无机化学s区和p区元素
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无机化学第21章 P区金属(2013)
2、由于镓较昂贵，毒性又很大，故其应用受 到了限制。约有80%的镓和铟用于电子工业。 镓的熔点低，握在手中即可熔化，而沸点却 很高，可作高温温度计。镓是继砷、硅之后 的第三种重要的半导体材料,可作为光电管 使用。
3、它们是P型半导体的掺杂剂,也可以制成III Ａ—VＡ族元素的半导体化合物,如砷化镓 GaAs。 4、镓和铟易与许多金属形成合金，常用于制 易熔合金，含铟25%的镓合金在289K时熔化， 用于自动喷水灭火装置中。 5、含铟量较高的焊接剂,具有特殊性,用它可 把金属焊接到金属薄膜上，还可把金属焊接 到非金属部件上。 6、In－Pb、In－Sn合金抗碱腐蚀，用于化工 器械的焊接。
这种二聚分子遇到电子对给予分子时会离 解成单分子，然后这个AlCl3单分子再同这个 电子对给予体形成配位化合物. 例如： AlCl3· NH3。当Al2Cl6溶于水，它立即解离为 Al(H2O)63-和Cl-，并强烈水解。 AlBr3和AlI3的结构和性质与AlCl3相似。
制备：
1) Al(熔融) Cl 2 AlCl3 (无水)
铍与铝的相似性
① 两者都是活泼金属，在空气中易形成 致密的氧化膜保护层 ② 两性元素，氢氧化物也属两性 ③ 氧化物的熔点和硬度都很高 ④ 卤化物均有共价型 ⑤ 盐都易水解 ⑥ 碳化物与水反应生成甲烷 Be2C + 4 H2O Al4C3 + 12 H2O 2 Be(OH)2 + CH4 ↑ 4 Al(OH)3 + 3 CH4 ↑
1、铝的卤化物 在三卤化铝中，除AlF3为离子型化合物外，其 余均为共价型化合物。 在气相或非极化溶剂，AlCl3,AlBr3,AlI3均是二 聚体。 。 在二聚分子中卤素原子对铝呈四面体配置，是 一种桥式结构。即在每个AlX3分子中，铝原子 有空轨道，X原子有孤电子对，因而在两个AlX3 分子间发生x→Al提供电子对而配位，形成卤桥 的配位化合物
3、它们是P型半导体的掺杂剂,也可以制成III Ａ—VＡ族元素的半导体化合物,如砷化镓 GaAs。 4、镓和铟易与许多金属形成合金，常用于制 易熔合金，含铟25%的镓合金在289K时熔化， 用于自动喷水灭火装置中。 5、含铟量较高的焊接剂,具有特殊性,用它可 把金属焊接到金属薄膜上，还可把金属焊接 到非金属部件上。 6、In－Pb、In－Sn合金抗碱腐蚀，用于化工 器械的焊接。
这种二聚分子遇到电子对给予分子时会离 解成单分子，然后这个AlCl3单分子再同这个 电子对给予体形成配位化合物. 例如： AlCl3· NH3。当Al2Cl6溶于水，它立即解离为 Al(H2O)63-和Cl-，并强烈水解。 AlBr3和AlI3的结构和性质与AlCl3相似。
制备：
1) Al(熔融) Cl 2 AlCl3 (无水)
铍与铝的相似性
① 两者都是活泼金属，在空气中易形成 致密的氧化膜保护层 ② 两性元素，氢氧化物也属两性 ③ 氧化物的熔点和硬度都很高 ④ 卤化物均有共价型 ⑤ 盐都易水解 ⑥ 碳化物与水反应生成甲烷 Be2C + 4 H2O Al4C3 + 12 H2O 2 Be(OH)2 + CH4 ↑ 4 Al(OH)3 + 3 CH4 ↑
1、铝的卤化物 在三卤化铝中，除AlF3为离子型化合物外，其 余均为共价型化合物。 在气相或非极化溶剂，AlCl3,AlBr3,AlI3均是二 聚体。 。 在二聚分子中卤素原子对铝呈四面体配置，是 一种桥式结构。即在每个AlX3分子中，铝原子 有空轨道，X原子有孤电子对，因而在两个AlX3 分子间发生x→Al提供电子对而配位，形成卤桥 的配位化合物
无机化学-p区元素概述
