P区元素性质小结ppt课件
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无机化学课件13p区元素一
2Fe3++ 3CO3 +3H2O→2Fe(OH)3 +3CO2 2++ 2CO 22Cu +H O→Cu ( OH ) CO + CO 3+ 可溶性碳酸盐可作沉淀剂 , 分离某些离子 3 2 2 2 3 2Al + 3CO +3H O→2Al(OH) +3CO 2 2Mg2++
溶 解 金属氢氧化物≈对应碳酸盐 度 金属氢氧化物>对应碳酸盐
•溶解性： 少数可溶：Pb(NO3)2, Pb(Ac)2(弱电解质， 有甜味，俗称铅糖)，铅的可溶性化合物都 有毒。 多数难溶： PbCl2，PbI2，PbSO4，PbCO3， PbCrO4等。
BF3 HF HF BF3
13.2.4 铝的化合物
1.氧化铝和氢氧化铝 氧化铝：Al2O3
α - Al2O3 ：刚玉
硬度大，不溶于水、酸、碱。
γ - Al2O3 ：活性氧化铝，可溶于酸、
碱，可作为催化剂载体。
有些氧化铝晶体透明，因含有杂质而 呈现鲜明颜色。
红宝石(Cr3+)
蓝宝石(Fe3+,Cr3+)
碳单质的同素异形体： 金刚石：原子晶体,硬度 最大,熔点最高。 石墨：层状晶体 ，质软， 有金属光泽。 碳原子簇：足球烯或富勒 烯： C60， C70 等。 金刚石(sp3杂化)
13.3.3 碳的化合物 1.碳的氧化物 (1) 一氧化碳(CO) :C O: :C
O:
一个σ 键
两个π键
(2) 二氧化碳 (CO2) C：sp杂化 ：O
13.2.1 硼族元素概述
硼族(ⅢA)：B，Al，Ga，In，Tl 价电子构型：ns2np1 缺电子元素：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
p区元素
3SiF4＋4 H2O= H4SiO4＋4H＋＋2SiF62-
水解机理
2．水解产物的类型
（1）碱式盐 多数无机盐水解后生成碱式盐，这是一 种最常见的水解类型。如： SnCl2＋H2O=Sn(OH)Cl↓＋3HCl BiCl3＋3H2O=BiOCl↓＋3HCl
（2）氢氧化物 有些金属盐类水解后最终产物是氢氧化 物，这些水解反应常需要加热以促进水解 的完成，如： AlCl3 +3H2O=Al(OH)3↓+3HCl FeCl3+3H2O=Fe(OH)3↓+3HCl
SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl BaCl2、NaCl不水解
（2）电子层结构
离子的极化作用越强该离子在水中就越 容易水解。非稀有气体构型（18e-，9— 17e-，18＋2e-）的金属离子，他们的盐都 容易发生水解。
（3）空轨道
碳的卤化物如CF4和CCl4遇水不发生水解， 但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易 水解。
有时水解产物还可以同未水解的无机物 发生配合作用，如： 3SnCl4+3H2O=SnO2· H2O+2H2SnCl6
非金属单质的物理性质
常温下状态： 气态：ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2、N2、O2、F2、Cl2、稀有气 体 液态：Br2； 其余为固态。
溶解性：
除F2与水发生置换反应，Cl2、Br2在
水中仅部分发生自身氧化还原反应外， 可以说非金属单质难溶于水。 易溶于有机溶剂。
第9章 P区元素
第一节 p区元素概述
p区元素化合物性质
1、氢化物 （1）物理性质
（2）化学性质
2、P区元素的氧化物及其水合物
热稳定性
盐的水解反应
水解机理
2．水解产物的类型
