第10章 P区元素(一)
10.p区元素1
B(OH)3 +H2O
[B(OH)4 ] +H
+
硼酸是典型的路易斯酸，在硼酸溶液中加入多 羟基化合物（如丙三醇、甘露醇），由于形成配位 个体和 H+ 而使溶液酸性增强：
R ∣ H─C─OH ∣ H3BO3 +2 H─C─OH ∣ R R ∣ H─C─O ∣ H─C─O ∣ R R ∣ O─C─H B ∣ O─C─H ∣ R
+H+ +3H2O
大量硼酸用于搪瓷工业，有时也用作食物防腐 剂。硼酸在医药卫生方面也有广泛应用。
H
O
B
O
H
O
H
H3BO3 的结构
2. 硼酸盐 硼酸盐有偏硼酸盐、原硼酸盐和多硼盐等多种类 型。硼砂的分子式是 Na2B4O5(OH)4 ·8H2O，通常写为 Na2B4O7 ·10H2O。 硼砂是无色透明的晶体，在干燥空气中容易失水 风化。硼砂受热时失去结晶水，加热至 350~400 ℃进 一步脱水而成为无水四硼酸钠；熔融的硼砂可以溶解 许多金属氧化物，形成偏硼酸的复盐：
可用萤石、浓硫酸与 B2O3 共热制备 BF3： B2O3 +3CaF2 +3H2SO4 (浓) 2BF3 3CaSO4 +3H2O BF3 在水中容易水解：
BF3 +3H2O
H3BO3 3HF
生成的 HF 与过量的 BF3 加合生成氟硼酸： BF3 +HF HBF4 氟硼酸是一种强酸。 BCl3 是一种无色液体，可采用氯化法制备： B2O3 +3C+3Cl2 2BCl3 +3CO BCl3 也有强烈接受孤对电子的倾向，它也是很强 的路易斯酸。BCl3 遇水发生强烈水解： BCl3 +3H2O H3BO3 3HCl
p区非金属元素(一)(卤素、氧、硫)(3学时)
p区非金属元素(一)(卤素、氧、硫)(3学时)
卤素是无机元素，它的原子结构由海德兰（Heldelberg）系统中的17种元素构成，
这些元素包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和氙（Xe）。
在常温常压下，它
们分别以气体、液体和固体的形式存在。
除了碘外，卤素之间互相极其易溶，但已知性质
又有很大的不同。
由于卤素具有高的电负性，它们能够通过组装到多种特定的构型中形成电离软下化合物，如盐和硫酸盐。
因此，它们不仅可以提供对多种非金属元素的易溶性，还可以提供其
他种类的化学反应。
卤素最初发现于18月，由爱因斯坦（Einstein）等人发现，被称为“阿里斯王子”（Prince Albert）。
在20世纪开始以来，卤素则被广泛应用于农业、工业和放射性元素
提取等领域，包括催化芳烃反应、用合成药物等。
此外，卤素还有重要的作用，特别是当与其他物质（如氧、硫等元素）结合时，能够
丰富和改善空气质量。
例如，氯可以与水混合形成消毒剂，用于净化水；溴可以与水混合
形成净化剂，可用于净化工厂污水、污泥等；硫也可以改善空气质量，用于降低空气污染。
由于其许多特性，卤素对当今社会至关重要，它给改善生活质量和保护环境带来巨大
的贡献。
因此，在未来，卤素将继续被广泛应用于许多领域，并将一直是人类发展的重要
元素。
p区元素实验报告
p区元素实验报告P区元素实验报告引言：P区元素是指位于元素周期表第15组的元素，包括氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)和铋(Bi)。
这些元素在化学和生物学领域中具有重要的应用价值。
本实验旨在通过实际操作，探索P区元素的性质和特点。
实验一：氮的制备和性质氮是地球大气中含量最丰富的元素之一，它在自然界中以氮气（N2）的形式存在。
实验中，我们采用了氨水和氯化铵的反应制备氮气。
