无机化学课件15-p区元素(三)
第15章 p区元素(3)
第15章P区元素（三）一是非题1. 所有卤素都有可变的氧化数（）2. 实验室中用MnO2 和任何浓度HCl 作用都可以制取氯气（）3. 卤素单质的聚集状态熔点沸点都随原子序数增加而呈有规律变化这是因为各卤素单质的分子间力有规律地增加的缘故（）4. 卤素中F2 的氧化能力最强故它的电子亲合能最大（）5. 溴能从含碘离溶液中取代碘因此碘就不能从溴酸钾溶液中取代出溴（）6. 卤素单质性质相似因此分别将F2 和Cl2 通入水中都能将水氧化（）7. HX 是强极性分子其极性按HF>HCl>HBr>HI 顺序变化因此HX 的分子间力也按此顺序降低（）8. 氢卤酸盐大多是离子晶体,氢卤酸为分子晶体,所以氢卤酸盐的熔点总比氢卤酸高（）9. 浓HCl 具有还原性它的盐也必具还原性（）10. HX 中卤素处在低氧化数状态时所有HX 都有可能被其他物质所氧化（）11. HF 能腐蚀玻璃实验室中必须用塑料瓶盛放（）12. 含氧酸的热稳定性随卤素氧化数增加而提高这是因为卤素氧化数增加结合氧原子数增加增加了含氧酸根的对称性（）13. 含氧酸中非羟氧原子数越多，酸性越强。
在HF 酸中因为无非羟氧原子，故是弱酸（）14. 相同氧化数的不同卤素形成的含氧酸其酸性随元素电负性增加而增强（）15. SF4, N2O, XeF2, IF3 价层均有5 对价电子对，但这些分子的空间构性却不同。
这些分子的空间构型分别为变形四面体，直线型，直线型，T 型。
（）16. 稀有气体得名于它们在地球上的含量最少。
（）二选择题1. 下列物质在常温下呈液态的是（）1 HF2 Br23 I24 MgCl22. 下列微粒中不具氧化性的是（）1 F2 2 Cl-3 BrO-(4) I23. 根据标准电极电位，判断卤素离子X-能被O2 氧化发生4X-+O2+2H2O=2X2+4OH-反应的是（）1 F-2 Cl-(3)Br-(4)都不能4. 在任何温度下，X2 与碱性溶液作用能得到XO3-和X-的卤素是（）1 F2 2 Cl23 Br2 (4) I25. 由于HF 分子间形成氢键而产生的现象是（）1 HF 的熔点高于HCl2 HF 是弱酸3 除F-化物外还有HF2 等化合物4 三种现象都是6. HX 及卤化物中的X- 具有最大还原性的是（）1 F-2 I-3 Cl-4 Br-7. 盐酸是重要的工业酸，它的产量标志国家的化学工业水平，其主要性质是（）1 浓HCl 有络合性2 具有还原性3 具有强酸性4 三者都是8. 下列各组溶液按pH 值增大顺序排列的是（）1 HI<HBr<HCl<HF2 HClO4<HClO3<HClO3 HClO<HBrO<HIO4 三者都是9. 下列各组物质，按热稳定性顺序增加排列的是（）1 HI<HBr<HCl<HF (2) HClO<NaClO3 HClO<HClO3<HClO4(4) 三者都是10. 下列各组物质其水解程度按顺序增加排列的是（）1 KClO3, KClO2, KClO (2) KClO, KbrO, KIO3 KCl, KClO, NH4ClO (4)三者都是11. 氯元素会全部被氧化的反应是（）1 Cl2+H2O=HCl+HClO (2) 2NaCl+F2=2NaF+Cl23 4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2+2H2O4 2NaCl+3H2SO4+MnO2=MnSO4+2NaHSO4+2H2O+Cl212. 制备F2 实际所采用的方法是（）1 电解HF2 电解CaF23 电解KHF24 电解NH4F13. 实验室制备Cl2 气体的最常用的方法是（）1 KMnO4 与浓盐酸共热2 MnO2 与稀盐酸反应3 MnO2 与浓盐酸共热4 KMnO4 与稀盐酸反应14. 实验室制得的氯气含有HCl 和水蒸气欲通过二个洗气瓶净化下列洗气瓶中试剂选择及顺序正确的是（）1 NaOH 浓H2SO42 CaCl2 浓H2SO43 H2O 浓H2SO4 4 浓H2SO4 H2O15. 下列各试剂混合后能产生氯气的是（）1 NaCl 与浓H2SO42 NaCl 和MnO23 NaCl 与浓HNO34 KMnO4 与浓HCl16. 实验室中制取少量HBr 所采用的方法是（）1 红磷与Br2 混合后滴加H2O; 2 KBr 固体与浓H2SO4 作用3 红磷与H2O 混合后滴加Br2;4 Br2 在水中歧化反应17. 