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
ⅢA 非 原 金 ⅣA 属 金 B子 硼 C 碳 半 铝 Si 硅 性 属 Al 径 增 性 Ga 镓 Ge 锗 增 强 减 大 弱 In 铟 Sn 锡 Tl 铊 Pb 铅 ⅤA N 氮 P 磷 As 砷 Sb 锑 Bi 铋
P区元素的特点 0 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA He 氦 2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖 3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 660.4℃
Байду номын сангаас
（3）金属的熔点较低
这些金属 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 彼此可形成氪 4 硒 Br 溴 Kr 29.78 ℃ 973.4 ℃ 低熔合金 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 5
如
超纯锗
ⅤA
ⅥA
ⅦA He 氦
无机化学多媒体电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第一节 结束
156.6 ℃ 231.9 ℃ 630.5 ℃
Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po 6 303.5 ℃ 327.5 ℃ 271.3 ℃
At 砹 Rn 氡
P区元素的特点
（4）某些金属具有半导体性质
ⅢA ⅣA
0
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po At 砹 Rn 氡
s区,p区元素
过氧化物
453 573K 4Na O2 2Na 2O 573 673K 2Na 2O O2 2Na 2O2
Na2O2在碱性介质中具有强氧化性： 熔矿剂；遇棉花、炭粉爆炸
3Na 2O2 Cr2O3 2Na 2CrO4 +Na 2O Na 2O2 MnO2 Na 2MnO4
H2 O
8.1.3 氧化物
多样性（三种氧化物）
普通氧化物(O2-) 过氧化物(O22-) 超氧化物(O2
-)
1s 2 2s 2 2p6
KK (σ 2s ) 2 (σ * 2s ) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p ) 4 (π * 2p ) 4
KK (σ 2s ) 2 (σ * 2s ) 2 (σ 2p ) 2 (π 2p ) 4 (π * 2p )3
盐类的应用
硝酸钾：在空气中不吸潮,在加热时有强氧化性,用来制
造黑火药。硝酸钾还是含氮、钾的优质化肥。
氯化镁：通常以MgCl2· 6H2O形式存在，它能水解为
Mg(OH)Cl，氯化镁易潮解，普通食盐的潮解 就是其中含有氯化镁之故。纺织工业中用氯化 镁保持棉纱的湿度而使其柔软。
氯化钙：无水CaCl2有很强的吸水性，是常用的干燥剂。
碳-碳复合材料
人造金刚石
分子筛
高能燃料
光子带隙材料
硅单晶材料
太阳电池材料 纳米半导体材料
8.2.2 卤素的化合物
8.2.2.1 卤素概述
卤素的性质变化
卤素 价电子构型 共价半径（pm） 电负性
第一电离能（kJ/mol） 电子亲和能（ kJ/mol ） 氧化数
F 2s22p5 64 4.00
1681 -328 -1
无机化学元素周期表
总趋势：随着原子序数的增大,原子半径自左至右减小.
同周期原子半径的变化趋势 (一)
解 释: 电子层数不变的情况下，有效核电荷的增大导致核对外层电子的引力增大.
