无机化学---第十一章 卤素和氧族元素--卤族元素(上)
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化工四大化学(专业)卤族元素(课堂讲义)
3.制备
卤素阴离子的氧化：2X-- 2e- → X2 I2 通氯气于天然卤水中 Cl2 + 2I- → 2Cl- + I2 注意
应避免通入过量的氯气 - +10Cl-+12H+ I2 + 5Cl2 + 6H2O → 2IO3
3.制备
卤素阴离子的氧化：2X-- 2e- → X2 I2 通氯气于天然卤水中 Cl2 + 2I- → 2Cl- + I2 用NaHSO3处理智利硝石提取 NaNO3后剩下的母液
1 2
与金属、非金属的反应 卤素 反应物质 反应程度 所有金属 反应激烈 F2 除氮、氧外的非金属 常伴有燃烧和爆炸 F2与Cu、Ni、Mg作用，表面生成氟化物 Cl 与上类似 平稳 2 保护膜，可阻止进一步被氧化，所以F减 2可 小 活泼金属 常温 Br 储存在 Cu 、 Ni 、 Mg 制成的容器中 2 I2 其他金属 加热
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
ⅢA 2 B ⅣA ⅤA ⅥA 0
ⅦA He 氦
硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S
硫 Cl 氯 Ar 氩
碘 Xe 氙
4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I
工业上： 电解饱和食盐水溶液制烧碱的副产品
电解MgCl2熔盐制Mg的副产品
2NaCl+2H2O 电解 2NaOH + Cl2 + H2
电解NaCl熔盐制Na的副产品
MgCl2(熔融） 2NaCl(熔融）
无机化学——卤素和氧族元素
以萤石和浓H2SO4作用，工业上生产HF是把反应物放在衬铅 的铁制容器中进行（因生成PbF2保护层阻止进一步腐蚀铁） 。氢氟酸一般用塑料制容器盛装。HF溶于水即为氢氟酸。
CaF2+H2SO4(浓)＝CaSO4+2HF↑
(3).非金属卤化物的水解
(3)非金属卤化物的水解：此法适用于HBr和HI的制备,以水滴 到非金属卤化物上,卤化氢即源源不断地发生： PBr3+3H2O==H3PO3+3HBr PI3+3H2O==H3PO3+3HI 实际上不需要事先制成卤化磷，把溴滴加在磷和少许水的 混和物中或把水逐滴加人磷和碘的混和物中即可连续地产 生HBr或HI: 2P+6H2O+3Br2==2H3PO3+6HBr 2P+6H2O+3I2==2H3PO3+6HI
砹是在二十世纪四十年代才被科学家所发现。它是人工合成元 素。其合成的人工核反应为：
20983Bi+42He→21185At+210n
砹希腊词原意是不稳定。它的同位素的半衰期只有8.3小时。
11.2.1 卤素－基本物理性质（ns2np5 ）
元素 原子序数 价电子结构 主要氧化数 原子共价半径/pm X-离子半径/pm 第一电离势/(kJ·mol-1) 电子亲合势/(kJ·mol-1) X-的水合能/(kJ·mol-1) X2的离解能/(kJ·mol-1) EØ (X2/X-)/V 电负性(Pauling标度)
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
氟
氯
溴
碘
9
17
35
53
2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5
-1
-1,+1,+3,+5,+7
无机化学 卤素和氧族元素-11.1-2概述+卤族元素
碘(I2) 固体 113.5 184.3
颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑
溶解度 分解水 在水中溶 易溶于 解度不大 有机溶剂
毒性
具有刺激性气味，并有毒
毒性减小
11.2.2 卤素单质
2.化学性质
氧化性
1 2
X2
+ e-
→ X-
F2 > Cl2 > Br2 > I2
电极电势:
F2/F- Cl2/Cl- Br2/Br- I2/I-
黄绿 紫 红棕 紫黑
