第15章 P区元素3
第10章 P区元素(一)
2HX HX
+ ½ O2 + HXO
b) X2
+ H2O →
F2与H2O的反应主要按a)式进行，能剧烈的放出O2。 Cl2与H2O主要按b)式发生歧化反应，生成的HClO 受日照能分解放O2。
Br2和I2与纯水的反应及不明显。
③ X2在碱液中的歧化反应
a) X2 b) + 2OHX2X+ XO- + H2O +
SiF4
+
2H2O
（3）热稳定性：
HX的热稳定性是指其受热是否易分解为单质。 2HX H + X
F至I原子半径增大，原子间核距离加大，使键能下降，分子 热稳定性降低。
2
2
（4）还原性
由F-至I-，对应电对的φθΧ2/Χ-减小，X━还原性增强。
三、卤化物
卤素和电负性比它小的元素生成的化合 物叫卤化物。
1.卤化物的分类
金属卤化物
（1）按组成分
非金属卤化物
（2）按键型分 离子型：ⅠA、ⅡA和ⅢB 绝大多数金属 元 素形成离子型化合物。
共价型：非金属卤化物及高价金属卤化物。
2.卤化物的性质
（1）熔、沸点
a.离子型卤化物熔、沸点高；共价化合物熔沸点低。 b.同一金属元素不同卤化物，由氟化物至碘化物，键的离 子性减小，共价成分增大，熔沸点降低。 c.同一非金属元素不同卤化物，由氟化物至碘化物，熔沸 点升高。
碘易溶于碘化钾溶液，且盐的浓度越大， 溶解的越多，溶液颜色越深。
I2
+
I
-
I3
-
多碘化物溶液的性质与碘溶液相类似。
c. I2在不同溶剂中显何颜色？
碘在不同溶剂中颜色不同： 在极性溶剂（如酒精、乙醚、水）中，显红棕色或棕 色。 在弱极性或非极性溶剂（如四氯化碳、二硫化碳）中 显紫色。
无机化学课件氮族元素
(iii) 王水的氧化性：浓HNO3：浓HCl为3：1 叫做 王水，它的氧化性比硝酸更强，可溶解金、铂等不活 泼金属（实际上是多种氧化剂+配位剂Clˉ在起作用）
D.硝化反应—— 与有机化合物发生反应，生成 硝基化合物(RNO2).
硝酸盐NO3ˉ: (i) 结构: 正三角形，sp2杂化，有个大π36键
盐溶液显酸性（水解） 与碱溶液的反应：
NH4+ + OH- == NH3 + H2O
(iii) NH4+ 的鉴别： A. 若NH4+量多，可用加强碱加热，用湿润的蓝 色石蕊试纸（变兰）检验气体；
B. 若NH4+量少，加Nessler试剂(K2[HgI4]的KOH 溶液)检验（通常为红棕色）
NH4+ + [HgI4]2- + OH-
白磷、红磷的物理性质
白磷
红磷
色、态
白色蜡状
红棕色粉末
溶解性 毒性
着火点
不溶于水，溶于CS2 剧毒
40℃ , 易自燃
不溶于水和CS2 无毒 240℃
保存 用途 分子结构
相互转化
密封，保存于冷水中
密封，防止吸湿
制高纯度磷酸
制安全火柴、火药
P4 正四面体 键角60°
结构复杂
白磷
隔绝空气加热到260℃ 红磷
氨气的化学性质：
可发生三类反应：
A. 加合反应：NH3作为一种典型的Lewis碱，可与许多 金属离子(如Ag+、Cu2+、Co3+、Ni2+)形成配合物；与某些盐 晶体加合(如8NH3+CaCl2 → CaCl2·8NH3 )
B. 取代反应：NH3中的氢可被活泼的金属取代生成氨 基化合物(－NH2)和氢气。
第十一章P区元素
2LiH B 2 H 6 2LiBH4
2NaH B 2 H 6 2NaBH4
2. 硼的含氧化合物
B—O 键的键能（ 806kJmol-1 ）大，硼的含氧化合物具有 很高的稳定性。硼与氧只能形成单键，不能形成双键。 构成硼的含氧化合物的基本结构单元是平面三角形的 BO3 合四面体形的BO4（硼元素的亲氧性和缺电子性）。
时中心原子的价键轨道杂化方式由 sp2 杂化过渡
到 sp3 杂化，分子的空间构型由平面结构过渡到 立体结构。
第三节 硼元素
一、硼的单质
