第九章 p区元素
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p区元素
Te
-2,0,+2,+4,+6
3.44 141.0 -780.7 142
由大到小变化 2.58 2.55
2.10 190.1 ------126
单键解离能/kJ· mol-1
200.4 -590.4 268
195.0 -420.5 172
第二周期元素 – O的特殊性
1.主要氧化数: O基本为-2 例外： -1 +1 H2O2 O2F2 2.解离能：O-O<S-S 3.第一电子亲和势: O<S>Se>Te 二 化合物 1. 过氧化氢 +2 OF2
小→大 大→小 -58 3.04 74 2.19 77 2.18 101 2.05 100 2.02
第一电子亲 和势/ kJ.mol-1
电负性
思考：为什么在A~VA族中，由上至下低氧化值比高氧化 值化合物稳定？ (惰性电子对效应)
二 化合物
1 氨和铵盐 (1) 氨 它呈三角锥形结构，常温下是刺激性气体。
2HBrO3 + Cl2
2HClO3+Br2
酸性稀溶液中也属于强氧化剂，水溶液中氧化性不明显。 c 卤酸盐的热稳定性高于相应的酸，它们分解反应方式受 催化剂和温度影响而不同。
2KClO3
2KClO3 (3) 高卤酸及其盐
200℃左右 MnO2
2KCl +3O2
3KClO4 + KCl
480℃左右
a 酸性： HClO4(无机酸中最强酸)>HBrO4>HIO4 b 氧化性：HBrO4>HIO4>HClO4； 浓热HClO4 >稀冷HClO4。 c 高卤酸盐热稳定性高于相应酸。
p区元素
3SiF4＋4 H2O= H4SiO4＋4H＋＋2SiF62-
水解机理
2．水解产物的类型
（1）碱式盐 多数无机盐水解后生成碱式盐，这是一 种最常见的水解类型。如： SnCl2＋H2O=Sn(OH)Cl↓＋3HCl BiCl3＋3H2O=BiOCl↓＋3HCl
（2）氢氧化物 有些金属盐类水解后最终产物是氢氧化 物，这些水解反应常需要加热以促进水解 的完成，如： AlCl3 +3H2O=Al(OH)3↓+3HCl FeCl3+3H2O=Fe(OH)3↓+3HCl
SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl BaCl2、NaCl不水解
（2）电子层结构
离子的极化作用越强该离子在水中就越 容易水解。非稀有气体构型（18e-，9— 17e-，18＋2e-）的金属离子，他们的盐都 容易发生水解。
（3）空轨道
碳的卤化物如CF4和CCl4遇水不发生水解， 但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易 水解。
有时水解产物还可以同未水解的无机物 发生配合作用，如： 3SnCl4+3H2O=SnO2· H2O+2H2SnCl6
非金属单质的物理性质
常温下状态： 气态：ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2、N2、O2、F2、Cl2、稀有气 体 液态：Br2； 其余为固态。
溶解性：
除F2与水发生置换反应，Cl2、Br2在
水中仅部分发生自身氧化还原反应外， 可以说非金属单质难溶于水。 易溶于有机溶剂。
第9章 P区元素
第一节 p区元素概述
p区元素化合物性质
1、氢化物 （1）物理性质
（2）化学性质
2、P区元素的氧化物及其水合物
热稳定性
盐的水解反应
水解机理
2．水解产物的类型
（1）碱式盐 多数无机盐水解后生成碱式盐，这是一 种最常见的水解类型。如： SnCl2＋H2O=Sn(OH)Cl↓＋3HCl BiCl3＋3H2O=BiOCl↓＋3HCl
（2）氢氧化物 有些金属盐类水解后最终产物是氢氧化 物，这些水解反应常需要加热以促进水解 的完成，如： AlCl3 +3H2O=Al(OH)3↓+3HCl FeCl3+3H2O=Fe(OH)3↓+3HCl
SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl BaCl2、NaCl不水解
（2）电子层结构
离子的极化作用越强该离子在水中就越 容易水解。非稀有气体构型（18e-，9— 17e-，18＋2e-）的金属离子，他们的盐都 容易发生水解。
（3）空轨道
碳的卤化物如CF4和CCl4遇水不发生水解， 但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易 水解。
有时水解产物还可以同未水解的无机物 发生配合作用，如： 3SnCl4+3H2O=SnO2· H2O+2H2SnCl6
非金属单质的物理性质
常温下状态： 气态：ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2、N2、O2、F2、Cl2、稀有气 体 液态：Br2； 其余为固态。
溶解性：
除F2与水发生置换反应，Cl2、Br2在
水中仅部分发生自身氧化还原反应外， 可以说非金属单质难溶于水。 易溶于有机溶剂。
第9章 P区元素
第一节 p区元素概述
p区元素化合物性质
1、氢化物 （1）物理性质
（2）化学性质
2、P区元素的氧化物及其水合物
热稳定性
盐的水解反应
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
元素化学—p区元素及其重要化合物
磷的含氧酸及其盐
磷酸盐
溶解性: 所有的磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸氢盐和正盐除了K+、 Na+、NH4+离子的盐外，一般不溶于水。 水解性: Na3PO4水解呈较强的碱性pH＞12 ；Na2HPO4水溶液呈弱 碱性pH= 9～10，而NaH2PO4的水溶液呈弱酸性pH= 4～5。
磷的含氧酸及其盐
分析上常用此反 应检定溶液中有
无 Mn2+ 离子
基 础 化 学
卤族元素
周期表中元素的分区
IA
