青海大学无机化学第三章p区元素(二)素材.ppt

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1、第三章 p区元素（二）,3.2 卤素,3.1 氧族元素,3.3 P区元素化合物性质的递变规律,3.1 氧族元素,3.1.3 硫及其化合物,3.1.2 氧及其化合物,3.1.1 氧族元素概述,3.1.1 氧族元素概述,氧 O(Oxygen)：存在形式 O2(大气圈)、H2O(水圈)、SiO2 及硅酸盐，其它含氧化合物(岩石圈)。丰度 48.6%，居第 1 位；,氧族元素的存在形式,钋 Po(Polonium)：放射性元素，本章不做介绍。,硒 Se(Selenium)：硒铅矿 PbSe，硒铜矿 CuSe；碲 Te(Tellurium)：碲铅矿 PbTe；,硫 S(Sulfur)：天然单质硫矿；硫化

2、物矿。方铅矿 PbS，闪锌矿 ZnS；硫酸盐矿：石膏 CaSO42H2O，芒硝 Na2SO410H2O，重晶石 BaSO4，天青石 SrSO4，占0.048%居第16位；,H2R H2O H2S H2Se H2Te,单质Se,单质Te,碱性：,1.氧(O2),分子轨道电子排布式：,3.1.2 氧及其化合物,酸性：(氧化性强),氧的制备主要从空气中和H2O制氧：97%是从空气中提取的，3%是电解水制取的。工业法：液化空气，分馏制氧，压入钢瓶中储存：纯度：99.5%,2.臭氧(O3)：O2的同素异形体,结构：,中心O：sp2杂化形成,键角：117o=1.810-30Cm,惟一极性单质,性质：,不稳

3、定性,氧化性,3.过氧化氢(H2O2),不稳定性,性质：,弱酸性,结构：,可见：H2O2氧化性强，还原性弱；是不造成二次污染的杀菌剂。,酸性：,氧化还原性,H2O2的检验在酸性溶液中过氧化氢能使重铬酸盐生成二过氧合铬的氧化物，即Cr(O2)2O或CrO5，生成的CrO5显蓝色，在乙醚中比较稳定，检验时在乙醚层中显蓝色，可以相互检验。,4H2O2+H2Cr2O7=2Cr(O2)2O+5H2O2Cr(O2)2O+7H2O2+6H+=2Cr3+7O2+10H2O,制备 过氧化氢H2O2水溶液俗称双氧水。实验室：BaO2+H2SO4=BaSO4+H2O2Na2O2+H2SO4+10H2O=Na2SO4

4、10H2O+H2O2,工业上制备过氧化氢的方法有：1、电解硫酸氢盐溶液 阳极2HSO4-=S2O82-+2H+2e-阴极2H+2e-=H2 将电解产物过二硫酸盐进行水解,便得到H2O2溶液:S2O82-+2H2O=H2O2+2HSO4-,2、乙基蒽醌法,当反应进行到苯溶液中的过氧化氢浓度为5.5gL-1时，用水抽取之，便得到18的过氧化氢水溶液。可以减压蒸馏得到高浓度溶液。,结构：S：sp3杂化形成环状S8分子。,物理性质：硫有几种同素异形体 斜方硫 单斜硫 弹性硫密度/gcm-3 2.06 1.99颜色 黄色 浅黄色 190的熔融硫稳定性 94.5 用冷水速冷,1.单质硫,3.1.3 硫及其

5、化合物,硫的同素异形体：,斜方硫,单斜硫,弹性硫的形成,硫的化学性质,与许多金属 直接化合,与氢、氧、碳、卤素(碘除外)、磷等直接作用,与氧化性酸作用,与碱的作用,2.硫化氢和硫化物,H2S是无色，有腐蛋味，剧毒气体。稍溶于水。水溶液呈酸性，为二元弱酸。,(1)硫化氢,结构：H2S结构与H2O相似,性质：,与空气(O2)反应,最重要的性质是它的还原性：,与中等强度氧化剂作用,与强氧化剂反应,由于H2S有毒，存放和使用不方便，所以分析化学中常以硫代乙酰胺作代用品。这是由于硫代乙酰胺缓慢水解：CH3CSNH2+2H2O CH3COO-+NH4+H2S 产生的H2S在溶液中可即时反应，减少对空气的污

