第四章 卤素和氧族元素
卤素和氧族元素精品PPT课件
Po
At 砹 Rn 氡
P区元素的特点
（4）某些金属具有半导体性质
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
2-1 卤族元素通性
氟(F) 氯(Cl)溴(Br) 碘(I)
原子序数 9 17 35 53
价层电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 原子与半稳径定/的pm8电子64构型原9子9 相比1较14仅缺1一33
个电电负子性,(在p同) 周期4.元0 素中3.核0 电荷2是.8最多2的.5,
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
这非种金现n属象s、元称n素为p还电具子有可负参氧与化成数键
惰性电子对效应
0
稳定性减弱 高氧化数化合物
稳定性增强 低氧化数化合物
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
硫代硫酸盐、过二硫酸盐、焦硫酸
盐的性质
目录
1 p区元素概述 2 卤素 3 氧族元素
无机及分析化学多媒体电子教案
卤素和氧族元素
第一节 p区元素概述
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
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
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。
《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
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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。
氧族元素及其化合物
2Ag+2O3 →Ag2O2+2O2
氧族元素及其化合物
臭氧能迅速且定量地把I－氧化成I2，常利用该反应来测定O3的 含量，称之为碘量法。
臭氧具有强氧化性和不易导致二次污染的优点，因此常用作消毒杀 菌剂、空气净化剂和漂白剂等。在废气净化领域，可以利用臭氧氧化废 气中二氧化硫，并制得硫酸以回收利用；在废水处理领域，臭氧可氧化 废水中的有机物，通常与传统水处理技术进行组合，以满足废水深度净 化的要求。
在实验室里，可以将过氧化钠加到冷的稀硫酸或稀盐酸中来制备 H2O2：
Na2O2+H2SO4+10H2O →Na2SO4·10H2O+H2O2 工业上制备过氧化氢，目前主要有电解法和蒽醌法两种方法。
氧族元素及其化合物
三、 硫及其重要化合物 1. 单质硫
单质硫有几种同素异形体，最常见的是正交硫和单斜硫。当 加热到368.6 K时，正交硫不经熔化就转变成单斜硫，当把它冷 却时，就发生相反的转变过程，所以368.6 K是正交硫与单斜硫 之间的平衡转变点：
无机化学
氧族元素及其化合物
一、 氧族元素的通性
周期表第ⅥA族包括氧（O）、硫（S）、硒 （Se）、碲（Te）、钋（Po）五种元素，通称 为氧族元素。其中硒和碲是稀有元素，钋是放射 性元素，最重要的是氧和硫两种元素。有关氧族 元素的一些性质见表8－14。
氧族元素及其化合物
氧族元素及其化合物
氧族元素和卤素相似，随原子序数的增加，原子半径和离子半径增 大，而电负性和电离能则降低。由氧向钋过渡，元素的非金属性逐渐减 弱，金属性逐渐增强，氧和硫是典型的非金属，硒和碲是两性的准金属， 钋是金属。氧族元素的非金属活泼性弱于相应的卤族元素。
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。
p区非金属元素Ⅰ 卤素、氧、硫
F [He]2s22p5
Cl [Ne]3s23p5 Br [Ar]4s24p5 I [Ar]4s24p5 At [Ar]4s24p5
