无机化学---第十一章 卤素和氧族元素--卤族元素上
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卤素和氧族元素性质和作用无机化学基础
2020/7/9
Ch11：卤素和氧族元素
• 12.2.2 卤素单质 • 1. 卤素单质的物理性质(自学!) • 2. 卤素单质的化学性质(选讲!) • (1) 与金属的作用 • (2) 与非金属的作用 • (3) 与氢的作用 • (4) 与水的作用：分两种情况 • (5) 与碱的作用：注意反应条件，热碱？冷碱？ • (6) 卤素间的置换反应：分为两类
• 1．非金属→金属的递变
• ⅢA →ⅤA中尤为突出，ⅫA除外。
• 由典型的非金属开始 → 典型的金属结束。如：
• ⅥA： O、 S、 Se、Te、 Po
•
非金属
准金属
金属
• ⅤA： N 、 P
As、 Sb
Bi
•
非金属
2020/7/9
准金属
金属
Ch11：卤素和氧族元素
• 2．呈多氧化态、惰性电子对效应
• 1. 同核双原子分子中有一个非极性的共价键；
• 2. 氧化数为-1的卤素，可以有三种成键方式：离子键、共价键、 配位键。
• 与活泼金属化合成离子型化合物；
• 与非金属元素化合成共价型化合物；
• 还可以作为电子对的给予体形成配合物。
• [FeF6]3-, [HgCl4]2-, [PbI4]2-
• 3. 除氟外，氯、溴、碘均可以呈现正氧化态，+1、+3、+5、+7。
2020/7/9
Ch11：卤素和氧族元素
• (1) 第一排元素具有反常性质
• 同一族中，第一个元素原子的半径最小，电负性最大，获得电子 的能力最强，因而与同族其它元素相比，化学性质有较大的差别。
• 如：单质的存在状态： ⅤA ⅥA
•
N O 气体
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 第11章 卤族元素
14
11.2.3 卤素单质的制备
(氧化手段的选择)
电解 F2 (g) 电解： 2KHF 2 2KF+ H2 + F2 + HF Cl2 (g) 工业 (电解)：
电解 2NaCl+ 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH
实验室：
MnO2 + 4HCl浓 MnCl 2 + Cl2 (g) + 2H2O 也可用KMnO4 、 K2Cr2O7等氧化剂。 15
7
解：(1)
2 1
BrO
-
BrO
3
0.4556
Br2
1.0774
Br
-
3
0.6126 - 0.4556× -1.0774× 6 1 1)V (0.6126 × 1= = 0.5357V 4 (0.4556 1 + 1.0774 1)V 2 = = 0.7665V 2 (0.6126 6 - 1.0774 1)V 3 = = 0.5196V 8 5
不能用复分解反应法 (X=Br,I) KX + H2SO 4（浓） HX + KHSO4
2HBr + H2SO 4 (浓) SO 2 + Br2 + 2H2O
8HI + H2SO （浓） H2S + 4I2 + 4H2O 4
能否选用其他酸用复分解反应制备HBr和HI?
21
卤化物的键型及性质的递变规律： 同一周期：从左到右，阳离子电荷数 增大，离子半径减小，离子型向共价型过 渡，熔沸点下降。 例如： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 b.p./℃ 1465 1412 181(升华) 57.6 同一金属不同卤素：AlX3 随着X半径 的增大，极化率增大，共价成分增多。 例如： 离子键 共 价 型 AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 b.p./℃ 1260 178(升华) 263 360 24
11.2.3 卤素单质的制备
(氧化手段的选择)
电解 F2 (g) 电解： 2KHF 2 2KF+ H2 + F2 + HF Cl2 (g) 工业 (电解)：
电解 2NaCl+ 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH
实验室：
MnO2 + 4HCl浓 MnCl 2 + Cl2 (g) + 2H2O 也可用KMnO4 、 K2Cr2O7等氧化剂。 15
7
解：(1)
2 1
BrO
-
BrO
3
0.4556
Br2
1.0774
Br
-
3
0.6126 - 0.4556× -1.0774× 6 1 1)V (0.6126 × 1= = 0.5357V 4 (0.4556 1 + 1.0774 1)V 2 = = 0.7665V 2 (0.6126 6 - 1.0774 1)V 3 = = 0.5196V 8 5
不能用复分解反应法 (X=Br,I) KX + H2SO 4（浓） HX + KHSO4
2HBr + H2SO 4 (浓) SO 2 + Br2 + 2H2O
8HI + H2SO （浓） H2S + 4I2 + 4H2O 4
能否选用其他酸用复分解反应制备HBr和HI?
