卤素通性
卤素，希腊文原意为成盐元素
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA 0
ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O 氧 F 氟 Ne 氖
3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 硫 Cl 氯 Ar 氩 4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se 硒 Br 溴 Kr 氪 5 In 铟 Sn 锡 Sb 锑 Te 碲 I 碘 Xe 氙 6 Tl 铊 Pb 铅 Bi 铋 Po 钋 At 砹 Rn 氡
可呈现最高氧化数 如：AsF5、SF6 、 IF7 。
3.F-F键能小，易打开，化学性质活泼。
一、卤素的单质 1-1.物理性质
氟(F2) 氯(Cl2) 溴(Br2) 碘(I2) 沸点/℃ -188 -34.6 58.76 184.3 熔点/℃ -219.6 -101 –7.2 113.5
熔、沸点升高
（4）与水的反应 大部分非金属单质不与水反应，卤素仅部分与水反应 ，碳、硼仅在赤热的条件下才与水蒸气反应。 2F2+2H2O Cl2+H2O C+H2O(g) 4HF+O2（剧烈，置换反应） HCl+HClO（缓慢、歧化反应）
高温
CO+H2（置换反应） B2O3+3H2（置换反应）
2B+3H2O(g)
铝 硅 磷 硫 氯 氩
I
54 Xe
P
16
S
17
Cl
18 Ar
31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
5 铷 锶 钇 锆 铌 钼 锝 钌 铑 钯 银 镉 铟 锡 锑 碲 碘 氙 55 Cs 56 Ba 57-71 72 Hf 73 Ta 74 W 75Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 6 铯 钡 LaLu - 铪 钽 钨 铼 锇 铱 铂 金 汞 铊 铅 铋 钋 砹 氡 7 钫 镭
（二）非金属单质的化学性质
（1）与金属的反应：非金属性越强的元素，其单质越 易与金属反应。典型金属与典型非金属反应生成离子 化合物。如： X2+2Na
点燃
2NaX(X为卤素） N2+3Mg
点燃
Mg3N2
（2）与氧的反应 多数非金属可以直接与氧化合形成多种氧化物。有 的虽不能直接与氧化合，但也有多种不同价态的氧化 物存在。如 Cl2O、Cl2O3、Cl2O5、Cl2O7。
Δ
F2 的非金属性最强，只有氧化性而无还原性，在 与碱反应时，只能作氧化剂。 2F2+2NaOH 2NaF+OF2 +H2O
（三）非金属单质的制法
（1）氧化法 此法适用于常于负价态存在的卤素和氧族等非金属元 素的制备。如： Δ 4HCl+MnO2 MnCl2+2H2O+2Cl2
（2） 还原法 此法适用于常与正价态存在的氮族、碳族及硼等非 金属元素。
Pr 60 Nd
114
Er
116
69Tm 70 Yb 71 Lu
118
镧系 镧 铈 镨 钕 钷 钐 铕 钆 铽 镝 钬 铒 铥 镱 镥 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95Am 96Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100Fm 101 Md 102No 103 Lr 锕系 锕 钍 镤 铀 镎 钚 镅 锔 锫 锎 锿 镄 钔 锘 铹
非金属性强的非金属单质，能够氧化某些含氧酸 或含氧酸盐，如： Br2+H2SO3+H2O Br2+K2SO3+H2O 2HBr+H2SO4 2HBr+K2SO4
（6）与碱的反应 许多非金属单质可与碱反应，许多非金属单质在碱性 水溶液中发生的是歧化反应。如：
（二）非金属单质的化学性质
3S+6KOH 2K2S+K2SO3+3H2O 4P+3NaOH+3H2O 3NaH2PO2+PH3 有些还原性较强的非金属在与强碱反应时，非金属 作还原剂。如： Si+2NaOH+H2O 2B+2NaOH+2H2O Na2SiO3+2H2 2NaBO2+3H2
（四） 非金属氢化物
（2）热稳定性 非金属性越强，其氢化物越稳定，因此，共价型 氢化物的热稳定性：在同一周期中，从左到右逐渐 增加；在同一族中，自上而下逐渐减小。 （3）还原性 其他共价型氢化物都具有不同程度的还原性。同 周期从左至右，氢化物的还原性减弱；同主族自上 而下，氢化物的还原性增强。解释：在周期表中， 从右向左，自上而下，元素的原子半径增大，电负 性减小，阴离子失电子的能力依次递增，所以氢化 物的还原性也依次增强。