欲由KBr 固体制备HBr 气体应选择的酸是（）1 H2SO42 HAc3 HNO34 H3PO418. 氢氟酸最好储存在（）1 塑料瓶中2 无色玻璃瓶中3 金属容器中4 棕色玻璃瓶中19. 卤素单质中与水不发生水解反应的是1 F2 2 Cl23 Br24 I220. 下列含氧酸中酸性最弱的是（）1 HClO2 HIO3 HIO34 HBrO21. 下列含氧酸中酸性最强的是（）1 HClO32 HClO3 HIO34 HIO22. 下列有关卤素的论述不正确的是（）1 溴可由氯作氧化剂制得2 卤素单质都可由电解熔融卤化物得到3 I2 是最强的还原剂4 F2 是最强的氧化剂23. 下列含氧酸的氧化性递变不正确的是（）1 HClO4>H2SO4>H3PO42 HBrO4>HClO4>H5IO63 HClO>HClO3>HClO4 4 HBrO3>HClO3>HIO324. 下列物质中关于热稳定性判断正确的是（）1 HF<HCl<HBr<HI2 HF>HCl>HBr>HI3 HClO>HClO2>HClO3>HClO4 4 HCl>HClO4>HBrO4>HIO4三填空题1 . F Cl Br 三元素中电子亲合能最大的是单质的解离能最小的是2. 键能F2 Cl2活泼性F2Cl23. 卤素单质的颜色为F2 Cl2, Br2, I24. 下列物质的颜色为I2 I2溶于CCl4中I2溶于乙醇中少量I2溶于KI 溶液中A 紫色 B. 紫黑色 C. 红棕色 D. 黄色5. I2溶于KI 溶液中的颜邓可能为或原因是6. 将Cl2(g)通入热的Ca(OH)2 溶液中反应产物是低温下Br2与Na2CO3溶液反应的产物是常温I2与NaOH 溶液反应的产物是7. 用NaCl 固体和浓硫酸制HCl 时是充分考虑了HCl 的性性和性8. 反应KX s +H2SO4(浓)====KHSO4+HX 卤化物KX 是指和9. 导致氢氟酸的酸性与其他氢卤酸明显不同的因素主要是小而特别大10. 比较下列各对物质的热稳定性1 ClO2I2O52 HClO2HClO43 IF7 BrF74 NaICl4CsICl45 IBr2- I2Br-11. 不存在FCl3的原因是12. HOX 的酸性按卤素原子半径的增大而13. 含氧酸的酸性常随非羟基氧或酰氧原子数的增多而14. 氧化性HClO3 HClO酸性HClO3HClO15 Cl2O 是的酸酐I2O5是的酸酐16. HClO4的酸酐是它具有强性受热易发生17 高碘酸是元酸，其酸根离子的空间构型为其中碘原子的杂化方式为高碘酸具有强性四完成并配平下列反应方程式1. 向KBr 固体加浓硫酸2. I2与过量双氧水反应3. 硫代硫酸钠溶液加入氯水中4. 溴水中通入少量H2S5. 向Na2S2溶液中滴加盐酸6. 向HI 溶液中通入O37. 将氟通入溴酸钠碱性溶液中8. 氯酸钾受热分解9. 次氯酸钠溶液与硫酸锰反应10. 氯气通入碳酸钠热溶液中11. 浓硫酸与溴化钾反应12. 浓硫酸与碘化钾反应13. 向碘化亚铁溶液中滴加过量氯水14. 向碘化铬溶液中加入次氯酸钠溶液15. 用氢碘酸溶液处理氧化铜16. 将氯气通入碘酸钾的碱性溶液中五简答题1. 氟的电子亲合能比氯小但F2 却比Cl2 活泼请解释原因。
无机化学与化学分析p区元素幻灯片
(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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大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)-章节题库-第15章 p区元素(三)【圣才出品】
第15章 p区元素（三）一、选择题1．制备HBr 可用NaBr 与下列（ ）酸作用。
【答案】C【解析】卤化氢具有挥发性，一般实验室制备卤化氢均采用复分解反应法，即用金属卤化物与酸发生反应制备卤化氢。
制备氟化氢、氯化氢时选用浓硫酸；溴化氢和碘化氢有较显著的还原性，能与浓硫酸进一步发生氧化还原反应而得到Br 2、I 2，故一般选用无氧化性的高沸点浓磷酸代替浓硫酸制得溴化氢和碘化氢。
NaBr ＋H 3PO 4NaH 2PO 4＋2HBr ∆−−→2．HCl ，HBr ，HI 三种物质的沸点依次升高的主要原因是（ ）。
A ．范德华力减小B ．取向力增大C ．诱导力增大D ．色散力增大【答案】D【解析】在HCl ，HBr ，HI 三种物质中，色散力是分子间主要的作用力。
