《无机化学-第十一章 卤素和氧族元素-卤族元素（上）》由会员分享，可在线阅读，更多相关《无机化学-第十一章 卤素和氧族元素-卤族元素（上）（149页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、无机化学多媒体电子教案,第十一章 卤素 和氧族元素,卤素和氧族元素的通性 卤素单质的制备和性质 卤化氢的制备及其性质的递变规律 氯的含氧酸及其盐的性质和递变规律 臭氧、过氧化氢分子的结构及其性质 硫化氢和多硫化氢的性质、金属硫化 物的溶解性 7. 硫酸分子的结构、硫酸及其盐的性质 8. 亚硫酸及其盐、硫代硫酸盐、过二硫酸盐、焦硫酸盐的性质,卤素单质的性质 HX的制备、性质及其递变规律 氯的含氧酸及其盐的性质递变规律 O3、H2O2、H2SO4分子的结构 H2O2、H2S的性质和硫化物的溶 解性 6. H2SO3及其盐、H2SO4、K2S2O7、 H2S2O3及其盐、H2S2O3及其盐的性质,目
2、 录,11-2 卤素,11-3 氧族元素,11-1 p区元素概述,第十一章 卤素和氧族元素,无机化学多媒体电子教案,第一节 p区元素概述,p区金属包括Al、Ga、In、Tl、Ge、Sn、Pb、Sb、Bi和Po。与s区金属元素相似，p区同族金属元素从上到下原子半径逐渐增大，失电子趋势逐渐增大，元素的金属性逐渐增强。但总的看来，p区金属元素的金属性较弱，部分金属如Al、Ga、In、 Ge、Sn和Pb的单质、氧化物及其水合物均表现出两性，它们在化合物中还往往表现出明显的共价性。相对而言， Tl、Pb和Bi的金属性较强。十种元素中，Po为放射性元素。 p区金属元素的价电子构型为ns2np14 ，内层为
3、饱和结构。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。,除氢外，所有的非金属全部集中在p区,沿B-Si-As-Te-At对角线，右上角为 非金属(包括线上)，左下角为金属,A-A和零族元素为p区元素,11-1 p区元素概述,P区元素的特点,(1) 除A零族外，均由 典型非金属准金属典型金属,P区元素的特点（2）具有多种氧化数,因原子的价电子构型为 ns2np1-5 ns、n
4、p电子可参入成键,非金属元素还具有负氧化数,这种现象称为 惰性电子对效应,6s2惰性电子对效应,p区各主族元素由上至下与族数相同的高氧化态的稳定性依次减小，比族数小2的低氧化态最为稳定。 一般认为是由于ns2电子对不易参加成键，特别不活泼，常称为“惰性电子对效应”。 如：Bi(V)、Pb(IV)、Tl(III)、Hg(II)的氧化性比其相应的：Bi(III)、Pb(II)、Tl(I)、Hg(0)要强得多。,如：NaBiO3、PbO2能把Mn2+、氧化为MnO4-,Tl2O3能把HCl氧化成Cl2,Hg2+能把Sn2+氧化成Sn4+。 关于原因有现在有好多方面的讨论，对于我们现在来说并非重点，因
5、此不做讲述。,元素的氧化态,P区元素的特点 （3）金属的熔点较低,这些金属 彼此可形成 低熔合金,P区元素的特点 （4）某些金属具有半导体性质,第十一章 卤素和氧族元素,无机化学多媒体电子教案,第二节 卤素,卤素，希腊文原义为成盐元素,11-2-1 卤族元素通性,11-2-1 卤族元素通性,1.特点： 在每一周期中，原子半径最小，电离能最大，电子亲合能最小，电负性最大。 因此，都是活泼的非金属元素。卤素和同周期元素相比较，其非金属是最强的。 在族内，元素的性质相似，(可与IA族相比)，如卤素单质均为双原子分子。 从F到I：原子半径递增，电离能递减，电负性递减，非金属性减弱。元素的性质也出现规律