（1）碱式盐 多数无机盐水解后生成碱式盐，这是一 种最常见的水解类型。如： SnCl2＋H2O=Sn(OH)Cl↓＋3HCl BiCl3＋3H2O=BiOCl↓＋3HCl
（2）氢氧化物 有些金属盐类水解后最终产物是氢氧化 物，这些水解反应常需要加热以促进水解 的完成，如： AlCl3 +3H2O=Al(OH)3↓+3HCl FeCl3+3H2O=Fe(OH)3↓+3HCl
SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl BaCl2、NaCl不水解
（2）电子层结构
离子的极化作用越强该离子在水中就越 容易水解。非稀有气体构型（18e-，9— 17e-，18＋2e-）的金属离子，他们的盐都 容易发生水解。
（3）空轨道
碳的卤化物如CF4和CCl4遇水不发生水解， 但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易 水解。
有时水解产物还可以同未水解的无机物 发生配合作用，如： 3SnCl4+3H2O=SnO2· H2O+2H2SnCl6
非金属单质的物理性质
常温下状态： 气态：ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2、N2、O2、F2、Cl2、稀有气 体 液态：Br2； 其余为固态。
溶解性：
除F2与水发生置换反应，Cl2、Br2在
水中仅部分发生自身氧化还原反应外， 可以说非金属单质难溶于水。 易溶于有机溶剂。
第9章 P区元素
第一节 p区元素概述
p区元素化合物性质
1、氢化物 （1）物理性质
（2）化学性质
2、P区元素的氧化物及其水合物
热稳定性
盐的水解反应
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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p区元素PPT课件
I2微溶于水，加入KI则溶解度增大：
I2 + I-1 = I3-1
2、卤素单质 2.3 卤素单质化学性质 X2具有强的化学活性 活性相对大小：F2 > C12 > Br2 > I2 卤素原子都有取得一个电子而形成卤素阴离子的强烈趋势：
1/2X2 + e- ─→ X故卤素单质最突出的化学性质是氧化性。除I2外，均为强
• Cl2也可与各种金属作用，反应剧烈，但有些需加热。
氧化剂。从标准电极电势(X2/X-)可以看出，F2是卤素单质
中最强的氧化剂。随着X原子半径的增大，卤素的氧化能 力依次减弱： F2 > C12 > Br2 > I2
2、卤素单质
（1） 与金属作用
2.3 卤素单质化学性质
• F2可与所有的金属作用
F2可贮存于Cu、Ni、Mg等容器中。因在金属表面形成氟 化物薄膜
1、卤素的通性
如 基态Cl 供给一定能量，变成几种激发态，表现出 高氧化态：+1、+3、+5、+7 。F只能形成-1价化合物。
基态
- 1e +1
激发态
- 3e +3
激发态
- 5e +5
激发态
3s
3p
- 7e +7
3d
2、卤素单质
2.1 卤素成键特征
（1）非极性共价键 价电子层中有一个成单的p电子，可形成一个非极性 共价键，如F2、Cl2、Br2、I2
又如 HClO
HClO3
HClO4
氧化数增加，氧增多，中心氯电子密度降低
O的电子密度降低，O-H键减弱，酸性增强
三 无机物的水解性
❖ ① 电荷半径（取决于阳离子对水的极 化作用），阳离子半径小，电荷高， 极化作用大，易水解。 如AlCl3>>NaCl
I2 + I-1 = I3-1
2、卤素单质 2.3 卤素单质化学性质 X2具有强的化学活性 活性相对大小：F2 > C12 > Br2 > I2 卤素原子都有取得一个电子而形成卤素阴离子的强烈趋势：
1/2X2 + e- ─→ X故卤素单质最突出的化学性质是氧化性。除I2外，均为强
