第十三章 p区元素(一) - 新乡学院精品课程建设网
p区重要元素及其化合物
PCl5＋4 H2O ＝ 5HCl＋H3PO4 SiCl4＋3 H2O＝ 4HCl＋H2SiO3 大多数金属氯化物易溶于水，而 AgCl、Hg2Cl2、PbCl2 难溶于水。 金属氟化物与其他卤化物不同，碱土金属的氟化物（特别是 CaF2）难溶于水，而碱土 金属的其他卤化物却易溶于水；AgF 易溶于水，而银的其他卤化物则不溶于水。 8.1.5 含氧酸及含氧酸盐 除氟外，氯、溴、碘都可以与氧化合，生成氧化数为＋1、＋3、＋5、＋7 的各种含氧 化合物（氧化物、含氧酸和含氧酸盐） ，但它们都不稳定或不很稳定。比较稳定的是含氧酸 盐，最不稳定的是氧化物。 含氧酸及其盐的化学性质主要为热稳定性、氧化性，含氧酸还有酸性。它们的制备采 用氧化还原或复分解的方法。卤素的含氧酸（oxyacids of halogen）及其盐都是氧化剂。 氟和氧的化合物叫氟化物（如二氟化氧 OF2） ，因为氟的电负性最大，其氧化数总为负 值，在此氧的氧化数为＋2。因此氟不能形成含氧酸或含氧酸盐。 在卤素的含氧酸及其盐中，以次氯酸（hypochloric acid）及次氯酸盐（hypochlorite） 和氯酸盐（chlorate）为最重要，将重点进行讨论。 (1)次氯酸及次氯酸盐 Cl2 与水作用，发生下列可逆反应： ＋ － Cl2＋H2O HClO＋H ＋Cl Cl2 在水中的溶解度不大，在反应中又有强酸生成，所以上述歧化反应进行的不完全。 HClO 是很弱的酸，K 三种分解方式： ① ② ③ ＝3.98×10 8，它只能存在于溶液中。HClO 性质不稳定，有
－
NaCl＋H2SO4(浓) Δ
NaHSO4＋HCl↑
NaCl＋NaHSO4 >500℃ Na2SO4＋HCl↑ 实验室能够达到的加热温度一般仅能利用第一步反应，生成酸式硫酸盐。 浓硫酸和溴化物、碘化物作用虽然有类似反应，但由于 HBr、HI 的还原性增强，能被 浓硫酸氧化成单质溴或碘，同时生成 SO2 或 H2S： 2HBr＋H2SO4(浓) ＝ SO2＋Br2＋2 H2O 8HI＋H2SO4(浓) ＝ H2S＋4 I2＋4 H2O 因此不能用浓硫酸和溴化物或碘化物的反应来制备 HBr 或 HI，须改用非氧化性的酸，如 磷酸，代替浓硫酸： NaBr＋H3PO4 ＝ Na H2PO4＋HBr (3.3)卤化磷的水解反应 实验室中还常用非金属卤化物水解的方法制备溴化氢和碘化氢： PBr3＋3 H2O ＝ H3P O3＋3HBr 在实际应用时， 只须将溴或碘与红磷混合， 再将水逐渐加入该混合物中， 就可制得 HBr 或 HI： 3 Br2＋2P＋6 H2O ＝ 2 H3PO3＋6HBr 3 I2＋2P＋6 H2O ＝ 2 H3PO3＋6HI (4)HF 的特殊性 由于氟原子半径特别小，且 HF 分子之间易形成氢键而缔合成(HF)n，故出现一些反常 的性质，如： (4.1)反常高的熔、沸点，氟化氢的熔、沸点在卤化氢中为最高； (4.2)HF 可以通过氢键与活泼金属的氟化物形成各种“酸式盐” ，如 KHF2（KH·HF） 等； － (4.3)氢氟酸是弱酸，在 0.1mol·L 1 的溶液中，电离度仅为 10%； (4.4)与其他氢卤酸不同，氢氟酸能与二氧化硅或硅酸盐反应，一般生成气态的 SiF4： SiO2＋4HF ＝ SiF4↑＋2 H2O CaSiO3＋6HF ＝ SiF4↑＋Ca F2＋3 H2O 因此，氢氟酸不能贮于玻璃容器中，应该盛于塑料容器里。上述反应说明 Si－F 键比 Si－ O 键有更大的键能。该反应可利用来蚀刻玻璃，溶解硅酸盐。 HF 能侵蚀皮肤，并且难以治愈，故在使用时须特别小心。 8.1.4 卤化物 卤素和电负性较小的元素形成的化合物称为卤化物（halides） ，可以分为离子型卤化物 和共价型卤化物二类。 卤素与活泼的碱金属、碱土金属形成离子型卤化物，它们的熔沸点高，大多可溶于水 并几乎完全解离。 卤素和非金属或氧化数较高的金属形成共价型卤化物。非金属卤化物的熔沸点低，不 溶于水（如 CCl4） ，或遇水立即水解（如 PCl5、SiCl4） ，水解常生成相应的氢卤酸和该非金 属的含氧酸：
