无机化学-p区元素概述
无机化学第21章 P区金属(2013)
3、它们是P型半导体的掺杂剂,也可以制成III Ａ—VＡ族元素的半导体化合物,如砷化镓 GaAs。 4、镓和铟易与许多金属形成合金，常用于制 易熔合金，含铟25%的镓合金在289K时熔化， 用于自动喷水灭火装置中。 5、含铟量较高的焊接剂,具有特殊性,用它可 把金属焊接到金属薄膜上，还可把金属焊接 到非金属部件上。 6、In－Pb、In－Sn合金抗碱腐蚀，用于化工 器械的焊接。
这种二聚分子遇到电子对给予分子时会离 解成单分子，然后这个AlCl3单分子再同这个 电子对给予体形成配位化合物. 例如： AlCl3· NH3。当Al2Cl6溶于水，它立即解离为 Al(H2O)63-和Cl-，并强烈水解。 AlBr3和AlI3的结构和性质与AlCl3相似。
制备：
1) Al(熔融) Cl 2 AlCl3 (无水)
铍与铝的相似性
① 两者都是活泼金属，在空气中易形成 致密的氧化膜保护层 ② 两性元素，氢氧化物也属两性 ③ 氧化物的熔点和硬度都很高 ④ 卤化物均有共价型 ⑤ 盐都易水解 ⑥ 碳化物与水反应生成甲烷 Be2C + 4 H2O Al4C3 + 12 H2O 2 Be(OH)2 + CH4 ↑ 4 Al(OH)3 + 3 CH4 ↑
1、铝的卤化物 在三卤化铝中，除AlF3为离子型化合物外，其 余均为共价型化合物。 在气相或非极化溶剂，AlCl3,AlBr3,AlI3均是二 聚体。 。 在二聚分子中卤素原子对铝呈四面体配置，是 一种桥式结构。即在每个AlX3分子中，铝原子 有空轨道，X原子有孤电子对，因而在两个AlX3 分子间发生x→Al提供电子对而配位，形成卤桥 的配位化合物
无机化学第九章主族金属元素(二)铝锡铅砷锑铋
第九章 主族金属元素(二)铝 锡 铅 砷 碲 铋 锡的同素异形体
白锡 白锡是最常见和最稳定的。在 13.2 ℃ 以从白锡到灰锡 是一个十分缓慢的转变过程。 如果温度过于低，达到 -48 ℃ 时其转变速度急剧增大， 顷刻间白锡变成粉末状的灰锡。
第九章 主族金属元素(二)铝 锡 铅 砷 碲 铋 锡制品处在极端寒冷的地方会遭到毁坏就是这个缘故， 这种现象称为“锡疫”。 锡的主要用途： 大量用于制造合金：焊锡、保险丝等低熔点合金；铅 字： Pb，Sb，Sn的合金；青铜：Cu，Sn合金。 锡的化学性质 锡是ⅣA族元素，价层电子结构分别为5s25p2，能形成 +2，+4两种氧化值的化合物。锡属于中等活泼金属，与卤 素、硫等非金属可以直接化合 。
第九章 主族金属元素(二)铝 锡 铅 砷 碲 铋 2.氢氧化铝 氢氧化铝的性质
Al(OH)3在不同pH的碱性溶液中的溶解度是不同的
氢氧化铝的制取和两性
第九章 主族金属元素(二)铝 锡 铅 砷 碲 铋
Al(OH)3(s)+3H+ ＝Al 3+ +3H2O
Al(OH)3(s)+OH- ＝Al (OH)4-
pH＝4.7~8.9
Al(OH)3的溶解度s-pH图
第九章 主族金属元素(二)铝 锡 铅 砷 碲 铋
铝盐 1.铝的卤化物
第九章 主族金属元素(二)铝 锡 铅 砷 碲 铋 无水AlCl3 400℃时，氯化铝以双聚分子Al2Cl6 存在800℃时双 聚分子才完全分解为单分子。
氯原子 AlCl3二聚分子构型 铝原子
制备：
第九章 主族金属元素(二)铝 锡 铅 砷 碲 铋
水合三氯化铝(AlCl3· 6H2O)
无色结晶，工业级AlCl3· 6H2O呈淡黄色，吸湿性强， 易潮解同时水解。
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
s区,p区元素
过氧化物
453 573K 4Na O2 2Na 2O 573 673K 2Na 2O O2 2Na 2O2
Na2O2在碱性介质中具有强氧化性： 熔矿剂；遇棉花、炭粉爆炸
3Na 2O2 Cr2O3 2Na 2CrO4 +Na 2O Na 2O2 MnO2 Na 2MnO4
H2 O
