无机化学元素部分pan.
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无机化学课件13p区元素一
2Fe3++ 3CO3 +3H2O→2Fe(OH)3 +3CO2 2++ 2CO 22Cu +H O→Cu ( OH ) CO + CO 3+ 可溶性碳酸盐可作沉淀剂 , 分离某些离子 3 2 2 2 3 2Al + 3CO +3H O→2Al(OH) +3CO 2 2Mg2++
溶 解 金属氢氧化物≈对应碳酸盐 度 金属氢氧化物>对应碳酸盐
•溶解性： 少数可溶：Pb(NO3)2, Pb(Ac)2(弱电解质， 有甜味，俗称铅糖)，铅的可溶性化合物都 有毒。 多数难溶： PbCl2，PbI2，PbSO4，PbCO3， PbCrO4等。
BF3 HF HF BF3
13.2.4 铝的化合物
1.氧化铝和氢氧化铝 氧化铝：Al2O3
α - Al2O3 ：刚玉
硬度大，不溶于水、酸、碱。
γ - Al2O3 ：活性氧化铝，可溶于酸、
碱，可作为催化剂载体。
有些氧化铝晶体透明，因含有杂质而 呈现鲜明颜色。
红宝石(Cr3+)
蓝宝石(Fe3+,Cr3+)
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。 碳原子簇：足球烯或富勒 烯： C60， C70 等。 金刚石(sp3杂化)
13.3.3 碳的化合物 1.碳的氧化物 (1) 一氧化碳(CO) :C O: :C
O:
一个σ 键
两个π键
(2) 二氧化碳 (CO2) C：sp杂化 ：O
13.2.1 硼族元素概述
硼族(ⅢA)：B，Al，Ga，In，Tl 价电子构型：ns2np1 缺电子元素：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
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
无机化学第十三章
无机化学
二、硼族元素的单质
(一) 硼
无机化学
硼在自然界主要以硼酸及各种硼酸盐形式存 在。硼酸存在于某些温泉水中，硼酸盐矿物有硼 砂、方硼石、硬硼钙石、斜方硼砂等。 硼的熔高点，且熔融液态硼的反应活性较高, 所以极难制得高纯度单质硼。用镁或钠还原氧化 硼制得无定形硼：
无机化学
B2O3 +3Mg
高温
p 区元素的价层电子组态为 ns2np1~6，大多 数都有多种氧化值。第 13~15 族元素的较低正氧 化值化合物的稳定性，在同一族中大致随原子序 数的增加而增强，但最高氧化值化合物的稳定性 则随原子序数的增加而减弱。同一族元素这种自 上而下随原子序数的增加低氧化值化合物比高氧 化值化合物稳定的现象，称为惰性电子对效应。 第 14 族外层 ns 轨道中的一对电子越不容易参与 成键，因此高氧化值化合物容易获得两个电子而 形成 ns2 电子组态。惰性电子对效应也存在于第 13 族和第 15 族元素中。
无机化学
第二节 硼族元素
一、硼族元素概述 二、硼族元素的单质 三、硼的化合物 四、铝的化合物
Ga
一、硼族元素概述
硼族元素包括硼、铝、镓、铟、铊五种元素。 铝在地壳中的含量仅次于氧和硅，其丰度（以质量 计）在所有元素中居第三位，而在金属元素中铝的 丰度居于首位。硼和铝有富集矿藏，而镓、铟、铊 是分散的稀有元素，常与其他矿物共生。
无机化学
Na 2B4O7 +CoO Co(BO2 )2 2NaBO2
上述反应可以看作是酸性氧化物 B2O3 与碱性金 属氧化物作用生成偏硼酸盐的过程。不同金属形成的 偏硼酸复盐呈现不同的特征颜色，可用于鉴定某些金 属离子。
硼砂易溶于水，其水溶液因[B4O5(OH)4]2-的水 解而显碱性:
无机化学元素部分
3. 副族元素化合物性质的变化规律---酸碱性及氧化还原性 Cu2+ NaOH 过量 NaOH Cu(OH)2 Cu(OH)42>6 mol dm-3 Ag+ AgO Zn2+ Zn(OH)2 Zn(OH)422 Cd2+ Cd(OH)2 Cd(OH)42浓NaOH Hg2+ HgO
二、重要化合物和离子的结构 氟化氙的结构
Cu+ 0.521V
Cu
生成沉淀： 2 Cu2+ + 4I- = 2CuI + I2
生成配合物 ：2Cu2+ + 2H+ + 4Cl- + Cu = 2H[CuCl2] 2) Hg(I) Hg(II) Hg2+ 0.92V Hg22+