21
卤化物的键型及性质的递变规律： 同一周期：从左到右，阳离子电荷数 增大，离子半径减小，离子型向共价型过 渡，熔沸点下降。 例如： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 b.p./℃ 1465 1412 181(升华) 57.6 同一金属不同卤素：AlX3 随着X半径 的增大，极化率增大，共价成分增多。 例如： 离子键 共 价 型 AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 b.p./℃ 1260 178(升华) 263 360 24
无机化学卤素和氧族元素
第十一章 鹵素和氧族元素
祝同学们学习一帆风顺！
基 本 要 求
1. 卤素单质的性质 2. HX的制备、性质及其递变规律 3. 氯的含氧酸及其盐的性质递变规律 4. O3、H2O2、H2SO4分子的结构 5. H2O2、H2S的性质和硫化物的溶 解性 6. H2SO3及其盐、H2SO4及其盐、硫 代硫酸盐、过二硫酸盐、焦硫酸盐 的性质
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
第容
1. 卤素和氧族元素的通性 2. 卤素单质的制备和性质 3. 卤化氢的制备和性质的递变规律 4. 氯的含氧酸及其盐的性质和递变规律 5. 臭氧、过氧化氢分子的结构和性质 6. 硫化氢和多硫化氢的性质、金属硫化 物的溶解性 7. 硫酸分子的结构、硫酸及其盐的性质 8. 亚硫酸及其盐、硫代硫酸盐、过二硫 酸盐、焦硫酸盐的性质
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)
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。
上大 无机化学A 第十一章氧族元素
O O
4、H2O2的检验
O
在酸性溶液中过氧化氢能使重铬酸盐生成二过氧 合铬的氧化物，即Cr(O2)2O或CrO5，生成的CrO5显蓝 色，在乙醚中比较稳定，检验时在乙醚层中显蓝色， 可以相互检验。 4H2O2+H2Cr2O7===2Cr(O2)2O+5H2O 2Cr(O2)2O+7H2O2+6H+===2Cr3++7O2↑+10H2O
氧族通性
氧族元素的氧化态
电子构型
O S Se Te Po [He]2s22p4 [Ne]3s23p4 [Ar]4s24p4 [Kr]5s25p4 [Xe]6s26p4
常见氧化态
-2,-1,0, -2,-1,0,+2,+4,+6 -2,0,+4,+6 -2,+2,0,+4,+6 +2,+6
第二节 氧、臭氧
升华硫
单质硫
弹性硫
斜方硫和单斜硫都易溶于CS2、苯和环已烷 中，都是由S8环状分子组成的。在这个环状分子 中，每个硫原子以sp3杂化轨道与另外两个硫原子 形成共价单键相联结。
S8环状结构
此外还有升华硫、弹性硫等。
硫化氢、硫化物及多硫化物
一、硫化氢 实验室制备 FeS+H2SO4(稀)===FeSO4+H2S↑ 2、结构 与H2O相似，但极性弱、无氢键。 3、弱酸性 硫化氢水溶液具有弱酸性: Ka1=9.1×10-8、Ka2=1.1×10-12。 4、一些重要反应 硫化氢的水溶液比气体硫化氢更具有还原性，氧化剂能把 它氧化成S或硫酸，但不能氧化成SO2。 H2S+I2===S+2H++2IH2S+4Br2+4H2O===H2SO4+8HBr 2MnO4- +5H2S+6HCl===2MnCl2+2Cl-+5S+8H2O
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
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无机化学多媒体电子教案
第十一章 卤素 和氧族元素
本1. 卤素和氧族元素的通性 2. 卤素单质的制备和性质 3. 卤化氢的制备及其性质的递变规律
章4. 氯的含氧酸及其盐的性质和递变规律 主5. 臭氧、过氧化氢分子的结构及其性质 要6. 硫化氢和多硫化氢的性质、金属硫化
物的溶解性
内7. 硫酸分子的结构、硫酸及其盐的性质 容8. 亚硫酸及其盐、硫代硫酸盐、过二硫
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
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
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
金汞 铊 铅 铋 钋 砹 氡
7 111 112
Uuu Uub
114
116
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。
氧化态 -1,0, -1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+3,+4,+5,+7
-1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+5
卤素的电势图
一、元素电势图
