p区元素PPT课件
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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
无机化学课件第十章_p区元素
NaBr + H2SO4(浓) == NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br2 + 2H2O
NaI+H2SO4(浓) == NaHSO4+HI↑ 8HI+H2SO4(浓) == 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
Cl
Cl
Cl
Cl Cl
HH
O
N Cl
Cl Cl
-Cl -HO
H
.. N
Cl Cl
卤素含氧酸的酸性
各类卤素含氧酸根的结构（X 为 sp3 杂化）
氧化值： +1
HXO 次卤酸
+3 HClO2 亚卤酸
+5 HXO3 卤酸
+7 HXO4 高卤酸
以Cl的含氧酸和含氧酸盐为代表，将这些规律总结在下表： 氯的含氧酸和氯的含氧酸钠盐的性质变化规律
(3) 氢卤酸
氢卤酸强弱顺序为：HI>HBr>HCl>HF
HF 酸性最弱是因为F-是一种特别的质子接受体， 与 H3O+ 通过氢键结合成强度很大的离子对：即使在 无限稀的溶液中，它的电解度也只有15%，而HX 中 I- 半径最大，最易受水分子的极化而电离，因而HI是 最强的酸。
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐（玻璃的主 要成分）反应生成气态的SiF4特殊性质：
3、氧化数： ⑴常具有多种氧化数， 除正氧化数外，还有负氧化 数。
（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”。
NaI+H2SO4(浓) == NaHSO4+HI↑ 8HI+H2SO4(浓) == 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
Cl
Cl
Cl
Cl Cl
HH
O
N Cl
Cl Cl
-Cl -HO
H
.. N
Cl Cl
卤素含氧酸的酸性
各类卤素含氧酸根的结构（X 为 sp3 杂化）
氧化值： +1
HXO 次卤酸
+3 HClO2 亚卤酸
+5 HXO3 卤酸
+7 HXO4 高卤酸
以Cl的含氧酸和含氧酸盐为代表，将这些规律总结在下表： 氯的含氧酸和氯的含氧酸钠盐的性质变化规律
(3) 氢卤酸
氢卤酸强弱顺序为：HI>HBr>HCl>HF
HF 酸性最弱是因为F-是一种特别的质子接受体， 与 H3O+ 通过氢键结合成强度很大的离子对：即使在 无限稀的溶液中，它的电解度也只有15%，而HX 中 I- 半径最大，最易受水分子的极化而电离，因而HI是 最强的酸。
氢氟酸具有与二氧化硅或硅酸盐（玻璃的主 要成分）反应生成气态的SiF4特殊性质：
3、氧化数： ⑴常具有多种氧化数， 除正氧化数外，还有负氧化 数。
（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”。
【清华】chap10-2 p区元素_867502050【2013大一上无机化学课件(曹化强)】
磷 结 构： sp3杂化
含氧酸：PO43-+12MnO42-
砷
+24H++3NH4+=(NH4)3[PO4(Mo3O9)4] +12H2O 毒性大、酸碱性
2
等电子体——CO强配位能力原因,CO2\N2O\N3-\NO2+…p206
碳酸盐
溶解性：HCO3-易形成二聚（多聚）从而降低其盐溶解度 水解性：Ba2+\Fe3+\Cu2+ + CO32热稳定性：M(II)CO3=M(II)O+CO2
HNO3 氧化性：C\P\S\I2 +HNO3
Au\Pt+HNO3+HCl NO +H[AuCl4]\
H2[PtCl6] +H2O
盐
硝酸盐热分解：NaNO3\Pb(NO3)2\AgNO3
