无机化学课件第十章_p区元素
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无机化学s区和p区元素
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概述
共性： (1) 热稳定性 含氧酸稳定性差，大多只能存在于水溶 液中，至今未制得游离纯酸。 (2) 氧化性 对同一元素不同氧化态而言，低氧化态的 氧化能力强（需要断的Cl-O键少）。 ① 在酸性介质中的氧化性一般都远大于的碱性介质中 的氧化性，说明含氧酸的氧化性强于盐。 ② 许多中间氧化数的物质如XO-、X2， 存在歧化反应 的可能性。 （3）酸性 HClO是很弱的酸，HClO3是强酸，接近于 盐酸和硝酸，HClO4是已知含氧酸中最强的酸。
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浓硫酸配成稀硫酸时,应将浓硫酸慢慢倒入水中，并不断搅
拌。 冷浓硫酸不与铁、铝等金属作用，这是因为在冷的浓硫酸 中，铁、铝表面生成一层致密的保护膜保护了金属，使之 不与硫酸继续反应，这种现象称为钝化，所以可用铁、铝 制的器皿盛放浓硫酸。 稀硫酸基本无氧化性、吸水性和脱水性。 大多数硫酸盐为无色结晶，易溶于水，但PbSO4，BaSO4， SrSO4和CaSO4微溶于水，其中BaSO4溶 解度最小。
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氧化还原性
θ /V A
O2
0.682V n 1
H 2 O2
1.229V n=2
1.77V n 1
H2 O
氧化性强，还原性弱，是一种“清洁的”氧化剂和还原剂 。 过氧化氢的使用依赖于其氧化性，不同浓度的过氧化氢 具有不同的用途：一般药用双氧水的浓度为 3% ，美容用品 中双氧水的浓度为 3 （ 6） % ，试剂级双氧水的浓度为 30% ，浓度在 90% 以上的双氧水可用于火箭燃料的氧化剂，若 90%以上浓度的双氧水遇热或受到震动就会发生爆炸。 过氧化氢：漂白剂、消毒剂、氧化剂
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7.3.5 浓硫酸
概述
共性： (1) 热稳定性 含氧酸稳定性差，大多只能存在于水溶 液中，至今未制得游离纯酸。 (2) 氧化性 对同一元素不同氧化态而言，低氧化态的 氧化能力强（需要断的Cl-O键少）。 ① 在酸性介质中的氧化性一般都远大于的碱性介质中 的氧化性，说明含氧酸的氧化性强于盐。 ② 许多中间氧化数的物质如XO-、X2， 存在歧化反应 的可能性。 （3）酸性 HClO是很弱的酸，HClO3是强酸，接近于 盐酸和硝酸，HClO4是已知含氧酸中最强的酸。
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浓硫酸配成稀硫酸时,应将浓硫酸慢慢倒入水中，并不断搅
拌。 冷浓硫酸不与铁、铝等金属作用，这是因为在冷的浓硫酸 中，铁、铝表面生成一层致密的保护膜保护了金属，使之 不与硫酸继续反应，这种现象称为钝化，所以可用铁、铝 制的器皿盛放浓硫酸。 稀硫酸基本无氧化性、吸水性和脱水性。 大多数硫酸盐为无色结晶，易溶于水，但PbSO4，BaSO4， SrSO4和CaSO4微溶于水，其中BaSO4溶 解度最小。
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氧化还原性
θ /V A
O2
0.682V n 1
H 2 O2
1.229V n=2
1.77V n 1
H2 O
氧化性强，还原性弱，是一种“清洁的”氧化剂和还原剂 。 过氧化氢的使用依赖于其氧化性，不同浓度的过氧化氢 具有不同的用途：一般药用双氧水的浓度为 3% ，美容用品 中双氧水的浓度为 3 （ 6） % ，试剂级双氧水的浓度为 30% ，浓度在 90% 以上的双氧水可用于火箭燃料的氧化剂，若 90%以上浓度的双氧水遇热或受到震动就会发生爆炸。 过氧化氢：漂白剂、消毒剂、氧化剂
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7.3.5 浓硫酸
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
无机化学s区和p区元素ppt课件
氢卤酸的还原能力依HI>HBr>HCl>HF的次序减弱。
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7.2.3 卤化物
除了氮、氖和氩外，周期表中所有元素都能与其生成 卤化物。 •金属卤化物： 电负性小的活泼金属与卤素形成的卤化物多为离子型化 合物；电负性大的金属与卤素形成的多为共价型化合物。 不同氧化态的某一金属：FeCl2显离子型;FeCl3显共价型 7.2.4 卤素的重要含氧酸 除氟外，其余卤素几乎均可形成含氧酸及其盐，例如氯 的+1、+3、+5、+7的含氧酸及其盐，溴、碘类似。 通式：HXOn: n=1,2,3,4;(X:氯，溴，碘) 未见HIO2 次卤酸，亚卤酸，卤酸，高卤酸
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溶解性 碱金属盐大多易溶于水，并且在水溶液中完全电离，例 外有LiF、Li2CO3和等； 钠盐的吸湿性比钾盐强，因此分析化学中所用的基准物 质多是钾盐； 碱土金属盐：大多数碱土金属盐溶解度小； CaC2O4是钙盐中溶解度最小的,常用作定量分析; 钡餐:BaSO4+Na2SO4溶液中的糊状物(可溶性钡盐对人体 有毒)。
无机化学s区和 p区元素
7.1 碱金属和碱土金属化合物
Ca,Sr,Ba 碱性 “土性”： 氧化物难 溶于水
S区元素在周期表中的位置
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7.1.1 碱金属和碱土金属通性
有金属光泽，密度小，硬度 小，熔点低、导电、导热性好 的特点; 锂和铍由于原子半径小,而且 次外层为2电子构型,所以在同 族元素中熔点和沸点最高; 铯失电子的倾向很大,受光照 射金属表面的电子逸出(光电效 应),因此常用铯(也可有钾铷)来 制造光电管.