第十三章P区元素
第十三章P区元素一.选择题1.下列关于氟和氯性质的说法正确的是A. 氟的电子亲和势(绝对值)比氯小B. 氟的离解能比氯高C. 氟的电负性比氯大D. F-的水合能(绝对值)比Cl-小E. 氟的电子亲和势(绝对值)比氯大2.按F--Cl--Br--I顺序,下列性质递变规律不正确的是A. X-离子半径:F-<Cl-<Br-<I-B. 电负性:F>Cl>Br>IC. 电子亲和能:F>Cl>Br>ID. X-离子水和热(绝对值):F->Cl->Br->I-3.下列物质中具有漂白作用的是A. 液氯B. 氯水C. 干燥的氯气D. 氯酸钙4．高层大气中的臭氧层保护了人类生存的环境,其作用是A. 消毒B. 漂白C. 保温D. 吸收紫外线5. O3分子中,中心氧原子的杂化态为A. spB. sp2C. sp3D. sp2d或dsp26. H2O2分子中,氧原子用下列哪一种杂化轨道成键A. spB.sp2C. sp3D. dsp2(sp2d)7.由于多硫化物中有过硫链,因此多硫化物具有A. 还原性B. 氧化性C. 既具有氧化性,又有还原性D. 既无氧化性,也无还原性8.下列各组硫化物中,可以在稀盐酸中溶解的是A. MnS,FeSB. ZnS,CuSC. SnS,PbSD. FeS,Ag2S9.对大气污染危害较大工业废气中含有SO2,下列措施中不能有效的消除SO2污染的是A. 用氨水吸收SO2B. 用NaHSO3吸收SO2C. 用石灰乳吸收SO2D. 用Na2CO3吸收SO210. 检验某溶液是否含有S2O32-的方法为A. 加稀盐酸溶液变浑浊B. 加稀盐酸溶液变浑浊且有刺激性气味的气体生成C. 该溶液能使AgBr沉淀溶解D. 加入AgNO3至生成白色沉淀,沉淀颜色由白变黄变棕最后变黑E. 能吸收少量氯气11. 关于离域π键形成条件的叙述,不正确的是A. 在三个或三个以上用σ键联结起来的原子间有可能形成离域π键B. P电子数小于P轨道的两倍C. 成键原子在同一平面上D. 第三周期及其以后的元素不形成离域π键,因为很难发生P—π重叠12．下列单质中与CO是等电子体的是A. NOB. O2C, N2 D. NaH13．下列哪种物质沸点最低A. AsH3B, PH3 C. NH3 D. SbH314．下列哪一组的两种金属遇到冷,浓硝酸都不发生反应(包括钝态)A. Au AgB. Ag CuC. Cu FeD. Fe Al 15．在实验室中,如何存放白磷A. 放在水中B. 放在CS2中C. 放入棕色玻璃瓶D. 放入棕色塑料瓶16．在磷酸二氢钠溶液中加入硝酸银溶液.以下叙述正确的是A. 析出白色AgH2PO4B. 析出黄色Ag2HPO4沉淀C. 析出黄色Ag3PO4沉淀D. 不析出沉淀17．下列酸中,酸性最强的是A. H3PO2B. H3PO4C. H3PO3D. H4P2O718．黑火药的主要成份A. KNO3S CB. NaNO3S CC. KNO3P CD. KNO3S P19．下列物质按氧化性增强的顺序排列正确的是A. H3PO4HNO3H4AsO4HNO2B. H3PO4H4AsO4HNO2HNO3C. H3PO4H4AsO4HNO3HNO2D. H4AsO4H3PO4HNO3HNO220．硼的成键特征是A. 共价性B. 缺电子性C. 多面体性D. 前三者均是21．乙硼烷A. 是强氧化剂B. 是强还原剂C. 很稳定D. 不水解22．下列对硼酸性质的描述不正确的是A, 硼酸是三元酸 B. 硼酸是一元路易斯酸C. 硼酸与多元醇反应,生成配合物,使酸性增强D. 硼酸的溶解度小23．硼酸可缩合成A. 链状或环状多硼酸B. 笼状多硼酸C. 蛛网状多硼酸D. 片层状多硼酸24．下列关于硼酸结构的叙述错误的是A. 硼酸为白色片状晶体,其结构单元为B(OH)3三角形B. 硼原子通过SP3杂化轨道与氧原子成键C. 分子间通过氢键形成接近于六角形的对称层状结构D. 层与层间以范德华力联系25．硼族元素最重要的特征是A. 共价性特征B. 缺电子性特征C. 共价性和缺电子性特征D. 易形成配合物和自身聚合的特征26．从碳到铅,当原子序数增加时,+2氧化态的稳定性A. 