• Cl2也可与各种金属作用，反应剧烈，但有些需加热。
氧化剂。从标准电极电势(X2/X-)可以看出，F2是卤素单质
中最强的氧化剂。随着X原子半径的增大，卤素的氧化能 力依次减弱： F2 > C12 > Br2 > I2
2、卤素单质
（1） 与金属作用
2.3 卤素单质化学性质
• F2可与所有的金属作用
F2可贮存于Cu、Ni、Mg等容器中。因在金属表面形成氟 化物薄膜
1、卤素的通性
如 基态Cl 供给一定能量，变成几种激发态，表现出 高氧化态：+1、+3、+5、+7 。F只能形成-1价化合物。
基态
- 1e +1
激发态
- 3e +3
激发态
- 5e +5
激发态
3s
3p
- 7e +7
3d
2、卤素单质
2.1 卤素成键特征
（1）非极性共价键 价电子层中有一个成单的p电子，可形成一个非极性 共价键，如F2、Cl2、Br2、I2
又如 HClO
HClO3
HClO4
氧化数增加，氧增多，中心氯电子密度降低
O的电子密度降低，O-H键减弱，酸性增强
三 无机物的水解性
❖ ① 电荷半径（取决于阳离子对水的极 化作用），阳离子半径小，电荷高， 极化作用大，易水解。 如AlCl3>>NaCl
P区元素性质小结
(2) 酸碱性及酸强度
含氧酸的水溶液都呈酸性。 (HO)mROn的酸强度的决定因素： 非羟基氧原子个数的多少 n越大，酸性越强；
R的离子势 大小 越大，酸性越强。
(3) 氧化还原性（情况复杂）
同族从上下，最高价含氧酸的氧化性呈锯齿形上升 变化。其中：第二周期特殊，第四、六周期不规则性，
而以第四周期p区中间横排元素含氧酸的氧化性最强。
层形分子As、Sb、Bi
C、Si（Ge、Sn）：
碳族元素N=4，8-N=4。 C、Si及金属元素Ge、 Sn都有同素异构体， 不过它们都有4配位 金刚石型结构:
金刚石型结构
碳还有石墨型和球烯型结构。石墨虽有不同晶型， 但层形分子中C都是sp2杂化，由于离域大键的存在， 层上的成键不遵从8-N法则；球烯也不遵从8-N法则：
Ne、Ar、 Kr、 Xe
卤素及氢
N=7 ，8-N=1，所以分子是双原子分子。
这一点也许出乎意料: 碘还能形成线性的I3-， 进而生成负一价多碘离子 [(I2)n(I-)]。含有这种多碘 离子的固体有导电性，导 电机理可能是电子或空穴 沿多碘离子链跳移，也可 能是I -在多碘离子链上以 接力方式传递：
p区元素性质小结
非金属元素数量虽不多(22种，基本 都在p区)，但所涉及的面却很广。 p 区元素性质小结主要是对非金属元素 的单质、氢化物、含氧酸及含氧酸盐的 结构和性质、以及p区元素的某些特殊 性进行小结。
元素在周期表中的分布
蓝框内是p区元素(30种)
折线上方是非金属(22种)
氢
He 13 14 15 16 17
O、S、 Se、 Te
氧族元素N=6，8-N=2。但O2有些特殊，每个O 只与一个原子配位形成双原子分子，因为O2中 化学键并非单键，8-N法则不适用:
无机化学 第九章 P区元素
17
4.基本性质
(1) 同一元素氧化态由高到低自发进行，且酸性介质 趋势更大。 (2) 不管在什么介质中，X-的稳定性依次为F->Cl->I(3) 碱性介质中，单质氯、溴、碘都易歧化，在酸性 介质中可发生歧化反应的逆反应。
(4)在酸性条件下，除最低价X-外，均可作为氧化剂。 (5) 酸性介质中氧化性的趋势为：F2>Cl2>Br2>I2； 碱性介质还原性的趋势为：F-<Cl-<Br-<I-
△
2Na2HPO4
Na4P2O7 ＋ H2O
2NaH2PO4 △ (NaPO3)2 ＋ 2H2O
2. 酸式碳酸盐 △ CO2 + H2O
2Ca(HCO3)2 △ CaCO3 ＋ H2O ＋ CO2
NH4HCO3 △
NH3 ＋ H2O ＋ CO2 14
第二节 卤素
一、 二、 三、 四、 五、 六、 七、 八、
