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
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
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。
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
p区元素
卤化氢和卤化物
（1）卤化氢的制备
1. 直接合成
H2+X2 → 2HX
氟和氢虽可直接化合，但反应太猛烈且F2成本高。 溴与碘和氢反应很不完全而且反应速度缓慢。
2. 浓硫酸与金属卤化物作用
CaF2+H2SO4 == CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4(浓) ==NaHSO4+HCl
不能，因为热浓硫酸具有氧化性，把生成的溴化氢 和碘化氢进一步氧化。 NaBr + H2SO4(浓) == NaHSO4+ HBr 2HBr +H2SO4(浓) == SO2↑+Br2 + 2H2O NaI+H2SO4(浓) 8HI+H2SO4(浓)
== NaHSO4+HI↑ == 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
卤化氢的性质 性 质 HF 6.37 92 189.6 292.6 -269.4 35.3 10 HCl 3.57 128 HBr 2.67 141 HI 1.40
气体分子的偶极矩/10-30 C· m 核间距/pm 熔点/K 沸点/K 生成热△fH/kJ· mol-1 101.3 kPa、20℃时的溶解度/% 18 ℃时0.1 mol· L-1溶液的表观电离度/%
（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”。 4、P区金属的熔点一般较低
5、P区处于对角线上（或附近）的不少的金属或 非金属具有半导体性质
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
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
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
第十二章 p区元素
其结构式为： [Cu(H2O)4]SO4· 2O。 H
多数硫酸盐还有形成复盐的倾向。 如：摩尔盐：(NH4)2SO4· FeSO4 · 2O； 6H 明矾：K2SO4 · 2(SO4)3 · Al 24H2O；
3、其它含氧酸及其盐
（1）“焦硫酸” H2S2O7 :
O O O O HO – S – OH HO – S – OH → HO – S – O – S – OH O O O O =
（3）金属硫化物的溶解性:
酸式盐均易溶于水，正盐中碱金属硫化物以及BaS易溶于水；
碱土金属(Be除外)硫化物微溶于水； 其它硫化物大多数难溶于水；
常见金属硫化物的溶解性分类
溶于水的 硫化物
不溶于水的硫化物
溶于稀酸的硫化物 不溶于稀酸的硫化物
Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+,
K+, Na+, H4+,
（1）SO3与H2SO4的结构：
（2）硫酸的性质
酸性：二元强酸
浓H2SO4的强吸水性：作干燥剂
强氧化性： 与活泼金属反应还原产物为S，甚至H2S:
3Zn + 4H2SO4(浓) → 3ZnSO4 + S + H2O 4Zn + 5H2SO4(浓) → 4ZnSO4 + H2S + H2O
三、氢卤酸（卤化氢）、卤化物
1、氢卤酸酸性按HF HCl HBr HI顺序依次增强。 2、HF的强腐蚀性: SiO2 + 4HF → SiF4↑ + 2H2O CaSiO3 + 6HF → SiF4 ↑ + CaF2 + 3H2O 3、HX的挥发性（恒沸物，与水共沸） 4、HX的还原性: 4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) → H2S + 4I2 + 4H2O