亚硝酸盐结构：sp2杂化、极毒
反应耦合意义:2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C=6CaSiO3+P4+10CO
15
（2）氮的氧化物* 氮可以形成多种氧化物：N2O，NO，N2O3，
NO2（或N2O4），N2O5。 在氧化物中氮的氧化数可以从+1到+5。
NO因含有未成对电子而具有顺磁性，但在低 温的固体或液体时是反磁性的，这是因为形成双 聚体分子，电子全部配对，没有未成对电子。
••
••
N • O•
N
•
(NO)2分子结构
••
H 110º
113pm • N • 34
14
叠氮酸是一元弱酸，与碱或金属作用生成叠氮化物： HN3 + NaOH = NaN3 + H2O HN3 + Zn = Zn(N3)2 + H2
第十篇 元素化学之P区元素
第十篇 元素化学之
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
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
第十三讲义章p区元素
2 卤化物和多卤化物
离子型卤化物 (1) 卤化物
如：KCl、CaCl2、FeCl2
共价型卤化物 如：AlCl3、CCl4、FeCl3
a 不同氧化值的同一金属卤化物，低氧化值比高氧化 值卤化物有较多离子性。如：离子性: FeCl2 >FeCl3。
b 卤素离子的大小和变形性对金属卤化物的性质影响 较大。如：共价程度：AgI>AgBr>AgCl>AgF
4、重要的盐类 (1) 碳酸盐
NaHCO3: 俗称小苏打，水溶液呈弱碱性；常用于治疗 胃酸过多和酸中毒；也可作制酸剂。
NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2 CaCO3: 石灰石，大理石的主要成分，也是中药珍珠、 钟乳石、海壳的主要成分。 碱土金属碳酸盐(BeCO3除外)可以发生如下反应： MCO3 + H2O + CO2 M2+ + 2HCO3- (M=Ca、Sr、Ba) (2) 硫酸盐 Na2SO4.10H2O: 俗称芒硝，易风化脱水，可作为缓泻剂。 Na2SO4：中药上称玄明粉，易潮解，可作为干燥剂、缓泻剂。
(2) 多卤化物：由金属卤化物与卤素单质加合而成，如:KI3。 KI + I2 KI3
3 卤素含氧酸及其盐
氟除外，氯、溴、碘形成的四种含氧酸为：
次卤酸(HXO) 亚卤酸(HXO2) 卤酸(HXO3) 高卤酸(HXO4)
过氧离子：O22- [—O—O—]2a Na2O2 + 2H2O = H2O2 + 2NaOH
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
2H2O2 = 2H2O +O2
2Na2O2 +CO2 = Na2CO3+O2 b BaO2 + H2SO4 = H2O2+BaSO4 (H2O2的实验室制法)
二十一章p区金属
铅白 CO2 (g)
•溶解性：
少数可溶：Pb(NO3)2, Pb(Ac)2(弱电解质， 有甜味，俗称铅糖)，铅的可溶性化合物都 有毒。
多数难溶：PbCl2，PbI2，PbSO4，PbCO3，
PbCrO4等。
PbCl2溶于热水，也溶于盐酸：
PbCl2 2HCl H2[PbCl4] PbSO4溶于浓硫酸，生成Pb(HSO 4 )2。
它们的化学性质可以括如下：
1．与氧的反应：在通常条件下， 空气中的氧只对铅有作用，空气中 的氧对锗和锡都无影响。这三种元 素在高温下能与氧反应而生成氧化 物。
2．与其它非金属的反应：这些金 属能同卤素和硫生成卤比物和硫化 物。
3．与水的反应
锗不与水反应,锡既不被空气氧化， 又不与水反应，常被用来镀在某些金 属(主要是低碳钢制件)表面以防锈蚀。 铅的情况比较复杂，它在有空气存在 的条件下，能与水缓慢反应而生成 Pb(OH)2。
I-
HNO3
Pb(HSO4)2 PbI42- Pb2++Cr2O72-
