第十一章p区元素Word下载.docx
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P区各族元素性质的特点
①各族的第一个元素（即第二周期元素）与同组其他元素性质相差较大。
②各族的第四周期元素的性质稍有特殊性。
11.2硼、碳、硅单质
11.2.1硼单质
硼砂：
Na2B4O7.10H2O,硼镁矿：
Mg2B2O5.H2O,方硼石:
2Mg3B3O15.MgCl2
单质硼有两种同素异形体：
无定形硼和晶形硼，晶形硼硬度很大。
11.2.2碳单质
①金刚石是原子晶体，熔点高，硬度大，呈正四面体，不导电。
②石墨是层状晶体，质软，金属光泽，可导电，六角形，混合型晶体。
③无定形碳：
石墨的微晶体，具有石墨六角形网状平面结构。
11.2.3硅单质
硅在地壳中含量约27％，仅次于氧。
以二氧化硅，硅酸盐形式存在，单质有无定形和晶形两种，晶体硅与金刚石相似，熔点沸点比较高，是半导体材料。
硅的化学性质不活泼，常温下不与水、空气、酸反应，但与强碱反应。
11.3硼、碳、硅的重要化合物
11.3.1硼烷和硅烷
1.硼烷
硼烷：
硼氢化物，两类：
BnHn+4和BnHn+6
有臭味的无色气体或液体，化学性质不稳定，在空气中自燃，有毒性
2.硅烷
硅烷：
硅的氢化物SinH2n+2最简单硅烷为：
SiH4无色无臭气体，可自燃。
硅烷热稳定性差，且随硅烷相对分子质量增大而愈易分解。
11.3.2卤化物
①硼卤化物：
BX3（X=F,Cl,Br,I）,平面三角形分子,可水解。
②碳卤化物：
CX4中，CF4和CCl4是化学惰性物质，常用作溶剂。
③硅卤化物：
SiX4都是无色的。
常温下SiF4是气体，SiCl4，SiBr4是液体。
11.3.3氧化物
（1）氧化硼：
无定形单质硼与氧在加热条件下可生成三氧化二硼
硼酸受热脱水也可得B2O3晶体，在B2O3晶体中，不存在单个B2O3分子。
（2）一氧化碳：
CO是等电子分子，既可作还原剂亦可作氧化剂，有毒性。
（3）二氧化碳：
无色无味的气体，易液化，干冰，干冰常用作制冷剂。
（4）二氧化硅：
硅石，有晶形和无定形之分。
SiO2化学性质很不活泼，不溶于水。
室温下仅与氢氟酸反应生成四氟化硅。
11.3.4含氧酸及其盐
（1）硼酸：
分子式H3BO3，白色晶体，平面三角形，是一元弱酸。
（2）硼酸盐：
向硼酸盐中加入NaOH，在pH〈9.6的弱碱性条件下，生成四硼酸盐Na2B4O7；
pH=11～12时，主要生成偏硼酸盐。
硼砂是含十水的四硼酸盐Na2B4O7.10H2O，无色晶体，在空气中易风化失水。
（3）碳酸及碳酸盐：
碳酸是二元弱酸，故有两种类型的盐：
正盐和酸式盐。
碱金属碳酸盐和碳酸铵易溶于水，而他们相应的酸式碳酸盐溶解度较小，其他的碳酸盐难溶于水，而其相对应的酸式盐则溶解度较大。
（4）硅酸及其盐：
硅酸常以通式xSiO2.yH2O表示，其中x/y>
1的叫多硅酸，习惯上常用化学式H2SiO3代表，由可溶性硅酸盐与酸反应生成，初生硅酸是单分子的，缩聚成多硅酸，发生凝絮作用，生成硅酸凝胶，再经老化和洗涤，烘干即得硅胶。
硅胶：
白色稍透明的多孔性固体物质，吸附性，防潮。
硅酸钠：
Na2SiO3，水玻璃：
无机粘合剂。
（5）分子筛：
一类具有许多孔径均匀的孔道和内表面很大的孔穴的铝硅酸盐晶体，具有吸附作用，是高效干燥剂。
11.4高温结构陶瓷（省略，作为课外阅读材料）
11.5铝、锡、铅概述
铝在地壳中的含量居第三位，约占8％，锡、铅较少。
铝、锡、铅性质活泼，但表面有一层致密保护膜，故在空气中稳定。
属于两性元素。
11.6铝、锡、铅的重要化合物
11.6.1氧化物及其氢氧化物