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
分析化学-第十一章p区元素
硫代硫酸盐的性质
(1). 还原性
2S2O32+ + I2
S4O62– + 2I–
(2). 配位能力
Ag+ + 2S2O32– (过量)
O
[Ag(S2O3)2]3–
O
M S S O（单齿） S S O（双齿）
O
MO
(3). 遇酸分解 S2O32– + 2H+
S + SO2 + H2O
Supplement：多硫化物
二．氧、硫
1. 氧分子的结 构 分子 轨道理论简介
分子轨道能级示意图（a）和分子轨道图（b）
σ 2 px
*
*
2py 2pz
2px’ 2py’ 2pz’ 2py 2pz 2px’ 2py’ 2pz’
2s
σ 2 px
σ *2s
2s
2s’
σ 2s
σ *1s
1s
1s’
σ1s
O2 分子轨道和原子轨道能量关系
540 900 1290 1360
=
Z r2
2. 硅
天然硅化合物主要有 SO2 和硅酸盐。 SO2 可溶于 NaOH 或者 Na2CO3 溶液，生成可溶性硅酸盐。所以，和溶液不能用玻璃 容器，尤其不能用磨口玻璃容器盛装。
SO2 可溶于氢氟酸，生成气态 SiF4，因此可以用氢氟酸在玻 璃上雕花
SO2 + 4HF
多聚磷酸
NO3– 的检出反应
3NO3– + 8Al + 5OH– + 18H2O NO2– 的检出反应
NH2
3NH3(g) + 8[Al(OH)4]–
HAc + NO2- +
第十三章 p区元素
第十三章 p区元素（一）13.1 p区元素概述p区元素包括周期系中ⅢA---ⅦA及希有气体元素，这些元素的最外层分别有2个s电子和1--6个p电子。
p区元素具有以下特点:1、价电子层结构通式为ns2np1--6。
2、非金属向金属过渡。
同一主族，从上到下，原子的最外层电子数相同，原子半径逐渐增大，而有效核电荷只是略有增加，获得电子能力逐渐下降，因此，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
这种变化规律在p区ⅢA---ⅦA族中显得突出明显。
这几族元素每族都是从1个典型的非金属元素开始过渡到一个典型金属元素结束。
3、第一横排元素不规则性。
各族的第一个元素，主要指F, O, N, C，它们在本族元素的性质递变上有反常表现。
其主要原因是:（1）原子半径特别小。
（2）电负性明显地大。
3无法动用d轨道。
表现为1)F, O, N同H形成的化合物中易形成氢键。
（2）配位数小。
（3）单键键能反常地小。
这是因为当两个F, O, N原子靠近组成单键时, 它们原子外层上还有未键合的孤对电子，原子间距离小时，这些孤对电子间将产生明显的排斥作用，弱化了单键，这种现象也称为孤对电子的排斥效应。
4、中间横排元素的不规则性。
从第四周期始，p区元素次外层不再是8个电子，而是18个电子，多了10个3d电子，这样使的第四周期的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,造成同族内原子半径、电负性、电离能、φ等的递变出现不规则性，变的缓慢甚至发生逆转现象。
例:ⅢA族原子半径电负性第一至第三电离能之和（埃）（kJ/mol)B 0.82 2.01 6888Al 1.18 1.47 5140Ga 1.26 1.82 5520In 1.44 1.49 5084Tl 1.48 1.44 5438中间横排元素的不规则性，是由元素在周期表中的排列位置以及电子层构型的特殊性所造成。
5、氧化值。
大多数p区元素具有多种氧化值，其最高正氧化值等于其最外层电子数，等于其族数。
第十三章p区元素
△ rHm -1376kJ mol-1
2.硼的含氧化合物
① 三氧化二硼 B2O3 结构：原子晶体：熔点460C
无定形体：软化
B(无定形)
O2 Mg或Al
+H2O
B2O3 -H2O
H3BO3
制备： 4B(s) 3O 2 (g) 2B 2O3 (s) 2H 3BO 3 B2O3 3H 2O
性质：
有CH4，但无BH3
HH
最简单的硼烷：B2H6 H B B H
其结构并非如右图所示： H H
• 硼烷的结构 B：利用sp3杂化轨道，与氢形成三
中心两电子键。（氢桥）
HH
H
记作： B B