溶解度 分解水 在水中溶 易溶于
解度不大 有机溶剂
I2易溶于碘化物(如KI)中→I3I2 + I- I3-
11.2.2 卤素单质
1.物理性质
氟(F2)
集聚状态 气体 熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188
氯(Cl2) 气体 -101 -34.6
溴(Br2) 液体 –7.2 58.76
P区元素的特点
（3）金属的熔点较低
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3
Al 铝 660.4℃
Si 硅
4
Ga 镓 29.78 ℃
Ge 锗 973.4 ℃
P磷 As 砷
S 硫这C些l 氯金属Ar 氩 彼此可形成
Se 硒低B熔r 溴合金Kr 氪
5
In 铟 156.6 ℃
Sn 锡 231.9 ℃
Sb 锑 630.5
℃
Te 碲
I
碘 Xe 氙
6
Tl 铊 303.5 ℃
Pb 铅 327.5 ℃
Bi 铋 271.3 ℃
Po
At 砹 Rn 氡
第11章卤素
基本要求
制备和性质 2、掌握卤化氢的还原性、酸性、稳定性的变 化规律和卤化氢的制备 3、掌握氯的含氧酸及其盐的酸性、氧化性、 稳定性的变化规律。
1、熟悉卤素单质的
作业
P346 2 、4 、 5
冷
漂白粉
次氯酸盐的漂白作用是基于次氯酸的氧化性
次卤酸盐的热稳定性:
ClO- > BrO- > IO-
例如次氯酸盐微热就发生歧化反应： 350K 2ClO-======Cl-+ClO3次溴酸盐在常温于就可以歧化，次碘酸盐根本就不 能存在于溶液中。
2.氯酸及其盐 卤酸： 酸性:(比次卤酸强 )
E(XO 3 / X )/V
HBrO
减弱
HIO
2.8×10-8 2.0×10-9 2.3×10-11
1.33
减弱 减弱
0.99
强氧化性 热稳定性(差):
注：热稳定性很低，只存在于水溶液中，在室温下见光或稍 浓即分解。
制备： 次氯酸 Cl2 +H2O （冷） 2Cl2 +2HgO+H2O HClO （稀） +HCl 2HClO（浓）+HgO.HgCl2
3.高卤酸及其盐 高卤酸： 酸性：比卤酸强 HClO4 最强 HBrO4 强 H5IO6 弱
酸性增强 E0A / V
氧化性:(都是强氧化剂)
1.19
比氯酸弱
1.763
1.60
稳定性:比卤酸稳定
均已获得纯物质，稳定性好。
浓HClO4溶液是强氧化剂，固体 高卤酸盐是强氧化剂，但稀HClO4
偏高碘酸 HIO4
五、拟卤素(简介)
拟卤素──性质与卤素单质相似的某些原子团称为拟卤素。
第十一卤素和氧族元素-精品
拆电开负3对性电(χ子P) 4.0 I1/(kJn·smol-1)np 1681
3.0 n12d51
2.8 2.5 11氧40化数为10+078
111F1-电.2-负.11性卤大卤族，族无元元正素素氧通化通数性性
Cl、Br、I的价电子构型
氟(F) 氯(Cl) 溴氧(B化r)数为碘+(I1)
原子n序s 数 np 9 nd17
35
53
价拆层开电1对子电构子型 2s22p5
拆主开要2氧n对s化电数子xnp -1、0
3s23p5 +-n11、d、+03
-41s氧、24p化05 数-5为1s、2+53p05 +1、+3 +1、+3
+5、+7 +5、氧+化7数+为5、++57
原子半ns径/pmnp 64 n9d9 114 133
原子半径/pm 64
99 114 133
电负性(χP) 4.0 I1/(kJ·mol-1) 1681
3.0 1251
2.8 1140
2.5 1008
111F1-电.2-负.11性卤大卤族，族无元元正素素氧通化通数性性
Cl、Br、I的价电子构型
氟(F) 氯(Cl) 溴氧(B化r)数为碘+(I1)
原子n序s 数 np 9 nd17
Cl2
与F2类似
Br2
活泼金属
Байду номын сангаас
I2
其他金属
平稳 常温 加热
11.2.2 卤族单质
2. 化学性质
氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2 ½ X2 + e- → X-
11第十一章卤素和氧族