21-4 锑和铋
21-4-1 单质
砷、锑、铋在地壳中的含量不大，它 们有时以游离态存在于自然界中，但 主要以硫化物矿存在。 砷锑铋都有金 属的外形，是电和热的良导体，具有 脆性，熔点低，并且容易挥发，熔点 从As到Bi依次降低
21-4-2 砷、锑、铋的 化合物
常温为 对应水合物
As4O6
As(OH)3 H3AsO3 两性偏酸
Sb4O6
Sb(OH)3 两性偏碱
Bi(OH)3 碱性
(微两性)
两性
M2O3 6H 2M3 3H2O M2O3 6OH- 2MO33- 3H2O
M = As、Sb
•溶解性：
少数可溶：Pb(NO3)2, Pb(Ac)2(弱电解质， 有甜味，俗称铅糖)，铅的可溶性化合物都 有毒。
多数难溶：PbCl2，PbI2，PbSO4，PbCO3，
PbCrO4等。
PbCl2溶于热水，也溶于盐酸：
PbCl2 2HCl H2[PbCl4] PbSO4溶于浓硫酸，生成Pb(HSO 4 )2。
它们的化学性质可以括如下：
1．与氧的反应：在通常条件下， 空气中的氧只对铅有作用，空气中 的氧对锗和锡都无影响。这三种元 素在高温下能与氧反应而生成氧化 物。
2．与其它非金属的反应：这些金 属能同卤素和硫生成卤比物和硫化 物。
3．与水的反应
锗不与水反应,锡既不被空气氧化， 又不与水反应，常被用来镀在某些金 属(主要是低碳钢制件)表面以防锈蚀。 铅的情况比较复杂，它在有空气存在 的条件下，能与水缓慢反应而生成 Pb(OH)2。
I-
HNO3
Pb(HSO4)2 PbI42- Pb2++Cr2O72-
21-4 锑和铋
21-4-1 单质
砷、锑、铋在地壳中的含量不大，它 们有时以游离态存在于自然界中，但 主要以硫化物矿存在。 砷锑铋都有金 属的外形，是电和热的良导体，具有 脆性，熔点低，并且容易挥发，熔点 从As到Bi依次降低
21-4-2 砷、锑、铋的 化合物
常温为 对应水合物
As4O6
As(OH)3 H3AsO3 两性偏酸
Sb4O6
Sb(OH)3 两性偏碱
Bi(OH)3 碱性
(微两性)
两性
M2O3 6H 2M3 3H2O M2O3 6OH- 2MO33- 3H2O
M = As、Sb
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
《s区和p区元素》课件
《S区和P区元素》PPT课 件
欢迎来到《S区和P区元素》PPT课件！在本节中，我们将探索元素周期表中的 S区和P区元素，素
元素周期表中分为S区和P区两个区域，S区元素包含具有特殊电子结构的元素，而P区元素则包含一般元素。
S区元素的特点
S区元素具有特殊的电子结构，导致其在物理和化学性质上有独特的表现。
P区元素的特点
P区元素的电子结构与S区元素不同，因此它们在物理和化学性质上与S区元素 有所不同。
S区元素的分类
S区元素可以进一步分为碱金属元素、碱土金属元素、过渡金属元素和内过渡 金属元素。
P区元素的分类
P区元素包括典型非金属元素、金属loid元素和金属元素，它们具有不同的性 质和特点。
应用举例
通过几个具体的例子，我们将探讨S区和P区元素在现实生活中的应用。
总结
通过对S区和P区元素的比较，我们可以更好地理解它们的区别和联系，并分析它们在未来的应用前景。
欢迎来到《S区和P区元素》PPT课件！在本节中，我们将探索元素周期表中的 S区和P区元素，素
元素周期表中分为S区和P区两个区域，S区元素包含具有特殊电子结构的元素，而P区元素则包含一般元素。
S区元素的特点
S区元素具有特殊的电子结构，导致其在物理和化学性质上有独特的表现。
P区元素的特点
P区元素的电子结构与S区元素不同，因此它们在物理和化学性质上与S区元素 有所不同。
S区元素的分类
S区元素可以进一步分为碱金属元素、碱土金属元素、过渡金属元素和内过渡 金属元素。
P区元素的分类
P区元素包括典型非金属元素、金属loid元素和金属元素，它们具有不同的性 质和特点。
应用举例
通过几个具体的例子，我们将探讨S区和P区元素在现实生活中的应用。
总结