H
H
H
要点：B的杂化 方式，三中心两电子 键、氢桥。
B4H10分子结构
119pm
H
H HBH H
B
B
H HBH H
③ 硼砂 Na 2B4O7 10H 2O Na 2B4O5 (OH) 4 8H 2O
硼酸根的结构：
性质：
• 水解呈碱性
[B4O5 (OH) 4 ]2 5H 2O
4H 3BO 3 2OH -
4H 3BO 3 2OH -
2H 3BO 3
2B(OH)
4
构成缓冲溶液 pH=9.24 (20 ℃ )
/BrO
3
)
1.763
V
E
(H5IO
6
/IO
3
)
1.60
V
③最后三个元素性质缓慢地递变 (d区、f 区插入)
K+ r/pm 133
Rb+ r/pm 148
Cs+ r/pm 169
Ca2+ 99 Sr2+ 113 Ba2+ 135
2.硼的含氧化合物
① 三氧化二硼 B2O3 结构：原子晶体：熔点460C
无定形体：软化
B(无定形)
O2 Mg或Al
+H2O
B2O3 -H2O
H3BO3
制备： 4B(s) 3O 2 (g) 2B 2O3 (s) 2H 3BO 3 B2O3 3H 2O
性质：
有CH4，但无BH3
HH
最简单的硼烷：B2H6 H B B H
其结构并非如右图所示： H H
• 硼烷的结构 B：利用sp3杂化轨道，与氢形成三
中心两电子键。（氢桥）
HH
H
记作： B B
H
H
H
要点：B的杂化 方式，三中心两电子 键、氢桥。
B4H10分子结构
119pm
H
H HBH H
B
B
H HBH H
③ 硼砂 Na 2B4O7 10H 2O Na 2B4O5 (OH) 4 8H 2O
硼酸根的结构：
性质：
• 水解呈碱性
[B4O5 (OH) 4 ]2 5H 2O
4H 3BO 3 2OH -
4H 3BO 3 2OH -
2H 3BO 3
2B(OH)
4
构成缓冲溶液 pH=9.24 (20 ℃ )
/BrO
3
)
1.763
V
E
(H5IO
6
/IO
3
)
1.60
V
③最后三个元素性质缓慢地递变 (d区、f 区插入)
K+ r/pm 133
Rb+ r/pm 148
Cs+ r/pm 169
Ca2+ 99 Sr2+ 113 Ba2+ 135
P区元素
无机及分析化学实验B
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
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无机化学
4-1通性
1．价电子层结构 2．成键特征 3．N元素电势图
无机化学
1．价电子层结构
ns2np3
非金属活泼性：氮族〈氧族〈卤素
无机化学
2．成键特征：
①形成离子键：N与活泼M； ②形成共价键氮族元素与大多数M与非金属。
P
a．共价单键
b．共价双键： c．共价三键：
d．离域 键。
P
P
P
Cl––N O、
②Se、Te与大多数金属和非金属形成共价 化合物 a．共价单键，S––S，–O– b·共价双键 Ｏ＝Ｏ，ＡＳ
无机化学
ｃ 共价三键
ｄ 配位键
：
.. O
：
ｅ
反馈π键，如ＳＯ
2 4
HO — S — OH
：
O ..
：
③硫的自相成键 Ｓ８ Ｈ２ＳｎＯ６
2-2单质极其化合物
１ 单质 ２ 重要化合物
无机化学
还原性：Ｈ２Ｏ Ｈ２Ｓ Ｈ２Ｓｅ Ｈ２Ｔｅ递增．
硫化氢有毒．因为硫化氢可于血红素中Ｆｅ２＋作用
生成ＦｅＳ而失去其生理作用 ０.０１ｍｇ·ｄｍ－
．规定空气中Ｈ２Ｓ＜
无机化学
③Ｈ２Ｏ２
易分解，尤其是在碱性或Ｆｅ２＋、Ｍｎ２＋ 、 Ｃｕ２＋ 、Ｃｒ３＋等金属离子活化下更易分解， 过氧化氢既有氧化性也有还原性．
ａ 焦硫酸Ｈ２Ｓ２Ｏ７（由两个硫酸脱水而 成）它不稳定但其盐稳定，具有强氧化性，
配合能力．
ｂ 硫带硫酸及其盐硫带硫酸不稳定，但其
盐稳定，具有强还原性．
Ｉ２＋２Ｓ２Ｏ
2 3
＝２Ｉ－＋Ｓ４Ｏ62
无机化学
ｃ 过硫代硫酸及其盐
Ｈ２Ｓ２Ｏ８可看成是Ｈ２Ｏ２中两个Ｈ分
别被ＳＯ2 代替．具有强氧化性．
4
２Ｍｎ２＋＋５Ｓ２Ｏ82＋８Ｈ２Ｏ ＋１０ＳＯ2＋１６Ｈ＋
第十一章 P区元素
§11-1 卤族 §11-2 氧族元素 §11-3 氮族元素 §11-4 碳族元素 §11-5 硼族元素 §11-6 p区元素
引言 .
