无机化学课件第十章_p区元素
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第十章 p区元素
§10.1 卤素 §10.2 氧族 §10.3 氮族 §10.4 碳族 §10.5 硼族
P区元素概述
含ⅢA~ⅦA 族，沿B-Si-As-Te-At为对角线， 右上 方为非金属元素区，含21种元素；左下方为10种金 属元素。
特点：
1、价层 ns2 np1-6 2、金属性、非金属性：同一周期从左到右、非金属 性增强 ，金属性减弱 ；同族，从上到下，除ⅦA外， 均从典型非金属元素过渡到金属元素 。
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
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
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
2 Mn2+ + 5 O2 + 14 H2O
H2O2保存
(1)歧化速率小，相当稳定(热力学倾向大，动力学障碍）。 (2) 痕量金属加速分解，发生爆炸 (3) 光照或碱也促进分解 (4) H2O2水溶液保存于避光的棕色瓶中，加入锡酸钠、焦
磷酸钠（络合剂）等作为稳定剂
氧化物及其水合物的酸碱性
ROH规则:R的氧化数越高,半径越小,R-O键就越强 而O-H键就越弱,则越易解离出H+；R的氧化数越低, 半径越大,R-O键就越弱，而O-H键就越强,则越易解 离出OH-。
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
子碱强度
+1 HOCl
增
增 NaClO 增
增
+3
HOCl2
NaClO2
+5
HOCl3
NaClO3
大大
大
大
+7
HOCl4
NaClO4
wk.baidu.com
热稳定性增强 氧化性增强
次卤酸HXO
HClO
酸性依次递减
HBrO
稳定性迅速减小
HIO
次卤酸的分解方式基本有两种：
鲍林（Pauling）规则
金属硫化物
颜色：(大多数为黑色，少数需要特殊记忆)
CdS
SnS 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)
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
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
3HgS+ 8H＋+2NO3－+12Cl－ == 3HgCl42－ +3S↓+2NO↑+4H2O
水解性
硫化物都会产生一定程度的水解，而使溶液呈碱性。最易水 解的：Cr2S3，Al2S3
Na2S ＋ H2O == NaHS + NaOH PbS ＋ H2O == Pb2+ ＋ HS- ＋ OH-
2M3 3 S2- 6 H2O 2 M(OH)3 3 H2S (M Al, Cr)
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
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。
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。
(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：
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
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
Al3+水解倾向更大。 无水AlCl3只能用“干法”制备： 2Al(s) + 3Cl2(g) = 2AlCl3(s)
非金属卤化物水解
亲核水解 （生成非金属含氧酸和卤化氢） BCl3, SiCl4, PCl5： SiCl4(l) + 4H2O(l) →H4SiO4 + 4HCl 亲电水解 （生成非金属氢化物和卤素含氧酸）
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-
1.229V
n =2
2 H2O2(l)
2 H2O(l) + O2(g) DrGmӨ= -205 kJ•mol-1
● 具有弱酸性
H2O2
HO2– + H+ ,
K1 = 2.2 × 10–12, K2 ≈ 10-25
H2O2 + Ba(OH)2
BaO2 + 2 H2O
● 用作氧化剂
H2O2 + 2 I- + 2 H3O+ )
H2O2 + 2 Fe2+ + 2 H3O+
I2 + 4 H2O (用于 H2O2 的检出和测定 2 Fe3+ + 4 H2O
3 H2O2 + 2 NaCrO2 + 2 NaOH
2 Na2CrO4 + 4 H2O
H2O2 + PbS(黑)
PbSO4 (白) + H2O
● 用作还原剂 5 H2O2 + 2 MnO-4 + 6 H3O+
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
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
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。
I2 s 大
183 升华 紫色
133 2.50 295
F的电子亲和能小于 Cl：
氟的半径小，电子密度大，当它获得一个电子时， 电子间的斥力显著增加，该斥力部分抵消了它获得一个 电子所放出的能量。 F-F 键离解焓低于 Cl-Cl 键：
F 原子体积太小导致价层电子间有较强的排斥力使 键变弱的缘故.