8.1.3 氧化物
多样性（三种氧化物）
普通氧化物(O2-) 过氧化物(O22-) 超氧化物(O2
-)
1s 2 2s 2 2p6
KK (σ 2s ) 2 (σ * 2s ) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p ) 4 (π * 2p ) 4
KK (σ 2s ) 2 (σ * 2s ) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p ) 4 (π * 2p )3
盐类的应用
硝酸钾：在空气中不吸潮,在加热时有强氧化性,用来制
造黑火药。硝酸钾还是含氮、钾的优质化肥。
氯化镁：通常以MgCl2· 6H2O形式存在，它能水解为
Mg(OH)Cl，氯化镁易潮解，普通食盐的潮解 就是其中含有氯化镁之故。纺织工业中用氯化 镁保持棉纱的湿度而使其柔软。
氯化钙：无水CaCl2有很强的吸水性，是常用的干燥剂。
碳-碳复合材料
人造金刚石
分子筛
高能燃料
光子带隙材料
硅单晶材料
太阳电池材料 纳米半导体材料
8.2.2 卤素的化合物
8.2.2.1 卤素概述
卤素的性质变化
卤素 价电子构型 共价半径（pm） 电负性
第一电离能（kJ/mol） 电子亲和能（ kJ/mol ） 氧化数
F 2s22p5 64 4.00
1681 -328 -1
无机化学 p区元素
无机化学 p区元素p区元素是周期表中第13至18列元素，也被称为主族元素或气族元素。
它们的化学性质在同一周期内呈现出明显的变化，但在同一族内则有着相似的性质。
本文将从p区元素的发现、物理性质、化学性质和应用方面进行介绍。
一、发现历史p区元素包括第13至18列的元素，是一组很有特殊性质的元素。
人们在测定原子量和密度时陆续发现了这些元素。
在18世纪前，人们对许多p区元素的存在还没有足够的证据。
因此，这些元素也成为了化学家们探索的一个难题。
1830年代， Jons Berzelius 以三个十二面体化合物来系统地描述元素。
这些化合物即由氧、碳、氮、硫和磷的元素统一构成的，在此基础上，他将元素分成了四个区，包括酸基金属、上碲族、下碲族和稀有元素。
但当时的化学学家认为，有更多的元素应该属于上述因素中的某一组，于是 stas 和sebaste 花了 20 年时间，最终找到了人类认识的所有元素。
这一时期p区元素的最后发现是在1898年，由法国科学家Pierre Curie 发现的钋和镭。
二、物理性质1、电子配置p区元素的电子构型为 ns2np1-6(除氦He外，另有例外，即不是ns2np5，如氧O)。
其中，ns和np是主量子数。
p区元素的外层电子结构十分稳定，p区元素代表元素外层电子的数目是非常有限的，它们在化学之间的交互作用直接影响每个元素的化学适用性。
p区元素的数量相对比较少，但却具有十分丰富的化学反应性。
2、原子尺寸和电负性p区元素原子尺寸相比于同周期的s区或d区元素会比较小，但相比于前一个周期，p区元素的原子尺寸又会更加大一些。
这些原子尺寸的变化和电负性的变化有关。
氧、氮、碳等元素的电子云很大程度上影响着元素化学性质的表现。
一般来说，p区元素的电负性很高，因为它们具有较高的电子亲和能力和较高的电负性。
氨等化合物是p区元素高电负性的体现。
三、化学性质p区元素对于化学反应性的调节十分显著，同一页上的元素之间往往会显示出相似的化学性质。
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(复习笔记 p区元素(一))
13.1 复习笔记一、p区元素概述1．p区元素包括了除氢以外的所有非金属元素和部分金属元素。
与s区元素相似，p区元素的原子半径在同一族中自上而下逐渐增大，它们获得电子的能力逐渐减弱，元素的非金属性也逐渐减弱，金属性逐渐增强。
除第ⅦA族和稀有气体外，p区各族元素都由明显的非金属元素过渡到明显的金属元素。