宇宙万物皆为100多种元素组成的,作为现代的技 术人员,尤其是环境专业的人员应该深入了解 元素化学,才能更好地在探索物质世界中获得 更多的自由。所以从现在开始我们讨论元素化 学。在这里我们主要讨论元素及其化合物的性 质及其用途。
a．共价单键（极性非金属）。 b．配位键 ∵X是有孤电子对。
如[FeF6]3－ 、[CuCl2]－、[CuCl4]2－
无机化学
③除F外其余X都可有过氧化态+1+、+3、+5、 +7。
∵第三周期开始具有nd轨道可参加成键，因X 含有一个未成对电子，再拆开一队电子参与成 键，其成键电子就增加2个，所以在增加的基 础上其氧化数总是奇数。
Ag ２ＭｎＯ
4
4
注意：反应酸度，有催化剂．
ｄ连硫酸及其盐 Ｈ２ＳｘＯ６ （ｘ＝２～５）除连二硫
酸不易 被氧化以外，其它连多硫酸易被氧 化．
连二硫酸是一种强酸，因为仅有一个
［Ｏ３Ｓ－ＳＯ３］２－，结构较稳定．
§11-3 氮族元素 （Ｎ、Ｐ、As、Sb、Bi）
4–1. 通性 4–2．氮及其重要化合物 4–3. 磷及其重要化合物
卤素单质有毒，极强的腐蚀性
无机化学
② 化性
与大多数金属、非金属作用生成相应的产物， 与水作用，与碱作用，与盐反应。
注意反应条件。
无机化学
2．重要化合物
① HX ② 卤化物
无机化学
① HX
HF HCl HBr HI
还原性↑，酸性↑
熔沸点（特高）
逐渐降低
∵色散力↑
HF的特性：熔沸点特高（氢键），是一种弱酸，但无还原性。
无机化学
强调：Ｎa２S、（ＮＨ３）２Ｓ易被 空 气
氧化生成ＮａＳｘ（黄→红） 见下图
⑤ＳＯ２ Ｈ２ＳＯ３及其盐
A.结构 B.性质 C.用途
无机化学
A.结构
2个σ键，１个π 34键，极性分子，能与有色 物结合生成无色物
无机化学
B.性质
性质：ＳＯ２ ＋Ｈ２Ｏ Ｈ２ＳＯ３
Ｈ２ＳＯ３不稳定，是二元弱酸，可形成两种盐．
无机化学
④硫化物
金属硫化物大多有颜色，难溶．（碱金属及ＢａＳ除
外）碱金属微溶． 一般Ｋ0sp＞10－24，可溶于稀酸．如Ｚｎ Ｓ．Ｋ ＝ 10－25～10 －30可溶于浓酸，如ＣｄＳ；
Ｋ
sp
＜１０－３０，不容于HCl，而溶于浓HNO3，甚至
王水．如CuS，Ag２S可溶性Ｎa２S （ＮＨ３）２Ｓ
常用来涂料，染料．
无机化学
§11-2 氧族元素
2-1 通性 2-2 单质极其化合物
无机化学
2-1 通性
1．价电子层结构 2．成键特征
无机化学
1．价电子层结构 ns2p4
活泼性：氧族<卤素 同一族从上到下，由活泼非金属→金属
无机化学
2．成键特征
①氧与大多数金属形成离子键.而S、Se、 Te 只能与活泼金属形成离子键；
1-2．卤素单质及其化合物
①物性 ②化性
无机化学
① 物性
见p522表12-2 。
F2 Cl2 Br2 I2 颜色↓
∵能级间隔↓，电子跃迁所需能量↓（↓），随分子量↑， 色散力↑，熔沸点↑。I2在 比较大的溶剂中发生溶剂化反应
∴是棕色，如在水、乙醇、乙醚。 KI+I2 KI3
∵ I2在 比较小的溶剂中不发生溶剂化反应； ∴是紫色，（分子本身的颜色）
4
无机化学
ＳＯ３以三种形式存在 稳定性α＞β＞γ．
类似石棉型 石棉型
（SO3）3
ＳＯ３具有强氧化性，易水合放出大量热．
ＳＯ３（ｇ）＋Ｈ２Ｏ（ｌ）＝Ｈ２ＳＯ２
△rＨ＝－１３２.４
：
.. O
：
Ｈ２ＳＯ４的结构：
HO — S — OH
四面体个４σ键，
：
O ..