增强B. 减弱C. 无变化D. 无法确定27．CO对人体的毒性,源于它的A. 氧化性B. 还原性C. 加合性D. 极性28．CO通过PdCl2溶液生成黑色沉淀,此法可检出CO,此时CO的作用是A. 氧化剂B. 还原剂C. 配位剂D. 催化剂29．碳酸盐的热稳定性主要决定于A. 阳离子的极化力B. 阴离子的变形性C. 晶格能D. 离子键能二.问答题1．写出从海水提取Br2的过程及反应方程式,注明反应条件.2．试讨论氢卤酸的酸性,还原性,热稳定性的变化规律.3.某一金属盐溶液,加入适量Na2CO3生成灰绿色沉淀,再加入H2O2并煮沸,此时溶液呈黄色,冷却并酸化此溶液,再加入H2O2溶液呈蓝色,此蓝色化合物在水中不稳定,在乙醚中较稳定,写出上述各反应的离子方程式.4.在钢铁分析中常用过二硫酸钾的强氧化性来测定钢铁中锰的含量,请写出这一氧化还原方程式.5.为什么在纺织和造纸工业中,常用Na2S2O3消除其中的残余氯,并写出有关反应方程式.6.如何鉴别正磷酸,偏磷酸,焦磷酸7．氟的电子亲合能比氯小，但F2却比Cl2活泼，请解释原因。
P区元素性质小结
04 p区元素的化学性质
氧化还原性
总结词
p区元素的氧化还原性质多样，它们在化 学反应中可以表现出不同的氧化态。
VS
详细描述
p区元素包括第15和第16族的元素，如氮 、磷、砷、锑、铋、硒和碲等。这些元素 具有多种氧化态，这是因为它们的价电子 构型允许它们形成多种价态的化合物。例 如，氮元素可以形成+5价的硝酸盐和+3 价的亚硝酸盐。
详细描述
在p区元素中，随着原子序数的增加，原子半径呈现先减小后增大的趋势。这是因为随着电子的填入，电子之间 的排斥力逐渐增大，导致原子半径增大。
熔点、沸点、硬度
总结词
熔点、沸点和硬度是衡量元素物理性质的重要参数。
详细描述
在p区元素中，随着原子序数的增加，熔点、沸点和硬度呈现先升高后降低的趋势。这是因为随着原 子序数的增加，原子之间的相互作用力逐渐增强，导致熔点、沸点和硬度升高。但当原子序数继续增 加时，原子之间的相互作用力逐渐减弱，导致熔点、沸点和硬度降低。
高性能器件
通过p区元素与其他元素的组合，可以开发出高性能的电子器件和光电器件，如晶体管、 太阳能电池、LED等。
新能源开发
燃料电池
利用p区元素作为催化剂，可以提 高燃料电池的效率和稳定性，推 动新能源技术的发展。
太阳能转换
p区元素在太阳能转换中具有重要 作用，如铜基材料在太阳能热电 转换方面的应用。
生物医学应用
生物成像
利用p区元素的特性，可以实现高分辨率和高灵敏度 的生物成像，有助于疾病的早期诊断和治疗。
药物研发
p区元素可以作为药物的有效成分或辅助成分，用于 治疗癌症、感染性疾病等重大疾病。
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大一p区元素实验报告
大一p区元素实验报告实验名称：大一P区元素实验报告实验目的：通过实验了解P区元素的基本性质、化学反应和实际应用，掌握化学实验的基本技能和方法，培养实验操作能力和实验思维能力。
实验原理：P区元素是指位于周期表的第三区、第五周期以上的元素，包括磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、碲(Te)和碘(I)等。
这些元素在化学和生物学中具有重要的应用和作用。
在实验中，我们将通过以下实验操作探究它们的基本性质：实验1：不同P区元素的颜色反应实验2：P区元素的氧化还原反应实验3：P区元素在化学反应中的应用实验步骤：实验1：1.取5mlPhen水溶液，加2滴氯仿溶液和1mg P、As、Sb、Te 和I各一点点。
2.观察各反应体系的颜色反应。
实验2：1.取5个试管，分别加入P、As、Sb、Te、I，按比例加入金属铜，并加入盐酸。
2.观察反应现象，在反应之后将试管中的结晶收集下来。
实验3：1.分别取4个试管，分别加入P、As、Sb、Te的取物。
2.依次加入NaOH，HN03，KOH饱和溶液，NaHSO3，CuSO4*5H2O，FeSO4*7H2O，BaCl2依次观察在化学反应中的应用。
