卤素和氧族元素性质和作用无机化学基础
无机化学——卤素和氧族元素
以萤石和浓H2SO4作用，工业上生产HF是把反应物放在衬铅 的铁制容器中进行（因生成PbF2保护层阻止进一步腐蚀铁） 。氢氟酸一般用塑料制容器盛装。HF溶于水即为氢氟酸。
CaF2+H2SO4(浓)＝CaSO4+2HF↑
(3).非金属卤化物的水解
(3)非金属卤化物的水解：此法适用于HBr和HI的制备,以水滴 到非金属卤化物上,卤化氢即源源不断地发生： PBr3+3H2O==H3PO3+3HBr PI3+3H2O==H3PO3+3HI 实际上不需要事先制成卤化磷，把溴滴加在磷和少许水的 混和物中或把水逐滴加人磷和碘的混和物中即可连续地产 生HBr或HI: 2P+6H2O+3Br2==2H3PO3+6HBr 2P+6H2O+3I2==2H3PO3+6HI
砹是在二十世纪四十年代才被科学家所发现。它是人工合成元 素。其合成的人工核反应为：
20983Bi+42He→21185At+210n
砹希腊词原意是不稳定。它的同位素的半衰期只有8.3小时。
11.2.1 卤素－基本物理性质（ns2np5 ）
元素 原子序数 价电子结构 主要氧化数 原子共价半径/pm X-离子半径/pm 第一电离势/(kJ·mol-1) 电子亲合势/(kJ·mol-1) X-的水合能/(kJ·mol-1) X2的离解能/(kJ·mol-1) EØ (X2/X-)/V 电负性(Pauling标度)
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
氟
氯
溴
碘
9
17
35
53
2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5
-1
-1,+1,+3,+5,+7
化学高三卤素知识点
化学高三卤素知识点卤素是化学元素周期表中的一组元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
这些元素具有一些共同的性质和特点，下面将介绍卤素的主要知识点。
1. 卤素的性质：卤素通常以气体或液体形式存在，在常温下仅有碘是固体。
它们具有强烈的颜色，例如氯气呈黄绿色，溴呈红褐色。
卤素的密度较大，溶解性也较好。
2. 卤素的电子结构：卤素位于元素周期表的第17族，具有7个价电子。
由于其电子结构中的一个最外层能级不满，卤素具有强烈的化学反应性。
3. 卤素的化合价：卤素的化合价通常为-1。
它们很容易与金属产生离子化合物，例如氯化钠（NaCl）和溴化钾（KBr）。
此外，卤素也可以形成共价化合物，例如二氧化氯（Cl2O）和四碘化碳（CI4）。
4. 卤素的氧化性：卤素具有不同的氧化性。
在卤素族中，氟的氧化性最强，能氧化其他卤素和很多其他元素。
溴和碘的氧化性较弱，砹的氧化性几乎没有。
5. 卤素的还原性：卤素的还原性依次递增，由氟至砹。
这意味着在卤素族中，氟能被其他卤素还原，而砹则可以被其他卤素还原。
6. 卤素的酸性：卤素气体在水中溶解后会形成酸性溶液。
其中氟酸（HF）是比较强酸，而氯酸（HClO3）、溴酸（HBrO3）和碘酸（HIO3）则呈中强酸性。
7. 卤素的应用：卤素及其化合物在生活和工业中具有广泛的应用。
例如氯用于消毒和漂白，氟被广泛用于制造冰箱和空调中的制冷剂，溴应用于药物和摄影工业，碘用于防腐剂和医药领域，砹则被用作放射疗法的一种。
除了以上列举的知识点，卤素还有许多其他的特性和应用。
它们在化学中扮演着重要的角色，并对我们的日常生活产生着深远的影响。