首先，在装有氨水的烧瓶中加入适量的氯化铵固体，然后用酸将氯化铵分解生成氨气（NH3），最后通过加热和冷却的过程将氨气转化为氮气。
实验结果表明，氮气是一种无色、无味、无毒的气体，具有较低的反应性。
实验二：磷的制备和性质磷是一种非金属元素，它以白色或黄色固体的形式存在。
实验中，我们采用了磷酸钠和硫酸的反应制备磷酸氢二钠。
首先，在烧杯中加入适量的磷酸钠固体，然后缓慢加入硫酸，搅拌使反应进行。
实验结果表明，磷酸氢二钠是一种无色结晶体，具有较强的酸性。
实验三：砷的制备和性质砷是一种具有金属和非金属特性的元素，它以灰色固体的形式存在。
实验中，我们采用了砷酸钠和硫酸的反应制备砷酸氢钠。
首先，在烧杯中加入适量的砷酸钠固体，然后缓慢加入硫酸，搅拌使反应进行。
实验结果表明，砷酸氢钠是一种无色结晶体，具有毒性。
实验四：锑的制备和性质锑是一种具有金属和非金属特性的元素，它以灰色固体的形式存在。
实验中，我们采用了锑酸钠和硫酸的反应制备锑酸氢钠。
首先，在烧杯中加入适量的锑酸钠固体，然后缓慢加入硫酸，搅拌使反应进行。
实验结果表明，锑酸氢钠是一种无色结晶体，具有较强的酸性。
实验五：铋的制备和性质铋是一种具有金属特性的元素，它以银白色固体的形式存在。
实验中，我们采用了铋酸钠和硫酸的反应制备铋酸氢钠。
首先，在烧杯中加入适量的铋酸钠固体，然后缓慢加入硫酸，搅拌使反应进行。
实验结果表明，铋酸氢钠是一种无色结晶体，具有较强的酸性。
结论：通过本次实验，我们对P区元素的制备和性质有了更深入的了解。
p区元素总结
14.1.2 氮族元素的单质?????图14-2 氮族元素的单质1.存在氮族元素中除磷在地壳中含量较多外，其它各元素含量均较少。
氮主要以单质存在于大气中，天然存在的氮的无机化合物较少。
磷较容易氧化，在自然界中不存在单质。
它主要以磷酸盐的形式分布在地壳中。
? 砷、锑和铋主要以硫化物矿的形式存在，如雄黄：As4 S4。
雌黄(As2S3 )辉锑矿(Sb2S3 ) 雄黄(As4S4)图14-3 氮族元素的存在2. 性质除氮气外，其它氮族元素的单质都比较活泼。
化学性质列于上表中。
表14-2 氮族元素的化学性质3. N2N2分子的分子轨道表达式为：N2[(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(π2py,π2pz)4(σ2px)2]氮气是无色、无臭、无味的气体。
沸点为-195.8°C。
微溶于水。
强的N≡N键(944kJ/mol)，常温下化学性质极不活泼，故N2常常作为惰性气体使用。
4. 磷的同素异形体图14-4 白磷和红磷（1）白磷的结构白磷的结构由P4分子通过分子间力堆积起来，每个磷原子通过其px，py和pz轨道分别和另外3个磷原子形成3个σ键，键角∠PPP为60°，分子内部具有张力，其结构不稳定。
图14-5 白磷的结构白磷的性质白磷P4是透明的、柔软的蜡状固体，化学性质活泼，空气中自燃，溶于非极性溶剂。
图14-6 白磷在空气中自燃白磷的制备将磷酸钙、砂子和焦炭混合在电炉中加热到约1500?C，可得到白磷。
2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) P4(g) + 6CaSiO3(l) + 10CO(g)（2）红磷将白磷隔绝空气加热到400℃时可得到红磷。
红磷的结构较复杂。
一种观点认为：P4分子中的一个P—P键断裂后相互连接起来形成长链结构。
所以红磷较稳定，400℃以上燃烧，不溶于有机溶剂。
