P区元素性质小结 ppt课件
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第十五章p区元素三-PPT精选
元
金属卤化物 非金属卤化物
素 水解性：对应氢氧化物不
3
是强碱的都易水
解，产物为氢氧
化物或碱式盐
易水解, 产物为两种酸
BX3,SiX4,PCl3
记：Sn(OH)Cl，SbOCl，BiOCl
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
P 渡，熔沸点下降。
8 H H 2 S 4 I （ O 浓 H 2 S 4 2 ） I 42 O H
能否选用其他酸用复分解反应制备HBr和HI?
15.1.4 卤化物 多卤化物 卤素互化物
1.卤化物： 卤素与电负性比较小的元素生成的化合物。
P (1) 卤化物的分类
区 金属卤化物：
元 素
离子 C型 s N FaB ,： Ca 2,lL C , a3 lCl
3
共价A A 型lgC 3C ,Slln- (构 1C 4,8Fl型 )eeC 3,Tl iC 4(高 l 氧化值 )
非金属卤化物： B3F ,Si4F,PC 5,Sl 6 F等
(2) 卤化物的性质：
性质：
离子型
熔点：
高
共价型 低
P 溶解性： 大多易溶于水 易溶于有机溶剂
区 导电性：水溶液，熔融导电 无导电性
(3) Br2(l)
氧化剂： C 2 l2B - rB 2 r2- Cl
纯化：3 B 2 3 r C 3 2 - 5 O - B B r3 - r 3 O C 2 (歧 O )
P
B3 - r 5 O - B 6 rH 32 B 32 r O H
区 (4) I2 (s)
(反歧化)
结论：
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
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812
NN
163
409
945
PP
200
310
490
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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:
常见非金属元素及其化合物P区元素ppt课件
氦
Li Be
B C N O F Ne 硼碳氮氧氟氖
Na Mg
Al Si P S Cl Ar 硅磷硫氯氩
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 砷硒溴氪
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Ru Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 碲碘氙
● F以氟化钙的形式存在于人的骨骼和牙齿中，缺 氟容易引起龋齿。碘是甲状腺激素的重要组成成 分，缺碘造成甲状腺肿大，导致智力低下、聋哑、 身材矮小等。Cl是多种体液的主要成分，食物中缺 少氯时会引起多种病症。
引言
● P在人体和生命中具有重要的意义：骨骼中失 去磷，人体就会缩成一团；肌肉失去磷，就会失 去运动能力；脑子失去磷，人的一切思想活动就 会立即停止。
● Se能够抑制过氧化、抗毒性、刺激免疫球蛋 白及抗体的产生，具有抑制癌细胞的作用，并为 智力发育的营养素。
P区元素概述
p 区元素包括ⅢA ~ ⅦA 族和 0 族元素。p 区元 素沿 B─Si─As─Te─At 对角线分为两部分，对角线 右上角的元素（含对角线上的元素）为非金属元素， 对角线左下角的元素为金属元素。
答案：1. B、2. D
第一节 卤族元素
3.下列物质能使淀粉－KI试纸变蓝的是（ ）
A. 氢氟酸 B. 碘溶液 C. 碘化钾溶液 D. 氯化钠溶 液 E. 溴水 4．下列物质具有漂白作用的是（ ）
A. 氯水 B. 次氯酸钙 C. 氯化钙 D. 碳酸钙 E. 氟化氢
答案：3. B、E 4.A、B
第二节 氧族元素
HBrO2 HBrO3 HBrO4
碘 HIO
HIO3 HIO4、HIO6
元素—金属元素(应用化学课件)
• 无水四氯化锡有毒并有腐蚀性，工业上用作媒染剂和有机 合成的氯化催化剂，在电镀锡和电子工业等方面也有应用。
p区金属的重要化合物
• ⑵铅的重要化合物 • ①铅的氧化物 • 常见的铅的氧化物有PbO、PbO2及Pb3O4 。 • 一氧化铅（PbO）俗称密陀增，有黄色及红色两种变体。
用空气氧化熔融铅得到黄色变体，在水中煮沸立即转变为 红色变体。PbO用于制造铅白粉、铅皂，在油漆中作催干 剂。PbO是两性物质，与HNO3或NaOH作用可分别得到 Pb(NO3)2和Na2PbO2。
红宝石
蓝宝石
刚玉坩埚
p区金属的重要化合物
• ②氢氧化铝：氢氧化铝是白色胶状物质，常以铝盐和氨 水反应来制备。氢氧化铝是典型的两性氢氧化物，能溶于 酸或碱性溶液，但不溶于氨水。所以铝盐和氨水作用，能 使含Al3+的盐沉淀完全。若用苛性碱代替氨水，则过量的 碱又使生成的Al(OH)3沉淀逐渐溶解。氢氧化铝和酸或碱 （除氨水外）反应的离子方程式如下。
p区金属单质的物理性质