对液态物质，分子间力越大，汽化热就越大，沸点就越高。
3．I 2在下述溶液中溶解度最大的是（ ）。
A ．水B ．KI 水溶液C ．NaCl 水溶液D ．NaF 水溶液【答案】B【解析】I 2在KI 溶液中，溶解度增大，这主要是由于生成了I 3－的缘故：I2＋I－I3－ƒ4．下列物质中极性最弱的是（）。
A．HF B．HCl C．HBr D．HI【答案】D【解析】两种元素的电负性相差越大，它们之间键的极性就越强，卤素中氟的电负性为4.0，氯为3.0，溴为2.8，碘为2.5，而氢的电负性为2.1。
显然，在卤化氢分子中键的极性强弱的程度应为：HF＞HCl＞HBr＞HI，故HI的极性最弱。
5．工业上生产碘的方法之一是采用碘酸根离子（IO3－）与亚硫酸氢根离子（HSO3－）溶液相互作用，亚硫酸氢根离子被氧化成硫酸根离子，而碘酸根被还原成碘。
还原1molIO3－需要亚硫酸氢根离子的物质的量是（）。
A．0.4molB．1.0molC．2.0molD．2.5mol【答案】A【解析】IO－3 I2转移5e－；HSO3－ SO42－转移2e－根据得失电子守恒可得5·n（IO3－）＝2·n（HSO3－），则得所需n（HSO3－）＝2.5mol。
《无机化学》电子教案：P区元素(三).doc
《元素化学》课程第4章P区元素（三）教案任课专业、年级、班级2012级应用化学主讲教师主讲教师职称教授使用教材大连理工大学（高教第5版）学时安排14 学时二。
一三年四月元素化学课程教案填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
元素化学课程教案填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
元素化学课程教案授课对象应化1201B填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
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元素化学课程教案填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
元素化学课程教案教学目的与要求1.掌握：无机含氧酸盐热分解类型和规律。
2.熟悉：无机含氧酸盐热分解规律的解释。
3.了解：含氧酸盐热分解的本质。
教学内容（包括基本内容、重点、难点）:1.基本内容：无机含氧酸盐热分解类型和规律,热分解本质和解释。
2.重点：无机含氧酸盐热分解类型和规律。
3.难点：无机含氧酸盐热分解规律的解释。
教学过程具体教学内容和过程见电子课件复习巩固与作业要求:考资料（含参考书、文献等）：①《无机化学》，北京师范大学等校编，高等教育出版社，2002年8月第4版。
②《无机化学》，武汉大学等校编，高等教育出版社，1994年4月第3版。
③《无机化学》，孟庆珍，胡鼎文，程泉寿等，北京师范大学出版社，1988年8月第1版④《无机化学学习指导》，大连理工大学无机化学教研室等编（配高教第5版），大大连理工大学出版社，2006年9月第5版.⑤《无机化学习题详解》（高教社・《无机化学•第4版•第三版》，大连理工），郭丽萍，雷家術，童辉编，华中科技大学出版社，2004年5月第1版.⑥《无机化学-全析精解》（高教社•大连理工•第4版），许国根编，西北工业大学出版社，2007 年8月第1版.⑦《无机化学一辅导讲案》（高教社•大连理工•第5版），岳红编，西北工业大学出版社，2008 年1 ”第1版迭______________________________________________________________________________________ 填表说明：1、每项页面大小可自行添减；2、教学内容与讨论、思考题、作业部分可合二为一。
有机无机化学化工热力学教学课件p区元素概述
11.1 P区元素概述
11.1 P区元素概述
ⅢA B 硼 Al 铝 Ga 镓 In 铟 Tl 铊 ⅣA C 碳 Si 硅 Ge 锗 Sn 锡 Pb 铅 ⅤA N 氮 P 磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋 0 ⅥA ⅦA He 氦 O 氧 F 氟 Ne 氖 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 Te 碲 I 碘 Xe 氙 Po At 砹 Rn 氡