综上所述，化学高三卤素知识点包括卤素的性质、电子结构、化合价、氧化性、还原性、酸性以及应用等内容。
了解这些知识点有助于我们更好地理解卤素元素的特性和它们在化学反应中的作用。
无机化学练习氧族元素的性质与反应
无机化学练习氧族元素的性质与反应氧族元素是周期表中的第16族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋。
它们在自然界中广泛存在，具有一系列独特的性质和反应。
本文将重点介绍氧族元素的性质和反应，包括物理性质、化学性质以及常见的反应类型。
一、物理性质1. 氧族元素的原子结构氧族元素的原子结构包括原子核、质子、中子和电子。
它们的原子数分别为8、16、32、34和84。
它们的原子量依次增加，呈现出一定的趋势。
2. 外层电子结构氧族元素拥有6个外层电子，包含了2个s电子和4个p电子。
这使得它们能够参与不同种类的化学反应。
二、化学性质1. 氧族元素的氧化性氧族元素都具有较强的氧化性，能够与其他元素形成化合物。
其中，氧是最常见的元素之一，能够与大多数元素反应，形成氧化物。
2. 氧族元素的还原性虽然氧族元素具有一定的氧化性，但它们在某些条件下也可以发生还原反应。
例如，对于氧化物，可以通过加热或与一些还原剂反应来进行还原。
3. 氧族元素的电负性氧族元素的电负性逐渐减弱，由氧最高，钋最低。
这意味着氧族元素与其他元素形成化合物时，元素间的电子密度存在差异，从而影响了化合物的性质。
三、氧族元素的反应1. 与氢气的反应氧族元素与氢气可以反应，形成相应的氢化物。
其中，氧化氢是最常见的氢化物。
氧化氢在化学和生物体系中起着重要的作用，具有酸性。
2. 与金属的反应氧族元素可以与许多金属发生反应，形成金属氧化物。
这些金属氧化物在日常生活中广泛应用，如氧化铁、氧化铜等。
3. 与非金属的反应氧族元素与非金属元素也可以发生反应，形成相应的化合物。
例如，氧和硫可以反应生成二氧化硫，硒和氧可以反应生成二氧化硒。
4. 与水的反应氧族元素与水可以发生反应。
其中，氧与水反应生成氢氧化物，硫与水反应生成亚硫酸，硒和水反应生成亚硒酸。
5. 其他反应类型氧族元素还可以与氮、碳、氯等元素形成多种化合物。
例如，五氧化二磷、四硫化三碳、四氯化硒等。
结论氧族元素具有独特的物理性质和化学性质，可以通过与其他元素的反应形成各种化合物。
高考化学卤素元素知识点
高考化学卤素元素知识点化学是高考中最重要的科目之一，其中的卤素元素的知识点是高考化学中一个非常关键的部分。
卤素元素包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)和砹(At)。
下面将详细介绍卤素元素的性质、应用和相关化合物的特点，以帮助大家更好地掌握这一知识点。
一、卤素元素的性质1. 原子结构：卤素元素的原子结构都有一个外层电子，通常称为“卤素电子”，它们的电子构型都是ns2np5（n代表能级）。
2. 原子半径：卤素元素的原子半径随着原子序数的增加而增大。
在同一周期中，原子序数越大，电子层数越多，电子云的半径越大。
3. 电离能：卤素元素的电离能在周期表中呈现递减的趋势。
原因是原子半径增大，外层电子与原子核之间的距离增大，电子屏蔽效应增强，电子的引力减弱，因此电离能降低。
4. 电负性：卤素元素在周期表中的电负性递减，氟元素的电负性最高。
电负性越高，元素越容易吸引其他原子中的电子。
二、卤素元素的应用1. 消毒杀菌：氯是广泛应用于消毒和杀菌的元素之一。
