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第十五章_p区元素(三)

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中级无机化学

中级无机化学

CCl4难水解，是因C的价轨道已用于成键且又没有孤电子对之故。 NF3的分子结构与NCl3同，其中N原子也是采用sp3杂化轨道成键，其上有一对孤 对电子。然而， 1 由于F原子的电负性较大，使得NF3的碱性(给电子性)比NCl3小，因而亲电水解 很难发生； 2 由于N是第二周期元素，只有4条价轨道(没有d轨道)，不可能有空轨道接受水 的亲核进攻； 3 N－F键的键能比N－Cl键的键能大，不容易断裂。 这些原因决定了NF3不会发生水解作用。
第一章 原子、分子及元素周期性
第一节 原子结构理论概述 第二节 原子参数及元素周期性 第三节 共价键理论概述 第四节 键参数与分子构型 第五节 分子对称性与点群 第六节 单质的性质及其周期性递变规律 第七节 主族元素化合物的周期性性质 以上七节主要自学，要求掌握： 1 用徐光宪的改进的Slater规则计算电子的屏蔽常数 2 了解电负性的几种标度，理解环境对电负性的影响和基 团电负性的概念 3 键参数 价层电子对互斥理论 分子对称性知识 4 单质及其化合物的一些性质的周期性变化规律 同时，还要特别注意 5 掌握周期反常现象的几种表现形式及合理解释
习题：1，2，3，4，6，7，8，10，11，12，13，15，17
原子所带电荷
电负性与电荷的关系可用式 χ ＝ a ＋ b 表示。 式中为分子中原子所带的部分电荷。a、b为两个 参数。其意义是: a表示中性原子的电负性(中性原 子＝0), b为电荷参数，表示电负性随电荷而改变 的变化率。大的、易极化的原子有较小的b值; 小 的、难以极化的原子b值较大。
分子
是
是 D∞h i i? 否 C∞v
直线型 ?
是
否 两个或多个 Cn(n≥3) ?
否 Cn ? 否 ζ?
T,Th,Td,O,Oh 是

第十一章P区元素

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

《无机化学(第六版)》电子教案 第十四章 p区元素(二)

《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。

第八章_主族金属元素(二)铝_锡_铅_砷_锑_铋

第八章_主族金属元素(二)铝_锡_铅_砷_锑_铋

2. 氢氧化铝
c(Al3+)/mol.L-1 pH - )/mol c(Al(OH)4 pH 10-1 3.4 10-1 12.9 10-2 3.7 10-2 11.9
-
无机化学 jycjgb@
表8-6 与Al(OH)3平衡的Al3+、Al(OH)4-浓度和pH的关系
10-3 4.0 10-3 10.9 10-4 4.4 10-4 9.9 10-5 4.7 10-5 8.9
57 La 58 Ce 59
61Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68
无机化学 jycjgb@
1.p区元素共31种，其中有10种金属。金
属的熔点都比较低。
2.价电子构型：ns2np1-6
3. 同一族自上而下，原子半径逐渐增大，
金属性逐渐增强，非金属减弱。
（2）γ-Al2O3
无机化学 jycjgb@
γ-Al2O3：是在450℃左右加热Al(OH)3分解或 (NH4)2SO4· Al2(SO4)3· 24H2O （铝铵矾）制得， 又称活性氧化铝，具有酸碱两性。 它虽不溶于水，但能溶于酸或碱中。 它是一种多孔性物质，具有很大的表面积 ，1g的γ-Al2O3的表面积可达 200-600 m2。因 此，可用作吸附剂或催化剂载体。
1. 铝的性质
③ 两性
无机化学 jycjgb@
两性： Al是典型的两性金属，既能溶于强酸，也 能溶于强碱，并放出H2气。其氧化物及氢氧化物 都具有两性。 2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2↑ 2Al+2OH-+6H2O → 2[Al(OH)4]- + 3H2↑
2．铝的冶炼

