p区元素
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区元素
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
第十一章P区元素
2LiH B 2 H 6 2LiBH4
2NaH B 2 H 6 2NaBH4
2. 硼的含氧化合物
B—O 键的键能（ 806kJmol-1 ）大，硼的含氧化合物具有 很高的稳定性。硼与氧只能形成单键，不能形成双键。 构成硼的含氧化合物的基本结构单元是平面三角形的 BO3 合四面体形的BO4（硼元素的亲氧性和缺电子性）。
时中心原子的价键轨道杂化方式由 sp2 杂化过渡
到 sp3 杂化，分子的空间构型由平面结构过渡到 立体结构。
第三节 硼元素
一、硼的单质
硼在地壳中的含量很小，在自然界不以单质存在，主要
以含氧化合物的形式存在。硼的重要矿石有硼砂、方硼石、 硼镁矿和少量的硼酸等。
单质硼有无定型（棕色粉末）和晶型（黑灰色）等多种
A.三氧化二硼
H 3 BO3 HBO2 H 2 O
150o C
2HBO2 B 2 O 3 H 2 O
300 o C
低温时得到的是晶体， 高温时得到的是玻璃 状 B2O3 。 B2O3 与 水 反应又可生成偏硼酸 和硼酸。
B 2O 3 3Mg 2B 3MgO
二、特征
硼、铝在原子半径、电离能、电负性、熔点等性 质上有较大差异，即p区第二周期元素的反常性。
一般形成+3价的化合物，随着原子序数的增加， 形成+1价化合物的趋势逐渐增强。
硼族元素化合物中形成共价键的趋势自上而下
依次减弱 。 硼族元素为缺电子原子 —价电子数小于价键轨 道数的原子。所形成的化合物中有些为成键电子 对数小于中心原子的价键轨道数的缺电子化合物， 即容易形成聚合型分子 Al2Cl6和配位化合物HBF4 （硼原子的最高配位数为 4，其他原子为6），此
无机化学 p区元素
无机化学 p区元素p区元素是周期表中第13至18列元素，也被称为主族元素或气族元素。
它们的化学性质在同一周期内呈现出明显的变化，但在同一族内则有着相似的性质。
本文将从p区元素的发现、物理性质、化学性质和应用方面进行介绍。
一、发现历史p区元素包括第13至18列的元素，是一组很有特殊性质的元素。
人们在测定原子量和密度时陆续发现了这些元素。
在18世纪前，人们对许多p区元素的存在还没有足够的证据。
因此，这些元素也成为了化学家们探索的一个难题。
1830年代， Jons Berzelius 以三个十二面体化合物来系统地描述元素。
这些化合物即由氧、碳、氮、硫和磷的元素统一构成的，在此基础上，他将元素分成了四个区，包括酸基金属、上碲族、下碲族和稀有元素。
但当时的化学学家认为，有更多的元素应该属于上述因素中的某一组，于是 stas 和sebaste 花了 20 年时间，最终找到了人类认识的所有元素。
这一时期p区元素的最后发现是在1898年，由法国科学家Pierre Curie 发现的钋和镭。
二、物理性质1、电子配置p区元素的电子构型为 ns2np1-6(除氦He外，另有例外，即不是ns2np5，如氧O)。
其中，ns和np是主量子数。
p区元素的外层电子结构十分稳定，p区元素代表元素外层电子的数目是非常有限的，它们在化学之间的交互作用直接影响每个元素的化学适用性。
p区元素的数量相对比较少，但却具有十分丰富的化学反应性。
2、原子尺寸和电负性p区元素原子尺寸相比于同周期的s区或d区元素会比较小，但相比于前一个周期，p区元素的原子尺寸又会更加大一些。
这些原子尺寸的变化和电负性的变化有关。
氧、氮、碳等元素的电子云很大程度上影响着元素化学性质的表现。
一般来说，p区元素的电负性很高，因为它们具有较高的电子亲和能力和较高的电负性。
氨等化合物是p区元素高电负性的体现。
三、化学性质p区元素对于化学反应性的调节十分显著，同一页上的元素之间往往会显示出相似的化学性质。
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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无机化学 第九章 P区元素
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
元素化学—p区元素及其重要化合物
磷的含氧酸及其盐
磷酸盐