0.797V
Hg
Hg2(NO3) + H2S = HgS + Hg + 2HNO3
Cu(I) Cu(NH3)2+ CuCl3- Cu(CN)43Cu(II) 配位数通常为4 Ag(I) 配位数通常为2 Zn(II) 配位数为4和6 CuCl42- Cu(NH3)42+ Cu(CN)42Ag(NH3)2+ Ag(S2O3)23- Ag(CN)2ZnCl42- Zn(NH3)42+ Zn(NH3)62+
元 素 部 分
•元素及其重要化合物性质变化的规律 •重要化合物和离子的结构 •重要化合物和离子的化学性质 •离子的分离和鉴定
一、元素及其重要化合物性质变化的规律
1. 周期表中元素性质的变化规律
2. 主族元素化合物性质的变化规律 1) s区金属氢氧化物的碱性强弱 2) p区元素的氧化物、氢氧化物及含氧酸酸碱性的变化规律
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。
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”。
无机化学 p区元素
第十二章 p区元素
Ⅲ A~ ⅦA族和 0族元素共计31种元素。
1
第一节 p区元素概述
一、价层电子结构特征及性质
1.价层电子结构与氧化态 价层电子结构ns2np1-6，既可以失电子，又可以
得到电子。同一周期，从左到右，得电子能力增加。 同一主族，从上到下，得电子能力减弱。
氧化态：同一主族，从上到下，最高氧化态的 稳定性依次降低，低氧化态的稳定性依次增大。
(二) 性质
1、颜色 除非金属离子有颜色，一般卤化物不显色。 碘化物有例外，AgI(黄色)、PbI2(鲜黄色)、HgI2(红色)。
2、共价型卤化物易水解 BCl3+3H2O＝H3BO3+3HCl 3SiF4+3H2O＝H2SiO3+2H2SiF6 FeCl3+3H2O＝Fe(OH)3+3HCl BiCl3+H2O＝BiOCl+2HCl
可以利用。
4. p区元素化合物 p区元素电负性比较大，价层轨道电子数比较
多，可以形成共价键、离子键、配位键。
5. p区元素化合物的生物效应
4
二、氧化物水合物的酸性和氧化还原性
(一)无机酸的强度及影响因素
质子(H+)与中心原子直接相连的氢化物 无机酸
质子通过氧原子再与中心原子相连的含氧酸
无机酸 强度
2. 其盐在溶液中较为稳定，有强氧化性 可作漂白剂。加热发生歧化反应：
3NaClO2 = 2NaClO3 + NaCl
34
(四) 卤酸及其盐
1. 卤酸的制备：
Ba(ClO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO3 Ba(BrO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + HBrO3 5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl
Ⅲ A~ ⅦA族和 0族元素共计31种元素。
1
第一节 p区元素概述
一、价层电子结构特征及性质
1.价层电子结构与氧化态 价层电子结构ns2np1-6，既可以失电子，又可以
得到电子。同一周期，从左到右，得电子能力增加。 同一主族，从上到下，得电子能力减弱。
氧化态：同一主族，从上到下，最高氧化态的 稳定性依次降低，低氧化态的稳定性依次增大。
(二) 性质
1、颜色 除非金属离子有颜色，一般卤化物不显色。 碘化物有例外，AgI(黄色)、PbI2(鲜黄色)、HgI2(红色)。
2、共价型卤化物易水解 BCl3+3H2O＝H3BO3+3HCl 3SiF4+3H2O＝H2SiO3+2H2SiF6 FeCl3+3H2O＝Fe(OH)3+3HCl BiCl3+H2O＝BiOCl+2HCl
可以利用。
4. p区元素化合物 p区元素电负性比较大，价层轨道电子数比较
多，可以形成共价键、离子键、配位键。
5. p区元素化合物的生物效应
4
二、氧化物水合物的酸性和氧化还原性
(一)无机酸的强度及影响因素
质子(H+)与中心原子直接相连的氢化物 无机酸
质子通过氧原子再与中心原子相连的含氧酸
无机酸 强度
2. 其盐在溶液中较为稳定，有强氧化性 可作漂白剂。加热发生歧化反应：
3NaClO2 = 2NaClO3 + NaCl