：
２个ｄπ键（反馈π键）
浓硫酸具有强氧化性和吸水性．稀硫酸几乎 无氧化性，但具有酸的同性．
ＳＯ２ Ｈ２ＳＯ３ SO 既有氧化性又有还原性．
氧化性
ＳＯ２
＞ＳＯ
2 3
还原性
Ｈ２ＳＯ３
＜ＳＯ2
3
无机化学
C.用途
ＳＯ ２制硫酸，作防腐剂，漂白剂
无机化学
⑥ＳＯ３ Ｈ２ＳＯ４及其盐
A.结构 B.性质
无机化学
A.结构
3个σ，1个π
6 4
非极性分子．
ＳＯ３中心Ｓ以ＳＰ２ 杂化，与 ３个Ｏ形成 σ键以与外，Ｓ还以 ｐｄ２杂化 ， 3个Ｏ 的ｐ形成π 6
无机化学
③ 卤素含氧酸及其盐
sp3 XO XO XO XO
酸性 ↓ 直线型 V型 三角锥 四面体
热稳定性↓
HClO HClO2 HClO3 HClO4 HBrO HBrO2 HBrO3 HBrO4 HIO3 HIO4 H5IO6
酸性↑， 热稳定性↑， 氧化性↓ 热稳定性 酸<盐； 氧化性 酸>盐。
无机化学
ａ 分类 ：
分类按酸碱性分按中复酸两碱键性杂性性性型分Pb离共2O子价（3N型型POANCbl、aO2O2OO2C3OPbO2）
无机化学
b 熔点
差异较大，一般离子晶体较多，分子晶体 较低，可原子晶体的很多， 如ＳｉＯ２．
无机化学
ｃ 与水作用
溶于水与与水水不反反与应应水生生反成成应碱酸
RaO4、O3、O4 SO3、CO2 Na2O、CaO
无机化学
A.结构
同素异形体：菱形硫――单斜硫――弹性硫
结构：
369K
463K
无机化学
B.性质
不溶于水，易溶于有机溶剂如ＣＳ２． 化学性质比较活泼，可于大多数金属与非
金属反应（Ｉ２除外），可与氧化性的酸 碱反应
无机化学
举例
Ｓ＋６ＨＮＯ3＝Ｈ2ＳＯ4＋６ＮＯ２↑＋２ Ｈ２Ｏ
3S＋6NａＯＨ ２Ｎａ２Ｓ＋Ｎａ２ＳＯ３
２Ｏ３ ３Ｏ２
利用它的氧化性可以处理工业废水，Ｏ３不但可 以 分解不易降解的聚氯烃笨、苯酚及萘等烷烃化合物，不 饱和化合物，还可以使有色基团如重氮伤氮的双键分 裂．Ｏ３对重水性染料的脱色效应也很好所以是一种优 良的净水剂和脱色剂，杀菌剂．也是高能燃料的氧化 剂．
无机化学
②硫
A.结构 B.性质 C.用途
难溶于水 MnO2
无机化学
②氢化物
(Ｈ２Ｏ Ｈ２Ｓ Ｈ２Ｓe Ｈ２Ｔｅ ) A.结构 B.性质
无机化学
A.结构
Ｈ２Ｏ Ｈ２Ｓ Ｈ２Ｓｅ
是Ｖ型结构
Ｈ２Ｔｅ都
无机化学
B.性质
为极性分子，由于水存在氢键，容沸点反常高，比热 容是液体中最大的，密度反常（随密度升高，密度增 大，到２７７Ｋ密度最大，Ｔ再继续增大，密度反而 减小．因为水（可浮在水？）的其它氢化物的性质第 变与卤化氢相似．