例如：HBrO4＞HMnO4 H2SeO4 ＞H2CrO4
8
(3) 同一主族元素自上而下，最高氧化态含氧酸的 氧化性呈锯齿形变化。
HNO3
H2SO4
HClO4
H3PO4
H2SeO4
HBrO4
H3AsO4
H6TeO6H5IO6来自(4)同一元素的不同氧化态的含氧酸中，低氧化态含
氧酸的氧化性较强。
HClO ～ HClO2 ﹥ HClO3 ﹥ HClO4 ; H2SO3 ﹥ H2SO4 (5)含氧酸的氧化性强于相应含氧酸盐，含氧酸根在 酸性介质中的氧化性强于在碱性介质中的氧化性。
卤素通性 卤素单质 卤素的氢化物和氢卤酸 卤化物 卤素的含氧酸及盐 拟卤素 卤素离子的分离和鉴定 卤素的生物学效应及相应药物
4.基本性质
(1) 同一元素氧化态由高到低自发进行，且酸性介质 趋势更大。 (2) 不管在什么介质中，X-的稳定性依次为F->Cl->I(3) 碱性介质中，单质氯、溴、碘都易歧化，在酸性 介质中可发生歧化反应的逆反应。
(4)在酸性条件下，除最低价X-外，均可作为氧化剂。 (5) 酸性介质中氧化性的趋势为：F2>Cl2>Br2>I2； 碱性介质还原性的趋势为：F-<Cl-<Br-<I-
△
2Na2HPO4
Na4P2O7 ＋ H2O
2NaH2PO4 △ (NaPO3)2 ＋ 2H2O
2. 酸式碳酸盐 △ CO2 + H2O
2Ca(HCO3)2 △ CaCO3 ＋ H2O ＋ CO2
NH4HCO3 △
NH3 ＋ H2O ＋ CO2 14
第二节 卤素
一、 二、 三、 四、 五、 六、 七、 八、
例如：HBrO4＞HMnO4 H2SeO4 ＞H2CrO4
8
(3) 同一主族元素自上而下，最高氧化态含氧酸的 氧化性呈锯齿形变化。
HNO3
H2SO4
HClO4
H3PO4
H2SeO4
HBrO4
H3AsO4
H6TeO6H5IO6来自(4)同一元素的不同氧化态的含氧酸中，低氧化态含
氧酸的氧化性较强。
HClO ～ HClO2 ﹥ HClO3 ﹥ HClO4 ; H2SO3 ﹥ H2SO4 (5)含氧酸的氧化性强于相应含氧酸盐，含氧酸根在 酸性介质中的氧化性强于在碱性介质中的氧化性。
卤素通性 卤素单质 卤素的氢化物和氢卤酸 卤化物 卤素的含氧酸及盐 拟卤素 卤素离子的分离和鉴定 卤素的生物学效应及相应药物
无机化学课件第十章_p区元素
NaBr + H2SO4(浓) == NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br2 + 2H2O
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”。
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”。
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区元素性质小结PPT演示课件
14
键焓随键级的变化（单位：kJ.mol-1)：
单键 双键 叁键
CC
331
620
812
NN
163
409
945
PP
200
310
490
15
16
二、非金属元素单质的物理性质
周期表中：从左右
晶 型原子晶体 状 态： 固体 分子大小： 大分子 颜色：
混晶(层状、链状)
小分子 较复杂
分子晶体 气体
第五周期的原酸 H[Sb(OH)6]、Te(OH)6、H5IO6： 中心原子的杂化态sp3d2， 分子构型变形八面体。
21
(2) 酸碱性及酸强度
含氧酸的水溶液都呈酸性。 (HO)mROn的酸强度的决定因素： 非羟基氧原子个数的多少 n越大，酸性越强；
R的离子势 大小 越大，酸性越强。
熔、沸点： 左Biblioteka 逐渐降低右17
三、非金属单质的化学性质规律
① F2 (Cl2) ——分解 H2O，强氧化剂