34
(四) 卤酸及其盐
1. 卤酸的制备：
Ba(ClO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO3 Ba(BrO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + HBrO3 5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl
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
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3. 分子型氢化物
氢与p区元素形成二元共价型化合物，根 据路易斯结构中电子数和化学键的相对数目分 为：
缺电子化合物：B2H6是三中心两电子键。 足电子化合物：CH4等 富电子化合物：NH3、H2O等
一、氢
六、氢能源 每公斤燃料燃烧放出的热 H2: 120918 kJ C5H12: 45367 kJ 高能、无污染、无腐蚀。 问题：氢气的规模发生 氢气的储存：钯，镍合金等。
应生成高价氟化物。 nF2+2M = 2MFn 与非金属反应：氟几乎能与所有的非金属（氧、氮除
外）直接化合
2F2 + S = SF4 (SF6) 2F2 + Si = SiF4 3F2 + 2P = 2PF3 (PF5)
三、卤素单质及性质
甚至极不活泼的稀有气体氙，也能在523 K 与氟反应生成氟化物：
第二部分、卤素元素
一、卤素的通性
卤素原子最外层电子结构是ns2np5，达到八 电子稳定结构，仅缺少1个电子，它们都有获得1 个电子成为卤离子X- 的强烈倾向。
一、卤素的通性
F Cl
Br
I
→ 电子亲合能减小
→ 电负性减小
→ 第一电离能减小
→ 共价半径和离子半径增大
→ 单质氧化性减小
→ 分子离解能减小
1. 离子型氢化物及制备 氢同电负性很小的碱金属和碱土金属在高温下直
接化合时，它倾向于获得一个电子，成为H- 离子。
一、氢
H2(g) + 2Li(s) = 2LiH (加热) H2 + 2Na = 2NaH (653K) H2 + Ca = CaH2 (423～573K)
这类氢化物具有离子型化合物的共性，它们 都是白色晶体，常因含少量金属而显灰色。除 LiH 、BaH2外，一般都会在熔化前后分解为单质
四、卤素的存在、提取和用途
1. 氟的制备
氟的生产不能使用水溶液电解质，这是由于产生的
氟会立即氧化H2O。
工业上通常是电解液态HF中的KF （KHF2 ) 。
阳极(无定形碳)：2F- = F2↑+ 2e-
阴极：
2HF2- + 2e- = H2↑+ 4F-
四、卤素的存在、提取和用途
2. Cl2的制备 工业上
一、氢
三、氢的性质和用途
H2分子具有高键焓(436 kJ.mol-1)和短键长 (74pm)，由于分子质量小，电子数少，分子间力非常 弱，只有到20K时才液化。
H2的高键能，决定了H2有一定的惰性，在常温下与 许多元素的反应很慢，但在加热和光照时反应迅速发生。
2H2 + O2 = 2H2O (加热) H2 +石墨、RuO2)：2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-
阴极：
2H2O(l) + 2e- → 2OH- + H2(g)
一、氢
离子型氢化物是强还原剂, 遇水可还原水中H+。利用 此性质，在实验室可以除去许多有机溶剂中微量的水。 高温下还原金属盐。
NaH + H2O = H2(g) + NaOH TiCl4 + 4NaH = Ti + 4NaCl + 2H2↑ UO2 + CaH2 = U + Ca(OH)2
一、氢
CH4 + H2O → CO(g) + 3H2(g) (1000℃) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) (1000℃) CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g) (高温)
一、氢
五、氢化物
氢同其它元素形成的二元化合物叫做氢化物。除 稀有气体外，大多数的元素几乎都能同氢结合而成氢 化物。
F2 + Xe = XeF2 (XeF4 XeF6) • 氟是人体必需的痕量元素。 • 氟化物无论是气态、液态还是固态都对皮肤有