氧化铝有两种变体：
γ-Al2O3:
由Al（OH）3脱水制得,是我们讲过的那种既可溶于酸，又可溶于碱的Al2O3。
α-Al2O3：
若将γ-Al2O3高温灼烧,则变成α-Al2O3，α-Al2O3既不溶于酸也不溶于碱.硬度仅次于金刚石，称为“刚玉”。
铝、锡、铅的氧化物及其氢氧化物都具有两性。
11.6.2氯化物
无水三氯化铝为无色晶体，在水中溶解度很大，并发生水解，并通过羟基交联缩合成无机高分子，无色或黄色树脂状固体，用于净化饮用水和工业废水处理。
二氯化锡在水中极易水解成白色碱式盐沉淀，常用作还原剂，能还原HgCl2为Hg2Cl2白色沉淀。
用这一反应可以检验溶液中是否含有Sn2＋的存在。
11.6.3硫化物
Al3+易极易水解，加于S2－于其溶液，得到沉淀的是Al（OH）3沉淀，不能得Al2S3。
SnS2、SnS、PbS均是难溶于水和稀酸的硫化物。
11.7氮族元素
11.7.1概述
包括：
氮、磷、砷、锑、铋。
本族元素的原子结构特点:
价电子层上有5个价电子，即nS2nP3。
性质：
随核电子数增加，本族元素的原子半径递增，电负性递减。
氧化态：
－3、＋3、＋5，但和电负性比较大的元素（如氟、氯、氧）结合时，氧化态主要为＋3和＋5。
氮无可利用的d轨道，只形成三卤化物无五卤化物。
未有M5+的离子化合物，形成M3－的可能性也小。
11.7.2氮气
N2分子是叁键结合，总键能高，故很稳定。
化学性质不活泼，常做保护性气体。
11.7.3氨及铵盐
氨：
特殊刺激气味的无色气体，存在氢键，极性分子，极易溶于极性溶剂，在常温下，1体积水可溶解约700体积的氨，其水溶液叫做氨水。
液氨汽化吸收大量的热，可作制冷剂。
氨在氧气中燃烧生成N2，在催化剂作用下，氧化为NO，氨中的氢可被活泼金属取代。
氨分子中有孤电子对，可进行加和反应。
铵盐是含有NH4+化合物的总称，绝大多数溶于水，主要特征是受热易分解。
但受热分解并非都有NH3放出。
11.7.4氮的氧化物
主要有：
N2O、NO、N2O3、NO2（N2O4）、N2O5,氮的氧化态依次为＋1、＋2、＋3、+4、+5，都有毒性。
NO是无色气体，极易被氧化为棕色NO2，NO2溶于冷水生成HNO2和HNO3，HNO2本身不稳定，在热水中可歧化为HNO3和NO。
11.7.5硝酸及其盐
硝酸：
纯硝酸为无色液体，沸点较低，挥发性酸，市售硝酸含易HNO3为68％～70％，受热或见光分解：
4HNO3＝2NO2＋O2＋H2O，故存放于棕色瓶中，避免阳光照射。
发烟硝酸：
溶有10％～15％NO2的浓硝酸（含有HNO380％）
硝酸是强酸也是强氧化剂，还原产物比较复杂，浓硝酸主要产物为NO2稀硝酸主要还原产物为NO，但如果是与活泼金属（如Zn、Mg）反应，主要产物为N2O,极稀硝酸与活泼金属（如锌）反应，主要产物为NH3（NH4＋）HNO3越稀，金属越活泼，HNO3被还原的氧化值越低。
Cu+4HNO3（浓）==3Cu（NO3）2+2NO2+2H2O
3Cu+8HNO3（稀）==3Cu（NO3）2+2NO+4H2O
4Zn+10HNO3（稀）=4Zn（NO3）2+N2O+5H2O
4Zn+10HNO3（极稀）=4Zn（NO3）2+NH4NO3+3H2O
钝化：
有些金属如铁、铝、铬等不溶于冷的浓硝酸，因为金属表面被浓硝酸氧化，生成了一层不溶于硝酸的致密氧化膜，即为钝化。
王水：
1体积硝酸与3体积盐酸组成的混合溶液。
硝酸盐的热分解大致分为三种类型：
1电化序位于Mg以前的金属硝酸盐，受热分解为相应的亚硝酸盐和氧气。
2电化序位于Mg、Cu之间的金属硝酸盐，受热分解为相应的氧化物并放出NO2和O2
