 2) 用空气把 Br2 吹出， ↑ 3) 用硫酸将溶液酸化 5Br- + BrO3- +6H+ → 3Br2 + 3H2O
→ 2KF + H2 ↑+ F2↑ a 制备 2KHF2 电解
1986 年 K2MnF6 + 2SbF5 → 2KSbF6 + MnF3 + 1/2F2 b 用途：UF6 → 原子能的核燃料 氟化烃 → 血液的代用品 氟化物玻璃→ 光 导纤维 （2） 氯 工业上 电解饱和食盐水制 NaOH 的副产品，也是氯化镁熔盐 ，电解 制镁以及电解熔融制（NaCl）Na 的副产品
光 → 2HCl + O2 ↑(分解) b 不稳定易分解：2HClO ∆ 3HClO → 2HCl + HClO3(歧化)
∆ 实验室：2NaBr + 3H2SO4（浓）+ MnO2 → 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O +Br2
第11章卤素和氧族元素
第11章卤素和氧族元素一、是非题.1 除氟外，各种卤素都可以生成几种含氧酸根，例如：ClO4-、ClO3-、ClO2-、ClO-在这些酸根中，卤素的氧化态越高，它的氧化能力就越强。
即ClO4- > ClO3- > ClO2-> ClO-。
2 所有的非金属卤化物水解的产物都有氢卤酸.3 氟的电离势，电子亲合势，F2的离解能均小于同族的氯.4 歧化反应就是发生在同一分子内的同一元素上的氧化还原反应.5 卤素是最活泼的非金属，它们在碱溶液中都能发生歧化反应，反应产物随浓度及温度的不同而不同.6 由于氟是最强的氧化剂之一，氟离子的还原性极弱，因此氟单质只能用电解法来制备。
7 次卤酸都是极弱酸，且酸性随着卤素原子量递增而增强。
即：酸性 HClO < HBrO < HIO.8 各种卤酸根离子的结构，除了IO65-离子中的I是sp3d2杂化外，其它中心原子均为sp3杂化.二、选择题1 氟与水反应很激烈，并有燃烧现象，它的主要产物是A HF和O2B HF、O2、O3C HF、O2、O3、H2O2、OF2D HF、O2、O3、H2O22 氟的电子亲合势和F2的离解能小于氯，原因是：元素氟的A 原子半径小，电子密度大，斥力大B 原子半径大，电负性大C 原子半径小，电离势高D 以上三者都有3 卤族元素从上到下哪一性质是无规律的变化A 原子半径B 第一电离势C 电子亲合势D X-的水合能4 在常温下，氟和氯是气体，溴是易挥发的液体，碘为固体，在各卤素分子之间是靠什么力结合的A 色散力B 取向力C 诱导力D 分子间作用力5 氢氟酸是一弱酸，同其它弱酸一样，浓度越大，电离度越小，酸度越大；但浓度大于5M时，则变成强酸。
这点不同于一般弱酸，原因是A 浓度越大，F-与HF的缔合作用越大B HF的浓度变化对HF的Ka有影响，而一般弱酸无此性质C HF2-的稳定性比水合F-离子强D 以上三者都是6 在低温下已制成FOH，但很不稳定，在室温时与水反应立即放出氧气，其中元素氧的氧化数为： A 0 B -1 C +2 D -2三、简答题1 氯的电负性比氧小，但为何很多金属都比较容易和氯作用，而与氧反应较困难？2 为什么AlF3的熔点高达1290℃，而AlCl3却只有190℃？四、计算题I2在水中的溶解度很小，试根据下列两个半反应I2(s) + 2e- ←→ 2I-φo= 0.535VI2(aq) + 2e- ←→ 2I-φo= 0.621VA 写出原电池符号B 计算I2饱和溶液的溶解度.五、综合题：1. 有一种白色固体A，加入油状无色液体B，可得紫黑色固体C, C微溶于水，加入A后C的溶解度增大，成棕色溶液D。
卤素与氧族复习资料归纳总结00
卤素单元复习知识归纳总结一、氯元素的知识网络二、氯气1、 化学性质——Cl 原子最外层有7个电子，表现强氧化性.（1）与金属反应—Cl 2与绝大多数金属能反应，且变价金属（如Fe ）一般能氧化到最高价.2Na+Cl 2 2 NaCl （白烟） 2Fe+3Cl 2 2FeCl 3（棕褐色）Cu+Cl 2 点燃CuCl 2（棕黄色的烟）注意： CuCl 2为棕黄色固体，但其溶于水其颜色由于浓度不同显绿色或蓝色. （2）与非金属的反应氯气除与H 2反应外，还能与P 、S i 等非金属反应H 2+Cl 2 2 HCl 反应现象：发出出苍白色火焰。
