无机化学多媒体电子教案
第十一章 卤素 和氧族元素
本1. 卤素和氧族元素的通性 2. 卤素单质的制备和性质 3. 卤化氢的制备及其性质的递变规律
章4. 氯的含氧酸及其盐的性质和递变规律 主5. 臭氧、过氧化氢分子的结构及其性质 要6. 硫化氢和多硫化氢的性质、金属硫化
物的溶解性
内7. 硫酸分子的结构、硫酸及其盐的性质 容8. 亚硫酸及其盐、硫代硫酸盐、过二硫
Al Ga In
Tl
Ge
Sn
Pb
125 51
577.4 1816.1 2744.8 1.61 -1.076
125 150
62 81
81
578. 8
588.1
197 9
1820
296 3
2704
1.81 1.78
0.56
-0.338
155
95 147 589.1 1970 2875 2.04 +0.72
11-1 p区元素概述
0 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA 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 At 砹 Rn 氡
Tl 铊
303.5 ℃
Pb 铅
327.5 ℃
Bi 铋
271.3 ℃
Po
At 砹 Rn 氡
P区元素的特点
（4）某些金属具有半导体性质
0 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA 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 At 砹 Rn 氡
金汞 铊 铅 铋 钋 砹 氡
7 111 112
Uuu Uub
114
116
118
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。
氧化态 -1,0, -1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+3,+4,+5,+7
-1,0,+1,+3,+4,+5,+7 -1,0,+1,+5
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：
BrO4-
0.93
BrO3-
0.565
BrO-
0.335
1 2
Br2(l)1.085
Br-
0.61
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:
=
n11+n22+……nii
酸盐、焦硫酸盐的性质
本 1. 卤素单质的性质 章 2. HX的制备、性质及其递变规律
3. 氯的含氧酸及其盐的性质递变规律
基 4. O3、H2O2、H2SO4分子的结构 本 5. H2O2、H2S的性质和硫化物的溶
解性
要 6. H2SO3及其盐、H2SO4、K2S2O7、 求 H2S2O3及其盐、H2S2O3及其盐的性
∴主易要获∵氧得化电I子数1只大，有是,-同1碘∴、周才X0期有-+中-1这1非、e、+-金0种3→属可+性-1X1能、最+、+0困强3 的+难-1元1、、+素03
+5、+7 +5、+7 +5、+7
11-2-1 卤F电族负元性素大通，性无正氧化数
Cl、Br、I的价电氟子(F构)型氯(Cl)溴氧(B化r数) 碘为+(1I)
11-2-1 卤族元素通性
1.特点： ①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，பைடு நூலகம்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。 ②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 也出现规律性变化。
1.458
HClO
1.513
1.630
1.360
Cl2
Cl-
BrO4- 1.760
BrO3- 1.490 HBrO 1.209
1.604
1.077
Br2
Br-
H3IO62- 1.600 IO3-
1.150 HIO
1.431 I2
0.534 I-
碱性溶液中EB
0.465
2.889
F2
F-
ClO4- 0.398 ClO3-
4 Ga 镓 Ge 锗 As 砷 Se化硒性B化r 溴性 Kr 氪
5 In 6 Tl
铟 铊
Sn 锡 Pb 铅
Sb 锑 Bi 铋
Te合碲增I合 Po物 强A物t
碘减 砹弱
Xe Rn
氙 氡
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”。
原子ns序数np 9 nd17 35 53
价拆层开电1对子电构子型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5
具有多种氧化数 原子半ns 径/pnmp 并相差2 电拆开负2性对(电x子p)
64 4.0
99 nd3.0
氧11化4 数为1+333 2.8 2.5
I1/(kJ·mol-1) 1681 1251 1氧14化0 数为10+058
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
这非种金现n属象s、元称n素为p电还具子有可负参氧入化成数键
惰性电子对效应
0
ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ低A 高ⅦA He 氦
2 B 硼 C 碳 N 氮 O氧氧 F氧氟 Ne 氖 3 Al 铝 Si 硅 P 磷 S 化数硫稳 定C化数l 氯稳定 Ar 氩
11-2-1 卤族元素通性
氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
原子序数 9 17 35 53 价层电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5 原子半径/pm 64 99 114 133
∵电与负稳性定(的x8p电)子构4.型0 仅缺3一.0个电子2，.8在同周2.5期
I1/元(k素J·中m核o电l-荷1) 是16最8多1 的1，2原5非1子金半属1径14性是0 最减小1弱0的08
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，因此不做讲述。
p区金属元素的价电子构型为ns2np1~4 ，内层为饱和结构。 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。
无机化学多媒体电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第二节 卤素
11-2-1 卤族元素通性
卤素，希腊文原义为成盐元素 0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA 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 At 砹 Rn 氡
IB IIB 铝 硅 磷 硫 氯 氩
4 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
铜锌镓锗砷硒 溴氪
5 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
银 镉铟锡 锑 碲碘 氙
6 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
质
目录
11-1 p区元素概述 11-2 卤素 11-3 氧族元素
无机化学多媒体电子教案 第十一章 卤素和氧族元素
第一节 p区元素概述