-1,0,
-1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+3,+4,+
卤素的一些重要性质
p区非金属元素Ⅰ 卤素、氧、硫
实验目的 1.掌握卤素及含氧酸盐的氧化性，卤素离子的 还原性，次氯酸盐、氯酸盐强氧化性的区别。 2.掌握氯气、次氯酸盐、氯酸盐的制备方法。 了解氯、溴及氯酸钾的安全操作。 3.掌握H2O2及不同氧化态硫化合物的主要性质。
卤素
卤素(Halogen)这一词的希腊文原意是成盐元 素。周期系第ⅦA族元素，包括了氟(Fluorine) 、氯(Chlorine)、溴(Bromine)、碘(Iodine)和砹 (Astatine)。 电子构型 氧化态
除去沉淀后的溶液含有6～8%的H2O2
一、氯酸钾和次氯酸钠的制备
Cl2、Br2、I2的氧化性 Cl—、Br—、I—的还原性
次氯酸钠的氧化性
氯酸钾的氧化性
H2O2的性质
H2O2的鉴定
氧族元素基本性质
电子构型
O S Se Te Po [He]2s22p4 [Ne]3s23p4 [Ar]4s24p4 [Kr]5s25p4 [Xe]6s26p4
常见氧化态
-2,-1,0, -2,-1,0,+2,+4,+6 -2,0,+4,+6 -2,+2,0,+4,+6 +2,+6
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。
鲁教版高中化学目录
高一
第一章化学反应及其能量改变1．氧化还原反应
2．离子反应
3．化学反应中的能量改变
其次章碱金属
1．钠
2．钠的化合物
3．碱金属元素
第三章物质的量
1．物质的量
2．气体摩尔体积
3．物质的量的浓度
第四章卤素
1．氧气
2．卤族元素
3．物质的量在化学方程式中的应用
第五章物质结构元素周期律1．原子结构
2．元素周期律
3．与素周期表
4．化学键
第六章氧族元素环境爱护
1．氧族元素
2．二氧化硫
3．硫酸
4．环境爱护
第七章碳族元素无机非金属材料1．碳族元素
2．硅和二氧化硅
3．无机非金属材料
高二
第一章氮族元素
第一节氮和磷其次节氨铵盐
第三节硝酸
第四节氧化还原反应方程式的配平
第五节有关化学方程式的计算
其次章化学平衡
第一节化学反应速率
其次节化学平衡
第三节影响化学平衡的条件
第三章电离平衡
第四章几种重要的金属
第五章烃
第一节甲烷
其次节烷烃
第三节乙烯烯烃
第四节乙炔炔烃
第六章烃的衍生物
第七章糖类油脂蛋白质——人类重要的养分物质
第八章合成材料
高三
第一单元晶体的类型与性质
其次单元胶体的性质及其应用
第三单元化学反应中的物质改变与能量改变第四单元电解原理及其应用
第五单元硫酸工业
第六单元化学试验方案的设计。
高中化学 第四章 卤素 课本知识的全面介绍素材 新人教版必修1
第四章卤素前面我们学习了碱金属元素的有关知识，知道碱金属是几种在原子结构和元素性质上都具有一定相似性的金属元素。
这一章我们将要学习的卤素，那么是几种在原子结构和元素性质上都具有一定相似性的非金属元素，它们包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)①等五种元素。
卤素及其化合物的用途非常广泛。
例如，我们每天都要食用的食盐，主要就是由氯元素与钠元素组成的氯化物。
章图中展示了一些卤素及其化合物的用途。
第一节氯气氯在自然界以化合态存在。
单质氯是在18世纪70年代由瑞典化学家舍勒首先发现并制得的。
一、氯气的性质和用途氯气(Cl)分子是由2个氯原子构成的双原子分子。
在通常情况下，氯气呈2黄绿色。
在压强为101kPa、温度为-34.6℃时，氯气液化成液氯。
将温度继续冷却到-101℃时，液氯变成固态氯。
氯气有毒，并有剧烈的刺激性，人吸入少量氯气会使鼻和喉头的粘膜受到刺激，引起胸部疼痛和咳嗽，吸人大量氯气会中毒致死。
所以，在实验室里闻氯气气味的时候，必须十分小心，应该用手轻轻地在瓶口扇动，使极少量的氯气飘进鼻孔(图4-2)。