氯化池、消毒剂等产品中都含有氯元素。
2. 牙膏添加剂：氟元素在牙膏中作为添加剂，能够有效预防龋齿。
3. 荧光灯：氖和氙是荧光灯中常用的填充气体。
4. 染料和药物：卤素元素在染料和药物的合成中起到重要作用。
5. 聚合物材料：氯化聚乙烯和氟化聚四氟乙烯等卤素化合物是制备塑料、涂料等材料的重要原料。
三、卤素元素的化合物特点1. 卤素化合物的稳定性：卤素元素与金属形成的盐类稳定性递增。
氟化物的稳定性最差，碘化物的稳定性最好。
2. 化学反应特点：卤素元素常以-1价参与化学反应。
它们能够与金属发生置换反应，形成相应的卤化物。
3. 双原子卤化物：氯、溴和碘能与一些金属形成双原子卤化物，如NaCl、KBr和KI。
4. 氢卤酸：卤素元素与氢反应形成的酸称为氢卤酸。
氢卤酸的酸性随着卤素原子序数的增加而递减。
5. 氧化性：卤素元素的气体状态具有较强的氧化性。
氟气是最强的氧化剂，其次为氯气、溴气和碘气。
无机化学——氧族元素
无机化学——氧族元素无机化学，氧族元素氧族元素是周期表中第16族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋。
这些元素的电子构型都是 ns2 np4，因此它们在化学性质上有些相似。
本文将重点讨论氧族元素的性质和应用。
首先，氧族元素的化学性质主要受到它们的电子构型的影响。
由于氧族元素的 np4 外层电子非常稳定，因此它们都倾向于接受两个电子，形成-2 价的阴离子。
这使得氧族元素在化合物中通常呈现-2 价，例如氧化物（O2-）、硫化物（S2-）等。
然而，这并不意味着氧族元素只能形成-2 价，它们还可以形成其他价态，如+4、+6等。
氧族元素参与的化学反应主要包括氧化反应和还原反应。
它们在氧化反应中往往是氧化剂，能够接受电子使其他物质发生氧化。
例如，氧气（O2）是最常见的氧化剂，可以与其他物质反应生成氧化产物。
氧化剂的强弱顺序为：O2>S>Se>Te>Po。
在还原反应中，氧族元素的化合物可以接受电子，发生还原。
例如，硫酸（H2SO4）可以被还原成二氧化硫（SO2）。
氧族元素在生物和环境中起着非常重要的作用。
氧是地球上最常见的元素之一，占据大气中的21%。
它是细胞呼吸和许多生物代谢反应的关键组分，在维持生命中起着至关重要的作用。
此外，氧还参与水的形成和氧化燃烧等重要过程。
硫是地球上第10常见的元素，在自然界中以硫化物和硫酸盐的形式广泛存在。
硫化物在地下矿床中存在，如铅、锌和铜的硫化物，通过提取和加工可以得到对应的金属。
硫酸是一种重要的化学品，在工业生产中广泛应用，如肥料、造纸、皮革制品等。
硒在生物体内有重要的生理作用，是人体中一种必需的微量元素。
它参与抗氧化作用和免疫反应，对维持机体正常生理功能起着重要的作用。
然而，长期摄入过多的硒会导致中毒，因此硒的摄入量需要控制在适当的范围内。
碲是一种具有金属和非金属特性的半金属元素。
它在半导体工业中有重要应用，用于制造太阳能电池和热敏电阻等器件。
此外，碲还具有光电效应和光敏化学反应的特性，在一些领域具有潜在的应用前景。
无机化学卤素和氧族元素
无机化学卤素和氧族元素无机化学是研究无机物质的性质、结构和变化规律的科学。
而卤素和氧族元素是无机化学中非常重要的两个元素家族。
本文将从两个方面分别对卤素和氧族元素进行探讨。
卤素是指元素周期表中第17族的元素，包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)和砹(At)。
这些元素具有许多共同的性质。
