P区元素化合物性质的递变规律1
P区元素
GeH 4 AsH 3 H 2Se 稳定性增强
还原性减弱 水溶液酸性增强
还 原 性 增 强
稳 定 性 减 弱
p区元素的氧化物及其水合物
以第四周期元素的氢氧化物或含氧酸为例： KOH Ca(OH)2 Ga(OH)3 强碱 强碱 两性
Ge(OH)4 H3AsO4 H2SeO4 HBrO4 两性偏酸 中强酸 强酸 酸性增强，碱性减弱 强酸
中心原子R的 电负性、半径、氧化值 非羟基氧的数目
若 R 的电负性大、半径小、氧化值高则羟基氧电子 密度小，酸性强；非羟基氧的数目多，可使羟基氧 上的电子密度小，酸性强。例如：
R电负性 半径 氧化值 非羟基氧 酸性
H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 1.90 2.19 2.58 3.16
硫化氢
H2S结构与H2O相似
H2S是无色，有腐蛋味，剧毒气体。稍溶于 水。水溶液呈酸性，为二元弱酸。 性质： 最重要的性质是它的还原性：
0.3002V 0.1576V 0.4497V 0.144V H 2SO3 S H 2S 0.3478V
EA SO24
•与空气(O2)反应
2H 2 S 3O2 完全 2H 2 O 2SO 2 2H 2 S O 2 不完全 2H 2 O S
0
1
2
3
酸性
n(非羟基氧) 酸性 电负性
HClO ＜ HClO2 ＜ HClO3＜HClO4
0 1 2 3
HClO4 ＞HNO3 3.16 3.04
n(非羟基氧) 酸性H2SO4
2.5 2
缩和程度愈大，酸性愈强。
Pauling规则(半定量)： n=0 弱酸 (K a ≤10-5) HClO, HBrO
p区元素总结
14.1.2 氮族元素的单质?????图14-2 氮族元素的单质1.存在氮族元素中除磷在地壳中含量较多外，其它各元素含量均较少。
氮主要以单质存在于大气中，天然存在的氮的无机化合物较少。
磷较容易氧化，在自然界中不存在单质。
它主要以磷酸盐的形式分布在地壳中。
? 砷、锑和铋主要以硫化物矿的形式存在，如雄黄：As4 S4。
雌黄(As2S3 )辉锑矿(Sb2S3 ) 雄黄(As4S4)图14-3 氮族元素的存在2. 性质除氮气外，其它氮族元素的单质都比较活泼。
化学性质列于上表中。
表14-2 氮族元素的化学性质3. N2N2分子的分子轨道表达式为：N2[(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(π2py,π2pz)4(σ2px)2]氮气是无色、无臭、无味的气体。
沸点为-195.8°C。
微溶于水。
强的N≡N键(944kJ/mol)，常温下化学性质极不活泼，故N2常常作为惰性气体使用。
4. 磷的同素异形体图14-4 白磷和红磷（1）白磷的结构白磷的结构由P4分子通过分子间力堆积起来，每个磷原子通过其px，py和pz轨道分别和另外3个磷原子形成3个σ键，键角∠PPP为60°，分子内部具有张力，其结构不稳定。
图14-5 白磷的结构白磷的性质白磷P4是透明的、柔软的蜡状固体，化学性质活泼，空气中自燃，溶于非极性溶剂。
图14-6 白磷在空气中自燃白磷的制备将磷酸钙、砂子和焦炭混合在电炉中加热到约1500?C，可得到白磷。
2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) P4(g) + 6CaSiO3(l) + 10CO(g)（2）红磷将白磷隔绝空气加热到400℃时可得到红磷。
红磷的结构较复杂。
一种观点认为：P4分子中的一个P—P键断裂后相互连接起来形成长链结构。
所以红磷较稳定，400℃以上燃烧，不溶于有机溶剂。
图14-7 红磷的可能结构（3）黑磷黑磷具有与石墨类似的层状结构，但与石墨不同的是，黑磷每一层内的磷原子并不都在同一平面上，而是相互连接成网状结构。
江苏大学无机化学课件
卤素分子中键的离解能（kJ·mol-1）
卤素的电负性
卤素的共价半径和卤离子半径
卤素的熔点和沸点
15.1.2 卤素单质
1.卤素单质的物理性质
F2 聚集状态 Ig2
分子间力 小
b.p./℃ -188
m.p. /℃ -220