图14-7 红磷的可能结构（3）黑磷黑磷具有与石墨类似的层状结构，但与石墨不同的是，黑磷每一层内的磷原子并不都在同一平面上，而是相互连接成网状结构。
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。
实验P区非金属元素（一）（卤素、氧、硫）
实验 P 区非金属元素（一）（卤素、氧、硫）一、实验目的1、学习氯气、次氯酸盐、氯酸盐的制备方法。
掌握次氯酸盐、氯酸盐强氧化性的区别。
了解氯、溴、氯酸钾的安全操作。
2、掌握H2O2 的某些重要性质。
3、掌握不同氧化态硫的化合物的主要性质。
4、掌握气体发生的方法和仪器的安装。
二、实验用品仪器：铁架台、石棉网、蒸馏烧瓶、分液漏斗、烧杯、大试管、滴管、试管、表面皿、 离心机、酒精灯、锥形瓶、温度计。
固体药品：二氧化锰、过二硫酸钾。
液体药品：HCl(浓、6mol/L、2mol/L)、H2SO4(浓、3mol/L、1mol/L)、HNO3(浓)、 NaOH(2mol/L)、 KOH(30%)、KI(0.2mol/L)、KBr(0.2mol/L)、 K2Cr2O7(0.5mol/L)、 KMnO4(0.2mol/L) 、 Na2S(0.2mol/L) 、 Na2S2O3(0.2mol/L) 、 Na2SO3(0.5mol/L) 、 CuSO4(0.2mol/L)、 MnSO4(0.2mol/L、 0.002mol/L)、 Pb(NO3)2(0.2mol/L)、 AgNO3(0.2mol/L)、 H2O2(3%)、氯水、溴水、碘水、CCl4、乙醚、品红、硫代乙酰胺（0.1mol/L）。
材料：玻璃管、橡皮管、棉花、冰、pH试纸、滤纸。
三、实验内容：（一）氯酸钾和次氯酸钠的制备分液漏斗装有30mL浓盐酸； A管装15mL30%的KOH， 蒸馏烧瓶内装15g二氧化锰，并置入70~80℃的热水浴中； B管装有15mL2mol/LNaOH， 置入冰水浴中； C管装15mL 水；D装2mol/LNaOH溶液（目的吸收多余的氯气），并在瓶口覆盖用硫代硫酸钠溶液 浸过的棉花（目的除氯气）。
MnO2 + 4HCl(浓) === MnCl2 + Cl2↑+2H2O3Cl2 + 6KOH(热) === 5KCl + KClO3 +3H2OCl2 + 2NaOH === NaCl + NaClO +H2OCl2 + H2O === HCl + HClO注意：（1）装置的气密性；（2）滴盐酸要缓慢而均匀；（3）A 管溶液由黄变无色 时，停止加热氯气发生装置，反应停止往蒸馏烧瓶中加入大量水；（4）冷却 A管溶液， 析出氯酸钾晶体，倾析法倾去溶液，晶体置入表面皿，滤纸吸干；（5）注意观察各管 实验现象，做好记录；（6）注意通风。
第十章p区常见元素及其主要化合物
平行反应
Cl2 + NaOH→ 2NaClO + NaCl + H2O 2Cl2 + 3Ca(OH) 2→ Ca(ClO)2 + CaCl 2 · Ca(OH)2 · H2O + H2O NaClO + 2HCl→ NaCl + Cl2↑ + H2O (5)氯酸及其盐:
氧化性:
a. 固体 KClO3 具有强的氧化能力,当它与各种易燃物混合后,撞击爆炸着火. b. KClO3 水溶液的氧化性要在酸性条件下才具有. KClO3 + 6KI + 3H2SO4 → 3K2SO4 + KCl + 3I2 + 3H2O 稳定性:
HX 的还原性:2KHF2 → 2KF + H2 +F2
1
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O 2. 卤化物:
严格地说,卤素与电负性较小的元素生成的化合物才称为卤化物.