实验结果：实验1：P、As、Sb、Te分别出现紫色、橙色、橘黄色、红色的不同颜色反应，I则呈现乳白色。
实验2：P、As、Sb、Te、I与铜盐反应，P区元素离子的还原能力依次降低。
P区的元素反应的电子转移次数越多，相应的含氧化还原过程就越显著。
实验3：在NaOH溶液中，P、As、Sb、Te的取物分别呈现出紫色、橙色、橘黄色、红色的沉淀；在HN03溶液中，P、As、Sb 呈现出白色、金黄色、棕色的沉淀，Te呈现出红棕色沉淀；在KOH饱和溶液中，P、As溶液中的铁离子加入后呈现出棕红色沉淀，Sb、Te无明显反应；在NaHSO3溶液中，Sb溶液中属硫酸锂的分子离解程度大，毕竟具有更强的还原性，Sb易被还原成单质而析出，形成黑色Sb沉淀；在CuSO4·5H2O中，P、As、Sb化合物混入CuSO4溶液中，由于P、As、Sb具有还原性，还原了Cu2+，形成了黄色或橙色的Cu2O沉淀；在FeSO4·7H2O中，P和As化合物混入FeSO4溶液中，Ca2+与Fe(SO4)3反应，产生棕色沉淀，其余元素均无明显反应；在BaCl2溶液中，P和As溶液中的碘(离子)加入后产生深蓝色沉淀，Sb溶液中没有明显的变化，Te溶液中生成褐色沉淀。
第十三讲义章p区元素
2 卤化物和多卤化物
离子型卤化物 (1) 卤化物
如：KCl、CaCl2、FeCl2
共价型卤化物 如：AlCl3、CCl4、FeCl3
a 不同氧化值的同一金属卤化物，低氧化值比高氧化 值卤化物有较多离子性。如：离子性: FeCl2 >FeCl3。
b 卤素离子的大小和变形性对金属卤化物的性质影响 较大。如：共价程度：AgI>AgBr>AgCl>AgF
4、重要的盐类 (1) 碳酸盐
NaHCO3: 俗称小苏打，水溶液呈弱碱性；常用于治疗 胃酸过多和酸中毒；也可作制酸剂。
NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2 CaCO3: 石灰石，大理石的主要成分，也是中药珍珠、 钟乳石、海壳的主要成分。 碱土金属碳酸盐(BeCO3除外)可以发生如下反应： MCO3 + H2O + CO2 M2+ + 2HCO3- (M=Ca、Sr、Ba) (2) 硫酸盐 Na2SO4.10H2O: 俗称芒硝，易风化脱水，可作为缓泻剂。 Na2SO4：中药上称玄明粉，易潮解，可作为干燥剂、缓泻剂。
(2) 多卤化物：由金属卤化物与卤素单质加合而成，如:KI3。 KI + I2 KI3
3 卤素含氧酸及其盐
氟除外，氯、溴、碘形成的四种含氧酸为：
次卤酸(HXO) 亚卤酸(HXO2) 卤酸(HXO3) 高卤酸(HXO4)
过氧离子：O22- [—O—O—]2a Na2O2 + 2H2O = H2O2 + 2NaOH
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
2H2O2 = 2H2O +O2
2Na2O2 +CO2 = Na2CO3+O2 b BaO2 + H2SO4 = H2O2+BaSO4 (H2O2的实验室制法)
P区元素概述
2.影响含氧酸氧化能力的因素： 影响含氧酸氧化能力的因素： 影响含氧酸氧化能力的因素 （1）中心原子结合电子的能力：能力越强，越容易 ）中心原子结合电子的能力：能力越强， 被还原 （2）中心原子与氧原子之间的键的强度：键越强， ）中心原子与氧原子之间的键的强度：键越强， 含氧酸就越稳定 含氧酸就越稳定 （3）其他过程的能量效应 ）
6
1.无机含氧酸的结构： 无机含氧酸的结构： 无机含氧酸的结构 许多P区元素都可以形成无机含氧酸 区元素都可以形成无机含氧酸， 许多 区元素都可以形成无机含氧酸，如HClO4、 HNO3、H3PO4、H2SO4等。这些酸中，至少都含有一 这些酸中， 羟基（ ），由羟基电离出来的质子才是酸中 个羟基（—OH），由羟基电离出来的质子才是酸中 + ），由羟基电离出来的质子才是酸中H 的只要来源 2.含氧酸的酸性： 含氧酸的酸性： 含氧酸的酸性 电负性越强 （1）中心原子的电负性越强，含氧酸的酸性就越强 ）中心原子的电负性越强， 不同氧化数（ （2）同一元素不同氧化数（化合价不同）的含氧酸中， ）同一元素不同氧化数 化合价不同）的含氧酸中， 高氧化数的含氧酸的酸性一般比低氧化数的强 非羟基氧越多 （3）中心原子周围非羟基氧越多，酸性越强 ）中心原子周围非羟基氧越多，