多酸化学智慧树知到答案章节测试2023年东北师范大学

多酸化学智慧树知到答案章节测试2023年东北师范大学

第一章测试1.以下哪种金属不是引入多酸的磁性中心（）。

A:稀土金属B:过渡金属C:3d-4f混金属簇D:碱金属答案:D2.多酸的特点包括（）。

A:富氧表面可活化和修饰，实现有机-无机杂化和有机衍生化B:分子组成、结构、电荷均可调控C:结构明确且具有纳米尺寸的金属-氧簇D:酸性、氧化还原性和热稳定性不可调控答案:ABC3.多酸基金属有机框架材料可以催化乙酸乙酯水解反应。

（）A:错B:对答案:B4.关于多酸化学的发展趋势的描述，错误的是（）。

A:从单一的多酸合成方法到可控分子设计合成的发展B:从多酸化合物的基础研究到与国民经济发展紧密相连领域的过渡C:从单纯的结构合成到应用领域的发展D:从高核超大轮型簇合物到简单多酸单体的合成答案:D5.手性多酸化合物一旦形成，在溶液中不会发生外消旋化作用。

（）A:错B:对答案:A第二章测试1.关于多酸组成描述正确的是（）。

A:中心原子不属于一级结构B:反荷离子属于二级结构C:三级结构不包括杂原子D:结晶水属于二级结构答案:D2.多阴离子存在结合水。

（）A:对B:错答案:B3.关于结晶水数目与杂多酸结晶的结构类型描述正确的是（）。

A: 斜方B: 面心立方C: 体心立方晶格D:三斜答案:BD4.同步辐射单晶X射线衍射，专门用于测定尺寸非常小的单晶。

（）A:对B:错答案:A5.以下关于多酸合成方法描述错误的是（）。

A:常规合成反应温度不能太高B:液相接触反应法得到的产物是部分反应物和产物的混合物C:离子热合成特别适用原料在水中溶解度不好的反应D:水热合成所得产物大多极难溶于水和各种有机溶剂答案:B第三章测试1.以下酸化条件产生多钼酸盐阴离子正确的是（）。

A: (pH = 4.0)B: (pH = 2.0)C: (pH = 8.0)D: (pH = 1.0)答案:A2.缺位多酸的两种常见合成方法是降解法与电位控制法。

（）A:错B:对答案:A3.下列哪些方法可以对钼酸盐溶液体系进行还原（）。

第二十一章 p 区金属

第二十一章 p 区金属
共一百零二页
p区金属元素的价电子构型为 ns2np1~4 ，内层为饱和(bǎohé)结构。
由于ns、np电子可同时成键，也可仅由
电子参与成键，因此它们在化合物中常有两 种氧化态，且其氧化值相差为2。
p区金属元素的高价氧化态化合物多数 为共价化合物，低氧化态的化合物中部分 离子性较强。另外，大部分p区金属元素在 化合物中，电荷较高，半径较小，其盐类 在水中极易水解。
In(OH)3都强；
TlOH不稳定，易分解为Tl2O（黑
色）。
共一百零二页
当Al2Cl6溶于水中时，它立即解离为 Al(H2O)63+和Cl-离子(lízǐ)并强烈地水解。AlCl3还容 易与电子对给予体形成配离子(如AlCl4-)和加合物 (如AlCl3·NH3)。这一性质使它成为有机合成中常 用的催化剂。
In In 0.34 3 T.l03T 3 61 l.2T 53 l
到Tl3+离子时成为正值，说明(shuōmíng)Tl3+ 离子不稳定，它是个强氧化剂，而Tl3+在
溶液及化合物中都很稳定。 共一百零二页
3、价键特征 ： (tèzhēng)
这些元素与其它元素化合时以离子键 为主，但处于高价态的离子，因其离子势 很大，易形成共价化合物，例如在卤化物 中，除氟化物为离子型的以外(yǐwài)，其它都 是共价型的，熔、沸点低，易水解。
征。
共一百零二页
这从它们的氧化过程也可以看到：氧化时， 当失去(shīqù)所有价电子成为M3+离子，要成为这 样的离子，其电离能很大（I1，I2，I3），但这 时离子的水合热也很大，半径小的离子，水合 热更大。因此，它们在水溶液中容易离子化， 而且标准电极电势从Al到Tl逐渐增大。

第五章 第20讲 元素周期表 元素周期律

第20讲元素周期表元素周期律复习目标 1.能从原子价层电子数目和价层电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，能列举元素周期律(表)的应用。