严重的灼伤，这是由于氟化物的水解产生氟化 氢的缘故。
2、卤素与水的反应
卤素与水的反应类型：X2 + H2O = 2HX + O2 X2 + H2O = HX + HXO
卤素间的置换反应： 卤素单质的氧化能力：F2 > Cl2 > Br2 > I2 卤素离子的还原能力: F - < Cl - < Br - < I -
无机化学元素部分
第一部分、氢
一、氢
一、氢在自然界的分布 二、氢的成键特征
氢的电子层构型为1s1，电负性为2.2。 1. 形成离子键：Na、K、Ca等形成H-，这个离子
因有较大的半径(208 pm)，仅存在于离子型氢 化物的晶体中。
一、氢
2. 形成共价键 1)、H2 (非极性) 2)、极性共价键 H2O、 HCl
一、氢
高温下氢是一个很好的还原剂 制备许多高纯金属： CuO + H2 = Cu + H2O TiCl4 + 2H2 = Ti + 4HCl 在适当温度、压力和相应催化剂的条件下， H2可以和一系列的有机不饱和化合物加氢反应。
一、氢
四、氢的制备（化学法、电解法）
H2在地壳中的存在量很低，主要是以水的形式存在。 最经济的方法是用C和CH4高温还原H2O。
一、卤素的通性
Cl、Br、I 都有空的d 轨道，其s 和p 电子可 以激发到d 轨道参与成键，显示出最高氧化态+7。
氧化数为正的化合物都显示出氧化性，尤其 是在酸性介质中。
二、卤素的成键特征
卤素原子最外层电子结构为ns2np5，除F 外，其他卤素还可以有空的nd 轨道成键，其 单质和化合物的成键特征： 1. 有一成单p 电子，单质双原子分子可以组成 一个非极性共价键； 2. 获得一电子达到惰性元素稳定电子结构，氧 化数为-1.
3. 独特的键型 1)、氢原子可以填充到许多过渡金属晶格的空 隙中，形成一类非整比化合物，一般称之 为金属氢化物。如，LaH2.87。ZrH1.30 2)、氢桥键 3)、氢键
硼烷的结构
B：利用sp3杂化轨道，与氢形成三中心 两电子键。（氢桥）
记作：
HH
H
BB
H
H
H
要点：B的杂化方式， 三中心两电子键（3c2e）、硼氢桥。
二、卤素的成键特征
1) 活泼金属生成离子型化合物； 2) 与电负性小的非金属元素化合成极性共价键； 3) 配位键
4. 除F 外，Cl、Br、I 可显示正氧化态，氧化数 为+1、+3、+5、+7
三、卤素单质及性质
1、氟 氟是最活泼的非金属元素，氟单质是目前已知的最
强氧化剂。 与金属反应：在高温和低温可以和所有的金属直接反
氢与p区元素形成二元共价型化合物，根 据路易斯结构中电子数和化学键的相对数目分 为：
缺电子化合物：B2H6是三中心两电子键。 足电子化合物：CH4等 富电子化合物：NH3、H2O等
一、氢
六、氢能源 每公斤燃料燃烧放出的热 H2: 120918 kJ C5H12: 45367 kJ 高能、无污染、无腐蚀。 问题：氢气的规模发生 氢气的储存：钯，镍合金等。
应生成高价氟化物。 nF2+2M = 2MFn 与非金属反应：氟几乎能与所有的非金属（氧、氮除
外）直接化合
2F2 + S = SF4 (SF6) 2F2 + Si = SiF4 3F2 + 2P = 2PF3 (PF5)
三、卤素单质及性质
甚至极不活泼的稀有气体氙，也能在523 K 与氟反应生成氟化物：
第二部分、卤素元素
一、卤素的通性
卤素原子最外层电子结构是ns2np5，达到八 电子稳定结构，仅缺少1个电子，它们都有获得1 个电子成为卤离子X- 的强烈倾向。
一、卤素的通性
F Cl
Br
I
→ 电子亲合能减小
→ 电负性减小
→ 第一电离能减小
→ 共价半径和离子半径增大
→ 单质氧化性减小
→ 分子离解能减小
1. 离子型氢化物及制备 氢同电负性很小的碱金属和碱土金属在高温下直
接化合时，它倾向于获得一个电子，成为H- 离子。
一、氢
H2(g) + 2Li(s) = 2LiH (加热) H2 + 2Na = 2NaH (653K) H2 + Ca = CaH2 (423～573K)
这类氢化物具有离子型化合物的共性，它们 都是白色晶体，常因含少量金属而显灰色。除 LiH 、BaH2外，一般都会在熔化前后分解为单质
四、卤素的存在、提取和用途
1. 氟的制备
氟的生产不能使用水溶液电解质，这是由于产生的
氟会立即氧化H2O。
