第十章p区常见元素及其主要化合.pdf

文档介绍：第 10 章 p 区常见元素及其主要化合物
p BLOCK ELEMENTS AND THEIR POUNDS
卤素及其主要化合物
HALOGEN AND THEIR POUNDS
卤族(ⅦA):F、Cl、Br、I、At
卤素及其单质的通性
:
(1) 同周期元素中非金属性最强;
价电子构型: ns2np5;原子半径小.
(2) 单质均为氧化剂;易得电子.
(3) 常见氧化值为-1.******外,还可表现出+1、+3、+5、+7 等正氧化值.
:
Br2 在有机溶剂中随浓度由小到大颜色由黄→棕红.
I2 在极性溶剂中形成“溶剂化物”,呈现棕色或红棕色.
I2 易溶于碘化物溶液中:
- -
I2 + I =I3
Br2 腐蚀性很强.
:
氧化反应:X2 + 2H2O → 4HX+ O2
θ
Φ(O2/H2O) = (pH=7)
激烈程度: F2 > Cl2(日光) > Br2(极慢)
歧化反应: X2 + H2O = HXO + HX
歧化反应程度:
θ-4
K (Cl2) = ´10
θ
K (Br ) = ´10-9 Cl > Br > I
2 2 2 2
θ-13
K (I2) = ´10
可见,***水、溴水、碘水的主要成分还是单质.
在碱存在下,促进 X2 在H2O 中的溶解、歧化.
- - -
歧化反应: X2 + 2OH =X + XO + H2O
- - -
3X2 + 6OH =5X + XO3 + 3H2O
卤素的主要化合物
1. 卤化氢:
HF HCl HBr HI
分解温度/℃> 1500 1000 300
HF HCl HBr HI
θ
K a 10-4 108 1010 1011
HF 当浓度大时:
- - θ
HF + F =HF2 K a =
HF 的强腐蚀性:SiO2 + 4HF → SiF4↑+ 2H2O
CaSiO3 + 6HF → SiF4 ↑+ CaF2 + 3H2O
HX 的还原性:2KHF2 → 2KF + H2 +F2
1
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O
HBr + H2SO4(浓) → SO2 + Br2 + 2H2O
2. 卤化物:
严格地说,卤素与电负性较小的元素生成的化合物才称为卤化物.
卤化物分类:离子型,如 NaX,LaCl 等;
共价型,如 AgCl,HgCl2 等.
广义地分类:金属卤化物;
非金属卤化物,如 BF3,SiF4 等.
卤化物的性质与其键型有一定的关系.
卤化物键型变化规律:
卤化物的性质:
离子型共价型
溶解性大多易溶于水易溶于有机溶剂
金属卤化物非金属卤化物
水解性易水解,
较典型的:Sn(OH)Cl,SbOCl,BiOCl 产物为两种酸
难溶卤化物: BX3,SiX4,PCl3
θ
银盐(AgF 除外) , 如 K sp(AgCl) = ´10-10;
θ-9
铅盐(PbX2), 如 K sp(PbI2) = ´10 ;
θ-18
亚***盐(Hg2X2), 如 K sp(Hg2Cl2) = ´10 ;
θ
亚铜盐(CuX), 如 K sp(CuI) = ´10-12;
θ-10
CaF2 , K sp(CaF2) = ´10
:
(1)卤素含氧化合物稳定性变化规律:
稳定性增强
氧化物
氢氧化物(含氧酸)
含氧酸盐

(2)卤素含氧酸根结构(X 为 sp3 杂化)
(3)卤素含氧酸及其盐性质与变化规律:
酸性:
HClO HBrO HIO
θ
K a ×10-8 ×10-9 ×10-11
HClO3 HBrO3 HIO3
强强近中强
HClO4 HBrO4 H5IO6
最强强弱
高碘酸 H5IO6
偏高碘酸 HIO4
氧化性:
2
θ- - θ- - θ- -
{ Φ(XO /X )、Φ(XO3 /X )、Φ(XO4 /X )/V}
θ- - θ- - θ- -
{ Φ(XO /X )、Φ(XO3 /