5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te合碲增I合碘减 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po物 强A物t 砹弱 Rn 氡
P区元素的特点
（3）金属的熔点较低
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3
Al 铝
660.4℃
Si
硅
P
磷
S
硫这C些l 金氯属Ar 氩
氧11化4 数为1+333 2.8 2.5 1氧14化0 数为10+058
ns np
nd-1、0 -1、0 -1、0
拆主开要3氧对化电子数 -1、0 +1、+3 +1氧、化+3数+为1、+7+3
ns np
+n5d、+7 +5、+7 +5、+7
r) 碘(I) 原子序数 特9殊性 17 35 53
P区元素的特点（2）具有多种氧化数
这因非种原金现子n属象的s、元称价n素为电p还电子具子构有可型负参为氧与n化成s2数键np1-5
惰性电子对效应
0
ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ低A Ⅶ高A He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O氧氧 F氧氟 Ne 氖 3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 化数硫稳 定C化数l 氯稳定 Ar 氩 4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se化硒性B化r 溴性 Kr 氪
0
ⅢA Ⅳ如A 超Ⅴ纯A 锗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
无机化学课件第十一章
I2(g) + H2(g) 催化剂，Δ 2 HI(g)
3. 存在、分离、性质
氟广泛存在于自然界 萤石（CaF2） 冰晶石（Na3AlF6） 氟磷灰石（Ca3(PO4)2CaCFCl)2
氯: 主要以海水和内地盐湖中的NaCl形式存在
溴，碘：以Na，K，Mg的无机盐形 式存在于海水中
分离：从卤化物中分离卤素单质
2 P(s) + 3 Br2(g) 2 P(s) + 5 I2(g)
2 PBr3(l) 2 PCl3(s)
(无色发烟) (红色)
与 H2 的反应 在低温下，暗处，F2 可与 H2 发生剧烈反应，放出大
量热，导致爆炸。
F2(g) + H2(g)
2 HF(g)
Cl2 在常温下与H2 缓慢反应， 但在紫外光照射下，可
1.强氧化性 F ,Cl ,Br ,I 能力依次减弱
2
2 22
2.与单质作用
F2 在任何温度下都可与金属直接化合，生成高价氟 化物。F2 与 Cu、Ni、Mg 作用时由于金属表面生成一层 致密氟化物保护膜而中止反应。所以 F2 可储存在 Cu、 Ni、Mg 或合金制成的容器中。
Cl2 可与各种金属作用，但干燥的 Cl2 不与 Fe 反应， 因此，Cl2 可储存在铁罐中。
烈。
2 S(s) + Cl2(g)
S2Cl2(l)
(红黄色液体)
S(s) + Cl2(g)(过量)
SCl2(l) (深红色发烟液体)
2 P(s) + 3 Cl2(g)
2 PCl3(l) (无色发烟液体)
2 P(s) + 5 Cl2(g)(过量)
2 PCl5(s) (淡黄色固体)
3. 存在、分离、性质
氟广泛存在于自然界 萤石（CaF2） 冰晶石（Na3AlF6） 氟磷灰石（Ca3(PO4)2CaCFCl)2
氯: 主要以海水和内地盐湖中的NaCl形式存在
溴，碘：以Na，K，Mg的无机盐形 式存在于海水中
分离：从卤化物中分离卤素单质
2 P(s) + 3 Br2(g) 2 P(s) + 5 I2(g)
2 PBr3(l) 2 PCl3(s)
(无色发烟) (红色)
与 H2 的反应 在低温下，暗处，F2 可与 H2 发生剧烈反应，放出大
量热，导致爆炸。
F2(g) + H2(g)
2 HF(g)
Cl2 在常温下与H2 缓慢反应， 但在紫外光照射下，可
1.强氧化性 F ,Cl ,Br ,I 能力依次减弱
2
2 22
2.与单质作用