氯原子的最外电子层上有7个电子，在化学反应中容易结合1个电子，使最外电子层达到8个电子的稳定结构。
氯气是一种化学性质很活泼的非金属单质，它具有较强的氧化性，能与多种金属和非金属直接化合，还能与水、碱等化合物起反应。
1．与金属的反应[实验4-1]用坩埚钳夹住一束铜丝，灼热后立刻放入充满氯气的集气瓶里(图4-3)。
观察发生的现象。
然后把少量的水注入集气瓶里，用玻璃片盖住瓶口，振荡。
观察溶液的颜色。
可以看到，红热的铜丝在氯气里剧烈燃烧，使集气瓶里充满棕色的烟，这种烟实际上是氯化铜晶体的微小颗粒。
这个反应的化学方程式为：Cu+Cl2CuCl2氯化铜溶于水后，溶液呈蓝绿色。
当溶液的浓度不同时，溶液的颜色有所不同。
大多数金属在点燃或灼热的条件下，都能与氯气发生反应生成氯化物。
但是，在通常情况下，干燥的氯气不能与铁起反应，因此，可以用钢瓶储运液氯。
元素化学 第四章氧族元素
3.过氧化氢的制备 实验室
工业：首先电解NH4HSO4然后加入适量硫酸以水解 过二硫酸铵即得过氧化氢
17
5 硫及其化合物 5. 1 单质硫 俗称硫磺，分子晶体，很松脆，不溶于水。 硫的同素异形体，斜方硫(菱形硫):天然硫
单斜硫 弹性硫
斜方硫(黄色) 硫(浅黄)
单斜
18
1.单质硫的结构 S:sp3杂化形成环状S8分子,分子晶体
7
O
酸性介质 碱性介质
O 2 4H
4e ＝ 2H 2 O , E ＝1.229V
-
O 2 2H 2 O 4e ＝ 4OH
, E
0.401V
(2)制备 实验室制法
氧气在酸性介质中有较强的氧化性.
工业制法:通过物理法液化空气，然后分馏。
8
2.2 臭氧O3 1. 氧气O2的同素异形体。 2.臭氧在地面附近的大气层中含量极少，在大气层的最上 层，由于太阳对大气中的氧气的强烈辐射作用，形成了 一层臭氧层。 臭氧层能吸收太阳光的紫外辐射，保护地球上的生命 免受太阳光的辐射。
] 3S 2NO 4H 2 O
35
碱溶（用NaOH或Na2S）
6OH
2-
SnS
2SnS
2
2
2SnO
23
23
SnS
23
3H 2 O
SnS
2
S
SnS
-
As 2 S 3
As 2 S 3 6OH As 2 S 3 3S
弹性硫
22
preparation 3FeS2 + 12C + 8O2 黄铁矿 焦炭 1988年 6365万吨/世界 有限 Fe3O4 + 12CO↑+ 6S
卤族元素知识点总结
第四章卤族元素知识点总结1、卤族元素包括F、Cl、Br、I，原子结构上的相同点是最外层都是7个电子，原子结构上的不同点是电子层数依次增加，原子半径依次增大。
其对应单质都是双原子分子，宏观物质是由肉眼看不到的微观粒子组成的，F2、Cl2、Br2、I2也不例外，其单质分别由大量的F2、Cl2、Br2、I2分子组成，将分子假象为无数个圆形小磁铁，磁铁越大分子间的吸引力自然越大，而其分子的大小关系是F2<Cl2<Br2<I2所以分子间的吸引力I2最大，I2分子间的距离也就越小，所以从F2到I2A：由于分子间的距离逐渐减小，所以分子排列越来越紧密，密度逐渐增大；B：假设分子颜色都相同，那么排列的越紧密颜色越深，所以颜色逐渐加深；C：随着分子间距离的减少其物态也由气态逐渐变化到固态；D：达到物质熔点和沸点必须增大粒子间距离，破坏分子间的吸引力，而分子间的吸引力是逐渐增大的，所以熔沸点是依次升高的；E：物质溶解在水中的实质就是其微粒分散到水分子之间，而由于吸引力的增大分散卤素微粒是越来越困难的，所以溶解度是依次降低的；F：由于原子半径的增大，核对最外层电子的吸引能力是逐渐减小的，抢电子能力减小也就是氧化性是逐渐降低的。