2P+3Cl 2 点燃2PCl 3 PCl 3+Cl 2=PCl 5 反应现象：有白色烟雾生成 （3）与化合物的反应①水 Cl 2+H 2O HCl+HClO （歧化反应）——非常重要的平衡，混合液称氯水，氯水存在的微粒⎩⎨⎧---+)(,,:,,:22OH ClO Cl H HClO Cl O H 离子分子②碱 Cl 2+2NaOH=NaCl+NaClO+H 2O ——主要用来吸收多余Cl 2 2．次氯酸、漂白粉的性质HClO 分子的结构式为H-O-Cl （氧处于中心），所以电子式为。
次氯酸、次氯酸钙等有多方面的性质，经常用到以下几方面性质：（1）HClO 是一种弱酸，与碳酸比较电离能力有如下关系：H 2CO 3>HClO>HCO 3-。
（2）ClO -是一种弱酸的酸根离子，能发生水解反应：ClO -+H 2O HClO+OH -。
若遇到铁盐、铝盐易发生双水解：3ClO -+Fe 3++3H 2O=Fe(OH)3↓+3HClO（3）HClO 和ClO -都具有强氧化性，无论酸性、碱性条件下都可以跟亚铁盐、碘化物、硫化物等发生氧化还原反应，但不能使品红溶液褪色。
如：（4）HClO 见光易分解：2HClO 2HCl + O 2↑ 3、氯气制法、综合性实验（1）反应原理（尽可能考虑能够生成氯气的途径）MnO 2+4HCl （浓）△MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O ——实验室通常用该法制Cl 2（2）发生装置除用来制Cl 2还可用来制取哪些气体？ （HCl 、SO 2、CO 、NO 等）（3）除杂装置（洗气）——除去Cl2中少量HCl、水蒸气，可先通入饱和食盐水（亦可用水）除去HCl，再通过浓H2SO4（或P2O5或CaCl2）除去水.用向上排空气法（4）收集装置验满：①观察法（黄绿色）②湿淀粉——KI试纸（或品红试纸）③湿石蕊试纸（5）吸收装置——烧杯中盛有NaOH溶液（不能用水代替）三、卤族元素1、卤素的原子结构和单质的物理性质⑴卤素的物理性质：注意⑴关于氟：①F2、HF气体与氢氟酸均能腐蚀玻璃，不能用玻璃容器盛装，应保存在塑料瓶或铅制器皿中.（HF剧毒）②稳定性HF＞HCl＞HBr＞HI，HF为弱酸，其余为强酸（即酸性依次增强）（2）关于溴、碘：①液态Br2有剧毒，易挥发，故要用蜡严密封闭保存在磨口玻璃瓶中，还可加少许水作保护剂抑制Br2挥发，不可用橡胶塞.②碘水能使淀粉变蓝，I2晶体易升华（升华后，用酒精洗，是因为I2溶于酒精）4、萃取(1)原理：利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来。
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专题三：非金属概述
一、卤族元素
命题人：谭志彬【知识讲解】
一、氯气
1、物理性质：
2、化学性质.（1）与金属反应（2）与非金属的反应
（3）与化合物的反应 a、与水反应（氯水）
b、与碱反应（制漂白粉）
例1．生活中难免会遇到一些突发事件，我们要善于利用学过的知识，采取科学、有效的方法保护自己。
如果发生了氯气泄漏，以下自救方法得当的是
A．只要在室内放一盆水 B．向地势低的地方撤离
C．观察风向，顺风撤离
D．用湿毛巾或蘸有石碱水的毛巾捂住口鼻撤离
答案：D
例2. 下列物质属于纯净物的是
A.液氯
B.氯水
C.漂白粉
D.碘酒
答案：A
练习1.自来水常用氯气进行消毒。
某实验室用自来水配制下列物质的溶液，不会产生明显药品变质问题的是
A.FeCl
2 B.Na
2
S C.NaOH D.AlCl
3
答案：D