首先，卤素是非金属元素，所以它们一般都是气体、液体或固体。
其次，卤素的化学性质活泼，容易与其他元素发生化学反应。
例如，卤素与金属反应会产生相应的卤化物，如氯化铁(FeCl2)。
再次，卤素具有较高的电负性，所以它们往往以阴离子的形式存在。
最后，卤素的原子半径随着周期增加而增加，电子亲和能随周期增加而减小。
卤素的重要性体现在许多方面。
首先，卤素广泛应用于化学和医药工业。
例如，氯被广泛用于消毒水和漂白剂中，碘被用于制备碘酒和碘盐以防止碘缺乏病。
其次，卤素化合物在有机合成中起着重要的作用。
例如，氯化亚砜(DMSO)被用作溶解剂和氧化剂，溴代反应是有机合成中常用的反应之一、此外，卤素在光电子学和材料学中也具有重要的应用。
例如，氟可以增强材料的抗腐蚀性能，氯和溴可以增加材料的阻燃性能。
接下来，我们来介绍一下氧族元素。
氧族元素是指元素周期表中第16族的元素，包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)和钋(Po)。
氧族元素的特点是具有六个价电子，所以它们往往以阴离子的形式存在。
此外，氧族元素也是非金属元素，它们的电负性较高，化学性质也比较活泼。
例如，氧为广泛存在于地壳中的元素，它与大多数金属反应会生成相应的金属氧化物。
此外，硫化物在地质学和有机化学中也具有重要的地位。
氧族元素的应用也非常广泛。
首先，氧族元素广泛应用于能源领域。
例如，硫被广泛用于制备硫铵磺酸铵炸药，在电池中的铅酸和锂硫电池中也有重要应用。
其次，氧族元素也在制药和化妆品中发挥着重要作用。
例如，硫化物被用于制备抗生素和眼药水，硒化物被用于制备护肤品和化妆品。
化学《无机化学》三基要求
化学《无机化学》三基要求(总14页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--化学《无机化学》三基要求课程编码：5 6课程性质：学科专业必修课程教学对象：化学专业本科生学时学分：136学时 8学分编写单位：化学系编写人：王克诚审定人：刘欣编写时间：2006年11月前言为了更好地贯彻执行无机化学教学大纲的教学规范与要求，强化无机化学的“基础知识、基本理论和基本技能”的教学，提高教学质量，夯实学生的专业知识基础和能力基础，提高教学质量，特制定《无机化学》课程的三基要求。
第一章化学基本概念和定律基础知识：1、原子、分子、单质、化合物2、元素、核素、同位素3、物质的量、摩尔、摩尔质量4、相对原子质量、相对分子质量5、理想气体基本理论：1、理想气体状态方程2、混合气体分压定律3、气体扩散定律基本技能：1、理想气体状态方程的应用2、混合气体分压定律的应用3、气体扩散定律的应用第二章溶液基础知识：1、分散系2、溶液4、渗透压基本理论：1、拉乌尔定律2、稀溶液的依数性3、胶体理论基础基本技能：1、溶液浓度的表示、换算和计算2、利用拉乌尔定律和稀溶液的依数性进行相关计算3、胶体的结构、性质，制备和破坏第三章化学热力学基础基础知识：1、体系与环境2、热和功3、状态和状态函数4、热力学能、焓和焓变、熵和熵变、自由能和自由能变基本理论：1、热力学第一定律和数学表达式2、热化学、盖斯定律3、化学反应方向的判据4、吉布斯－亥姆霍兹公式5、化学反应等温式基本技能：1、运用盖斯定律进行热化学的计算2、运用热力学数据计算化学反应的ΔrH°、ΔrS°、ΔrG°3、用ΔrG判据判断化学反应的方向4、利用吉布斯－亥姆霍兹公式，分析温度对反应方向的影响和相关计算5、利用化学反应等温式求K°第四章化学动力学