通过对S区和P区元素的比较，我们可以更好地理解它们的区别和联系，并分析它们在未来的应用前景。
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
第二节 p区元素
因为氧形成双键键能大，而硫形成单键键能大。
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
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
chap10-1 p区元素
（3）氧化物及其水合物的酸碱性
同种元素不同价态形成的含氧酸，价态越高，酸 性越强。因为价态高的R具有更高的氧化性，吸引 电子能力更强，如氯形成的含氧酸强度的规律是： HClO4>HClO3>HClO2>HClO 不同元素形成的含氧酸，一般以元素的电负性大 小作为判断酸强度的依据。如： H2SO4(+6) > H3PO4(+5) > H2CO3(+4)
电解
2KHF2
2KF + H2(g) + F2(g) （阴极） （阳极）
16
Cl2
工业 (电解饱和食盐水):
氯气也是氯化镁熔盐电解法制镁的副产品。 2NaCl +2H2O
电解
2NaOH + H2 + Cl2
实验室(氧化还原法):
利用二氧化锰、高锰酸钾、重铬酸钾、氯酸钾 等强氧化剂还原浓盐酸的反应，如：
7
4 p区元素的化学通性 p区的金属元素均具有较强的还原性，易成盐。 p区的非金属元素一般既具有氧化性也具有还原性。 稀有气体元素非常稳定，一般情况下不参与化学反应。 （1）氢化物
p区元素的氢化物
B2H6 Al2H6 Ga2H6 -
CH4 SiH4 GeH4 SnH4 PbH4
NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3
从HF,HCL,HBr到HI，在水溶液中的酸性依次增强， 但氢氟酸有个特殊的性质，就是其浓溶液的电离度 要大于稀溶液的电离度，导致浓氢氟酸是强酸。 氢氟酸能与SiO2或者硅酸盐进行反应，如： SiO2 + 4HF =SiF4 +2H2O CaSiO3 + 6HF = CaF2 + SiF4 +3H2O
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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
❖ ②电子层结构，除8e外其它易水解。 如FeCl3易水解
基本内容和重点要求
卤素通性 卤素单质及其性质 卤化氢和氢卤酸 卤化物和卤素互化物 卤素含氧酸及其盐 拟卤素
重点要求掌握卤素通性、卤素及其 化合物的性质
10
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1、卤素的通性
V利I用IA有:关X的=原F子、结C构l、、分Br子、结I构、、A晶t 体结构的知识及热
力（学1基）本最原外理层去电理子解结和构解释
ns2np5
+1e
X-1
（2）电子亲合能E（反映得电子倾向，衡量非金属
活性）
Cl > Br > I
F的电子亲合能不是最大，因为F原子半径过小，
电子云密度过高，以致结合一个电子形成负离子时，
由于电子间的排斥较大使放出的能量减少。
返回
1、卤素的通性
1、卤素的通性
（3）电负性（原子在分子中吸引电子的能力）
（2）极性共价键 如CH3Cl、KClO3
（3）离子键 如NaCl、 KCl
（4）配位键
如[AgCl2]-、 [AlCl4]-
（5）除氟外，氯、溴和碘均可显正氧化态
氧化数可以是+1，+3，+5和+7
2.2 卤素单质物理性质
2、卤素单质
卤素单质
氟
聚集状态
气
颜色
浅黄
熔点/℃
-219.6
沸点/℃
-188
同族元素从上到下，低氧化值化合物 比高氧化值化合物变得更稳定。
例如： Si(II) <Si(IV) 价电子结构分别为[Ne]3s2，[Ne] Pb(II)>Pb(IV) 价电子结构分别为[Xe]6s2，[Xe]