0
1
IIA
IIIA IVA VA VIA VIIA
2
3
IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
(3) 活泼性在Cu之后：
2AgNO3
2Ag + 2NO2 + O2
NO3-、NO2- 的鉴定
NO2-的鉴定 Fe2++NO2-+HAc → Fe3++NO +H2O+2Ac[Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
NO3-、NO2- 的鉴定
NO3-的鉴定 3Fe2++NO3-+4H+ → 3Fe3++NO +2H2O [Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
亚硝酸盐比较稳定，特别是碱 金属和碱土金属亚硝酸盐。
2HNO2 N2O3 + H2O NO + NO2 + H2O
蓝色
棕色
第九章 p区元素
• 3.第二周期和第四周期p区元素性质的特殊性 • 第二周期 • p区元素的第二周期显示出反常性 • ①半径较小、电负性较大，获得电子的能力较强，形成共价键的 趋势大。 • ②与第三周期元素相比，它们的原子半径较小，成键时键长较短， 参与成键的电子之间的排斥力较大，导致单键键能较小，这与同 族元素中单键键能从上到下依次递减的规律不符。
X2 氧化性： X- 还原性： 结论： 强 弱 弱 强
氧化性最强的是F2，还原性最强的是Iˉ。
与H2O反应：
4HX O2 氧化反应： X2 2H2O 激烈程度 F2 Cl 2 Br2 X2 H2O HXO HX 歧化反应： Cl 2 Br2 I 2
K (Cl2 ) 4.210
• 第四周期
• 第四周期由于 d 电子的填入，除原子半径明显减小以外，也导致 其性质的异常。在第ⅦA族元素的含氧酸中，溴酸、高溴酸的氧 化性均较氯酸、高氯酸强。
• 4.p区元素的生物学效应 • P区元素中有很多属于人体的必需元素，包括12种常量元素中的7 种（O、C、N、P、S、Cl、Si）和13种人体必需微量元素中的五 种（Sn、F、Se和As）。但有些元素具有明显的毒性，如Pb、Tl 等。有很多元素及其化合物可以作为药物应用。
• 2.原子半径 • 同一周期中，原子半径随原子序数的增加而减小。 • 同一族中各元素价层电子数相同，第一个元素的原子电负性最大， 半径最小，得电子能力最强，随着原子序数的增加，电子层数增 加，原子半径逐渐增加。原子半径越大，元素得电子能力减弱， 元素得非金属也随之增加，金属性增加。P区各族元素都是从特 征的非金属元素开始，逐渐过渡到金属元素。
• 2.影响含氧酸氧化能力的因素 • （1）中心原子结合电子的能力：含氧酸的还原过程是中心原子 接受电子，氧化数降低的过程。因此中心原子结合电子的能力越 强，越容易被还原，含氧酸的氧化能力就越强。
第九章 p区元素-氧族
电解
2NH4HSO4
(NH4)2S2O8(阳极) + H2(阴极)
H2SO4
(NH4)2S2O8 ＋ H2O 2 NH4HSO4 + H2O2 (减压蒸馏可得到35％的H2O2水溶液)
1/8/2015
12
7. H2O2的定性检测
4H2O2+Cr2O72ˉ+2H+=2CrO5+5H2O (乙醚或戊醇中,蓝色)
单键解离能/kJ· mol-1
1/8/2015
三、硫及其重要化合物 臭氧 O3
有鱼腥味的淡蓝色气体 1. O3的分子结构 O3 电偶极矩μ≠0, → 3个O原子不在同一直线上； ∠OOO=116.8º ，→ 中心O原子sp2杂化。
臭氧中，O-O键长为127.8pm，大于O=O,小于O-O键长
1/8/2015 4
1/8/2015 24
3. 亚硫酸盐
将SO2通入浓Na2CO3溶液至饱和，得亚硫酸氢钠溶液 在上述浓溶液中加入等当量的碳酸钠加热，放置可得 Na2SO3· 7H2O晶体 除碱金属及铵的亚硫酸盐能溶于水以外，其它金属的 亚硫酸盐都难溶 碱金属的亚硫酸盐水解显碱性，亚硫酸氢盐的水溶液 显弱酸性 亚硫酸盐高温时歧化分解 4Na2SO3= 3Na2SO4 + Na2S 亚硫酸氢钠溶液长时间加热脱水，或向其浓溶液中长 时间通入过量SO2，都可生成焦亚硫酸钠
1/8/2015 20
在酸性介质中
被Fe3+、Br2 、I2 、MnO4- 、Cr2O72- 、HNO3等氧 化成单质硫 H2S + FeCl3 = 2FeCl2 + HCl + S↓ 3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4=Cr2(SO4)3+3S↓+K2SO4+7H2O
2NH4HSO4
(NH4)2S2O8(阳极) + H2(阴极)
H2SO4
(NH4)2S2O8 ＋ H2O 2 NH4HSO4 + H2O2 (减压蒸馏可得到35％的H2O2水溶液)
1/8/2015
12
7. H2O2的定性检测
4H2O2+Cr2O72ˉ+2H+=2CrO5+5H2O (乙醚或戊醇中,蓝色)
单键解离能/kJ· mol-1
1/8/2015
三、硫及其重要化合物 臭氧 O3
有鱼腥味的淡蓝色气体 1. O3的分子结构 O3 电偶极矩μ≠0, → 3个O原子不在同一直线上； ∠OOO=116.8º ，→ 中心O原子sp2杂化。
臭氧中，O-O键长为127.8pm，大于O=O,小于O-O键长
1/8/2015 4
1/8/2015 24
3. 亚硫酸盐
将SO2通入浓Na2CO3溶液至饱和，得亚硫酸氢钠溶液 在上述浓溶液中加入等当量的碳酸钠加热，放置可得 Na2SO3· 7H2O晶体 除碱金属及铵的亚硫酸盐能溶于水以外，其它金属的 亚硫酸盐都难溶 碱金属的亚硫酸盐水解显碱性，亚硫酸氢盐的水溶液 显弱酸性 亚硫酸盐高温时歧化分解 4Na2SO3= 3Na2SO4 + Na2S 亚硫酸氢钠溶液长时间加热脱水，或向其浓溶液中长 时间通入过量SO2，都可生成焦亚硫酸钠
1/8/2015 20
在酸性介质中