解 释: ◆ 主族元素: 电子逐个填加在最外层, 对原来最外层上的电子的屏蔽参数(σ)小, 有效 核电荷(Z*) 迅速增大。例如, 由Na(Z=11)至Cl (Z=17), 核电荷增加6, 最外层3s电子 感受到的有效核电荷则增加4.56(由2.51增加至7.07)。 ◆ 过渡元素: 电子逐个填加在次外层, 增加的次外层电子对原来最外层上电子的屏蔽 较强, 有效核电荷增加较小。 ◆ 内过渡元素: 电子逐个填加在外数第三层, 增加的电子对原来最外层上电子的屏蔽 很强, 有效核电荷增加甚小。
同周期原子半径的变化趋势 (二)
相邻元素的减小幅度：主族元素 > 过渡元素 > 内过渡元素
◆ 第3周期前7个元素平均减小: [ r(Na) - r(Cl)]/6 = [191 pm - 99 pm]/6 = 15.3 pm ◆ 第一过渡系10个元素平均减小: [ r(Sc) - r(Zn)]/9 = [164 pm - 137 pm]/9 = 3.0 pm ◆ 镧系15个元素平均减小: [ r(La) - r(Lu)]/14 = [188 pm - 173pm]/14 = 1.1 pm
原子半径变化规律的形象表示
原子半径
镧系收缩的结果
B Zr和Hf B Nb和Ta B Mo和W 每对原子的原子半径和离子半径较接近，化学性质也十分相似，造成这三对元素在分离上十分困难。
镧系收缩
镧系元素的原子半径和离子半径随着原子序数 的增加而逐渐减小的现象称为镧系收缩。
电离能 I ( ionization energy)
无机化学 p区元素
无机化学 p区元素p区元素是周期表中第13至18列元素，也被称为主族元素或气族元素。
它们的化学性质在同一周期内呈现出明显的变化，但在同一族内则有着相似的性质。
本文将从p区元素的发现、物理性质、化学性质和应用方面进行介绍。
一、发现历史p区元素包括第13至18列的元素，是一组很有特殊性质的元素。
人们在测定原子量和密度时陆续发现了这些元素。
在18世纪前，人们对许多p区元素的存在还没有足够的证据。
因此，这些元素也成为了化学家们探索的一个难题。
1830年代， Jons Berzelius 以三个十二面体化合物来系统地描述元素。
这些化合物即由氧、碳、氮、硫和磷的元素统一构成的，在此基础上，他将元素分成了四个区，包括酸基金属、上碲族、下碲族和稀有元素。
但当时的化学学家认为，有更多的元素应该属于上述因素中的某一组，于是 stas 和sebaste 花了 20 年时间，最终找到了人类认识的所有元素。
这一时期p区元素的最后发现是在1898年，由法国科学家Pierre Curie 发现的钋和镭。
二、物理性质1、电子配置p区元素的电子构型为 ns2np1-6(除氦He外，另有例外，即不是ns2np5，如氧O)。
其中，ns和np是主量子数。
p区元素的外层电子结构十分稳定，p区元素代表元素外层电子的数目是非常有限的，它们在化学之间的交互作用直接影响每个元素的化学适用性。
p区元素的数量相对比较少，但却具有十分丰富的化学反应性。
2、原子尺寸和电负性p区元素原子尺寸相比于同周期的s区或d区元素会比较小，但相比于前一个周期，p区元素的原子尺寸又会更加大一些。
这些原子尺寸的变化和电负性的变化有关。
氧、氮、碳等元素的电子云很大程度上影响着元素化学性质的表现。
一般来说，p区元素的电负性很高，因为它们具有较高的电子亲和能力和较高的电负性。
氨等化合物是p区元素高电负性的体现。
三、化学性质p区元素对于化学反应性的调节十分显著，同一页上的元素之间往往会显示出相似的化学性质。
大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(复习笔记 p区元素(一))
13.1 复习笔记一、p区元素概述1．p区元素包括了除氢以外的所有非金属元素和部分金属元素。
与s区元素相似，p区元素的原子半径在同一族中自上而下逐渐增大，它们获得电子的能力逐渐减弱，元素的非金属性也逐渐减弱，金属性逐渐增强。
除第ⅦA族和稀有气体外，p区各族元素都由明显的非金属元素过渡到明显的金属元素。
2．p区元素特征（1）各族元素性质由上到下呈现二次周期性①第二周期元素具有反常性（只有2s，2p轨道）；第二周期元素单键键能小于第三周期元素单键键能。
②第四周期元素表现出异样性（d区插入），例如：溴酸、高溴酸氧化性分别比其他卤酸（HClO3，HIO3）、高卤酸（HClO4，H5IO6）强。
③最后三个元素性质缓慢地递变（d区、f区插入）。
（2）多种氧化值①p区元素的价电子构型为n s2n p1-6，具有多种氧化态。
例如：氯的氧化值有+1，+3，+5，+7，-1，0等。
②惰性电子对效应：同族元素从上到下，低氧化值化合物比高氧化值化合物变得更稳定。