颜色
浅黄
Cl2 , Br2 , I2 的单质
△fHm /kJ·mol-1 -271.1 -92.3 -36.4 -26.5
分解温度/℃ >1500 1000
300 稳定性
键能/kJ·mol-1 570
酸性
弱
432 366 298
强
2.卤化氢或氢卤酸的制备
•HCl 工业： 直接合成法 C2lH2 hv2HCl 实验室：复分解反应
Na H C 2Sl4 O (浓 ) H C Nla4 HSO 2N H 2 S a4 ( 浓 C O ) 5 l O 0 C 02H N 2 S C a 4O
4．掌握p区元素氢化物的热稳定性、还原性、水溶液中酸碱性和无氧酸
的强度的递变规律；
5．掌握P区元素氧化物及其水合物的酸碱性，含氧酸阴离子的结构，含
氧酸的强度和氧化还原性及其变化规律；
6．掌握p区元素含氧酸盐的溶解性、水解性、热稳定性和氧化还原性及
其变化规律。
§15.1 卤族元素
15.1.1 卤素概述
MnO2 4H 2I -
2IO3- 10Cl- 12H
Mn2 I2 2H2O
智利硝石为原料 ：
23 - I 5 OH 3 - S I2 O 24 S 2 - 3 O H 4 - H S 2 OO
元素性质的递变规律完整版课件
时 栏
素的性质主要指_原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属___性__、_
目 开
__非__金__属__性__、__第__一__电__离__能__、__电___负__性__等____。
关
(1)同周期主族元素的化合价规律：同一周期主族元
素的最高正价逐渐 升高 ，数值上等于 主族序数 ；
下列说法错误的是
()
A．第一电离能 Y 可能大于 X
本 课
B．气态氢化物的稳定性：HnY 大于 HmX
时 栏
C．最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸的酸性强于 Y
目 开
对应的酸的酸性
关
D．X 和 Y 形成化合物时，X 显负价，Y 显正价
解析 据电负性 X>Y 可推知，原子序数 X>Y，由于 X、
Y 为同周期元素，故第一电离能 Y 一般小于 X，非金属
(1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成
___化__学__键___的电子称为 键合电子 。电负性用来描述不同元
本
素的原子对键合电子 吸引力 的大小。
课
时
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引
栏 目
力 越大 。
开
关
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，
元素的化合价为 正值 。
本 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，
课 时
元素的化合价为 负值 。
栏 目
(3)判断化学键的类型
开 关
①如果两个成键元素间的电负性差值 大于 1.7，它们之间
元素性质的递变规律第一电离能电负性
元素 I1∕ KJ·moL-1 I2 ∕KJ·moL-1
I3 ∕KJ·moL-1
Na
496
4562
6912
Mg
738
1415
7733
从表中数据可知钠元素的第二电离能远大于第一电离能，因
此钠容易失去第一个电子而不易失去第二个电子；即Na易形成 Na +而不易形成Na 2+ 。而Mg的第一第二电离能相差不大，第
对应氧化物 氧化物的水化物
酸性强弱
单质与H2反应条件 气态氢化物及稳定性
氢化物水溶液的酸性 结论
14Si SiO2 H4SiO4
弱酸
15P
16S
P2O5 SO3
H3PO4 H2SO4
中强酸 强酸
逐渐增强
17Cl Cl2O7 HClO4
最强酸
高温
SiH4
加热 加热 点燃或光照
PH3 H2S
HCl
逐渐增强
三电离能远大于第二电离能，因此镁易形成+2价镁离子。
例1
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-）:
锂
X
Y
失去第一个电子 519