被Fe3+、Br2 、I2 、MnO4- 、Cr2O72- 、HNO3等氧 化成单质硫 H2S + FeCl3 = 2FeCl2 + HCl + S↓ 3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4=Cr2(SO4)3+3S↓+K2SO4+7H2O
第九章 p区元素
2.价电子层中有一个成单的p电子，可与其它原子共 用电子，形成一个极性共价键或非极性共价键。 3.除氟外，氯、溴和碘均可显正氧化数 （+1，+3，+5，+7），形成极性共价键。
26
（三）卤素的自由能氧化态图（P229）
元素自由能氧化态
图的用途：
G/F(V)
1.判断同一元素不
12
——酸 性 介 质
-----碱 性 介 质
p区元素在周期表中的位置
p区元素：ns2np1~6，IIIA~VIIIA。 P区
3
第一节 p区元素概述
一、原子结构特征与元素的性质 1.价层电子结构与氧化态 价层电子结构ns2np1-6。 氧化态：多数p区元素有多种氧化态。 同一族，从上到下，元素最高氧化态的稳定性 依次降低，低氧化态的稳定性依次增大。
卤素分子轨道： (σns)2 (σ*ns)2 (σnp)2(πnp)4 (π*np)4
（二）化学性质 1.与单质反应
a.与金属作用
氟、氯与所有金属作用；溴和碘常温与活泼金属 反应与其它金属需加热。
b.与非金属作用
氟与除氧和氮外所有非金属作用； 氯与大多数非金属单质直接化合。
32
c.与H2反应 卤素单质都能与氢反应：X2 + H2 → 2HX
34
3.与水反应
(1) 对水的氧化作用 2X2 +2H2O ＝4H+ +4X- +O2
(2) 歧化反应
X2 +H2O＝H+ +X- +HXO
3HXO＝2HX- +HXO3 氟不发生歧化反应。加碱或升温有利于歧化反应。
35
三、卤化物 （一）卤化氢和氢卤酸
26
（三）卤素的自由能氧化态图（P229）
元素自由能氧化态
图的用途：
G/F(V)
1.判断同一元素不
12
——酸 性 介 质
-----碱 性 介 质
p区元素在周期表中的位置
p区元素：ns2np1~6，IIIA~VIIIA。 P区
3
第一节 p区元素概述
一、原子结构特征与元素的性质 1.价层电子结构与氧化态 价层电子结构ns2np1-6。 氧化态：多数p区元素有多种氧化态。 同一族，从上到下，元素最高氧化态的稳定性 依次降低，低氧化态的稳定性依次增大。
卤素分子轨道： (σns)2 (σ*ns)2 (σnp)2(πnp)4 (π*np)4
（二）化学性质 1.与单质反应
a.与金属作用
氟、氯与所有金属作用；溴和碘常温与活泼金属 反应与其它金属需加热。
b.与非金属作用
氟与除氧和氮外所有非金属作用； 氯与大多数非金属单质直接化合。
32
c.与H2反应 卤素单质都能与氢反应：X2 + H2 → 2HX
34
3.与水反应
(1) 对水的氧化作用 2X2 +2H2O ＝4H+ +4X- +O2
(2) 歧化反应
X2 +H2O＝H+ +X- +HXO
3HXO＝2HX- +HXO3 氟不发生歧化反应。加碱或升温有利于歧化反应。
35
三、卤化物 （一）卤化氢和氢卤酸
第九章p区元素-卤素资料
因此，前面的卤素单质能将后面的卤素单质从它 们的卤化物中置换出来。
Cl2 + 2Br- → 2Cl- + Br2
Br2 + 2I- → 2Br- + I2
2.3 与H2O反应： •氧化反应：X2 2H2O 4HX O2
激烈程度： F2 Cl 2 Br2
O2/H2O = 1.185V，而 I2/I- = 0.535V
非金属元素，易与金属化合成盐。
在自然界不可能以游离状态存在，而 是以稳定的卤化物形式存在。
二、卤素单质
1. 物理性质
氟(F2)
集聚状态 气体 熔点/℃ -219.6 沸点/℃ -188
颜色 浅黄
氯(Cl2)
气体 -101 -34.6 黄绿
溴(Br2)
液体 –7.2 58.76 红棕
碘(I2)
固体 113.5 184.3 紫黑
实际上，在常温下，只有F2把水中的 氧置换出来。
•歧化反应： X2 H2O
HXO Байду номын сангаасX
碱性条件下，歧化反应倾向增大。
Cl 2 Br2 I2
3I2
6OH-
_
5I
IO3-
3H2O
氯、溴和碘溶解在水中分别称为氯水, 溴水和 碘水。碘容易溶于碘化物溶液中：
I2
I
-
_
I3
溶解度大
3. 卤素单质的制备
• 拉瓦锡死后，法国化学家盖.吕萨克(Gay-Lussac, 1778~1850)等继续进行提纯氢氟酸的研究，到了 1819年无水氢氟酸虽然仍未分离，但却阐明了这种 酸对玻璃以及硅酸盐的本质。
• 十九世纪初期化学分析技术进步非常迅速，当时 以电解法分离出碱金属及碱土金属而名噪一时的 英国化学家戴维(H. Davy, 1778~1829)收到来自 法国安培(A.J.Ampere, 1775~1836)的信函，这封 1812年8月25日的函件指出：氢氟酸中存在著一 种未知的化学元素，正如盐酸中含有氯元素的关 系一样，并建议把它命名为“Fluor”，词源来自拉 丁文及法文， 原意为“流动 (flow, fluere)”之意。
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
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:
P区元素概述
8
2.影响含氧酸氧化能力的因素： 影响含氧酸氧化能力的因素： 影响含氧酸氧化能力的因素 （1）中心原子结合电子的能力：能力越强，越容易 ）中心原子结合电子的能力：能力越强， 被还原 （2）中心原子与氧原子之间的键的强度：键越强， ）中心原子与氧原子之间的键的强度：键越强， 含氧酸就越稳定 含氧酸就越稳定 （3）其他过程的能量效应 ）
6