3电化序位于Cu之后的金属硝酸盐，受热分解为相应金属单质并放出NO2和O2
一般硝酸盐分解都有O2放出，故可助燃。
11.7.6亚硝酸及其盐
亚硝酸是HNO2弱酸，由亚硝酸盐与稀硫酸反应制得。
亚硝酸极不稳定，如将其溶液加热则会分解。
亚硝酸盐绝大部分无色,易溶于水的固体（AgNO2浅黄色不溶）,有毒。
是致癌物质。
硝酸根NO3－及亚硝酸根NO2－离子的特征反应
NO3－+3Fe2++4H+==3Fe3++NO+2H2O
HNO2+Fe2++H+==Fe+NO+2H2O
两者都是在酸性介质中，被硫酸亚铁还原，但前者生成的NO再与过量的FeSO4生成棕色的FeSO4.NO，但后者在醋酸介质中与FeSO4作用不显色。
11.8磷及其化合物
11.8.1磷单质
磷单质：
黄磷（白磷）、红磷和黑磷，红磷和黑磷是巨分子结构，而黄磷是由P4分子构成的分子晶体，是正四面体结构。
黄磷的化学性质比氮气活泼得多，在空气中自燃，需保存在水中。
白磷放置或加热可以转变成红磷，红磷长期与空气接触也会发生缓慢氧化,生成极易吸水的氧化物,这就是红磷易潮解的原因.所以红磷应保存在密闭容器中
元素性质来说，氮的非金属性比磷强，但单质的性质除决定于元素性质外，还决定于分子结构，因此注意元素与单质的区别。
11.8.2磷的氧化物
P4分子中受弯曲应力的P－P键在O2分子的进攻下很易断裂,在每对P原子间嵌入一个氧原子,形成一个稠环分子的P4O6分子，接近球形，彼此之间易滚动，故P2O3分子有滑腻感。
白色吸潮性蜡状固体。
每个P上有孤对电子，还可以再结合氧，形成P4O10，又简称五氧化二磷。
P4O10是强脱水剂，是吸水性最强的干燥剂。
P4O10和水作用：
①水少、低温时：
P4O10+2H2O＝（HPO3）4 环偏磷酸
②水多时：
4HPO3+2H2O＝2H4P2O7 焦磷酸
③当有硝酸催化，热水H2O量大于P4O10的6倍时，很快的生成H3PO4
P4O10+6H2O=4H3PO4 正磷酸
11.8.3磷的含氧酸
（1）磷酸：
含氧酸中最稳定的酸，非挥发性酸，市售产品为粘稠液状，含H3PO483～98％，中强三元酸。
加热脱水成多磷酸。
（2）亚磷酸无色晶体，易溶于水，是二元酸，强还原剂。
11.8.4磷酸盐及多聚磷酸盐
磷酸盐有磷酸一氢盐和磷酸二氢盐，除碱土金属（锂例外）和铵盐以及碱土金属得磷酸二氢盐能溶于水外，其他的磷酸盐均不溶于水。
易溶的碱金属磷酸盐和磷酸一氢盐水解，溶液显碱性；
二氢盐水解显酸性。
几种磷酸根的鉴别：
另磷酸盐与过量的钼酸铵（NH4）2MoO4，在含有硝酸的水溶液中加热，慢慢析出黄色的磷钼酸铵沉淀，此反应可以用来鉴别PO43-
PO43-＋12MoO42－＋24H＋＋3NH4＋＝（NH4）3PO4.12MoO3↓＋12H2O
多聚磷酸盐中重要的有三聚磷酸钠Na5P3O10和六偏磷酸钠（NaPO3）6。
11.8.5磷的氯化物
有PCl3,PCl5,是磷在干燥得氯气中燃烧生成，氯气与过量磷反应生成PCl3。
PCl5为无色晶体，易分解为PCl3和Cl2。
11.9砷、锑、铋
11.9.1概述
砷、锑、铋在自然界主要以硫化矿存在，锑是我国丰产元素，储藏量居世界首位。
其单质是将矿石先焙烧成氧化物，然后再用碳还原。
As2O3（俗称砒霜）易升华而进入空气污染环境。
能与大多数金属形成合金和化合物。
可作为半导体材料。
11.9.2氢化物
砷、锑、铋都能形成有毒、有大蒜气味的气体氢化物。
稳定性依次降低。
BiH3在室温下几乎不能稳定存在。
11.9.3氧化物及其水合物
＋3价化合物：
As2O3、H3AsO3，两性偏酸，Sb2O3、Sb（OH）3，两性偏碱，Bi2O3，Bi（OH）3碱性。
＋5价化合物：
