p区元素
第10章 p 区元素
【10-1】完成下列反应方程式： （1）KBr+KBrO 3+H 2SO 4
（2）AsF 5+H 2O （3）OCl 2+H 2O
（4）Cl2通入热的碱液 （5）Br2加入冰水冷却的碱液
解：（1）5KBr+KBrO 3+3H 2SO 4 = 3Br 2+3K 2SO 4+3H 2O
（2）AsF 5+4H 2O = H 2AsO 4 +5HF （3）OCl 2+H2O = 2 HClO
（4）3Cl 2 + 6NaOH(热) = NaClO 3 + 5 NaCl+ 3H 2O （1）Br 2 + 2NaOH(冰水) = NaBr + NaBrO+H 2O
【10-2】用表9-1和表10-1有关数据比较F2和Cl2分别与Na(s)反应时，何者放出的能量更多？并指出造成此结果的原因（NaF 和NaCl 的晶格能分别为915kJ/mol 和778kJ/mol ）。
解：.前者放出的能量多 （1
1
402(NaCl),556)(--?-=??-=?mol kJ rH mol kJ NaF rH ），
因为氟的原子半径小，当生成离子化合物时晶格能大。
计算过程如下：
【10-3】Br 2能从I -
溶液中取代出I ，但I 2又能从KBrO 3溶液中取代出Br 2，这两种实验事实有无矛盾？为什么？
解：不矛盾。因为φ?(Br 2/Br -)>φ? (I 2/I -),所以Br 2+2I - 2Br -+I 2能进行,说明氧化性Br 2>I 2;又因为φ? (Br /Br 2)>φ? (I
/I 2),所以2Br
+I 2
Br 2+2I
能进行,说明氧
化性Br
>I
,或还原性I 2>Br 2。
【10-4】将Cl 2不断地通入KI 溶液中，为什么开始时溶液呈黄色，继而有棕色沉淀产生，最后又变成无色溶液？
解：黄色为I 3-
, 棕褐色沉淀为I 2, 无色为IO 3-
。有关反应为：
2I － + Cl 2 === 2Cl － + I 2I 2 + I - === I 3-I 2 + 5Cl 2 + 6H 2O === 2IO 3- + 10Cl - + 12H +
【10-5】写出下列制备过程中的反应方程式： （1）由NaBr 制备HBr （2）由KI 制备KIO 3 （3）由I 2和P 制备HI （4）由Cl 2和CaCO 3制备漂白粉
解：
电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O 高温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O
电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O 高温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O
【10-6】比较下列性质的大小 （1）键能：F —F 和Cl —Cl （2）电子亲合能：F 和Cl （3）酸性：HI 和HCl （4）热稳定性：HI 和HCl （5）水中溶解度：MgF 2和MgCl 2 （6）氧化性：HClO 和HClO 4
解：（1）F —F
解：A溶液中含有被次氯酸钠氧化所得的碘，碘吸附在淀粉形成特征的蓝色；B溶液中含有被过量的次氯酸钠进一步氧化而得的无色碘酸根；C溶液中含有被过量的亚硫酸钠还原的最终产物、无色的碘离子。
ClO- (少量) + 2I- + 2H2O = I2 (A) + Cl- +2OH-
I2+ 5ClO-(过量) + 2OH- = 2IO3-(B) + 5Cl- + H2O
2 IO3- + 5SO32-(少量) + 2H+ = I2 + 5SO42- + H2O
I2 + SO32-(过量) +H2O = SO42- + 2I- (C) + 2H+
IO3- + 5I- + 6H+ = 3I2 + 3 H2O
【10-8】完成下列反应方程式：
（1）Na2SO3+Na2S+HCl
（2）H2SO3+ Br2 +H2O
（3）Na2S2O3+I2 +H2O
（4）HNO3(稀) + H2S
（5）H2SO4 (浓) +S
（6）Mn2++S2O82-+H2O
（7）MnO4- + H2O2 + H+
解：（1）Na2SO3+2Na2S+6HCl = 3S+6NaCl+3H2O
（2）H2SO3+ Br2 +H2O = H2 SO4 +2HBr
（3）2Na2S2O3+I2 +H2O = Na2S4O6 +2 NaI
（4）2HNO3(稀) + 3H2S = 3S+2NO+4H2O
（5）2 H2 SO4 (浓) +S = 3SO2 + 2H2O
（6）2Mn2++5S2O82-+8H2O = 2MnO4- +10SO42- +16H+
（7）2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ = 2Mn2++5O2 +8H2O
【10-9】试解释：
（1）为何氧单质以O2形式而硫单质以S8形式存在？
（2）为何硫可生成SF4和SF6，而氧只能生成OF2？
（3）为何亚硫酸盐溶液中往往含有硫酸盐？并指出如何检验SO42-的存在？
（4）为何不能用HNO3与FeS作用来制取 H2S？
（5）为何H2S 通入MnSO4溶液中得不到Mn2S沉淀？若向溶液中加入一定量氨水，却有Mn2S沉淀生成？
解：（1）氧和硫原子的价电子构型均为ns2np6, 都有2个单电子，都可形成2个键，所以它们
单质有两种键合方式：一种是两个原子之间以双键相连而形成双原子的小分子；另一种是多个原子之间以单键相连形成多原子的“大分子”，它们以哪种方式成键取决于键能。氧原子半径小，单键键能小、双键键能大，而硫原子半径大，单键键能大、双键键能小。因此，氧单质以O2存在，硫单质以S8形式存在。
（3）亚硫酸根离子有还原性，易被空气中氧气的氧化为硫酸根。加入盐酸酸化的氯化钡，若有白色沉淀产生证明含有SO42-。
（4）H2S有很强的还原性，易被HNO3氧化为SO2。
（5）MnS 的值较大,而在酸性溶液中[S2-]很小,故达不到其溶度积；(NH4)2S溶液偏碱性，[S2-]较大，可达到其溶度积。
【10-10】以S和NaSO4为原料，如何制取Na2S2O3？写出反应方程式。
解：亚硫酸钠与硫共煮后，经过滤、蒸发、结晶可制得硫代硫酸钠。
点燃
10. S + O2 === SO2
SO2＋Na2CO3 === Na2SO3 + CO2
S + Na2SO3 === Na2S2O3
【10-11】将下列酸按强弱的次序排列：
H6TeO6HClO4HBrO3H3PO4H3AsO4HIO3
解：HClO4>HBrO3>HIO3>H3PO4>H3AsO4>H6TeO6
【10-12】古代人常用碱式碳酸铅 2PbCO3·Pb(OH)2(俗称铅白) 作白色颜料作画，这种画长期与空气接触受空气中H2S的作用而变灰暗。用H2O2 溶液涂抹可使古画恢复原来的色彩。使用化学方程式指出其中的反应。
解： 2PbCO3·Pb(OH)2+3H2S 3PbS+2CO2+4H2O
PbS+4H2O 2 PbSO4+4H2O
【10-13】硫单质为黄色固体，由S8分子组成。加热硫单质生成气态S2分子：S8(s）→4S2(g) （1）用杂化轨道理论预测S8中S的杂化类型和S—S—S的键角。
（2）用分子轨道理论预测S2中S—S键的键级，该分子是顺磁性还是反磁性？
（3）用平均键能估算该反应的焓变，高温还是低温对此反应有利？
解：略。
【10-14】试用简便的方法鉴别Na2S、Na2SO3、Na2SO4、 Na2S2O3。
解：滴入稀盐酸，有臭鸡蛋味气体产生的是Na2S，有刺激味气体产生的是Na2SO3，既有刺激味气体产生又有黄色沉淀出现的是Na2S2O3，没变化的是Na2SO4。
【10-15】有一瓶白色粉末状固体，它可能是 Na2CO3、NaNO3、Na2SO4、NaCl或NaBr，试设计鉴
别方案。
解：
Na
CO NaNO Na SO NaCl NaBr
红棕色气体 NaNO 3
Na CO Na SO 3
Na 2CO 3
Na 2SO 4
NaCl NaBr
15.