6、性变化。, I1大, X - e- X+ 困难 只有碘才有这种可能,11-2-1 卤族元素通性,与稳定的8电子构型仅缺一个电子，在同周期 元素中核电荷是最多的，原子半径是最小的 易获得电子，是同周期中非金属性最强的元素,11-2-1 卤族元素通性,F电负性大，无正氧化数,Cl、Br、I的价电子构型,拆开1对电子,氧化数为+1,ns np,nd,氧化数为+3,拆开2对电子,拆开3对电子,氧化数为+5,氧化数为+7,具有多种氧化数 并相差2,卤素的氧化态,卤素的电势图,一、元素电势图 对于具有多种氧化态的某元素，可将其各种氧化态按从高到低的顺序排列，在每两种氧化态之间用直线连接起来并在直线上标明相
7、应电极反应的标准电极电势值，以这样的图形表示某一元素各种氧化态间电极电势变化的关系称为元素电势图。因是拉特默(Latimer,W.M.)首创，故又称为拉特默图。 现以溴在碱性介质中的电势图为例，作些说明：,卤素的电势图,二、元素电势图的应用 1、从已知电对求未知电对的标准电极电势 可由公式:rG=-nFE=-nF(+-)导出下式: 式中 未知电对的标准电极电势； 1、2、i分别为依次相邻电对的标准电极电势； n1、n2、ni分别为依次相邻电对中转移的电子数。,卤素的电极电势图如下：,11-2-1 卤族元素通性,3. F的特殊性： 电负性最大，无正氧化值。 原子半径小，空间位阻不大，氟与有多种氧
8、化值的元素化合时，该元素往往可以呈现最高氧化值，例如AsF5、SF6和IF7等。中心原子的周围可以容纳较多的氟原子，同时还因为，氟的氧化能力最强，F-F键能小，F-F键容易打开，形成新键。,自然界中大多以化合态存在 氟：萤石 CaF2， 冰晶石 Na3AlF6， 氟磷灰石 Ca5F(PO4)3 ； 氯：NaCl，KCl，光卤石 KCl MgCl2 6H2O ； 溴：以溴化物的形式存在于海水和地壳中； 碘：以碘化物形式存在，南美洲智利硝石含有少许 的碘酸钠。 砹：放射性元素，仅以微量而短暂地存在于镭、锕 和钍的蜕变产物中 。,11-2-2 卤族单质,氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I
9、2),集聚状态 气体 气体 液体 固体,1.物理性质,11-2-2 卤族单质,均为双分子 (具有稳定的8电子构型及较高的键能) 在周期表中，整族是双原子分子的只有卤素, 固态为分子晶体 熔、沸点较低,氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2),集聚状态 气体 气体 液体 固体,颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑,1.物理性质,11-2-2 卤族单质,卤素单质的颜色，可利用分子轨道理论加以解释。,随着原子序数的增加，这种轨道之间的能量差逐渐减少，所需要外界提供的能量随之减少，即所吸收的光的波长逐渐增加，透过或反射的光的波长也呈现规律性变化。,对应颜色 浅黄 黄绿 红棕 紫,卤素单质 F2 C
10、l2 Br2 I2,物质颜色,630-600,760-630,430-400,450-430,500-450,570-500,600-570,橙,红,紫,蓝,青,绿,黄,光互补示意图 (数值为波长，单位nm),物质呈现的颜色为被该物质吸收了的色光的互补色,随原子序数 核间距 电子与核结合 紧密程度 电子激发所需能量 吸收光波长 互补光波长 颜色加深,氟 吸收波长短的光 则呈现波长较长 光的颜色-黄色 碘 吸收波长长的光 则呈现波长较短 光的颜色-紫色,氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2),集聚状态 气体 气体 液体 固体,颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑,溶解度 分解水 在水中溶