502
580
失去第二个电子 7296 4570
1820
失去第三个电子 11799 6920
2750
失去第四个电子
9550
11600
①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，当失去最外层的一个电子后，锂
ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ⅦＡ
０族
纳的 外围 电子
１2
1S1－2
1S2
２ 8 ２S1－2
2S22p1 －5 2S22p6
西北民族大学土木工程学院无机非金属材料工程专业
西北民族大学土木工程学院无机非金属材料工程专业《无机化学》教学大纲修订时间：2017年3月一、课程基本资料课程编号：1901003B适用专业：无机非金属材料工程主教材：大连理工大学无机化学教研室. 无机化学（第五版）. 北京：高等教育出版社. 2006年5月。
辅助教材：[1] 杨宏孝, 凌芝, 颜秀茹. 无机化学（第三版）．北京：高等教育出版社. 1982年。
[2] 曹锡章. 无机化学（第三版）. 北京：高等教育出版社. 1994年。
[3] 迟玉兰, 于永鲜等. 无机化学释疑与习题解析. 北京：高等教育出版社. 2002年。
[4] 杨宏孝. 无机化学（第三版）. 北京：高等教育出版社. 2000年。
课程性质：学科平台必修课学时：36学时, 其中理论课32学时，课内实验4学时学分：2学分, 其中理论课2学分先修课程：《普通化学》授课方式：多媒体辅助课堂讲授课程考核：・平时成绩：20 %，考核方式：考勤、作业、讨论、随堂考试・实验成绩：30 %，考核方式：考勤、操作、表现、实验报告・期末成绩：50 %，考核方式：闭卷考试参考书目：[1] 朱仁编. 无机化学（第五版）. 北京：高等教育出版社. 2006年。
[2] 宋天佑, 程鹏, 王杏乔. 无机化学（第二版）．北京：高等教育出版社. 2009年。
[3] 曹忠良. 无机化学反应方程式. 长沙：湖南科学技术出版社. 1982年。
[4] 黄佩丽. 无机元素化学实验现象剖析. 北京：北京师范大学出版社. 1990年。
推荐学术期刊：1.《无机化学学报》2. 《大学化学》3. 《化学教育》4.《中国科学》5.《美国化学会志》（Journal of American Chemical Society）6. 《无机化学》（Inorganic Chemistry）7.《化学评论》（Chemical Review）相关网站：1. 无机化学/journal/jacsat/2.无机化学视频讲座http：///albumlist/show?id=5506476&ascending=1&page=1 3.无机化学网络课程http：///eclass/zyjck/inorchem/about.htm文献：1. 申泮文．无机化学．北京：化学工业出版社．2002年。
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(复习笔记 p区元素(一))
13.1 复习笔记一、p区元素概述1．p区元素包括了除氢以外的所有非金属元素和部分金属元素。
与s区元素相似，p区元素的原子半径在同一族中自上而下逐渐增大，它们获得电子的能力逐渐减弱，元素的非金属性也逐渐减弱，金属性逐渐增强。
除第ⅦA族和稀有气体外，p区各族元素都由明显的非金属元素过渡到明显的金属元素。
2．p区元素特征（1）各族元素性质由上到下呈现二次周期性①第二周期元素具有反常性（只有2s，2p轨道）；第二周期元素单键键能小于第三周期元素单键键能。
②第四周期元素表现出异样性（d区插入），例如：溴酸、高溴酸氧化性分别比其他卤酸（HClO3，HIO3）、高卤酸（HClO4，H5IO6）强。
③最后三个元素性质缓慢地递变（d区、f区插入）。
（2）多种氧化值①p区元素的价电子构型为n s2n p1-6，具有多种氧化态。
例如：氯的氧化值有+1，+3，+5，+7，-1，0等。
②惰性电子对效应：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。
（3）电负性大，形成共价化合物。