卤素的氧化性
5H2S
MnO
4
6H
2Mn
2
5S
8H2O
5H2S
9Mn
O-4
14H
8Mn 2
5SO
24
2H2O
(2) 双氧水
H 95o52’
O
O
96o52’ H
93o51’
H
H 孤对电子
似一本打开的书，2个O原子在夹缝中，且均作sp3杂化
Aθ /V
O2
0.682V n 1
H 2O2
1.77V n 1
H 2O
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
23
硫的含氧酸及其盐 (1) 硫酸及硫酸盐
多硫化物
2-
2-
Sx
SS S
S
S
S52― 溶液呈黄色至红色
S(s)溶解于IA、IIA硫化物和NH4S溶液中 (x-1) S(s) + S2-(aq) = Sx2-(aq) (多硫离子，x=2-6)
遇酸不稳定 S2x- 2H [H2Sx ] H2S(g) (x -1)S
氧化性
SnS
S22-
SnS
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
§10.1 卤素 §10.2 氧族 §10.3 氮族 §10.4 碳族 §10.5 硼族
P区元素概述
含ⅢA~ⅦA 族，沿B-Si-As-Te-At为对角线， 右上 方为非金属元素区，含21种元素；左下方为10种金 属元素。
特点：
1、价层 ns2 np1-6 2、金属性、非金属性：同一周期从左到右、非金属 性增强 ，金属性减弱 ；同族，从上到下，除ⅦA外， 均从典型非金属元素过渡到金属元素 。
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
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
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
2 Mn2+ + 5 O2 + 14 H2O
H2O2保存
(1)歧化速率小，相当稳定(热力学倾向大，动力学障碍）。 (2) 痕量金属加速分解，发生爆炸 (3) 光照或碱也促进分解 (4) H2O2水溶液保存于避光的棕色瓶中，加入锡酸钠、焦
磷酸钠（络合剂）等作为稳定剂
氧化物及其水合物的酸碱性
ROH规则:R的氧化数越高,半径越小,R-O键就越强 而O-H键就越弱,则越易解离出H+；R的氧化数越低, 半径越大,R-O键就越弱，而O-H键就越强,则越易解 离出OH-。
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
子碱强度
+1 HOCl
增
增 NaClO 增
增
+3
HOCl2
NaClO2
+5
HOCl3
NaClO3
大大
大
大
+7
HOCl4
NaClO4
wk.baidu.com
热稳定性增强 氧化性增强
次卤酸HXO
HClO
酸性依次递减
HBrO
稳定性迅速减小
HIO
次卤酸的分解方式基本有两种：
鲍林（Pauling）规则
金属硫化物
颜色：(大多数为黑色，少数需要特殊记忆)
CdS
SnS 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)
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
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
3HgS+ 8H＋+2NO3－+12Cl－ == 3HgCl42－ +3S↓+2NO↑+4H2O
水解性
硫化物都会产生一定程度的水解，而使溶液呈碱性。最易水 解的：Cr2S3，Al2S3
Na2S ＋ H2O == NaHS + NaOH PbS ＋ H2O == Pb2+ ＋ HS- ＋ OH-
2M3 3 S2- 6 H2O 2 M(OH)3 3 H2S (M Al, Cr)
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
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。
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。
(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：
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
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
Al3+水解倾向更大。 无水AlCl3只能用“干法”制备： 2Al(s) + 3Cl2(g) = 2AlCl3(s)
非金属卤化物水解
亲核水解 （生成非金属含氧酸和卤化氢） BCl3, SiCl4, PCl5： SiCl4(l) + 4H2O(l) →H4SiO4 + 4HCl 亲电水解 （生成非金属氢化物和卤素含氧酸）
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-
1.229V
n =2
2 H2O2(l)
2 H2O(l) + O2(g) DrGmӨ= -205 kJ•mol-1
● 具有弱酸性
H2O2
HO2– + H+ ,
K1 = 2.2 × 10–12, K2 ≈ 10-25
H2O2 + Ba(OH)2
BaO2 + 2 H2O
● 用作氧化剂
H2O2 + 2 I- + 2 H3O+ )
H2O2 + 2 Fe2+ + 2 H3O+
I2 + 4 H2O (用于 H2O2 的检出和测定 2 Fe3+ + 4 H2O
3 H2O2 + 2 NaCrO2 + 2 NaOH
2 Na2CrO4 + 4 H2O
H2O2 + PbS(黑)
PbSO4 (白) + H2O
● 用作还原剂 5 H2O2 + 2 MnO-4 + 6 H3O+
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
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
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。
I2 s 大
183 升华 紫色
133 2.50 295
F的电子亲和能小于 Cl：
氟的半径小，电子密度大，当它获得一个电子时， 电子间的斥力显著增加，该斥力部分抵消了它获得一个 电子所放出的能量。 F-F 键离解焓低于 Cl-Cl 键：
F 原子体积太小导致价层电子间有较强的排斥力使 键变弱的缘故.
卤素的氧化性
5H2S
MnO
4
6H
2Mn
2
5S
8H2O
5H2S
9Mn
O-4
14H
8Mn 2
5SO
24
2H2O
(2) 双氧水
H 95o52’
O
O
96o52’ H
93o51’
H
H 孤对电子
似一本打开的书，2个O原子在夹缝中，且均作sp3杂化
Aθ /V
O2
0.682V n 1
H 2O2
1.77V n 1
H 2O
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
23
硫的含氧酸及其盐 (1) 硫酸及硫酸盐
多硫化物
2-
2-
Sx
SS S
S
S
S52― 溶液呈黄色至红色
S(s)溶解于IA、IIA硫化物和NH4S溶液中 (x-1) S(s) + S2-(aq) = Sx2-(aq) (多硫离子，x=2-6)
遇酸不稳定 S2x- 2H [H2Sx ] H2S(g) (x -1)S
氧化性
SnS
S22-
SnS
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