F2>O2>Cl2>浓硫酸>Br2>Fe3+>I2G：对应离子的还原性F-<Cl-<Br<Fe2+<I-<SO22、卤素化学性质递变的具体表现：A：与金属化合，F2、Cl2、Br2可以将金属氧化到最高价，而I2只能将铁氧化到+2价；所以FeCl2和FeI3都是不能由单质直接化合而得到的；B：与H2的化合，与H2化合越来越困难，生成的氢化物也越来越不稳定，（随着抢电子能力的减弱，抢氢的能力也降低）但酸性是逐渐增强的，因为氢越来越自由；C：与水的反应，由于F2的氧化性大于O2所以F2可以置换出水中的氧2F2+2H2O=4HF+O2其他卤素单质氧化性小于O2，发生的是歧化反应X2+H2O=HX+HXOD：卤素间的置换反应，由于氧化性Cl2>Br2>I2，所以氧化性强的卤素可以把氧化性弱的卤素的阴离子氧化成单质而置换出来，但是由于F2要先与水反应放出氧气，所以F2不会置换出其它卤素。
非金属及其化合物(必修-第四章氧族元素)PPT课件
橡胶
非金属化合物如天然橡胶、合成橡胶等是制造轮 胎、胶管等橡胶制品的主要原料。
涂料
非金属化合物如油漆、涂料等是常见的涂装材料 ，广泛应用于建筑、家具等领域。
化妆品
非金属化合物如香料、染料等是常见的化妆品原 料，用于美容和美发等领域。
02
氧族元素的性质
氧族元素的通性
80%
原子结构特点
氧族元素原子的最外层电子数为6， 易得到电子，表现出非金属性。
100%
氧化态
氧族元素常见的氧化态为-2、+4、 +6，随着原子序数的递增，氧化 态逐渐升高。
80%
气态氢化物
氧族元素的氢化物为无色气体， 随着原子序数的递增，沸点逐渐 升高。
氧族元素单质的物理性质
非金属元素广泛分布于地壳、 大气、水体和生物体中，其中 氧、硅、铝、铁、钙、碳、氮 、磷、硫等是地壳中丰度较高 的非金属元素。
非金属元素广泛分布于地壳、 大气、水体和生物体中，其中 氧、硅、铝、铁、钙、碳、氮 、磷、硫等是地壳中丰度较高 的非金属元素。
非金属元素的循环过程
非金属元素的循环主要包括地壳循环和生物循环。
非金属氢化物具有不同的性质，如氨是一种碱性气体，可用于制造氮 肥和化工原料；硫化氢是一种有毒气体，可用于提取硫磺等。
非金属氧化物
非金属氧化物定义
非金属氧化物是由非金属元素与氧元 素形成的化合物。
常见非金属氧化物
性质与用途
非金属氧化物具有不同的性质，如二氧化碳 是一种温室气体，能吸收和重新辐射热量； 二氧化硫可用于制造硫酸等化工产品。
颜色与状态
氧族元素单质通常为无色气体 ，随着原子序数的递增，熔点 逐渐升高。
高三化学非金属及其化合物(一)——卤族元素和氧族元素知识精讲
高三化学非金属及其化合物（一）——卤族元素和氧族元素【本讲主要内容】非金属及其化合物（一）——卤族元素和氧族元素1. 以氯为例，了解卤族元素的物理性质和化学性质。
2. 从原子的核外电子排布，理解卤族元素（单质、化合物）的相似性和递变性。
3. 掌握氯气的化学性质，了解几种重要的含卤素化合物的性质和用途。
4. 了解氧、硫的单质及某些化合物的性质。
5. 以Na2O2为例，了解过氧化物的性质。
6. 掌握硫酸的化学性质。
7. 以硫酸为例，了解化工生产化学反应原理的确定。
初步了解原料与能源的合理利用、“三废处理”与环境保护以及生产过程中的综合经济效益问题。
【知识掌握】【知识点精析】1. 氯及其化合物联系网络2. 氯气化学性质（1）Cl原子的结构：最外层有7个电子，表现强氧化性。
（2）与金属反应Cl2与绝大多数金属能反应（除极少数不活泼金属），且变价金属（如Fe）一般能氧化到最高价。
2Na+Cl2=2NaCl（白烟）2Fe+3Cl3（棕褐色）思考：常温Fe能否与干燥Cl2反应？你能举出实例吗？（不能，除非潮湿Cl2。
液氯用钢瓶盛装运输）Cu+Cl2燃烧CuCl2（棕黄色的烟）注意：由Cu在Cl2中燃烧的现象说明无水CuCl2为棕黄色固体，只有溶于水其颜色由于浓度不同显绿色或蓝色。
思考：[CuCl4]2－+4H2O[Cu（H2O）4]2++4Cl－（绿色）（蓝色）在此平衡体系中，改变下列条件：①加入适量NaCl ②加入适量AgNO3溶液③加入适量水，溶液颜色将如何改变？（①绿色加深②蓝色变深③变蓝色）（3）与非金属的反应氯气除与H2反应外，还能与P、S、Si等非金属反应2P+3Cl22PCl3PCl3+Cl2=PCl5反应现象：有白色烟雾生成——中学化学中唯一的烟、雾同时生成的一个反应。
其中PCl3是生产农药敌百虫的重要原料。