将拜师粉末溶解在水中，取一份水溶液加入氯化钡，若生成白色沉淀，则取出沉淀，用盐酸溶解之，可溶则白色粉末是碳酸钠，不溶为硫酸钠。若无沉淀生成，则另取一份水溶液，加入硝酸银，无沉淀生成，白色粉末为硝酸钠；若析出沉淀，且沉淀可溶于碳酸铵溶液中，白色粉末是氯化钠，否则是溴化钠。
【10-16】完成下列反应方程式： （1）2Na(s) +2NH 3(l) （2）3Cl 2(过量) + NH 3 （3）(NH 4)2Cr 2O 7 (加热)
（4）2HNO 3 + S
（5）4Fe+10HNO 3(极稀) （6）2Zn(NO 3)2(加热) （7）Pt+4HNO 3 + 18HCl （8）NO 3-+3Fe 2+
+4H +
（9）As 2S 3 +6NaOH （10）Sb 2S 3 +3Na 2S
解：
△
(3) (NH 4)2Cr 2O 7 === N 2 + Cr 2O 3 + 4H 2O (4) 2HNO 3 + S === H 2SO 4 + 2NO ↑
△
△
△
(6) 2Zn(NO 3)2 === 2ZnO + 4NO ↑ + 8H 2O (7) NH 4NO 3 === N 2O ↑ + 2H 2O
16. (1) 2Na + 2NH 3(l) === 2NaNH 2 + H 2↑ (2) 3Cl 2(过量) + NH 3 === NCl 3 + 3HCl
(5) 8Fe + 30HNO 3(极稀) === 3NH 4NO 3 + 8Fe(NO 3)3 + 9H 2O (8) 3Pt + 4HNO 3 + 18 HCl === 3H 2[PtCl 6] + 4NO ↑ + 8H 2O (9) NO 3- + Fe 2+ + H + === Fe 3+ + NO 2↑ + H 2O
(10) As 2S 3 + 6NaOH === Na 3AsS 3 + NaAsO 3 + 3H 2O
【10-17】试解释：
（1）N 2很稳定，可用作保护气；而磷单质白磷却很活泼，在空气中可自燃。 （2）浓氨水可检查氯气管道是否漏气。
（3）NaBiO 3是很强的氧化剂，而Na 3AsO 3是较强的还原剂。 （4）氮族元素中有PCl 5，AsCl 5 ，SbCl 5，却不存在NCl 5，BiCl 5。 （5）硝酸的分子式为HNO 3，而磷酸的分子式为H 3PO 4。
（6）稀氨水可闻到氨味，而稀盐酸却闻不到刺激性的氯化氢味。
解：（1）氮原子的半径小，原子间形成Ｎ＝Ｎ三重键，键能很高；而磷原子半径较大，磷原子通过单键与其它三个磷原子相连，白磷的结构呈四面体，键脚很小，张力大，Ｐ－Ｐ键能小。
（2）Cl 2与NH 3反应生成N 2和HCl ， HCl 和剩余的NH 3会进一步反应生成NH 4Cl 白烟。 （3）由于惰性电子对的稳定性按As(Ⅴ), Sb(Ⅴ), Bi(Ⅴ)的顺序逐渐增加，所以他们的氧化性也按同一顺序递增。
（4）NCl 5不存在是因为N 无相应的2d 轨道，不能形成sp 3
d 杂化；BiCl 5不存在是因为Bi(Ⅴ)具有较强的氧化性，可氧化Cl -。
（5）N 半径小,与O 形成多重键有利，所以N 以sp 2
杂化,与2个非羟基氧还可生成键。P
半径大，与O 形成单键有利，所以P 以sp 3
杂化，与4个O 主要以单键相连。
（6）HCl 水溶液完全解离，而氨水含溶解的NH 3。 【10-18】用简便的方法鉴定下列各组物质： （1）NO 2- 和NO 3-
（2）H 3PO 4和H 3PO 3 （3）Na 2HPO 4和NaH 2PO 4
（4）Na 3AsO 4 和 Na 3AsO 3
解：
8. (1)NO2-
NO3-
+
4
-使紫色褪去
不变
(2)
H3PO4
H3PO3
Ag+Ag
3
PO4↓黄
Ag↓黑
(3) 用PH试纸检验即可：Na2HPO4显碱性，NaH2PO4显酸性。
(4)
AsO43-
AsO33-
H+ + I-使溶液变黄
不变
【10-19】在HNO3分子中，N与非羟基氧的核间距是121pm，而N与羟基氧的核间距是140.5pm，试解释为什么前者小于后者？又为什么在NO3-中N与O的核间距相同（均为124pm）？
解：HNO3分子中氮原子采取sp2杂化轨道与3个氧原子形成3个σ键，呈平面三角分布。氮原子上剩下一个未参加杂化的p轨道(上面有一对电子)与两个非羟基氧原子的p轨道(各有一个点子)相互平行，形成了离域π键（π34）。硝酸根的结构是对成的，氮原子与3氧原子之间处σ键外，还有一个π46离域π键。
【10-20】试说明：
（1）天然磷酸钙必须转化为过磷酸钙才能作为肥料使用；
（2）过磷酸钙肥料不能和石灰一起使用和贮存。
解：（1）天然磷酸钙不溶于水，变成可溶性的二氢盐植物才能吸收。
（2）磷酸二氢钙与石灰反应生成磷酸钙而失效。
【10-21】PCl5在一些极性溶剂中可发生如下的解离反应：2PCl5?PCl4++PCl6-
试指出PCl5，PCl4+和PCl6-中心原子P的杂化类型，以及这些分子和离子的几何构型。
解：略。
【10-22】画出下列分子或离子的结构：NO2-、P2O5、SO2、(HPO3)3
解：
【10-23】有一钠盐A，将其灼烧有气体B放出，留下残余物C。气体B能使带有火星的木条复燃。残余物C可溶于水，将该水溶液用H2SO4酸化后，分成两份：一份加几滴KMnO4溶液，KMnO4褪色；另一份加几滴KI—淀粉溶液，溶液变蓝色。问A、B、C为何物？并写出各有关的反应式。解：A: NaNO3；B: O2；C: NaNO2
△
2NaNO3 === 2NaNO2 + O2↑
5NO2- + 2MnO4- + 6H+ === 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
2HNO2 + 2I- + 2H+ === 2NO↑+ I2 + 2H2O
【10-24】亚磷酸分子式为H3PO3。
（1）解释H3PO3为什么是二元酸而非三元酸；
（2）某H3PO3溶液25.0mL用0.102mol/L NaOH溶液滴定，需消耗23.3mL来中和其2个酸性的质子。求该H3PO3的浓度；
（3）已知H3PO3的Kθa1》Kθa2。测得上述H3PO3溶液的pH为1.59，试求此H3PO3的Kθa1。