H2O2 作为氧化剂和杀菌剂的特点.
2.硫化氢,氢硫酸与硫化物:
(1)硫化氢,氢硫酸 :H2S 结构与 H2O 相似.稍溶于水,形成氢硫酸. 酸性: 弱的二元酸.
还原性:
S + 2H+ + 2e- =H2S(aq) S + 2e- =S2-(aq)
Φθ(S/H2S) = +0.144V Φθ(S/S2-) = -0.445V
含氧酸盐的热稳定性>含氧酸的热稳定性
p区元素
卤化氢和卤化物
（1）卤化氢的制备
1. 直接合成
H2+X2 → 2HX
氟和氢虽可直接化合，但反应太猛烈且F2成本高。 溴与碘和氢反应很不完全而且反应速度缓慢。
2. 浓硫酸与金属卤化物作用
CaF2+H2SO4 == CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4(浓) ==NaHSO4+HCl
不能，因为热浓硫酸具有氧化性，把生成的溴化氢 和碘化氢进一步氧化。 NaBr + H2SO4(浓) == NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br2 + 2H2O NaI+H2SO4(浓) 8HI+H2SO4(浓)
== NaHSO4+HI↑ == 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
卤化氢的性质 性 质 HF 6.37 92 189.6 292.6 -269.4 35.3 10 HCl 3.57 128 HBr 2.67 141 HI 1.40
气体分子的偶极矩/10-30 C· m 核间距/pm 熔点/K 沸点/K 生成热△fH/kJ· mol-1 101.3 kPa、20℃时的溶解度/% 18 ℃时0.1 mol· L-1溶液的表观电离度/%
（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”。 4、P区金属的熔点一般较低
5、P区处于对角线上（或附近）的不少的金属或 非金属具有半导体性质
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”。
p区元素讲课教案
p区元素讲课教案第10章 p 区元素【10-1】完成下列反应⽅程式：（1）KBr+KBrO 3+H 2SO 4（2）AsF 5+H 2O （3）OCl 2+H 2O（4）Cl2通⼊热的碱液（5）Br2加⼊冰⽔冷却的碱液解：（1）5KBr+KBrO 3+3H 2SO 4 = 3Br 2+3K 2SO 4+3H 2O（2）AsF 5+4H 2O = H 2AsO 4 +5HF （3）OCl 2+H2O = 2 HClO（4）3Cl 2 + 6NaOH(热) = NaClO 3 + 5 NaCl+ 3H 2O （1）Br 2 + 2NaOH(冰⽔) = NaBr + NaBrO+H 2O【10-2】⽤表9-1和表10-1有关数据⽐较F2和Cl2分别与Na(s)反应时，何者放出的能量更多？并指出造成此结果的原因（NaF 和NaCl 的晶格能分别为915kJ/mol 和778kJ/mol ）。
解：.前者放出的能量多（11402(NaCl),556)(--?-=??-=?mol kJ rH mol kJ NaF rH ），因为氟的原⼦半径⼩，当⽣成离⼦化合物时晶格能⼤。
计算过程如下：【10-3】Br 2能从I - 溶液中取代出I ，但I 2⼜能从KBrO 3溶液中取代出Br 2，这两种实验事实有⽆⽭盾？为什么？解：不⽭盾。
因为φ?(Br 2/Br -)>φ? (I 2/I -),所以Br 2+2I- 2Br -+I 2能进⾏,说明氧化性Br 2>I 2;⼜因为φ? (Br /Br 2)>φ? (I/I 2),所以2Br +I 2 Br 2+2I能进⾏,说明氧化性Br>I,或还原性I 2>Br 2。