对于具有多种氧化态的某元素，可将其各种氧化态按从 高到低的顺序排列，在每两种氧化态之间用直线连接起来 并在直线上标明相应电极反应的标准电极电势值，以这样 的图形表示某一元素各种氧化态间电极电势变化的关系称 为元素电势图。因是拉特默(Latimer,W.M.)首创，故又称 为拉特默图。
现以溴在碱性介质中的电势图为例，作些说明：
BrO4-
0.93
BrO3-
0.565
BrO-
0.335
1 2
Br2(l)1.085
Br-
0.61
卤素的电势图
二、元素电势图的应用
1、从已知电对求未知电对的标准电极电势
可由公式:rG=-nFE=-nF(+--)导出下式:
=
n11+n22+……nii
酸盐、焦硫酸盐的性质
本 1. 卤素单质的性质 章 2. HX的制备、性质及其递变规律
3. 氯的含氧酸及其盐的性质递变规律
基 4. O3、H2O2、H2SO4分子的结构 本 5. H2O2、H2S的性质和硫化物的溶
解性
要 6. H2SO3及其盐、H2SO4、K2S2O7、 求 H2S2O3及其盐、H2S2O3及其盐的性
∴主易要获∵氧得化电I子数1只大，有是,-同1碘∴、周才X0期有-+中-1这1非、e、+-金0种3→属可+性-1X1能、最+、+0困强3 的+难-1元1、、+素03
+5、+7 +5、+7 +5、+7
11-2-1 卤F电族负元性素大通，性无正氧化数
Cl、Br、I的价电氟子(F构)型氯(Cl)溴氧(B化r数) 碘为+(1I)
11-2-1 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，பைடு நூலகம்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。
1.458
HClO
1.513
1.630
1.360
Cl2
Cl-
BrO4- 1.760
BrO3- 1.490 HBrO 1.209
1.604
1.077
Br2
Br-
H3IO62- 1.600 IO3-
1.150 HIO
1.431 I2
0.534 I-
碱性溶液中EB
0.465
2.889
F2
F-
ClO4- 0.398 ClO3-
4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se化硒性B化r 溴性 Kr 氪
5 In 6 Tl
铟 铊
Sn 锡 Pb 铅
Sb 锑 Bi 铋
Te合碲增I合 Po物 强A物t
碘减 砹弱
Xe Rn
氙 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”。
原子ns序数np 9 nd17 35 53
价拆层开电1对子电构子型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5
具有多种氧化数 原子半ns 径/pnmp 并相差2 电拆开负2性对(电x子p)
64 4.0
99 nd3.0
氧11化4 数为1+333 2.8 2.5
I1/(kJ·mol-1) 1681 1251 1氧14化0 数为10+058
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电还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
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
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。
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。
无机化学多媒体电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第二节 卤素
11-2-1 卤族元素通性
卤素，希腊文原义为成盐元素 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
IB IIB 铝 硅 磷 硫 氯 氩
4 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
铜锌镓锗砷硒 溴氪
5 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
银 镉铟锡 锑 碲碘 氙
6 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
质
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
第十一章 卤素 和氧族元素
本1. 卤素和氧族元素的通性 2. 卤素单质的制备和性质 3. 卤化氢的制备及其性质的递变规律
章4. 氯的含氧酸及其盐的性质和递变规律 主5. 臭氧、过氧化氢分子的结构及其性质 要6. 硫化氢和多硫化氢的性质、金属硫化
物的溶解性
内7. 硫酸分子的结构、硫酸及其盐的性质 容8. 亚硫酸及其盐、硫代硫酸盐、过二硫
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
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
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