工业上通常是电解液态HF中的KF （KHF2 ) 。
阳极(无定形碳)：2F- = F2↑+ 2e-
阴极：
2HF2- + 2e- = H2↑+ 4F-
四、卤素的存在、提取和用途
2. Cl2的制备 工业上
一、氢
三、氢的性质和用途
H2分子具有高键焓(436 kJ.mol-1)和短键长 (74pm)，由于分子质量小，电子数少，分子间力非常 弱，只有到20K时才液化。
H2的高键能，决定了H2有一定的惰性，在常温下与 许多元素的反应很慢，但在加热和光照时反应迅速发生。
2H2 + O2 = 2H2O (加热) H2 +石墨、RuO2)：2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-
阴极：
2H2O(l) + 2e- → 2OH- + H2(g)
一、氢
离子型氢化物是强还原剂, 遇水可还原水中H+。利用 此性质，在实验室可以除去许多有机溶剂中微量的水。 高温下还原金属盐。
NaH + H2O = H2(g) + NaOH TiCl4 + 4NaH = Ti + 4NaCl + 2H2↑ UO2 + CaH2 = U + Ca(OH)2
一、氢
CH4 + H2O → CO(g) + 3H2(g) (1000℃) C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) (1000℃) CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g) (高温)
一、氢
五、氢化物
氢同其它元素形成的二元化合物叫做氢化物。除 稀有气体外，大多数的元素几乎都能同氢结合而成氢 化物。
F2 + Xe = XeF2 (XeF4 XeF6) • 氟是人体必需的痕量元素。 • 氟化物无论是气态、液态还是固态都对皮肤有
严重的灼伤，这是由于氟化物的水解产生氟化 氢的缘故。
2、卤素与水的反应
卤素与水的反应类型：X2 + H2O = 2HX + O2 X2 + H2O = HX + HXO
卤素间的置换反应： 卤素单质的氧化能力：F2 > Cl2 > Br2 > I2 卤素离子的还原能力: F - < Cl - < Br - < I -
无机化学元素部分
第一部分、氢
一、氢
一、氢在自然界的分布 二、氢的成键特征
氢的电子层构型为1s1，电负性为2.2。 1. 形成离子键：Na、K、Ca等形成H-，这个离子
因有较大的半径(208 pm)，仅存在于离子型氢 化物的晶体中。
一、氢
2. 形成共价键 1)、H2 (非极性) 2)、极性共价键 H2O、 HCl
一、氢
高温下氢是一个很好的还原剂 制备许多高纯金属： CuO + H2 = Cu + H2O TiCl4 + 2H2 = Ti + 4HCl 在适当温度、压力和相应催化剂的条件下， H2可以和一系列的有机不饱和化合物加氢反应。
一、氢
四、氢的制备（化学法、电解法）
H2在地壳中的存在量很低，主要是以水的形式存在。 最经济的方法是用C和CH4高温还原H2O。
一、卤素的通性
Cl、Br、I 都有空的d 轨道，其s 和p 电子可 以激发到d 轨道参与成键，显示出最高氧化态+7。
氧化数为正的化合物都显示出氧化性，尤其 是在酸性介质中。
二、卤素的成键特征
卤素原子最外层电子结构为ns2np5，除F 外，其他卤素还可以有空的nd 轨道成键，其 单质和化合物的成键特征： 1. 有一成单p 电子，单质双原子分子可以组成 一个非极性共价键； 2. 获得一电子达到惰性元素稳定电子结构，氧 化数为-1.
3. 独特的键型 1)、氢原子可以填充到许多过渡金属晶格的空 隙中，形成一类非整比化合物，一般称之 为金属氢化物。如，LaH2.87。ZrH1.30 2)、氢桥键 3)、氢键
硼烷的结构
B：利用sp3杂化轨道，与氢形成三中心 两电子键。（氢桥）
记作：
HH
H
BB
H
H
H
要点：B的杂化方式， 三中心两电子键（3c2e）、硼氢桥。
二、卤素的成键特征
1) 活泼金属生成离子型化合物； 2) 与电负性小的非金属元素化合成极性共价键； 3) 配位键
4. 除F 外，Cl、Br、I 可显示正氧化态，氧化数 为+1、+3、+5、+7
三、卤素单质及性质
1、氟 氟是最活泼的非金属元素，氟单质是目前已知的最
强氧化剂。 与金属反应：在高温和低温可以和所有的金属直接反