（3）电负性大，形成共价化合物。
二、硼族元素1．硼族元素概述硼族元素包括B，Al，Ga，In，Tl五种元素，其价电子构型为n s2n p1，因此他们一般形成氧化值为+3的化合物。
随着原子序数的增加，形成低氧化值+1化合物的趋势逐渐增强。
硼的原子半径较小，电负性较大，所以硼的化合物都是共价型的，在水溶液中也不存在B3+。
在硼族元素化合物中形成共价键的趋势自上而下依次减弱。
（1）缺电子元素硼族元素原子的价电子轨道数为4，而其价电子只有3个，这种价电子数小于价键轨道数的原子称为缺电子元素。
它们所形成的化合物有些为缺电子化合物。
缺电子化合物的特点：易形成配位化合物HBF4；易形成双聚物Al2Cl6。
（2）硼族元素的一般性质①B是非金属单质，Al、Ga、In、Tl是金属单质；②B，Al，Ga的氧化态是+3，In的氧化态是是+1和+3，Tl的氧化态是+1；③B的最大配位数是4，Al、Ga、In、Tl 的最大配位数是6。
无机化学1
The Hydrogen Bond
pseudo-tetrahedral network in ice ice is less dense than water consequence of open structure base pairs in DNA transfer of genetic information
Interstitial Hydrides
found for transition-metal hydrides, e.g. PdHx (x < 1)
Pd H
lattice of metal atoms is maintained; hydride ions occupy interstitial sites non stoichiometric compounds: composition depends on extent of reaction
结 构 分 区 ：
s 区:ns1－2 p区: ns2np1－6 d 区:(n－1)d1-9ns1－2 ds区:(n－1)d10ns1－2 (Pd无 s 电子) f 区:(n－2)f0－14(n－1)d0－2ns2
Cn
Fl
Lv
MAIN GROUP CHEMISTRY: CONCEPTS
(1) Descriptive chemistry How the elements are found and the compositions of their compounds Shapes of molecules, and coordination geometry of atoms in extended solids
IUPAC definition of oxidation state: /O04365.html
无机化学课件第十章_p区元素
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”。
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”。
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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
● H2SO4的结构
S与O形成σ键的同 时，中心硫原子的d 轨道与氧原子的p轨 道互相重叠，形成 附加的（p-d）π键 。
S：sp3 杂化.
● 浓 H2SO4 的性质
强吸水性 作干燥剂，
可从纤维、糖中提取水
强氧化性
C12H22O11 12C 11H2O
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不稳定性（由于分子中的特殊过氧键引起） 分解与外界条件有关：
● 温度： 2 H2O2(l)
> 426 K
2 H2O(l) + O2(g), r Hm= -195.9kJ· mol-1
● 杂质：重金属离子Fe2+、Cu2+以及有机物的混入；
● 光照：波长为 320~380 nm 的光； ● 介质：在碱性介质中的分解速率远比在酸性介质中快。 为了阻止分解，常采取的防范措施：市售约为 30% 水 溶液，用棕色瓶装，放臵在避光及阴凉处，有时加入少量 Na2SnO3(亚锡酸钠)或 Na4P2O7 (焦磷酸钠)作稳定剂 。
超氧化物：O2极易吸收二氧化碳，与水和稀酸反应放出氧气 4 KO2 + 2 CO2 → 2 K2CO3 + 3 O2(g) 2NaO2+2H2O → H2O2+2NaOH+O2 • 氢氧化物
M2O, MO MOH,M(OH)2
