无机化学课件第十章_p区元素
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无机化学s区和p区元素
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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
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
p区元素PPT课件
I2微溶于水，加入KI则溶解度增大：
I2 + I-1 = I3-1
2、卤素单质 2.3 卤素单质化学性质 X2具有强的化学活性 活性相对大小：F2 > C12 > Br2 > I2 卤素原子都有取得一个电子而形成卤素阴离子的强烈趋势：
1/2X2 + e- ─→ X故卤素单质最突出的化学性质是氧化性。除I2外，均为强
• Cl2也可与各种金属作用，反应剧烈，但有些需加热。
氧化剂。从标准电极电势(X2/X-)可以看出，F2是卤素单质
中最强的氧化剂。随着X原子半径的增大，卤素的氧化能 力依次减弱： F2 > C12 > Br2 > I2
2、卤素单质
（1） 与金属作用
2.3 卤素单质化学性质
• F2可与所有的金属作用
F2可贮存于Cu、Ni、Mg等容器中。因在金属表面形成氟 化物薄膜
1、卤素的通性
如 基态Cl 供给一定能量，变成几种激发态，表现出 高氧化态：+1、+3、+5、+7 。F只能形成-1价化合物。
基态
- 1e +1
激发态
- 3e +3
激发态
- 5e +5
激发态
3s
3p
- 7e +7
3d
2、卤素单质
2.1 卤素成键特征
（1）非极性共价键 价电子层中有一个成单的p电子，可形成一个非极性 共价键，如F2、Cl2、Br2、I2
又如 HClO
HClO3
HClO4
氧化数增加，氧增多，中心氯电子密度降低
O的电子密度降低，O-H键减弱，酸性增强
三 无机物的水解性
❖ ① 电荷半径（取决于阳离子对水的极 化作用），阳离子半径小，电荷高， 极化作用大，易水解。 如AlCl3>>NaCl
I2 + I-1 = I3-1
2、卤素单质 2.3 卤素单质化学性质 X2具有强的化学活性 活性相对大小：F2 > C12 > Br2 > I2 卤素原子都有取得一个电子而形成卤素阴离子的强烈趋势：
1/2X2 + e- ─→ X故卤素单质最突出的化学性质是氧化性。除I2外，均为强
• Cl2也可与各种金属作用，反应剧烈，但有些需加热。
氧化剂。从标准电极电势(X2/X-)可以看出，F2是卤素单质
中最强的氧化剂。随着X原子半径的增大，卤素的氧化能 力依次减弱： F2 > C12 > Br2 > I2
2、卤素单质
（1） 与金属作用
2.3 卤素单质化学性质
• F2可与所有的金属作用
F2可贮存于Cu、Ni、Mg等容器中。因在金属表面形成氟 化物薄膜
1、卤素的通性
如 基态Cl 供给一定能量，变成几种激发态，表现出 高氧化态：+1、+3、+5、+7 。F只能形成-1价化合物。
基态
- 1e +1
激发态
- 3e +3
激发态
- 5e +5
激发态
3s
3p
- 7e +7
3d
2、卤素单质
2.1 卤素成键特征
（1）非极性共价键 价电子层中有一个成单的p电子，可形成一个非极性 共价键，如F2、Cl2、Br2、I2
又如 HClO
HClO3
HClO4
氧化数增加，氧增多，中心氯电子密度降低
O的电子密度降低，O-H键减弱，酸性增强
三 无机物的水解性
❖ ① 电荷半径（取决于阳离子对水的极 化作用），阳离子半径小，电荷高， 极化作用大，易水解。 如AlCl3>>NaCl
元素化学—p区元素及其重要化合物
磷的含氧酸及其盐
磷酸盐
溶解性: 所有的磷酸二氢盐都易溶于水，而磷酸氢盐和正盐除了K+、 Na+、NH4+离子的盐外，一般不溶于水。 水解性: Na3PO4水解呈较强的碱性pH＞12 ；Na2HPO4水溶液呈弱 碱性pH= 9～10，而NaH2PO4的水溶液呈弱酸性pH= 4～5。
磷的含氧酸及其盐
分析上常用此反 应检定溶液中有
无 Mn2+ 离子
基 础 化 学
卤族元素
周期表中元素的分区
IA
0
1
IIA
IIIA IVA VA VIA VIIA
2
3
IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