② 在 OH-(aq)中歧化的 非金属单质分布在 下列区域：(见右)
③ 折形分界线两旁的元素 Zn、B、Al、Si、Ge、As 可置换OH-(aq)或熔碱中的氢
P4 S8 Cl2 Se8 Br2 I2
（4）惰性电子对效应 6s2 电子对不易成键
（5）第四周期 p 区中间横排元素含氧酸的氧化性最强；
3
一、非金属元素单质的结构(8-N法则)
非金属原子相互以共价单键结合时，周围 通常会配置 8-N个原子，非金属间化合物配位 也是如此。N 是元素的族数(按罗马数字编号系 统)，这就是格里姆-索末菲法则，即8-N 法则。
4
稀有气体
N=8 ，8-N=0，所以, 分子是单原子分子。 它们的晶体结构如下:
键焓随键级的变化（单位：kJ.mol-1)：
单键 双键 叁键
CC
331
620
812
NN
163
409
945
PP
200
310
490
15
16
二、非金属元素单质的物理性质
周期表中：从左右
晶 型原子晶体 状 态： 固体 分子大小： 大分子 颜色：
混晶(层状、链状)
小分子 较复杂
分子晶体 气体
第五周期的原酸 H[Sb(OH)6]、Te(OH)6、H5IO6： 中心原子的杂化态sp3d2， 分子构型变形八面体。
21
(2) 酸碱性及酸强度
含氧酸的水溶液都呈酸性。 (HO)mROn的酸强度的决定因素： 非羟基氧原子个数的多少 n越大，酸性越强；
R的离子势 大小 越大，酸性越强。
熔、沸点： 左Biblioteka 逐渐降低右17
三、非金属单质的化学性质规律
① F2 (Cl2) ——分解 H2O，强氧化剂
② 在 OH-(aq)中歧化的 非金属单质分布在 下列区域：(见右)
③ 折形分界线两旁的元素 Zn、B、Al、Si、Ge、As 可置换OH-(aq)或熔碱中的氢
P4 S8 Cl2 Se8 Br2 I2
（4）惰性电子对效应 6s2 电子对不易成键
（5）第四周期 p 区中间横排元素含氧酸的氧化性最强；
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一、非金属元素单质的结构(8-N法则)
非金属原子相互以共价单键结合时，周围 通常会配置 8-N个原子，非金属间化合物配位 也是如此。N 是元素的族数(按罗马数字编号系 统)，这就是格里姆-索末菲法则，即8-N 法则。
4
稀有气体
N=8 ，8-N=0，所以, 分子是单原子分子。 它们的晶体结构如下:
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6
O、S、 Se、 Te
氧族元素N=6，8-N=2。但O2有些特殊，每个O 只与一个原子配位形成双原子分子，因为O2中 化学键并非单键，8-N法则不适用:
臭氧O3中有34， 中心O为二配位， 两端的O则不然:
7
氧族其余元素符合8-N法则。尽管元素可能 有各种同素异构体，但每种原子的成键方式、配 位情况、键长、键角等数据基本保持一致或有限 的几种情况。这是非金属元素化学的又一特征:
He
Ne、Ar、 Kr、 Xe
5
卤素及氢
N=7 ，8-N=1，所以分子是双原子分子。
这一点也许出乎意料: 碘还能形成线性的I3-， 进而生成负一价多碘离子 [(I2)n(I-)]。含有这种多碘 离子的固体有导电性，导 电机理可能是电子或空穴 沿多碘离子链跳移，也可 能是I -在多碘离子链上以 接力方式传递：
同族从上下，最高价含第二周期特殊，第四、六周期不规则性，
而以第四周期p区中间横排元素含氧酸的氧化性最强。
同一元素形成的不同价态的含氧酸，低氧化态的稀酸
比高氧化态的稀酸氧化性强。(见12章)
22
六、含氧酸盐的性质
（1）溶解性 （2）水解性 （3）热稳定性
不同的含氧酸盐上述性质有差别。
p区元素性质小结