（除Be(OH)2为两性外） 氢氧化物的强碱性是碱金属和碱土金属性质的重要特点
经 验 规 则
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在R-OH中，若R的φ值大，其极化作用强，氧原子电子云 偏向R，使O-H键极性增强，则呈现酸式解离；若R的φ值小， R-O键极性强，则成碱式解离。
碱性 LiOH
中强碱 两性
NaOH
强碱 中强
KOH
强碱 强
RbOH
强碱 强
CsOH
强碱
Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2
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NH3的性质 ● 加合反应(路易斯碱)：氨分子中的孤电子倾向 于和别 的分子或离子配位形成各种氨合物 ● 取代反应：取代反应可从两种不同角度考虑： 一种是 将 NH3 分子看作三元酸，另一种是看作其他化合物中的某 些原子或原子团被氨基或亚氨基所取代 ● 氧化反应: NH3 分子中的 N 原子虽处于最低氧化态 ，但还原性却并非其化学的主要特征 ●弱碱性: 肼、羟氨：它们的氧化值分别为-2，-1
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7.2 卤素化合物(F, Cl, Br, I, At) 7.2.1 通性 非金属元素族; 多种氧化数，呈现单数; F元素特殊性，氧化数仅-1; 化合物呈共价形式。 7.2.2 卤化氢 ● 酸性 氢卤酸可以离解出氢离子和卤素离子，因此酸性和卤 素离子的还原性是其主要特征。 除氢氟酸的稀溶液外，其他三种氢卤酸都是强酸。 氢卤酸酸性强度的次序为：HI>HBr>HCl>HF ？
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7.3 氮族化合物
半充满，结构较稳定，主要氧化数为-3，0，+3，+5
7.3.1 氮的氢化物
氨和铵盐 氨： NH3(N: sp3杂化） 工业合成仍用哈伯法:
N2(g) + 3 )
Fritz Haber 1868－1934，德国物理化学家，因发 明氮气和氨气直接合成氨的方法，获1918年诺贝尔 化学奖。
N 2 H4 NH2OH
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7.5.3 氮的含氧酸及其盐 1 亚硝酸和亚硝酸盐
7.3.3 硫化氢
● H2S 是无色，有腐蛋味，剧毒气体，稍溶于水；结构与 H2O 相似；水溶液呈酸性，为二元弱酸 ● 还原性久臵于空气中的氢硫酸 因被空气氧化而变浑浊： 2 H2S(aq) + O2 = 2 S(s) + 2 H2O
微溶：溶解度在0.01g~1g/100g， 难溶：溶解度小于0.01g/100g 上页 下页 目录 返回
H2O
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R-OH规则解释： 氧化物的水合物通式R(OH)n，R为成酸或成碱元素，有两 种解离可能：
酸式 RO- +H+ R-O-H 碱式 R++OH-
其可能性与阳离子的极化作用有关，科学家卡特里奇以 “离子势”来衡量阳离子极化作用的强弱。
当1/2>0.32时R(OH)n显酸性 阳离子电荷 Z (r : pm) 当0.32>1/2>0.22时R(OH) 显两性 n 阳离子半经 r 当1/2<0.22时R(OH)n显碱性
7.3.4 二氧化硫亚硫酸及其盐
● SO2 的结构（类似臭氧）
S O O O
S O
4 3
SO2为无色有强烈刺激性气味的气体，能和有机色素结 合，是一种漂白剂。 二氧化硫中硫为+4价，可作氧化剂，又可作还原剂，主 要是还原剂。 亚硫酸同样既有氧化性，又有还原性，主要是还原性。 亚硫酸钠：常用作还原剂，抗氧剂 2Na2SO3+O2→2Na2SO4
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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7.3.2 臭氧 结构
4 中心O：sp2杂化形成： π3
键 角：117° =1.8×10-30C· m 唯一极性单质
性质 ● 不稳定性 常温下可缓慢分解为O2: 2 O3(g) → 3 O2(g) ● 氧化性 酸性：O3 + 2 H+ + 2e- → O2 + H2O φ = 2.07V 碱性：O3 + H2O + 2e- → O2 + 2OH- φ = 1.20V