F2 在任何温度下都可与金属直接化合，生成高价氟 化物。F2 与 Cu、Ni、Mg 作用时由于金属表面生成一层 致密氟化物保护膜而中止反应。所以 F2 可储存在 Cu、 Ni、Mg 或合金制成的容器中。
Cl2 可与各种金属作用，但干燥的 Cl2 不与 Fe 反应， 因此，Cl2 可储存在铁罐中。
烈。
2 S(s) + Cl2(g)
S2Cl2(l)
(红黄色液体)
S(s) + Cl2(g)(过量)
SCl2(l) (深红色发烟液体)
2 P(s) + 3 Cl2(g)
2 PCl3(l) (无色发烟液体)
2 P(s) + 5 Cl2(g)(过量)
2 PCl5(s) (淡黄色固体)
《卤素和氧族元素》课件
氧族元素在工业上的应用
氧族元素在工业上主要用于生产含氧酸及其盐类，如硫酸、磷酸、硝酸等。这些 酸是工业中重要的原料，可用于制造化肥、农药、颜料、炸药、洗涤剂等。
氧族元素还用于制造其他含氧无机化合物，如含氧酸盐、氧化物和过氧化物等。 这些化合物在化工、轻工、纺织、冶金和电子等领域有广泛应用。
氧族元素在化学研究中的应用
卤素和氧族元素面临的挑战与机遇
资源短缺问题
随着卤素和氧族元素的广泛应用，资源短缺 问题逐渐凸显，例如稀土元素、氟元素的短 缺等。这需要加强资源的循环利用，提高资 源利用率，同时积极寻找替代资源。
环境问题
卤素和氧族元素的开采、生产和应用过程中 会对环境造成一定的影响，例如对水体、土 壤和空气的污染等。这需要加强环境保护措 施，推广清洁生产技术，降低对环境的负面 影响。
详细描述
氧是空气的主要成分之一，具有强烈 的氧化性，可以与许多元素发生反应 ，如与氢气反应生成水，与金属反应 生成金属氧化物等。
硫的性质与反应
总结词
硫是一种常见的非金属元素，具有多种化合价和独特的反应性。
详细描述
硫有多种化合价，如-2、0、+4、+6等，因此可以形成多种化合物，如硫化物、硫酸盐等。硫还可以 与许多元素发生反应，如与金属反应生成金属硫化物，与氢气反应生成硫化氢等。
氧族元素在化学研究中具有重要地位，它们是许多有机和无机化合物的组成部分，对于合成新的化合物和材料具有关键作用 。
氧族元素在化学反应中常作为氧化剂或还原剂参与反应，如硫化物在高温下可与氢气反应生成硫和水；硒化物可与金属反应 生成金属硒化物；二氧化硫可与氧气发生催化氧化反应生成三氧化硫等。了解氧族元素的性质和反应机制有助于深入理解化 学反应机理，推动化学科学的发展。
卤素
溴能氧化碘离子为碘单质
Br2+2NaI I2+2NaBr
11.2.3 卤素的氢化物
1. 卤化氢的物理性质
（1）熔沸点 卤化氢的熔沸点 HF HCl HBr HI
熔点/℃ -83.57 -114.18 -86.87 -50.8 沸点/℃ 19.52 -85.05 -66.71 -35.1
例外，氢键 色散力增大，熔沸点逐渐升高
0
-2
① 氧化反应 X2 + H2O
-1 1 0
2HX + 2 O2
半反应： X2+2e- 2X-
O2+4H++4e-
2H2O E =1.23V
卤素单质的标准电极电势
卤素单质 标准电极电势 X2+2e- 2X-
F2 Cl2 Br2 I2 2.889 1.360 1.077 0.534
② 歧化反应：即水的作用导致卤素发生分解
键型：从上到下，由共价型过渡到离子型 性质：熔、沸点增高
（3）同一金属不同卤化物 的物理性质
主要 氧化数
F 2s22p5
-1,0
Cl
Br
I
3s23p5 4s24p5 5s25p5
-1,0 ,+1 -1,0 ,+1 -1,0 ,+1 +3,+5,+7 +3,+5,+7 +3,+5,+7
卤素价层电子构型为ns2np5，易得到1个电子达到8电子 稳定状态，所以都能以-1氧化态存在。
除F外，Cl、Br、I还可呈现＋1、＋3、＋5、＋7氧化态。
碘 固 紫黑 386.5 457.4 41.95 0.029* 4.93(s)
天津大学无机化学课件第十一章卤素和氧族(1)
面生物免受太阳强烈辐射的防御屏障
近年来，由于大气中NO、NO2等氮 氧化物和氯氟化碳(CFCl3、CF2Cl2) 等含量过多，使臭氧层遭到破坏，
则必须采取措施来保护臭氧层
18.12.2020
编辑课件
9
11-3-2 氧气和臭氧
臭氧的分子结构
sp2杂化
O