O -3
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过氧化物(O22-)： Na2O2常见 2Na+O2→ Na2O2
无机化学 p,d区元素
无机化学
20
第三节 氧族元素
一、氧族元素的通性
性质 氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) 钋(Po)
原子序数 相对原子质量 价电子层结构 共价半径/pm 第一电离能 第一电子亲和能 电负性 主要氧化数
8 16.00 2s22p4 66 1314 -141 3.44 -2 0
16 32.07 3s23p4 104 1000 -200 2.58 -2 0 +2 +4 +6
性质 常况时物态 常况时颜色 熔点/K 沸点/K 溶解度
(298K,mol/L)
氟(F2) 气 浅黄色 53.56 84.96
－
氯(Cl2) 气 黄绿色 172.16 238.46 0.090(g) 246.7
溴(Br2)
碘(I2)
液 固 红棕色 紫黑色 265.96 386.86 331.16 456.16 0.21(g) 1.310-3(g) 193.2 150.9
无机化学
7
2. 与水作用 卤素与水反应有下列2种类型： (1) 2X2+2H2O==4H++4X-+O2 (2) X2+H2O==H++X-+HXO 3. 卤素间的置换反应 X2与X-离子间的氧化还原反应称为卤素间的 置换反应。
0 0 F C l C l 0 Br 0 I F2 Br2 I2 2 2.87 1.358 1.066 0.5355
p区元素(一)
第二节 卤 素
无机化学
1
卤 素的 基 本 性 质
性质 原子序数 相对原子质量 价电子层结构 原子半径/pm 离子半径/pm 电子亲和能 第一电离能 电负性 主要氧化数 X-的水合能 氟(F) 9 18.99 2s22p5 64 136 -322 1682 3.98 -1,0 -507 氯(Cl) 17 35.45 3s23p5 99 181 -348.7 1251 3.16 溴(Br) 35 79.90 4s24p5 114 196 -324.5 1141 2.96 碘(I) 53 126.9 5s25p5 133 216 -295 1008 2.66
【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
无机化学与化学分析p区元素幻灯片
2 H 2 e H 2
(N 4 ) 2 S 2 H O 8 22 O H H2SO4 24 N H4 H S H 2 O O 2
（循环使用）
减压蒸馏，可得质量分数为 20%~30%的H2O2溶液，在 减压下进一步分级蒸馏，H2O2浓度可高达98%，再冷冻 ，可得纯H2O2晶体。
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O2 + H2O
E = 2.07V
O2 + 2OH-
E = 1.20V
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几个重要的反应
Important reactions` ● 臭氧可将某些难以氧化的单质和化合物氧化：
2 Ag + 2 O3 Ag2O2 + 2 O2
● 臭氧能将 I- 迅速而定量地氧化至 I2：
O3 + 2I- + H2O
平流层15～35 km的区域形成厚约20 km的臭氧层 ，臭氧是经由太阳的紫外辐射引发的两步反应形成的。臭 氧层作为屏障挡住了太阳的强紫外辐射,使地面生物免受伤 害，人们将其称之为人类的“生命之伞”。
氯氟烃是导致臭氧层遭破坏的元凶。平流层中的氟
里昂分子受紫外光照射, 首先产生非常活泼的氯原子, 经链
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14.2.2 过氧化氢
俗称双氧水，用途最广的过氧化物。
结构
H 95o52’
O
O
96o52’ H
弱酸性 H2O2
93o51’
H
HO2– + H+ ,
H 孤对电子
K1 = 2.2 × 10–12
K2 ≈ 10-25
H2O2 + Ba(OH)2
BaO2 + 2 H2O
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(N 4 ) 2 S 2 H O 8 22 O H H2SO4 24 N H4 H S H 2 O O 2
（循环使用）
减压蒸馏，可得质量分数为 20%~30%的H2O2溶液，在 减压下进一步分级蒸馏，H2O2浓度可高达98%，再冷冻 ，可得纯H2O2晶体。