解：（1）H3PO3中1个H与P直接键合，而H和P电负性几乎相同，P—H键接近非极性键，所以此H无酸性。
（2）0.0475 mol·L-1
（3）0.031
【10-25】完成下列反应方程式：
（1）SiO2 + 4HF
（2）Sn(OH)2 + NaOH
（3）Na2SiO3 + 2 NH4Cl
（4）Pb3O4 + 8HCl(浓)
（5）SnCl2 + 2HgCl2
（6）SnS + Na2S2
解：（1）SiO2 + 4HF = SiF4 + H2O
（2）Sn(OH)2 + NaOH = NaSn(OH)3
（3）Na2SiO3 + 2 NH4Cl = H2SiO3 + 2NaCl + 2NH3
（4）Pb3O4 + 8HCl(浓) = 3PbCl2 + Cl2 + 4H2O
（5）SnCl2 + 2HgCl2 = Hg2Cl2 + SnCl4
（6）SnS + Na2S2 = Na2SnS3
【10-26】试举出下列物质两种等电子体：CO、CO2、ClO4-
解：CO的等电子体如N2，CN-， C2H2，NO+
CO2的等电子体如N2O， NO2+， N3-
ClO4-的等电子体如SO42-， PO43-，SiO44-
【10-27】写出Na2CO3溶液与下列几种盐反应的方程式：BaCl2、MgCl2、Pb(NO3)2、AlCl3
解：
5. Na2CO3 + BaCl2 === BaCO3↓ + 2NaCl
Na2CO3 + MgCl2 + H2O === Mg(OH)2↓+ 2NaCl + CO2↑
Na2CO3 + Pb(NO3)2 + H2O === Pb(OH)2↓+ 2NaNO3 + CO2↑
3Na2CO3 +2 AlCl3 + 3H2O === 2Al(OH)3↓+ 6NaCl + 3CO2↑
【10-28】比较下列各对物质按指定性质的大小或强弱：
（1）氧化性：SnO2和 PbO2
（2）碱性：Sn(OH)2和Pb(OH)2
（3）分解温度：PbCO3和CaCO3
（4）溶解度：Na2CO3和NaHCO3
（5）化学活性：α-锡酸和β-锡酸
解：（1）氧化性：SnO2 （2）碱性：Sn(OH)2 （3）分解温度：PbCO3 （4）溶解度：Na2CO3>NaHCO3 （5）化学活性：α-锡酸>β-锡酸 【10-29】试解释： （1）CO是常见化合物，但在通常条件下SiO却不存在。 （2）配制SnCl2溶液时要加浓HCl和Sn粒。 （3）碳可以生成百万种以上的有机化合物。 （4）自然界中硅都以含氧化合物的形式存在。 （5）装有水玻璃溶液的瓶子长期敞开瓶口，水玻璃溶液变浑浊。 解：（2）SnCl2容易水解，且Sn2+有很强的还原性，易被空气氧化为Sn4+。加浓HCl可以抑制水解，加Sn粒可以将Sn4+还原成Sn2+。 （3）碳原子最外层电子数为4，可以形成四个共价键；碳原子彼此连接形式种类多，且可以形成长链（或环）；普遍存在同分异构体现象。 （4）Si-O键的键能很大，含氧化合物稳定。 （5）Na2SiO3溶液中与空气中的CO2反应生成白色沉淀硅酸H2SiO3。 【10-30】某红色固体粉末A与HNO3反应得黑色沉淀B。将沉淀过滤后，在滤液中加入K2Cr2O7溶液，得黄色沉淀C。在滤液B中加入浓盐酸，则有气体D放出，此气体可使KI—淀粉试纸变蓝。问A、B、C、D为何物？并写出各有关的反应方程式。 解：A、B、C 、D分别为Pb3O4、PbO2、PbCrO4、Cl2 8. A:Pb3O4; B:PbO2; C:PbCrO4; D:Cl2 Pb3O4 + 4HNO3 === PbO2↓+ 2Pb(NO3)2 + 2H2O PbO2 + 4HCl === PbCl2 + Cl2↑ + 2H2O Pb2+ + CrO42- === PbCrO4↓ 【10-31】写出下列反应方程式： （1）B2H6在空气中燃烧。 （2）B2H6通入水中。 （3）固体Na2CO3同 Al2O3一起熔融，然后将打碎的熔块放在水中，产生白色乳状沉淀。 （4）铝和热浓NaOH溶液作用放出气体。 （5）铝酸钠溶液中加入NH4Cl，有氨气放出，溶液有白色乳状沉淀。 解： 9. (1) B2H6 + 3O2=== B2O3 + 3H2O (2) B2H6 + 6H2O === 2H3BO3 + 6H2↑ 焙烧 (3) Na2CO3=== Na2O + CO2↑ Na2O + Al2O3=== 2NaAlO2 NaAlO2 + 2H2O === Al(OH)3↓ + NaOH (4) 2Al + 2NaOH === 2NaAlO2 + H2↑ (5) NH4Cl + NaAlO2 + H2O ===NaCl + Al(OH)3↓ + NH3↑ 【10-32】设计最简便的方法，鉴别下列各组物质： （1）纯碱和烧碱（2）石灰石和石灰 （3）硼砂和硼酸（4）明矾和泻盐（MgSO4?7H2O） 解：（1）滴入石灰水观察有无沉淀产生 （2）滴入稀盐酸观察有无气泡产生 （3）测pH，硼酸为酸性，硼砂为碱性 （4）逐滴加入NaOH溶液，观察产生的沉淀能否溶解 【10-33】在下列各试剂中分别加入HCl和NaOH溶液，如能反应，写出反应方程式： （1）Mg(OH)2（2）Al(OH)3（3）H4SiO4 解：反应方程式如下： 1. 2HCl + Mg(OH)2 === MgCl2 + 2H2O 3HCl + Al(OH)3 === AlCl3 + 3H2O NaOH + Al(OH)3 === NaAlO2 + 2H2O 2NaOH + H4SiO4 === Na2 SiO3 + 3H2O 【10-34】解释下列名词： （1）缺电子原子（2）氢桥键（3）离域π键 （4）惰性电子对效应（5）等电子体（6）反应的耦合 解：（1）具有共价性的原子，若其价电子数少于价层轨道数时，这种原子称为缺电子原子。如：B 原子最外层电子排布为：2s22p1，有3 个价电子，但它有四个价层轨道（一个3s，三个3p），是缺电子原子。 （2）氢原子只有一个电子，一般情况下只能和另外的一个原子相连，但有时氢原子能同时和两个原子相连，这时称为氢桥键，如Si-H-Si。 （3）在多原子分子中如有相互平行的p轨道，它们连贯重叠在一起构成一个整体，p电子在多个原子间运动形成π型化学键，这种不局限在两个原子之间的π键称为离域π键，或大π键。 （4）位于周期表第4.5.6周期的p区元素，有保留低价态，不易形成最高价的倾向，这叫惰性电子对效应。 （5）具有相同原子数（除Ｈ）和电子数的分子或离子称等电子体。 （6）在化学中常把一个不能自发进行的反应和另一个易自发进行的反应耦合,从中构成一个可以自发进行的反应,这种情况称为反应的耦合。 第1节氮族元素分页: 1 234 周期系第V A族元素称氮族元素(Nitrogen family elements)。它包括氮(Nitrogen)、磷(Phosphorus)、砷(Arsenic)、锑(Antimony)与铋(Bismuth)。氮就是生命得基础,磷就是动植物得必需元素。砷、锑、铋三者性质较为相似,就是重要得合金元素。而磷却与砷、锑有一定得相似性,它们得化合物丰富多彩,大多就是重要得工业原料、肥料、新技术材料。 14、1 氮族元素 14、1、1 氮族元素概述 周期系第V A族:氮N、磷P、砷As、锑Sb、铋Bi 五种元素,又称为氮族元素; ? 氮与磷就是非金属元素,砷与锑就是准金属,铋就是金属元素; 氮族元素价电子构型: ns2 np3; 氮族元素所形成得化合物主要就是共价型得,原子越小形成共价键得趋势越大。 图14-1 氮族元素在周期表中得位置 表14-1 氮族元素得一般性质 14、1、2 氮族元素得单质 ??? ?? 图14-2 氮族元素得单质 1、存在 氮族元素中除磷在地壳中含量较多外,其它各元素含量均较少。 氮主要以单质存在于大气中,天然存在得氮得无机化合物较少。 磷较容易氧化,在自然界中不存在单质。它主要以磷酸盐得形式分布在地壳中。 ? 砷、锑与铋主要以硫化物矿得形式存在,如雄黄:As4 S4。 雌黄(As2S3 )辉锑矿(Sb2S3 ) 雄黄(As4S4) 图14-3 氮族元素得存在 2、性质 除氮气外,其它氮族元素得单质都比较活泼。化学性质列于上表中。 表14-2 氮族元素得化学性质 3、N2 N2分子得分子轨道表达式为: N2[(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(π2py,π2pz)4(σ2px)2] 氮气就是无色、无臭、无味得气体。沸点为-195、8°C。微溶于水。 强得N≡N键(944kJ/mol),常温下化学性质极不活泼,故N2常常作为惰性气体使用。 4、磷得同素异形体 图14-4 白磷与红磷 (1)白磷得结构 白磷得结构 由P4分子通过分子间力堆积起来,每个磷原子通过其px,py与pz轨道分别与另外3个磷原子形成3个σ键,键角∠PPP为60°,分子内部具有张力,其结构不稳定。 图14-5 白磷得结构 白磷得性质 白磷P4就是透明得、柔软得蜡状固体,化学性质活泼,空气中自燃,溶于非极性溶剂。 第14章P区元素（二）习题目录 一判断题 1 氧族元素中，只有氧在自然界可以单质状态存在。（） 2 在所有含氧的化合物中，氧的氧化值都是负的。（） 3 氧族元素氢化物还原性强弱的次序为H2O 第10章 p 区元素 【10-1】完成下列反应方程式： （1）KBr+KBrO 3+H 2SO 4 （2）AsF 5+H 2O （3）OCl 2+H 2O （4）Cl2通入热的碱液 （5）Br2加入冰水冷却的碱液 解：（1）5KBr+KBrO 3+3H 2SO 4 = 3Br 2+3K 2SO 4+3H 2O （2）AsF 5+4H 2O = H 2AsO 4 +5HF （3）OCl 2+H2O = 2 HClO （4）3Cl 2 + 6NaOH(热) = NaClO 3 + 5 NaCl+ 3H 2O （1）Br 2 + 2NaOH(冰水) = NaBr + NaBrO+H 2O 【10-2】用表9-1和表10-1有关数据比较F2和Cl2分别与Na(s)反应时，何者放出的能量更多？并指出造成此结果的原因（NaF 和NaCl 的晶格能分别为915kJ/mol 和778kJ/mol ）。 解：.前者放出的能量多 （1 1 402(NaCl),556)(--?-=??-=?mol kJ rH mol kJ NaF rH ）， 因为氟的原子半径小，当生成离子化合物时晶格能大。 计算过程如下： 【10-3】Br 2能从I - 溶液中取代出I ，但I 2又能从KBrO 3溶液中取代出Br 2，这两种实验事实有无矛盾？为什么？ 解：不矛盾。因为φ?(Br 2/Br -)>φ? (I 2/I -),所以Br 2+2I - 2Br -+I 2能进行,说明氧化性Br 2>I 2;又因为φ? (Br /Br 2)>φ? (I /I 2),所以2Br +I 2 Br 2+2I 能进行,说明氧 化性Br >I ,或还原性I 2>Br 2。 【10-4】将Cl 2不断地通入KI 溶液中，为什么开始时溶液呈黄色，继而有棕色沉淀产生，最后又变成无色溶液？ 解：黄色为I 3- , 棕褐色沉淀为I 2, 无色为IO 3- 。有关反应为： 2I － + Cl 2 === 2Cl － + I 2I 2 + I - === I 3-I 2 + 5Cl 2 + 6H 2O === 2IO 3- + 10Cl - + 12H + 【10-5】写出下列制备过程中的反应方程式： （1）由NaBr 制备HBr （2）由KI 制备KIO 3 （3）由I 2和P 制备HI （4）由Cl 2和CaCO 3制备漂白粉 解： 电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O 高温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O 电解(2) KI + 3H 2O === KIO 3 + 3H 2↑(4) CaCO 3===CaO+CO 2↑ CaO + H 2O===Ca(OH)2 2Cl 2 + 2Ca(OH)2===CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O 高温5. (1) NaBr + H 3PO 4=== NaH 2PO 4 + HBr (3) 2I 2 + 3P + 6H 2O === 2H 3PO 4 + 6H 2O 【10-6】比较下列性质的大小 （1）键能：F —F 和Cl —Cl （2）电子亲合能：F 和Cl （3）酸性：HI 和HCl （4）热稳定性：HI 和HCl （5）水中溶解度：MgF 2和MgCl 2 （6）氧化性：HClO 和HClO 4 解：（1）F —F s区和p区元素化学引言Introduction of the Chemistry of s and p Elements 周期系中的主族元素（the elements in the main subgroups）即为s区和p区元素。