2.了解元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释，能说明元素电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱、推断化学键的极性。

考点一元素周期表的结构1．元素周期表的编排原则2．元素周期表的结构(1)周期(7个横行，7个周期)短周期长周期周期序数一二三四五六七元素种数 2 8 8 18 18 32 32(2)族(18个纵列，16个族)主族列 1 2 13 14 15 16 17 族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA副族列 3 4 5 6 7 11 12 族ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡBⅧ族第8、9、10列，共3个纵列0族第18纵列3.原子结构与元素周期表的关系(1)原子结构与周期的关系原子的最大能层数＝周期序数(2)原子结构与族的关系①主族元素的价层电子排布特点主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA排布n s1n s2n s2n p1n s2n p2特点主族ⅤA ⅥA ⅦA排布n s2n p3n s2n p4n s2n p5特点②0族元素的价层电子排布：He为1s2；其他为n s2n p6。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)的价层电子排布：(n－1)d1～10n s1～2。

4．元素周期表中的特殊位置(1)按元素种类a．分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。

b．各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。

c．分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。

(2)按价层电子排布各区价层电子排布特点分区价层电子排布s区n s1～2p区n s2n p1～6(除He外)d区(n－1)d1～9n s1～2(除钯外)ds区(n－1)d10n s1～2f区(n－2)f0～14(n－1)d0～2n s2(3)过渡元素：元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。

第十三讲义章p区元素


2 卤化物和多卤化物
离子型卤化物 (1) 卤化物
如：KCl、CaCl2、FeCl2
共价型卤化物 如：AlCl3、CCl4、FeCl3
a 不同氧化值的同一金属卤化物，低氧化值比高氧化 值卤化物有较多离子性。如：离子性: FeCl2 >FeCl3。
b 卤素离子的大小和变形性对金属卤化物的性质影响 较大。如：共价程度：AgI>AgBr>AgCl>AgF
4、重要的盐类 (1) 碳酸盐
NaHCO3: 俗称小苏打，水溶液呈弱碱性；常用于治疗 胃酸过多和酸中毒；也可作制酸剂。
NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2 CaCO3: 石灰石，大理石的主要成分，也是中药珍珠、 钟乳石、海壳的主要成分。 碱土金属碳酸盐(BeCO3除外)可以发生如下反应： MCO3 + H2O + CO2 M2+ + 2HCO3- (M=Ca、Sr、Ba) (2) 硫酸盐 Na2SO4.10H2O: 俗称芒硝，易风化脱水，可作为缓泻剂。 Na2SO4：中药上称玄明粉，易潮解，可作为干燥剂、缓泻剂。
(2) 多卤化物：由金属卤化物与卤素单质加合而成，如:KI3。 KI + I2 KI3
3 卤素含氧酸及其盐
氟除外，氯、溴、碘形成的四种含氧酸为：
次卤酸(HXO) 亚卤酸(HXO2) 卤酸(HXO3) 高卤酸(HXO4)
过氧离子：O22- [—O—O—]2a Na2O2 + 2H2O = H2O2 + 2NaOH
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
2H2O2 = 2H2O +O2
2Na2O2 +CO2 = Na2CO3+O2 b BaO2 + H2SO4 = H2O2+BaSO4 (H2O2的实验室制法)

无机及分析化学(第九章 p区元素(2)


