kclo3 第十一章 卤素和氧族元素

第十一章 卤素和氧族元素11.1 p 区元素综述 p 区元素指ⅢA～ ⅦA和零族元素，具有如下特点： 1）同族元素自上到下原子半径逐渐增大，元素的金属性 逐渐增强，非金属性逐渐减弱； 2）除零族外，原子的价电子层构型为ns2np1 ～ 5，ns、np 电子均可参与成键，由此它们具有多种氧化数，并且随 着np电子的增多，失电子趋势减弱，逐渐变为共用电子， 甚至变为得电子。因此p区非金属除有正氧化数外，还 有负氧化数。 ⅢA ～ ⅤA族同族元素从上到下低氧化数化合物的稳定 性增强，高氧化数化合物的稳定性减弱，这种现象称为 “惰性电子对效应”。如Pb的化合物以Pb2+为主， Pb4+化合物有强的氧化性3）P区金属的熔点一般较低 Ga/29.78℃,In/156.6℃,Sn/231.88℃ ,Pb/327.5℃ ,Bi/271.3 ℃ ,这些金属可作为低熔点合金。 4）某些金属是制造半导体重要材料，如超纯锗、砷化镓、 锑化镓。 11.2 卤素元素 11.2.1卤素通性 结构：价电子构型：ns2np5 与8电子构型差1个电子 核电荷是同周期元素中最多(除稀有气体外) 原子半径是同周期元素中最小 → 最容易得到电子，非金属性是同周期中最强的 卤素之间比较：从氟→碘，非金属性下降 原因：从氟→碘，电负性下降11.2.2 卤素单质 1 物理性质 皆为双原子分子 固态时为分子晶体，其熔、沸点都比较低 熔、沸点依 F --Cl -- Br – I 增大 在有机溶剂中的溶解度比在水中（除氟与水激烈反应 外）的大得多（为什么？） 碘难溶于水，易溶于碘化物中 I2(s) + I-(l) ? I3(l) 其它物理性质见书2 化学性质 总： 都是氧化剂，氧化能力为： F2 > Cl2 > Br2 >I2 F2、Cl2、Br2 为强氧化剂 具体： 与氢的反应 卤素 F2 Cl2 Br2 I2 反应条件 阴冷 1常温 2强光照射 常温 高温 反应速率和程度 爆炸、放出大量热 1缓慢 2爆炸 不如氯，需催化剂 缓慢，可逆与水的反应，分两类情形 (1)卤素对水的氧化作用 2X2+2H2O → 4HX+O2 (2)卤素水解反应(歧化反应) X2+H2O ? H+ + X- +HXO F2的氧化性强，只能与水发生第一类反应，且反应激烈： 2 F2 +2H2O → 4HF+ O2 Cl2 在日光下缓慢地置换水中氧 Br2与水非常缓慢地反应而放出氧气，但当溴化氢浓度高 时，HBr会与氧作用而析出Br2 I2 不能置换水中氧，相反氧可作用于HI溶液使I2析出 2I- + 2H+ +1/2O2 → I2 + H2O Cl2、Br2 、I2与水主要发生第二类反应，且是可逆反应3 卤素的制备与用途 F2的制备：1906年的诺贝尔化学奖。

氟在室温下能与几乎所有金属发生反应生成氟化物， 因此尽管地球上存在许多氟化合物，自然界中却不存在 游离的氟单质。 早在1768年，德国的矿物化学家马格拉夫曾用硫酸处理莹 石(CaF2)时得到了一种腐蚀性很强的酸，并发现这种酸 与盐酸的性质极为相似，于是推测这种酸是由一种未知 元素和氢的化合物，并为这种未知元素取名为氟，这种 酸被命名为氢氟酸。 从十九世纪开始，各国的化学家就在各自的实验室中探索 提取氟单质的方法。在几十年的大量工作中，科学家用 尽了各种方法。英国著名化学家戴维使用电解氢氟酸的 方法制取氟时发现，氢氟酸不仅能腐蚀玻璃，甚至能腐 蚀银，只能用白金器皿贮存它，但当电解液温度升高时，白金器皿也毁坏了。戴维不得不用莹石制成器皿，再 次进行实验，但阳极得到的却是氧气。显然被电解的是 水，而这种神秘的氟却无法得到。以后苏格兰的科学家 诺克斯兄弟又试图通过氯气置换出氟化汞中的氟，结果 也未得到氟，而兄弟两人都因此中毒，其中一人为此丢 掉了性命。 1850年，莫瓦桑的老师，法国自然博物馆馆长，工艺学院 化学教授弗里曼又进行了探索。他试用电解法分解无水 氟化钙、氟化铜和氟化银，结果在阴极得到了金属，阳 极有气体放出，但这种气体性质极活泼，因在极高的温 度下，一经产生就与周围的物质(电极、器皿)发生了反 应，生成了化合物。