【10-4】将Cl 2不断地通⼊KI 溶液中，为什么开始时溶液呈黄⾊，继⽽有棕⾊沉淀产⽣，最后⼜变成⽆⾊溶液？解：黄⾊为I 3-, 棕褐⾊沉淀为I 2, ⽆⾊为IO 3-。
有关反应为：2I － + Cl 2 === 2Cl － + I 2I 2 + I - === I 3-I 2 + 5Cl 2 + 6H 2O === 2IO 3- + 10Cl - + 12H +【10-5】写出下列制备过程中的反应⽅程式：（1）由NaBr 制备HBr （2）由KI 制备KIO 3 （3）由I 2和P 制备HI （4）由Cl 2和CaCO 3制备漂⽩粉解：电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O ⾼温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O ⾼温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O【10-6】⽐较下列性质的⼤⼩（1）键能：F —F 和Cl —Cl （2）电⼦亲合能：F 和Cl （3）酸性：HI 和HCl （4）热稳定性：HI 和HCl （5）⽔中溶解度：MgF 2和MgCl 2 （6）氧化性：HClO 和HClO 4解：（1）F —FHCl ；（4）HIHClO 4 【10-7】在淀粉碘化钾溶液中加⼊少量NaClO 时，得到蓝⾊溶液A ；继续加⼊过量NaClO 时，得到⽆⾊溶液B 。
【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
第十篇 元素化学之P区元素
P区元素
第p区十元二素章概述p区元素(一)
§ 10.2 硼族元素
§ 10.3 碳族元素 § 10.4 氮族元素 § 10.5 氧族元素 § 10.6 卤族元素
p区元素化合物性质 的递变规律
p区元素概述
通性
价电子构型ns2np1～6 非金属向金属性过渡 电负性大，主要形成共价化合物
①第二周期元素具有反常性 (只有2s,2p轨道) 形成配合物时，配位数最多不超过4； 第二周期元素单键键能小于第三周期元
素单键键能(kJ/mol-1) E(N-N)=159 E(O-O)=142 E(F-F)=141 E(P-P)=209 E(S-S)=264 E(Cl-Cl)=199
②第四周期元素表现出异样性(d区插入)
价电子构型：ns2np2
氧化值 最大 配位数
C Si Ge
-4
+2 +4 (+2)
+4
+4
4 66
单质可形成原子晶体
Sn Pb
+2 +2 +4 (+4) 66
金属晶体
存在形式： 碳：金刚石、石墨；煤、石油、天然气；
碳酸盐； CO2 。 硅：SiO2和各种硅酸盐。
10.3.2 碳族元素的单质
碳单质的同素异形体：
缺电子化合物特点：
a. 易形成配位化合物HBF4 HF BF3
b. 易形成双聚物Al2Cl6
Cl Cl Cl Al Al
Cl Cl Cl
10.2.2 硼族元素的单质
10.2.3 硼的化合物
最简单的硼烷是B2H6
2BH3(g)=B2H6(g) △H=－148kJ·mol－1
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
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
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2HX HX
+ ½ O2 + HXO
b) X2
+ H2O →
F2与H2O的反应主要按a)式进行，能剧烈的放出O2。 Cl2与H2O主要按b)式发生歧化反应，生成的HClO 受日照能分解放O2。
Br2和I2与纯水的反应及不明显。
③ X2在碱液中的歧化反应
a) X2 b) + 2OHX2X+ XO- + H2O +