1.无机含氧酸的结构： 无机含氧酸的结构： 无机含氧酸的结构 许多P区元素都可以形成无机含氧酸 区元素都可以形成无机含氧酸， 许多 区元素都可以形成无机含氧酸，如HClO4、 HNO3、H3PO4、H2SO4等。这些酸中，至少都含有一 这些酸中， 羟基（ ），由羟基电离出来的质子才是酸中 个羟基（—OH），由羟基电离出来的质子才是酸中 + ），由羟基电离出来的质子才是酸中H 的只要来源 2.含氧酸的酸性： 含氧酸的酸性： 含氧酸的酸性 电负性越强 （1）中心原子的电负性越强，含氧酸的酸性就越强 ）中心原子的电负性越强， 不同氧化数（ （2）同一元素不同氧化数（化合价不同）的含氧酸中， ）同一元素不同氧化数 化合价不同）的含氧酸中， 高氧化数的含氧酸的酸性一般比低氧化数的强 非羟基氧越多 （3）中心原子周围非羟基氧越多，酸性越强 ）中心原子周围非羟基氧越多，
3
3、第二周期P区元素的特殊性 、第二周期 区元素的特殊性
第二周期的价层电子构型为2s²2p1~6，没有能量相近 第二周期的价层电子构型为 空轨道可以利用 因此，有一些特殊性。 可以利用， 的空轨道可以利用，因此，有一些特殊性。 （一）半径较小、电负性较大，形成共价键的趋势较大。 半径较小、电负性较大，形成共价键的趋势较大。 共价键的趋势较大 单键键能远远小于第三周期元素 远远小于第三周期元素， （二）单键键能远远小于第三周期元素，这点与同主族 中单键键能从上到下依次递减的规律不符 形成化合物时配位数较小，一般都小于4 配位数较小 （三）形成化合物时配位数较小，一般都小于
2.影响含氧酸氧化能力的因素： 影响含氧酸氧化能力的因素： 影响含氧酸氧化能力的因素 （1）中心原子结合电子的能力：能力越强，越容易 ）中心原子结合电子的能力：能力越强， 被还原 （2）中心原子与氧原子之间的键的强度：键越强， ）中心原子与氧原子之间的键的强度：键越强， 含氧酸就越稳定 含氧酸就越稳定 （3）其他过程的能量效应 ）
6
1.无机含氧酸的结构： 无机含氧酸的结构： 无机含氧酸的结构 许多P区元素都可以形成无机含氧酸 区元素都可以形成无机含氧酸， 许多 区元素都可以形成无机含氧酸，如HClO4、 HNO3、H3PO4、H2SO4等。这些酸中，至少都含有一 这些酸中， 羟基（ ），由羟基电离出来的质子才是酸中 个羟基（—OH），由羟基电离出来的质子才是酸中 + ），由羟基电离出来的质子才是酸中H 的只要来源 2.含氧酸的酸性： 含氧酸的酸性： 含氧酸的酸性 电负性越强 （1）中心原子的电负性越强，含氧酸的酸性就越强 ）中心原子的电负性越强， 不同氧化数（ （2）同一元素不同氧化数（化合价不同）的含氧酸中， ）同一元素不同氧化数 化合价不同）的含氧酸中， 高氧化数的含氧酸的酸性一般比低氧化数的强 非羟基氧越多 （3）中心原子周围非羟基氧越多，酸性越强 ）中心原子周围非羟基氧越多，
3
3、第二周期P区元素的特殊性 、第二周期 区元素的特殊性
第二周期的价层电子构型为2s²2p1~6，没有能量相近 第二周期的价层电子构型为 空轨道可以利用 因此，有一些特殊性。 可以利用， 的空轨道可以利用，因此，有一些特殊性。 （一）半径较小、电负性较大，形成共价键的趋势较大。 半径较小、电负性较大，形成共价键的趋势较大。 共价键的趋势较大 单键键能远远小于第三周期元素 远远小于第三周期元素， （二）单键键能远远小于第三周期元素，这点与同主族 中单键键能从上到下依次递减的规律不符 形成化合物时配位数较小，一般都小于4 配位数较小 （三）形成化合物时配位数较小，一般都小于
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
9 主族金属元素(二) 铝锡铅砷锑铋
(2) 锡、铅化合物的氧化还原性 Sn(Ⅱ) 是典型的还原剂，在碱性介质中的还原性更 强，因此用于鉴定Sn 2+，Hg 2+和Bi(Ⅲ)。
Pb(Ⅳ)
是强氧化剂，在酸性溶液中使用，效果显
著。它能把Mn(Ⅱ)氧化成Mn(Ⅶ)；
2 锡的化合物 （1）氯化物 氯化亚锡 (SnCl2· 2H2O) 氯化亚锡为无色晶体，熔点仅37.7℃。 在熔化的同时，被自身的结晶水所水解，生成碱 式盐和盐酸。在空气中逐渐被氧化成不溶性的氯 氧化物。
SnCl2溶于水并随即水解： SnCl2+H2O ==Sn(OH)Cl↓（白色）+HCl 在配制其溶液时，须加盐酸以抑止水解， 还需要加入少量金属锡粒，以防氧化。 SnCl2是有机合成中重要的还原剂，也是常 用的分析试剂。
四氯化锡(SnCl4) 无水四氯化锡(又名氯化高锡)为无色液体， 在潮湿空气中因水解产生锡酸，并释出HCl而呈 现白烟。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。
主要用途：
制作铅玻璃、铅围裙和放射源容器等防护用
品；在化学工业中常用铅作反应器的衬里；
铅大量用于制造合金：焊锡、保险丝；
铅字：Pb，Sb，Sn合金组成，
青铜：Cu，Sn合金；
蓄电池的极板：Pb，Sb合金等。
值得注意！ 铅及铅的化合物都是有毒物质，并且进入 人体后不易排出而导致积累性中毒，所以食具、
Al(OH)3在不同pH的碱性溶液中的溶解度是不同的
Al(OH)3(s)+3H+ ＝Al 3+ +3H2O Al(OH)3(s)+OH- ＝Al (OH)4-
pH＝4.7~8.9
Al(OH)3的溶解度s-pH图
P区元素概述
知识目标： 1、掌握P区元素的价层电子构型特征； 、掌握 区元素的价层电子构型特征 区元素的价层电子构型特征； 2、了解P区金属元素的特点 、了解 区金属元素的特点 区金属元素的特点. 能力目标： 能力目标： 1、能判断P区元素的价层电子构型； 、能判断 区元素的价层电子构型 区元素的价层电子构型； 2、能应用P区元素理化性质的递变规律 、能应用 区元素理化性质的递变规律 区元素理化性质的递变规律. 重点： 区元素理化性质的递变规律 重点：P区元素理化性质的递变规律 难点： 区金属元素的特点 难点： P区金属元素的特点
p区金属与非金属交界的一些元素如硅锗锡等及某些化合物具有半导体性质即导电性介于金属和绝缘体之间是半导体材料本区金属的高氧化态氧化物多数有不同程度的两性性质4它们在自然界都以化合物存在除铝外多为各种组成的硫化物矿
主族金属元素( 第九章 主族金属元素(二) 铝 锡 铅 砷 锑 铋