2 3 4 5 6
沿B-Si-As-Te-At对角线，右上角为 除氢外，所有的非金属全部集中在 p 区 ⅢA ⅦA和零族元素为 p 区元素 非金属(包括线上)，左下角为金属
P区元素的特点 (1)除ⅦA和零族外，均为从 典型非金属→准金属→典型金属
2 3 4 5 6 Ⅲ A Ⅳ A 原 金 非 B 子硼 属C金碳 性Si 属硅 Al半铝 径 增 性 Ga 镓 Ge 锗 增 强 减 In大铟 Sn 弱锡 Tl 铊 Pb 铅 ⅤA N 氮 P 磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋
N 氮
P 磷 As 砷
F 氟 Ne 氖
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 630.5 ℃ Bi 铋 At 砹 Rn 氡 271.3 ℃ Po
这些金属 硫 Cl 氯 Ar 氩 彼此可形成 硒 Br 溴 Kr 氪 低熔合金
P区元素的特点
（4）某些金属具有半导体性质
ⅢA 2 B ⅣA
0
硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
P区元素的特点
（3）金属的熔点较低
ⅢA ⅣA C 碳
Si 硅 Ge 锗 973.4 ℃ Sn 锡 231.9 ℃ Pb 铅 327.5 ℃ ⅤA ⅥA
0
ⅦA He 氦 O 氧
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》笔记和课后习题(含考研真题)详解(p区元素(三))【圣才】
第15章p区元素（三）15.1 复习笔记一、卤素概述1．卤素卤素：元素周期表中第ⅦA族元素（F、Cl、Br、I、At）。
其中，氟的非金属性最强，碘有微弱的金属性，砹是放射性元素。
2．卤素的性质（1）价电子构型：ns2np5；（2）常见氧化值：F（－1），Cl、Br、I（－1，＋1，＋3，＋5，＋7）；（3）电负性：大，F＞Cl＞Br＞I；（4）单质氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2。
二、卤素单质1．卤素单质的物理性质卤素单质的物理性质如表15-1-1所示。
表15-1-1 卤素单质的物理性质2．卤素单质的化学性质卤素单质与水作用会发生置换反应和歧化反应。
（1）置换反应：2X2＋2H2O→4HX＋O2，激烈程度：F2＞Cl2＞Br2＞I2。
（2）歧化反应：X2＋H2O⇌HX＋HXO，激烈程度：Cl2＞Br2＞I2。
【注意】需要重点掌握几种卤素单质的颜色及其反应类型，溶液鉴别类题目中经常会涉及到此部分内容。
三、卤化物1．卤化物（1）定义卤化物是卤素与电负性较小的元素生成的化合物。
（2）分类根据卤化物的元素种类，可分为金属卤化物和非金属卤化物；根据卤化物的键型，可分为离子型卤化物和共价型卤化物。
（3）金属卤化物和非金属卤化物金属卤化物：碱金属、碱土金属等元素卤化物属于离子型卤化物，熔、沸点较高，易溶于水，熔融状态和水溶液中可导电；高氧化值金属卤化物，如AlCl3、FeCl3等，属共价型卤化物，熔沸点低，熔融后不导电，极易水解。
非金属卤化物：共价型卤化物，熔沸点随卤素原子序数的增大而升高。
（4）卤化物的键型及性质的递变规律同周期：从左到右，离子型向共价型过渡，离子半径↓，阳离子电荷数↑，熔沸点↓，导电性↓。
同一金属不同卤素：随着卤素X 离子半径↑，极化率↑，共价性↑。
同一金属不同氧化值：氧化值高的卤化物具有明显共价性，熔沸点相对较低。
2．卤化氢（1）物理性质无色、具有刺激性气味的气体，液态的卤化氢不导电。
无机化学课件主族元素
与水作用 2M + 2H2O → 2MOH + H2(g)
Li
Na
K
Ca
氢氧化物水溶液碱性强弱的判断：
M―O―H
M+ + OH― 碱式离解 MO― + H+ 酸式离解
φ —— 中心离子的离子势
z —— 中心离子的电荷数
r —— 中心离子的半径(pm)
z < 0.22 0.22 ~ 0.32 >0.32
硼族元素概述
硼族(ⅢA)：B，Al，Ga，In，Tl 价电子构型：ns2np1 缺电子原子：价电子数<价层轨道数 缺电子化合物：成键电子对数<价层轨道数 例如：BF3，H3BO3。 注意： HBF4不是缺电子化合物。
镁
Li2O
带
的
燃