SiF4
+
2H2O
（3）热稳定性：
HX的热稳定性是指其受热是否易分解为单质。 2HX H + X
F至I原子半径增大，原子间核距离加大，使键能下降，分子 热稳定性降低。
2
2
（4）还原性
由F-至I-，对应电对的φθΧ2/Χ-减小，X━还原性增强。
三、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。
1.卤化物的分类
金属卤化物
（1）按组成分
非金属卤化物
（2）按键型分 离子型：ⅠA、ⅡA和ⅢB 绝大多数金属 元 素形成离子型化合物。
共价型：非金属卤化物及高价金属卤化物。
2.卤化物的性质
（1）熔、沸点
a.离子型卤化物熔、沸点高；共价化合物熔沸点低。 b.同一金属元素不同卤化物，由氟化物至碘化物，键的离 子性减小，共价成分增大，熔沸点降低。 c.同一非金属元素不同卤化物，由氟化物至碘化物，熔沸 点升高。
碘易溶于碘化钾溶液，且盐的浓度越大， 溶解的越多，溶液颜色越深。
I2
+
I
-
I3
-
多碘化物溶液的性质与碘溶液相类似。
c. I2在不同溶剂中显何颜色？
碘在不同溶剂中颜色不同： 在极性溶剂（如酒精、乙醚、水）中，显红棕色或棕 色。 在弱极性或非极性溶剂（如四氯化碳、二硫化碳）中 显紫色。
d.溴在有机溶剂中显何种颜色？
不能采用H2SO4与溴化物或碘化物反应制取HBr、Hl,因为：
H2SO4 + 2HBr H2SO4 + 8HI NaX + H3PO4（浓）
Br2 + SO2 4I2 + H2S
+ 2H2O + 4H2O
可采用H3PO4代替浓硫酸制取溴化氢、碘化氢，如：
NaH2PO4 + HX
（3）非金属卤化物水解法
-
2F
-
+
-
Cl2 Br2 I2
C l2 + Br2 +
2Cl
+
Br2 I2
I2
2I
-
2Br
-
+
Cl2与I-反应，若Cl2过量,则可将生成的I2进一步氧 化为IO3 ,使I2的颜色退去： 5Cl2 + I2 + 6H2O
→ 2HIO + 10HCl 3
② X2与H2O的反应：
a) X2 + H2O
。
3XO-
XO3-
Cl2: 低温，以a)为主；温度大于75 C时，以 b)为主。
Cl2
+
2OH
-
低温
Cl
-
+ ClO +
-
-
+ H2O
-
3ClO 3Cl2 + 6OH
-
2Cl
ClO3
-
ClO3 + 5Cl + 3H2O
Br2: 0。C以下发生a)反应，0。C以上进 行b) 。 反应，50 C时产物均为BrO3 。 I2: I2与碱反应在任何温度产物均为IO3-.
2+
Cr2O7 可与Br 、I 反应
MnO2可与Br-、I-反应 MnO2与浓HCl反应，制氯气
2-
-
-
Φ MnO2/Mn =1.23V
强氧化性X2可与强还原性X-反应：
Cl2 +
- → 2Br
2Cl
-
+
Br2
（2）电解法
由于ΦΘF2/F-很大（2.87V),一般氧化剂无法使其氧化， 因此，一直采用电解法制F2: 2KF + H2 ↑ + F2 ↑ 2KHF2 1986年，化学家Christe设计出制F2的化学法： K2MnF6 + 2SbF3
+ -
AgCl + 2NH3.H2O 〔Ag(NH3)2〕 + Cl +
+
2H+
AgCl + 2NH4
+
（2）Br 的鉴定
Br
-
-
Cl2
CCl4
Br2 （橙黄色或橙色）
2Br
-
+ Cl2
Br2 + 2Cl
-
（3）I 的鉴定
Ag+
-
I
AgI
（黄色）
I
-
+ Ag
Cl2 CCl4 -
+
AgI I2 （CCl4层显紫红色）
2.要注意总结归纳提炼知识，了解知识之间的内在联系和 规律。 3.每一章都设有自学提纲，便于同学们学习，希望大家注 意提高自学能力。
自学提纲