(3) 活泼性在Cu之后：
2AgNO3
2Ag + 2NO2 + O2
NO3-、NO2- 的鉴定
NO2-的鉴定 Fe2++NO2-+HAc → Fe3++NO +H2O+2Ac[Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
NO3-、NO2- 的鉴定
NO3-的鉴定 3Fe2++NO3-+4H+ → 3Fe3++NO +2H2O [Fe(H2O)6]2++NO → [Fe(NO)(H2O)5]2+ (棕色) + H2O
亚硝酸盐比较稳定，特别是碱 金属和碱土金属亚硝酸盐。
2HNO2 N2O3 + H2O NO + NO2 + H2O
蓝色
棕色
无机化学s区和p区元素ppt课件
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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溶解性 碱金属盐大多易溶于水，并且在水溶液中完全电离，例 外有LiF、Li2CO3和等； 钠盐的吸湿性比钾盐强，因此分析化学中所用的基准物 质多是钾盐； 碱土金属盐：大多数碱土金属盐溶解度小； CaC2O4是钙盐中溶解度最小的,常用作定量分析; 钡餐:BaSO4+Na2SO4溶液中的糊状物(可溶性钡盐对人体 有毒)。
无机化学s区和 p区元素
7.1 碱金属和碱土金属化合物
Ca,Sr,Ba 碱性 “土性”： 氧化物难 溶于水
S区元素在周期表中的位置
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7.1.1 碱金属和碱土金属通性
有金属光泽，密度小，硬度 小，熔点低、导电、导热性好 的特点; 锂和铍由于原子半径小,而且 次外层为2电子构型,所以在同 族元素中熔点和沸点最高; 铯失电子的倾向很大,受光照 射金属表面的电子逸出(光电效 应),因此常用铯(也可有钾铷)来 制造光电管.
O -3
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过氧化物(O22-)： Na2O2常见 2Na+O2→ Na2O2
无机化学 p,d区元素
无机化学
20
第三节 氧族元素
一、氧族元素的通性
性质 氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) 钋(Po)
原子序数 相对原子质量 价电子层结构 共价半径/pm 第一电离能 第一电子亲和能 电负性 主要氧化数
8 16.00 2s22p4 66 1314 -141 3.44 -2 0
16 32.07 3s23p4 104 1000 -200 2.58 -2 0 +2 +4 +6
性质 常况时物态 常况时颜色 熔点/K 沸点/K 溶解度
(298K,mol/L)
氟(F2) 气 浅黄色 53.56 84.96
－
氯(Cl2) 气 黄绿色 172.16 238.46 0.090(g) 246.7
溴(Br2)
碘(I2)
液 固 红棕色 紫黑色 265.96 386.86 331.16 456.16 0.21(g) 1.310-3(g) 193.2 150.9
无机化学
7
2. 与水作用 卤素与水反应有下列2种类型： (1) 2X2+2H2O==4H++4X-+O2 (2) X2+H2O==H++X-+HXO 3. 卤素间的置换反应 X2与X-离子间的氧化还原反应称为卤素间的 置换反应。
0 0 F C l C l 0 Br 0 I F2 Br2 I2 2 2.87 1.358 1.066 0.5355
p区元素(一)
第二节 卤 素
无机化学
1
卤 素的 基 本 性 质
性质 原子序数 相对原子质量 价电子层结构 原子半径/pm 离子半径/pm 电子亲和能 第一电离能 电负性 主要氧化数 X-的水合能 氟(F) 9 18.99 2s22p5 64 136 -322 1682 3.98 -1,0 -507 氯(Cl) 17 35.45 3s23p5 99 181 -348.7 1251 3.16 溴(Br) 35 79.90 4s24p5 114 196 -324.5 1141 2.96 碘(I) 53 126.9 5s25p5 133 216 -295 1008 2.66
