p区元素概述与卤素解析

第十二章
第二节 卤素
12-2-1 卤族元素通性 卤素，希腊文原义为成盐元素
ⅢA
2
B硼
3
Al 铝
4
Ga 镓
5
In 铟
6
Tl 铊
ⅣA C碳 Si 硅 Ge 锗 Sn 锡 Pb 铅
ⅤA
ⅥA
N氮
O氧
P磷
S硫
As 砷
Se 硒
Sb 锑
Te 碲
Bi 铋
Po
ⅦA F氟 Cl 氯 Br 溴 I碘 At 砹
0 He 氦 Ne 氖 Ar 氩 Kr 氪 Xe 氙 Rn 氡
12-2-2 卤族单质
氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
集聚状态 气体 气体 液体 固体 均为双分子 (∵具有稳定的8电子构型及较高的键能) 熔点/℃ -219.6 -101 –7.2 113.5
沸点/℃ -188 -34.6 58.76 184.3
1.物理性质
在周期表中，整族是双原子分子的只有卤素 熔、沸点升高
E (Fe3+/Fe2+)=0.779V
[1]与H2反应
2.化学性质
氧化性
1
2
F2 > Cl2 > Br2 > I2
X2 + e- → X-
X2 + H2 → 2HX
卤素 F2 Cl2 Br2 I2
反应条件
阴冷
常温 强光照射
常温 600C
高温
反应速率与程度 爆炸、放出大量热
缓慢 爆炸
不如氯 明显
缓慢
非金属元素还具有负氧化数
ⅢA
2
B硼
3
Al 铝
4
Ga 镓
5
In 铟
6
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 O氧 S硫
低 氧稳 化定 数性 化增 合强 物
ⅦA F氟 Cl 氯
Se 硒
Te 碲 Po
Br 溴 I碘 At 砹
He 氦 稳
ⅦA F氟 Cl 氯 Br 溴 I碘 At 砹
0 He 氦 Ne 氖 Ar 氩 Kr 氪 Xe 氙 Rn 氡
P区元素的特点
(1) 除ⅦA零族外，均由 典型非金属→准金属→典型金属
原ⅢA 金
子
属
半
性
2
径增B
硼
增 强
大
3
Al 铝
4
Ga 镓
5
In 铟
6
Tl 铊
Ⅳ非A 金 属 C 性减碳 弱 Si 硅
Ge 锗
p区元素概述与卤素解析
12-1 p区元素概述
ⅢA
2
B硼
3
Al 铝
4
Ga 镓
5
In 铟
6
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 O氧 S硫 Se 硒 Te 碲 Po
除氢外，所有的非金属全部集中在p区 沿 非金B-S属i-(A包s-括T线e-上At对)，角左线下，角右为上金角属为ⅢA-ⅦA和零族元素为p区元素
1. 性质不死记硬背（能背下来肯定有好处）
学 2. 重点掌握递变规律以及本族或者某元素的特性。
习 3. 熟悉原子结构、分子结构、配合物结构、晶体结构方面的理论。
方 4. 熟悉化学平衡、化学热力学、化学动力学的一般理论与方法。
法 要
5.将3和4的理论与元素化合物知识结合，学会用理论解释、解决问题。
求
定
性 减
Ne 氖
弱
高
氧 Ar 氩
化
数
化 合
Kr 氪
物
Xe 氙
Rn 氡
P区元素的特点 （3）金属的熔点较低
ⅢA
2
B硼
Al 铝 660.4℃ 3
Ga 镓 29.78 ℃ 4
In 铟 156.6 ℃ 5
Tl 铊 303.5 ℃ 6
ⅣA C碳 Si 硅 Ge 锗 973.4 ℃ Sn 锡 231.9 ℃
Pb 铅 327.5 ℃
F电负性大，无正氧化数
Cl、Br、I的价电子构型
原ns子序数np 拆开1对电子
价层电子构型
原子半径/pm ns np
x 拆开2对电电子负性( p)
I1/(kJ·mol-1) ns np
主要氧化拆数开3对电子
ns np
氟(F) 9
2s22p5 64 4.0 1681
-1、0
氯(Cl)
17nd 3s23p5
X-- 2e- → X2
工业上： [1]电解饱和食盐水溶液制烧碱的副产品
Cl2
2NaCl+2H2O
电解 2NaOH + Cl2 + H2
[2]电解MgCl2熔盐制Mg的副产品
MgCl2(熔融）
Mg + Cl2
[3]电解NaCl熔盐制Na的副产品
2NaCl(熔融） 2Na + Cl2
电解 电解
3.制备 卤素阴离子的氧化：
4
Ga 镓
5
In 铟
6
Tl 铊
ⅣA C碳 Si 硅 Ge 锗 Sn 锡 Pb 铅
ⅤA
砷
Se 硒
Sb 锑
Te 碲
Bi 铋
Po
ⅦA F氟 Cl 氯 Br 溴 I碘 At 砹