3
3、第二周期P区元素的特殊性 、第二周期 区元素的特殊性
第二周期的价层电子构型为2s²2p1~6，没有能量相近 第二周期的价层电子构型为 空轨道可以利用 因此，有一些特殊性。 可以利用， 的空轨道可以利用，因此，有一些特殊性。 （一）半径较小、电负性较大，形成共价键的趋势较大。 半径较小、电负性较大，形成共价键的趋势较大。 共价键的趋势较大 单键键能远远小于第三周期元素 远远小于第三周期元素， （二）单键键能远远小于第三周期元素，这点与同主族 中单键键能从上到下依次递减的规律不符 形成化合物时配位数较小，一般都小于4 配位数较小 （三）形成化合物时配位数较小，一般都小于
无机化学s区和p区元素
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
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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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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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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。
第十三章 p区元素
第十三章 p区元素（一）13.1 p区元素概述p区元素包括周期系中ⅢA---ⅦA及希有气体元素，这些元素的最外层分别有2个s电子和1--6个p电子。
p区元素具有以下特点:1、价电子层结构通式为ns2np1--6。
2、非金属向金属过渡。
同一主族，从上到下，原子的最外层电子数相同，原子半径逐渐增大，而有效核电荷只是略有增加，获得电子能力逐渐下降，因此，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
这种变化规律在p区ⅢA---ⅦA族中显得突出明显。
这几族元素每族都是从1个典型的非金属元素开始过渡到一个典型金属元素结束。
3、第一横排元素不规则性。
各族的第一个元素，主要指F, O, N, C，它们在本族元素的性质递变上有反常表现。
其主要原因是:（1）原子半径特别小。
（2）电负性明显地大。
3无法动用d轨道。
表现为1)F, O, N同H形成的化合物中易形成氢键。
（2）配位数小。
（3）单键键能反常地小。
这是因为当两个F, O, N原子靠近组成单键时, 它们原子外层上还有未键合的孤对电子，原子间距离小时，这些孤对电子间将产生明显的排斥作用，弱化了单键，这种现象也称为孤对电子的排斥效应。
4、中间横排元素的不规则性。
从第四周期始，p区元素次外层不再是8个电子，而是18个电子，多了10个3d电子，这样使的第四周期的p区元素的有效核电荷显著增大，对核外电子的吸引力增强,造成同族内原子半径、电负性、电离能、φ等的递变出现不规则性，变的缓慢甚至发生逆转现象。
例:ⅢA族原子半径电负性第一至第三电离能之和（埃）（kJ/mol)B 0.82 2.01 6888Al 1.18 1.47 5140Ga 1.26 1.82 5520In 1.44 1.49 5084Tl 1.48 1.44 5438中间横排元素的不规则性，是由元素在周期表中的排列位置以及电子层构型的特殊性所造成。
5、氧化值。
大多数p区元素具有多种氧化值，其最高正氧化值等于其最外层电子数，等于其族数。
chap10-1 p区元素
（3）氧化物及其水合物的酸碱性
同种元素不同价态形成的含氧酸，价态越高，酸 性越强。因为价态高的R具有更高的氧化性，吸引 电子能力更强，如氯形成的含氧酸强度的规律是： HClO4>HClO3>HClO2>HClO 不同元素形成的含氧酸，一般以元素的电负性大 小作为判断酸强度的依据。如： H2SO4(+6) > H3PO4(+5) > H2CO3(+4)