As2O5,Sb2O5,Bi2O5,H3AsO4,H3SbO4,HBiO3均为酸性物质
As2O5的氧化性最强，而H3AsO3则具有较强的还原性。
11.11氧和硫
11.11.1氧的单质
氧是活泼的非金属单质，但氧气O2分子的键能大，所以比较稳定。
臭氧O3是氧气的同素异形体，已知唯一偶极矩不为零的单质分子；
很强的氧化剂，具有杀菌能力。
11.11.2过氧化氢
俗称双氧水，分子式H2O2，分子中有一过氧键—O—O—，是极性分子，无色液体，密度比水大。
化学性质主要表现在:
A对热不稳定性
在常温无杂质的情况下，分解速度不快。
重金属离子、碱性介质、加热、曝光都能加快双氧水分解2H2O2＝2H2O+O2
B氧化还原性
既有氧化性又有还原性，在酸中,碱中氧化性都很强，但酸性介质中的氧化性大于碱性介质中的氧化性。
而在碱性介质中，双氧水的还原性则较为显著。
C弱酸性
在水溶液中，可微弱的解离出，故显弱酸性。
H2O2＝H＋+HO2－Kθ＝1.55×
10－12（293K）
11.11.3硫单质
单质硫有多种同素异形体，主要的是斜方硫和单斜硫，结构单元是一S8分子。
11.11.4硫化氢和金属硫化物
（1）硫化氢：
无色带有臭鸡蛋气味的有毒气体，饱和水溶液的浓度约为0.1mol/L，其水溶液为硫氢酸，二元弱酸，在空气中具有还原性。
其溶液在空气中放置一段时间会出现白色浑浊（析出硫）。
反应式如下：
2H2S+O2=2H2O+2S
H2S在空气中燃烧会生成SO2和H2O。
（2）金属硫化物：
大多数为黑色，根据溶解度主要分为三类：
P224
A溶于水的硫化物：
如（NH4）2S
B不溶于水，但溶于稀酸的硫化物：
如FeS
C既不溶于水又不溶于稀酸的硫化物:
如CuS、PbS
大多数金属硫化物具有特征颜色，利用其溶解性和颜色可以初步鉴别各种金属离子。
11.11.5多硫化物
碱金属和碱土金属硫化物的水溶液与硫共沸，可得到多硫化物，如
Na2S＋（x-1）S＝Na2Sx
多硫离子具有氧化性，多硫化物和酸反应生成H2Sx，但不稳定分解为H2S和S。
11.11.6二氧化硫、亚硫酸及其盐
二氧化硫是一种具有刺激性气味的气体，容易被液化，液态SO2是一种很好的溶剂，既显还原性又显氧化性，但以还原性为主。
SO2是溶于水即为亚硫酸，H2SO3是二元弱酸，亚硫酸只存在于水溶液中，具有还原性。
用作漂白剂。
除碱土金属的亚硫酸正盐外，其余几乎不溶于水，而酸式亚硫酸盐则大多溶于水，亚硫酸盐溶液具有还原性，容易被氧化成硫酸盐。
亚硫酸钠用过还原剂。
11.11.7硫酸及其盐
纯硫酸为无色稠状液体，市售硫酸含H2SO498％，密度1.84g.cm-3,c（H2SO4）＝18mol.L-1，浓硫酸具有强腐蚀性和危害性，强吸水性可作干燥剂。
稀硫酸不显氧化性，但热的浓硫酸具有很强氧化性，能溶解铜。
Fe＋H2SO4（稀）==FeSO4＋H2↑
Cu＋2H2SO4（浓）==CuSO4＋SO2＋2H2O
C＋2H2SO4（浓）==CO2＋2SO2＋2H2O
硫酸盐有正盐和酸式盐两类，酸式硫酸盐大多溶于水，但正盐中除CaSO4、SrSO4、BaSO4、PbSO4等不溶于水外，其余都溶于水。
含结晶水的硫酸盐通常成为矾。
硫酸盐对热一般较稳定，但一些重金属的硫酸盐，如CuSO4在强热时会分解为金属氧化物和SO3。
如CuSO4＝CuO＋SO3
K＋Na＋NH4＋的硫酸盐易分别与Al3＋Cr3＋Fe3＋的硫酸盐生成复盐，如明矾K2SO4.Al2（SO4）3.24H2O。
11.11.8过硫酸及其盐
含氧酸分子中含有过氧键者称为过酸，如K2S2O8、（NH4）2S2O8很强的氧化剂。
11.11.9硫代硫酸钠