复习： 预习： 作业： p.436,习题：T.1，6,7 (第一版）
p.357,思考题：T.1，5,6（第二版）
第九章
p 区 元 素（二） (氮、氧族）
一、氮族元素
（1）氮族元素概述 N P As Sb Bi （2）元素在自然界存在的形式、丰度、提取方法 （3）单质的物理性质 熔点、沸点：变化趋势 → 特殊性 → 存在状态 半径：从大到小 金属性：非金属→ 准金属 → 金属 电离能、电负性、电子亲合能的变化规律 （4）单质的化学性质 价电子层构型： ns2np3 价态变化规律：形成负价的能力（得到电子）大→小 形成正价的能力（失去电子）小→大 元素的电极电势： 氮族元素的化学反应
2） HNO3和及其盐 ▲ HNO3制备 ▲ HNO3化学性质
强酸性 强氧化性： N（Ⅴ）→N（Ⅳ）→N（Ⅱ）→N（Ⅰ）→N0 → NH3 不稳定性： HNO3→ NO2+O2 +H2O 硝化性： ▲ HNO3的氧化性 硝酸的浓度 浓：氧化能力大，但与活泼金 属形成致密氧化物而钝化。 稀： 还原剂的还原能力 ▲ NO-3的电子构 ▲ NO-3的稳定性（在水溶液中，固体中） ▲ 重要的硝酸盐：硝酸盐的种类、水溶性、稳定性（在水溶 液中没有氧化性、在固态硝酸盐中，有氧化性，易分解。 硝酸盐的分解产物的特殊性（现象、原因）
三、氧族元素 1、氧族元素概述 O, S, Se, Te, Po （1）元素在自然界存在的形式、丰度、提取方法 （2）单质的物理性质 熔点、沸点：变化趋势 → 特殊性 → 存在状态 半径：从大到小 金属性：非金属→ 准金属 → 金属 电离能、电负性、电子亲合能的变化规律 （3）氧族元素的化一般学性质 价电子层构型： ns2np4 价态变化规律：形成负价的能力：大→小 形成正价的能力：小→大 （4） 元素的电极电势：

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第6版)笔记和课后习题(含考研真题)详解(13-18章)【圣


2．p 区元素特征 （1）各族元素性质自上而下呈规律性变化 同族自上而下：原子半径↑，金属性↑，非金属性↓。 （2）多种氧化值 ns2np1～6 的价电子构型使大部分 p 区元素具有多种氧化值。 （3）电负性大 电负性：p 区元素＞s 区元素。 （4）第二周期元素具有反常性 第二周期元素单键键能（N、O、F）＜第三周期元素单键键能（P、S、Cl）。 （5）第四周期元素表现出异样性 d 区元素的插入，使第四周期元素的原子半径显著减小，性质展现出特殊性。
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第 13 章 p 区元素（一）
13.1 复习笔记
一、p 区元素概述 1．p 区元素 p 区元素：除 H 以外的所有非金属元素和部分金属元素。 惰性电子对效应：同族元素，自上而下，氧化值低的化合物的稳定性高于氧化值高的化 合物的现象。
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③加合反应：B2H6＋2NH3→[BH2·（NH3）2]＋＋[BH4]－ 【注意】①乙硼烷自燃和水解放热较大，可用于制作火箭燃料。②乙硼烷是剧毒物质， 空气中其最高允许含量为 0.1µg/g。 （2）硼的含氧化合物 ①三氧化二硼 B2O3 a．物理性质 颜色：白色固体；密度：2.55g·cm－3；熔点：450C。 b．化学性质 被碱金属还原：B2O3＋3Mg→2B＋3MgO 与水反应：
B 2 O 3 HH 22OO 2 H B O 2 HH 22OO 2 H 3 B O 3
②硼酸 H3BO3 化学性质：硼酸为一元弱酸（固体酸）；与多羟基化合物发生加合反应；受热易分解。 ③硼砂 硼砂：硼酸盐的一种，水解呈碱性；溶液中，n（H3BO3）＝n（B（OH）4－），具有缓冲 作用。 （3）硼的卤化物 ①三卤化硼 BX3 BX3 在湿空气中发生水解反应 BX3＋3H2O→B（OH）3＋3HX ②氟硼酸 H[BF4] H[BF4]的酸性比 HF 强，可利用 BF3 的水解制备，反应方程为
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HCl
3.75
-114.22 -85.05 -92.3 1000 431
HBr
2.76 -86.88
HI
1.49 -50.80 -35.36
μ /(1030 c m) 6.37 o m p/ C -83.55 -19.51 b p/ o C
Δ f H m /kJ mol1-271
（与各种易燃物混合后，撞击爆炸着火） KClO3 火柴头
小心
中的 KClO3与C12H22O11的 混合物的火焰
氧化剂
4.高卤酸及其盐 高卤酸： 酸性： HClO4 最强 HBrO4 强 1.763 H5IO6 弱 酸性↓ 1.60
E (XO-4 /X )/V 1.226
都是强氧化剂，均已获得纯物质，稳定性好。
2.次卤酸及其盐 次卤酸： 弱酸( K a ) 酸性↓
E ( XO / X )/V 1.495
HClO 2.8×10-8
HBrO 2.6×10-9
HIO 2.4×10-11
1.341
0.983
氧化性↓ 稳定性: 大 小
重要反应：
2HClO O 2 2HCl 3HClO HClO3 2HCl Cl2 NaOH NaClO NaCl H 2 O 2Cl2 3Ca(OH) 2 Ca(ClO)2 CaCl2 Ca(OH) 2 H 2 O H 2 O
Mg(ClO4)2 , Ca(ClO4)2 可用作干燥剂 NH4ClO4：现代火箭推进剂
§15.3 p区元素性质的递变规律 一、单质
1. 单质的晶体结构类型
(1)分子晶体：
单原子分子晶体：He 双原子分子晶体：H2、 N2、O2、X2 多原子分子晶体：S 、P、As、Se
（2）.金属晶体
S区金属及p区左下角金属元素的晶体 （3）. 原子晶体 C 、Si 、Ce 、Sn 、P 、As 等
二、 卤素的氢化物
•1、卤化氢的制备
(1) HCl
Cl 2 H 2 2HCl 直接合成法
hv
NaCl H 2SO 4 (浓 ) HCl NaHSO4 复分解反应