电解
2KHF2
2KF + H2(g) + F2(g) （阴极） （阳极）
16
Cl2
工业 (电解饱和食盐水):
氯气也是氯化镁熔盐电解法制镁的副产品。 2NaCl +2H2O
电解
2NaOH + H2 + Cl2
实验室(氧化还原法):
利用二氧化锰、高锰酸钾、重铬酸钾、氯酸钾 等强氧化剂还原浓盐酸的反应，如：
7
4 p区元素的化学通性 p区的金属元素均具有较强的还原性，易成盐。 p区的非金属元素一般既具有氧化性也具有还原性。 稀有气体元素非常稳定，一般情况下不参与化学反应。 （1）氢化物
p区元素的氢化物
B2H6 Al2H6 Ga2H6 -
CH4 SiH4 GeH4 SnH4 PbH4
NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3
从HF,HCL,HBr到HI，在水溶液中的酸性依次增强， 但氢氟酸有个特殊的性质，就是其浓溶液的电离度 要大于稀溶液的电离度，导致浓氢氟酸是强酸。 氢氟酸能与SiO2或者硅酸盐进行反应，如： SiO2 + 4HF =SiF4 +2H2O CaSiO3 + 6HF = CaF2 + SiF4 +3H2O
p区元素
-1
水下火箭燃料
三氧化二硼
B 2O 3 制备： 原子晶体：熔点460C
无定形体：软化
4B(s) 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) 2H 3 BO 3 B 2 O 3 3H 2 O
焦磷酸盐：
Cu
2
Cu 2 P2 O 7 s, 浅蓝） （ [Cu(P2 O 7 ) 2 ] （蓝）
4 P2O7-
4 P2O7-
6
4Ag +P2 O7 Ag 4 P2 O7
4-
白色
氧族(ⅥA)：O, S, Se, Te, Po 价电子构型：ns2np4
过氧化氢（H2O2）
..
N
107.3o
H H
H
氨性质：
(1) 易溶于水，易形成一元弱碱
NH 3 H 2O NH 3 H 2O NH 4 OH
(2) 强还原性
4NH3 3O 2 (纯) 2N 2 6H 2 O 4NH3 5O 2 (空气) 4 NO 6H 2O
Pt
2
氧化性酸溶解(HNO3)：
3CuS 8HNO3 3Cu(NO3 ) 2 2NO 3S 4H 2O 3Ag 2S 8HNO3 6AgNO3 2NO 3S 4H 2O
C：sp2杂化
O O C O
2-
π
6 4
碳酸及其盐的热稳定性:
（1）H2CO3<MHCO3<M2CO3
H 2 CO 3 H 2 O CO 2 (g) 2M HCO 3 M 2 CO 3 H 2 O CO 2
第十三章p区元素一
[Al(H2O)6 ]3 [Al(OH)(H2O)5 ]2 H Ka 10-5.03
2Al3 2S2- 6H2O 2Al(OH) 3 (s) 3H2S(g)
2Al 3
3CO
23
3H 2 O
2Al(OH) 3 (s)
3CO2
(g)
Al3+的鉴定：在氨碱性条件下，加入茜素
Al3 3NH3 H2O Al(OH) 3(s) 3NH4 Al(OH) 3 3C14H6O2 (OH)2 Al(C14H7O4 )3(红色) 3H2O
有CH4，但无BH4 最简单的硼烷：B2H6
HH HBBH
HH
硼烷的结构
B：利用sp3杂化轨道，与氢形成三中心两电子键。 （氢桥）
HH
H
记作： B B
HHH
要点：B的杂化方式，三中心两电子键、氢桥。
B4H10分子结构
硼烷的性质
(1) 自燃
B2H6 (g) 3O2 (g) B2O3(s) 3H2O(g)
化学活性高， 硬度大 熔点，沸点都很高。
α-菱形硼（B12）
13.2.3 硼的化合物
• 硼的氢化物 • 硼的含氧化合物
– (1)三氧化二硼 – (2)硼酸 – (3)硼砂 • 硼的卤化物 • 氮化硼
硼的氢化物------硼烷
分类：BnHn+4和 BnHn+6
例：B2H6
B4H10
乙硼烷 丁硼烷
Cl Cl Cl
硼族元素的一般性质