★练习2.下列关于氯水的叙述，正确的是
A．新制氯水中只含Cl2和H2O分子B．新制氯水可使红色石蕊试纸先变蓝C．光照氯水有气泡逸出，该气体是Cl2 D．氯水放置数天后PH值将变小
答案：D
3、氯气制法
（1）反应原理（2）发生装置（3）除杂装置（4）收集方法（5）吸收装置
例1：下列反应中(未配平)，盐酸作还原剂的是
A．CaCO
3 + HCl B．Zn + HCl C．MnO
2
+ HCl D．NaOH + HCl
答案：C
例2;在实验室利用浓盐酸和MnO2制氯气，制备装置中应安装分液漏斗而不能使用长颈漏斗，有关理由叙述错误的是
A．防止氯气扩散到空气中造成污染B．便于控制加入盐酸的量
C．长颈漏斗不便于添加液体D．尽量避免HCl挥发到空气中
答案：C
练习1：实验室用下列两种方法制取氯气：①用含HCl 146g 的浓盐酸与足量的MnO2反应
②用87g MnO2与足量的浓盐酸反应，则所得Cl2
A．①比②多 B.②比①多 C.一样多 D.无法比较答案：B
★练习2．实验室用二氧化锰和浓盐酸来制取氯气，主要操作有：①将烧瓶固定在铁架台上
②把酒精灯放在铁架台上，根据酒精灯确定铁圈高度，固定铁圈放好石棉网③用药匙
向烧瓶中加二氧化锰，再向分液漏斗中加入浓盐酸，并将导气管放入集气瓶中④检查装置的气密性⑤在烧瓶上装好分液漏斗，连接好导气管。
则最好的实验操作顺序是A．②③④①⑤B．②①④③⑤C．②①⑤④③D．②①③④⑤
答案：C
二、卤化氢
（一）制法 1、原理 2、收集方法 3、吸收装置
（二）化学性质（以HCl为例）
例1.下列物质中，含有自由移动氯离子的是
①食盐溶液②氯化氢溶液③氯酸钾④次氯酸钠溶液⑤液氯
A、①③
B、②④
C、①②
D、③⑤
答案：C
例2：检验HCL气体中是否混有CL2，可以采用的方法是
A、用干燥的蓝色石蕊试纸
B、用干燥的有色布条
C、将气体通入硝酸银溶液中
D、用湿润的有色布条
答案：D
★练习1：下列关于氯及其化合物的说法正确的是
A．Cl2具有很强的氧化性，在化学反应中只能作氧化剂
B．氯水具有漂白性，所以经常作为家居的漂白用品
C．实验室可用氯酸钾制取氧气
D．1.12LCl2含有1.7N A个质子（N A表示阿伏伽德罗常数）
答案：C
三、卤族元素
（一）单质的物理性质
1、颜色渐加深，状态从气液固，密度从小大，熔沸点由低高
2、单质的溶解性
例1：在盛有碘水的试管中，加入少量汽油后振荡，静置片刻后
A．整个溶液变紫色B．整个溶液变棕色
C．上层无色，下层紫红色 D．下层无色，上层紫红色
答案：D
例2．下列保存试剂的方法中，错误的是
A．氢氟酸要保存在塑料瓶中 B．新制的氯水要保存在无色细口瓶中，并放置在光亮处C．少量液溴要保存在棕色细口瓶中，并在液溴面上加水封
D．单质碘要保存在棕色广口瓶中，并放置在阴凉处
答案：B
练习1：在一支试管中盛有某种固体物质，加适量溴水后，溴水溶液颜色不会褪去的是
A.KOH B、KCl C、Na2SO3 D、FeCl2
答案：B
练习2：使用淀粉—KI试纸可以区别的一组物质是
A．碘水和溴水B．溴水和氯水
C．KBr溶液和KCl溶液D．氯水和KCl溶液
答案：D
★练习3：砹是核电荷数最大的卤素，根据同族元素性质的相似性和递变规律推断，砹最不．
可能
．．具有的性质是
A.砹的单质是一种深色固体
B.AgAt不溶解于水
C.HAt的不跟碱反应
D.碘单质的氧化性较砹强
答案：C
★练习4：溴化碘（IBr）的化学性质类似卤素单质，它同水反应的化学方程式为IBr+H2O=HBr+HIO下列有关IBr的叙述不正确的是
A、IBr能跟多种金属单质反应
B、在很多反应中，IBr是强氧化剂
C、IBr跟水反应时既不是氧化剂又不是还原剂
D、IBr跟NaOH稀溶液反应时，生成NaI、NaBrO、H2O
答案：D
二、氧族元素
一. 氧族元素概述
1．氧族元素原子结构与性质的关系
氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)等元素统称为氧族元素，其单质和化合物的性质具有相似性和递变性：
