p区元素

第十五章 p区元素(三)[教学要求]1．熟悉卤素的通性、卤素单质的制备和性质。

掌握卤化氢的制备及其还原性、酸性、稳定性的变化规律。

掌握氯的含氧酸及其盐的性质及其变化规律。

熟悉溴、碘的含氧酸的基本性质。

2．了解稀有气体的重要性质及其变化规律。

了解稀有气体化合物及其几何构型。

[教学重点]1.卤化氢、氢卤酸、卤化物、卤素互化物、多卤化物、含氧酸及其盐的性质。

2.稀有气体化合物的结构及性质。

[教学难点]1.含氧酸的氧化性及酸性变化规律2.VSEPR理论判断稀有气体化合物的结构。

[教学时数] 8学时[主要内容]1.卤素的通性。

2.卤素单质的性质、制备及用途。

3.卤化氢、氢卤酸、卤化物、卤素互化物、多卤化物、氧化物、含氧酸及其盐的性质。

4.稀有气体的存在、性质、制备和应用，稀有气体的化合物。

[教学内容]§15.1 卤素15.1.1 卤素概述15.1.2 卤素单质1.卤素单质的物理性质2.卤素单质的化学性质氧化还原性，还原性最强的是Iˉ。

结论：氧化性最强的是F2与H 2O 反应：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。

歧化反应产物：_22322X 2OH X XO H O 3X 6OH 3H O5X XO -----⎧+−−→++⎪⎨+−−→++⎪⎩3.卤素单质的制备(氧化手段的选择) (1) F 2 (g) 电解：(2) Cl 2 (g)工业 (电解)：2222NaCl 2H O H Cl 2NaOH +−−−→++电解实验室：2222MnO 4HCl MnCl Cl (g)2H O∆+−−→++(3) Br 2(l)氧化剂：22Cl 2Br Br 2Cl --+−−→+纯化：223323Br 3CO 5Br BrO 3CO ()---+→++歧化322BrO 5Br 6H 3Br 3H O--+++−−→+ (反歧化)(4) I 2 (s)海藻为原料：22Cl ()2I I 2Cl --+−−→+适量智利硝石为原料 ：23324422IO 5HSO I 2SO 3HSO H O----+−−→+++15.1.3 卤化氢和氢卤酸 1.卤化氢或氢卤酸的性质递变常温下，卤化氢都是无色具有刺激性气味的气体。

2.卤化氢或氢卤酸的制备a) HCl工业：直接合成法hv 22Cl H 2HCl+−−→实验室：复分解反应244NaCl H SO ()HCl NaHSO ∆+−−→+浓O 500C24242NaCl H SO ()2HCl Na SO >+−−−→+浓b) HF复分解反应：2244CaF H SO ()CaSO 2HF+−−→+浓c) HBr 和HI 卤化物水解32333233PBr 3H O 3HBr H PO PI 3H O 3HI H PO ⎧+−−→+⎪⎨+−−→+⎪⎩实际上223322332P 3Br 6H O 6HBr 2H PO 2P 3I 6H O 6HI 2H PO ⎧++−−→+⎪⎨++−−→+⎪⎩不能用复分解反应(X=Br,I)244KX H SO HX KHSO +−−→+（浓）242222HBr H SO ()SO Br 2H O +−−→++浓242228HI H SO H S 4I 4H O +−−→++（浓）能否选用其他酸用复分解反应制备HBr 和HI? 15.1.4 卤化物 多卤化物 卤素互化物 1.卤化物：卤素与电负性比较小的元素生成的化合物。

(1) 卤化物的分类金属卤化物：23CsF,NaCl,BaCl ,LaCl 离子型：3434AgCl(18e )AlCl ,SnCl ,FeCl ,TiCl ()-⎧⎪⎨⎪⎩构型共价型高氧化值金属BF,SiF,PCl,SF等非金属卤化物：3456(2) 卤化物的性质：记：Sn(OH)Cl，SbOCl，BiOCl卤化物的键型及性质的递变规律：同一周期：从左到右，阳离子电荷数增大，离子半径减小，离子型向共价型过渡，熔沸点下降。

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。

ⅠA的卤化物均为离子键型，随着离子半径的减小，晶格能增大，熔沸点增大。

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。

*2.多卤化物23I KI KI +−−→3I -为直线型7111V.P.52+++==15.1.5 卤素的含氧化合物1.各类卤素含氧酸根的结构(X 为sp3杂化)2.卤素的含氧酸及其盐 (1) 次卤酸及其盐重要反应：22HClO O 2HCl−−→+光33HClO HClO 2HCl−−→+22Cl NaOH NaClO NaCl H O+−−→++冷(3) 卤酸及其盐主要反应： 氧化制备--32322ClO I 2IO Cl +−−→+22235Cl I 6H O 2HIO 10HCl++−−→+鉴定I-、Br-混合溶液-222-24Br ()Br Cl Cl I ()I CCl −−−−→−−−−→棕黄棕黄色不消失水水紫红紫红色消失氧化性22235Cl Br 6H O 2HBrO 10HCl++−−→+只有在高浓度Cl2气才能实现且难度很大。

通常利用碱性条件：----33ClO Br BrO 3Cl +−−→+重要卤酸盐：KClO 32MnO 322KClO 2KCl 3O −−−→+344KClO 3KClO KCl −−−−→+小火加热强氧化性：(与各种易燃物混合后，撞击爆炸着火) (4) 高卤酸及其盐都是强氧化剂,均已获得纯物质,稳定性好。