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O2 + H2O
E = 2.07V
O2 + 2OH-
E = 1.20V
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几个重要的反应
Important reactions` ● 臭氧可将某些难以氧化的单质和化合物氧化：
2 Ag + 2 O3 Ag2O2 + 2 O2
● 臭氧能将 I- 迅速而定量地氧化至 I2：
O3 + 2I- + H2O
平流层15～35 km的区域形成厚约20 km的臭氧层 ，臭氧是经由太阳的紫外辐射引发的两步反应形成的。臭 氧层作为屏障挡住了太阳的强紫外辐射,使地面生物免受伤 害，人们将其称之为人类的“生命之伞”。
氯氟烃是导致臭氧层遭破坏的元凶。平流层中的氟
里昂分子受紫外光照射, 首先产生非常活泼的氯原子, 经链
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14.2.2 过氧化氢
俗称双氧水，用途最广的过氧化物。
结构
H 95o52’
O
O
96o52’ H
弱酸性 H2O2
93o51’
H
HO2– + H+ ,
H 孤对电子
K1 = 2.2 × 10–12
K2 ≈ 10-25
H2O2 + Ba(OH)2
BaO2 + 2 H2O
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无机化学-氮族元素
对比: 稀酸介质中, NO3-无此反应(不氧化I-), 说明 氧化性NO3- ＜ NO2-.
NO2- + Fe2+ + 2H+ = NO + Fe3+ + H2O HNO2还原性： 5NO2- + 2KMnO4 + 6H+ = 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
•亚硝酸盐
制备：碱吸收法
NO2 NO NaOH 2NaNO2 H2O
挥发性非氧化性酸铵盐
NH4 Cl NH3 (g) HCl(g) (NH4 ) 2 CO 3 2 NH3 (g) CO 2 (g) H 2 O(g) NH4 HCO3 NH3 (g) CO 2 (g) H 2 O(g) 非挥发性，非氧化性酸铵盐
性质：① 绝大部分无色, 易溶于水, (AgNO2浅黄色不溶) 极毒是致癌物
② 氧化还原性 主
2 NO2 2 I - 4 H 2 NO I 2 2 H 2O NO2 Fe2 2 H NO Fe3 H 2O
5NO2 2MnO4 6H 5NO3 2Mn 2 3H2O
2NH4 Cl Ca(OH)2 CaCl 2 2H2 O 2NH3 (g)
工业：N50~500C 30MPaFe
目前研究: 等离子技术合成氨
N2+ 解离、吸附 2N(a) 表面反应 NH3 解离、吸附 + H2 等离子体 H2 2H(a) N2 微波
(NH4 ) 3 PO4 3NH3 (g) H 3 PO4 (NH4 ) 2 SO 4 NH3 (g) NH 4 HSO 4
氧化性酸铵盐
第十章 p区元素
3、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。 锗：硫银锗矿 4Ag2S•GeS2 ， 硫铅锗矿2PbS • GeS2 。 锡：锡石 SnO2 。 铅：方铅矿 PbS，白铅矿 PbCO3 。
4、碳单质的同素异形体： 金刚石：原子晶体，硬度最大，熔点最高。 石墨： 层状晶体，质软，有金属光泽。 足球烯或富勒烯：C60，C70 等。 C60 是1985年用激光轰击石墨作碳的气化实 验时发现的。C60 是由12个五边形和20个六 边形组成的32面体。
(4)
(5)
浓硝酸与浓盐酸的混合液(体积比为1:3)称 为王水，可溶解不能与硝酸作用的金属，如 Au、Pt等：
2、硝酸盐
四、磷及其化合物
2、磷的氧化物 磷在空气中或氧中的燃烧时，氧气充足产物
是P4O10，氧气不足生成P4O6。
3、磷的含氧酸及其盐
五、砷的化合物 （1）
As2O3：俗名砒霜，剧毒白色固体。致 死量为0.1克。用新制的的Fe(OH)2悬浮液可 解毒。 微溶于水生成亚砷酸（两性偏酸性）。 （2）As2O5：空气中吸潮，易溶于水。 对热 不稳定：As2O5= As2O3+O2
10.4 碳族
一、概述 1、碳族(IVA)：C, Si, Ge, Sn, Pb 2、价电子构型是ns2np2，主要氧化态为+2， +4，碳可形成- 4氧化态化合物。