硼在地壳中的含量很小，在自然界不以单质存在，主要
以含氧化合物的形式存在。硼的重要矿石有硼砂、方硼石、 硼镁矿和少量的硼酸等。
单质硼有无定型（棕色粉末）和晶型（黑灰色）等多种
A.三氧化二硼
H 3 BO3 HBO2 H 2 O
150o C
2HBO2 B 2 O 3 H 2 O
300 o C
低温时得到的是晶体， 高温时得到的是玻璃 状 B2O3 。 B2O3 与 水 反应又可生成偏硼酸 和硼酸。
B 2O 3 3Mg 2B 3MgO
二、特征
硼、铝在原子半径、电离能、电负性、熔点等性 质上有较大差异，即p区第二周期元素的反常性。
一般形成+3价的化合物，随着原子序数的增加， 形成+1价化合物的趋势逐渐增强。
硼族元素化合物中形成共价键的趋势自上而下
依次减弱 。 硼族元素为缺电子原子 —价电子数小于价键轨 道数的原子。所形成的化合物中有些为成键电子 对数小于中心原子的价键轨道数的缺电子化合物， 即容易形成聚合型分子 Al2Cl6和配位化合物HBF4 （硼原子的最高配位数为 4，其他原子为6），此
第12-16章 p区元素习题
第12-16章P区元素习题目录一判断题；二选择题；三填空题；四完成方程式；五计算并回答问题一判断题 (返回目录)1 硼在自然界主要以含氧化合物的形式存在。
（）2 在硼与氢形成的一系列共价型氢化物中，最简单的是BH3。
（）3 硼酸是三元酸。
（）4 硼是非金属元素，但它的电负性比氢小。
（）5 由于B-O键键能大，所以硼的含氧化合物很稳定。
（）6 硼砂的化学式为Na2B2O7。
（）7 B2H6为平面形分子。
（）8 硼是缺电子原子，在乙硼烷中含有配位键。
（）9 三卤化硼熔点的高低次序为BF3<BCl3<BBr3<BI3。
（）10 三卤化硼沸点的高低次序为BF3>BCl3>BBr3>BI3。
（）11 地壳中丰度最大的金属元素是铝。
（）12 Al2O3是两性氧化物，因而各种晶型的Al2O3既可溶于酸，又可溶于碱。
（）13 只有在强酸性溶液中才有Al(H2O)63+存在。
（）14 在气相中三氯化铝以双聚分子Al2Cl6的形式存在。
（）15 AlX3都是共价型化合物。
（）16 KAl(SO4)2·12H2O与KCr(SO4)2·12H2O属于同分异构体。
（）17 在氯化氢气流中加热金属铝可制得无水AlCl3。
（）19 因AlCl3分子中Al为缺电子原子，所以AlCl3中有多中心键。
（）20 碳酸盐的溶解度均比酸式碳酸盐的溶解度小。
（）21 Na2CO3比NaHCO3的溶解度大，同理，CaCO3比Ca(HCO3)2的溶解度也大。
（）22 硅在地壳中的含量仅次于氧。
（）23 分子筛是人工合成的硅铝酸盐，具有吸附和催化作用。
（）24 活性炭具有吸附作用，它是颗粒状的石墨。
（）25 金刚石比石墨更稳定，即使在纯氧气中，金刚石也不能燃烧。
（）26 一般情况下，CO2不能助燃，但是镁在二氧化碳气体中能燃烧。
（）27 高纯度的硅和锗是良好的半导体。
（）28 金刚石与石墨是同素异形体，由金刚石转变为石墨的△r H>0。
《无机化学(第六版)》电子教案 第十四章 p区元素(二)
白磷 红磷
磷的燃烧
红磷的结构
砷、锑、铋的单质 砷、锑具有两性和准金属性质，而铋则
呈金属性。
As Sb Bi
熔点较低且易挥发。在气态时以多原子分 子形式存在，如 As4，As2，Sb4，Sb2，Bi2。
14.1.3 氮的化合物
1. 氮的氢化物 (1) 氨 (NH3) 结构： N：不等性 sp3 杂化，三角锥形
五氧化 二氮
N2O4 N2O5
气(无) 固(无)
强烈分解为 NO2
不稳定
熔点 沸点 ℃℃
-90.8 -88.5
-163.6 -151.8
-101
2 (升华)
-11.2 21.2
-9.3
21.2 (分解)
30
47 (分解)