【清华】chap10-2 p区元素_867502050【2013大一上无机化学课件(曹化强)】
磷 结 构： sp3杂化
含氧酸：PO43-+12MnO42-
砷
+24H++3NH4+=(NH4)3[PO4(Mo3O9)4] +12H2O 毒性大、酸碱性
2
等电子体——CO强配位能力原因,CO2\N2O\N3-\NO2+…p206
碳酸盐
溶解性：HCO3-易形成二聚（多聚）从而降低其盐溶解度 水解性：Ba2+\Fe3+\Cu2+ + CO32热稳定性：M(II)CO3=M(II)O+CO2
HNO3 氧化性：C\P\S\I2 +HNO3
Au\Pt+HNO3+HCl NO +H[AuCl4]\
H2[PtCl6] +H2O
盐
硝酸盐热分解：NaNO3\Pb(NO3)2\AgNO3
亚硝酸盐结构：sp2杂化、极毒
反应耦合意义:2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C=6CaSiO3+P4+10CO
15
（2）氮的氧化物* 氮可以形成多种氧化物：N2O，NO，N2O3，
NO2（或N2O4），N2O5。 在氧化物中氮的氧化数可以从+1到+5。
NO因含有未成对电子而具有顺磁性，但在低 温的固体或液体时是反磁性的，这是因为形成双 聚体分子，电子全部配对，没有未成对电子。
••
••
N • O•
N
•
(NO)2分子结构
••
H 110º
113pm • N • 34
14
叠氮酸是一元弱酸，与碱或金属作用生成叠氮化物： HN3 + NaOH = NaN3 + H2O HN3 + Zn = Zn(N3)2 + H2
无机化学与化学分析p区元素幻灯片
2 H 2 e H 2
(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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(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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无机化学-氮族元素
对比: 稀酸介质中, NO3-无此反应(不氧化I-), 说明 氧化性NO3- ＜ NO2-.
NO2- + Fe2+ + 2H+ = NO + Fe3+ + H2O HNO2还原性： 5NO2- + 2KMnO4 + 6H+ = 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
•亚硝酸盐
制备：碱吸收法
NO2 NO NaOH 2NaNO2 H2O
挥发性非氧化性酸铵盐
NH4 Cl NH3 (g) HCl(g) (NH4 ) 2 CO 3 2 NH3 (g) CO 2 (g) H 2 O(g) NH4 HCO3 NH3 (g) CO 2 (g) H 2 O(g) 非挥发性，非氧化性酸铵盐
性质：① 绝大部分无色, 易溶于水, (AgNO2浅黄色不溶) 极毒是致癌物
② 氧化还原性 主
2 NO2 2 I - 4 H 2 NO I 2 2 H 2O NO2 Fe2 2 H NO Fe3 H 2O
5NO2 2MnO4 6H 5NO3 2Mn 2 3H2O
2NH4 Cl Ca(OH)2 CaCl 2 2H2 O 2NH3 (g)
工业：N50~500C 30MPaFe
目前研究: 等离子技术合成氨
N2+ 解离、吸附 2N(a) 表面反应 NH3 解离、吸附 + H2 等离子体 H2 2H(a) N2 微波
(NH4 ) 3 PO4 3NH3 (g) H 3 PO4 (NH4 ) 2 SO 4 NH3 (g) NH 4 HSO 4
氧化性酸铵盐
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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”。
4、P区金属的熔点一般较低
NCl3 + 3H2O → NH3 + 3HOCl
为什么CF4 、CCl4 、SF6 实际不水解？ 热力学计算ΔrG Ө < 0，水解可自发； 但动力学反应速率很小，分子结构原因引起.
δCl
δ + Si
.. H
+ :O
Cl
H
Cl Cl
..