溶解性: 所有的磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸氢盐和正盐除了K+、 Na+、NH4+离子的盐外，一般不溶于水。 水解性: Na3PO4水解呈较强的碱性pH＞12 ；Na2HPO4水溶液呈弱 碱性pH= 9～10，而NaH2PO4的水溶液呈弱酸性pH= 4～5。
磷的含氧酸及其盐
分析上常用此反 应检定溶液中有
无 Mn2+ 离子
基 础 化 学
卤族元素
周期表中元素的分区
IA
0
1
IIA
IIIA IVA VA VIA VIIA
2
3
IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
(3) 活泼性在Cu之后：
2AgNO3
2Ag + 2NO2 + O2
NO3-、NO2- 的鉴定
NO2-的鉴定 Fe2++NO2-+HAc → Fe3++NO +H2O+2Ac[Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
NO3-、NO2- 的鉴定
NO3-的鉴定 3Fe2++NO3-+4H+ → 3Fe3++NO +2H2O [Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
亚硝酸盐比较稳定，特别是碱 金属和碱土金属亚硝酸盐。
2HNO2 N2O3 + H2O NO + NO2 + H2O
蓝色
棕色
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
第九章 p区元素
• 3.第二周期和第四周期p区元素性质的特殊性 • 第二周期 • p区元素的第二周期显示出反常性 • ①半径较小、电负性较大，获得电子的能力较强，形成共价键的 趋势大。 • ②与第三周期元素相比，它们的原子半径较小，成键时键长较短， 参与成键的电子之间的排斥力较大，导致单键键能较小，这与同 族元素中单键键能从上到下依次递减的规律不符。
X2 氧化性： X- 还原性： 结论： 强 弱 弱 强
氧化性最强的是F2，还原性最强的是Iˉ。
与H2O反应：
4HX O2 氧化反应： X2 2H2O 激烈程度 F2 Cl 2 Br2 X2 H2O HXO HX 歧化反应： Cl 2 Br2 I 2
K (Cl2 ) 4.210
• 第四周期
• 第四周期由于 d 电子的填入，除原子半径明显减小以外，也导致 其性质的异常。在第ⅦA族元素的含氧酸中，溴酸、高溴酸的氧 化性均较氯酸、高氯酸强。
• 4.p区元素的生物学效应 • P区元素中有很多属于人体的必需元素，包括12种常量元素中的7 种（O、C、N、P、S、Cl、Si）和13种人体必需微量元素中的五 种（Sn、F、Se和As）。但有些元素具有明显的毒性，如Pb、Tl 等。有很多元素及其化合物可以作为药物应用。
• 2.原子半径 • 同一周期中，原子半径随原子序数的增加而减小。 • 同一族中各元素价层电子数相同，第一个元素的原子电负性最大， 半径最小，得电子能力最强，随着原子序数的增加，电子层数增 加，原子半径逐渐增加。原子半径越大，元素得电子能力减弱， 元素得非金属也随之增加，金属性增加。P区各族元素都是从特 征的非金属元素开始，逐渐过渡到金属元素。
• 2.影响含氧酸氧化能力的因素 • （1）中心原子结合电子的能力：含氧酸的还原过程是中心原子 接受电子，氧化数降低的过程。因此中心原子结合电子的能力越 强，越容易被还原，含氧酸的氧化能力就越强。
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
卤族和氧族元素：P区元素概述
∵ 固态为分子晶体 ∴ 熔、沸点较低
11.2.2 卤素单质
氟(F2) 集聚状态 气体 熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188 颜色* 浅黄
1.物理性质
氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2)
气体 液体 固体
-101 -34.6
-7.2 113.5 58.76 184.3
黄绿
红棕 紫黑
最∴I主1小易/(要k的获J氧·。得m化电∵o数子l-1只I)，1是大有-11同6,、碘8∴周10才期X+中有-11-1、2非、e这5-+1金0→3种属+X-可性1111、、+最4能困0+0强3难的+-111元0、、0+素083
+5、+7 +5、+7 +5、+7
11.2.1 卤族元素的通性
Cl、Br、I的价电子构型
3主.F要-F氧键化能如数小，-A易1、s打F05、开++S,15化F、 、6学++、73性I++质F157、、活++泼73 ++15、 、++37