6、染。,小知识：,(2)金属硫化物,颜色：(大多数为黑色,少数需要特殊记忆)SnS 棕,SnS2 黄,As2S3 黄,As2S5 黄,Sb2S3橙,Sb2S5橙,MnS 肉,ZnS 白，CdS 黄。,易水解：最易水解的化合物是 Cr2S3和Al2S3,溶解性：,易溶：NH4+和碱金属硫化物微溶：MgS，CaS，SrS(但BeS难溶)其余难溶。,稀酸溶性：,水溶性：,配位酸溶解(浓HCl)：,氧化性酸溶解(HNO3)：,氧化配位溶解(王水)：,碱溶（用NaOH或Na2S）,氧化碱溶：（Na2S2）,3.多硫化物,制备：现象：黄橙红红 x,性质：,遇酸不稳定,氧化性,还原性,SO2的性质：气体、无色

7、，有强烈刺激性气味，易溶于水，溶于水后形成亚硫酸。,4.二氧化硫、亚硫酸及其盐,SO2的结构：S：sp2杂化，,OSO=119.5，S-O键长143pm，SO2是极性分子。,H2SO3的性质：,二元中强酸（只存在水溶液中）,氧化性,还原性,漂白-使品红褪色,H2SO3和Br2的反应,亚硫酸盐,SO3的结构：,OSO=120S-O键长143pm,S：3s23p4,5.三氧化硫、硫酸及其盐,S：杂化后：,型晶体,型晶体,无色，易挥发固体固体有几种聚合物例如：型晶体,为三聚分子。型晶体,为螺旋式长链。,SO3的性质：,H2SO4的结构：,S：sp3杂化后形成分子，分子中除存在键外还存在(p-d)反馈

8、配键。,H2SO4分子间通过氢键相连，使其晶体呈现波纹形层状结构。,浓H2SO4的性质,强吸水性：作干燥剂。从纤维、糖中提取水。,二元强酸,强氧化性,与非金属反应：,与不活泼金属反应：,与活泼金属反应：,稀硫酸具有酸的通性，但是冷的浓硫酸对铁、铝金属产生纯化作用，因此可以用铁罐存放浓硫酸，但不能放稀硫酸。,硫酸是二元酸，能生成两种盐：正盐和酸式盐。在酸式盐中，仅最活泼的碱金属元素(如Na、K)才能形成稳定的固态酸式硫酸盐。如在硫酸钠溶液内加入过量的硫酸，即得到硫酸氢钠：Na2SO4+H2SO4=2NaHSO4,硫酸盐和矾,酸式硫酸盐大部易溶于水。硫酸盐中除BaSO4、PbSO4、CaSO4、S

9、rSO4等难溶、Ag2SO4稍溶于水外，其余都易溶于水，可溶性硫酸盐从溶液中析出时常带有结晶水，如CuSO45H2O、FeSO47H2O 等。,这种带结晶水的过渡金属硫酸盐俗称矾。如CuSO45H2O称为胆矾或蓝矾，FeSO47H2O称为绿矾，ZnSO47H2O称为皓矾等。但化学上真正称为矾的应为符合下列通式的复盐：a.M(I)2SO4M(II)SO4 6H2O b.M(I)2SO4M(III)2(SO4)324H2O,例如：著名的摩尔盐(NH4)2SO4 FeSO4 6H2O,例如：明矾(或铝钾矾)K2SO4 Al2(SO4)224H2O(简式为 KAl(SO4)212H2O),H2S2O7

10、为无色晶体，吸水性、腐蚀性比H2SO4更强。,(1)焦硫酸及其盐,6.硫的其他含氧酸及其盐,焦硫酸盐可作为溶剂,焦硫酸根（S2O72-）的结构为：,硫代硫酸(H2S2O3)：极不稳定，尚未制得纯品。硫代硫酸盐：Na2S2O35H2O，海波，大苏打。,(2)硫代硫酸及其盐,制备：,性质：易溶于水,水溶液呈弱碱性；遇酸分解：,还原性：,配位性：,过氧化氢：H-O-O-H,过二硫酸,过一硫酸,(3)过硫酸及其盐,磺酸基,过二硫酸盐：,强氧化剂：,稳定性差：,(4)连二亚硫酸(H2S2O4)及其盐,亚硫酸：,二元中强酸：,遇水分解：,连二亚硫酸盐：,还原剂：,稳定性比相应的酸强：,H2O H2S H2