•电负性大，形成共价化合物
二、无机酸强度的变化规律
1 无机酸强度的影响因素
主要因素：与质子直接相连的原子对质子的束缚力的大小
❖ ③空轨道
❖ 如CF4、CCl4不水解，而SiCl4、SnCl4 易水解。∵C的2s2p全部成键了，且无
nd轨道，所以C不能再接受H2O提供的电 子对，故不水解。而SiCl4、SnCl4中的 Si、Sn具有nd轨道，故易水解。
Halogen
§9.2 卤族元素
9.2.1 卤素概述 9.2.2 卤素单质 9.2.3 卤素的氢化物 9.2.4 卤化物 9.2.5 卤素的含氧化合物
第9章 p区元素
§ 9.1 p区元素概述 § 9.2 卤 素 § 9.3 氧族元素 § 9.4 氮族元素 § 9.5 碳族元素和硼族元素
§ 9.6 硼族元素
§ 9.1 p区元素概述
• 多种氧化值
价电子构型：ns2np1-5 例如：氯的氧化值有 +1，+3，+5，
+7，-1，0等。 惰性电子对效应：
与其电子密度大小有关
与质子直接相连的原子的电子密度是决定无机酸强度的直接因素
H3O+
H2O
OH¯
O的电子密度依次增大，酸性递减
同周期的氢化物，自左至右，氧化数逐渐降低，电子密 度逐渐减小，酸性增强. 如NH3<H2O<HF
同一族的氢化物，自上至下，半径增大，电荷相同时，电 子密度逐渐减小，酸性增强。如 H2O<H2S<H2Se<H2Te
2、卤素单质
2.2 卤素单质物理性质
•
F2
Cl2
M 变 形 性 分 子 间 色 散 力
Br2 密 度 、 熔 点 、 沸 点 、 临 界 温 度 、 临 界 压 力 及 汽 化 热
I2
• 颜色
• 状态
• 水溶性 Cl2
Br2
I2
溶解度减小
F2不溶于水，可使水剧烈分解： 2F2 + 2H2O = 4HF + O2
2 含氧酸的酸性强弱规律
取决于中心原子的电负性、原子半径、氧化数
当中心原子的电负性大、原子半径小、氧化 数高时，使O-H键减弱，酸性增强
H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4
同周期的含氧酸，自左至右，随中心原子原子序数增大 ，酸性增强
பைடு நூலகம்
同一族的含氧酸，自上而下，随中心原子原子序 数增大 ，酸性减弱，如HClO>HBrO>HIO
与同周期其它元素相比，卤素电负性较大 。
不同卤素电负性的大小：F > Cl > Br > I
易得一个电子形成 X-1 （4）卤素分子
• 卤素分子是双原子分子 • 离解能：Cl2 > Br2 > I2
F2 的离解能较小，因为F原子半径过小，孤对电子 间有较大的排斥作用 （5）主要氧化数 Cl 、 Br、 I 的nd空轨道可参与成键，表现出高氧化 态：+1、+3、+5、+7
汽化热/（KJ·mol-1)
6.32
溶解度/g·(100gH2O)-1 密度/(g·cm-3)
分解水 1.11(l)
氯 气 黄绿 -101 -34.6 20.41 0.732 1.57(l)
溴 液 红棕 -7.2 58.78 30.71 3.58 3.12(l)
碘 固 紫黑 113.5 184.3 46.61 0.029 4.93(s)
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
❖ ②电子层结构，除8e外其它易水解。 如FeCl3易水解
基本内容和重点要求
卤素通性 卤素单质及其性质 卤化氢和氢卤酸 卤化物和卤素互化物 卤素含氧酸及其盐 拟卤素
重点要求掌握卤素通性、卤素及其 化合物的性质
10
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1、卤素的通性
V利I用IA有:关X的=原F子、结C构l、、分Br子、结I构、、A晶t 体结构的知识及热
力（学1基）本最原外理层去电理子解结和构解释
ns2np5
+1e
X-1
（2）电子亲合能E（反映得电子倾向，衡量非金属
活性）
Cl > Br > I