熔融电解
FeS2
Δ
FeS+S
2KF+H2 +F2
（四） 非金属氢化物
（1）熔沸点变化规律 结构相似时，熔沸点随着相对分子质量的增大 而升高，在同一主族中，沸点由上至下，逐渐升高。 但由于 N 、 O 、 F 的原子半径小，电负性大，氢化 物分子间存在着氢键，使得它们的沸点，与同主族 其余氢化物比较显得特别高。 H2O>HF>NH3>CH4 H2Se>H3As>HBr>GeH4 H2S>HCl>PH3>SiH4 H2Te>SbH3>HI>SnH4
ⅢA
B2H 6
ⅣA
CH 4
ⅤA
NH3
ⅥA
H2O
ⅦA
HF
SiH4
(GeH4) (SnH4)
中性
PH3
AsH3 SbH3
碱性
H2O
H2Se H2Te
酸性
HCl
HBr HI
热 稳 定 性 递 减
还 原 性 递 增
水 溶 液 酸 性 递 增
稳定性递增，还原性递减，水溶性、酸性递增
（二）非金属单质的化学性质
57 La 58 Ce 59
61Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68
通性
（一）非金属元素的物理性质
非金属单质和金属相比，几乎没有共同的物理性 质，其性质彼此之间相差很悬殊。从状态来看，常 温常压下，既有固体、液体，又有气体；从熔、沸 点来讲：有高达 48270C （金刚石的沸点）的，也有 低到 4.2K （ He 的沸点）；硬度、密度、水溶性相差 也很悬殊；从导电性来讲，大部分非金属都是非导 电体，但也有的导电性不逊色于金属，有的非金属 是良好的半导体，如硅。 造成非金属单质物理性质相差悬殊的是由于其晶体 类型比较多，同素异形体多。
HNO2 的酸性比HNO3弱，H2SO3的酸性比H2SO4弱。
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
酸性增强
（六）非金属含氧酸盐
1、含氧酸盐溶解性一般规律 ①钠盐、钾盐、硝酸盐、氯酸盐大多数易溶于水。 ②硫酸盐大部分溶于水，但 SrSO4 、 BaSO4 、 PbSO4 难溶，CaSO4、Ag2SO4微溶于水。 ③碳酸盐大多数都不溶于水，以 CaCO3 、 BaCO3 、 PbCO3、SrCO3最难溶。 ④磷酸盐、磷酸一氢盐、大都不溶于水而磷酸二氢 盐可溶于水。
卤素通性
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
9 17 原子序数 价层电子构型 2s22p5 3s23p5 99 原子半径/pm 64 4.0 3.0 电负性(p) I1/(kJ· mol-1) 1681 1251 -1、0 主要氧化数 -1、0 +1、+3 +5、+7 35 4s24p5 114 2.8 1140 -1、0 +1、+3 +5、+7 53 5s25p5 133 2.5 1008 -1、0 +1、+3 +5、+7
集聚状态 气体 颜色 浅黄 毒性
气体 黄绿
液体 红棕
固体 紫黑
颜色加深
具有刺激性气味，并有毒。
毒性减小
一、卤素的单质 1-1.物理性质
水中颜色 溴 黄→棕红 碘 棕或红棕 有机溶剂(CCl4、CS2)颜色 黄→棕红 紫
溶解度：F2分解水、Cl2在水中溶解度不 大、Br2 、 I2易溶于有机溶剂。
I2易溶于碘化物(如KI)中：I2 + I → I3
87 Fr 88 Ra 89-103 104Rf 105Db 106Sg 107Bh 108 Hs 109Mt 110 111 112
45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53
Ac-Lr
杜 钅 喜钅 钅 卢钅 麦 Uun Uuu Uub 波 钅 黑 钅
（5）与酸的反应 非金属一般不与稀酸反应，但强氧化性酸如浓 HNO 3 、 浓 H 2 SO 4 可以使许多非金属被氧化。如：
（二）非金属单质的化学性质
S+6HNO3( 浓) S+2H2SO4(浓 ) I2+10HNO3(浓) H2SO4+6NO2 +2H2O 3SO2 +2H2O 2HIO3+10NO2 +4H2O
卤素通性
Cl、Br、I的价电子构型
ns np 拆开1对电子
ns np x 拆开2对电子 ns np 拆开3对电子 ns np
nd nd
nd
氧化数为+1 氧化数为+3
氧化数为+5
氧化数为+7
nd
卤素通性
氟的特殊性
1.氟电负性大，非金属性强。
2.氟原子半径小，空间位阻不大，氧化能力强，
与具有多种氧化数的元素化合时，该元素往往
2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C As2O3+3C