11、Se H2Te,还 原 性：小 大稳 定 性：大 小酸 性：弱 强 m.p.b.p.,最高 小 大,氢化物性质规律,氧族元素氢化物:挥发性 酸碱性 还原性递变顺序,A2H H2O H2S H2Se H2Te沸点C0 100-60.8-41.5-1.3,挥发性,随原子半径的增大,分子易变形,色散力增大,熔沸点升高.挥发性降低,水异常,是因为存在氢键.,酸碱性,随原子半径的增大,分子易变形,受水的极化而易解离,酸性依次增强,还原性,随原子半径的增大,A-H键增长,稳定性减弱,易断裂,易发生分解,还原性依次增强.,H2O H2S H2Se H2Te 酸性依次增强稳定性减弱 还原性依次增强熔沸点升高

12、挥发性降低(水异常氢键),3.2 卤素,*3.2.6 拟卤素及拟卤化物,3.2.5 卤素的含氧化合物,3.2.4 卤化物 多卤化物 卤素互化物,3.2.3 卤化氢或氢卤酸,3.2.2 卤素单质,3.2.1 卤素概述,卤族元素的性质变化：,卤素(VII)F Cl Br I,价电子构型 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5,氧化值-1,-1，1，3，5，7,3.2.1 卤素概述,临界温度 气体经压缩或降温可以冷凝为液体。这是由于降温可以降低分子的动能，加压可以减小分子间的距离，二者都有利于增大分子间的引力，但是实验证明，要使一种气体液化，采用单纯降温的手段是可行的，但采用单纯升压

13、的办法就不一定都能成功。为此，要想使气体液化，首先要使温度降低到一定数值，如温度高于此值，则不论施加多大压力，也不会使气体分子聚集为液态。我们把至少需降低到一定数值的这个温度叫做该物质的临界温度（tc）。临界温度时，使气体液化所需的压力称为临界压力。水 647K/2.198*107Pa,一些重要性质,F性质的特殊性：F Cl Br I电子亲合势：反常较小 依次变小 X2的离解能：反常较小 依次变小,性质变化规律性：F Cl Br I 单质颜色逐渐加深 单质熔沸点逐渐增大 第一电离势逐渐变小 水合热（负值）逐渐变小 电负性逐渐变小,这是由于F的半径小，电子间的排斥力大的原因,存在形式,卤素是最活

14、泼的一族非金属元素，在自然界只能以化合态的形式存在.,氯和溴盐：大量在海水中 NaCl、NaBr,氟盐：萤石(CaF2)、冰晶石(Na3AlF6)、磷灰石(Ca5F(PO4)3),I：智利硝石(NaIO3)和 富集于海带、海藻中,At为放射性元素，其中寿命最长的同位素210At的半衰期为8.3小时。主要由人工合成。42He+20983Bi 21185At+2 10n,成键特征,X（ns2np5)夺取一个电子 X-(ns2np6)或共用一对电子,、形成+1,+3,+5,+7氧化数的共价化合物。,1.形成-1氧化数的离子或共价化合物：,氯、溴、碘有多种氧化态，如：,1.卤素单质的物理性质,F2 C

15、l2 Br2 I2,3.2.2 卤素单质,熔沸点低，有毒有刺激气味，颜色随分子量的增大而加深:F2(浅黄)Cl2(黄绿)Br2(红棕)I2(紫黑)颜色加深,溶解性：氟与水激烈反应，氯有轻微反应，氯、溴、碘易溶于有机溶剂。,碘在极性溶剂（如醇）因生成溶剂合物而呈棕（红）色，,在非极性溶剂中为紫红或紫色。,卤素结构的单一性导致了颜色的单调变化.这种渐变现象是由该族元素的最高占有分子轨道（HOMO）与最低未占分子轨道（LUMO）之间的能量差自上而下减小，而使激发波长变长（能量变小）造成的.,Cl2、Br2和 I2的分子轨道能级图（F2能级图要将 u与上部的g交换位置）,卤素颜色是最引人注意的性质之一