0 He 氦 Ne 氖 Ar 氩 Kr 氪 Xe 氙 Rn 氡
第十二章 卤素
第一节 补充 元素化合物学习特点
X-- 2e- → X2
Cl2
实验室：用MnO2、KMnO4、K2Cr2O7、KClO4 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：
X-- 2e- → X2
3.用硫酸酸化 5Br-+ BrO3- + 6H+ → 3Br2 + 3H2O
为除出残存的氯气，可加入少量KBr
海水中提取溴
海水中提取溴
1.用空气把Br2吹出，再用Na2CO3溶液吸收
3CO32-+ 3Br2 → 5Br-+ BrO3- + 2CO2 2.用硫酸酸化得到的含较浓Br-和BrO3- 溶液
减 小
化学2.性化质学性质 氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2
[2] 与金属、非金属反应
1 X2 + e- → X2
卤素
反应物质
反应程度
所有金属
F2
除氮、氧外的非金属
反应激烈 常伴有燃烧和爆炸
F2与Cu、Ni、Mg作用，表面生成氟化物保护膜，可阻止进一步被氧化，所以F2可储存在Cu、Ni、Mg制成
∵ 固态为分子晶体 ∴ 熔、沸点较低
12-2-2 卤族单质 氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
集聚状态 气体 气体 液体 固体 熔点/℃ -219.6 -101 –7.2 113.5 沸点/℃ -188 -34.6 58.76 184.3 颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑
1.物理性质 颜色加深
12-2-1 卤族元素通性
3. F的特殊性： ①电负性最大，无正氧化值。 ②原子半径小，空间位阻不大，氟与有多种氧化值的元素化合时，该元素往往可以呈现最高氧化值，例如 AsF5、SF6和IF7等。中心原子的周围可以容纳较多的氟原子，同时还因为，氟的氧化能力最强，F-F键能小， F-F键容易打开，形成新键。
的容Cl器2 中
与上类似
平稳
减
小
Br2 I2
活泼金属 其他金属
常温 加热
化学2.性化质学性质 氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2
[2] 与金属、非金属反应
1 X2 + e- → X2
卤素
反应物质
反应程度
F2 Cl2 Br2 I2
所有金属 除氮、氧外的非金属
与上类似
活泼金属 其他金属
反应激烈 常伴有燃烧和爆炸
12-2-1 卤族元素通性
氟(F)
原子序数
9
价层电子构型
2s22p5
原子半径/pm
64
x ∵与稳定的电8电负子性构(型p仅)缺一个电子，在同周4.期0 元素中核电荷是最多的，原子半径是最小的
∴易获得电子，是同周期中非金属性最强的元素
I1/(kJ·mol-1)
1681
主要氧化数
-1、0
氯(Cl)
溴(Br)
12-2-2 卤族单质 氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
集聚状态 气体 气体 液体 固体
熔点水/℃中-颜21色9.6 有-机10溶1 剂(C–C7l.42、CS21)1颜3.色5
溴 黄→棕红
黄→棕红
碘 棕或红棕
紫
沸点/℃ -188 -34.6 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
I2易溶I于2 +碘I-化物I(如3- KI)中→I3-
1.物理性质
12-2-2 卤族单质 氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
集聚状态 气体 气体 液体 固体
熔点/℃ -219.6 -101 –7.2 113.5
沸点/℃ -188 -34.6 58.76 184.3
1. 从原子结构分析通性 2. 单质的制备和性质，及其递变规律 主 3. 氢化物的制备及其性质的递变规律 要 4. 氧化物的性质及其递变规律 内 5. 含氧酸或碱的性质及其递变规律 容 6. 重要的盐及其他重要化合物的性质 7. 性质包含物理性质与化学性质 8. 重要物理性质：熔沸点、溶解性 9. 化学性质一般是酸碱性、氧化还原性、热稳定性和特性。 10. 一些在结构上或者性质上特别的物质。
Cl2、Br2、I2主要发生(2)类反应 反应程度越来越小