11.2.2 卤素单质
1.物理性质
氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2) 均集为聚双状分态子气体 气体 液体 固体 (熔∵点具/有℃稳-定21的9.68电子-1构01型及较–高7.2的键能11)3.5 在沸周点期/℃表中-，18整8 族是-双34原.6子分5子8.的76只有1卤84素.3
第十一章 卤族和氧族元素
11.2 卤族元素
11.2.1 卤族元素的通性
卤素，希腊文原意为成盐元素 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
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。
第十二章 p区元素
其结构式为： [Cu(H2O)4]SO4· 2O。 H
多数硫酸盐还有形成复盐的倾向。 如：摩尔盐：(NH4)2SO4· FeSO4 · 2O； 6H 明矾：K2SO4 · 2(SO4)3 · Al 24H2O；
3、其它含氧酸及其盐
（1）“焦硫酸” H2S2O7 :
O O O O HO – S – OH HO – S – OH → HO – S – O – S – OH O O O O =
（3）金属硫化物的溶解性:
酸式盐均易溶于水，正盐中碱金属硫化物以及BaS易溶于水；
碱土金属(Be除外)硫化物微溶于水； 其它硫化物大多数难溶于水；
常见金属硫化物的溶解性分类
溶于水的 硫化物
不溶于水的硫化物
溶于稀酸的硫化物 不溶于稀酸的硫化物
Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+,
K+, Na+, H4+,
（1）SO3与H2SO4的结构：
（2）硫酸的性质
酸性：二元强酸
浓H2SO4的强吸水性：作干燥剂
强氧化性： 与活泼金属反应还原产物为S，甚至H2S:
3Zn + 4H2SO4(浓) → 3ZnSO4 + S + H2O 4Zn + 5H2SO4(浓) → 4ZnSO4 + H2S + H2O
三、氢卤酸（卤化氢）、卤化物
1、氢卤酸酸性按HF HCl HBr HI顺序依次增强。 2、HF的强腐蚀性: SiO2 + 4HF → SiF4↑ + 2H2O CaSiO3 + 6HF → SiF4 ↑ + CaF2 + 3H2O 3、HX的挥发性（恒沸物，与水共沸） 4、HX的还原性: 4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) → H2S + 4I2 + 4H2O
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。
第二节 p区元素
氧族元素有同素异形体，氧有O2、O3，硫有斜方硫、 单斜硫、弹性硫等 。
O3分子结构：中心氧原子sp2杂化，一个杂化轨道 被孤对电子占据，没有参与杂化的p轨道（有两个电 子）和两端的氧原子的p轨道（各有一个电子）相互 平行，形成垂直于分子平面的三中心四电子的离域π 键（大π键）。
5、 硫的含氧酸及其盐
1 、氧族元素概述
ⅥA 族称为氧族，价层电子构型 ns2np4 包括：氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) 钋(Po) 氧族元素从上到下，原子半径、离子半径逐渐增 大，电离能和电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐 增强，非金属性逐渐减弱。 氧和硫是非金属，硒和碲是准金属，钋是金属。 氧和硫单质分子结构不同： O2 S8 环状单键结构 O O
氟有一些特殊性，如键能、电子亲和能比氯小。
单质的性质：是很活泼的非金属，具有氧化 性。
在化合物中，常见的氧化值为-1；除F外可显 示+1、+3、+5、+7的氧化值。 F2是最活泼的非金属，能和几乎所有的金属、 非金属化合，反应激烈；Cl2也能和所有金属 和大多数非金属化合；Br2、I2的活泼性比Cl2 差。
MgCl2+H2O
Mg(OH)Cl+HCl
SnCl2 + H2O = Sn(OH)Cl↓ + HCl
SbCl3 + H2O = SbOCl↓ + 2HCl
BiCl3 + H2O = BiOCl↓ + 2HCl
非金属卤化物：水解有三种类型 ① 与水反应生成非金属含氧酸和卤化氢。
如：BCl3, SiCl4, PCl5, AsF5
分析化学-第十一章p区元素
硫代硫酸盐的性质
(1). 还原性