• 锡、铅、铋属于低熔点重金属，是制造低熔点合金的重要 原料，如铋的某些合金熔点在100℃以下。这类合金可用 来制造自动灭火设备，锅炉安全装置、信号仪表、电路中 的保险丝和焊锡等。锡和铅都是比较活泼的金属，锡主要 用来制造马口铁（镀锡铁皮）和合金，如黄铜（铜、锌、 锡合金）、焊锡（锡和铅合金）、铅字合金（锡、锑、铅 和铜合金）。金属铅材质较软，强度低，但密度较大 （11.34g·cm-3），在常见金属中仅次于汞（13.6g·cm-3）和 金（19.3g·cm-3），常用来制造铅合金和铅蓄电池。
p区金属单质的物理性质
• 表1列出了p区金属单质的物理性质。 • 表1 p区金属单质的物理性质
p区金属单质的物理性质
p区金属的重要化合物
• ⑵铅的重要化合物 • ①铅的氧化物 • 常见的铅的氧化物有PbO、PbO2及Pb3O4 。 • 一氧化铅（PbO）俗称密陀增，有黄色及红色两种变体。
用空气氧化熔融铅得到黄色变体，在水中煮沸立即转变为 红色变体。PbO用于制造铅白粉、铅皂，在油漆中作催干 剂。PbO是两性物质，与HNO3或NaOH作用可分别得到 Pb(NO3)2和Na2PbO2。
红宝石
蓝宝石
刚玉坩埚
p区金属的重要化合物
• ②氢氧化铝：氢氧化铝是白色胶状物质，常以铝盐和氨 水反应来制备。氢氧化铝是典型的两性氢氧化物，能溶于 酸或碱性溶液，但不溶于氨水。所以铝盐和氨水作用，能 使含Al3+的盐沉淀完全。若用苛性碱代替氨水，则过量的 碱又使生成的Al(OH)3沉淀逐渐溶解。氢氧化铝和酸或碱 （除氨水外）反应的离子方程式如下。
p区金属单质的物理性质
• 锡、铅、铋属于低熔点重金属，是制造低熔点合金的重要 原料，如铋的某些合金熔点在100℃以下。这类合金可用 来制造自动灭火设备，锅炉安全装置、信号仪表、电路中 的保险丝和焊锡等。锡和铅都是比较活泼的金属，锡主要 用来制造马口铁（镀锡铁皮）和合金，如黄铜（铜、锌、 锡合金）、焊锡（锡和铅合金）、铅字合金（锡、锑、铅 和铜合金）。金属铅材质较软，强度低，但密度较大 （11.34g·cm-3），在常见金属中仅次于汞（13.6g·cm-3）和 金（19.3g·cm-3），常用来制造铅合金和铅蓄电池。
p区金属单质的物理性质
• 表1列出了p区金属单质的物理性质。 • 表1 p区金属单质的物理性质
p区金属单质的物理性质
无机及分析化学p区元素PPT课件
第16页/共20页
硅酸盐骨架结构（由SiO2的四面体结构（单元结构） 构成 的复杂结构：
第17页/共20页
3、Sn Pb化合物 （1）氧化物： Sn: SnO SnO2 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 Pb: PbO PbO2 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 从上到下酸碱性、氧化还原性的变化 （2）氢氧化物 Sn（OH）2 Sn（OH）4 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 Pb（OH）2 Pb（OH）4 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 （PbO2。2H2O）从上到下酸碱性、氧化还原性的变化 （3）重要的盐类 SnCl2,SnCl4;Pb(NO3)2 Pb(Ac)2,PbCl2 （4） Sn2+、 Pb2+、Pb（Ⅳ）的氧化还原性 Sn2+是强还原剂，Sn4+比较稳定 Pb2+比较稳定, Pb（Ⅳ）是强氧化剂： PbO2 + HCl（浓） → PbCl2 + Cl2 + 2H2O 5PbO2 + 2Mn2+ + 4H+ → 5Pb2+ + 2MnO42+ + 2H2O 2PbO2 + 4H2SO4 → 2Pb(HSO4 )2+ O2+ 2H2O
元素周期表的分区
周期 ⅠA
ⅧA
1
ⅡA
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
3
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅧB ⅠB ⅡB
4S
p
5
d
ds
6
7
镧系 锕系
f
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一、P区元素概述
1、单质 （1） 存在的形式 （丰度、分类） （2） 单质的物理性质 （3） 单质的化学性质 （4） 变化规律性 （5） 应用 2、 重要化合物 （1）分子型氢化物 （2）氧化物 （3）含氧酸 （4）含氧酸盐
硅酸盐骨架结构（由SiO2的四面体结构（单元结构） 构成 的复杂结构：
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3、Sn Pb化合物 （1）氧化物： Sn: SnO SnO2 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 Pb: PbO PbO2 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 从上到下酸碱性、氧化还原性的变化 （2）氢氧化物 Sn（OH）2 Sn（OH）4 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 Pb（OH）2 Pb（OH）4 从左到右酸碱性、氧化还原性的变化 （PbO2。2H2O）从上到下酸碱性、氧化还原性的变化 （3）重要的盐类 SnCl2,SnCl4;Pb(NO3)2 Pb(Ac)2,PbCl2 （4） Sn2+、 Pb2+、Pb（Ⅳ）的氧化还原性 Sn2+是强还原剂，Sn4+比较稳定 Pb2+比较稳定, Pb（Ⅳ）是强氧化剂： PbO2 + HCl（浓） → PbCl2 + Cl2 + 2H2O 5PbO2 + 2Mn2+ + 4H+ → 5Pb2+ + 2MnO42+ + 2H2O 2PbO2 + 4H2SO4 → 2Pb(HSO4 )2+ O2+ 2H2O