(1) 一氧化氮 (NO) 无色气体，微溶于水，不与水反应，
不助燃，有还原性， NO 中有单电子，非 常活泼，常温下与氧立即反应生成红棕色 的 NO2。
As Sb Bi
+5 +5 (+5) +3 +3 +3 -3 (-3)
46
6 66
酸性 酸性 两性 两性 碱性
N氨H3 PH膦3 AsH胂3 SbHS3b HBi3H3B iH 3 碱性减弱，稳定性下降
14.1.2 氮族元素的单质
氮气是无色、无
臭、无味的气体。沸
点为 −°C。微溶于水。
常温下化学性质极不
中最重要的。它是氨氧化制硝酸的必经之路。 在医学上，NO 使血管平滑肌松弛 ，血
管扩张，调节血压。
1986年，美国分子生物学家伊格纳罗、 药理学家弗奇戈特、生理学家穆拉德发现了 NO 在心血管系统中的信息作用，即硝酸甘 油缓慢分解释放出 NO，NO 能使血管扩张而 达到治疗心脏病的目的。这三位科学家因此 获得1998年的诺贝尔生理学和医学奖。
第九章 p区元素
• 3.第二周期和第四周期p区元素性质的特殊性 • 第二周期 • p区元素的第二周期显示出反常性 • ①半径较小、电负性较大，获得电子的能力较强，形成共价键的 趋势大。 • ②与第三周期元素相比，它们的原子半径较小，成键时键长较短， 参与成键的电子之间的排斥力较大，导致单键键能较小，这与同 族元素中单键键能从上到下依次递减的规律不符。
X2 氧化性： X- 还原性： 结论： 强 弱 弱 强
氧化性最强的是F2，还原性最强的是Iˉ。
与H2O反应：
4HX O2 氧化反应： X2 2H2O 激烈程度 F2 Cl 2 Br2 X2 H2O HXO HX 歧化反应： Cl 2 Br2 I 2
K (Cl2 ) 4.210
• 第四周期
• 第四周期由于 d 电子的填入，除原子半径明显减小以外，也导致 其性质的异常。在第ⅦA族元素的含氧酸中，溴酸、高溴酸的氧 化性均较氯酸、高氯酸强。
• 4.p区元素的生物学效应 • P区元素中有很多属于人体的必需元素，包括12种常量元素中的7 种（O、C、N、P、S、Cl、Si）和13种人体必需微量元素中的五 种（Sn、F、Se和As）。但有些元素具有明显的毒性，如Pb、Tl 等。有很多元素及其化合物可以作为药物应用。
• 2.原子半径 • 同一周期中，原子半径随原子序数的增加而减小。 • 同一族中各元素价层电子数相同，第一个元素的原子电负性最大， 半径最小，得电子能力最强，随着原子序数的增加，电子层数增 加，原子半径逐渐增加。原子半径越大，元素得电子能力减弱， 元素得非金属也随之增加，金属性增加。P区各族元素都是从特 征的非金属元素开始，逐渐过渡到金属元素。
• 2.影响含氧酸氧化能力的因素 • （1）中心原子结合电子的能力：含氧酸的还原过程是中心原子 接受电子，氧化数降低的过程。因此中心原子结合电子的能力越 强，越容易被还原，含氧酸的氧化能力就越强。
第二十一章 p区元素-2010
BeCl2· 2O 和 AlCl3· 2O 受热脱水时发生水解： 4H 6H BeCl2· 2O 4H AlCl3· 2O 6H Be(OH)Cl ＋ 3 H2O ＋ HCl Al(OH)2Cl ＋ 4 H2O ＋ 2 HCl
二、化学性质
与非金属单 质反应 与水反应
2Al(s)＋3X2＝2AlX3(s) 2Al(s)＋3S(l)＝2Al2S3(s)
2Al＋6H2O＝2Al(OH)3＋3H2↑
f H 289 = - 1676 kJ• mol-1
铝的亲氧性。铝与氧的亲和力很高：
2 Al(s) + (3/2) O2(g) = Al2O3(s),
[Al(H2O)6]3++H2O=[Al(H2O)5(OH)]2+ ＋H3O+
Al(OH) 4- ═ Al(OH) 3 + OH加碱或弱酸强碱盐 2Al3+ + 3CO32- +3H2O ==2Al(OH)3↓ 于铝盐溶液中,都会 促进水解完全进行 + 3CO ↑
