第11章 元素周期表

3） 形成配位氢化物
4LiH AlCl3 Li[AlH4 ] 3LiCl
（无水）乙醚
铝氢化锂
11.2 氢化物
11.2.2 共价型氢化物
非金属元素或少数金属元素与氢的化合物 CH4 SiH4 GeH4 SnH4 NH3 PH3 AsH3 SbH3 H2O H2S H2Se H2Te HF HCl HBr HI
11.4 含氧酸的种类及性质
11.4.1 卤素的含氧酸及性质 11.4.2 硫的含氧酸及性质 11.4.3 磷的含氧酸及性质 11.4.4 硼的氢化物及含氧酸
11.4 含氧酸的种类及性质
11.4.1 卤素的含氧酸及性质
1. 卤素含氧酸的种类
氧化值： +1 HXO 次卤酸 2.次卤酸 HClO 2.8×10-8 1.49 大 +3 HXO2 亚卤酸 +5 HXO3 (正)卤酸 +7 HXO4 高卤酸
11.4 含氧酸的种类及性质
重要卤酸盐：KClO3
2 2KClO3 MnO 2KCl 3O2
4KClO3 小心 3KClO4 KCl 强氧化性：（与各种易燃物混合后，撞击爆炸着火）
KClO3 火柴头 中的 氧化剂
KClO3与C12H22O11的混 合物的火焰
11.4 含氧酸的种类及性质
11.3 卤化物
11.3.2 卤化物的水解性
活泼金属的卤化物大多在水中电离而不水解，唯氟化物在水中 水解： F-+H2O = HF+OH活泼性较差的金属元素卤化物在水中水解： SbCl3+H2O→SbOCl(s)+2HCl BiCl3+H2O→BiOCl(s)+2HCl SnCl2+H2O→Sn(OH)Cl(s)+HCl 非金属元素卤化物在水中完全水解： PCl5+4H2O→H3PO4+5HCl PCl3+3H2O→H3PO3+3HCl BCl3+3H2O→B(OH)3+3HCl BBr3+3H2O→B(OH)3+3HBr
s s s s s
P P P P
s s
s
ⅤA族：8-5=3等，形成多原子分子，如P4等
只有O2、N2不以单键键合，其它均符合8-n规则
11.1 单质
小分子物质：稀有气体、X2、H2、O2、N2等 非金属单质
多原子分子物质：S8、P4、As4等
巨型分子物质：金刚石、石墨、C60等
11.1 单质
11.1.2 单质的化学性质
歧化反应
11.2 氢化物
11.2.1 离子型氢化物及性质 11.2.2 共价型氢化物
11.2 氢化物
11.2.1 离子型氢化物及性质
1. 离子型氢化物的形成 除Be和Mg外,其它碱金属及碱土金属在高温下与氢直接化合, 生成离子型氢化物LiH、NaH、KH…. CaH2….. H2+2Na=2NaH H2+Ca=CaH2
次卤酸： 弱酸(Kaθ )
HBrO 2.0×10-9 1.33
HIO 2.3×10-11 酸性↓ 0.99 氧化性↓ 小
Eθ(XO-/X-)/V
稳定性:
11.4 含氧酸的种类及性质
HClO3 2HCl 重要反应： 3HClO
光 2 HClO O2 2HCl
冷 Cl2 NaOH NaClO NaCl H 2O
11.3 卤化物
11.3.1 卤化物
1. 卤化物：金属、非金属与卤素形成的化合物 与s区（ⅠA、ⅡA族）的金属元素（Li、Be除外)与卤素形成离 子型卤化物，具有高的熔、沸点和低挥发性，熔融时可导电 与p区非金属元素形成的卤化物为共价型卤化物,熔、沸点低, 具 有挥发性，熔融时不导电 与p区同族元素形成的卤化物键型从上到下由共价型逐步过渡到 离子型，如 NF3 PF3 AsF3 SbF3 BiF3 键型 共价型 共价型 共价型 过渡型 离子型 熔点/℃ -206.6 -151.5 -85 292 727 同一金属不同卤化物的键型变化，如：
第11章 主族元素(6h)
11.1 单质 11.2 氢化物 11.3 卤化物 11.4 含氧酸的种类及性质 11.5 简单含氧酸的结构 11.6 含氧酸酸性强弱 11.7 非金属含氧酸及其盐的性质 本章作业
11.1 单质 11.1.1 单质概述 11.1.2 单质的化学性质
11.1.3 氟、氯、溴、碘单质的制备
4.高卤酸
高卤酸： HClO4 HBrO4 H5IO6 酸性： 最强 强 弱 酸性↓ Eθ(XO4-/X-)/V 1.19 1.763 1.60 都是强氧化剂，均已获得纯物质，稳定性好。 重要反应：
11.1 单质
11.1.1 单质概述