16、,F2 Cl2 Br2 I2,X2 氧化性：,X-还原性：,氧化还原性,氧化性最强的是F2，还原性最强的是I。,2.卤素单质的化学性质,结论：,激烈程度,歧化反应：,可见：氯水,溴水,碘水的主要成分是单质。,在碱存在下，促进X2在H2O中的溶解、歧化。,与H2O反应：,氧化反应：,歧化反应产物：,I2,Br2,(氧化手段的选择),(1)F2(g)的制备和用途 F2 电解：,3.卤素单质的制备,阳极（石墨）：2F-F22e-阴极（电解槽）：2HF-2+2e-H2+4F-电解反应：2HF H2F2,65,F2的用途,制UF6用于分离235U,作制冷剂,用作农药,如氟里昂-12，CCl2F2,如CC

17、l3F,灭火剂,如CBr2F2,高绝缘塑料玻璃等,(2)Cl2(g),工业(电解)：,实验室：,(3)Br2(l),氧化剂：,(反歧化),(4)I2(s),海藻为原料：,纯化：,智利硝石为原料：,常温下，卤化氢都是无色具有刺激性气味的气体。,3.2.3 卤化氢和氢卤酸,1.卤化氢或氢卤酸的性质递变,HCl,HF,直接合成法,复分解反应,复分解反应,工业：,实验室：,2.卤化氢或氢卤酸的制备,卤化物水解,HBr和HI,实际上,能否选用其他酸用复分解反应制备HBr和HI?,为什么氢卤酸酸性强度的次序为：HIHBrHClHF？,HF 酸性最弱是因为F-是一种特别的质子接受体，与 H3O+通过氢键结合

18、成强度很大的离子对：即使在无限稀的溶液中，它的电解度也只有15%，而 HX 中 I-半径最大，最易受水分子的极化而电离，因而HI是最强的酸.,因此,氢卤酸强弱顺序为：HIHBrHClHF,为什么很浓的HF水溶液是强酸？,3.2.4 卤化物 多卤化物 卤素互化物,(1)卤化物的分类,金属卤化物：,非金属卤化物：,等,卤素与电负性比较小的元素生成的化合物。,1.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,易水解,产物为两种酸BX3,SiX4,PCl3,(2)卤化物的性质：,记：Sn(OH)Cl，SbOCl，BiOCl,同一周期：从左到右，阳离子电荷数增大，离子半径减

19、小，离子型向共价型过渡，熔沸点下降。,例如：NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4b.p./1465 1412 181(升华)57.6,同一金属不同卤素：AlX3 随着X半径的增大，极化率增大，共价成分增多。,例如：AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 b.p./1272 181 253 382 离子键 共 价 型,卤化物的键型及性质的递变规律：,例如：NaF NaCl NaBr NaIm.p./996 801 755 660 A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：SnCl2 SnCl4；SbCl3 SbCl5m.p./247-33 73.4

20、3.5 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。,为直线型,*2.多卤化物,78,其中的 ClO2和 ClO3为自由基，而且显示氯的非常见氧化态.液态ClO3 为二聚体 Cl2O6，固态的存在形式则为ClO2+ClO4-.唯一以工业规模生产的只有ClO2:2 NaClO3+4 HCl 2 ClO2+Cl2+2 NaCl+2 H2OClO2易爆炸，通常只在生产现场就地消耗，甚至要以不活泼气体（如 N2 或 CO2）将其稀释后使用.ClO2 主要用于纸浆漂白、污水杀菌和钦用水净化.,卤素与氧的二元化合物 制备出的这类化合物并不少，但其中大多数不稳定而且难得用到.(1)氯的氧

21、化物：,卤素的正氧化态化合物,79,它是形分子结构，含有奇数电子，具有顺磁性，奇电子分子具有很高的化学活性。在碱中反应生成氯酸盐和亚氯酸盐。,Cl,O,O,sp3杂化,它是一种黄色气体，极易爆炸，有多种制备方法，较安全的是：,2NaClO3+SO2+H2SO42NaHSO4+2ClO2,用途：大量用于水的净化维素的漂白。,2ClO2+2OH-ClO3-+ClO2-+H2O,80,(2)氟的氧化物,OF2室温下稳定，不与玻璃起反应，是个强氟化剂，但弱于F2本身 2 NaOH+2 F2 2 NaF+OF2+H2O,OF2 的结构,81,由于OF2中，氧为+2氧化数，所以它是比氧气更强的氧化剂。,二