2．p区元素特征（1）各族元素性质由上到下呈现二次周期性①第二周期元素具有反常性（只有2s，2p轨道）；第二周期元素单键键能小于第三周期元素单键键能。
②第四周期元素表现出异样性（d区插入），例如：溴酸、高溴酸氧化性分别比其他卤酸（HClO3，HIO3）、高卤酸（HClO4，H5IO6）强。
③最后三个元素性质缓慢地递变（d区、f区插入）。
（2）多种氧化值①p区元素的价电子构型为n s2n p1-6，具有多种氧化态。
例如：氯的氧化值有+1，+3，+5，+7，-1，0等。
②惰性电子对效应：同族元素从上到下，低氧化值化合物比高氧化值化合物变得更稳定。
（3）电负性大，形成共价化合物。
二、硼族元素1．硼族元素概述硼族元素包括B，Al，Ga，In，Tl五种元素，其价电子构型为n s2n p1，因此他们一般形成氧化值为+3的化合物。
随着原子序数的增加，形成低氧化值+1化合物的趋势逐渐增强。
硼的原子半径较小，电负性较大，所以硼的化合物都是共价型的，在水溶液中也不存在B3+。
在硼族元素化合物中形成共价键的趋势自上而下依次减弱。
（1）缺电子元素硼族元素原子的价电子轨道数为4，而其价电子只有3个，这种价电子数小于价键轨道数的原子称为缺电子元素。
它们所形成的化合物有些为缺电子化合物。
缺电子化合物的特点：易形成配位化合物HBF4；易形成双聚物Al2Cl6。
（2）硼族元素的一般性质①B是非金属单质，Al、Ga、In、Tl是金属单质；②B，Al，Ga的氧化态是+3，In的氧化态是是+1和+3，Tl的氧化态是+1；③B的最大配位数是4，Al、Ga、In、Tl 的最大配位数是6。
无机化学课件第十章_p区元素
NaI+H2SO4(浓) == NaHSO4+HI↑ 8HI+H2SO4(浓) == H2S↑+4I2+4H2O
采用无氧化性、高沸点的浓磷酸代替浓硫酸即可。
（2）卤化氢的性质
Cl
Cl
Cl
Cl Cl
HH
O
N Cl
Cl Cl
-Cl -HO
H
.. N
Cl Cl
卤素含氧酸的酸性
各类卤素含氧酸根的结构（X 为 sp3 杂化）
氧化值： +1
HXO 次卤酸
+3 HClO2 亚卤酸
+5 HXO3 卤酸
+7 HXO4 高卤酸
以Cl的含氧酸和含氧酸盐为代表，将这些规律总结在下表： 氯的含氧酸和氯的含氧酸钠盐的性质变化规律
(3) 氢卤酸
氢卤酸强弱顺序为：HI>HBr>HCl>HF
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。
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐（玻璃的主 要成分）反应生成气态的SiF4特殊性质：
3、氧化数： ⑴常具有多种氧化数， 除正氧化数外，还有负氧化 数。
（2）IIIA~VA 从上到下低氧化数化合物的稳定 性增强（指氧化还原稳定性），高氧化数化合物的 稳定性减弱，位于下面的元素的高价化合物在一定 条件下表现强氧化性，低价表现弱还原性，这种现 象称“惰性电子对效应”。
【清华】chap10-2 p区元素_867502050【2013大一上无机化学课件(曹化强)】
磷 结 构： sp3杂化
含氧酸：PO43-+12MnO42-
砷
+24H++3NH4+=(NH4)3[PO4(Mo3O9)4] +12H2O 毒性大、酸碱性
2
等电子体——CO强配位能力原因,CO2\N2O\N3-\NO2+…p206
碳酸盐
溶解性：HCO3-易形成二聚（多聚）从而降低其盐溶解度 水解性：Ba2+\Fe3+\Cu2+ + CO32热稳定性：M(II)CO3=M(II)O+CO2
HNO3 氧化性：C\P\S\I2 +HNO3
Au\Pt+HNO3+HCl NO +H[AuCl4]\
H2[PtCl6] +H2O
盐
硝酸盐热分解：NaNO3\Pb(NO3)2\AgNO3
亚硝酸盐结构：sp2杂化、极毒
反应耦合意义:2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C=6CaSiO3+P4+10CO