烧
KO2
与氧的反应：
M + O2
① 正常氧化物(O2―)
② 过氧化物(O22―) ③ 超氧化物(O2―)
2Li + 1/2O2 M + 1/2O2 M + O2 M + O2
Li2O MO (M为碱土金属)
M2O2 过氧化物 （M为碱金属除Li外） MO2 (M=K, Rb, Cs)
K+ r/pm 133
Rb+ r/pm 148
Cs+ r/pm 169
Ca2+ 99 Sr2+ 113 Ba2+ 135
Ga3+ 62 In3+ 81 Tl3+ 95
Ge4+ 53 Sn4+ 71 Pb4+ 84
As5+ 47 Sb5+ 62 Bi5+ 74
《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。
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(4) 高卤酸及其盐 HClO4 HBrO4 H5IO6 最强 强 弱 = 4.4× -4 ) (Ka1 10 EA (XO 4 /XO 3 )/V 1.226 1.763 1.60 都是强氧化剂,均已获得纯物质,稳定性好。 高卤酸： 酸性：酸性↓
偏高碘酸HIO4
高碘酸H5IO6
重要反应：
5H5 IO6 2Mn
-92.3 1000
△ fHm /kJ· -1 -271.1 mol
-36.4
-26.5
300 稳定性
分解温度/℃ >1500 键能/kJ· -1 570 mol 酸性 弱
432
366
298
强
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：
Pauling规则：(定性)
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
例：HClO4 即 HOClO3
m=1，n=3
酸性的强弱取决于羟基氢的释放难易，而
羟基氢的释放又取决于羟基氧的电子密度。
若羟基氧的电子密度小,易释放氢,酸性强。
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： H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 R电负性 1.90 2.19 2.58 3.16 半径 氧化值 非羟基氧 0 1 2 3 酸性
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。 HCl HBr HI HF 2.76 1.40 分子极性 3.57 μ/(10-30c· 6.37 m) m.p./℃ *-83.57 -114.18 -86.87 -50.80熔点 b.p./℃
* 19.52
-85.05 -66.71 -35.1 沸点
水 溶 液 酸 性 增 强
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
15.3.3 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
EA (BrO /Br2 ) = 1.513V
3
EA (Cl 2 /Cl ) = 1.36V
-
5Cl2 Br2 6H2O 2HBrO3 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：
3ClO Br BrO 3Cl
3
-
-
= 0.89V EB (BrO3 / Br - ) = 0.613V EB (ClO /Cl )
第十五章
§15.1 卤素
p区元素(三)
§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
3.16
1251 -349
2.96 1140 -325
2.66
1008 -295
氧化值
-1
-1， 1， 3， 5， 7
15.1.2 卤素单质
1.卤素单质的物理性质 F2 聚集状态 分子间力 b.p./℃ g 小 -188 -34 59 Cl2 g Br2 l I2 s 大 185
m.p. /℃
颜色
-
§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 15.3.2 p区元素的氢化物 15.3.3 p区元素的氧化物及其水合物
15.3.4 p区元素化合物的氧化还原性