22、氟化氧OF2是一种无色气体，有毒，由F2和2%NaOH溶液作用制得：,2F2+2NaOH2NaF+OF2+H2O,O2F2是比 ClF3 更强的氟化剂，能将金属Pu及其化合物氧化至 PuF6：Pu(s)+3 O2F2(g)PuF6(g)+3 O2(g)该反应用来从废核燃料中以挥发性 PuF6 的形式除去强放射性的金属 Pu.,82,470-500K 2HIO3=I2O5+H2OI2O5是一种强氧化剂，常用于测定CO的含量：I2O5+5CO5CO2+I2,(3)I2O5,它是白色固体，是卤素氧化物中最稳定的，由碘酸脱水得到：,+1HXO次卤酸,+3HClO2亚卤酸,+5HXO3卤酸,+7HXO4

23、高卤酸,3.2.5 卤素的含氧化合物,1.各类卤素含氧酸根的结构(X为sp3杂化),(1)次卤酸及其盐,次卤酸：,HClO HBrO HIO,酸性,氧化性,稳定性：,2.卤素的含氧酸及其盐,重要反应：,漂白粉,次卤酸盐的热稳定性:ClO-BrO-IO-,例如:次氯酸盐微热就发生歧化反应：,次溴酸盐在常温于就可以歧化，次碘酸盐根本就不能存在于溶液中。,87,(2)亚卤酸及其盐,ClO2-的制备：2ClO2+2OH-ClO2-+ClO3-+H2O,纯的亚氯酸盐可由下列反应制备：Na2O2+2ClO22NaClO2+O2,固体亚氯酸盐是强氧化剂，加热或敲击可引起爆炸分解：3NaClO22NaClO3

24、+NaCl,亚卤酸是一元弱酸，酸性比次卤酸强，同样很不稳定，容易发生歧化反应，它的盐相对较稳定些。比较重要的亚卤酸盐是亚氯酸盐。,(3)卤酸及其盐,卤酸：HClO3 HBrO3 HIO3酸性：强 强 近中强 酸性,1.458 1.513 1.209,已获得酸的浓度：,40%50%晶体,稳定性：,主要反应：,氧化制备,鉴定I-、Br-混合溶液,氧化性,只有在高浓度Cl2气才能实现且难度很大。通常利用碱性条件：,电对 BrO3-/Br2 ClO3-/Cl2 IO3-/I2E0(A)/V 1.52 1.47 1.19,可见,卤酸的氧化性以溴酸的氧化性最强,这是一种反常现象,2BrO3-+2H+I22

25、HIO3+Br2 2ClO3-+2H+I22HIO3+Cl2 2BrO3-+2H+Cl2 2HClO3+Br2,卤酸盐溶液在中性或碱性溶液中氧化性很弱，在酸性溶液中氧化性较强，,重要卤酸盐：KClO3,强氧化性：(与各种易燃物混合后，撞击爆炸着火),KClO3与C12H22O11的混合物的火焰,火柴头中的氧化剂(KClO3),2KClO3+3S=2KCl+3SO2,固体氯酸盐是强氧化剂，容易爆炸，是制火药的主要原料，氯酸钾与硫粉或红磷混合撞击发生爆炸：,4KClO3+4P=2P2O5+4KCl+O2,卤酸盐制备方法,350K 3Cl2+6NaOH=5NaCl+NaClO3+3H2O,卤素在热碱

26、中岐化法：,电解2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2 3Cl2+6OH-=ClO3-+5Cl-+3H2O,NaClO3+KClKClO3+NaCl,无隔膜法电解热食盐水法:,95,元素电势图,1.21 1.64 1.63 1.358 ClO3-HClO2 HClOCl2 Cl-,1.76 1.50 1.60 1.065BrO4-BrO3-HBrOBr2 Br-,1.7 1.13 1.45 0.535 H5IO6 IO3-HIOI2 I-,想一想：,根据卤素元素电势图，在酸性溶液中，不能稳定存在的物质有哪些？卤素含氧酸的氧化性变化有哪些规律？,(4)高卤酸及其盐,高卤酸：HClO4 H