3、过氧化氢（H2O2） 过氧化氢水溶液俗称双氧水。是一种强氧化
剂，较弱的还原剂。由于H2O2反应后，不会 给溶液带来杂质离子，是较为理想的氧化剂。 （1）氧化性：
（2）还原性：遇到强还原剂时，才会显还原
第十章 p区元素(2)-氮族
● 取代反应：氨中的氢可以依次被取代，生成相应的衍生物。
2Na + 2NH3(l) = NaNH2 + H2(g) (需要金属铁等催化剂) NH3 +3Cl2 = 4HCl +NCl3（Cl2过量）
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3.铵盐
NH4+半径和K+相近，因而铵盐和钾盐在晶型、溶解度等
方面都有相似之处。 铵盐的一个重要性质是热稳定性差，固态铵盐加热极易 分解，如： NH4HCO3 = NH3(g) + CO2 + H2O (常温) 难挥发性酸铵盐受热，也会有NH3逸出，同时生成相应的 酸式盐或酸： (NH4)2SO4 NH3(g) + NH4HSO4 (加热) 氧化性酸组成的铵盐热分解过程中铵被氧化，因而受热 时往往会发生爆炸，如： NH4NO3 N2O(g) + 2H2O (NH4)2Cr2O7 N2(g) + Cr2O3 + 4H2O
反应）在 25℃ 和 1400℃ 时的 △Gq 分别为 -92.1 kJ ·mol-1 和 -91.6 kJ ·mol-1。这时总反应的△Gq 在 25 ℃和 1400 ℃
时分别为 2252 kJ ·mol-1 和 - 432.6 kJ ·mol-1。 高温(电弧
炉)中原来不能进行的反应就能进行了。 这种情况称为反 应的耦合（叠加）。
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惰性电子对效应主要体现在IIIA、IVA、VA和IIB族中
VA族中，NaBiO3为强氧化剂，可将Mn2+氧化为MnO4-：
*
2Mn2+ + 5NaBiO3 + 14H+ = 2MnO4- + 5Bi3+ +5Na+ +7H2O NaBiO3为棕黄色微溶盐，分析化学上用来定性检验有无 Mn2+的重要方法。 IVA族中，四价铅：Pb(IV)具有较强的氧化性，可将Mn2+ 氧化为MnO4-： 2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ = 2MnO4- + 5Pb2+ + 2H2O 总结：无机化学中常见的强氧化剂，可以将可将Mn2+氧化 为MnO4-： NaBiO3 / PbO2 / (NH4)S2O8 IIIA族中，+1价Tl稳定，+3价Tl具有较强的氧化性。 E Θ(Tl3+/Tl+) = 1.25 V。 IIB中，Hg2+具有一定的氧化性。
北师大版无机化学课件 p区金属
第21章
p区金属
主要内容
§21.1 p区金属概述
§21.2 铝 镓分族 §21.3 锗分族
§21.4 锑和铋
本章教学重点
1．掌握Al、Sn、Pb单质及其化合物的 性质及锗分族性质变化规律；
2．掌握锑和铋单质及其化合物的性质；
IIIA
p区金属元素
在周期表中的位置
共10种金属
21.1 p区金属概述
红宝石 Cr2O3
蓝宝石 黄玉/黄晶 Fe2O3和TiO2 Fe2O3
氢氧化铝：Al(OH)3 两性： Al(OH)3+ 3H+ === Al3+ + 3H2O Al(OH)3+ OH－=== [Al(OH)4]－ 在碱性溶液中存在[Al(OH)4]－或[Al(OH)6]3－ 3- 经光谱实验证实： 简便书写为： AlO2 或AlO3 溶液中不存在AlO 或AlO
铝的性质
（1）物理性质: 银白色，延展性、导电性、导热性较好。 用途: 电讯器材、建筑设备、电器设备的制造 以及特殊材料的制备。
（2）化学性质：
①与非金属单质反应 2Al(s)＋3X2＝2AlX3(s) 4Al(s)＋3O2(g)＝2Al2O3(s) 2Al(s)＋3S(l)＝2Al2S3(s) 铝的亲氧性： 铝与氧反应的自发性程度很大，铝一接触空 气表面立即氧化，生成一层牢固的氧化膜而耐 腐蚀。铝能夺取化合物中的氧且放出大量的热， 致使反应时不必向体系供热。故铝是冶金上常 用的还原剂，在冶金学上称为铝热法。
IIIA Al, Ga, In, Tl IVA Ge, Sn, Pb VA Sb, Bi VIA Po 与S区金属相比 ns2np1 ns2np2 ns2np3 +III(+I) +II, +IV +III, +V
p区金属
主要内容
§21.1 p区金属概述
§21.2 铝 镓分族 §21.3 锗分族
§21.4 锑和铋
本章教学重点