第一节 P区元素概述 区元素概述 第二节 铝 第三节 锡铅 第四节 砷锑铋
p区：包括ⅢA到ⅦA族元素和零族元素，其价层电子 区 包括Ⅲ 到 族元素和零族元素， 族元素和零族元素 构型为ns 例外， 构型为 2np1-6（He例外，1s2）。 例外 该区的右上方属典型的非金属元素， 该区的右上方属典型的非金属元素，而左下方元素 则带有明显的金属性，多为低熔金属， 则带有明显的金属性，多为低熔金属，处于对角线两 侧的元素的单质及其化合物往往具有半导体性质。该 侧的元素的单质及其化合物往往具有半导体性质。 区元素通常具有几种不同的正化合价， 区元素通常具有几种不同的正化合价，最高化合价等 于其族数。其中O元素和 元素是活泼性特强的非金属 元素和F元素 于其族数。其中 元素和 元素是活泼性特强的非金属 元素只有在与F元素生成的二 元素，一般不呈正价。 元素只有在与 元素，一般不呈正价。O元素只有在与 元素生成的二 元化合物中呈正价，在过氧化合物中为-1价 元化合物中呈正价，在过氧化合物中为 价，其余均 元素在任何化合物中均为-1价 不呈正价。 为-2价；F元素在任何化合物中均为 价，不呈正价。 价 元素在任何化合物中均为 零族元素一般不参与化学反应，呈惰性。 零族元素一般不参与化学反应，呈惰性。
p区金属与非金属交界的一些元素如硅锗锡等及某些化合物具有半导体性质即导电性介于金属和绝缘体之间是半导体材料本区金属的高氧化态氧化物多数有不同程度的两性性质4它们在自然界都以化合物存在除铝外多为各种组成的硫化物矿
主族金属元素( 第九章 主族金属元素(二) 铝 锡 铅 砷 锑 铋
第一节 P区元素概述 区元素概述 第二节 铝 第三节 锡铅 第四节 砷锑铋
p区：包括ⅢA到ⅦA族元素和零族元素，其价层电子 区 包括Ⅲ 到 族元素和零族元素， 族元素和零族元素 构型为ns 例外， 构型为 2np1-6（He例外，1s2）。 例外 该区的右上方属典型的非金属元素， 该区的右上方属典型的非金属元素，而左下方元素 则带有明显的金属性，多为低熔金属， 则带有明显的金属性，多为低熔金属，处于对角线两 侧的元素的单质及其化合物往往具有半导体性质。该 侧的元素的单质及其化合物往往具有半导体性质。 区元素通常具有几种不同的正化合价， 区元素通常具有几种不同的正化合价，最高化合价等 于其族数。其中O元素和 元素是活泼性特强的非金属 元素和F元素 于其族数。其中 元素和 元素是活泼性特强的非金属 元素只有在与F元素生成的二 元素，一般不呈正价。 元素只有在与 元素，一般不呈正价。O元素只有在与 元素生成的二 元化合物中呈正价，在过氧化合物中为-1价 元化合物中呈正价，在过氧化合物中为 价，其余均 元素在任何化合物中均为-1价 不呈正价。 为-2价；F元素在任何化合物中均为 价，不呈正价。 价 元素在任何化合物中均为 零族元素一般不参与化学反应，呈惰性。 零族元素一般不参与化学反应，呈惰性。
p区元素知识点总结,p区元素课件PPT
含氧酸强度的规律：
•同一周期元素含氧酸酸性从左至右逐渐增强 例：H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
•同一主族元素含氧酸酸性从上至下逐渐减弱 例：HClO3 HBrO3 HIO3
•同一元素形成几种不同氧化态的含氧酸，其 酸性依氧化态升高而增强。 例：HClO HClO2 HClO3 HClO4
分子间力 小
b.p./℃ -188 m.p. /℃ -220
Cl2
g
-34 -102
Br2
I2
l
s
大
59 185
-7 114
颜色
浅黄 黄绿 红棕 紫
2、卤素单质的化学性质：
• 氧化还原性 F2
E (X 2/X - )/V： 2.889
Cl2 1.360
Br2 1.0774
X2 氧化性： 强
X- 还原性： 弱
P4化学性 质活泼，空
气中自燃，
溶于非极性 溶剂。
较稳定，
400℃以上 燃烧，不溶 于有机溶剂。
白磷 红磷
磷的燃烧
10.3.3 氮的含氧酸及其盐
1、硝酸及其盐
•HNO3结构：
物理性质 ： 纯硝酸：无色液体，密度为1.53g·cm-3 浓硝酸：含HNO3 69%，密度 1.4g·cm-3
硝酸挥发而产生白烟——发烟硝 酸，溶有过量NO2的浓硝酸产生红 烟，且硝酸常带黄色或红棕色。
3、硫代硫酸及其盐
硫代硫酸(H2S2O3)：极不稳定，尚未制得纯品。 硫代硫酸盐：Na2S2O35H2O，海波，大苏打。
制备： Na2SO 3 S Na2S2O3
性质：易溶于水,水溶液呈弱碱性； 遇酸分解：
S2O32- 2H
H2S2O3 S SO2 H2O
无机化学第九章 p区元素
有些高氧化态的金属卤化物则为共价性卤化 物，如AlCl3、SnCl4、FeCl3、TiCl4等，具 有熔点、沸点低，易挥发，能溶于非极性 溶剂，熔融后不导电等特性。 卤化物一般没有颜色，但部分碘化物例外。 如AgI为黄色，PbI2为鲜黄色，HgI2为红色。 同一周期元素的卤化物，自左向右共价性越 来越明显，熔沸点、导电性降低。
（二）单质的部分性质 1．卤素单质都是有颜色的
X2 [……(σns)2(σns*)2(σnp)2 (np)4(np*)4 (σnp*)0]
π* σ* 跃迁吸收 np np
● 卤素在有机溶剂溶解度 卤素在有机溶剂（乙醚、 CCl4）中溶解度大 ● 碘在极性溶剂中的溶剂化作用 碘在H2O、醇、乙醚中棕色 碘在CS2、CCl4 紫色 x H2O:→I2 (溶剂化物) ● 碘在碘化物溶液中的s增大 I2 + I- = I3I-使I2产生诱导偶极
8. 与H2 反应
卤素 F2 Cl2 Br2 反应条件 低温、黑暗 反应速率及程度 爆炸、放出大量热
常 温 强光或加热
加热，催化剂 高 温
缓 爆
慢 炸
不如氯
I2
缓慢，可逆
● Cl2的制备 ① 工业上电解饱和食盐水溶液制，烧碱为副产品
2NaCl + 2H2O
= 2NaOH + H2↑ +
(阴极)
C12↑