15
（2）氮的氧化物* 氮可以形成多种氧化物：N2O，NO，N2O3，
NO2（或N2O4），N2O5。 在氧化物中氮的氧化数可以从+1到+5。
NO因含有未成对电子而具有顺磁性，但在低 温的固体或液体时是反磁性的，这是因为形成双 聚体分子，电子全部配对，没有未成对电子。
••
••
N • O•
N
•
(NO)2分子结构
••
H 110º
113pm • N • 34
14
叠氮酸是一元弱酸，与碱或金属作用生成叠氮化物： HN3 + NaOH = NaN3 + H2O HN3 + Zn = Zn(N3)2 + H2
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第6版)笔记和课后习题(含考研真题)详解(13-18章)【圣
2．p 区元素特征 （1）各族元素性质自上而下呈规律性变化 同族自上而下：原子半径↑，金属性↑，非金属性↓。 （2）多种氧化值 ns2np1～6 的价电子构型使大部分 p 区元素具有多种氧化值。 （3）电负性大 电负性：p 区元素＞s 区元素。 （4）第二周期元素具有反常性 第二周期元素单键键能（N、O、F）＜第三周期元素单键键能（P、S、Cl）。 （5）第四周期元素表现出异样性 d 区元素的插入，使第四周期元素的原子半径显著减小，性质展现出特殊性。
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第 13 章 p 区元素（一）
13.1 复习笔记
一、p 区元素概述 1．p 区元素 p 区元素：除 H 以外的所有非金属元素和部分金属元素。 惰性电子对效应：同族元素，自上而下，氧化值低的化合物的稳定性高于氧化值高的化 合物的现象。
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③加合反应：B2H6＋2NH3→[BH2·（NH3）2]＋＋[BH4]－ 【注意】①乙硼烷自燃和水解放热较大，可用于制作火箭燃料。②乙硼烷是剧毒物质， 空气中其最高允许含量为 0.1µg/g。 （2）硼的含氧化合物 ①三氧化二硼 B2O3 a．物理性质 颜色：白色固体；密度：2.55g·cm－3；熔点：450C。 b．化学性质 被碱金属还原：B2O3＋3Mg→2B＋3MgO 与水反应：
B 2 O 3 HH 22OO 2 H B O 2 HH 22OO 2 H 3 B O 3
②硼酸 H3BO3 化学性质：硼酸为一元弱酸（固体酸）；与多羟基化合物发生加合反应；受热易分解。 ③硼砂 硼砂：硼酸盐的一种，水解呈碱性；溶液中，n（H3BO3）＝n（B（OH）4－），具有缓冲 作用。 （3）硼的卤化物 ①三卤化硼 BX3 BX3 在湿空气中发生水解反应 BX3＋3H2O→B（OH）3＋3HX ②氟硼酸 H[BF4] H[BF4]的酸性比 HF 强，可利用 BF3 的水解制备，反应方程为
第13章-p区元素1硼族元素
12-3-3 硼酸及其盐
硼酸的性质
为固体酸。微溶于冷水，在热水中 溶解度增大（因为部分氢键断裂） 一元弱酸（非三元酸） H3BO3 + H2O [B(OH)4]- + H+ Ka=5.8×10-10
水溶液显酸性, 是由于硼原子是缺电子原子, 价层有空轨道，能接受水解离出的OH-孤对 电子，以配位键形式形成[B(OH)4]-。
电负性( p ) 2.0 1.5 1.6 1.7 1.8
13-2-1 硼族元素概述