非金属元素数量虽不多(22种，基本 都在p区)，但所涉及的面却很广。 p 区元素性质小结主要是对非金属元素 的单质、氢化物、含氧酸及含氧酸盐的 结构和性质、以及p区元素的某些特殊 性进行小结。
1
元素在周期表中的分布
蓝框内是p区元素(30种)
折线上方是非金属(22种)
氢
2
He 13 14 15 16 17
第五周期的原酸 H[Sb(OH)6]、Te(OH)6、H5IO6： 中心原子的杂化态sp3d2， 分子构型变形八面体。
21
(2) 酸碱性及酸强度
含氧酸的水溶液都呈酸性。 (HO)mROn的酸强度的决定因素： 非羟基氧原子个数的多少 n越大，酸性越强；
R的离子势 大小 越大，酸性越强。
(3) 氧化还原性（情况复杂）
(2)热稳定性；(3)还原性；(4)酸碱性 变化规律？
19
(2)热稳定性 (3)还原性 (4)酸碱性
增强方向 增强方向
酸性增强
20
五、含氧酸
(1)结构
第二周期的H3BO3、H2CO3、HNO3： 中心原子的杂化态sp2，平面三角形； 分子中可能存在大键。
第三至五周期的含氧酸： 中心原子的主要杂化态sp3； 分子构型四面体形。
3
一、非金属元素单质的结构(8-N法则)
非金属原子相互以共价单键结合时，周围 通常会配置 8-N个原子，非金属间化合物配位 也是如此。N 是元素的族数(按罗马数字编号系 统)，这就是格里姆-索末菲法则，即8-N 法则。
4
稀有气体
N=8 ，8-N=0，所以, 分子是单原子分子。 它们的晶体结构如下:
还原产物为NO。
18
四、分子型氢化物
p区元素的常见氢化物
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
B2H6
CH4 NH3 SiH4 PH3 GeH4 AsH3 (SnH4) (SbH3)
H2O H2S H2Se H2Te
HF HCl HBr HI
(1) NH3、H2O、HF 的沸点在同族元素中——反常高 (为什么？)
10
层形分子As、Sb、Bi
C、Si（Ge、Sn）：
碳族元素N=4，8-N=4。 C、Si及金属元素Ge、 Sn都有同素异构体， 不过它们都有4配位 金刚石型结构:
金刚石型结构
11
碳还有石墨型和球烯型结构。石墨虽有不同晶型， 但层形分子中C都是sp2杂化，由于离域大键的存在， 层上的成键不遵从8-N法则；球烯也不遵从8-N法则：
IIIa IVa Va VIa VIIa
B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn
目前在元素周期表中有110多种元素， 非金属元素只占22种，主要分布在p区 (除H的位置有不同看法外)，其中稀有 气体整个一列都是非金属元素，其余非 金属元素很有规律地占据了右上角区域。
（5）第四周期 p 区中间横排元素含氧酸的氧化性最强；
（6）低熔合金区元素 Zn Ga Ge As
S8 8
灰硒和碲（Sex、Tex）的螺旋链结构：
9
N、P、As
氮族元素N=5 ，8-N=3。 第一个元素N也不遵从8-N法则， 而以叁键形成双原子分子N N。
氮族其余元素符合8-N法则。P、As (以及金属元素Sb、Bi)都有多种 同素异构体，但每个原子都有3个较 近的原子配位。 右图是正四面体形的P4或As4:
逐渐降低
右
17
三、非金属单质的化学性质规律
① F2 (Cl2) ——分解 H2O，强氧化剂
② 在 OH-(aq)中歧化的 非金属单质分布在 下列区域：(见右)
③ 折形分界线两旁的元素 Zn、B、Al、Si、Ge、As 可置换OH-(aq)或熔碱中的氢
P4 S8 Cl2 Se8 Br2 I2
④ 非金属单质被浓HNO3氧化，
14
键焓随键级的变化（单位：kJ.mol-1)：
单键 双键 叁键
CC
331
620
812
NN
163
409
945
PP
200
310
490