每一周期（period）以两种s区元素开始，后面是六种p区元素（第一周期例外，只有两种元素）。 一、原子半径（Atomic Radii）、电离势（Ionization Energy）、电子亲和能 （Electron Affinity）和电负性（Electronegativity）的周期性变化 （见第七章） 二、s和p区元素的氧化态（Oxidation State of s and p Element） 1．外层s和p轨道之间的能量差 The Energy Difference (eV) of the Outer s and p Orbital in the Main Subgroups 2nd period Li Be B C N O F Ne 1.9 2.8 4.6 5.3 6.0 14.9 20.4 26.8 3rd period Na Mg Al Si P S Cl Ar 2.1 2.7 4.5 5.2 5.6 9.8 11.6 12.5 4th period K Ca Ga Ge As Se Br Kr -- 5.9 6.7 6.8 10.4 12.0 13.2 5th period In Sn Sb Te I Xe 5.2 5.8 6.6 8.8 10.1 - 6th period Tl Pb Bi Po At Rn (7) (9) (10) (12) (16) - (1) 同一周期元素的最高氧化态的稳定性从左到右降低，这是由于s 和p 轨道之间的 能级差增大，因此失去n s 2电子的机会减少，例如第三周期： ΔE 3s ～3p ：Si(5.2eV)，P(5.6eV)，S(9.8eV)，Cl(11.6eV) ∴ - ---4243444ClO SO O P SiO 、、、的稳定性从左到右降低 (2) ΔE 3s ～3p ＜ΔE 4s ～4p ＞ΔE 5s ～5p 可以解释实验上发现如下稳定性序列： PCl 5＞AsCl 5＜SbCl 5，SF 6＞SeF 6＜TeF 6，-4ClO ＞-4BrO ＜- 4IO (3) ΔE 6s ～6p 的值特别大，所以6s 2电子很难参与形成化学键，这种效应称为“6s 2惰性 电子对效应”（inert 6s pair effect ） 2．通常周期系中奇数族元素的氧化数为奇数，偶数族元素的氧化数为偶数 +3+5+7 +1, 1E n s n p E n s n p +4+6 +2, 2 三、s 和p 区元素的配位数（Coordination Numbers of s and p Elements ） 1．Fluoro and oxy complexes of selected elements) 2nd period -24BeF -4BF 4CF +4NF 3rd period - 36AlF -26SiF -6PF 6SF +6ClF 4th period -36GaF -26GeF -6AsF 6SeF 2nd period -33BO - 23CO - 3NO 3rd period -44SiO -34PO - 24SO -4ClO 4th period -44GeO - 34AsO - 24SeO -4BrO 5th period -86SnO -76SbO - 66TeO - 56IO - 46XeO 主族元素从上到下，配位数增大；同种元素与不同配体配位，配体体积越小，配位数 越大。 2．共价化合物的分子轨道理论（The theory of molecular orbital of covalent compounds ） (1) s 、p 区元素的价轨道(valence orbital)是外层能级，即n s 、n p 轨道.虽然从第三周期开 始，元素有相应的n d 空轨道，但计算表明n d 轨道所处能态相当高，以致形成化学键的可能性相当小。 (2) 以SF 6为实例 第10章 p 区元素(一)习题参考答案 1． 解：（1）3Cl 2 + 6KOH(热) KClO 3 + 5KCl + 3H 2O （2）I 2 + 5H 2O 2 2HIO 3 + 4H 2O （3）KClO 3 + 6KI + 3H 2SO 4 KCl + 3I 2 + 3K 2SO 4 + 3H 2O （4）O 3 + 2I ? + H 2O I 2 + O 2 + 2OH ? （5）H 2O 2 + H 2S 2H 2O + S↓ （6）H 2O 2 + 2I ? + 2H + I 2 + 2H 2O （7）2H 2S + H 2SO 3 3S↓+ 3H 2O （8）2S 2O 3? + I 2 S 4O 62? + 2I ? （9）S 2O 32? + 4Cl 2 + 5H 2O 2SO 42? + 8Cl ? + 10H + （10）Al 2O 3 + 3K 2S 2O 7 Al 2(SO 4)3 + 3K 2SO 4 （11）2Mn 2+ + 5S 2O 82? + 8H 2O Ag +2MnO 4? + 10SO 42? + 16H + （12）AgBr + 2S 2O 32? [Ag(S 2O 3)2]3? + Br ? 2． 解：（1）Cl 2(g) + 2I ?2Cl ? + I 2 5Cl 2(g) + I 2 + 6H 2O 2IO 3? + 10Cl ? + 12H + （2）SO 42? + 8I ? + 10H + 4I 2 + H 2S↑+ 4H 2O 3． 