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7.3 氧族元素化合物
7.3.1 过氧化氢 俗称双氧水，用途最广的过氧化物。 结构:O sp3杂化
H O 96o 52 ¡ ¯ 96o 52 ¡ ¯ O H
93o 51 ¡ ¯
弱酸性 H2O2
HO2– + H+ ,
K1 = 2.2 × 10–12
K2 ≈ 10-25 H2O2 + Ba(OH)2 BaO2 + 2 H2O
2 O2 O O 2 2
KK ( 2s ) 2 ( *2s ) 2 ( 2p ) 2 ( 2p )4 ( *2p ) 3
碱金属可形成多种氧化物 碱土金属一般只与氧形成普通氧化物 ,钙锶钡可形成过 氧化物和超氧化物. K, Rb, Cs 还会形成臭氧化物 O3
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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. 浓HF水溶液是强酸！ HF＋H2O→H3O＋+F－； HF＋F－→HF2＋ ● 氢氟酸具备腐蚀玻璃的功能： SiO2 + 4 HF SiF4 + 2 H2O CaSiO3 + 6 HF CaF2 + SiF4 + 3 H2O (用于分析矿物或钢铁中的SiO2含量) 氢氟酸能腐蚀皮肤，而且创伤难以治愈，使用时应注意安 全。
Ba(OH)2
强
Be(OH)2+2H+→Be2++2H2O Be(OH)2+2OH-→[Be(OH)4]2碱金属氢氧化物对纤维、皮肤有强烈腐蚀作用，故称荷性碱 。
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
● H2SO4的结构
S与O形成σ键的同 时，中心硫原子的d 轨道与氧原子的p轨 道互相重叠，形成 附加的（p-d）π键 。
S：sp3 杂化.
● 浓 H2SO4 的性质
强吸水性 作干燥剂，
可从纤维、糖中提取水
强氧化性
C12H22O11 12C 11H2O
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不稳定性（由于分子中的特殊过氧键引起） 分解与外界条件有关：
● 温度： 2 H2O2(l)
> 426 K
2 H2O(l) + O2(g), r Hm= -195.9kJ· mol-1
● 杂质：重金属离子Fe2+、Cu2+以及有机物的混入；
● 光照：波长为 320~380 nm 的光； ● 介质：在碱性介质中的分解速率远比在酸性介质中快。 为了阻止分解，常采取的防范措施：市售约为 30% 水 溶液，用棕色瓶装，放臵在避光及阴凉处，有时加入少量 Na2SnO3(亚锡酸钠)或 Na4P2O7 (焦磷酸钠)作稳定剂 。
超氧化物：O2极易吸收二氧化碳，与水和稀酸反应放出氧气 4 KO2 + 2 CO2 → 2 K2CO3 + 3 O2(g) 2NaO2+2H2O → H2O2+2NaOH+O2 • 氢氧化物
M2O, MO MOH,M(OH)2
（除Be(OH)2为两性外） 氢氧化物的强碱性是碱金属和碱土金属性质的重要特点
经 验 规 则
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在R-OH中，若R的φ值大，其极化作用强，氧原子电子云 偏向R，使O-H键极性增强，则呈现酸式解离；若R的φ值小， R-O键极性强，则成碱式解离。
碱性 LiOH
中强碱 两性
NaOH
强碱 中强
KOH
强碱 强
RbOH
强碱 强
CsOH
强碱
Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2
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NH3的性质 ● 加合反应(路易斯碱)：氨分子中的孤电子倾向 于和别 的分子或离子配位形成各种氨合物 ● 取代反应：取代反应可从两种不同角度考虑： 一种是 将 NH3 分子看作三元酸，另一种是看作其他化合物中的某 些原子或原子团被氨基或亚氨基所取代 ● 氧化反应: NH3 分子中的 N 原子虽处于最低氧化态 ，但还原性却并非其化学的主要特征 ●弱碱性: 肼、羟氨：它们的氧化值分别为-2，-1
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7.2 卤素化合物(F, Cl, Br, I, At) 7.2.1 通性 非金属元素族; 多种氧化数，呈现单数; F元素特殊性，氧化数仅-1; 化合物呈共价形式。 7.2.2 卤化氢 ● 酸性 氢卤酸可以离解出氢离子和卤素离子，因此酸性和卤 素离子的还原性是其主要特征。 除氢氟酸的稀溶液外，其他三种氢卤酸都是强酸。 氢卤酸酸性强度的次序为：HI>HBr>HCl>HF ？