2S2O32+ + I2
S4O62– + 2I–
(2). 配位能力
Ag+ + 2S2O32– (过量)
O
[Ag(S2O3)2]3–
O
M S S O（单齿） S S O（双齿）
O
MO
(3). 遇酸分解 S2O32– + 2H+
S + SO2 + H2O
Supplement：多硫化物
二．氧、硫
1. 氧分子的结 构 分子 轨道理论简介
分子轨道能级示意图（a）和分子轨道图（b）
σ 2 px
*
*
2py 2pz
2px’ 2py’ 2pz’ 2py 2pz 2px’ 2py’ 2pz’
2s
σ 2 px
σ *2s
2s
2s’
σ 2s
σ *1s
1s
1s’
σ1s
O2 分子轨道和原子轨道能量关系
540 900 1290 1360
=
Z r2
2. 硅
天然硅化合物主要有 SO2 和硅酸盐。 SO2 可溶于 NaOH 或者 Na2CO3 溶液，生成可溶性硅酸盐。所以，和溶液不能用玻璃 容器，尤其不能用磨口玻璃容器盛装。
SO2 可溶于氢氟酸，生成气态 SiF4，因此可以用氢氟酸在玻 璃上雕花
SO2 + 4HF
多聚磷酸
NO3– 的检出反应
3NO3– + 8Al + 5OH– + 18H2O NO2– 的检出反应
NH2
3NH3(g) + 8[Al(OH)4]–
HAc + NO2- +
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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 2Br 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 —F<Cl —Cl ；（2）F<Cl ；（3）HI>HCl ；（4）HI<HCl ；（5）MgF 2<MgCl 2；（6）HClO>HClO 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 。
然后酸化之，并加入少量固体Na 2SO 3于B 溶液，则蓝色又出现；当Na 2SO 3过量时，蓝色又褪去成无色溶液C ；再加入NaIO 3溶液蓝色又出现。
指出A 、B 、C 各为何物？并写出各步的反应方程式。
解：A溶液中含有被次氯酸钠氧化所得的碘，碘吸附在淀粉形成特征的蓝色；B溶液中含有被过量的次氯酸钠进一步氧化而得的无色碘酸根；C溶液中含有被过量的亚硫酸钠还原的最终产物、无色的碘离子。
ClO- (少量) + 2I- + 2H2O = I2 (A) + Cl- +2OH-I2+ 5ClO-(过量) + 2OH- = 2IO3-(B) + 5Cl- + H2O2 IO3- + 5SO32-(少量) + 2H+ = I2 + 5SO42- + H2OI2 + SO32-(过量) +H2O = SO42- + 2I- (C) + 2H+IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + 3 H2O【10-8】完成下列反应方程式：（1）Na2SO3+Na2S+HCl（2）H2SO3+ Br2 +H2O（3）Na2S2O3+I2 +H2O（4）HNO3(稀) + H2S（5）H2SO4 (浓) +S（6）Mn2++S2O82-+H2O（7）MnO4- + H2O2 + H+解：（1）Na2SO3+2Na2S+6HCl = 3S+6NaCl+3H2O（2）H2SO3+ Br2 +H2O = H2 SO4 +2HBr（3）2Na2S2O3+I2 +H2O = Na2S4O6 +2 NaI（4）2HNO3(稀) + 3H2S = 3S+2NO+4H2O（5）2 H2 SO4 (浓) +S = 3SO2 + 2H2O（6）2Mn2++5S2O82-+8H2O = 2MnO4- +10SO42- +16H+（7）2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ = 2Mn2++5O2 +8H2O【10-9】试解释：（1）为何氧单质以O2形式而硫单质以S8形式存在？（2）为何硫可生成SF4和SF6，而氧只能生成OF2？（3）为何亚硫酸盐溶液中往往含有硫酸盐？并指出如何检验SO42-的存在？（4）为何不能用HNO3与FeS作用来制取 H2S？（5）为何H2S 通入MnSO4溶液中得不到Mn2S沉淀？若向溶液中加入一定量氨水，却有Mn2S沉淀生成？解：（1）氧和硫原子的价电子构型均为ns2np6, 都有2个单电子，都可形成2个键，所以它们单质有两种键合方式：一种是两个原子之间以双键相连而形成双原子的小分子；另一种是多个原子之间以单键相连形成多原子的“大分子”，它们以哪种方式成键取决于键能。