解：（1）以食盐为基本原料制备Cl 2、NaOH 、NaClO 、Ca(ClO)2、KClO 3、HClO 4； 2NaCl + 2H 2O 电解2↑+Cl 2 ↑ Cl 2 + 2NaOH(冷) NaClO + NaCl + H 2O 2Cl 2 + 2Ca(OH)2(冷) Ca(ClO)2 + CaCl 2 + 2H 2O 3Cl 2 + 6KOH(热) KClO 3 + 5KCl + 3H 2O 4KClO 3 3KClO 4 + KCl KClO 4 + H 2SO 4(浓) 减压蒸馏KHSO 4 + HClO 4 （2）以萤石(CaF 2)为基本原料制备F 2。 CaF 2 + H 2SO 4(浓) CaSO 4 +2HF↑ KOH + 2HF KHF 2 + H 2O 2KHF 2电解2KF + H 2↑+ F 2↑ 4． 解：（1）FeCl 3与Br 2水能共存。因 E (BrO 3?/Br 2) = 1.5V > E (Fe 3+/Fe 2+) = 0.771V ，所以FeCl 3和Br 2不会发生氧化还原反应，也不发生其它反应，故能共存。 （2）FeCl 3与KI 溶液不能共存。因 E (Fe 3+/Fe 2+) = 0.771V > E (I 2/I ?) = 0.5355V , 故发生反应：2Fe 3+ + 2I ? 2Fe 2+ + I 2 （3）NaBr 与NaBrO 3在酸性溶液中不能共存。因 E (BrO 3?/Br 2) = 1.5V > E (Br 2/Br ?) = 1.065V , 故发生反应：BrO 3? + 5Br ? + 6H + 3Br 2 + 3H 2O （4）KI 与KIO 3在酸性溶液中不能共存。因 E (IO 3?/I 2) = 1.195V > E (I 2/I ?) = 0.5355V , 故发生反应：IO 3? + 5I ? + 6H + 3I 2 + 3H 2O 6． 解：A 为SO 2水溶液。有关反应式如下： （1）SO 2 + H 2O + 2OH ? SO 32? + 2H 2O F区元素p257 1.(1). Ln、An填充的是(n-2)f轨道，为了不破坏一格一元素的规则，又使周期 表不至于太长，所以将它们放在表外。 (2). 随着核电荷数的增加，增加的电子是填充在4f轨道中，屏蔽常数略小于1，对核电荷的屏蔽不完全，使Z*增加，半径减小。 (3). 峰出现Eu、Yb两元素外(Eu: 4f76s2, Yb: 4f146s2)，可用的价电子只有2个，金属键较弱，半径大；谷出现在Ce元素处(Ce: 4f5d16s2)，可用的价电子有4个，半径小。 (4). Y3+的半径介于Ho3+和Er3+之间，性质与重稀土相似。 2. (1). Sm、Eu；Tm、Yb；Ce、Pr；Tb、Dy (2). Ce4+; Eu2+ (3). 64; Gd3+ Gd断效应：Ln元素的性质变化呈两段分布，以Gd(4f75d16s2)为界，称为Gd断效应。 (4). 无；Tm3+；Dy3+；黄；f x；f14-x 3. Ln3+ + NH3·H2O (OH-) → Ln(OH)3↓ + NH4+ Ln(OH)3和Ca(OH)2均为碱性，形成配合物的能力都不强(8e构型阳离子) 4. (1). 2Ce3+ + S2O82- (过二硫酸根) +2Ce4+ + 2SO42- (2). 2Eu3+ + Zn → Zn2+ + 2Eu2+ (3). 2CeO2 + 8HCl(浓) 2CeCl3 + Cl2↑ +4H2O (4) 4Ce(OH)3 + O2 + 2H2O → 4Ce(OH)4 (5) Yb3+ + Na(-Hg) → Na+ + Yb2+ (6) Ce(NO3)3CeO2 + NO2↑ + O2↑ (7) 2Tb2(C2O4)3Tb4O7+ 7CO↑ + 5CO2↑ 5. Ce4+ > Lu3+ > La3+ > Eu2+ 第11章 p 区元素(二)习题参考答案 1．解：（1） NH 4 (NH 4)2SO 4HSO 4(NH 4)2Cr 2 O 2O 3 + N 2O （2） 2KNO 32 + O 2Cu(NO 3) 222 2AgNO 3 2．解：（1） NH 4(NH 4)2SO 产生白色沉淀(BaSO 4) （2） KNO KNO 产生蓝色溶液(N 2O 3)、红棕色气体(NO 2) （3） AsCl BiCl SbCl 产生黄色沉淀（As 2S 3）Sb 2S 3）产生黑色沉淀（Bi 2S 3） 3．解：（1）S + 2HNO 3(浓) H 2SO 4 + 2NO↑ （2）4Zn + 10HNO 3(很稀) 4Zn(NO 3)2 + NH 4NO 3 + 3H 2O （3）3CuS + 8HNO 3 3Cu(NO 3)2 + 3S↓ + 2NO↑ + 4H 2O （4）5NO 2-+ 2MnO 4- + 6H +5NO 3- + 2Mn 2+ + 3H 2O （5）2NO 2- + 2I - + 4H 2NO↑+ I 2 + 2H 2O （6）AlCl 3 + 3H 2H 3AsO 3 + 3HCl （7）2AsO 33- + 3H 2S + 6H As 2S 3↓ + 6H 2O （8）AsO 43- + 2I - + 5H +H 3AsO 3 + I 2 + H 2O （9）2Mn 2+ + 5NaBiO 3 + 14H 2MnO 4- + 5Bi 3+ + 5Na + + 7H 2O （10）Sb 2S 3 + 3S 2-2SbS 33- 4．解：（1） NH 4 NH 3 O 2 Pt O 2 NO 2O 2H 2(Fe) N 2 2 2 NH 3 43 H 2SO 4( H 2SO 2 3 NH 3 （2） AsCl H 2As 23 2Na 3 AsS 3 H 3AsO 3 H 4 2S(HCl)2S 5 Na 3AsS 4 （3） Na 3SbO Sb(OH) 3 SbOCl 2S 2S Na 3SbS 3 （4） 3 43) 3)3 Bi(OH)BiONO 3 5．解：A 是AsCl 3，B 是AgCl ，C 是[Ag(NH 3)2]Cl ，D 是As 2S 3，E 是(NH 4)3AsS 4，F 是As 2S 5，G 是H 2S 。有关反应式如下： Ag + + Cl -AgCl ↓ 白色 AgCl + 2NH [Ag(NH 3)2]+ + Cl - [Ag(NH 3)2]+ + Cl - + 2H +AgCl↓+ 2NH 4+ 第14章P区元素（二） 一是非题 1. 