• B为非金属单质，Al，Ga，In，Tl是金属
• 氧化态：B，Al，Ga （+3） In （+1，+3） Tl （+1）
• 最大配位数 B：4 其它：6
P区元素概述
p区金属与非金属交界的一些元素如硅锗锡等及某些化合物具有半导体性质即导电性介于金属和绝缘体之间是半导体材料本区金属的高氧化态氧化物多数有不同程度的两性性质4它们在自然界都以化合物存在除铝外多为各种组成的硫化物矿
主族金属元素( 第九章 主族金属元素(二) 铝 锡 铅 砷 锑 铋
第一节 P区元素概述 区元素概述 第二节 铝 第三节 锡铅 第四节 砷锑铋
p区：包括ⅢA到ⅦA族元素和零族元素，其价层电子 区 包括Ⅲ 到 族元素和零族元素， 族元素和零族元素 构型为ns 例外， 构型为 2np1-6（He例外，1s2）。 例外 该区的右上方属典型的非金属元素， 该区的右上方属典型的非金属元素，而左下方元素 则带有明显的金属性，多为低熔金属， 则带有明显的金属性，多为低熔金属，处于对角线两 侧的元素的单质及其化合物往往具有半导体性质。该 侧的元素的单质及其化合物往往具有半导体性质。 区元素通常具有几种不同的正化合价， 区元素通常具有几种不同的正化合价，最高化合价等 于其族数。其中O元素和 元素是活泼性特强的非金属 元素和F元素 于其族数。其中 元素和 元素是活泼性特强的非金属 元素只有在与F元素生成的二 元素，一般不呈正价。 元素只有在与 元素，一般不呈正价。O元素只有在与 元素生成的二 元化合物中呈正价，在过氧化合物中为-1价 元化合物中呈正价，在过氧化合物中为 价，其余均 元素在任何化合物中均为-1价 不呈正价。 为-2价；F元素在任何化合物中均为 价，不呈正价。 价 元素在任何化合物中均为 零族元素一般不参与化学反应，呈惰性。 零族元素一般不参与化学反应，呈惰性。
P区元素——精选推荐
P区元素一、卤素单质（氟、氯、溴、碘、砹）⒈卤素单质的物理性质⒉卤素单质的化学性质卤素是很活泼的非金属元素。
卤素单质具有很强的氧化性，能与大多数元素直接化合。
例如：位于前面的卤素单质可以氧化后面卤素的阴离子。
Cl2 + 2Br-→ 2Cl- + Br2★卤素与水反应分为两类：氧化反应：2X2 + 2H2O → 4X- + 4H+ + O2激烈程度：F2＞Cl2＞Br2，碘不发生此类反应。
歧化反应：可见，反应进行的程度Cl2＞Br2＞I2,氟只发生第一类反应。
通常所用的氯水、溴水、碘水主要成分是单质。
★卤素在碱性条件下发生两类歧化反应：X2 + 2OH－→ X－+ XO－+ H2O3X2 + 6OH－→ 5X－+ XO3－+ 3H2O二、卤素的氢化物概述卤素的氢化物称为卤化氢，即氟化氢HF、氯化氢HCl、溴化氢HBr、碘化氢HI等。
常温下卤化氢都是无色、有刺激性气味的气体。
卤化氢易溶于水，其水溶液叫氢卤酸。
除氟化氢外，其它氢化物均为强酸。
可直接用水和卤素与磷混合物反应制备卤化氢。
2P + 3Br2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HBr2P + 3I2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HI三、卤化物和多卤化物⒈卤化物卤素和电负性比它小的元素生成的化合物叫卤化物。
卤化物可以分为金属卤化物和非金属卤化物，根据卤化物的键型，又可以分为离子型卤化物和共价型卤化物。
⑴金属卤化物所有金属都能形成卤化物。
碱金属、碱土金属以及镧系、锕系元素的卤化物大多数属于离子型或接近离子型，例如：NaX，BaCl2，LaCl3等。
当阴阳离子极化作用比较明显时，表现出一定的共价性，如：AgCl等。
有些高氧化值的金属卤化物则为共价型卤化物，如，AlCl3,SnCl4,FeCl3,TiCl4等。
在金属卤化物中,对应氢氧化物不是强碱的都易水解，产物为氢氧化物或碱式盐。
需特殊记忆的有：SnCl2 + H2O → Sn(OH)Cl + HClSbCl3 + H2O → SnOCl + 2HClBiCl3 + H2O → BiOCl + 2HCl⑵非金属卤化物非金属硼、碳、硅、氮、磷等都能与卤素形成各种相应的卤化物。