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7.3 氮族化合物
半充满，结构较稳定，主要氧化数为-3，0，+3，+5
7.3.1 氮的氢化物
氨和铵盐 氨： NH3(N: sp3杂化） 工业合成仍用哈伯法:
N2(g) + 3 )
Fritz Haber 1868－1934，德国物理化学家，因发 明氮气和氨气直接合成氨的方法，获1918年诺贝尔 化学奖。
N 2 H4 NH2OH
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7.5.3 氮的含氧酸及其盐 1 亚硝酸和亚硝酸盐
7.3.3 硫化氢
● H2S 是无色，有腐蛋味，剧毒气体，稍溶于水；结构与 H2O 相似；水溶液呈酸性，为二元弱酸 ● 还原性久臵于空气中的氢硫酸 因被空气氧化而变浑浊： 2 H2S(aq) + O2 = 2 S(s) + 2 H2O
微溶：溶解度在0.01g~1g/100g， 难溶：溶解度小于0.01g/100g 上页 下页 目录 返回
H2O
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R-OH规则解释： 氧化物的水合物通式R(OH)n，R为成酸或成碱元素，有两 种解离可能：
酸式 RO- +H+ R-O-H 碱式 R++OH-
其可能性与阳离子的极化作用有关，科学家卡特里奇以 “离子势”来衡量阳离子极化作用的强弱。
当1/2>0.32时R(OH)n显酸性 阳离子电荷 Z (r : pm) 当0.32>1/2>0.22时R(OH) 显两性 n 阳离子半经 r 当1/2<0.22时R(OH)n显碱性
7.3.4 二氧化硫亚硫酸及其盐
● SO2 的结构（类似臭氧）
S O O O
S O
4 3
SO2为无色有强烈刺激性气味的气体，能和有机色素结 合，是一种漂白剂。 二氧化硫中硫为+4价，可作氧化剂，又可作还原剂，主 要是还原剂。 亚硫酸同样既有氧化性，又有还原性，主要是还原性。 亚硫酸钠：常用作还原剂，抗氧剂 2Na2SO3+O2→2Na2SO4
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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7.3.2 臭氧 结构
4 中心O：sp2杂化形成： π3
键 角：117° =1.8×10-30C· m 唯一极性单质
性质 ● 不稳定性 常温下可缓慢分解为O2: 2 O3(g) → 3 O2(g) ● 氧化性 酸性：O3 + 2 H+ + 2e- → O2 + H2O φ = 2.07V 碱性：O3 + H2O + 2e- → O2 + 2OH- φ = 1.20V
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7.3 氧族元素化合物
7.3.1 过氧化氢 俗称双氧水，用途最广的过氧化物。 结构:O sp3杂化
H O 96o 52 ¡ ¯ 96o 52 ¡ ¯ O H
93o 51 ¡ ¯
弱酸性 H2O2
HO2– + H+ ,
K1 = 2.2 × 10–12
K2 ≈ 10-25 H2O2 + Ba(OH)2 BaO2 + 2 H2O
2 O2 O O 2 2
KK ( 2s ) 2 ( *2s ) 2 ( 2p ) 2 ( 2p )4 ( *2p ) 3
碱金属可形成多种氧化物 碱土金属一般只与氧形成普通氧化物 ,钙锶钡可形成过 氧化物和超氧化物. K, Rb, Cs 还会形成臭氧化物 O3
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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. 浓HF水溶液是强酸！ HF＋H2O→H3O＋+F－； HF＋F－→HF2＋ ● 氢氟酸具备腐蚀玻璃的功能： SiO2 + 4 HF SiF4 + 2 H2O CaSiO3 + 6 HF CaF2 + SiF4 + 3 H2O (用于分析矿物或钢铁中的SiO2含量) 氢氟酸能腐蚀皮肤，而且创伤难以治愈，使用时应注意安 全。
Ba(OH)2
强
Be(OH)2+2H+→Be2++2H2O Be(OH)2+2OH-→[Be(OH)4]2碱金属氢氧化物对纤维、皮肤有强烈腐蚀作用，故称荷性碱 。