（4）与化合物的反应①跟水反应：Cl2+H2O HCl+HClO（歧化反应）水溶液称氯水，氯水存在的微粒，分析一下其中存在哪些分子、哪些离子？思考：A. 如何证明氯水中存在Cl2、H+、Cl－、HClO?B. 0.224L（标况）Cl2溶于2L水中，Cl2、Cl－、HClO物质的量之和0.01mol?（填大于、小于或等于）②跟碱反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（实验室中常利用该反应用来吸收多余Cl2）③跟其它还原性物质反应④跟有机物反应氯气可跟烷烃、苯、苯的同系物、苯酚等有机物发生取代反应；氯气能跟烯烃、炔烃、芳香烃等发生加成反应。
Ch卤素和氧族元素
• (1) 第一排元素具有反常性质
• 同一族中，第一个元素原子的半径最小，电负性最大，获得电子 的才能最强，因此与同族其它元素相比，化学性质有较大的差异。
• 如：单质的存在状态： ⅤA ⅥA
•
N O 气体
•
P S 固体
• 元素的电子亲合能： EA(F) > EA(Cl) ； EA(O) > EA(S)
• ——惰性电子对效应所致！
• 如：ⅣA： Si(Ⅳ) > Si(Ⅱ)
•
而 Pb(Ⅳ) < Pb(Ⅱ) ， Sn(Ⅱ) < Pb(Ⅱ)
•
即： C(Ⅱ) < Si(Ⅱ) < Ge(Ⅱ) < Sn(Ⅱ) < Pb(Ⅱ)
•
C(Ⅳ) > Si(Ⅳ) > Ge(Ⅳ) > Sn(Ⅳ) > Pb(Ⅳ)
• 惰性电子对效应：自上而下、低氧化态比高氧化态物质稳定! • 惰性电子对效应以第六周期元素最为显著。 • 6s2电子对的惰性最大！ • 如PbO2、NaBiO3为强氧化剂。 • 1s2 2s22p6 3s3p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 • 惰性电子对效应是由能级交织所致。
• (4) 与水的作用分——分两种情况 • a. 置换水中的氧 • 2X2 + 2H2O → 4H+ + 4X- + O2↑ • +：X2 + 2e- → 2X• -：O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O • F2/F-: 2.87V；Cl2/Cl-: 1.3583V ；Br2/Br-: 1.065V ；I2/I-: V • O2/H2O: 1.229V; • 以上数值均为标准电极电势！ • 当pH=7，E(O2 /H2O) = 0.816V
无机化学——氧族元素
52 84
价层电子构型 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 6s26p4
主要氧化数
-1金、属0-性2增、 强-+，24非、、金0+属、6性-++减262弱、、+04、
-2 、 0 、
+2 、+4 +6 增大
-
原子半径/pm 66 104 117 137 153
增大
离子 r(M2-)/pm 140 184 198 221 -
硫、硒、碲还可利用外层d轨道形
离子 r(M2-)/pm 1成4氧0化数为1+28、4+4、+6的1化9合8物 221
-
半径r(M6+)/pm - 29 42 56 67
I1/(kJ·mol-1) 1314 1000 941 869 812 电负性( p) 3.5 2.5 2.4 2.1 2.0
11.3.1 氧族元素概述
52 84
价层电子构型 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 6s26p4
主要氧价构层，化电即数子有构较型强为的-1非ns、2金0n-p属24，性、其-+原24子、获、0+两、6个电-++2子62可、、达+0到4、稳-++定262电的0氧4化数为-2117 137 153
11.3.1 氧族元素概述
ⅥA
氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) (Po)
原子序数 8 16 34 52 84