ⅣA 硼(B) 铝(Al) 镓(Ga) 铟(In) 铊(Tl) 5 13 31 49 81 原子序数 价层电子构型 2s22p1 3s23p1 4s24p1 5s25p1 6s26p1 0、+1 0、+1 0、+1 0、+3 0、+3 为缺电子原子，可 价电子数价层电子轨道数 主要氧化数 +3 +3 (+3) 形成缺电子化合物 3 4 143 122 163 170 原子半径/pm 88 缺电子原子可作为 原 子 缺电子原子 等电子原子 多电子原子 离子半径 27 50 62 80 88.6 3+ 价电子数 r(M )/pm 中心原子形成： ‖ ∧ ∨ -1) 价层 电子 轨道数 I1/(kJ· mol 801 578 配位键 579 (558 589 如H[BF 4]) 特 点 有空轨道 有孤对电子 1.5 多中心键 1.6 1.7 1.8 电负性 ( p ) 2.0 ( 如 B 2H6) 举 例 B、Al C、Si、H N、O、X
易溶于水, 其溶解度随温度升高而增大 OH 易水解，水溶液呈碱性
O B O
硼砂
B4O72- + 7H2O
4H3BO3 + 2OH -
无机化学课件主族元素
与水作用 2M + 2H2O → 2MOH + H2(g)
Li
Na
K
Ca
氢氧化物水溶液碱性强弱的判断：
M―O―H
M+ + OH― 碱式离解 MO― + H+ 酸式离解
φ —— 中心离子的离子势
z —— 中心离子的电荷数
r —— 中心离子的半径(pm)
z < 0.22 0.22 ~ 0.32 >0.32
硼族元素概述
硼族(ⅢA)：B，Al，Ga，In，Tl 价电子构型：ns2np1 缺电子原子：价电子数<价层轨道数 缺电子化合物：成键电子对数<价层轨道数 例如：BF3，H3BO3。 注意： HBF4不是缺电子化合物。
镁
Li2O
带
的
燃
烧
KO2
与氧的反应：
M + O2
① 正常氧化物(O2―)
② 过氧化物(O22―) ③ 超氧化物(O2―)
2Li + 1/2O2 M + 1/2O2 M + O2 M + O2
Li2O MO (M为碱土金属)
M2O2 过氧化物 （M为碱金属除Li外） MO2 (M=K, Rb, Cs)
K+ r/pm 133
Rb+ r/pm 148
Cs+ r/pm 169
Ca2+ 99 Sr2+ 113 Ba2+ 135
Ga3+ 62 In3+ 81 Tl3+ 95
Ge4+ 53 Sn4+ 71 Pb4+ 84
As5+ 47 Sb5+ 62 Bi5+ 74
无机化学第14章
臭氧在地面附近的大气层中含量极少，但在 距地球表面 25 km 处有一层臭氧层存在，它能吸 收太阳光的紫外辐射，成为保护地球的生命免受 太阳强辐射的天然屏障。但随着大气污染的日益 严重，臭氧层正在逐渐被破坏。 O3 分子的空间构型为Ⅴ形。
• •
图 14-1 O3 分子的结构
O3 的氧化性比 O2 强，它能将 I- 氧化为单质 碘： O3 2KI 2HCl 2KCl I2↓ O2 H2O 在有机化学中，常用臭氧氧化烯烃的反应确 定烯烃中双键的位置。 利用臭氧的氧化性及不容易导致二次污染这 一优点，可用于饮用水消毒，其优点是杀菌快， 且消毒后无异味。
S + 6HNO3
△
H2SO4 + 6NO2 + 2H2O ↑ 2Na 2S + Na 2SO3 + 3H2O
3S + 6NaOH
△
三、过氧化氢
(一) 过氧化氢的性质
纯过氧化氢是淡蓝色黏稠状液体，沸点为 423 K。 过氧化氢与水可形成分子间氢键，因此能与水以任何比 例混溶。常用过氧化氢溶液中H2O2的质量分数为 3%。 H2O2 分子的结构如图 14-3 所示。
2SO2 O2 SO2 2H2S
2SO3 2H2O 3S
二氧化硫只有在与强还原剂作用时，才表现出氧 化性。 二氧化硫主要用于生产硫酸和亚硫酸盐，也用作 漂白剂，还可用作防腐剂和消毒剂。
2. 三氧化硫 纯三氧化硫是一种无色、易挥发的晶体，熔点 为 289.8 K，沸点为 317.5 K。气态三氧化硫为单分 子，其分子的空间构型为平面三角形。
(二) 硫的氧化物
1. 二氧化硫 硫在空气中燃烧生成二氧化硫:
S O2
SO2
无机化学第21章
第21章 P 区金属
本章所讲述的内容涉及Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi 和Po 十种元素, 其中Al, Sn, Pb 为常见元素,本章的重点是这三种元素.