基础基础知识：1、化学反应速率及其表示方法2、反应速率方程、反应级数、速率常数、半衰期3、反应机理、活化能4、基元反应、复杂反应基本理论：1、反应速率理论——碰撞理论和过渡状态理论2、浓度对反应速率的影响——速率方程3、温度对反应速率的影响——阿仑尼乌斯公式4、质量作用定律5、催化理论基本技能：1、由实验建立速率方程2、利用速率方程进行相关计算，求反应级数、速率常数；一级反应半衰期的计算3、利用阿仑尼乌斯公式进行相关计算第五章化学平衡基础知识：1、可逆反应2、化学平衡3、化学平衡常数、转化率4、化学平衡的移动基本理论：1、化学平衡定律2、多重规则3、化学平衡移动原理基本技能：1、化学平衡的有关计算2、Kc、Kp与K°的计算3、利用ΔrG°计算K°4、多重平衡的应用5、浓度、压力、温度对化学平衡的影响及有关计算6、勒夏特里原理的应用第六章电离平衡基础知识：1、电离平衡、电离平衡常数、水的离子积常数、电离度2、酸和碱、酸度、pH值、酸碱指示剂3、同离子效应、盐效应4、缓冲溶液6、溶度积常数基本理论：1、酸碱理论——电离理论、质子理论、电子理论2、化学平衡之电离平衡和溶解平衡理论3、溶度积规则基本技能：1、根据计算酸碱质子理论判断酸、碱和两性物质2、运用Ka（Kb）计算弱酸（弱碱）溶液的pH值3、缓冲溶液的配制和pH值计算4、盐溶液的pH值计算5、溶度积规则的应用和溶解平衡体系中物质浓度的计算6、多重平衡体系中平衡常数和平衡浓度的计算第七章原子结构和元素周期系基础知识：1、原子的组成2、电子运动的特点——能量的量子化、波粒二象性3、核外电子运动状态的描述——波函数和原子轨道，四个量子数4、核外电子运动的统计解释——概率和概率密度、电子云5、核外电子的排布——屏蔽效应和钻穿效应，原子轨道的能级，电子排布三原则，原子的电子构型6、原子结构与元素周期表的关系7、元素的性质——原子半径、电离能、电子亲合能、电负性基本理论：1、玻尔理论2、薛定谔方程3、原子结构的量子力学理论4、电子排布三原则5、元素周期律6、元素的性质7、斯莱特规则基本技能：1、用四个量子数表示核外电子运动状态，根据n、l、m确定原子轨道、轨道的角度分布2、电子云的形状和表示4、熟悉原子结构与元素周期表的关系，能正确确定某元素在周期表的位置和结构5、元素的性质的变化与原子结构的关系第八章分子结构基础知识：1、化学键、键参数和分子的性质2、离子键、晶格能3、共价键、共价键的类型（σ键、π键）和性质，杂化和杂化轨道成键分子轨道、反键分子轨道、键级4、金属键5、分子间作用力和氢键基本理论：1、离子键理论2、共价键的现代价键理论、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论；3、共价键的分子轨道理论4、金属键理论——自由电子理论和能带理论5、波恩—哈伯循环基本技能：1、用键参数判断共价键的强度、稳定性、分子的空间构型2、用热力学数据计算离子键形成过程中的能量变化，计算晶格能3、用共价键的现代价键理论、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论，解释一般分子的成键情况、杂化方式、空间构型4、用共价键的分子轨道理论，说明某些简单双原子分子及相应离子的结构、键级和稳定性5、用金属键能带理论，说明导体、半导体、绝缘体的性质6、能分析分子间作用力的类型、存在范围、氢键的形成情况，能从分子间作用力的角度解释物质的物理性质第九章晶体结构基础知识：1、晶体的特征和晶胞参数2、离子晶体（离子半径、构型、配