27、BrO4 H5IO6,1.226 1.763 1.60,都是强氧化剂,均已获得纯物质,稳定性好。,偏高碘酸HIO4,高碘酸H5IO6,酸性：酸性 最强 强 弱,353K 373K 413K2H5IO6H4I2O92HIO42HIO3+O2-3H2O 焦高碘酸-H2O 偏高碘酸 高碘酸盐同样有多种形式的盐：Na3H2IO6、Na5IO6等,高碘酸加热分解：,I,OH,OH,HO,HO,HO,O,H5IO6的结构,电解 KClO3+H2O=KClO4(阳极)+H2(阴极)KClO4+H2SO4（浓）=HClO4+KHSO4,1)高卤酸（盐）的制备,99,Ba5(IO6)2 5H2SO4 5BaSO

28、4 2H5IO6 Cl2 IO3-6OH-IO6-2Cl-3H2O,2)高溴酸的制备：,NaBrO3+F2+2NaOHNaBrO4+NaF+H2ONaBrO3+XeF2+H2ONaBrO4+Xe+2HF,3)高碘酸及其盐的制备方法：,重要反应：,高卤酸盐的性质主要是氧化性：HBrO4H5IO6HClO4,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。,NH4ClO4：现代火箭推进剂。,Mg(ClO4)2,Ca(ClO4)2可用作干燥剂,可得40%溶液,可得固体,1.495 1.55 1.4

29、51.409,氧化性(除HClO2),(5)氯的各种含氧酸性质的比较,HClO HClO2 HClO3HClO4,不稳 不稳 相对稳定 稳定,103,F2Cl2Br2I2,HClO HClO2 HClO3 HClO4,BrO3-ClO3-IO3-,HBrO4H5IO6HClO4,本节小结,1.氧化性：,104,HClO HClO2 HClO3 HClO4弱酸 中强酸 强酸 最强酸KClO KClO2 KClO3 KClO4稳定性增强、氧化能力减弱,一些含氧化合物的性质比较如下:,氧化能力减弱热稳定性增强,2.同一卤素含氧酸,酸性增大,氧化性减小;氧化性越大,热稳定性越差。,105,3.氟及其氢

30、化物的一些性质表现较为特殊。,HF的沸点反常高,稀氢氟酸为弱酸,浓氢氟酸为强酸,配位能力很强;氟没有含氧酸盐;氟的电子亲合势、F2离解能都反常小等。,4.工业上制备氟和氯是用电解法,海水是制备氯和溴的主要原料。,KHF2 F2 NaCl Cl2 海水 Br2 智利硝石，海藻 I2,107,5卤离子的还原能力随离子半径的增大而增强。,3.3 p区元素化合物性质的 递变规律,3.3.2 p区元素的氢化物,3.3.5 p区元素含氧酸盐的 溶解性和热稳定性,3.3.4 p区元素化合物的氧化还原性,3.3.3 p区元素的氧化物及其水合物,3.3.1 p区元素的单质（自学）,稳定性增强还原性减弱水溶液酸性

31、增强,稳定性减弱还原性增强水溶液酸性增强,3.3.2 p区元素的氢化物,3.3.3 p区元素的氧化物及其水合物,1.氧化物 p区元素大多数都能与氧直接或间接地形成氧化物。稀有气体中只有氙能间接地与氧形成氧化物。同族元素同一氧化值的氧化物的酸碱性变化规律自上而下酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。,氧化物水合物的酸碱性 同一周期p区元素最高氧化值氧化物的水合物从左到右碱性减弱，酸性增强。,以第四周期元素的氢氧化物或含氧酸为例：,KOH Ca(OH)2 Ga(OH)3强碱 强碱 两性 Ge(OH)4 H3AsO4 H2SeO4 HBrO4 两性偏酸 中强酸 强酸 强酸,酸性增强，碱性减弱,同族元素相同氧化

32、值氧化物的水和物的酸碱性自上而下酸性减弱，碱性增强。,氢氧化物或含氧酸，可记作：(OH)mROnm：羟基氧的个数 n：非羟基氧的个数例：HClO4 即 HOClO3 m=1，n=3酸性的强弱取决于羟基氢的释放难易，而羟基氢的释放又取决于羟基氧的电子密度。若羟基氧的电子密度小,易释放氢,酸性强。,Pauling规则：(定性),LPauling在研究含氧酸强度与结构之间的关系时，总结出下面的两条经验规则。,H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4,羟基氧的电子密度取决于,中心原子R的电负性、半径、氧化值,非羟基氧的数目,若 R 的电负性大、半径小、氧化值高则羟基氧电子密度小，酸性强；非羟基