1．掌握Al、Sn、Pb单质及其化合物的 性质及锗分族性质变化规律；
2．掌握锑和铋单质及其化合物的性质；
IIIA
p区金属元素
在周期表中的位置
共10种金属
21.1 p区金属概述
红宝石 Cr2O3
蓝宝石 黄玉/黄晶 Fe2O3和TiO2 Fe2O3
氢氧化铝：Al(OH)3 两性： Al(OH)3+ 3H+ === Al3+ + 3H2O Al(OH)3+ OH－=== [Al(OH)4]－ 在碱性溶液中存在[Al(OH)4]－或[Al(OH)6]3－ 3- 经光谱实验证实： 简便书写为： AlO2 或AlO3 溶液中不存在AlO 或AlO
铝的性质
（1）物理性质: 银白色，延展性、导电性、导热性较好。 用途: 电讯器材、建筑设备、电器设备的制造 以及特殊材料的制备。
（2）化学性质：
①与非金属单质反应 2Al(s)＋3X2＝2AlX3(s) 4Al(s)＋3O2(g)＝2Al2O3(s) 2Al(s)＋3S(l)＝2Al2S3(s) 铝的亲氧性： 铝与氧反应的自发性程度很大，铝一接触空 气表面立即氧化，生成一层牢固的氧化膜而耐 腐蚀。铝能夺取化合物中的氧且放出大量的热， 致使反应时不必向体系供热。故铝是冶金上常 用的还原剂，在冶金学上称为铝热法。
IIIA Al, Ga, In, Tl IVA Ge, Sn, Pb VA Sb, Bi VIA Po 与S区金属相比 ns2np1 ns2np2 ns2np3 +III(+I) +II, +IV +III, +V
无机化学 p区元素
特殊的置换反应：
I2 + 2ClO3- ＝Cl2 + 2IO3I2 + 2BrO3- ＝Br2 + 2IO3-
4、与水的作用
(1) 对水的氧化作用 (2) 歧化反应 2X2 +2H2O ＝4H+ +4X- +O2 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。
1、与单质的反应
F2与除O2、He、Ne、Ar外的所有单质作用；Cl2 的活泼性差些；Br2、I2常温下只与活泼金属作用。
2、与H2的作用
氟与氢在低温、避光条件下也会发生爆炸。 氯与氢加热或光照条件下可发生反应。
溴与碘需在一定的条件下才能与氢反应。
25
3、卤素间的置换反应
一般的取代反应： Cl2 + 2Br - ＝Br2 + 2Cl-
26
三、卤素的氢化物和氢卤酸
(一) 性质
卤化氢：具有强烈刺激性的无色气体，极易溶于水。 其性质一般按HF-HCl-HBr-HI的次序成规律性变化。 氢卤酸除氢氟酸外其他氢卤酸都是强酸。 氟化氢的特殊性： 1、缔合作用 电离 缔合 HF+H2O F-(aq) + HF(aq) F- +H3O+ HF2-(aq)
卤素的氢化物和氢卤酸
卤化物 卤素的含氧酸及盐 拟卤素 卤素离子的分离和鉴定 卤素的生物学效应及相应药物
18
第一节
卤素
一、卤素的通性
1.在周期表中的位置及结构特征
ⅦA族元素；价层电子构型 ns2np5 为典型的非金属元素，其原子半径、离子半 径随着原子序数的增加而增加，电离能和电负性
无机化学——P区元素(1)
（2）、价电子数皆为7，但由于电子层数从上到下依次增加，超 过电荷增加的影响，故对应的电离势，电负性，电子亲合势，依 次减小。单质的非金属性依次减弱，氟与氯之间有突跃。
一、概述
3、存在 卤素极强的活泼性，决定了它们只能以化合态存在于自然界
中，氟氯溴主要以X-盐形式、碘以碘酸盐形式（智利硝石）。 4、价电子特点 价电子层 ns2↑↓ np5↑↓ ↑↓ ↑ （1）、单质分子X2中→非极性的共价键→非极性双原子分子。 （ HX2（）极、性形共成价氧键化）态A为gC-1l2的-，化C合uC物l42，-，如HNgaIC42l-、(C配aC位l2键（)离. 子键）， （3）、除氟外，氯溴碘可显正氧化态（+1，+3，+5，+7，） （4）含氧化物中X以SP3杂化, XO-, XO2-, XO3-, XO4（5） ns2np5 → ns2np4nd1， ns2np3nd2， ns1np3nd3
卤素互化物 IF3 sp3d , IF5 sp3d2 , IF7 sp3d3
二、卤素单质
1、 物理性质
力（）1）溶沸点F2 ↑→ 气Cl化2 ↑→ Br2→ I2 分子量↑变形性↑色散力↑ （主要分子间
（2）电子层↑ 电子云区域↑核对外层电子的吸引力↓（屏蔽↑有效↓） 电子激发时吸收的能量↓ 吸收光频率从小→大，λ从短→长显示光频率从 大→小，λ从长→短 显示的颜色从浅到深。
7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt 110 111 112
等你去发现
区 S区
D区