2s 2p sp2杂化
O
2s 2p sp2杂化
O
3准4 金属52
4s24p4 5s25p4
金8属4
6s26p4
主要氧价获化层两数个电电子-1、子构0-2可型、 -+达2为4、、到n0+s、62稳n-++2p62定4、，、+0电4其、子-++原262层、、子+0结4、 -
原子半构径，/pm即有常6较6见强的的1氧0非4化金数属1为17性-2 137 153
无机化学氧多族媒元体素 电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第三节
氧族元素
18.12.2020
编辑课件
1
11-3-1 氧族元素概述
11-3-1 氧族元素概述 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
离子 r(M硫2、-)/p硒m 、1碲40还可18利4 用1外98层d轨22道1 形 -
半I1径/(krJ(M·成m6o+氧)l/-p1)化m 数13-为14+21、2090+04、94+4261的化856合69物
67 812
电负性( p) 3.5 2.5 2.4 2.1 2.0
18.12.2020
近年来，由于大气中NO、NO2等氮 氧化物和氯氟化碳(CFCl3、CF2Cl2) 等含量过多，使臭氧层遭到破坏，
则必须采取措施来保护臭氧层
18.12.2020
编辑课件
9
11-3-2 氧气和臭氧
臭氧的分子结构
sp2杂化
O
2s 2p sp2杂化
O
2s 2p sp2杂化
O
3准4 金属52
4s24p4 5s25p4
金8属4
6s26p4
主要氧价获化层两数个电电子-1、子构0-2可型、 -+达2为4、、到n0+s、62稳n-++2p62定4、，、+0电4其、子-++原262层、、子+0结4、 -
原子半构径，/pm即有常6较6见强的的1氧0非4化金数属1为17性-2 137 153
无机化学氧多族媒元体素 电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第三节
氧族元素
18.12.2020
编辑课件
1
11-3-1 氧族元素概述
11-3-1 氧族元素概述 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
离子 r(M硫2、-)/p硒m 、1碲40还可18利4 用1外98层d轨22道1 形 -
半I1径/(krJ(M·成m6o+氧)l/-p1)化m 数13-为14+21、2090+04、94+4261的化856合69物
67 812
电负性( p) 3.5 2.5 2.4 2.1 2.0
18.12.2020
无机化学---第十一章 卤素和氧族元素--卤族元素(上)
11-2-1 卤族元素通性
氟(F) 氯(Cl)溴(Br) 碘(I)
原子序数 9 17 35 53 价层电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 原子半径/pm 64 99 114 133
∵电与负稳性定(的x8p电)子构4.型0 仅缺3一.0个电子2，.8在同周2.5期
I1/元(k素J中·m核o电l-荷1) 是16最8多1 的1，2原5非1子金半属1径14性是0 最减小1弱0的08
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3
Al 铝
660.4℃
Si
硅
P
磷
S
硫这C些l 金氯属Ar 氩
4
Ga 镓
29.78 ℃
Ge 锗
973.4 ℃
As 砷
Se
5
In 铟
156.6 ℃
Sn 锡
231.9 ℃
Sb 锑
630.5 ℃
Te
彼硒此Br可溴形K成r 氪 低熔合金
碲 I 碘 Xe 氙
6
11-2-2 卤族单质
自然界中大多以化合态存在 氟：萤石 CaF2， 冰晶石 Na3AlF6，
氟磷灰石 Ca5F(PO4)3 ； 氯：NaCl，KCl，光卤石 KCl ·MgCl2 ·6H2O ； 溴：以溴化物的形式存在于海水和地壳中； 碘：以碘化物形式存在，南美洲智利硝石含有少许
的碘酸钠。 砹：放射性元素，仅以微量而短暂地存在于镭、锕