位数、晶格能），原子晶体，分子晶体，金属晶体基本理论：1、晶体结构理论基本技能：1、熟悉四种晶体的特征和质点间作用力的不同点，正确判断晶体类型2、掌握晶体类型与物质性质的关系3、用离子极化理论解释离子极化作用对键型和化合物性质的影响第十章氧化还原和电化学基础知识：1、氧化数、氧化还原反应、歧化反应2、原电池、电极、电极反应与电池反应3、电极电势、标准电极电势、电池电动势4、元素电势图、pH电势图5、电解基本理论：1、电化学理论2、电极电势的双电层理论；3、标准电极电势4、能斯特方程5、电解原理基本技能：1、正确完成氧化还原方程的配平2、明确氧化还原反应与电化学的关系，掌握原电池的符号表示，能根据原电池正确书写电池反应式3、用标准电极电势说明氧化剂或还原剂的相对强弱，计算标准电池电动势，计算平衡常数，判断反应方向4、利用能斯特方程计算非标准电极电势和非标准电池电动势5、掌握元素电势图、pH电势图的应用第十一章配位化合物基础知识：1、配合物的基本概念（配合物、中心离子、配位体、配位原子、配位数）2、配合物的命名、配合物的分类、单齿配体和多齿配体、螯合物3、高自旋配合物、低自旋配合物5、配位平衡、K稳和K不稳基本理论：1、配合物的价键理论3、配位平衡基本技能：1、掌握配合物的命名2、用配合物的价键理论，解释配合物的形成、中心原子的杂化类型及配合物的空间构型，说明配合物的稳定性3、掌握配位平衡的相关计算，计算配位平衡体系中离子的浓度，计算K稳，判断配合物的稳定性4、掌握配位平衡与溶解平衡，配位平衡与氧化还原平衡等综合平衡的计算问题，讨论难溶盐的溶解性，计算配离子电对的φ°值5、了解螯合物的特殊稳定性与结构的关系第十二章氢、稀有气体基础知识：1、氢气，氢气的性质、制法和用途2、氢化物3、稀有气体、稀有气体的性质与分离5、氙的重要化合物基本理论：1、共价键的现代价键理论2、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论；基本技能：1、掌握氢气的性质、氢化物的类型，了解氢能源的优点2、了解稀有气体的发现史3、了解氙的重要化合物的制备与性质第十三章卤素基础知识：1、卤素的通性2、卤素单质的结构、性质及其变化规律3、卤化氢和氢卤酸、卤化物和卤素互化物5、卤素含氧化合物：氧化物、含氧酸及其盐4、拟卤素5、氟及其化合物的特殊性基本理论：1、热力学知识、原子结构理论、分子结构理论、杂化轨道理论3、卤素单质、次卤酸、次卤酸盐的歧化条件及其变化规律4、卤化氢的还原性、热稳定性和酸性的变化规律5、卤素含氧酸的氧化性、热稳定性和酸性的变化规律基本技能：1、掌握卤素单质及其重要化合物的结构、性质、制备和用途2、能解释，按HF-HCl-HBr-HI顺序，酸强度递增，稳定性递减、还原性递增的变化规律3、掌握卤素元素电势图的应用4、掌握卤素含氧酸性质的变化规律，解释含氧酸及其盐的氧化性、热稳定性和酸性的强弱5、根据X-还原性差别，掌握制取HX的不同方法。
《卤素和氧族元素》课件
卤素元素和氧族元素的比较
电子亲和能
卤素元素的电子亲和能比氧族 元素大。
化学反应
卤素元素通常表现出较强的还 原性，而氧族元素则具有良好 的氧化性。
物理性质
卤素元素在常温下通常是二原 子分子存在，而氧族元素则有 固、液、气三种常见的状态。
结论
• 卤素元素相对较小，电负性较高，还原性强。 • 氧族元素则相对较大，电负性较低，氧化性强。 • 两类元素广泛应用于医药、化工、材料等领域。 通过对卤素和氧族元素的学习，我们可以更好地了解这两类元素在科学及工业领域中的应用前景。