Ds区
P区
ns1-2
(n-1)d1-9ns1-2
(n-1)d10ns1-2 ns2np1-5
F区 (n-2)f1-14(n-1)d1-2ns1-2
一、概述
3、存在 卤素极强的活泼性，决定了它们只能以化合态存在于自然界
中，氟氯溴主要以X-盐形式、碘以碘酸盐形式（智利硝石）。 4、价电子特点 价电子层 ns2↑↓ np5↑↓ ↑↓ ↑ （1）、单质分子X2中→非极性的共价键→非极性双原子分子。 （ HX2（）极、性形共成价氧键化）态A为gC-1l2的-，化C合uC物l42，-，如HNgaIC42l-、(C配aC位l2键（)离. 子键）， （3）、除氟外，氯溴碘可显正氧化态（+1，+3，+5，+7，） （4）含氧化物中X以SP3杂化, XO-, XO2-, XO3-, XO4（5） ns2np5 → ns2np4nd1， ns2np3nd2， ns1np3nd3
卤素互化物 IF3 sp3d , IF5 sp3d2 , IF7 sp3d3
二、卤素单质
1、 物理性质
力（）1）溶沸点F2 ↑→ 气Cl化2 ↑→ Br2→ I2 分子量↑变形性↑色散力↑ （主要分子间
（2）电子层↑ 电子云区域↑核对外层电子的吸引力↓（屏蔽↑有效↓） 电子激发时吸收的能量↓ 吸收光频率从小→大，λ从短→长显示光频率从 大→小，λ从长→短 显示的颜色从浅到深。
7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt 110 111 112
等你去发现
区 S区
D区
Ds区
P区
ns1-2
(n-1)d1-9ns1-2
(n-1)d10ns1-2 ns2np1-5
F区 (n-2)f1-14(n-1)d1-2ns1-2
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
第1页/共20页
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：
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
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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”。
4、P区金属的熔点一般较低
NCl3 + 3H2O → NH3 + 3HOCl
为什么CF4 、CCl4 、SF6 实际不水解？ 热力学计算ΔrG Ө < 0，水解可自发； 但动力学反应速率很小，分子结构原因引起.
δCl
δ + Si
.. H
+ :O
Cl
H
Cl Cl
..
N
δ+
+H
δ-
O
Cl
H
Cl Cl
H
H
O
H
Cl
O
Cl Si
-HCl Si
2）离域π键上总的π电子数应少 于参与离域π键p轨道数的两倍。
л4 3
S2P4
sp2杂化
3个sp2
p
氢化物
(1) 硫化氢
孤对电子 孤对电子
S
133.4 pm
92。
H
H
● H 2S 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 ● 强还原性（0.141 V) ● 沉淀剂
2HXO → 2HX+O2
光照
3HXO → 2HX+HXO3
加热
4KCl+6O2 MnO2 4KClO3 668K 3KClO4+KCl
KClO3大量 用于制造火 柴和烟火 。
高卤酸HXO4
＋7氧化态的高卤酸有：高氯酸、高溴酸和高碘酸。
HXO4 水溶液的氧化能力低于HXO3 ，没有明显的氧 化性，但浓热的高氯酸是强氧化剂，与有机物质接触可发 生猛烈作用。
与空气 (O2) 反应
2 H2S 3 O2 完全 2 H2O 2 SO2 2 H2S O2 不完全 2 H2O S
与中等强度氧化剂作用
H2S 2Fe3 S 3Fe2 2H
与强氧化剂反应
产物: S, SO42-
H2S X2 (Cl2 , Br2 ) 4H2O H2SO4 8HX
O
-2 大 3.5 66 -218.8 -183.0 142
S
Se
ns2np4
-2 +4 -2 +4
+6
+6
2.5 2.4 104 117 112.8 220 444.6 685 268 172
Te
-2 +4 +6 小 2.1 137 449.5 989.8 126
氧和硫分子结构
:O O: O2分子总键能相当于O=O双键（494KJ·mol） ，同时有2个单电子
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。