11-2-1 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。
天津大学无机化学教研室《无机化学》复习全书(卤素和氧族元素)
第11章卤素和氧族元素11.1 复习笔记一、p区元素概述1．P区元素组成P区元素包括周期表中的ⅢA～ⅦA和零族元素，该区元素沿B-Si-As-Te-At对角线将其分为两部分，对角线右上角为非金属元素（含对角线上的元素），对角线左下角为10种金属元素。
2．P区元素的特性（1）金属性周期变化规律P区同族元素从上往下原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
除ⅦA族外，都是由典型的非金属元素经准金属过渡到典型的金属元素。
（2）价层电子变化规律①P区元素（零族除外）原子的价层电子构型为。
ns、np电子均可参与成键，原子表现出多种氧化数；②随着价层np电子的增多，失电子趋势减弱，逐渐变为共用电子，甚至变为得电子。
P区非金属元素除有正氧化数外，还有负氧化数。
（3）元素稳定性ⅢA～ⅤA族同族元素从上往下低氧化数化合物的稳定性增强，高氧化数化合物的稳定性减弱，该现象称为“惰性电子对效应”；（4）物理性质①P区金属的熔点一般较低；②P区某些金属具有半导体性质，如超纯锗、砷化镓、锑化镓等。
二、卤族元素1．卤族元素通性（1）卤族组成卤族元素又称卤素，是周期系ⅦA族元素，即氟（F）、氯（C1）、溴（Br）、碘（I）、砹（At）的总称，其中砹为放射性元素；（2）卤族元素的基本特性①价层电子构型：卤素原子的价层电子构型为ns2np5，与稳定的8电子构型（ns2np6）比较，仅缺少1个电子；②核电荷数及原子半径：卤素原子的核电荷是同周期元素中最多的（稀有气体除外），原子半径是同周期元素中最小的，最容易取得电子；③非金属性：卤素和同周期元素比较，非金属性是最强的；在本族内从上往下电负性逐渐减小，因而从氟到碘非金属性依次减弱；④电离能：卤素原子的第一电离能都很大；⑤氧化数：卤素在化合物中最常见的氧化数是－1。
氟没有正氧化数，其他卤族元素，若与电负性较大的元素化合可以表现出正氧化数：＋1、＋3、＋5和＋7，而且相邻氧化数之间的差数均为2。
第11章 卤素和氧族元素
a { 氟与水反应剧烈放出 O2 F2 + H2O →2HF + 1/2O2 ↑ 氯只在光照下才与水反应缓慢放出 O2 溴与水作用放氧反应极慢，碘与水不存在这个反应。 b Cl2 、 Br2 、I2 与水主要发生第二类反应，从 Cl2 →I2 逐渐减小 （3）与碱反应：卤素的歧化反应与溶液的 pH 值有关，加酸抑制水解，加碱则 促进水解，生成卤化物或次卤化物。
b 自来水消毒，近年改用 O3 或 ClO2 作消毒剂 （3）溴 ：工业上从海水中制溴（分三步） 1）在 110℃通 Cl2 于 Ph=3.5 海水中 2Br- + C l2 → Br2 + 2Cl再用碳酸钠吸收： 3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 2) 用空气把 Br2 吹出， ↑ 3) 用硫酸将溶液酸化 5Br- + BrO3- +6H+ → 3Br2 + 3H2O
→ 2KF + H2 ↑+ F2↑ a 制备 2KHF2 电解
1986 年 K2MnF6 + 2SbF5 → 2KSbF6 + MnF3 + 1/2F2 b 用途：UF6 → 原子能的核燃料 氟化烃 → 血液的代用品 氟化物玻璃→ 光 导纤维 （2） 氯 工业上 电解饱和食盐水制 NaOH 的副产品，也是氯化镁熔盐 ，电解 制镁以及电解熔融制（NaCl）Na 的副产品
光 → 2HCl + O2 ↑(分解) b 不稳定易分解：2HClO ∆ 3HClO → 2HCl + HClO3(歧化)
∆ 实验室：2NaBr + 3H2SO4（浓）+ MnO2 → 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O +Br2
无机化学第11章卤族元素
+
Cl2 (g)
HF
工业 (电解)：
2NaCl + 2H 2O 电解 H2 + Cl 2 + 2NaOH
实验室：
MnO2 + 4HCl浓 D MnCl 2 + Cl2 (g) + 2H2O 也可用KMnO4 、 K2Cr2O7等氧化剂。 15