15
16
二、非金属元素单质的物理性质
周期表中：从左右
晶 型原子晶体 混晶(层状、链状) 分子晶体
状 态： 固体
气体
分子大小： 大分子
小分子
颜色：
较复杂
熔、沸点： 左
23
七、p区元素的某些特殊性
（1）第二周期元素配位数最高为4；
（2）第二周期元素2p-2p较强，易形成多重键； 而第三周期及其以下的元素，以单键为主；
（3）C 的自相成键能力最强；O、F的成键能力强；
B、Al、Si等有高度的亲氧性； 晶态B及硼的氢化物
表现出缺电子、多面体的习性；
（4）惰性电子对效应 6s2 电子对不易成键
石墨结构(红、灰色球均为C)
C60
12
B
硼族元素只有B是非金属，
N=3，8-N=5 。
单质硼存在多种晶型，已知 有16种以上的同素异构体， 其中3种晶体含B12二十面体， 这是硼化学中非常重要的基本 结构单元:
13
想一想 ┅
通常，两个特定原子间的键焓随键级增加而增加， 但变化的灵敏程度却不同。由此可以解释许多共价分子 稳定存在的构型。
O、S、 Se、 Te
氧族元素N=6，8-N=2。但O2有些特殊，每个O 只与一个原子配位形成双原子分子，因为O2中 化学键并非单键，8-N法则不适用:
臭氧O3中有34， 中心O为二配位， 两端的O则不然:
7
氧族其余元素符合8-N法则。尽管元素可能 有各种同素异构体，但每种原子的成键方式、配 位情况、键长、键角等数据基本保持一致或有限 的几种情况。这是非金属元素化学的又一特征:
He
Ne、Ar、 Kr、 Xe
5
卤素及氢
N=7 ，8-N=1，所以分子是双原子分子。
这一点也许出乎意料: 碘还能形成线性的I3-， 进而生成负一价多碘离子 [(I2)n(I-)]。含有这种多碘 离子的固体有导电性，导 电机理可能是电子或空穴 沿多碘离子链跳移，也可 能是I -在多碘离子链上以 接力方式传递：
同族从上下，最高价含第二周期特殊，第四、六周期不规则性，
而以第四周期p区中间横排元素含氧酸的氧化性最强。
同一元素形成的不同价态的含氧酸，低氧化态的稀酸
比高氧化态的稀酸氧化性强。(见12章)
22
六、含氧酸盐的性质
（1）溶解性 （2）水解性 （3）热稳定性
不同的含氧酸盐上述性质有差别。
p区元素性质小结
非金属元素数量虽不多(22种，基本 都在p区)，但所涉及的面却很广。 p 区元素性质小结主要是对非金属元素 的单质、氢化物、含氧酸及含氧酸盐的 结构和性质、以及p区元素的某些特殊 性进行小结。
1
元素在周期表中的分布
蓝框内是p区元素(30种)
折线上方是非金属(22种)
氢
2
He 13 14 15 16 17
第五周期的原酸 H[Sb(OH)6]、Te(OH)6、H5IO6： 中心原子的杂化态sp3d2， 分子构型变形八面体。
21
(2) 酸碱性及酸强度
含氧酸的水溶液都呈酸性。 (HO)mROn的酸强度的决定因素： 非羟基氧原子个数的多少 n越大，酸性越强；
R的离子势 大小 越大，酸性越强。
(3) 氧化还原性（情况复杂）
(2)热稳定性；(3)还原性；(4)酸碱性 变化规律？
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(2)热稳定性 (3)还原性 (4)酸碱性
增强方向 增强方向
酸性增强
20
五、含氧酸
(1)结构
第二周期的H3BO3、H2CO3、HNO3： 中心原子的杂化态sp2，平面三角形； 分子中可能存在大键。
第三至五周期的含氧酸： 中心原子的主要杂化态sp3； 分子构型四面体形。
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一、非金属元素单质的结构(8-N法则)
非金属原子相互以共价单键结合时，周围 通常会配置 8-N个原子，非金属间化合物配位 也是如此。N 是元素的族数(按罗马数字编号系 统)，这就是格里姆-索末菲法则，即8-N 法则。