SiO2 +4HF == 2H2O+SiF4 ↑ CaSiO3+6HF == CaF2+3H2O+SiF4↑
卤化物
金属卤化物 非金属卤化物 溶解性 水解性
溶解性
(1) 多数氯化物、溴化物、碘化物可溶于水， 且溶解度 氯化物 > 溴化物 > 碘化物。
(2) 氟化物特殊性：AgF易溶 典型的离子型氟化物难溶于水， 原因是晶格
在碱性溶液中，可发生两类岐化反应：
X2 + 2 OH-
X- + XO- + H2O
3X2 + 6OH-
5X- + XO3- + 3H2O
Cl2 在室温时只有前一反应进行，70℃时后一反应才进行得很快；
Br2 在 0℃时后一反应才较缓慢，室温时两个反应都进行很快；
I2 在0℃时后一反应也进行得很快。
所以，在碱液中分别得到ClO-、 BrO3-、 IO3-
鲍林（Pauling）规则
金属硫化物
颜色：(大多数为黑色，少数需要特来自记忆)CdSSnS 黄
棕，SnS2
黄，Sb2S3橙，
Sb2S5橙，
MnS
肉，ZnS
白，
水溶性
● 易溶于水：NH4+和碱金属硫化物 ● 微溶于水：MgS，CaS，SrS ● 难溶于水： CuS, HgS
● 溶于稀酸： MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS MS 2H M2 H2S(g)
卤素单质性质 电极电势/ V： 单质氧化性
X- 还 原 性
F2 Cl2 2.87 1.36 大 小
Br2 I2 1.065 0.535
小 大
本族元素的氧化性以 F2 为最强。
卤素与水的反应
发生氧化反应 X2 + 2 H2O 发生岐化反应 X2 + H2O
4HX + O2 激烈程度：F2﹥Cl2﹥Br2 HXO + HX
能U大。 例：LiF、 MnF2、 AlF3…… 但相应的氯化物可溶于水。
水解性
卤素金属卤化物水解（Mn+水解，酸性） 例：MgCl2 + H2O = Mg(OH)Cl + HCl
BiCl3+ H2O = BiOCl(s) + HCl SnCl2 + H2O = Sn(OH)Cl(s) + 3HCl 加H+，抑制水解, 加HCl(g) 或NH4Cl
高氯酸是无机酸中最强的酸， 在水溶液中能够完全电 离。大多高氯酸盐易溶于水，但是Cs＋、Rb＋、K＋、NH4＋ 的高卤酸盐溶解度较小。
10.2 氧族
基本性质 价层电子构型 主要氧化数
第一电离能/kJ·mol 电负性 (Pauling) 共价半径/pm 熔点/℃ 沸点/℃ 单键解离能/kJ·mol-1
卤化氢的性质
性质
HF
气体分子的偶极矩/10-30 C·m
6.37
核间距/pm
92
熔点/K
189.6
沸点/K
292.6
生成热△fH/kJ·mol-1 101.3 kPa、20℃时的溶解度/%
-269.4 35.3
18 ℃时0.1 mol·L-1溶液的表观电离度/% 10
HCl HBr HI 3.57 2.67 1.40 128 141 162 158.9 186.2 222.3 188.1 206.4 237.8 -91.6 -30.5 +25.9 42 49 57 92.6 93.5 95.0
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
10.1卤素
室温聚集态
F2
Cl2
g
g
分子间力
小
b.p./℃
-188 -34.5
m.p./℃
-220 -101
颜色
无色(浅黄) 黄绿
共价半径/pm
58
99
电负性
4.00 3.00
电子亲和能/ kJ·mol-1 334
355
Br2 l
59 -7.3 红棕 114 2.80 325
23
硫的含氧酸及其盐 (1) 硫酸及硫酸盐
硫分子的结构 S: sp3 杂化形成环状 S8 分子
△bH(O O)>2 △bH(O O) 易成双键 △bH(S S)<2 △bH(S S) 易成单键
O3
中心O：sp2杂化. 形成：键角：117°
形成离域π键需满足：
sp2
1）参与离域π键的原子应在同一
平面上，而且每个原子都能提供
一个相互平行的p轨道。
氧化态
酸
热稳定性和 酸强度
氧化性
盐
热稳定 氧化性和阴离
性
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”。
4、P区金属的熔点一般较低
NCl3 + 3H2O → NH3 + 3HOCl
为什么CF4 、CCl4 、SF6 实际不水解？ 热力学计算ΔrG Ө < 0，水解可自发； 但动力学反应速率很小，分子结构原因引起.
δCl
δ + Si
.. H
+ :O
Cl
H
Cl Cl
..