11、易溶于 解度不大 有机溶剂,1.物理性质,11-2-2 卤族单质,水中颜色 有机溶剂(CCl4、CS2)颜色 溴 黄棕红 黄棕红 碘 棕或红棕 紫,氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2),集聚状态 气体 气体 液体 固体,颜色* 浅黄 黄绿 红棕 紫黑,溶解度 分解水 在水中溶 易溶于 解度不大 有机溶剂,毒性 具有刺激性气味，并有毒,1.物理性质,11-2-2 卤族单质,氧化性,2.化学性质,F2 Cl2 Br2 I2,E ( X2 / X )/V： 3.05 1.36 1.07 0.54,结论：氧化性最强的是 F2，还原性最强的是 I 。,卤素单质是强氧化剂，其中F2的氧化性最
12、强，随原子序数增大，氧化能力逐渐变弱。,X2 + e- X-,1与H2反应 X2 + H2 2HX,X2 + e- X-,氧化性,2.化学性质,F2 Cl2 Br2 I2,在低温下，暗处，F2 可与 H2 发生剧烈反应，放出大量热，导致爆炸。,Cl2 在常温下与H2 缓慢反应， 但在紫外光照射下，可发生爆炸的链鎖反应。,以金属 Pt 为催化剂， 加热到 350， Br2 可与 H2 反应。 但高温下 HBr 不稳定， 易分解。,I2 与 H2 在催化剂存在并加热的条件下可反应生成 HI，HI 更易分解。,2 与金属、非金属反应,X2 + e- X-,氧化性 F2 Cl2 Br2 I2,化学性质
13、,2.化学性质,F2与Cu、Ni、Mg作用，表面生成氟化物保护膜，可阻止进一步被氧化，所以F2可储存在Cu、Ni、Mg制成的容器中,2 与金属、非金属反应,干燥的氯不 与Fe反应 可将氯储存 在铁罐中,X2 + e- X-,氧化性 F2 Cl2 Br2 I2,化学性质,2.化学性质,与非金属反应,除 O2 、N2、He、Ne 外， F2 可与所有非金属作用，直接化合成高价氟化物。低温下可与 C、Si、S、P 猛烈反应，生成氟化物，大多数氟化物都具有挥发性。 Cl2 也能与大多数非金属单质直接作用，但不及 F2 激烈。,Br2 和I2 可与许多非金属单质作用，一般多形成低价化合物，反应不如 F2
14、、Cl2 激烈。,3 与水反应：分两类,Cl2、Br2、I2主要发生(2)类反应 反应程度越来越小,F2 只能发生(1)类反应，并反应激烈 2X2 + 2H2O 4HX + O2,X2 + e- X-,氧化性 F2 Cl2 Br2 I2,2.化学性质,氧化作用 2X2 + 2H2O 4HX + O2 歧化水解 X2 + H2O H+ + X- + HXO,3 与水反应：分两类,X2 + e- X-,氧化性 F2 Cl2 Br2 I2,2.化学性质,氧化作用 2X2 + 2H2O 4HX + O2 歧化水解 X2 + H2O H+ + X- + HXO,可见：氯水，溴水，碘水的主要成分是单质。,
15、卤素的歧化反应与溶液的pH值有关，当氯水溶液的PH4时，歧化反应才能发生，pH4时则Cl-被HClO氧化生成Cl2。碱性介质有利于氯、溴和碘的歧化反应。 X2+2OH-=X-+XO-+H2O（X=CI2、Br2） 3X2+6OH-=5X-+XO3-+3H2O（X=CI2、Br2、I2） 碘在冷的碱性溶液中能迅速发生歧化反应： 3I2+6OH-=5I-+IO3-+3H2O 氟与碱的反应和其它卤素不同，其反应如下： 2F2+2OH-（2）=2F-+OF2+H2O 当碱溶液较浓时；则OF2被分解放出O2 2F2+4OH-4F-+O2+2H2O,3. 卤素单质的制备,在自然界中， 卤素主要以负一价卤离子形式存在。 通常情况下可采用氧化卤离子的方法来制备卤素单质。 由于 X- 还原性顺序为 I-BrClF，因此，各种卤素单质的制备，要采用不同的方式进行。,阳极反应：,阴极反应：,总反应：,（1）单质氟的制备,F2 是最强的氧化剂，所以通常不能采用氧化F-离子的方法制备单质氟。,电解法制备单质氟 ：