元素周期表的分区
周期 ⅠA
ⅧA
1
ⅡA
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
3
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅧB ⅠB ⅡB
4S
p
5
d
ds
6
7
镧系 锕系
f
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一、P区元素概述
1、单质 （1） 存在的形式 （丰度、分类） （2） 单质的物理性质 （3） 单质的化学性质 （4） 变化规律性 （5） 应用 2、 重要化合物 （1）分子型氢化物 （2）氧化物 （3）含氧酸 （4）含氧酸盐
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P区元素性质小结
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。
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:
He
Ne、Ar、 Kr、 Xe
石墨结构(红、灰色球均为C)
C60
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:
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。
IIIa IVa Va VIa VIIa
B C N O F 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。
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)
P区元素性质小结
（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
（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；
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， 还原产物为NO。
P区元素性质小结
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 （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
Cd In Sn Sb Hg Tl Pb Bi
P区元素性质小结
1、请用化学或电化学方法，列举出六种以上不同类型的
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:
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:
(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。
(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
P区元素性质小结
(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。
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。
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：
O、S、 Se、 Te
p区元素的常见氢化物
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
B2H6
CH4 SiH4 GeH4 (SnH4)
NH3 PH3 AsH3 (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？)
(2)热稳定性；(3)还原性；(4)酸碱性 变化规律？
S8
灰硒和碲（Sex、Tex）的螺旋链结构：
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:
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
P区元素性质小结
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
逐渐降低
右
P区元素性质小结
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：
P区元素性质小结
非金属元素数量虽不多(22种，基本 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