2NaCl H2SO 4 (浓 ) 2HCl Na2SO 4
500O C
(2) HF
CaF2 H2SO 4（浓） CaSO 4 2HF 复分解反应
分子极性 熔点 沸点
(除HF)
-66.73 -36.4
550 364
-26.5
300 299
分解温度/℃ >1500 键能/kJ· mol-1 565 酸性 弱
稳定性
强
三、 卤化物 1.卤化物:
卤素与电负性比较小的元素生成的化合物。
2.卤化物的分类: 金属卤化物:
NaX,BaCl2 , LaCl3 离子型 NaX,MgX 2 , LaX3 , AlX3 , FeCl2 等 AlCl , AgCl, HgCl , 共价型 3 2
原子晶体可分为链状结构、层状(片状)结构和体 相结构。
2. 单质的化学性质
了解各单质与水、酸、碱的作用情况
二 共价型氢化物性质的递变规律
CH4 SiH4 GeH4 SnH4
NH3 PH3 AsH 3 SbH 3
H2O H2S H2Se H2Te
水 溶 HCl 液 酸 HBr 性 HI 增 强
HF
还 原 性 增 强
（2） 鉴定I-、Br-混合溶液
Br Cl 2 水 Br2 (棕黄) Cl 2 水 棕黄色不消失 I 2 (紫红) 紫红色消失 I CCl 4
（3）氧化性
EA (Cl2 /Cl ) 1.36V
-
EA (BrO /Br2 ) 1.52V
3
5Cl2 Br2 6H2O 2HBrO3 10HCl
3 卤化物的热稳定性
同一金属卤化物的热稳定性按F—Cl— Br—I的顺序依次降低。
晶体 类型 键的 极性 熔点 沸点 离子 晶体 离子 离子 分子 分子 晶体 晶体 晶体 晶体 SF6 分子 晶体 共价键 弱 低
键性 离子键 强 高
2.卤化物的水解性 弱酸+OH-：KF
卤化物水解 酸+碱式盐：BiOCl，Sn(OH)Cl， SbOCl
两种酸：PCl5，SiCl4，AsCl5 不水解，不电离：CCl4，CF4，SF6
第十五章
p区元素(三)
§15.1 卤族元素
§15.2 稀有气体
§15.3 p区元素化合物性质的 递变规律
§10.1 卤素 一、 卤素概述 1.卤族元素的性质变化: F Cl Br 卤素(VII)
22p5 2s 价电子构型:
I 5s25p5 133 2.66 1008
3s23p5
4s 2 4p 5 114 2.96
1440
共价半径/pm 电负性:
64
3.98
99
3.16
第一电离能: 1681 电子亲和能 -328 /(kJ· mol-1) 氧化值
1251 -349
-325
-295
-1
-1， 1， 3， 5， 7
二、 卤素单质 1 卤素单质的物理性质:
F2 室温聚集态 分子间力 b.p./℃ m.p/℃ 颜色 g 小 -188 -34.5 59 Cl2 g Br2 l I2 s 大 183
只有在高浓度Cl2水才能实现且难度很大
通常利用碱性条件
3ClO Br BrO 3Cl
3
-
EB (ClO- /Cl- ) 0.89V EA (BrO3 / Br - ) 0.613V
重要卤酸盐：KClO3
2 2KClO3 MnO 2KCl 3O2
4KClO3 3KClO4 KCl 强氧化性：
偏高碘酸 HIO4
重要反应：
5H5 IO6 2Mn2 2MnO 5 IO 4 3
7H2O 11H