15.3.5 p区元素含氧酸盐的 溶解性和热稳定性
15.3.2 p区元素的氢化物
CH 4 SiH 4 SnH 4 NH 3 PH 3 SbH 3 H 2O H 2S H 2Te HF HCl HBr HI
2
2MnO4
5IO3
7H2O 11H
(5) 氯的各种含氧酸性质的比较
HClO HClO2 HClO3 HClO4
酸性： 稳定性：不稳 不稳
相对稳定 稳定
可得40% 溶液
可得 固体
1.409
E (氧化型 / X ) /V
1.495 1.55 1.45 氧化性↓(除HClO2)
共价型 低
易溶于有机溶剂
无导电性 非金属卤化物
金属卤化物
易水解, 水解性： 对应氢氧化物不 产物为两种酸 是强碱的都易水 BX3,SiX4,PCl3 解，产物为氢氧 化物或碱式盐 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。 例如： NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 b.p./℃ 1465 1412 181(升华) 57.6 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 AlCl3 AlBr3 AlI3 b.p./℃ 1272 181 253 382
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。 例如： NaF m.p./℃ 996 NaCl 801 NaBr 755 NaI 660
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
m.p./℃ 247
SnCl4 ； SbCl3
-33 73.4
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
离子型：CsF, NaCl,BaCl2 , LaCl3
AgCl(18e- 构型) 共价型 ) AlCl3 , SnCl 4 , FeCl3 , T iCl4 (高氧化值金属
非金属卤化物： BF3 , SiF4 , PCl5 , SF6 等
(2) 卤化物的性质： 性质： 离子型 熔点： 高 溶解性： 大多易溶于水 导电性：水溶液，熔融导电
15.1.1 卤素概述
卤族元素的性质变化： 卤素(VII) F Cl Br I 价电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 99 114 133 共价半径/pm 64 电负性 3.98 第一电离能 1681 /kJ· -1 mol 电子亲和能 -328 /kJ· -1 mol
羟基氧的 电子密度取决于
中心原子R的 电负性、半径、氧化值
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
n(非羟基氧)
3
2
H2S2O7 ＞ H2SO4
2.5 2
缩和程度愈大，酸性愈强。
E (XO / X )/V 1.495
氧化性↓ 稳定性： 大
-
-
1.341
0.983
小
(3) 卤酸及其盐
卤酸： 酸性： 酸性↓ HClO3 强 HBrO3 强 HIO3 近中强
E (XO / X2 )/V 1.458
已获得酸 的浓度： 稳定性：
3
1.513
1.209
40% 小
50%
晶体
大
•氧化性
-220
浅黄
-102
黄绿
-7
红棕
114
紫
2.卤素单质的化学性质
• 氧化还原性 F2
-
Cl2
Br2
I2
E (X 2 /X ) /V： 2.889 1.360 1.0774 0.5345
X2 氧化性： X 还原性： 结论： 氧化性最强的是F2，还原性最强的是Iˉ。
-
强 弱
弱 强
15.1.3 卤化氢和氢卤酸
SbCl5
3.5
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) +1 HXO 次卤酸 +3 HClO2 亚卤酸 +5 HXO3 卤酸 +7 HXO4 高卤酸
2.卤素的含氧酸及其盐 (1) 次卤酸及其盐
次卤酸：
HClO
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
HBrO
HIO
弱酸(K a ) 2.8×10-8 2.6×10-9 2.4×10-11 酸性↓