１ 单质
①臭氧 氧 ②硫
无机化学
①臭氧 氧
1.结构 2.性质
无机化学
1.结构
２个σ键，１个π 键34 键角１１６.８度,键长１ ２７.８pｍ
键能，反磁性
1个σ键，2个π 键32 180，494kJ·mol–1 顺磁性
无机化学
2.性质
Ｏ２ Ｏ３具有氧化性，Ｏ３是淡蓝色气体，有一种鱼腥味， 不如氧气稳定，常温下分解．
无机化学
4–2． 氮及其重要化合物
1．氮 2．氮的氢化物 3．氮的氧化物
无机化学
1．氮
结构：
N
N
1个 ,2个
2 2
NN 946kJ·mol–
∴N2很稳定,化性不活泼。高温下才与活
泼M反应在催化剂存在下可与H2 、O2反应。
4-1通性
1．价电子层结构 2．成键特征 3．N元素电势图
无机化学
1．价电子层结构
ns2np3
非金属活泼性：氮族〈氧族〈卤素
无机化学
2．成键特征：
①形成离子键：N与活泼M； ②形成共价键氮族元素与大多数M与非金属。
P
a．共价单键
b．共价双键： c．共价三键：
d．离域 键。
P
P
P
Cl––N O、
②Se、Te与大多数金属和非金属形成共价 化合物 a．共价单键，S––S，–O– b·共价双键 Ｏ＝Ｏ，ＡＳ
无机化学
ｃ 共价三键
ｄ 配位键
：
.. O
：
ｅ
反馈π键，如ＳＯ
2 4
HO — S — OH
：
O ..
：
③硫的自相成键 Ｓ８ Ｈ２ＳｎＯ６
2-2单质极其化合物
１ 单质 ２ 重要化合物
无机化学
还原性：Ｈ２Ｏ Ｈ２Ｓ Ｈ２Ｓｅ Ｈ２Ｔｅ递增．
硫化氢有毒．因为硫化氢可于血红素中Ｆｅ２＋作用
生成ＦｅＳ而失去其生理作用 ０.０１ｍｇ·ｄｍ－
．规定空气中Ｈ２Ｓ＜
无机化学
③Ｈ２Ｏ２
易分解，尤其是在碱性或Ｆｅ２＋、Ｍｎ２＋ 、 Ｃｕ２＋ 、Ｃｒ３＋等金属离子活化下更易分解， 过氧化氢既有氧化性也有还原性．
ａ 焦硫酸Ｈ２Ｓ２Ｏ７（由两个硫酸脱水而 成）它不稳定但其盐稳定，具有强氧化性，
配合能力．
ｂ 硫带硫酸及其盐硫带硫酸不稳定，但其
盐稳定，具有强还原性．
Ｉ２＋２Ｓ２Ｏ
2 3
＝２Ｉ－＋Ｓ４Ｏ62
无机化学
ｃ 过硫代硫酸及其盐
Ｈ２Ｓ２Ｏ８可看成是Ｈ２Ｏ２中两个Ｈ分
别被ＳＯ2 代替．具有强氧化性．
4
２Ｍｎ２＋＋５Ｓ２Ｏ82＋８Ｈ２Ｏ ＋１０ＳＯ2＋１６Ｈ＋
第十一章 P区元素
§11-1 卤族 §11-2 氧族元素 §11-3 氮族元素 §11-4 碳族元素 §11-5 硼族元素 §11-6 p区元素
引言 .