Br2(l)
氧化剂： Cl 2 + 2Br - Br2 + 2Cl -
共价半径/pm 64
电负性
3.98
第一电离能 /kJ·mol-1
1681
电子亲和能 /kJ·mol-1
-328
Cl 3s23p5
99 3.16 1251
-349
Br 4s24p5 114 2.96 1140
-325
I 5s25p5 133 2.66 1008
-295
氧化值
-1 -1， 1， 3， 5， 7 2
/ V Cu2+ 0.1607V Cu+ 0.5180V Cu
0.3394V
E = (Cu+/ Cu) - (Cu2+ / Cu+)
= 0.5180V- 0.1607V = 0.3573V > 0
右 > 左 发生歧化反应； 右 < 左 发生歧化逆反应。
歧化反应为发生在同一个元素上的氧-还反应。
元素（金属或非金属）直接化合（自学）。 12
与H2O反应：
氧化反应： X2 + 2H2O 4HX + O2
激烈程度 F2 > Cl 2 > Br2
F2 + H2O
2HF+
1 2
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Tl 铊
303.5 ℃
Pb 铅
327.5 ℃
Bi 铋
271.3 ℃
Po
At 砹 Rn 氡
P区元素的特点
（4）某些金属具有半导体性质
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
除沿非氢Ⅲ金B外-属SA，i-(-Ⅶ所包AsA有括-和T的线e零-非上At族金)对，元属角左素全线下为部，角集p右区为中上金元在角属素p为区
元素 性质
原子半径/pm M4+
离子半径/pm M3+ M+
第一电离势
第二电离势 KJ/ mol
第三电离势
电负性
标准 电极 电势
M3++3e-M M++e-M M2++2e-M
P区元素的特点（2）具有多种氧化数
因原子的价电子构型为 ns2np1-5
这非种金现n属象s、元称n素为p还电具子有可负参氧入化成数键
惰性电子对效应
0
ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ低A 高ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O氧氧 F氧氟 Ne 氖 3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 化数硫稳 定C化数l 氯稳定 Ar 氩 4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se化硒性B化r 溴性 Kr 氪
p区金属元素的价电子构型为ns2np1~4 ，内层为饱和结构。 由于ns、np电子可同时成键，也可仅由电子参与成键，因此它 们在化合物中常有两种氧化态，且其氧化值相差为2。
p区金属元素的高价氧化态化合物多数为共价化合物，低氧 化态的化合物中部分离子性较强。另外，大部分p区金属元素 在化合物中，电荷较高，半径较小，其盐类在水中极易水解。
如：Bi(V)、Pb(IV)、Tl(III)、Hg(II)的氧化性比其相应的： Bi(III)、Pb(II)、Tl(I)、Hg(0)要强得多。
如：NaBiO3、PbO2能把Mn2+、氧化为MnO4-,Tl2O3 能把HCl氧化成Cl2,Hg2+能把Sn2+氧化成Sn4+。
关于原因有现在有好多方面的讨论，对于我们现在来 说并非重点，因此不做讲述。
5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te合碲增I合碘减 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po物 强A物t 砹弱 Rn 氡
6s2惰性电子对效应
p区各主族元素由上至下与族数相同的高氧化态的稳定 性依次减小，比族数小2的低氧化态最为稳定。
一般认为是由于ns2电子对不易参加成键，特别不活泼， 常称为“惰性电子对效应”。
VIIA
9F
氟
17 Cl
氯
35 Br
溴
53 I
碘
85 At
砹
2 He
氦
10 Ne
氖
18 Ar