5.第四周期元素性质的异样性 从第四周期起，在s区元素和p区元素之间插入了d区元素， 使第四周期p区元素的有效核电荷显著增大，对核外电子 的吸引力增强，原子半径比同周期s区元素显著地减小。 因此p区第四周期元素（Ga、Ge、As、Se、Br）的性质 在同族中表现出异样性。 例如，在ⅤA族中，不存在砷的氯化物AsCl3、5，这与P和 Sb能形成高氧化态的氯化物不同。在第ⅦA族元素的含氧 酸中，溴酸、高溴酸的氧化性均较氯酸、高氯酸强。 第五、六周期元素同样有d电子（第六周期元素还有f电 子），这对元素性质同样产生影响，四、五、六周期元素 的性质仍然会有规律性的变化，但变化的幅度远不如s区 元素那样大。
元素化学-p区
2014/8/7
一、p区元素
元素化学-p区
卞 江 北京大学化学与分子工程学院 20147
IA 1A
VIIIA
8A IIA 2A IIIA 3A IVA 4A VA 5A VIA 6A VIIA 7A
1 2 3 4 5 6 7
H Li
He Ne Ar
Be
IIIB 3B IVB 4B VB 5B VIB 6B VIIB 7B ------- VIII ------------- 8 ------IB 1B IIB 2B
到纯度为96%的粗硅。
在CuCl催化下，将上述粗硅与HCl气体反应得
到SiHCl3。经精馏后，得到纯度为7个9的硅。
应用化学气相沉积法（CVD），用H2还原
变。
压电材料 没有对称中心的晶体具有压电性质
SiHCl3得到高纯硅（纯度可达9个9）。
应用区域熔融精炼法进一步提纯（纯度可达12
3
4
一些无机单质的结构
部分主族单质形成特殊结构
同核双原子分子
为什么P区元素单质呈现多种多样的
结构形式、形成为数众多的同素异 形体？ 答：p区元素从上到下经历由非金属到 金属的过渡过程，结构形式也经历 了从分子、共价到密堆积的过程。 总的趋势是越来越聚合，越来越具 有金属性。
在同一周期里，碳族元素具有最多
堆积方式：三种方式都有。 非金属： 分子晶体：熔沸点低，如Br2，I2； 原子晶体：溶沸点高，C、Si、B； 簇合物：B12（二十面体）、P4（白磷）、S8（皇冠八元
环）、Se8（另有灰硒，为螺旋链状结构）；
链状、层状晶体：红磷（四面体链）、黑磷（皱褶网状）、
硫聚合物（螺线型硫）、灰硒和碲（螺旋链状结构）、As 和Sb(皱褶六角网状)。
一、p区元素
元素化学-p区
卞 江 北京大学化学与分子工程学院 20147
IA 1A
VIIIA
8A IIA 2A IIIA 3A IVA 4A VA 5A VIA 6A VIIA 7A
1 2 3 4 5 6 7
H Li
He Ne Ar
Be
IIIB 3B IVB 4B VB 5B VIB 6B VIIB 7B ------- VIII ------------- 8 ------IB 1B IIB 2B
到纯度为96%的粗硅。
在CuCl催化下，将上述粗硅与HCl气体反应得
到SiHCl3。经精馏后，得到纯度为7个9的硅。
应用化学气相沉积法（CVD），用H2还原
变。
压电材料 没有对称中心的晶体具有压电性质
SiHCl3得到高纯硅（纯度可达9个9）。
应用区域熔融精炼法进一步提纯（纯度可达12
3
4
一些无机单质的结构
部分主族单质形成特殊结构
同核双原子分子
为什么P区元素单质呈现多种多样的
结构形式、形成为数众多的同素异 形体？ 答：p区元素从上到下经历由非金属到 金属的过渡过程，结构形式也经历 了从分子、共价到密堆积的过程。 总的趋势是越来越聚合，越来越具 有金属性。
在同一周期里，碳族元素具有最多
堆积方式：三种方式都有。 非金属： 分子晶体：熔沸点低，如Br2，I2； 原子晶体：溶沸点高，C、Si、B； 簇合物：B12（二十面体）、P4（白磷）、S8（皇冠八元
环）、Se8（另有灰硒，为螺旋链状结构）；
链状、层状晶体：红磷（四面体链）、黑磷（皱褶网状）、
硫聚合物（螺线型硫）、灰硒和碲（螺旋链状结构）、As 和Sb(皱褶六角网状)。
p区元素
B2 H6 (g) 3H 2O(l) 2H 3BO3 (s) 6H 2 (g) r H m -504.6kJ mol
-1
水下火箭燃料
三氧化二硼
B 2O 3 制备： 原子晶体：熔点460C
无定形体：软化
4B(s) 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) 2H 3 BO 3 B 2 O 3 3H 2 O
焦磷酸盐：
Cu
2
Cu 2 P2 O 7 s, 浅蓝） （ [Cu(P2 O 7 ) 2 ] （蓝）
4 P2O7-
4 P2O7-
6
4Ag +P2 O7 Ag 4 P2 O7
4-
白色
氧族(ⅥA)：O, S, Se, Te, Po 价电子构型：ns2np4
过氧化氢（H2O2）
..
N
107.3o
H H
H
氨性质：
(1) 易溶于水，易形成一元弱碱
NH 3 H 2O NH 3 H 2O NH 4 OH
(2) 强还原性
4NH3 3O 2 (纯) 2N 2 6H 2 O 4NH3 5O 2 (空气) 4 NO 6H 2O
Pt
2
氧化性酸溶解(HNO3)：
3CuS 8HNO3 3Cu(NO3 ) 2 2NO 3S 4H 2O 3Ag 2S 8HNO3 6AgNO3 2NO 3S 4H 2O
C：sp2杂化
O O C O
2-
π
6 4
碳酸及其盐的热稳定性:
（1）H2CO3<MHCO3<M2CO3
H 2 CO 3 H 2 O CO 2 (g) 2M HCO 3 M 2 CO 3 H 2 O CO 2
-1
水下火箭燃料
三氧化二硼
B 2O 3 制备： 原子晶体：熔点460C
无定形体：软化
4B(s) 3O 2 (g) 2B 2 O 3 (s) 2H 3 BO 3 B 2 O 3 3H 2 O
焦磷酸盐：
Cu
2
Cu 2 P2 O 7 s, 浅蓝） （ [Cu(P2 O 7 ) 2 ] （蓝）
4 P2O7-
4 P2O7-
6
4Ag +P2 O7 Ag 4 P2 O7
4-
白色
氧族(ⅥA)：O, S, Se, Te, Po 价电子构型：ns2np4
过氧化氢（H2O2）
..