1.铝 是活泼金属元素，有两性，有+3价氧化态化合物Al 2O 3; 形成的共价化合物有缺电子特征，为路易斯酸。
卤化铝（Cl 、Br 、I ）能形成二聚体Al 2X 6以卤桥键相结合。
2.锡、铅 有+2、+4氧化态化合物。
Sn 2+是中等强度酸，是强还原剂。
Sn 4+ 在水溶液中以配离子存在,Pb 2+的酸性不如Sn 2+。
Pb （Ⅳ）是强氧化剂以PbO 2存在。
3.惰性电子对效应: p 区ⅢA—ⅤA 都具有两种氧化态, 低氧化态从上至下稳定，即第六周期的Tl （Ⅰ）、Pb （Ⅱ）、Bi （Ⅲ）稳定。
Ga In Tl Ge Sn Pb As Sb Bi 因此TlCl 、PbCl 2、BiCl 3都很稳定，而Tl 2(SO 4)3, PbO 2、NaBiO 3是强氧化剂。
In （Ⅰ）、Sn （Ⅱ）、Sb （Ⅲ）是还原剂。
这些事实说明6s 2电子对有较大的惰性，不易失去，称为惰性电子对效应.
4. 在周期表中，在第二周期和第三周期元素中，处于对角线位置上的三对元素：Li—Mg 、Be—Al 、B—Si ，它们的性质具有相似性。
这种相似性称为“对角线规则”。
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沿B-Si-As-Te-At对角线，右上角为 除氢外，所有的非金属全部集中在p区 ⅢA-ⅦA和零族元素为p区元素 非金属(包括线上)，左下角为金属
P区元素的特点 (1) 除ⅦA和零族外，均为从 典型非金属→准金属→典型金属
ⅢA 非 原 金 ⅣA 属 金 B子 硼 C 碳 半 铝 Si 硅 性 属 Al 径 增 性 Ga 镓 Ge 锗 增 强 减 大 弱 In 铟 Sn 锡 Tl 铊 Pb 铅 ⅤA N 氮 P 磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋
P区元素的特点 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 660.4℃
Байду номын сангаас
（3）金属的熔点较低
这些金属 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 彼此可形成氪 4 硒 Br 溴 Kr 29.78 ℃ 973.4 ℃ 低熔合金 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 5
如
超纯锗
ⅤA
ⅥA
ⅦA He 氦
无机化学多媒体电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第一节 结束
156.6 ℃ 231.9 ℃ 630.5 ℃
Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po 6 303.5 ℃ 327.5 ℃ 271.3 ℃
At 砹 Rn 氡
P区元素的特点
（4）某些金属具有半导体性质
ⅢA ⅣA
0
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
2 3 4 5 6 ⅢA B 硼 Al 铝 Ga 镓 In 铟 Tl 铊 ⅣA C 碳 Si 硅 Ge 锗 Sn 锡 Pb 铅 ⅤA N 氮 P 磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋 ⅥA 高 He 氦 ⅦA 低 氧 O氧氧 F 氟 Ne 氖 化稳 化稳 S 数硫 Cl 氯 Ar 氩 定 数定 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 化性 化性 合增 减 Te 碲 I合 碘 Xe 氙 物 强At 砹 Rn 氡 物弱 Po
0 ⅥA ⅦA He 氦 O 氧 F 氟 Ne 氖 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 Te 碲 I 碘 Xe 氙 Po At 砹 氡
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P区元素的特点（2）具有多种氧化数
因原子的价电子构型为 ns2np1-5 这种现象称为 非金属元素还具有负氧化数 ns、np电子可参与成键 惰性电子对效应 0
无机化学多媒体电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第一节 p区元素概述
11-1 p区元素概述
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ⅢA B 硼 Al 铝 Ga 镓 In 铟 Tl 铊 ⅣA C 碳 Si 硅 Ge 锗 Sn 锡 Pb 铅 ⅤA N 氮 P 磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋
0 ⅥA ⅦA He 氦 O 氧 F 氟 Ne 氖 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 Te 碲 I 碘 Xe 氙 Po At 砹 Rn 氡