价层电子构型 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 6s26p4
半衰期为138.7 天。
主要氧化数 -1 -2 -2 0 -+22 +04 -+22 +04 为纯生氧命用元于素医。疗为主富和火角氧高药。空空有(K气飞C斜lO或行方3少、，、硫是年量S、、居发硒单C、里现对) 斜夫的人硫人体于新、 1陈89代、8谢起可、制、造合、金。在、、
2024版新教材高考化学全程一轮总复习第四章非金属及其化合物微专题大素养9氧族元素课件
氢化物
化学 性质
氧化物
硫、硒、碲均有二氧化物、三氧化物，且均是酸酐，其对应的水化物分别为
H2RO3型和H2RO4型两种酸。但所对应最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减 弱
能与大多 数金属直 接化合
特别提醒
①除K＋、Na＋外，一般的金属硫化物难溶于水，如：FeS、ZnS、CuS等。
②
金 △
属
硫
化
物
在
空
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
气
（2）应用及制备 ①工业制备：SO3＋SCl2===SOCl2＋SO2↑。
②二氯化二硫（S2Cl2） 制备：熔融硫直接氯化后可得到S2Cl2。 性质：S2Cl2分子结构与H2O2相似，在空气中发烟，可与水发生反应 生成SO2、S和HCl， 2S2Cl2＋2H2O===SO2↑＋3S↓＋4HCl。
【素养专练】 1.保罗·克拉兹等三位科学家因在氟利昂和臭氧层方面的工作获得诺 贝尔化学奖，他们的研究揭示了大气中臭氧层被破坏的机理，如图所 示。下列说法不正确的是（ ） A．氯原子在反应中作催化剂 B．过氧化氯的结构式为O—Cl—Cl—O C．臭氧分子最终转变成氧气分子 D．过程②中一氧化氯断键形成过氧化氯
答案：B
2.下列有关H2O2的说法错误的是（ ） A．H2O2、Na2O2都属于离子化合物，都存在非极性共价键 B．双氧水是绿色氧化剂，可作医疗消毒剂 C．H2O2既有氧化性，又有还原性，与Cl2、KMnO4反应时表现H2O2 的还原性 D．H2O2作漂白剂是利用其氧化性，漂白原理与HClO类似，与SO2 不同
中
灼
烧
，
生
成
金
属
氧
化
物
和
SO2
，
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用氯气氧化溴化钠中的溴离子
1.在晒盐后留下的苦卤(pH=3.5左右)中通入氯气
基 本 要 求
1. 卤素单质的性质 2. HX的制备、性质及其递变规律 3. 氯的含氧酸及其盐的性质递变规律 4. O3、H2O2、H2SO4分子的结构 5. H2O2、H2S的性质和硫化物的溶 解性 6. H2SO3及其盐、H2SO4及其盐、硫 代硫酸盐、过二硫酸盐、焦硫酸盐 的性质
目 录
1 p区元素概述 2 卤素 3 氧族元素
减 小
2.化学性质 氧化性 F > Cl > Br > I 2 2 2 2
1 2 X2
+ e- → X4HX + O2↑
与水反应：分两类
(1)氧化作用 2X2 + 2H2O
(2)歧化水解 X2 + H2O
H+ + X- + HXO
K Cl2 (1)类反应，并反应激烈 Br2 I2 F2 只能发生 -4 O -9 + 2.0 -13 2F + 2H → 4HF O ↑ 4.2 × 10 7.2 × 10 × 10 2 2 2 Cl2、Br2、I2主要发生(2)类反应 反应程度越来越小 加碱使平衡右移
如
超纯锗
ⅤA
ⅥA
ⅦA He 氦
无机及分析化学多媒体电子教案
5-3 卤素和氧族元素
第一节 小结
无机及分析化学多媒体电子教案
卤素和氧族元素
第二节 卤素
2-1 卤族元素通性
卤素，希腊文原意为成盐元素
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA
0
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