物种O2+, O2 , O2 -, O2 2-,的键长按序从右向左增大（） 2 （） 3. 常温下最稳定的晶体硫为S2。（） 4. 物种SO3, O3, ICl3 和H3O+都是平面三角形。（） 5. SF4, N2O, XeF2, IF3 价层均有 5 对价电子对，但这些分子的空间构性却不同。这些分子的空间构型分别为变形四面体，直线型，直线型，T 型。（） 二选择题 1. 下列物质在常温下呈液态的是（） 1 HF 2 Br2 3 I2 4 M gCl2 2. 下列微粒中不具氧化性的是（） 1 F 2 2 Cl- 3 BrO-(4) I2 3. 根据标准电极电位，判断卤素离子X-能被O2 氧化发生4X-+O2+2H2O=2X2+4OH-反应的是（） 1 F- 2 Cl-(3)Br-(4)都不能 4. 在任何温度下，X2 与碱性溶液作用能得到XO3-和X-的卤素是（） 1 F 2 2 Cl2 3 Br2 (4) I2 5. 由于HF 分子间形成氢键而产生的现象是（） 1 HF 的熔点高于 HCl 2 HF 是弱酸 3 除F-化物外还有HF2 等化合 物 4 三种现象都是 6. HX 及卤化物中的X- 具有最大还原性的是（）1 F- 2 I- 3 Cl- 4 Br- 7. 盐酸是重要的工业酸，它的产量标志国家的化学工业水平，其主要性质是（） 1 浓HCl 有络合性 2 具有还原性 3 具有强酸性 4 三者都是 8. 下列各组溶液按pH 值增大顺序排列的是（）1 HI 第13章P区元素（一）（I）习题目录 一判断题 1 硼在自然界主要以含氧化合物的形式存在。（） 2 在硼与氢形成的一系列共价型氢化物中，最简单的是BH3。（） 3 硼酸是三元酸。（） 4 硼砂的化学式为Na2B2O7。（） 5 硼是缺电子原子，在乙硼烷中含有配位键。（） 6 三卤化硼熔点的高低次序为BF3 第十二章P区元素（卤素）（四） 12.12卤素 价电子构型：ns2np5，容易取得一个电子，是同一周期表中表现最强的非金属元素。 一、卤素单质的性质、制备及主要用途 1、卤素单质的物理性质 2、卤素单质的化学性质 X2 + 2e = 2X-氧化性： F2﹥Cl2﹥Br2﹥I2 ①与金属反应 F2可与所有元素剧烈反应生成氟化物（除He、Ne、Ar、O2、N2）； Cl2可与所有金属反应，剧烈程度不如F2； Br2、I2只与部分金属反应，反应温度比与Cl2反应高。 例：Fe + X2→ FeX3 ②与非金属反应 与O2、N2不能直接化合 F2：全部反应；Cl2：多数；Br2、I2：部分 例：X2 + H2 = 2HX +H2）F2Cl2Br2I2 反应条件：在暗处爆炸光照或点火Pt丝网，500K Pt丝网，700K ③与水反应 F2Cl2Br2I2 实验现象与水剧烈反应,放出O2光照下与水反应缓慢放出O2与水作用极缓慢没有反应卤素与水反应分为两类： ⅰ)卤素对水的置换反应(氧化反应)：2X2 + 2H2O →4X- + 4H+ + O2 激烈程度：F2＞Cl2＞Br2，碘不发生此类反应。 ⅱ）卤素的水解反应(歧化反应)： ；； 可见，反应进行的程度Cl2＞Br2＞I2,氟只发生第一类反应。通常所用的氯水、溴水、碘水主要成分是单质。 卤素在碱性条件下发生两类歧化反应： X2 + 2OH－→X－+ XO－+ H2O 3X2 + 6OH－→5X－+ XO3－+ 3H2O 不同元素单质发生歧化反应的条件及主要产物见下表： 常温加热低温 Cl2ClO-ClO-pH＞4 Br2BrO-(0℃) pH＞6 I2pH＞9 3、卤素单质的制备 卤素大多以卤化物的形式存在，一般制备卤素单质的方法是将卤离子氧化。 F2氧化性强，F-还原性极弱，目前还没有氧化剂可把它氧化成F2，只能用电解的方法，无水条件下，在溶有HF的KF熔盐中进行，阳极析出氟气，阴极析出氢气。 Cl2：工业上：电解食盐水。 实验室：用MnO2或KMnO4与HCl作用： Br2：海水中含溴，在一定条件下，通入Cl2置换出Br2，再纯化。Cl2 + 2Br- -→ Br2 + 2Cl- 。 I2：藻类植物中提取，I-还原性强，许多氧化剂可将其氧化。 如：Cl2 + 2I- -→ I2 + 2Cl-；Br2 + 2I- -→ I2 + 2Br- 4、卤素单质的主要用途 氯：制备高价金属氯化物，如：SnCl4，FeCl3等；消毒剂、漂白剂：用于净化水，漂白粉Ca(ClO)2； 制有机氯化物：C2H4Cl2，CHCl3，CH2Cl2等；合成盐酸。 氟：氟利昂（CCl2F2），一些氟代烷，表面张力极小，涂层作不粘材料。 溴：药物、染料、照相（AgBr）等 碘：人工降雨，碘酒，防甲状腺肿大。 二、卤化氢和氢卤酸 1、卤化氢 第14章P区元素(二)习题目录 一判断题 1 氧族元素中,只有氧在自然界可以单质状态存在。() 2 在所有含氧的化合物中,氧的氧化值都就是负的。() 3 氧族元素氢化物还原性强弱的次序为H2O 第十五章 p区元素(三) [教学要求] 1．熟悉卤素的通性、卤素单质的制备和性质。掌握卤化氢的制备及其还原性、酸性、稳定性的变化规律。掌握氯的含氧酸及其盐的性质及其变化规律。熟悉溴、碘的含氧酸的基本性质。 2．了解稀有气体的重要性质及其变化规律。了解稀有气体化合物及其几何构型。 [教学重点] 1.卤化氢、氢卤酸、卤化物、卤素互化物、多卤化物、含氧酸及其盐的性 质。 2.稀有气体化合物的结构及性质。 [教学难点] 1.含氧酸的氧化性及酸性变化规律 2.VSEPR理论判断稀有气体化合物的结构。 [教学时数] 8学时 [主要内容] 1.卤素的通性。 2.卤素单质的性质、制备及用途。 3.卤化氢、氢卤酸、卤化物、卤素互化物、多卤化物、氧化物、含氧酸及 其盐的性质。 4.稀有气体的存在、性质、制备和应用，稀有气体的化合物。 [教学内容] §15.1 卤素 15.1.1 卤素概述 15.1.2 卤素单质 1.卤素单质的物理性质 2.卤素单质的化学性质 氧化还原性 ，还原性最强的是Iˉ。 结论：氧化性最强的是F 2 与H 2O 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。 