N
107.3o
H H
H
氨性质：
(1) 易溶于水，易形成一元弱碱
NH 3 H 2O NH 3 H 2O NH 4 OH
(2) 强还原性
4NH3 3O 2 (纯) 2N 2 6H 2 O 4NH3 5O 2 (空气) 4 NO 6H 2O
Pt
2
氧化性酸溶解(HNO3)：
3CuS 8HNO3 3Cu(NO3 ) 2 2NO 3S 4H 2O 3Ag 2S 8HNO3 6AgNO3 2NO 3S 4H 2O
C：sp2杂化
O O C O
2-
π
6 4
碳酸及其盐的热稳定性:
（1）H2CO3<MHCO3<M2CO3
H 2 CO 3 H 2 O CO 2 (g) 2M HCO 3 M 2 CO 3 H 2 O CO 2
无机及分析化学(第九章p区元素)
B族元素的基本性质
B
Al
Ga
In
Tl
价电子层构型
2s12p1
3s13p1
4s14p1
5s15p1
6s16p1
金属半径/pm
88
143
122
163
170
沸点/0C
3864
2518
2203
2072
1457
熔点/0C
2076
660.3
29.76
三、碳族元素 1、概述 C Si Ge Sn Pb （1） 存在的形式 、丰度 （2） 物理、化学性质 1）价电子构型 ns2np2 2）共价半径及变化规律 3）电负性、电子亲合能及变化规律 4）电极电势 （3） 应用 2、碳、硅及其化合物 （1） C、Si单质 1）C的同素异形体 2）Si的晶型 3）成键的特点 4）应用
（2）碳、硅化合物 1）氢化物： 碳烷、硅烷 两类物质的比较、硅烷的制备、性质 2）氧化物 CO、 CO2 SiO SiO2 CO： ▲ 制备（实验室制备、工业生产） C + H2O → CO +H2 HCOOH → CO + H2O H2SO4 H2C2O4 → CO + CO2 + H2O H2SO4 ▲ 结构的特殊性 按照电负性，C的电负性较小，O的电负性较大，形成CO后应为 C+ O-，实际上则是： C- O+，作配位体时，C原子为配位原子（原因？） ▲ 化学性质：还原性、配位性
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：
156.6
303.5
电负性
2。04
1。61
B
Al
Ga
In
Tl
价电子层构型
2s12p1
3s13p1
4s14p1
5s15p1
6s16p1
金属半径/pm
88
143
122
163
170
沸点/0C
3864
2518
2203
2072
1457
熔点/0C
2076
660.3
29.76
三、碳族元素 1、概述 C Si Ge Sn Pb （1） 存在的形式 、丰度 （2） 物理、化学性质 1）价电子构型 ns2np2 2）共价半径及变化规律 3）电负性、电子亲合能及变化规律 4）电极电势 （3） 应用 2、碳、硅及其化合物 （1） C、Si单质 1）C的同素异形体 2）Si的晶型 3）成键的特点 4）应用
（2）碳、硅化合物 1）氢化物： 碳烷、硅烷 两类物质的比较、硅烷的制备、性质 2）氧化物 CO、 CO2 SiO SiO2 CO： ▲ 制备（实验室制备、工业生产） C + H2O → CO +H2 HCOOH → CO + H2O H2SO4 H2C2O4 → CO + CO2 + H2O H2SO4 ▲ 结构的特殊性 按照电负性，C的电负性较小，O的电负性较大，形成CO后应为 C+ O-，实际上则是： C- O+，作配位体时，C原子为配位原子（原因？） ▲ 化学性质：还原性、配位性
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：
156.6
303.5
电负性
2。04
1。61
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上 到
H2Te HI
下
酸
同一周期从左到右酸性增加 性
增
加
12
2.无机含氧酸的酸性 HmXOn
(1)中心原子的电负性越强，酸性越强。 例如：酸性H4SiO4< H3PO4< H2SO4< HClO4
HClO>HBrO>HIO (2)同一元素不同价态的含氧酸中，高价态的酸性一 般比低氧化态的酸性强。
HClO4>HClO3>HClO2>HClO (3)中心原子的非羟基氧越多，酸性越强。
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2. 影响含氧酸氧化能力强弱的因素
(1)中心原子结合电子的能力 一般含氧酸中心原子结合电子的能力越大，氧
化性越强。 (2) 中心原子与氧原子之间键的强弱
一般来说，R—O键越多，该含氧酸就越稳定， 它的氧化性也就越弱。 (3) 其它过程的能量效应
如水的生成、沉淀的生成、溶剂化和去溶剂 化作用等氧化还原反应
H IO (9.27) 56
BrO -(4.47) 4
ClO -(3.18) 4
H IO 2-(2.41) 36 Z
7
27
（四）基本性质
1.不管在何种介质中，X-的稳定性依次为： F- > Cl- > Br- >I- 。
2.同一元素氧化态由高到低自发进行，且酸性介质趋势 更大。
3.酸性介质中氧化性： F2 > Cl2 > Br2 >I2 ； 酸性条件下，除最低价X-外，均可作氧化剂。 碱性介质中还原性： F- < Cl- < Br- < I- 。 4.碱性介质中，单质氯、溴、碘都易歧化。 5.高溴酸的氧化性最强。
第九章 p区元素 Elements of p Zone
1
第一节 第二节 第三节 第四节 第五节 第六节
主要内容： p区元素概述 卤素 氧族元素 氮族元素 碳族元素 硼族元素
学习目标：
掌握p区元素单质、氧化物、氢化物、含氧酸及 其盐的基本性质、结构及基本用途；氧的单质，
过氧化氢的结构、性质及应用。
2
24
一、卤素的通性（VIIA ：F, Cl, Br, I, At ）
（一）结构特征：ns2np5
典型的非金 属，从上到 下，原子半 径增大，电 离能和电负 性减小。
25
（二）成键特征
1.得到1e形成氧化数为 -1 的卤素，有三种成键方式： （1）与活泼金属化合生成离子型化合物-----离子型 （2）与电负性较小的非金属化合----极性共价键 （3）在配位化合物中作为电子对给予体与中心离 子配位-----配位键。
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二、卤素单质
工业：电解法 2NaCl+2H2O 电解2NaOH+H2 ↑ +Cl2↑（副产物）
实验室：氧化还原法 KMnO4+4HCl＝ MnCl2+Cl2 ↑+2H2O
2IO3-+5HSO3-=I2+5SO42-+3H++H2O 智利硝石（NaNO3+少量NaIO3） Cl2+2Br-=2Cl-+ Br2(pH3.5) 1t海水→0.14kgBr2 Br2+3CO32-=5Br-+BrO3-+3CO2↑