二、硼族元素1．硼族元素概述硼族元素包括B，Al，Ga，In，Tl五种元素，其价电子构型为n s2n p1，因此他们一般形成氧化值为+3的化合物。
随着原子序数的增加，形成低氧化值+1化合物的趋势逐渐增强。
硼的原子半径较小，电负性较大，所以硼的化合物都是共价型的，在水溶液中也不存在B3+。
在硼族元素化合物中形成共价键的趋势自上而下依次减弱。
（1）缺电子元素硼族元素原子的价电子轨道数为4，而其价电子只有3个，这种价电子数小于价键轨道数的原子称为缺电子元素。
它们所形成的化合物有些为缺电子化合物。
缺电子化合物的特点：易形成配位化合物HBF4；易形成双聚物Al2Cl6。
（2）硼族元素的一般性质①B是非金属单质，Al、Ga、In、Tl是金属单质；②B，Al，Ga的氧化态是+3，In的氧化态是是+1和+3，Tl的氧化态是+1；③B的最大配位数是4，Al、Ga、In、Tl 的最大配位数是6。
元素性质的递变性规律
第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。
所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。
二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。
常用符号I1表示。
M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。
依次类推。
元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。
2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。
一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。
另外，电子构型越稳定，电离能也越大。
3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。
但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。
同主族元素自上而下电离能依次减小。
但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。
4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。
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。
第十篇 元素化学之P区元素
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
无机化学(第六版)电子教案——大连理工大学 (15)
4HX + O2 F2 > Cl2 > Br2
歧化反应： X2 + H2O HXO + HX Cl2 > Br2 > I2
K (Cl2) = 4.2×10−4 K (Br2) = 7.2×10−9
K (I2) = 2.0×10−13 可见：氯水, 溴水, 碘水的主要成分是单质。
在碱存在下，促进 X2 在 H2O 中的溶解、歧化。
(歧化)
IO3− + 5 I− + 6 H+
3 I2 + 3 H2O (反歧化)
智利硝石为原料 ： 2IO3− + 5HSO3− I2 + 2SO42− + 3HSO4− + H2O
用途：主要用来制造药物。 碘酒由碘、碘化钾溶解于酒精溶液而 制成。市售碘酒的浓度为 2％。具有强大 的杀灭病原体作用。 碘是人体必需的微量元素之一，加碘 盐添加的是碘酸钾。预防甲状腺肿大、发 育迟缓、生殖系统异常等疾病。 碘化银可用作人工降雨的“晶种”。
15.1.1 卤素概述
卤族元素的性质变化：
卤素 (VIIA) F Cl Br I 价电子构型 2s2 2p5 3s2 3p5 4s2 4p5 5s2 5p5
共价半径/pm 64 99 114 133
电负性
第一电离能 /kJ·mol−1
电子亲和能 /kJ·mol−1
3.98 3.16 1681 1251 −328 −349