F的电子亲合能不是最大，因为F原子半径过小，
电子云密度过高，以致结合一个电子形成负离子时，
由于电子间的排斥较大使放出的能量减少。
返回
1、卤素的通性
1、卤素的通性
（3）电负性（原子在分子中吸引电子的能力）
（2）极性共价键 如CH3Cl、KClO3
（3）离子键 如NaCl、 KCl
（4）配位键
如[AgCl2]-、 [AlCl4]-
（5）除氟外，氯、溴和碘均可显正氧化态
氧化数可以是+1，+3，+5和+7
2.2 卤素单质物理性质
2、卤素单质
卤素单质
氟
聚集状态
气
颜色
浅黄
熔点/℃
-219.6
沸点/℃
-188
同族元素从上到下，低氧化值化合物 比高氧化值化合物变得更稳定。
例如： Si(II) <Si(IV) 价电子结构分别为[Ne]3s2，[Ne] Pb(II)>Pb(IV) 价电子结构分别为[Xe]6s2，[Xe]
•电负性大，形成共价化合物
二、无机酸强度的变化规律
1 无机酸强度的影响因素
主要因素：与质子直接相连的原子对质子的束缚力的大小
❖ ③空轨道
❖ 如CF4、CCl4不水解，而SiCl4、SnCl4 易水解。∵C的2s2p全部成键了，且无
nd轨道，所以C不能再接受H2O提供的电 子对，故不水解。而SiCl4、SnCl4中的 Si、Sn具有nd轨道，故易水解。
Halogen
§9.2 卤族元素
9.2.1 卤素概述 9.2.2 卤素单质 9.2.3 卤素的氢化物 9.2.4 卤化物 9.2.5 卤素的含氧化合物
第9章 p区元素
§ 9.1 p区元素概述 § 9.2 卤 素 § 9.3 氧族元素 § 9.4 氮族元素 § 9.5 碳族元素和硼族元素
§ 9.6 硼族元素
§ 9.1 p区元素概述
• 多种氧化值
价电子构型：ns2np1-5 例如：氯的氧化值有 +1，+3，+5，
+7，-1，0等。 惰性电子对效应：
与其电子密度大小有关
与质子直接相连的原子的电子密度是决定无机酸强度的直接因素
H3O+
H2O
OH¯
O的电子密度依次增大，酸性递减
同周期的氢化物，自左至右，氧化数逐渐降低，电子密 度逐渐减小，酸性增强. 如NH3<H2O<HF
同一族的氢化物，自上至下，半径增大，电荷相同时，电 子密度逐渐减小，酸性增强。如 H2O<H2S<H2Se<H2Te
2、卤素单质
2.2 卤素单质物理性质
•
F2
Cl2
M 变 形 性 分 子 间 色 散 力
Br2 密 度 、 熔 点 、 沸 点 、 临 界 温 度 、 临 界 压 力 及 汽 化 热
I2
• 颜色
• 状态
• 水溶性 Cl2
Br2
I2
溶解度减小
F2不溶于水，可使水剧烈分解： 2F2 + 2H2O = 4HF + O2
2 含氧酸的酸性强弱规律
取决于中心原子的电负性、原子半径、氧化数
当中心原子的电负性大、原子半径小、氧化 数高时，使O-H键减弱，酸性增强
H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4
同周期的含氧酸，自左至右，随中心原子原子序数增大 ，酸性增强
பைடு நூலகம்
同一族的含氧酸，自上而下，随中心原子原子序 数增大 ，酸性减弱，如HClO>HBrO>HIO
与同周期其它元素相比，卤素电负性较大 。
不同卤素电负性的大小：F > Cl > Br > I
易得一个电子形成 X-1 （4）卤素分子
• 卤素分子是双原子分子 • 离解能：Cl2 > Br2 > I2
F2 的离解能较小，因为F原子半径过小，孤对电子 间有较大的排斥作用 （5）主要氧化数 Cl 、 Br、 I 的nd空轨道可参与成键，表现出高氧化 态：+1、+3、+5、+7
汽化热/（KJ·mol-1)
6.32
溶解度/g·(100gH2O)-1 密度/(g·cm-3)
分解水 1.11(l)
氯 气 黄绿 -101 -34.6 20.41 0.732 1.57(l)
溴 液 红棕 -7.2 58.78 30.71 3.58 3.12(l)
碘 固 紫黑 113.5 184.3 46.61 0.029 4.93(s)