N
δ+
+H
δ-
O
Cl
H
Cl Cl
H
H
O
H
Cl
O
Cl Si
-HCl Si
2）离域π键上总的π电子数应少 于参与离域π键p轨道数的两倍。
л4 3
S2P4
sp2杂化
3个sp2
p
氢化物
(1) 硫化氢
孤对电子 孤对电子
S
133.4 pm
92。
H
H
● H 2S 结构与 H2O 相似
H2S 是无色，有腐蛋味，剧毒气体. 稍溶于水. ● 水溶液呈酸性，为二元弱酸 ● 强还原性（0.141 V) ● 沉淀剂
2HXO → 2HX+O2
光照
3HXO → 2HX+HXO3
加热
4KCl+6O2 MnO2 4KClO3 668K 3KClO4+KCl
KClO3大量 用于制造火 柴和烟火 。
高卤酸HXO4
＋7氧化态的高卤酸有：高氯酸、高溴酸和高碘酸。
HXO4 水溶液的氧化能力低于HXO3 ，没有明显的氧 化性，但浓热的高氯酸是强氧化剂，与有机物质接触可发 生猛烈作用。
与空气 (O2) 反应
2 H2S 3 O2 完全 2 H2O 2 SO2 2 H2S O2 不完全 2 H2O S
与中等强度氧化剂作用
H2S 2Fe3 S 3Fe2 2H
与强氧化剂反应
产物: S, SO42-
H2S X2 (Cl2 , Br2 ) 4H2O H2SO4 8HX
O
-2 大 3.5 66 -218.8 -183.0 142
S
Se
ns2np4
-2 +4 -2 +4
+6
+6
2.5 2.4 104 117 112.8 220 444.6 685 268 172
Te
-2 +4 +6 小 2.1 137 449.5 989.8 126
氧和硫分子结构
:O O: O2分子总键能相当于O=O双键（494KJ·mol） ，同时有2个单电子
卤化氢和卤化物
（1）卤化氢的制备
1. 直接合成
H2+X2 → 2HX
氟和氢虽可直接化合，但反应太猛烈且F2成本高。 溴与碘和氢反应很不完全而且反应速度缓慢。
2. 浓硫酸与金属卤化物作用
CaF2+H2SO4 == CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4(浓) ==NaHSO4+HCl
不能，因为热浓硫酸具有氧化性，把生成的溴化氢 和碘化氢进一步氧化。
SiO2 +4HF == 2H2O+SiF4 ↑ CaSiO3+6HF == CaF2+3H2O+SiF4↑
卤化物
金属卤化物 非金属卤化物 溶解性 水解性
溶解性
(1) 多数氯化物、溴化物、碘化物可溶于水， 且溶解度 氯化物 > 溴化物 > 碘化物。
(2) 氟化物特殊性：AgF易溶 典型的离子型氟化物难溶于水， 原因是晶格
在碱性溶液中，可发生两类岐化反应：
X2 + 2 OH-
X- + XO- + H2O
3X2 + 6OH-
5X- + XO3- + 3H2O
Cl2 在室温时只有前一反应进行，70℃时后一反应才进行得很快；
Br2 在 0℃时后一反应才较缓慢，室温时两个反应都进行很快；
I2 在0℃时后一反应也进行得很快。
所以，在碱液中分别得到ClO-、 BrO3-、 IO3-
鲍林（Pauling）规则
金属硫化物
颜色：(大多数为黑色，少数需要特来自记忆)CdSSnS 黄
棕，SnS2
黄，Sb2S3橙，
Sb2S5橙，
MnS
肉，ZnS
白，
水溶性
● 易溶于水：NH4+和碱金属硫化物 ● 微溶于水：MgS，CaS，SrS ● 难溶于水： CuS, HgS
● 溶于稀酸： MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS MS 2H M2 H2S(g)
卤素单质性质 电极电势/ V： 单质氧化性
X- 还 原 性
F2 Cl2 2.87 1.36 大 小
Br2 I2 1.065 0.535
小 大
本族元素的氧化性以 F2 为最强。
卤素与水的反应
发生氧化反应 X2 + 2 H2O 发生岐化反应 X2 + H2O
4HX + O2 激烈程度：F2﹥Cl2﹥Br2 HXO + HX
能U大。 例：LiF、 MnF2、 AlF3…… 但相应的氯化物可溶于水。
水解性
卤素金属卤化物水解（Mn+水解，酸性） 例：MgCl2 + H2O = Mg(OH)Cl + HCl
BiCl3+ H2O = BiOCl(s) + HCl SnCl2 + H2O = Sn(OH)Cl(s) + 3HCl 加H+，抑制水解, 加HCl(g) 或NH4Cl