第十五章 p区元素(三)
§15.1 卤素 §15.2 稀有气体 §15.3 p区元素化合物性质
的递变规律
§15.1 卤素
15.1.1 卤素概述 15.1.2 卤素单质 15.1.3 卤化氢或氢卤酸 15.1.4 卤化物 多卤化物 卤素互化物 15.1.5 卤素的含氧化合物 15.1.6 拟卤素及拟卤化物
p区元素3卤素
酸性
HClO3 HClO4
n(非羟基氧)
0
1
2
3
酸性
Pauling规则(半定量)： n=0 弱酸 (K a ≤10-5) HClO, HBrO
n=1 中强酸 (K a =10-4~10-2) H2SO3,HNO2 n=2 强酸 (K a =10-1~103) H2SO4,HNO3 n=3 特强酸 (K a >103) HClO4
次卤酸：
HClO
HBrO
HIO
弱酸(K a ) 2.8×10-8 2.6×10-9 2.4×10-11 酸性↓
E (XO / X )/V 1.495
氧化性↓ 稳定性： 大
1.341
0.983
小
重要反应：
光 2HClO O 2 2HCl
3HClO HClO3 2HCl
冷 Cl 2 NaOH NaClO NaCl H 2 O
酸性增强，碱性减弱
Pauling规则：定性判断含氧酸的酸性强弱
氢氧化物或含氧酸，可记作： (OH)mROn
m：羟基氧的个数 n：非羟基氧的个数
若 R 电负性大、半径小、电荷高则羟基氧电子密度小，酸性强； 非羟基氧的数目多，可使羟基氧上的电子密度小，酸性强。
H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 n(非羟基氧) 0 HClO 1 HClO2 2 3
GeH 4 AsH 3 H 2Se 稳定性增强
还原性减弱 水溶液酸性增强
还 原 性 增 强
稳 定 性 减 弱
3.2 p区元素的氧化物及其水合物
以第四周期元素的氢氧化物或含氧酸为例： KOH Ca(OH)2 Ga(OH)3 强碱 强碱 两性
第二节 p区元素
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
《无机化学(第六版)》电子教案 第十五章 p区元素(三)
(2) 氯 存在：主要以钠、钾、钙、镁的无
机盐存在于海水中，以氯化钠含量最高。
制备：氯的氧化性也很强。
工业 (电解)：
电解
2NaCl + 2H2O
H2 + Cl2 + 2NaOH
实验室：
∆
MnO2 + 4HCl
MnCl2 + Cl2 (g) + 2H2O
第十五章 p区元素(三)
§15.1 卤素 §15.2 稀有气体 §15.3 p区元素化合物性质
的递变规律
§15.1 卤素
15.1.1 卤素概述 15.1.2 卤素单质 15.1.3 卤化氢或氢卤酸 15.1.4 卤化物 多卤化物 卤素互化物 15.1.5 卤素的含氧化合物 15.1.6 拟卤素及拟卤化物
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 b.p./℃ 1272
AlCl3 AlBr3 AlI3 181 253 382
同一金属不同氧化值：高氧化值的卤
化物共价性显著，熔沸点相对较低。
例如： SnCl2 SnCl4 ； SbCl3 m.p./℃ 247 −
fHm /kJ·mol− 1 -271.1 -92.3 -36.4 -26.5
分解温度/℃ 键能/kJ·mol−1
酸性
>1500 570
弱
1000 432 366
300 稳定性 ↓
298
强
2. 卤化氢的制备 (1) 直接合成法 X2 + H2 2HX
直接合成法对氯化氢制备有实际意义。 工业上使氢气在氯气中燃烧，生成氯化氢， 用水吸收得到盐酸。
P区元素
P区常见元素化合物的性质
内容提要
I. P区元素概况
II. P区常见金属元素性质介绍
铝、锡、铅、锑、铋
III. P区常见非金属元素性质介绍
氮、磷、氧、硫
I. P区元素概况
P区
P区包括硼族(IIIA)、碳族(IVA)、氮族(VA)、氧族(VIA)、 卤素(VIIA)、稀有气体(VIIIA)共6个族的元素，目前共 有36种元素。元素的价层电子构型通式为ns2np1~6。 因为p亚层上具有3条原子轨道，可容纳6个电子，所 以p区包括6个族。