宇宙万物皆为100多种元素组成的,作为现代的技 术人员,尤其是环境专业的人员应该深入了解 元素化学,才能更好地在探索物质世界中获得 更多的自由。所以从现在开始我们讨论元素化 学。在这里我们主要讨论元素及其化合物的性 质及其用途。
a．共价单键（极性非金属）。 b．配位键 ∵X是有孤电子对。
如[FeF6]3－ 、[CuCl2]－、[CuCl4]2－
无机化学
③除F外其余X都可有过氧化态+1+、+3、+5、 +7。
∵第三周期开始具有nd轨道可参加成键，因X 含有一个未成对电子，再拆开一队电子参与成 键，其成键电子就增加2个，所以在增加的基 础上其氧化数总是奇数。
Ag ２ＭｎＯ
4
4
注意：反应酸度，有催化剂．
ｄ连硫酸及其盐 Ｈ２ＳｘＯ６ （ｘ＝２～５）除连二硫
酸不易 被氧化以外，其它连多硫酸易被氧 化．
连二硫酸是一种强酸，因为仅有一个
［Ｏ３Ｓ－ＳＯ３］２－，结构较稳定．
§11-3 氮族元素 （Ｎ、Ｐ、As、Sb、Bi）
4–1. 通性 4–2．氮及其重要化合物 4–3. 磷及其重要化合物
卤素单质有毒，极强的腐蚀性
无机化学
② 化性
与大多数金属、非金属作用生成相应的产物， 与水作用，与碱作用，与盐反应。
注意反应条件。
无机化学
2．重要化合物
① HX ② 卤化物
无机化学
① HX
HF HCl HBr HI
还原性↑，酸性↑
熔沸点（特高）
逐渐降低
∵色散力↑
HF的特性：熔沸点特高（氢键），是一种弱酸，但无还原性。
无机化学
强调：Ｎa２S、（ＮＨ３）２Ｓ易被 空 气
氧化生成ＮａＳｘ（黄→红） 见下图
⑤ＳＯ２ Ｈ２ＳＯ３及其盐
A.结构 B.性质 C.用途
无机化学
A.结构
2个σ键，１个π 34键，极性分子，能与有色 物结合生成无色物
无机化学
B.性质
性质：ＳＯ２ ＋Ｈ２Ｏ Ｈ２ＳＯ３
Ｈ２ＳＯ３不稳定，是二元弱酸，可形成两种盐．
无机化学
④硫化物
金属硫化物大多有颜色，难溶．（碱金属及ＢａＳ除
外）碱金属微溶． 一般Ｋ0sp＞10－24，可溶于稀酸．如Ｚｎ Ｓ．Ｋ ＝ 10－25～10 －30可溶于浓酸，如ＣｄＳ；
Ｋ
sp
＜１０－３０，不容于HCl，而溶于浓HNO3，甚至
王水．如CuS，Ag２S可溶性Ｎa２S （ＮＨ３）２Ｓ
常用来涂料，染料．
无机化学
§11-2 氧族元素
2-1 通性 2-2 单质极其化合物
无机化学
2-1 通性
1．价电子层结构 2．成键特征
无机化学
1．价电子层结构 ns2p4
活泼性：氧族<卤素 同一族从上到下，由活泼非金属→金属
无机化学
2．成键特征
①氧与大多数金属形成离子键.而S、Se、 Te 只能与活泼金属形成离子键；
1-2．卤素单质及其化合物
①物性 ②化性
无机化学
① 物性
见p522表12-2 。
F2 Cl2 Br2 I2 颜色↓
∵能级间隔↓，电子跃迁所需能量↓（↓），随分子量↑， 色散力↑，熔沸点↑。I2在 比较大的溶剂中发生溶剂化反应
∴是棕色，如在水、乙醇、乙醚。 KI+I2 KI3
∵ I2在 比较小的溶剂中不发生溶剂化反应； ∴是紫色，（分子本身的颜色）
4
无机化学
ＳＯ３以三种形式存在 稳定性α＞β＞γ．
类似石棉型 石棉型
（SO3）3
ＳＯ３具有强氧化性，易水合放出大量热．
ＳＯ３（ｇ）＋Ｈ２Ｏ（ｌ）＝Ｈ２ＳＯ２
△rＨ＝－１３２.４
：
.. O
：
Ｈ２ＳＯ４的结构：
HO — S — OH
四面体个４σ键，
：
O ..