二、氧族元素单质及重要化合物的性质
1．硫（1）物理性质：（2）化学性质：a氧化性b还原性（3）硫的用途：
练习1：试管壁上附着的不溶于水的残留物，能用酒精洗干净的是
A．做铜与硫反应实验后残留的硫 B．做铁置换出银实验后残留的固体 C．用KCl03与MnO2共热制02后残留的黑色固体 D．用H2还原CuO后的残留物
答案：A
练习2：下列说法正确的是
A．硫是一种淡黄色的能溶于水的固体 B．硫的化合物常存在于山火喷出的气体中C．硫能与铁反应生成硫化铁
D．硫在空气中的燃烧产物是二氧化硫，在纯氧中的燃烧产物是三氧化硫
答案：B
2、硫化氢（H2S）（1）物理性质：（2）化学性质：a不稳定性b强还原性c弱酸性例1：在SO2+2H2S = 3S++2H20反应中氧化产物与还原产物的质量比为
A．1：2 B．2：3 C．2：1 D．3：2
答案：C
★练习1：下列反应中，调节反应物用量
．．不会改变反应产物的是
．．或浓度
A.H2S在氧气中燃烧
B.铁在硫蒸气中燃烧
C.二氧化硫通入石灰水中
D.硫酸中加入锌粉
答案：B
二氧化硫 : (1)强还原性、氧化性 (2)酸性氧化物通性 (3)漂白性
3、SO
2
(4) 二氧化硫的制取：原理 + 装置
例1：银耳本身为淡黄色，福建省出产一种雪耳，颜色洁白如雪。
其制作过程如下：将银耳堆放在密封状况良好的塑料棚，在棚的一端支一口锅，锅内放硫磺，加热使硫磺熔化并燃烧，两天左右，雪耳就制成了。
雪耳炖不烂，且对人有害。
制作雪耳利用的是
A．硫的还原性 B．硫的漂白性 C．二氧化硫的还原性 D．二氧化硫的漂白性答案：B
例2：下列实验能证明某无色气体为S02的是
①能使澄清石灰水变浑浊②能使湿润的蓝色石蕊试纸变红
③能使品红试液褪色，加热后又显红色
④能使溴水褪色，再滴加酸化的BaCl2溶液有白色沉淀产生
A．①②③④ B．①③④ C．③④ D．②③④
答案：C
练习1：检验二氧化硫中是否含有二氧化碳应采用的方法是
A. 通过石灰水
B. 先通过足量高锰酸钾溶液（酸性），再通过石灰水
C. 通过品红溶液
D. 先通过食盐溶液，再通过石灰水
答案：B
★练习2：已知2H2S+SO2=3S+2H20，常温下，在20 L真空容器内通入amol硫化氢和bmol二氧化硫(a和b都是正整数。
且a≤5, b≤ 5)，反应完全后，容器内气体可能达到的最大密度约是
A．24.5 g／L B．14.4 g／L C．8 g／L D．5.1 g／L
答案：B
2-的检验）一、稀硫酸的化学性质（二元强酸）
4、硫酸（SO
4
二、浓硫酸的性质1、吸水性：2、脱水性：3、强氧化性例1：关于浓硫酸的说法正确的是
A．若洒在皮肤上应立即用纱布拭去浓硫酸，再用大量水冲洗
B．稀释时要将水沿器壁慢慢倒人浓硫酸中，并用玻璃棒不断搅拌
C．欲除去氨气中混有的水蒸气，可让混合气体通过盛有浓硫酸的洗气瓶
D.浓硫酸不分解、不挥发，所以能敞口放置在空气中．
答案：A
练习1：盛有氯化钡稀溶液甲乙两试管分别通入SO2至饱和，若向甲试管中加入足量硝酸，乙试管中加入足量氢氧化钠溶液，则下列叙述正确的是
A．甲、乙两试管都有白色沉淀生成 B．甲、乙两试管都没有白色沉淀生成 C．甲试管没有白色沉淀生成而乙试管有 D．甲试管有白色沉淀生成而乙试管没有答案：A
的是
★练习2：用一无色盐溶液作下列实验，能证明溶液中一定含有SO 2
4
A.加入Ba(NO3)2溶液产生白色沉淀，再加盐酸沉淀不消失
B.加入BaCl2溶液产生白色沉淀，再加稀硝酸沉淀不消失
C.先用盐酸酸化，再加Ba(NO3)2溶液产生白色沉淀
D.以上都不能证明
答案：C
★练习3：在Cu2S+4H2SO4（浓）==2CuSO4+S↓+2SO2↑+4H2O反应中，被氧化的元素是
A.浓H2SO4中的硫元素
B.Cu2S中的硫元素
C.Cu2S中的铜元素
D.Cu2S中的铜和硫两种元素
答案：D。