2
2-5
铝的卤化物和硫酸盐
一、卤化物
2Al + 3Fe2O3 → Al2O3+Fe
T = 3273K
这一性质被用于冶金工业，如钢水中除氧、作还原剂制备金属.
铝的两性。
2 Al 6 HCl 2 AlCl3 3H 2 2 Al 2OH 6 H 2O 2[ Al (OH ) 4 ] 3H 2
二、 铝的氧化物及其水合物
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 BeCl2和AlCl3都是缺电子的共价型化合物，
通过桥键形成聚合分子。
⑤铍盐、铝盐都易水解，溶液显酸性。 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 ↑
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本书可供高等学校非化学化工类专业对化学要求较多的材料、地质、能源、环境、冶金、海洋等专业的基础化学教学使用。
无机化学s区和p区元素
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
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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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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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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。
第十二章 p区元素
其结构式为： [Cu(H2O)4]SO4· 2O。 H
多数硫酸盐还有形成复盐的倾向。 如：摩尔盐：(NH4)2SO4· FeSO4 · 2O； 6H 明矾：K2SO4 · 2(SO4)3 · Al 24H2O；
3、其它含氧酸及其盐
（1）“焦硫酸” H2S2O7 :
O O O O HO – S – OH HO – S – OH → HO – S – O – S – OH O O O O =
（3）金属硫化物的溶解性:
酸式盐均易溶于水，正盐中碱金属硫化物以及BaS易溶于水；
碱土金属(Be除外)硫化物微溶于水； 其它硫化物大多数难溶于水；
常见金属硫化物的溶解性分类
溶于水的 硫化物
不溶于水的硫化物
溶于稀酸的硫化物 不溶于稀酸的硫化物
Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+,
K+, Na+, H4+,
（1）SO3与H2SO4的结构：
（2）硫酸的性质
酸性：二元强酸
浓H2SO4的强吸水性：作干燥剂
强氧化性： 与活泼金属反应还原产物为S，甚至H2S:
3Zn + 4H2SO4(浓) → 3ZnSO4 + S + H2O 4Zn + 5H2SO4(浓) → 4ZnSO4 + H2S + H2O
三、氢卤酸（卤化氢）、卤化物
1、氢卤酸酸性按HF HCl HBr HI顺序依次增强。 2、HF的强腐蚀性: SiO2 + 4HF → SiF4↑ + 2H2O CaSiO3 + 6HF → SiF4 ↑ + CaF2 + 3H2O 3、HX的挥发性（恒沸物，与水共沸） 4、HX的还原性: 4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) → H2S + 4I2 + 4H2O