卤素和氧族元素
本课程介绍卤素和氧族元素的基本概念及特点，并比较两类元素的差异。通 过学习，您将更好地了解这两类元素在自然界和科技领域的应用。
卤素元素
离子半径和电负性
卤素元素的离子半径随原子序数的增加而增加，电负性随原子序数的增加而减小。
2
物理性质和化学性质
卤素元素在常温下通常是二原子分子存在，活泼性大，具有较强的还原性和卤化 性。
3
产生和应用
卤素元素通常是从海水中提纯或从盐矿中提取得到，广泛应用于医药、化工、冶 金等领域。
氧族元素
离子半径和电负性
氧族元素的离子半径比卤素元素小，电负性比卤素元素大。
物理性质和化学性质
氧族元素常见状态为气体、液体、固体，活泼性小，具有良好的氧化性和还原性。
产生和应用
氧族元素可以得到空气中分离或通过化学反应制备，具有广泛的应用领域，例如材料、能源、 环保等。
应用与前景
卤素元素和氧族元素作为元素周期表中的两类元素，各自在不同领域都有丰 富的应用。例如，卤素元素常应用于消毒、农药、制药、合成材料等领域， 而氧族元素则有着重要的能源存储、电化学催化、气体分离等应用。
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2020/7/9
Ch11：卤素和氧族元素
• 12.2.2 卤素单质 • 1. 卤素单质的物理性质(自学!) • 2. 卤素单质的化学性质(选讲!) • (1) 与金属的作用 • (2) 与非金属的作用 • (3) 与氢的作用 • (4) 与水的作用：分两种情况 • (5) 与碱的作用：注意反应条件，热碱？冷碱？ • (6) 卤素间的置换反应：分为两类
• 1．非金属→金属的递变
• ⅢA →ⅤA中尤为突出，ⅫA除外。
• 由典型的非金属开始 → 典型的金属结束。如：
• ⅥA： O、 S、 Se、Te、 Po
•
非金属
准金属
金属
• ⅤA： N 、 P
As、 Sb
Bi
•
非金属
2020/7/9
准金属
金属
Ch11：卤素和氧族元素
• 2．呈多氧化态、惰性电子对效应
• 1. 同核双原子分子中有一个非极性的共价键；
• 2. 氧化数为-1的卤素，可以有三种成键方式：离子键、共价键、 配位键。
• 与活泼金属化合成离子型化合物；
• 与非金属元素化合成共价型化合物；
• 还可以作为电子对的给予体形成配合物。
• [FeF6]3-, [HgCl4]2-, [PbI4]2-
• 3. 除氟外，氯、溴、碘均可以呈现正氧化态，+1、+3、+5、+7。
2020/7/9
Ch11：卤素和氧族元素
• (1) 第一排元素具有反常性质
• 同一族中，第一个元素原子的半径最小，电负性最大，获得电子 的能力最强，因而与同族其它元素相比，化学性质有较大的差别。
• 如：单质的存在状态： ⅤA ⅥA
•
N O 气体
•
P S 固体
• 元素的电子亲合能： EA(F) > EA(Cl) ； EA(O) > EA(S) • 单位：kJ.mol-1 ： (-322) (-348.7) ；(-141) (-200.4)
• ∴p区第四周期元素的性质在同族中显得比较特殊，表现出中间 排的异样性。
•
Ga、Ge、As、Se、Br
• 如在ⅦA中，含氧酸中：溴酸、高溴酸的氧化性均比其它卤酸、
高卤酸的氧化性强。
2020/7/9
Ch11：卤素和氧族元素
• (3) 各族最后三个元素性质缓慢地递变
• 在第五、六周期的p区元素前，也有d区元素的插入，它对这两排 元素也有类似的影响，因而使各族最后三个元素出现了同族元素 性质的递变.