2-2 鹵素单质
氟(F2)
集聚状态 气体 熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188
1.物理性质
氯(Cl2)
气体 -101 -34.6
溴(Br2)
液体 –7.2 58.76
碘(I2)
固体 113.5 184.3
颜色* 溶解度
毒性
浅黄 分解水
黄绿 红棕 紫黑 在水中溶 易溶于 解度不大 有机溶剂 具有刺激性气味，并有毒
2-1 卤族元素通性
Cl、Br、I的价电子构型
9 ns np 原子序数 拆开1对电子 2s22p5 价层电子构型 64 原子半径 /pm ns np 电负性 ( xp) 4.0 拆开2对电子 I1/(kJ· mol-1) 1681
35 53 3s23p5 4s24p5 5s25p5 氧化数为 +3 99 114 133 nd 3.0 2.8 2.5 1251 1140 1008 氧化数为 +5 ns np nd -1、0 -1、0 -1、0 拆开3对电子 主要氧化数 -1、0 +1、+3 +1 、+3 +1、+3 氧化数为 +7 +5 、+7 +5、+7 +5、+7 ns np nd
等氧化剂与浓盐酸反应
MnO2 +4HCl(浓) → MnCl2+ Cl2 +2H2O
2KMnO4 + 16HCl(浓) →
2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
3.制备
卤素阴离子的氧化： 2X-- 2e- → X2
Br2
Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2 工业上从海水中提取*
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 Ⅵ A 高 ⅦA He 氦 低 氧 氟 Ne 氖 O氧氧 F 化稳 化稳 S 数硫 Cl 氯 Ar 氩 定 数定 Se 性 Kr 氪 化硒 化溴 性Br 减 Xe 氙 合碲 增I合 碘 Te 弱 物 物 强 Po At 砹 Rn 氡
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
Ⅲ ⅣA 原A 金 非 属C 金碳 B子 硼 半 性 属 Al 铝 Si 硅 径 增 性 Ga 增镓 强 Ge 减 锗 大 铟 Sn 弱锡 In Tl 铊 Pb 铅 ⅤA N 氮 P 磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋
氟(F) 氯(Cl) 溴 (Br) 碘+1 (I ) 氧化数为
nd17
具有多种氧化数 并相差2
2-1 卤族元素通性
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
9 17 35 53 原子序数 特殊性 价层电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 1.F 电负性大，非金属性强 99 114 133 原子半径/pm 64 2. 原子半径小，空间位阻不大，氧化能 3.0 2.8 2.5 电负性 ( p) 4.0 I1/力强，与具有多种氧化数的元素化合 (kJ· mol-1) 1681 1251 1140 1008 时，该元素往往可呈现最高氧化数 -1、0 -1、0 -1、0 如 AsF 、 SF 、 IF 5 6 7+3 +1、+3 主要氧化数 -1、0 +1、+3 +1、 3.F-F键能小，易打开 ,化学性质活泼 +5 、+7 +5、+7 +5、+7
氟(F2)
1.物理性质
氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
集聚状态 气体 气体 液体 固体 水中颜色 熔点 /℃ -219.6 有机溶剂 -101 (CCl –7.2 113.5 4、CS2)颜色 溴 黄→棕红 沸点黄→棕红 /℃ -188 -34.6 58.76 184.3 碘 * 棕或红棕 颜色 浅黄 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→I3 I2 + I I3