4
稀有气体
N=8 ，8-N=0，所以, 分子是单原子分子。 它们的晶体结构如下:
还原产物为NO。
18
四、分子型氢化物
p区元素的常见氢化物
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
B2H6
CH4 NH3 SiH4 PH3 GeH4 AsH3 (SnH4) (SbH3)
H2O H2S H2Se H2Te
HF HCl HBr HI
(1) NH3、H2O、HF 的沸点在同族元素中——反常高 (为什么？)
10
层形分子As、Sb、Bi
C、Si（Ge、Sn）：
碳族元素N=4，8-N=4。 C、Si及金属元素Ge、 Sn都有同素异构体， 不过它们都有4配位 金刚石型结构:
金刚石型结构
11
碳还有石墨型和球烯型结构。石墨虽有不同晶型， 但层形分子中C都是sp2杂化，由于离域大键的存在， 层上的成键不遵从8-N法则；球烯也不遵从8-N法则：
IIIa IVa Va VIa VIIa
B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar Ga Ge As Se Br Kr In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn
目前在元素周期表中有110多种元素， 非金属元素只占22种，主要分布在p区 (除H的位置有不同看法外)，其中稀有 气体整个一列都是非金属元素，其余非 金属元素很有规律地占据了右上角区域。
（5）第四周期 p 区中间横排元素含氧酸的氧化性最强；
（6）低熔合金区元素 Zn Ga Ge As
S8 8
灰硒和碲（Sex、Tex）的螺旋链结构：
9
N、P、As
氮族元素N=5 ，8-N=3。 第一个元素N也不遵从8-N法则， 而以叁键形成双原子分子N N。
氮族其余元素符合8-N法则。P、As (以及金属元素Sb、Bi)都有多种 同素异构体，但每个原子都有3个较 近的原子配位。 右图是正四面体形的P4或As4:
逐渐降低
右
17
三、非金属单质的化学性质规律
① F2 (Cl2) ——分解 H2O，强氧化剂
② 在 OH-(aq)中歧化的 非金属单质分布在 下列区域：(见右)
③ 折形分界线两旁的元素 Zn、B、Al、Si、Ge、As 可置换OH-(aq)或熔碱中的氢
P4 S8 Cl2 Se8 Br2 I2
④ 非金属单质被浓HNO3氧化，
14
键焓随键级的变化（单位：kJ.mol-1)：
单键 双键 叁键
CC
331
620
812
NN
163
409
945
PP
200
310
490
15
16
二、非金属元素单质的物理性质
周期表中：从左右
晶 型原子晶体 混晶(层状、链状) 分子晶体
状 态： 固体
气体
分子大小： 大分子
小分子
颜色：
较复杂
熔、沸点： 左
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七、p区元素的某些特殊性
（1）第二周期元素配位数最高为4；
（2）第二周期元素2p-2p较强，易形成多重键； 而第三周期及其以下的元素，以单键为主；
（3）C 的自相成键能力最强；O、F的成键能力强；
B、Al、Si等有高度的亲氧性； 晶态B及硼的氢化物
表现出缺电子、多面体的习性；
（4）惰性电子对效应 6s2 电子对不易成键
石墨结构(红、灰色球均为C)
C60
12
B
硼族元素只有B是非金属，
N=3，8-N=5 。
单质硼存在多种晶型，已知 有16种以上的同素异构体， 其中3种晶体含B12二十面体， 这是硼化学中非常重要的基本 结构单元:
13
想一想 ┅
通常，两个特定原子间的键焓随键级增加而增加， 但变化的灵敏程度却不同。由此可以解释许多共价分子 稳定存在的构型。