P区元素概述范文
P区元素概述范文P区元素是指存在于原子周期表中的第三周期（P周期）的元素。
这个周期包括了从硼（B）到钍（Th）的元素。
这些元素的共同特点是它们的外层电子壳层有三个电子。
以下是对P区元素的详细概述。
P区元素的原子序数从5到83、这个区域的元素具有不同的化学性质和物理性质。
P区元素的共同特点是它们的化合价为正或负三价。
它们的外层电子结构为ns^2np^3P区元素包括硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）、氟（F）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和钍（Th）。
其中，硼、碳、磷和硫是非金属元素，氮、氧、氟、氯、溴和碘是卤素元素，钍是一种稀土元素。
非金属元素在物理性质上通常是不良导体，它们的密度较低，boiling和melting points也比较低。
这些元素一般是不可延展的固体，具有不同的颜色和脆弱性。
最典型的例子是磷和硫，它们在常温下是黄色和黄绿色的固体。
卤素元素具有强烈的活性，是化学反应中的重要参与者。
它们是七大水平上的第17族元素。
卤素元素在常温下以气体、液体或固体形式存在。
它们以其强烈的臭气而闻名，如氯气和溴气。
钍是一个稀土元素，具有复杂的电子结构。
它是一个金属元素，具有较高的密度和熔点，且化学惰性较强。
P区元素在化学反应中表现出多样性。
它们可以形成离子和共价结构。
这些元素在化合物中通常出现负离子形式，并与金属元素或组成阳离子的非金属元素反应。
其中一个著名的例子是氧，它在许多化合物中以氧阴离子（O2-）的形式存在，并与金属形成氧化物。
另一个重要的P区元素是氮，它在许多生物分子中起到关键的作用。
氮是DNA、RNA和蛋白质等生物分子的组成部分。
它也是植物和动物体内的重要元素。
氮是植物生长所需的主要元素之一，它在土壤中以硝酸盐的形式存在，并被植物吸收和利用。
总的来说，P区元素是原子周期表中具有特殊化学性质的元素。
它们的外层电子壳层具有特定的电子配置，使它们在化学反应中表现出不同的性质。
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第十三章 p区元素（一）
1、硼族元素的原子都是电子原子，在硼的化合物中，硼原子的最大配位数是。
硼和铝都是亲元素。
2、硼砂的化学式为，其水溶液呈性。
由于其中含有等物质的量的和，故硼砂的水溶液可作为溶液使用。
3、硅酸钠的水溶液俗称为，该溶液呈性，可与NH
4
Cl溶液反应制得，该产物加热脱水后得到，它具有作用，能用作。
4、α－H
2SnO
3
溶于酸，溶于碱，β－H
2
SnO
3
可用金属锡与
反应制得，它溶于酸，溶于碱。
5、碳酸、碳酸盐、碳酸氢盐的热稳定性由高到低的顺序为、、。
这一现象可用理论来解释。
6、下列化合物不属于缺电子化合物的是（）。
（A） BCl
3 (B)HBF
4
(C)B
2
H
6
(D)Al(OH)
3
7、下列物质属于Lewis酸的是（）。
（A）BF
3 (B)H
3
BO
3
(C)丙三醇（D）HF
8、关于硼和铝的卤化物的下列叙述中错误的是（）。
（A）硼和铝的卤化物都是共价型化合物；
（B）三卤化硼熔点，沸点高低顺序为BF
3<BCL
3
<BBr
3
<BI
3
；
（C）BX
3水解的最后产物都是H
3
BO
3
和相应的HX；
（D）制备无水AlCl
3
只能采用干法。
9、下列反应的最终产物没有硫化物沉淀生成的是（）
（A）在无氧和无多硫化物存在下SnCl
2与Na
2
S反应；
（B）Pb(NO
3)
2
与过量的Na
2
S反应；
（C）SnCl
4与H
2
S溶液反应；
（D）SnCl
4与过量Na
2
S反应。
10、下列各组物质可共存于同一溶液中的是（）
（A）Pb2+，NO
3－，Na+，Cl－，SO
4
2－
（B）Sn2+，H+，Cr
2O
7
2－，K+，Cl－
（C）Sn(OH)
3－，Bi3+，Sn(OH)
6
4－，Sb3+
（D）Al(OH)
3，Cl－，NH
3
·H
2
O，NH
4
+。