2.化学性质 氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2
[3] 与水反应：分两类
1 X2 + e- → X2
(1) 氧化作用 2X2 + 2H2O 4HX + O2↑ (2) 歧化水解 X2 + H2O → H+ + X- + HXO
平衡常数 Cl2、 Br2、 I2 4.2X10-4 7.2X10-9 2.0X10-13
99 nd
3.0
氧溴化(数Br为) +1 35
具有多种4并s氧2相4化p差5 数2 氧化数为+3 114
2.8
碘(I) 53
5s25p5 133 2.5
1251
-1、0 nd +1、+3 +5、+7
1140
氧化1数00为8 +5
-1、0
-1、0
+1、+3 +5、+7 +1、+3 +5、+7
氧化数为+7 nd
ⅤA N氮 P磷
ⅥA O氧 S硫
As 砷 Sb 锑 630.5 ℃
Bi 铋 271.3 ℃
Se 硒 Te 碲 Po
ⅦA F氟
0 He 氦 Ne 氖
Cl 氯
Ar 氩
这些金属 彼B此r 可溴形成 低熔合金
Kr 氪
I碘
Xe 氙
At 砹
Rn 氡
P区元素的特点 （4）某些金属具有半导体性质
ⅢA
2
B硼
3
Al 铝
加碱使平衡右移
3.制备 卤素阴离子的氧化：
2X-- 2e- → X2
F2
[1]两电份解无法水：H电F解的三熔份融K混H合F2物和
2KHF2
电解 2KF + H2 + F2
[2]由K.Christe设计的方法
150℃
1
K2MnF6+2SbF5
2KSbF6+MnF3+ F2
2
3.制备 卤素阴离子的氧化：
干燥的氯不
与平F稳e反应
减
可将氯储存
小
在铁罐中
常温 加热
2.化学性质 氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2
[3] 与水反应：分两类
1 X2 + e- → X2
(1) 氧化作用 2X2 + 2H2O 4HX + O2↑ (2) 歧化水解 X2 + H2O H+ + X- + HXO
F2 只能发生(1)类反应，并反应激烈 2X2 + 2H2O →4HX + O2↑
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
具有刺激性气味，并有毒
1.物理性质 毒性减小
2.化学性质
氧化性
1
2
F2 > Cl2 > Br2 > I2
X2 + e- → X-
电极电势: F2/F- Cl2/Cl- Br2/Br- I2/I-
E (X2/X-) 2.87 1.36 1.065 0.535
12-2-1 卤族元素通性
1.特点： ①在每一周期中，原子半径最小，电离能最大，电子亲合能最小，电负性最大。
因此，都是活泼的非金属元素。卤素和同周期元素相比较，其非金属是最强的。 ②在族内，元素的性质相似，(可与IA族相比)，如卤素单质均为双原子分子。
从F到I：原子半径递增，电离能递减，电负性递减，非金属性减弱。元素的性质也出现规律性变化。
用氯气氧化溴化钠中的溴离子
Br2
Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2
工业上从海水中提取*
1.在晒盐后留下的苦卤(pH=3.5左右)中通入氯气 Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2
2.用空气把Br2吹出，再用Na2CO3溶液吸收* 3CO32-+ 3Br2 → 5Br-+ BrO3- + 2CO2
Sn 锡
Pb 铅
ⅤA N氮 P磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋
ⅥA O氧 S硫 Se 硒 Te 碲 Po
ⅦA F氟 Cl 氯 Br 溴 I碘 At 砹
0 He 氦 Ne 氖 Ar 氩 Kr 氪 Xe 氙 Rn 氡
P区元素的特点（2）具有多种氧化数
这种现象称为 惰性电子对效应6s2
因原子的价电子构型为 ns2np1-5 ns、np电子可参入成键
碘(I)
17
35
53
3s23p5
4s24p5
5s25p5
99
114
133
3.0
2.8
2.5
125非1金属性减弱 1140
1008
-1、0
-1、0
-1、0
+1、+3 +5、+7 ∵ I+1大1、, +只∴3 有+X5碘-、才e+-7有→这+X种1+、困可+难能3 +5、+7