：
２个ｄπ键（反馈π键）
浓硫酸具有强氧化性和吸水性．稀硫酸几乎 无氧化性，但具有酸的同性．
ＳＯ２ Ｈ２ＳＯ３ SO 既有氧化性又有还原性．
氧化性
ＳＯ２
＞ＳＯ
2 3
还原性
Ｈ２ＳＯ３
＜ＳＯ2
3
无机化学
C.用途
ＳＯ ２制硫酸，作防腐剂，漂白剂
无机化学
⑥ＳＯ３ Ｈ２ＳＯ４及其盐
A.结构 B.性质
无机化学
A.结构
3个σ，1个π
6 4
非极性分子．
ＳＯ３中心Ｓ以ＳＰ２ 杂化，与 ３个Ｏ形成 σ键以与外，Ｓ还以 ｐｄ２杂化 ， 3个Ｏ 的ｐ形成π 6
无机化学
③ 卤素含氧酸及其盐
sp3 XO XO XO XO
酸性 ↓ 直线型 V型 三角锥 四面体
热稳定性↓
HClO HClO2 HClO3 HClO4 HBrO HBrO2 HBrO3 HBrO4 HIO3 HIO4 H5IO6
酸性↑， 热稳定性↑， 氧化性↓ 热稳定性 酸<盐； 氧化性 酸>盐。
无机化学
ａ 分类 ：
分类按酸碱性分按中复酸两碱键性杂性性性型分Pb离共2O子价（3N型型POANCbl、aO2O2OO2C3OPbO2）
无机化学
b 熔点
差异较大，一般离子晶体较多，分子晶体 较低，可原子晶体的很多， 如ＳｉＯ２．
无机化学
ｃ 与水作用
溶于水与与水水不反反与应应水生生反成成应碱酸
RaO4、O3、O4 SO3、CO2 Na2O、CaO
无机化学
A.结构
同素异形体：菱形硫――单斜硫――弹性硫
结构：
369K
463K
无机化学
B.性质
不溶于水，易溶于有机溶剂如ＣＳ２． 化学性质比较活泼，可于大多数金属与非
金属反应（Ｉ２除外），可与氧化性的酸 碱反应
无机化学
举例
Ｓ＋６ＨＮＯ3＝Ｈ2ＳＯ4＋６ＮＯ２↑＋２ Ｈ２Ｏ
3S＋6NａＯＨ ２Ｎａ２Ｓ＋Ｎａ２ＳＯ３
２Ｏ３ ３Ｏ２
利用它的氧化性可以处理工业废水，Ｏ３不但可 以 分解不易降解的聚氯烃笨、苯酚及萘等烷烃化合物，不 饱和化合物，还可以使有色基团如重氮伤氮的双键分 裂．Ｏ３对重水性染料的脱色效应也很好所以是一种优 良的净水剂和脱色剂，杀菌剂．也是高能燃料的氧化 剂．
无机化学
②硫
A.结构 B.性质 C.用途
难溶于水 MnO2
无机化学
②氢化物
(Ｈ２Ｏ Ｈ２Ｓ Ｈ２Ｓe Ｈ２Ｔｅ ) A.结构 B.性质
无机化学
A.结构
Ｈ２Ｏ Ｈ２Ｓ Ｈ２Ｓｅ
是Ｖ型结构
Ｈ２Ｔｅ都
无机化学
B.性质
为极性分子，由于水存在氢键，容沸点反常高，比热 容是液体中最大的，密度反常（随密度升高，密度增 大，到２７７Ｋ密度最大，Ｔ再继续增大，密度反而 减小．因为水（可浮在水？）的其它氢化物的性质第 变与卤化氢相似．
１ 单质
①臭氧 氧 ②硫
无机化学
①臭氧 氧
1.结构 2.性质
无机化学
1.结构
２个σ键，１个π 键34 键角１１６.８度,键长１ ２７.８pｍ
键能，反磁性
1个σ键，2个π 键32 180，494kJ·mol–1 顺磁性
无机化学
2.性质
Ｏ２ Ｏ３具有氧化性，Ｏ３是淡蓝色气体，有一种鱼腥味， 不如氧气稳定，常温下分解．
无机化学
4–2． 氮及其重要化合物
1．氮 2．氮的氢化物 3．氮的氧化物
无机化学
1．氮
结构：
N
N
1个 ,2个
2 2
NN 946kJ·mol–
∴N2很稳定,化性不活泼。高温下才与活
泼M反应在催化剂存在下可与H2 、O2反应。