重要反应：2--564325H IO 2Mn 2MnO 5IO 7H O 11H +++−−→+++重要高卤酸盐：高氯酸盐高氯酸盐多易溶于水，但K+、NH 4+、Cs+、Rb+的高氯酸盐的溶解度都很小。

KClO 4稳定性好,用作炸药比KClO 3更稳定。

42610C KClO KCl 2O ︒−−−−→+Mg(ClO 4)2 , Ca(ClO 4)2可用作干燥剂，NH 4ClO 4：现代火箭推进剂。

(5) 氯的各种含氧酸性质的比较§15.2 稀有气体15.2.1 稀有气体的发现(1)稀有气体元素命名的变化对于第18列的元素，随着人们对它们认识的逐步深化而不断地在改变，现今文献中，常见的命名有以下几种；1．根据这六个元素在地壳中的含量稀少，又广泛地称它们为“稀有气体”(noble metals)；2．1962年以前，由于未制备出这些元素的任何化合物，确信它们的性质不活泼，叫它们为“惰性气体”（inert gases)；3．曾因它们与各种化学试剂都不发生反应，于是认为它们的化合价为零，又将其称为“零族元素”；4．这族元素自上而下，以氦为首，故也叫做“氦族元素”；5．也有人称它们为“单原子气态元素”(monoatomic gaselements）. (2）氩的发现—小数点后第三位的胜利十七世纪七十年代只知道空气的固定成分是氮和氧. 1785年，Cavendish 在电火花的作用下使氮和氧化合为橙红色的氧化氮气体，继而又用氢氧化钠溶液吸收氧化氮，三个星期后才使氮化合完毕，余下的氧用“硫肝”吸收后，还残留下1/120的微小气泡. 他对这个现象很重视，写到“这个气泡是特殊的，不象一般的氮，因为不管什么样的火花都不能使它同氧结合.”但他又说“这是由于某种原因没有跟氧化合而剩下来的氮.”后来，直到 1893 年，物理学家 Rayleigh 和化学家 Ramsay 分析了由氨分解出来的氮每升1.2507g，而一升由空气中获得的氮重1.2565g，相差的 5.8 mg 并非是氮，命名为“氩”（argon, 原文含有懒惰的意思.）这被称为“小数点后第三位的胜利.”空气分馏氮：1.2572 g•L-1Ar 化学法制备氮：1.250515.2.2 稀有气体的性质和用途稀有气体的物理性质：因为分子间作用力主要是色散力,而色散力的大小随分子相对质量增大而增加,所以熔,沸点,溶解度,密度和临界温度等都随原子序数的增大而递增.稀有气体的主要用途：15.2.4 稀有气体化合物 1.合成：XePtF6 (红色晶体) 思路：已合成 O2[PtF6]-1221O O e 1171.5kJ mol I +-−−→+=⋅ -11Xe Xe e 1176.5kJ mol I +-−−→+=⋅2O 201pmr +=Xe 210pmr +=1201389401(1)Z Z A U R n=-66 Xe PtF Xe[PtF ]+−−→预测：(2) 氙的氟化物可由元素之间的直接化合反应合成反应通常在经 F2 钝化使容器表面生成一层 NiF2 保护层的镍制容器中进行氙的氟化物发生许多类似于高氧化态卤素互化物的反应，包括氧化还原反应和复分解反应. XeF6与氧化物之间的复分解反应可使本身转化为氧化物：吸能化合物 XeO 3 易爆炸，碱性水溶液中Xe （Ⅵ）的氧阴离子HXeO 4- 在歧化并使 H 2O 氧化的过程中缓慢分解生成高氙酸根离子XeO 64 - 和Xe:2.空间构型VSEPR 理论：4 6 1XeOF V.P.(804) 6 21XeF V.P.(86)7 2=++==+=四方锥畸变八面体思考：XeF4和XeF2各为何种分子构型？§15.3 p 区元素化合物性质的递变规律 15.3.1 p 区元素的单质 单质的结构和性质在元素周期表，斜线附近的元素如B 、Si 、Ge 、As 、Sb 、Se 、Te 和Po 等为准金属，它们既有金属的性质又有非金属的性质。

如果不算准金属(B 、Si 、As 、Se 、Te)，则非金属只有17种所以在金属与非金属之间没有截然的界线。

1、活泼的非金属（F 2 、Cl 2 、Br 2 、O 2 、P 、S ）与金属元素形成卤化物、氧化物、硫化物、氢化物或含氧酸盐等；2、非金属元素彼此之间也能形成卤化物、氧化物、无氧酸、含氧酸等；3、大部分非金属单质不与水反应，卤素仅部分地与水反应，碳在赤热条件下才与水蒸气反应；4、非金属一般不与非氧化性稀酸反应，硼、碳、磷、硫、碘、砷等被浓HNO 3 、浓H 2SO 4 及王水氧化，硅在含氧酸中被钝化，只能在有氧化剂存在的条件下与氢氟酸反应。

5、除碳、氮、氧外，非金属单质可和碱溶液反应，对于有变价的非金属元素主要发生歧化反应： 硅、硼则从碱中置换出氢气：Si + 2NaOH + H 2O===Na 2SiO 3 + 2H 2↑ 3B + 2NaOH + 2H 2O ===NaBO 2 + 3H 2↑非金属元素都能形成具有最高氧化态的共价型的简单氢化物，在通常情况下它们为气体或挥发性液体。

它们的熔点、沸点都按元素在周期表中所处的族和周期呈周期性的变化。