五水硫代硫酸钠Na2S2O3.5H2O俗称大苏打或海波，易溶于水，溶液呈弱碱性，在中性、碱性溶液中稳定，在酸性溶液中易分解为S、SO2、H2O。
Na2S2O3中的硫平均氧化态为＋2价。
可失去电子故显还原性。
Na2S2O3+Cl2+H2O==Na2SO4+S+2HCl
Na2S2O3+4Cl2+5H2O==2H2SO4+2NaCl+6HCl
11.11.10连二亚硫酸钠
含氧酸中成酸元素的两个原子或两个以上原子直接相连者，称为连某酸，
连二亚硫酸钠的二水盐Na2S2O4·
2H2O，称保险粉，在无氧条件下发生岐化反应，受热易分解。
还原性极强。
是印染工业中非常重要的还原剂。
11.12卤素
11.12.1概述
卤素位于周期表第17（Ⅷ）族,价层电子构型nS2nP5，包括F、Cl、Br、I、At五种元素，因它与稀有气体外层的8电子稳定结构只差一个e，卤素都有获得一个电子以X-负一价离子的形式存在于矿石和海水中。
原子结构和主要性质如下：
元素符号
F
Cl
Br
I
价电子层结构
2S22P5
3S23P5
3d104S24P5
4d105S25P5
主要氧化数
–1,0
–1,0,+1,+3,
+4,+5,＋6，+7
+5，＋6，+7
+5,+7
电子亲和能/
（KJ.mol－1）
322
348.7
324.5
295
分子离解能/
（KJ.mol－1）
155
240
190
149
电负性（Pauling）
3.96
3.16
2.96
2.66
卤素在同周期中表现出最强的非金属性。
卤素的核电荷和原子半径都从上到下依次增加，故非金属性由氟到碘逐渐减弱。
氟在所有元素中非金属性最强。
只有-1的氧化态。
11.12.2卤素单质
卤素单质是双原子的非极性分子，卤素分子内原子间以共价键相结合，分子间仅存在微弱的分子间作用力（色散力），所以熔点、沸点都不高，卤素的气体或蒸汽都具有强烈的刺激性臭味和毒性。
卤素难溶于极性溶剂，易溶于非极性的有机溶剂。
卤素单质最突出的性质是氧化性，其氧化性强弱顺序为：
F2>
Cl2>
Br2>
I2
卤素与水反应有两种类型：
一是置换水中的氧；
二是被水分解。
卤素化学性质活泼，大都以卤化物的形式存在。
11.12.3卤化氢和卤化物
卤化氢均为无色气体，具有刺激性臭味，他们熔点沸点除HF相对特别高外，按HCl、HBr、HI的顺序升高，液态卤化氢不导电，不显酸性，表明它们是共价化合物，其水溶液称为氢卤酸，HF是弱酸，其余皆是强酸，酸性的强弱顺序为HF<
HCl<
HBr<
HI，氢卤酸中的X-具有还原性。
卤化氢的制备，除HCl可用H2和Cl2直接合成外，其余均用卤化物制取相应的卤化氢。
大多数金属卤化物溶于水，但AgX（X=Cl、Br、I），PbX2,Hg2X2，CuX则难溶于水。
大部分非金属卤化物遇水发生完全水解。
11.12.4卤素的氧化物P236
大多数卤氧化物是不稳定的，振动、撞击或有还原剂存在时都有可能发生爆炸。
其中I2O5的稳定性最高，用途较广的是Cl2O5，一种相当强的氧化剂，腐蚀性很强。
11.12.5卤素含氧酸及其盐
氟的电负性最大，不能形成含氧酸，其他卤素都可形成如下所示通式的含氧酸。
随着成酸元素的氧化态升高，酸性增强；
卤素氧化态相同的含氧酸，随着卤素原子序数增大而酸性变弱。
氯的含氧酸都是强氧化剂。
次氯酸对热很不稳定，易分解为HCl和O2，仅在稀溶液中存在。
受热会发生歧化反应。
氯酸是强酸又是强氧化剂；
通Cl2于热水中即有氯酸生成。
通Cl2于热烧碱中即有氯酸钠生成
高氯酸是最强酸之一，也是一种强氧化剂。
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