1 ．卤素单质在不同溶剂中的溶解性如何？ I2 为何在 KI 溶液中 的溶解度加大？I2在不同溶剂中显何颜色？为什么？Br2在有机 溶剂中显何种颜色？ 2 ．具有氧化性是卤素单质突出的化学性质，在水溶液中，卤 素单质会发生哪几类反应，不同卤素单质其反应性能是否相同 ，为什么？ 3 ．各种卤化氢的制备，最适宜采用哪种方法？原因何在？卤 化氢的酸性、热稳定性、还原性各有何递变规律？
（2）溶解性
a) 氟化物：多数难溶，少数易溶，如：AgF、 PbF2、Hg2F2、锂除外的ⅠA的氟化物。 b) 氯、溴、碘卤化物：多数易溶，少数难溶， 如：AgX、PbX2、HgX2、CuX。
3. X 的鉴定
（1）Cl-的鉴定
-
Cl
-
+
Ag
+
AgCl 〔Ag（NH3）2〕 + Cl + 2H2O
弱酸 中强酸 强酸 最强酸
（2）不同卤素含氧酸酸性基本上依由Cl至I顺序递减。 酸性：
HClO > HBrO > HIO3
ROH规则
元素氧化物的水合物形成酸和碱，其组成可用 _ _ R O H通式表示，R代表成酸元素或成碱元素。 R_O与O_H结合力相对大小不同，使R_O_H有不同离解方式， 即产生酸、碱两类不同物质： 结合力 离解方式
I
2I
+
Cl2
I2
+ 2Cl
-
四、卤素的含氧酸及其盐
（一）卤素含氧酸的性质
除氟外，卤素均可形成正氧化数的含氧酸及其盐。
氧化数 +1
氯
溴
碘
名称
HClO
HBrO
HIO
___
次卤酸
亚卤酸 卤酸
+3
+5 +7
HCl6
HClO4 HBrO4
1251 3.0 1140 2.8
1,0,+1,+ 3,+5,+7 133
1008 2.5
一、卤素单质 卤素与同周期元素相比，非金属性最强。 同族元素自上而下半径增大，电负性减 小，因而非金属性减弱。
1.物理性质
单质 性质 聚集状态 颜色 熔点/ C 沸点/ C 溶解度
/g(100g水）
-1
氟
氯
溴化氢、碘化氢的制备更适宜采用非 金属卤化物水解的方法：
PBr3 PI3 + + 3H2O 3H2O → H3PO3 H3PO3 + + 3HBr 3HI
→
2.性质
[问题] 卤化氢的酸性、热稳定性、还原性各 有何递变规律？为什么？
[分析]
性质 HX
熔、沸 点
酸性
热稳定 还原性 性
HF HCl HBr
3I2
+
6OH
-
5I
-
+ IO3
-
+ 3H2O
3.制备与用途
卤素的制备可归纳为X-的氧化： X2 X- _ 2e → 卤素的制备应采取不同方法，取决于什么因素？ X-还原性大小顺序为：I- > Br- > Cl- > F-。 根据X-还原性和产物X2氧化性差异，决定X2有不 同制备方法。
（1）用氧化剂制取
溴
碘
气 浅黄
-220 -188 分解水
气 黄绿
-101 -34.5 0.732
液 红棕
-7.3 59 3.58
固 紫黑
1.3 183 0.029
。 。
a.卤素单质在不同溶剂中的溶解性如何？
氟与水剧烈反应将水分解，其它卤素在水中溶解度较小，而 易溶于有机溶剂。
b. I2为何在KI溶液中的溶解度增大？
4．卤素含氧酸及其盐的热稳定性有何递变规律？ 5．氯的含氧酸及其盐的酸性、热稳定性、氧化性如 何递变，氯主要的含氧酸及其盐如何制备？ 6．氧化物的水合物其酸、碱性可由ROH规则判断， 什么叫ROH规则？如何应用该规则说明氧化物的 水合物酸、碱性强弱及其递变规律？ 7．如何鉴定Cl－ 、Br－、I－ ？
第一节
P区元素概述
p区元素包括元素周期表中IIIA族~VIII族元素。本章着 重讨论第 VIIA族和VIA族元素。 1.p区元素原子的价层电子构型为：ns2np1~6。各族元素 从上而下，原子半径逐渐增大，非金属性减弱，金属性 增强。 2. p区元素除F外，一般可形成多种氧化数。其最高氧化 数等于该元素原子最外层电子数（氧、氟除外） 3. p区元素从上而下低氧化数趋于稳定，而高氧化数稳定 性减弱。 4.惰性电子对效应：同一族元素自上而下低氧化态比高氧 化态稳定的现象。