工业上： 电解饱和食盐水溶液制烧碱的副产品
电解
Cl2
2NaCl+2H2O
2NaOH + Cl2 + H2
电解
电解MgCl2熔盐制Mg的副产品
MgCl2(熔融）
2NaCl(熔融）
Mg + Cl2
2Na + Cl2
电解NaCl熔盐制Na的副产品
电解
3.制备
卤素阴离子的氧化：2X-- 2e- → X2
Cl2 实验室：用MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、KClO4
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 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 3 Al 660.4℃
（3）金属的熔点较低
这些金属 Ga 镓 Ge 锗 彼此可形成 4 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 29.78 ℃ 973.4 ℃ 低熔合金 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 5 Te 碲 I 碘 Xe 氙
2. 化学性质 化学性质 氧化性 F > Cl > Br > I 2 2 2 2
1 2 X2
+ e- → X-
与金属、非金属反应
卤素 F2 反应物质 反应程度 所有金属 反应激烈 干燥的氯不 除氮、氧外的非金属 常伴有燃烧和爆炸
Cl2
Br2 I2
与 Fe 反应 与上类似 平稳 可将氯储存 活泼金属 常温 其他金属 在铁罐中加热
1 2
2. 化学性质 化学性质 氧化性 F > Cl > Br > I 2 2 2 2
1 2 X2
+ e- → X-
与金属、非金属反应
卤素 反应物质 反应程度 所有金属 反应激烈 F2 除氮、氧外的非金属 常伴有燃烧和爆炸 F Cu、Ni 、Mg作用，表面生成氟化物 Cl 与上类似 平稳 2与 2 减 保护膜，可阻止进一步被氧化，所以 F 可 2 小 活泼金属 常温 Br2 储存在Cu、Ni、Mg制成的容器中 I2 其他金属 加热
3.制备
卤素阴离子的氧化：2X-- 2e- → X2
F2 电解法：电解三份KHF2和 两份无水HF的熔融混合物 2KHF2
电解
2KF + H2 + F2
由K.Christe设计的方法
1 150 ℃ K2MnF6+2SbF5 2KSbF6+MnF3+ 2 F2
3.制备
卤素阴离子的氧化：2X-- 2e- → X2
156.6 ℃ 231.9 ℃ 630.5 ℃
Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 6 303.5 ℃ 327.5 ℃ 271.3 ℃ Po
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
2-1 卤族元素通性
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
9 17 35 53 原子序数 价层电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 与稳定的 8电子构型原子相比较仅缺一 64 99 114 133 原子半径 /pm p) 4.0 个电子 ,( 在同周期元素中核电荷是最多的 3.0 2.8 2.5, 电负性 原子半径是最小的。 I1/(kJ·mol-1) 1681 1251 1140 1008 非金属性减弱 -1、0 + -1、0 -1、0 易获得电子，是同周期中非金属性最强 I1大, X - e → X 困难 主要氧化数 -1、0 +1、+3 +1、+3 +1、+3 的元素 只有碘才有这种可能 +5、+7 +5、+7 +5、+7