N
δ+
+H
δ-
O
Cl
H
Cl Cl
H
H
O
H
Cl
O
Cl Si
-HCl Si
2）离域π键上总的π电子数应少 于参与离域π键p轨道数的两倍。
л4 3
S2P4
sp2杂化
3个sp2
p
氢化物
(1) 硫化氢
孤对电子 孤对电子
S
133.4 pm
92。
H
H
● H 2S 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 ● 强还原性（0.141 V) ● 沉淀剂
2HXO → 2HX+O2
光照
3HXO → 2HX+HXO3
加热
4KCl+6O2 MnO2 4KClO3 668K 3KClO4+KCl
KClO3大量 用于制造火 柴和烟火 。
高卤酸HXO4
＋7氧化态的高卤酸有：高氯酸、高溴酸和高碘酸。
HXO4 水溶液的氧化能力低于HXO3 ，没有明显的氧 化性，但浓热的高氯酸是强氧化剂，与有机物质接触可发 生猛烈作用。
与空气 (O2) 反应
2 H2S 3 O2 完全 2 H2O 2 SO2 2 H2S O2 不完全 2 H2O S
与中等强度氧化剂作用
H2S 2Fe3 S 3Fe2 2H
与强氧化剂反应
产物: S, SO42-
H2S X2 (Cl2 , Br2 ) 4H2O H2SO4 8HX
O
-2 大 3.5 66 -218.8 -183.0 142
S
Se
ns2np4
-2 +4 -2 +4
+6
+6
2.5 2.4 104 117 112.8 220 444.6 685 268 172
Te
-2 +4 +6 小 2.1 137 449.5 989.8 126
氧和硫分子结构
:O O: O2分子总键能相当于O=O双键（494KJ·mol） ，同时有2个单电子
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。
SiO2 +4HF == 2H2O+SiF4 ↑ CaSiO3+6HF == CaF2+3H2O+SiF4↑
卤化物
金属卤化物 非金属卤化物 溶解性 水解性
溶解性
(1) 多数氯化物、溴化物、碘化物可溶于水， 且溶解度 氯化物 > 溴化物 > 碘化物。
(2) 氟化物特殊性：AgF易溶 典型的离子型氟化物难溶于水， 原因是晶格
在碱性溶液中，可发生两类岐化反应：
X2 + 2 OH-
X- + XO- + H2O
3X2 + 6OH-
5X- + XO3- + 3H2O
Cl2 在室温时只有前一反应进行，70℃时后一反应才进行得很快；
Br2 在 0℃时后一反应才较缓慢，室温时两个反应都进行很快；
I2 在0℃时后一反应也进行得很快。
所以，在碱液中分别得到ClO-、 BrO3-、 IO3-
鲍林（Pauling）规则
金属硫化物
颜色：(大多数为黑色，少数需要特来自记忆)CdSSnS 黄
棕，SnS2
黄，Sb2S3橙，
Sb2S5橙，
MnS
肉，ZnS
白，
水溶性
● 易溶于水：NH4+和碱金属硫化物 ● 微溶于水：MgS，CaS，SrS ● 难溶于水： CuS, HgS
● 溶于稀酸： MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS MS 2H M2 H2S(g)
卤素单质性质 电极电势/ V： 单质氧化性
X- 还 原 性
F2 Cl2 2.87 1.36 大 小
Br2 I2 1.065 0.535
小 大
本族元素的氧化性以 F2 为最强。
卤素与水的反应
发生氧化反应 X2 + 2 H2O 发生岐化反应 X2 + H2O
4HX + O2 激烈程度：F2﹥Cl2﹥Br2 HXO + HX
能U大。 例：LiF、 MnF2、 AlF3…… 但相应的氯化物可溶于水。
水解性
卤素金属卤化物水解（Mn+水解，酸性） 例：MgCl2 + H2O = Mg(OH)Cl + HCl
BiCl3+ H2O = BiOCl(s) + HCl SnCl2 + H2O = Sn(OH)Cl(s) + 3HCl 加H+，抑制水解, 加HCl(g) 或NH4Cl
高氯酸是无机酸中最强的酸， 在水溶液中能够完全电 离。大多高氯酸盐易溶于水，但是Cs＋、Rb＋、K＋、NH4＋ 的高卤酸盐溶解度较小。
10.2 氧族
基本性质 价层电子构型 主要氧化数
第一电离能/kJ·mol 电负性 (Pauling) 共价半径/pm 熔点/℃ 沸点/℃ 单键解离能/kJ·mol-1
卤化氢的性质
性质
HF
气体分子的偶极矩/10-30 C·m
6.37
核间距/pm
92
熔点/K
189.6
沸点/K
292.6
生成热△fH/kJ·mol-1 101.3 kPa、20℃时的溶解度/%
-269.4 35.3
18 ℃时0.1 mol·L-1溶液的表观电离度/% 10
HCl HBr HI 3.57 2.67 1.40 128 141 162 158.9 186.2 222.3 188.1 206.4 237.8 -91.6 -30.5 +25.9 42 49 57 92.6 93.5 95.0
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
10.1卤素
室温聚集态
F2
Cl2
g
g
分子间力
小
b.p./℃
-188 -34.5
m.p./℃
-220 -101
颜色
无色(浅黄) 黄绿
共价半径/pm
58
99
电负性
4.00 3.00
电子亲和能/ kJ·mol-1 334
355
Br2 l
59 -7.3 红棕 114 2.80 325
23
硫的含氧酸及其盐 (1) 硫酸及硫酸盐
硫分子的结构 S: sp3 杂化形成环状 S8 分子
△bH(O O)>2 △bH(O O) 易成双键 △bH(S S)<2 △bH(S S) 易成单键
O3
中心O：sp2杂化. 形成：键角：117°
形成离域π键需满足：
sp2
1）参与离域π键的原子应在同一
平面上，而且每个原子都能提供
一个相互平行的p轨道。
氧化态
酸
热稳定性和 酸强度
氧化性
盐
热稳定 氧化性和阴离
性