卤素 反应条件
反应速率及程度
F2
阴冷
爆炸、放出大量热（直接
反应很危险）
常温
Cl2
强光照射
缓慢 爆炸
Br2
常温
I2
高温
不如氯，需催化剂 缓慢，可逆
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2.卤素间置换反应 一般的取代反应 Cl2+2Br-=Br2+2Cl特殊的置换反应
I2 + 2ClO3- ＝Cl2 + 2IO3I2 + 2BrO3- ＝Br2 + 2IO3-
2Ca(HCO3)2 △ CaCO3 ＋ H2O ＋ CO2
NH4HCO3 △
NH3 ＋ H2O ＋ CO2 20
（四）无机化合物的水解性
1.水解反应的机理：亲核水解和亲电水解
亲核水解：中心原子具有部分正电荷及空轨道， 可以接受水中-OH上的孤对电子。
Cl
Si
Cl
Cl
Cl
H
O H
Cl H
O
Si
Cl
6
二、p区元素化合物概述
1.氢化物 多数p区元素氢化物是分子型的，mp、bp较低，
常温是气体。 熔沸点：从上到下依次升高（N、O、F的氢化物
除外） 热稳定性：同周期从左到右，同族从下到上逐渐增
强。（与同氢结合的元素电负性强弱一致） 还原性：除HF外，同周期从左到右，同族从下到
上逐渐降低。
7
2.卤化物
质子通过氧原子再与中心原子相连的含氧酸
无机酸 强度
质子释 放的难 易程度
即
与质子相连原 子对质子的束
缚力
该原子的电 子密度有关
规律：相连原子的电子密度越低，对质子的引力越 小，质子越易被释放，酸性越强，反之亦然。
11
1.氢化物的酸性规律
同
NH3
H2O HF
一 族
PH3
H2S
HCl 从
AsH3
H2Se HBr
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(三) 含氧酸盐的热稳定性
1.水合含氧酸盐受热 △
（1）脱水反应: 脱水
（2）水解反应:
无水盐
难挥发含氧酸的 水合盐
碱金属和Ca、Sr Ba的水合盐
碱式盐或氢氧化物
半径小、电荷高的金属离子的硝酸盐、碳酸 盐发生此类分解(Be2+、Mg2＋、Al3＋、Fe3＋等)
Fe(NO3)3 ·9H2O Mg(NO3)2 ·6H2O 17
Cl
Cl
OH
H HCl
OH
Si
Cl
Cl
Cl
Si
HO
OH
OH21
亲电水解：中心原子具有孤对电子，接受水中H的进攻。
H
Cl
N Cl
Cl
O H
H
O
N
H
Cl
Cl
N
Cl
H
Cl
Cl
HOCl
Nห้องสมุดไป่ตู้
H
H
H
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2.水解产物的类型：
产物类型与中心离子和负离子的性质有关，也与 水解反应的机理有关。可以是碱式盐、氢氧化物、氧 化物的水合物以及含氧酸等。
卤素分子轨道： (σns)2 (σ*ns)2 (σnp)2(πnp)4 (π*np)4
（二）化学性质 1.与单质反应
a.与金属作用
氟、氯与所有金属作用；溴和碘常温与活泼金属 反应与其它金属需加热。
b.与非金属作用
氟与除氧和氮外所有非金属作用； 氯与大多数非金属单质直接化合。
32
c.与H2反应 卤素单质都能与氢反应：X2 + H2 → 2HX
p区元素在周期表中的位置
p区元素：ns2np1~6，IIIA~VIIIA。 P区
3
第一节 p区元素概述
一、原子结构特征与元素的性质 1.价层电子结构与氧化态 价层电子结构ns2np1-6。 氧化态：多数p区元素有多种氧化态。 同一族，从上到下，元素最高氧化态的稳定性 依次降低，低氧化态的稳定性依次增大。
Hg2CO3 △ HgO ＋ Hg ＋ CO2
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3.酸式含氧酸盐受热
（1）酸式硫酸盐、磷酸盐△ 焦磷(硫)酸盐
或多聚体
2NaHSO4 △ Na2S2O7 ＋ H2O
△
2Na2HPO4
Na4P2O7 ＋ H2O
2NaH2PO4 △ (NaPO3)2 ＋ 2H2O
（2）酸式碳酸盐△ CO2 + H2O
Fe(OH)3 Mg(OH)NO3
2.无水含氧酸盐受热反应 （1）非氧化还原分解反应: △
碱性氧化物(或碱) + 酸性氧化物(或酸) 特点: 阴、阳离子通常不具有氧化或还原性。 一般碱金属、碱土金属的SO42-盐、 CO32-盐、 PO43-盐发生此类分解。
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（2）氧化还原分解反应 ➢阴、阳离子，一个具有氧化性，一个具有还原性 ➢阳离子稳定，但阴离子不稳定，且生成的酸性氧 化物也不稳定 ➢阳离子或者含氧酸根的中心原子处于中间价态， 自身可以发生歧化反应。 Hg2 (NO3)2 △ 2HgO ＋ 2NO2 2AgNO3 △ 2Ag ＋ 2NO2 ＋ O2
同周期元素的卤化物从左到右从离子型过渡到共 价型，熔沸点依次降低。
同族元素卤化物的键型从上到下由共价键过渡到 离子键，熔沸点升高。
同一金属的卤化物随卤素离子半径的增加离子性 减弱，共价性增强。熔点： AlCl3<AlF3
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3.氧化物 同一周期p区元素氧化物的酸性从左到右依次增加，
碱性依次减弱； 同一族同一氧化态的p区元素氧化物，从上到下酸性
HClO4>HClO3>HClO
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(二)无机酸氧化还原性及影响因素
1.含氧酸氧化还原性强弱规律
(1)同一周期最高氧化态含氧酸氧化性从左至右增强。 例如：氧化性 H4SiO4< H3PO4< H2SO4< HClO4
(2) 同一周期并且族序数相同的主、副族元素最高氧 化态含氧酸的氧化性，一般主族元素氧化性较强， 副族元素氧化性较弱。
惰性电子对效应：同一族元素中从上到下，低氧 化态化合物稳定性高于高氧化态化合物的现象。
2.原子半径 原子半径的大小取决于元素的有效核电荷数和价 层电子构型。同一周期，从左到右，原子半径随着 原子序数的增加而减小。同一主族，从上到下，原 子半径逐渐增大。
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3. 第二周期p区元素性质的特殊性
与s区的Li和Be相似，与同族其他元素相比较： ①原子半径小，电负性大，得电子能力强，形成 共价键趋势大； ②原子半径较小，成键时键长较短，参与成键的 电子之间的排斥力较大，从而减弱了单键的强度， 导致了单键键能小； ③价层电子构型2s22p1-6，没有能量相近的d轨道可 以利用，配位数≤4； ④难以形成高价态化合物。如F（-1）。