氧原子半径小，单键键能小、双键键能大，而硫原子半径大，单键键能大、双键键能小。
因此，氧单质以O2存在，硫单质以S8形式存在。
（3）亚硫酸根离子有还原性，易被空气中氧气的氧化为硫酸根。
加入盐酸酸化的氯化钡，若有白色沉淀产生证明含有SO42-。
（4）H2S有很强的还原性，易被HNO3氧化为SO2。
（5）MnS 的值较大,而在酸性溶液中[S2-]很小,故达不到其溶度积；(NH4)2S溶液偏碱性，[S2-]较大，可达到其溶度积。
【10-10】以S和NaSO4为原料，如何制取Na2S2O3？写出反应方程式。
解：亚硫酸钠与硫共煮后，经过滤、蒸发、结晶可制得硫代硫酸钠。
点燃10. S + O2 === SO2SO2＋Na2CO3 === Na2SO3 + CO2S + Na2SO3 === Na2S2O3【10-11】将下列酸按强弱的次序排列：H6TeO6HClO4HBrO3H3PO4H3AsO4HIO3解：HClO4>HBrO3>HIO3>H3PO4>H3AsO4>H6TeO6【10-12】古代人常用碱式碳酸铅 2PbCO3·Pb(OH)2(俗称铅白) 作白色颜料作画，这种画长期与空气接触受空气中H2S的作用而变灰暗。
用H2O2 溶液涂抹可使古画恢复原来的色彩。
使用化学方程式指出其中的反应。
解： 2PbCO3·Pb(OH)2+3H2S 3PbS+2CO2+4H2OPbS+4H2O 2 PbSO4+4H2O【10-13】硫单质为黄色固体，由S8分子组成。
加热硫单质生成气态S2分子：S8(s）→4S2(g) （1）用杂化轨道理论预测S8中S的杂化类型和S—S—S的键角。
（2）用分子轨道理论预测S2中S—S键的键级，该分子是顺磁性还是反磁性？（3）用平均键能估算该反应的焓变，高温还是低温对此反应有利？解：略。
【10-14】试用简便的方法鉴别Na2S、Na2SO3、Na2SO4、 Na2S2O3。
解：滴入稀盐酸，有臭鸡蛋味气体产生的是Na2S，有刺激味气体产生的是Na2SO3，既有刺激味气体产生又有黄色沉淀出现的是Na2S2O3，没变化的是Na2SO4。
【10-15】有一瓶白色粉末状固体，它可能是 Na2CO3、NaNO3、Na2SO4、NaCl或NaBr，试设计鉴别方案。
解：NaCO NaNO Na SO NaCl NaBr红棕色气体 NaNO 3Na CO Na SO 3Na 2CO 3Na 2SO 4NaCl NaBr15.将拜师粉末溶解在水中，取一份水溶液加入氯化钡，若生成白色沉淀，则取出沉淀，用盐酸溶解之，可溶则白色粉末是碳酸钠，不溶为硫酸钠。
若无沉淀生成，则另取一份水溶液，加入硝酸银，无沉淀生成，白色粉末为硝酸钠；若析出沉淀，且沉淀可溶于碳酸铵溶液中，白色粉末是氯化钠，否则是溴化钠。
【10-16】完成下列反应方程式： （1）2Na(s) +2NH 3(l) （2）3Cl 2(过量) + NH 3 （3）(NH 4)2Cr 2O 7 (加热)（4）2HNO 3 + S（5）4Fe+10HNO 3(极稀) （6）2Zn(NO 3)2(加热) （7）Pt+4HNO 3 + 18HCl （8）NO 3-+3Fe 2++4H +（9）As 2S 3 +6NaOH （10）Sb 2S 3 +3Na 2S解：△(3) (NH 4)2Cr 2O 7 === N 2 + Cr 2O 3 + 4H 2O (4) 2HNO 3 + S === H 2SO 4 + 2NO ↑△△△(6) 2Zn(NO 3)2 === 2ZnO + 4NO ↑ + 8H 2O (7) NH 4NO 3 === N 2O ↑ + 2H 2O16. (1) 2Na + 2NH 3(l) === 2NaNH 2 + H 2↑ (2) 3Cl 2(过量) + NH 3 === NCl 3 + 3HCl(5) 8Fe + 30HNO 3(极稀) === 3NH 4NO 3 + 8Fe(NO 3)3 + 9H 2O (8) 3Pt + 4HNO 3 + 18 HCl === 3H 2[PtCl 6] + 4NO ↑ + 8H 2O (9) NO 3- + Fe 2+ + H + === Fe 3+ + NO 2↑ + H 2O(10) As 2S 3 + 6NaOH === Na 3AsS 3 + NaAsO 3 + 3H 2O【10-17】试解释：（1）N 2很稳定，可用作保护气；而磷单质白磷却很活泼，在空气中可自燃。