金汞 铊 铅 铋 钋 砹 氡
7 111 112
Uuu Uub
114
116
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。
氧化态 -1,0, -1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+3,+4,+5,+7
-1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+5
卤素的电势图
一、元素电势图
对于具有多种氧化态的某元素，可将其各种氧化态按从 高到低的顺序排列，在每两种氧化态之间用直线连接起来 并在直线上标明相应电极反应的标准电极电势值，以这样 的图形表示某一元素各种氧化态间电极电势变化的关系称 为元素电势图。因是拉特默(Latimer,W.M.)首创，故又称 为拉特默图。
现以溴在碱性介质中的电势图为例，作些说明：
BrO4-
0.93
BrO3-
0.565
BrO-
0.335
1 2
Br2(l)1.085
Br-
0.61
卤素的电势图
二、元素电势图的应用
1、从已知电对求未知电对的标准电极电势
可由公式:rG=-nFE=-nF(+--)导出下式:
=
n11+n22+……nii
酸盐、焦硫酸盐的性质
本 1. 卤素单质的性质 章 2. HX的制备、性质及其递变规律
3. 氯的含氧酸及其盐的性质递变规律
基 4. O3、H2O2、H2SO4分子的结构 本 5. H2O2、H2S的性质和硫化物的溶
解性
要 6. H2SO3及其盐、H2SO4、K2S2O7、 求 H2S2O3及其盐、H2S2O3及其盐的性
∴主易要获∵氧得化电I子数1只大，有是,-同1碘∴、周才X0期有-+中-1这1非、e、+-金0种3→属可+性-1X1能、最+、+0困强3 的+难-1元1、、+素03
+5、+7 +5、+7 +5、+7
11-2-1 卤F电族负元性素大通，性无正氧化数
Cl、Br、I的价电氟子(F构)型氯(Cl)溴氧(B化r数) 碘为+(1I)
11-2-1 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，பைடு நூலகம்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。
1.458
HClO
1.513
1.630
1.360
Cl2
Cl-
BrO4- 1.760
BrO3- 1.490 HBrO 1.209
1.604
1.077
Br2
Br-
H3IO62- 1.600 IO3-
1.150 HIO
1.431 I2
0.534 I-
碱性溶液中EB
0.465
2.889
F2
F-
ClO4- 0.398 ClO3-
4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se化硒性B化r 溴性 Kr 氪
5 In 6 Tl
铟 铊
Sn 锡 Pb 铅
Sb 锑 Bi 铋
Te合碲增I合 Po物 强A物t
碘减 砹弱
Xe Rn
氙 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”。
原子ns序数np 9 nd17 35 53
价拆层开电1对子电构子型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5
具有多种氧化数 原子半ns 径/pnmp 并相差2 电拆开负2性对(电x子p)
64 4.0
99 nd3.0
氧11化4 数为1+333 2.8 2.5
I1/(kJ·mol-1) 1681 1251 1氧14化0 数为10+058
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电还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
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
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。
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。
无机化学多媒体电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第二节 卤素
11-2-1 卤族元素通性
卤素，希腊文原义为成盐元素 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
IB IIB 铝 硅 磷 硫 氯 氩
4 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
铜锌镓锗砷硒 溴氪
5 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
银 镉铟锡 锑 碲碘 氙
6 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
质
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