金属单质：原子间以金属键结合 非金属单质：原子间以共价键结合，非金属除H之外都在p区。 n族非金属的每个原子可以提供8-n个价电子，可以与相邻的 8-n个原子形成8-n个共价单键, 称为8-n规则 (氢元素2-n个)。 稀有气体：8-n=0，单原子分子，范氏力形成分子晶体 ⅦA族元素:8-7=1，形成双原子分子，范氏力成分子晶体 ⅥA族:8-6=2，形成多原子分子，如S8等
11.2 氢化物
2. 水溶液的酸碱性及其变化规律 共价型氢化物与水的作用大致有 5 种情况
族
元素
作用情况
反应实例
ⅢA、ⅣA B,Al,Si,Ga 分解水,放H2 SiH4+(n+2)H2O =SiO2.nH2O+4H2 ⅣA、ⅤA C,Ge,Sn, P,As,Sb ⅤA N 无作用 形成弱碱 形成弱酸 形成强酸 —— NH3+H2O= NH3.H2O H2S=H++HSHCl= H++Cl-
T i 2LiOH (1) 钛的冶炼: 2LiH T iO2 4NaH TiCl4 Ti 4NaCl 2H2
(2)剧烈水解: 如：
MHn nH2O M(OH)n nH2 (g)
NaH H2O NaOH H2 (g) CaH2 2H 2 O Ca(OH)2 2H 2 (g)
(偏硼酸钠)
11.1 单质
• Cl2、Br2、I2、S、P与碱的反应
常温下 Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O 3Br2+6OH-=3Br-+BrO3-+3H2O 3I2+6OH-=3I-+IO3-+3H2O 加热条件下 Cl2+6OH-=Cl-+ClO3-+3H2O 3S+6OH-=2S2-+SO32-+3H2O 4P+3OH-+3H2O=3H2PO2-+PH3
11.3 卤化物
AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 键型： 离子型 共价型 共价型 共价型 熔点/℃ 1260 178(升华) 263.3 360 同一金属不同氧化值卤化物的键型变化, 如： SnCl2 SnCl4 PbCl2 PbCl4 键型： 离子型 共价型 离子型 共价型 熔点/℃ 652 114 950 105 2. 卤化物的水溶性 大多数卤化物易溶于水 AgX (X=Cl、Br、I)难溶于水,AgF（离子型）易溶于水 PbX2、Hg2X2、CuX难溶于水 CaX2(X=Cl、Br、I) 易溶于水，CaF2难溶于水，都是离子型卤化 物，但F-半径小、与Ca2+吸引力强，晶格能大，致使其难溶于水 重金属的卤化物水溶性：MFn>MCln>MBrn>MIn
2Cl2 3Ca(OH)2 Ca(ClO)2 CaCl2 Ca(OH)2 H2O H2O
3.卤酸 卤酸： 酸性：
漂白粉 HClO3 强 1.47 40% 小 HBrO3 HIO3 强 近中强 酸性↓ 1.52 1.20 50% 晶体 大
Eθ(XO -/X-)/V3Leabharlann 已获得酸的浓度: 稳定性:
2. 离子型氢化物的性质 1） 均为白色晶体, 热稳定性差
Δ r Hfθ / kJ mol1
LiH NaH KH RbH CsH NaCl -90.4 -57.3 -57.7 -54.3 -411.3 -441
θ H 2 /H
2） 还原性强 E 性质及用途：
2.23V
11.2 氢化物
11.2 氢化物
1. 共价型氢化物的还原性及HX的制备
• 还原性 共价型氢化物HnA中氢的氧化值为+1，所以其还原性来自An-。 An-失去电子的能力与元素A的电负性及离子半径有关： 同周期:从左至右半径减小,电负性增大,还原性减弱 同主族: 从上到下半径增大,电负性减小,还原性增强 如：PH3在空气中自燃，H2S是可燃气体； HCl不与O2作用，而： 4HBr+O2=2Br2+2H2O 4HI+O2=2I2+2H2O H2S和HI是重要的还原剂 • HX的制备：单质合成法、复分解法、卤化物的水解法 工业上H2流在Cl2中燃烧： Cl2+H2=2HCl 制少量HCl: NaCl+H2SO4(浓)=HCl+NaHSO4
11.1 单质
2.与水的反应性 • 金属单质与水的作用：s区元素与水作用 2M + 2H2O → 2MOH + H2↑ M + 2H2O → M(OH)2+ H2↑ (IA族元素) (IIA族元素)
Li
Na
K
Ca
11.1 单质
• 卤素与水的作用 F2、Cl2、Br2与水的作用 2X2+2H2O=4HX+O2↑ （氧化水的作用） Cl2、Br2、I2在水中的歧化反应 X2+H2O ＝H++X-+HXO (可逆反应,碱性严重)