脱水缩合后形成焦磷酸、聚磷酸、(聚)偏磷酸
b. 磷酸盐
溶解性 水溶液
M3IPO4 M2IHPO4 大多数难溶(除 K+, Na+, NH4+) PH>7 PH>7 水解为主 水解>解离
MIH2PO4 大多数易溶 PH<7 水解<解离
PO3 4 + H2O
2 HPO4 + H2O
HPO2 4 + OH H2PO4 + OH (主)
适量OHH+ 适量OH适量OHH+
Sn(OH)2 (s,白) Pb(OH) 2 (s,白)
过量OH过量OH过量OH-
[Sn(OH) 4 ]2[Pb(OH)3 ][Sn(OH)6 ]2-
HNO3或HAc
α-H 2SnO3 (s,白)
放 置
β-H SnO (s,白) 不溶于酸或碱 2 3 Sn 4HNO (浓) β-H SnO 4NO H O 3 2 3 2 2 Sn
2Pb2+ + 2CO2 3 + H2O
[Pb(OH)]2CO3 + CO2
p区元素
-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
P区金属有机化学
p区重要金属化合物的性质实验目的1.掌握锑、铋、锡、铅氢氧化物的酸碱性，铅盐的难溶性，Sn(II)的还原性和Pb(IV)、Bi(V)的氧化性。
2.掌握锑、铋、锡、铅的硫化物及锑、锡的硫代酸盐的性质。
3.掌握Sb3+、Bi3+、Sn2+、Pb2+的鉴定反应。
实验原理p区重要金属化合物性质简介介示于表3及表4表3锑、铋、锡、铅氢氧化物的酸碱性表4Sb(III)、Bi(III)、Sn(II)的还原性和Bi(V)、Pb(IV)的氧化性铅盐中只有Pb(NO3)2和Pb(OAc)2易溶于水，其它均难溶，分析化学上常依此作为Pb2+鉴定和分离的依据。
常见铅盐性质如下：2Cl-PbCl2↓(白色)(易溶于热水、NH4OAc、浓HCl)2I-PbI2↓(黄色)(易溶于浓KI溶液)Pb2++CrO42-→PbCrO4↓(黄色)(易溶于稀HNO3、浓HCl、浓NaOH)SO42-PbSO4↓(白色)(易溶于NH4OAc和热、浓H2SO4)CO32-PbCO3↓(白色)(易溶于稀酸)在Pb2+溶液中加入CrO42-生成黄色沉淀是Pb2+的鉴定反应。
表5Sb(III)、Sb(V)、Bi(III)、Sn(II)、Sn(IV)、Pb(II)硫化物的性质仪器：试管、离心试管、煤气灯、水浴烧杯、离心机等。
药品：SbCl3(0.1mol⋅L-1)、Bi(NO3)3(0.1mol⋅L-1)、SnCl2(0.5mol⋅L-1)、Pb(NO3)2 (0.1mol⋅L-1)、AgNO3(0.1mol⋅L-1)、MnSO4(0.1mol⋅L-1)、HgCl2(0.1mol⋅L-1)、KI(0.1mol⋅L-1)、K2CrO4(0.1mol⋅L-1)、NH4OAc(2mol⋅L-1)、SnCl4(0.1mol⋅L-1)、(NH4)2S(0.5mol⋅L-1)、H2S(饱和)、NaOH(2、6mol⋅L-1)、NH3⋅H2O(2mol⋅L-1)、HCl(浓、2mol⋅L-1)、HNO3(6mol⋅L-1)、H2SO4(2mol⋅L-1)、Cl2水、NaBiO3(s)、PbO2(s)、锡箔、KI-淀粉试纸。
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除 HF 外， 其余共价型的 氢化物都具有 还原性。
p 区元素的氧化物及其水合物
直接或间接地形成氧化物。稀有气体中只有 氙能间接地与氧形成氧化物。 同族元素同一氧化值的氧化物的酸碱性变化规律自上而下酸性逐渐减 弱，碱性逐渐增强。
P区元素化合物性质的递变规律
1.氢化物
物理性质
1.沸点 同一周期元素氢 化物的热稳定性 从左到右逐渐增 强；同一族元素 氢化物的热稳定 性自上而下逐渐 减弱。，与 p 区 元素电负性变化 规律一致。 同族元素的氢化物的沸点随分子量的增加而增加，有分 子间氢键的沸点偏高。
2.化学性质 同一周期元素 能溶于水的氢 化物的酸性从 左到右逐渐增 强，同一族元 素氢化物的酸 性自上而下逐 渐增强。