33、氧的数目多，可使羟基氧上的电子密度小，酸性强。例如：,R电负性 1.90 2.19 2.58 3.16,半径,氧化值,非羟基氧 0 1 2 3,酸性,酸性 HClO4 HNO3电负性 3.16 3.04n(非羟基氧)3 2,酸性 H2S2O7 H2SO4n(非羟基氧)2.5 2,缩和程度愈大，酸性愈强。,酸性 HClO HClO2 HClO3 HClO4 n(非羟基氧)0 1 2 3,Pauling规则(半定量)：,n=3 特强酸(103)HClO4,n=2 强酸(=10-1103)H2SO4,HNO3,n=1 中强酸(=10-410-2)H2SO3,HNO2,n=0 弱酸(10-5)HClO

34、,HBrO,116,3.3.4 p区元素化合物的氧化还原性,像氯、溴、氮等非金属性很强的元素形成的不同氧化值的含氧酸，如果含氧酸不稳定，则其氧化性比较强；如果含氧酸比较稳定，则其的氧化性比较差。,一般情况，浓酸比稀酸的氧化性强，含氧酸比相应的含氧酸盐氧化性强，相同含氧酸盐在酸性条件下比在碱性条件下氧化性强。,3.3.5 p区元素含氧酸盐的 溶解性和热稳定性,1.溶解性,1）绝大多数的钠盐、钾盐、铵盐易溶于水，硝酸盐、氯酸盐易溶于水，且溶解度随温度的升高迅速增大。,2）大多数硫酸盐易溶于水，只有BaSO4、PbSO4、SrSO4难溶于水；CaSO4、Ag2SO4、Hg2SO4微溶于水。,3）大多

35、数碳酸盐、磷酸盐不易溶于水。,2.热稳定性,1）一般来说，如果含氧酸的稳定性差，相应含氧酸盐的热稳定性也比较差。例：硫酸、硝酸、亚硫酸和氯的各种含氧酸受热易分解，相应盐也易分解。,2）同一金属，正盐比酸式盐稳定。,3）同一含氧酸形成的盐的热稳定性与金属离子的活泼性有关，金属离子越活泼，相应的含氧酸盐越稳定，反之含氧酸盐越不稳定。,热稳定性与含氧酸的热稳定性和金属元素的活泼性有关：,1.金属锂应保存在下列哪种物质之中 A 汽油 B 煤油 C 干燥空气 D 液态石蜡,2.某未知液含有K2SO4或K2SO3要简便地鉴定它们,最好加入A NaCl（aq）B Br2（aq）C H2O2（aq）D KOH

36、（aq）,3.卤素单质中与水不发生歧化反应的是A F2 B Cl2 C Br2 D I2,一、选择题(每小题只有一个正确答案 36分）,5.下列物质酸性最强的是A H2S B H2SO3 C H2SO4 D H2S2O7,4.下列叙述正确的是A O3比O2的稳定性强 B O3是非极性分子C O3 的氧化性比O2强 D O3对人类无害,6.下列物质中,与氩原子的电子构型相同的正负离子所产生的离子型化合物是A CaCl2 B MgO C KF D NaCl,1.Cl2、F2、Br2、I2的沸点由高到低的顺序为()，它们都是()性分子，偶极矩为(),分子之间的作用力是(),二、填空题（212分）,2

37、.物质化学式：刚玉（）焦磷酸（）砒霜（）联氨（）,3.在碱金属中,标准电极电势E(M+/M)最小的是()。在s区元素中，处于对角线位置且性质相似的两种元素是()，它们在氧气中燃烧都能生成()，与氮气直接化合生成()。,三、完成并配平下列化学方程式（47分）。,1.CaH2+H2O=,2.FeCl3+H2S=,3.Ag2S+HNO3(浓)=,4.Br2+Cl2(g)+H2O=,5.H5IO6+Mn2+=,6.Mg2+CO32-+H2O=,7.BBr3+H2O=,四、简答题（310分）,1.漂白粉的主要成分是什么？它为何具有漂白作用？氯水为什么也具有漂白作用？,2.说明卤素氢化物的酸性、还原性和稳定性的变化规律。为什么不能采取由单质直接反应的方法来制取氟化氢和碘化氢？,3.如何用硫黄和碳酸钠制备硫代硫酸钠，用方程式表示制备过程。,