氩
36 Kr
氪
54 Xe
氙
86 Rn
氡
118
p区金属包括Al、Ga、In、Tl、Ge、Sn、Pb、Sb、Bi和Po。 与s区金属元素相似，p区同族金属元素从上到下原子半径逐渐 增大，失电子趋势逐渐增大，元素的金属性逐渐增强。但总的 看来，p区金属元素的金属性较弱，部分金属如Al、Ga、In、 Ge、Sn和Pb的单质、氧化物及其水合物均表现出两性，它们在 化合物中还往往表现出明显的共价性。相对而言， Tl、Pb和Bi 的金属性较强。十种元素中，Po为放射性元素。
Al Ga In
Tl
Ge
Sn
Pb
125 51
577.4 1816.1 2744.8 1.61 -1.076
125 150
62 81
81
578. 8
588.1
197 9
1820
296 3
2704
1.81 1.78
0.56
-0.338
155
95 147 589.1 1970 2875 2.04 +0.72
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3
Al 铝
660.4℃
Si
硅
P
磷
S
硫这C些l 金氯属Ar 氩
4
Ga 镓
29.78 ℃
Ge 锗
973.4 ℃
As 砷Se5In 铟156.6 ℃
Sn 锡
231.9 ℃
Sb 锑
630.5 ℃
Te
彼硒此Br可溴形K成r 氪 低熔合金
碲 I 碘 Xe 氙
6
元素的氧化态
电子构型
氧化态
Al
[He]3s23p1
+3
Ga
[He]4s24p1
+1,+3
In
[He]5s25p1
+1,+3
Tl
[He]6s26p1
+1,+3
Ge
[He]4s24p2
+2,+4
Sn
[He]5s25p2
+2,+4
Pb
[He]6s26p2
+2,+4
P区元素的特点
（3）金属的熔点较低
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦
无机化学---第十一章 卤素和氧 族元素--卤族元素（上）
目录
11-1 p区元素概述 11-2 卤素 11-3 氧族元素
无机化学多媒体电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第一节 p区元素概述
1
2
3 IB
4
29 Cu
铜
47 Ag
5银
6
79 Au
金
7 111
Uuu
ns n2p
IIB 30 Zn
锌
11-1 p区元素概述
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
122 140
53
71
762.2 708.4 1537.4 1411.3 3301.9 2942 2.01 1.96
154 84
715.4 1449.9 3081 2.33
-0.336
-0.15 -0.136 -0.126
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
0 Ⅲ原A金 非ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦 2 B子硼属 C金 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖 3 Al半 径铝性增S属性i 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 4 G增a 镓强G减e 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In大铟 S弱n 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
48 Cd
镉
80 Hg
汞
112
Uub
0
IIIA 5B
硼
13 Al
铝
31 Ga
镓
49 In
铟
81 Tl
铊
ns n2p
IVA
6C
碳
14 Si
硅
32 Ge
锗
50 Sn
锡
82 Pb
铅
VA
7N
氮
15 P
磷
33 As
砷
51 Sb
锑
83 Bi
铋
114
3
VIA 8O
氧
16 S
硫
34 Se
硒
52 Te
碲
84 Po
钋
116