高氯酸是无机酸中最强的酸， 在水溶液中能够完全电 离。大多高氯酸盐易溶于水，但是Cs＋、Rb＋、K＋、NH4＋ 的高卤酸盐溶解度较小。
10.2 氧族
基本性质 价层电子构型 主要氧化数
第一电离能/kJ·mol 电负性 (Pauling) 共价半径/pm 熔点/℃ 沸点/℃ 单键解离能/kJ·mol-1
卤化氢的性质
性质
HF
气体分子的偶极矩/10-30 C·m
6.37
核间距/pm
92
熔点/K
189.6
沸点/K
292.6
生成热△fH/kJ·mol-1 101.3 kPa、20℃时的溶解度/%
-269.4 35.3
18 ℃时0.1 mol·L-1溶液的表观电离度/% 10
HCl HBr HI 3.57 2.67 1.40 128 141 162 158.9 186.2 222.3 188.1 206.4 237.8 -91.6 -30.5 +25.9 42 49 57 92.6 93.5 95.0
5、P区处于对角线上（或附近）的不少的金属或 非金属具有半导体性质
10.1卤素
室温聚集态
F2
Cl2
g
g
分子间力
小
b.p./℃
-188 -34.5
m.p./℃
-220 -101
颜色
无色(浅黄) 黄绿
共价半径/pm
58
99
电负性
4.00 3.00
电子亲和能/ kJ·mol-1 334
355
Br2 l
59 -7.3 红棕 114 2.80 325
23
硫的含氧酸及其盐 (1) 硫酸及硫酸盐
硫分子的结构 S: sp3 杂化形成环状 S8 分子
△bH(O O)>2 △bH(O O) 易成双键 △bH(S S)<2 △bH(S S) 易成单键
O3
中心O：sp2杂化. 形成：键角：117°
形成离域π键需满足：
sp2
1）参与离域π键的原子应在同一
平面上，而且每个原子都能提供
一个相互平行的p轨道。
氧化态
酸
热稳定性和 酸强度
氧化性
盐
热稳定 氧化性和阴离
性
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”。
4、P区金属的熔点一般较低
NCl3 + 3H2O → NH3 + 3HOCl
为什么CF4 、CCl4 、SF6 实际不水解？ 热力学计算ΔrG Ө < 0，水解可自发； 但动力学反应速率很小，分子结构原因引起.
δCl
δ + Si
.. H
+ :O
Cl
H
Cl Cl
..
N
δ+
+H
δ-
O
Cl
H
Cl Cl
H
H
O
H
Cl
O
Cl Si
-HCl Si
2）离域π键上总的π电子数应少 于参与离域π键p轨道数的两倍。
л4 3
S2P4
sp2杂化
3个sp2
p
氢化物
(1) 硫化氢
孤对电子 孤对电子
S
133.4 pm
92。
H
H
● H 2S 结构与 H2O 相似
H2S 是无色，有腐蛋味，剧毒气体. 稍溶于水. ● 水溶液呈酸性，为二元弱酸 ● 强还原性（0.141 V) ● 沉淀剂
2HXO → 2HX+O2
光照
3HXO → 2HX+HXO3
加热
4KCl+6O2 MnO2 4KClO3 668K 3KClO4+KCl
KClO3大量 用于制造火 柴和烟火 。
高卤酸HXO4
＋7氧化态的高卤酸有：高氯酸、高溴酸和高碘酸。
HXO4 水溶液的氧化能力低于HXO3 ，没有明显的氧 化性，但浓热的高氯酸是强氧化剂，与有机物质接触可发 生猛烈作用。
与空气 (O2) 反应
2 H2S 3 O2 完全 2 H2O 2 SO2 2 H2S O2 不完全 2 H2O S
与中等强度氧化剂作用
H2S 2Fe3 S 3Fe2 2H
与强氧化剂反应
产物: S, SO42-
H2S X2 (Cl2 , Br2 ) 4H2O H2SO4 8HX
O
-2 大 3.5 66 -218.8 -183.0 142
S
Se
ns2np4
-2 +4 -2 +4
+6
+6
2.5 2.4 104 117 112.8 220 444.6 685 268 172
Te
-2 +4 +6 小 2.1 137 449.5 989.8 126
氧和硫分子结构
:O O: O2分子总键能相当于O=O双键（494KJ·mol） ，同时有2个单电子
卤化氢和卤化物
（1）卤化氢的制备
1. 直接合成
H2+X2 → 2HX
氟和氢虽可直接化合，但反应太猛烈且F2成本高。 溴与碘和氢反应很不完全而且反应速度缓慢。