Ch11：卤素和氧族元素
11.2 卤族元素
• 了解卤素的通性。了解单质的制备和性质； • 掌握卤素的氢化物的制备、性质及变化规律； • 掌握卤化物的性质； • 掌握卤素(Cl)的含氧酸及其盐的性质。 • 理解影响含氧酸氧化能力强弱的因素；了解含氧酸氧化
还原性的周期性。
2020/7/9
Ch11：卤素和氧族元素
•
即： C(Ⅱ) < Si(Ⅱ) < Ge(Ⅱ) < Sn(Ⅱ) < Pb(Ⅱ)
•
2020/7/9
C(Ⅳ) > Si(Ⅳ) > Ge(Ⅳ) > Sn(Ⅳ) > Pb(Ⅳ)
Ch11：卤素和氧族元素
• 惰性电子对效应：自上而下、低氧化态比高氧化态物质稳定! • 惰性电子对效应以第六周期元素最为显著。 • 6s2电子对的惰性最大！ • 如PbO2、NaBiO3为强氧化剂。
• 氢化物：由于HF、H2O、NH3能形成氢键而mp、bp远高于同族 元素的其它氢化物。
2020/7/9
Ch11：卤素和氧族元素
• (2) 中间排元素表现出异样性
• 这是由于从第四周期起，d区元素的插入，使p区元素有效核电荷 明显增大，对核外电子的引力增强，因而原子半径比同周期的s 区元素的原子半径显著地减小；而电负性与同族第二三周期元素 相比，则减小不多。
• 这种递变不如s区元素明显。如：As 、 Sb 、 Bi
• (4) 各族最后两个元素性质有些相似
• 镧系收缩所致！
• 第六周期，f 区元素的插入，由于镧系收缩的影响，第五、六周 期元素离子半径相差不太大，而第四、五周期元素的离子半径却 相差较大。
• 导致各族最后两个元素性质有些相似。
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无机化学基础
卤素和氧族元素性质和作用
2020/7/9
11.1 p区元素概述
11.2 卤族元素 11.3 含氧酸的氧化还原性
11.4 氧族元素 11.5 无机酸强度的变化规律
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实验一：非金属化合物的性质Ch11：卤素和氧族元素
11.1 p区元素概述
• p 区：ⅢA~ⅦA ns2np1~ 5，除H外，所有非金属都集中在该区。
• 如，一些非金属元素的氧化物、氢化物等。它们的一些物理性质 可用分子间力进行解释。
• 4．配位数
• p区第一排元素原子(第二周期)，所形成配合物的最高配位数只 能达到4。
• 如：H[BF4]。 • 对较重元素则可以有更高配位数的化合物。
• 如：H2[SiF6]。
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Ch11：卤素和氧族元素
• 5．二次周期性
• 周期性是指各周期间的规律性，而同族之间的规律性则称二次周 期性。
• 同族之间周期性产生的原因是由于在考虑元素性质的时候，不仅 要考虑价层电子，而且要考虑内层电子排布的影响。
• 如对p区元素，由于d 区和 f 区元素的插入，将影响元素的性质， 使p区元素自上而下性质的递变不如s区元素有规则，概括起来有 如下特征。
• p区元素：ns2np1~ 5，除F 外一般有多种氧化态。
• 对ⅢA--ⅤA族元素，同族中由上到下，低(正的)氧化态的稳定性
依次增强，而高氧化态的稳定性则依次减弱。
• ——惰性电子对效应所致！
• 如：ⅣA： Si(Ⅳ) > Si(Ⅱ)
•
而 Pb(Ⅳ) < Pb(Ⅱ) ， Sn(Ⅱ) < Pb(Ⅱ)
• 1s2 2s22p6 3s3p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 • 惰性电子对效应是由能级交错所致。
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Ch11：卤素和氧族元素
• 3．多形成共价化合物
• p区元素的电负性较s区元素的电负性大，所以与s区元素不同，p 区元素在许多化合物中以共价键结合。
• ⅫA: F、Cl、Br、I、At
• 总称卤素——成盐元素的意思。
• 卤素都是非金属元素
• F在所有元素中非金属性最强，I只具有微弱的金属性，At是放射 性元素。
• 对卤素而言，非金属性的递减和金属性的递增不像p区其它元素 那样明显。
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Ch11：卤素和氧族元素
• 12.2.1 卤素的成键特征——ns2np5