重要高卤酸盐：高氯酸盐
高氯酸盐多易溶于水，但K+、NH4+、Cs+、 Rb+的高氯酸盐的溶解度都很小。 KClO4：稳定性好，用作炸药比KClO3更稳定
610C KClO 4 KCl 2O2
电解 2NaCl 2H2O H2 Cl2 2NaOH
氧化还原法(实验室):
MnO2 4HCl MnCl2 Cl 2 (g) 2H2 O

• Br2 (ｌ)
氧化剂:
Cl 2 2Br Br2 2Cl

反歧化: BrO3 5Br 6H 3Br2 3H2 O ( 纯化 ) • I (s)
ⅠA的卤化物均为离子键型，随着离子
半径的减小，晶格能增大，熔沸点增大。 例如： NaF m.p./℃ 996 NaCl 801 NaBr 755 NaI 660
同一金属不同氧化值：高氧化值的卤
化物共价性显著，熔沸点相对较低。
例如： SnCl2
m.p./℃ 247
SnCl4 ； SbCl3
-33 73.4
常温 Cl2
Br2 I2
加热
低温 ClO O
ClO-
ClO3


PH 4
BrO3 IO3

BrO3 IO3


BrO (0 C) PH 6
IO3

PH 9
3 卤素单质的制备:
(氧化手段的选择)
电解 • F2 (g)电解: 2KHF 2KF H 2 F2 2
• Cl2 (g) 电解(工业):
卤化物中，卤离子仅F－离子能发生水 解，它与强碱性（活泼性强）金属形成 的盐溶于水中呈碱性。 活泼性差的金属卤化物溶解时可发生水 解，水解产物为氧基盐和碱式盐。 BiCl3+H2O→BiOCl↓+HCl SnCl2+H2O→Sn(OH)Cl+HCl 非金属卤化物水解：
PCl5＋4H2O→H3PO4＋5HCl
稳 定 性 减 弱
稳定性增强
还原性减弱 水溶液酸性增强
水溶液的酸碱性
族
ⅢA，ⅣA ⅣA，ⅤA ⅤA ⅥA
元素
B,Al,Si,Ga C,Ge,Sn,P,As,Sb N S,Se,Te
与水作用情况
分解放H2 不作用 形成弱碱 形成弱酸
ⅦA
Cl,Br,I
形成强酸
三、 卤化物性质的递变规律
1. 以第三周期元素的氟化物为例 NaF MgF2 AlF3 SiF4 PF5
共价型卤化物主要是高价金属卤化物及 18和18＋2型电子构型的金属卤化物 非金属卤化物: BF3 , SiF4 , PCl5 , SF6 等
3.卤化物的性质: 性质: 熔点: 离子型 高 大多易溶于水 金属卤化物 水解性: 对应氢氧化物不 是强碱的都易水 解,产物为氢氧化 物或碱式盐 共价型 低
溶解性:
光
冷
漂白粉
3.卤酸及其盐
卤酸：
酸性：
HClO3
强
HBrO3
强
HIO3
近中强
酸性↓
E (XO3 / X )/V 1.485
1.513
1.209
已获得酸 的浓度: 稳定性: 40% 小 50% 晶体 大
主要反应
（1） 氧化制备
2ClO I 2 2IO Cl 2
3 3
5Cl2 I 2 6H2 O 2HIO3 10HCl
不能用复分解反应
KX H2SO 4（浓） HX KHSO4 (X=Br,I)
HBr H 2SO 4（浓） SO 2 Br2 2H2 O
8HI H 2SO 4（浓） H 2S 4I2 4H2 O