2. 浓硫酸与金属卤化物作用
CaF2+H2SO4 == CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4(浓) ==NaHSO4+HCl
不能，因为热浓硫酸具有氧化性，把生成的溴化氢 和碘化氢进一步氧化。
SiO2 +4HF == 2H2O+SiF4 ↑ CaSiO3+6HF == CaF2+3H2O+SiF4↑
卤化物
金属卤化物 非金属卤化物 溶解性 水解性
溶解性
(1) 多数氯化物、溴化物、碘化物可溶于水， 且溶解度 氯化物 > 溴化物 > 碘化物。
(2) 氟化物特殊性：AgF易溶 典型的离子型氟化物难溶于水， 原因是晶格
在碱性溶液中，可发生两类岐化反应：
X2 + 2 OH-
X- + XO- + H2O
3X2 + 6OH-
5X- + XO3- + 3H2O
Cl2 在室温时只有前一反应进行，70℃时后一反应才进行得很快；
Br2 在 0℃时后一反应才较缓慢，室温时两个反应都进行很快；
I2 在0℃时后一反应也进行得很快。
所以，在碱液中分别得到ClO-、 BrO3-、 IO3-
鲍林（Pauling）规则
金属硫化物
颜色：(大多数为黑色，少数需要特来自记忆)CdSSnS 黄
棕，SnS2
黄，Sb2S3橙，
Sb2S5橙，
MnS
肉，ZnS
白，
水溶性
● 易溶于水：NH4+和碱金属硫化物 ● 微溶于水：MgS，CaS，SrS ● 难溶于水： CuS, HgS
● 溶于稀酸： MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS MS 2H M2 H2S(g)
卤素单质性质 电极电势/ V： 单质氧化性
X- 还 原 性
F2 Cl2 2.87 1.36 大 小
Br2 I2 1.065 0.535
小 大
本族元素的氧化性以 F2 为最强。
卤素与水的反应
发生氧化反应 X2 + 2 H2O 发生岐化反应 X2 + H2O
4HX + O2 激烈程度：F2﹥Cl2﹥Br2 HXO + HX
能U大。 例：LiF、 MnF2、 AlF3…… 但相应的氯化物可溶于水。
水解性
卤素金属卤化物水解（Mn+水解，酸性） 例：MgCl2 + H2O = Mg(OH)Cl + HCl
BiCl3+ H2O = BiOCl(s) + HCl SnCl2 + H2O = Sn(OH)Cl(s) + 3HCl 加H+，抑制水解, 加HCl(g) 或NH4Cl
高氯酸是无机酸中最强的酸， 在水溶液中能够完全电 离。大多高氯酸盐易溶于水，但是Cs＋、Rb＋、K＋、NH4＋ 的高卤酸盐溶解度较小。
10.2 氧族
基本性质 价层电子构型 主要氧化数
第一电离能/kJ·mol 电负性 (Pauling) 共价半径/pm 熔点/℃ 沸点/℃ 单键解离能/kJ·mol-1
卤化氢的性质
性质
HF
气体分子的偶极矩/10-30 C·m
6.37
核间距/pm
92
熔点/K
189.6
沸点/K
292.6
生成热△fH/kJ·mol-1 101.3 kPa、20℃时的溶解度/%
-269.4 35.3
18 ℃时0.1 mol·L-1溶液的表观电离度/% 10
HCl HBr HI 3.57 2.67 1.40 128 141 162 158.9 186.2 222.3 188.1 206.4 237.8 -91.6 -30.5 +25.9 42 49 57 92.6 93.5 95.0
5、P区处于对角线上（或附近）的不少的金属或 非金属具有半导体性质
10.1卤素
室温聚集态
F2
Cl2
g
g
分子间力
小
b.p./℃
-188 -34.5
m.p./℃
-220 -101
颜色
无色(浅黄) 黄绿
共价半径/pm
58
99
电负性
4.00 3.00
电子亲和能/ kJ·mol-1 334
355
Br2 l
59 -7.3 红棕 114 2.80 325
23
硫的含氧酸及其盐 (1) 硫酸及硫酸盐
硫分子的结构 S: sp3 杂化形成环状 S8 分子
△bH(O O)>2 △bH(O O) 易成双键 △bH(S S)<2 △bH(S S) 易成单键
O3
中心O：sp2杂化. 形成：键角：117°
形成离域π键需满足：
sp2
1）参与离域π键的原子应在同一
平面上，而且每个原子都能提供
一个相互平行的p轨道。
氧化态
酸
热稳定性和 酸强度
氧化性
盐
热稳定 氧化性和阴离
性