歧化反应产物： _22322X 2OH X XO H O 3X 6OH 3H O5X XO - ----?+??→++??+??→++?? 3.卤素单质的制备(氧化手段的选择) (1) F 2 (g) 电解： (2) Cl 2 (g) 工业 (电解)： 2222NaCl 2H O H Cl 2NaOH +???→++电解 实验室： 2222MnO 4HCl MnCl Cl (g)2H O ? +??→++ (3) Br 2(l) P区元素 一、卤素单质（氟、氯、溴、碘、砹） ⒈卤素单质的物理性质 ⒉卤素单质的化学性质 卤素是很活泼的非金属元素。卤素单质具有很强的氧化性，能与大多数元素直接化合。 例如：位于前面的卤素单质可以氧化后面卤素的阴离子。 Cl2 + 2Br-→ 2Cl- + Br2 ★卤素与水反应分为两类： 氧化反应：2X2 + 2H2O → 4X- + 4H+ + O2 激烈程度：F2＞Cl2＞Br2，碘不发生此类反应。 歧化反应： 可见，反应进行的程度Cl2＞Br2＞I2,氟只发生第一类反应。通常所用的氯水、溴水、碘水主要成分是单质。 ★卤素在碱性条件下发生两类歧化反应：X2 + 2OH－→ X－+ XO－+ H2O 3X2 + 6OH－→ 5X－+ XO3－+ 3H2O 二、卤素的氢化物概述 卤素的氢化物称为卤化氢，即氟化氢HF、氯化氢HCl、溴化氢HBr、碘化氢HI等。常温下卤化氢都是无色、有刺激性气味的气体。卤化氢易溶于水，其水溶液叫氢卤酸。除氟化氢外，其它氢化物均为强酸。 可直接用水和卤素与磷混合物反应制备卤化氢。 2P + 3Br2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HBr 2P + 3I2 + 6H2O → 2H3PO3 + 6HI 三、卤化物和多卤化物 ⒈卤化物 卤素和电负性比它小的元素生成的化合物叫卤化物。卤化物可以分为金属卤化物和非金属卤化物，根据卤化物的键型，又可以分为离子型卤化物和共价型卤化物。 ⑴金属卤化物 所有金属都能形成卤化物。碱金属、碱土金属以及镧系、锕系元素的卤化物大多数属于离子型或接近离子型，例如：NaX，BaCl2，LaCl3等。当阴阳离子极化作用比较明显时，表现出一定的共价性，如：AgCl等。有些高氧化值的金属卤化物则为共价型卤化物，如， AlCl3,SnCl4,FeCl3,TiCl4等。 在金属卤化物中,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。需特殊记忆的有： SnCl2 + H2O → Sn(OH)Cl + HCl SbCl3 + H2O → SnOCl + 2HCl BiCl3 + H2O → BiOCl + 2HCl ⑵非金属卤化物 非金属硼、碳、硅、氮、磷等都能与卤素形成各种相应的卤化物。这些卤化物都是共价型的。非金属卤化物水解产物一般为两种酸，例如：BX3，SiX4，PCl3等。 ⒉多卤化物 有些金属卤化物能与卤素单质或卤素互化物发生加合作用，生成的化合物称为多卤化物。例如：KI3，KICl2，KI2Cl，KIBrCl等。 含有3个卤原子的多卤化物阴离子的空间构型几乎都是直线型的。如卤原子不同时，则半径较大的卤原子位于中间，而半径较小的卤原子位于两侧。 I2在含有I-的溶液中溶解度比在纯水中溶解度大得多，与生成多卤化物有关，即发生如下加合反应： KI + I2→ KI3 四、卤素的含氧化合物 ⒈卤素的含氧化合物概述 卤素的含氧化合物有氧化物、氢氧化物(含氧酸)、含氧酸盐，其稳定性依次增强。 ⒉各类卤素含氧酸根的结构 对于任何类型的卤素含氧酸根，,价层电子对的空间构型为四面体构型，即卤原子X都采用sp3杂化，卤原子用sp3杂化轨道与氧原子O成键。 卤原子氧化值+1 +3 +5 +7 名称次卤酸根亚卤酸根卤酸根高卤酸根 离子空间构型直线型V字型三角锥四面体 空间构型 第十四章：P区元素（二） 一、单项选择 1.下列氧化物中，属于两性化合物的是（）。 （A）N2O3(B) P 2O3(C) Sb2O3(D) Bi2O3答案：(C) 2. NO3- V 7989 .0 NO2 V 08 .1 HNO2 V 04 .1 NO（酸性条件下）中可能发生歧化反应的是 （A）NO3-(B) NO2(C) HNO2(D) NO 答案：(B) 3.下列氮的氧化物中，易于聚合的是（）。 （A）N2O (B) NO2(C) N2O4(D) N2O5 答案：(B) 4.下列磷的卤化物中，最稳定的是（）。 （A）PCl5(B) PI5(C) PF5(D) PBr5 答案：(C) 5.下列氧族的氢化物中，酸性最强的是（）。 （A）H2O (B) H2S (C) H2Se (D) H2Te 答案：(D) 6.下列硫化物中，可溶于水的是（）。 （A）CdS (B) BaS (C) HgS (D) CuS 答案：(B) 二、判断题 1．氮族元素自上而下+3价化合物稳定性逐渐增加。（） 答案：正确 2．氮族元素中，N在地壳中含量最多。（） 答案：错误 3．硝酸根的结构是平面三角形的。（） 答案：正确 4．磷酸可以通过脱水生成焦磷酸、偏磷酸和亚磷酸。（） 答案：错误 5．砷、锑、铋的硫化物都可在硫化钠溶液中生成多硫化物。（） 答案：错误 6．H2Te在酸性介质中是强还原剂。（） 答案：正确 7．H2O2分子中，O以sp杂化方式存在，所以它是直线型分子。（） 答案：错 8．多硫化物与酸反应可以生成多硫化氢H2S x，x越大H2S x越不稳定（）答案：正确 三、填空题 1．氮族元素的氢化物的稳定性从上到下（），碱性（），酸性（）。 答案：依次减弱，依次减弱，依次增强 2．氮族元素主要形成的是（），而且（）越小，形成（）的趋势就越大。答案：共价化合物，原子半径，共价键 3．写出NO的分子轨道排布式（）。p区元素总结
p区元素(二)习题总结
p区元素
高中化学-s区和p区元素
p区元素(一)习题参考答案
f区元素-配合物-s区元素-p区元素
p区元素(二)习题参考答案
第14章 P区元素(二) (14)
p区元素(一)(I)习题
第十二章 P区元素(四)
p区元素二习题
p区元素
P区元素
P区元素(二)