第十章非金属元素(一)氢

1、第十章 非金属元素（一）氢 稀有气体 卤素第一节 氢第二节 稀有气体第三节 卤族元素第四节 拟卤素第一节 氢.氢在自然界中的分布 三种同位素：11H；12H； 13H.氢的成键特征 1.离子键；2.共价键；3.独特的键形1-1 氢的性质 物理性质：H2是无色、无臭的气体，易燃，难液化。化学性质：(1)与卤素或氧的反应 2H2 + O2 2H2O(2)与金属氧化物或金属卤化物的反应 WO3 + 3H2 W + 3H2O (3)与CO的反应 CO + 2H2 CH3OH1-2 氢的制备1. 实验室制备 Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 2. 电解法 阴极 2H2O +2e- H2 + 2

2、OH- 阳极 4OH- O2 + 2H2O +4e-3. 工业生产 C(赤热) + H2O（g） H2(g) + CO(g)4. 石油化学工业 C2H6(g) CH2=CH2(g) + H2(g)第二节 稀有气体.稀有气体: He Ne Ar Kr Xe Rn.价电子构型：ns2np6.稀有气体的物理性质He Ne Ar Kr Xe Rn 第一电离能 大 小 mp. bp. 小大 水中溶解度 小大 气体密度 小 大 第三节 卤族元素卤素(VIIA) F Cl Br I价电子构型: 2s22p5 3s23p5 4s24p5 5s25p5共价半径/pm 58 99 114 133电负性: 4.00

3、 3.00 2.80 2.50第一电离能: 1681 1251 1440 10083-1 卤素单质1. 物理性质: F2 Cl2 Br2 I2室温聚集态 g g l s分子间力 小 大 b.p./ -188 -34.5 59 183 m.p/ -220 -101 -7.3 113颜色 浅黄 黄绿 红棕 紫2. 化学性质卤素单质性质变化: F2 Cl2 Br2 I2 2.87 1.36 1.065 0.535 单质氧化性: 大 小X-还原性:小 大结论: 1).体现非金属性 2).单质呈双原子分子（1） 一金属、非金属作用F2能与所有的金属、以及除O2和N2以外的非金属直接化合，它与H2在低温暗

4、处也能发生爆炸。 Cl2能与多数金属和非金属直接化合，但有些反应需要加热 Br2和I2要在较高温度下才能与某些金属或非金属化合(2)与水、碱的反应 卤素与水可发生两类反应：F2与水反应主要按式进行，能激烈放出O2。Cl2与水主要按式发生歧化反应，生成盐酸和次氯酸，后者在日光照射下可以分解出O2。Br2和I2与纯水的反应极不明显，只是在碱性溶液中才能显著发生类似的歧化反应。 Br2 + 2KOH KBr + KBrO + H2OI2 + 6NaOH 5NaI + NaIO3 + H2O注：氯水、 溴水、碘水的主要成分是单质。(3) 卤素间的置换反应 卤素单质从F2到I2氧化性质逐渐减弱，前面的卤

5、素可以从卤化物中将后面（非金属性较弱）的卤素置换出来。例如： Cl2 + Br- 2Cl- + Br2另一类置换反应： I2 + ClO3- IO3-+ Cl2Br2 + ClO3-， BrO3- + Cl23. 卤素单质的制备（氧化手段的选择）. F2 (g)电解: . Cl2 (g)的电解(工业):氧化还原法(实验室):. Br2 ()氧化剂:反歧化:. I2 (s)氧化剂: 工业上：3-2 卤化氢和氢卤酸常温下,卤化氢都是无色具有刺激性气味的气体。卤化氢性质的比较 HF HCl HBr HI 分子极性6373.75 2.76 1.49 -83.55 -114.22 -86.88 -50.

6、80 熔点 -19.51 -85.05 -66.73 -35.36 沸点 -271 -92.3 -36.4 -26.5 稳 定分解温度/ >1500 1000 300 性键能/kJ·mol-1 565 431 364 299 （1）氢卤酸的酸性 弱 强 （2）氢卤酸的还原性 F- Cl- Br- I- (3) HF的特殊性 氢氟酸能与二氧化硅或硅酸盐反应生成气态SiF4 SiO2 + 4HF SiF4­ + 2H2O CaSiO3 + 6HF CaF2 + SiF4­ + 3H2O 利用这一特性，氢氟酸被广泛用于分析化学上来测定矿物或钢板中SiO2的含量。用

7、于在玻璃器皿上刻蚀标记和花纹。2.氢卤酸的制备(1) HCl直接合成法(2) HF（3）HBr和HI卤化物水解不能用复分解反应 （X=Br,I）3-3卤化物.卤化物: 卤素与电负性比较小的元素生成的化合物。卤化物又可分为金属卤化物和非金属卤化物两大类。(1) 键型与熔、沸点 非金属如硼、碳、硅、氮、磷等的卤化物它们都是以共价键结合,具有挥发性,有较低的熔点和沸点。.金属卤化物 ： 随着金属离子半径减小和氧化数增大，同一周期各元素的卤化物自左向右离子性依次降低，共价性依次增强。而且，它们的熔点和沸点也依次降低。.同一金属的卤化物随着卤离子半径的增大,变形性也增大,按F-CI-Br-I-的顺序其离

8、子性依次降低,共价性依次增加。例如：卤化钠的熔点和沸点的变化  NaF NaCl NaBr NaI熔点/K 1206 1074 1020 934沸点/K 1968 1686 1663 1577（2）其它性质:性质: 离子型 共价型熔点: 高 低溶解性: 大多易溶于水 易溶于有机溶剂导电性: 水溶液,熔融导电 无导电性水解性: 对应氢氧化物不是强碱的 易水解，产物为两种酸，如都易水解，产物为氢氧化物或碱式盐 BX3,SiX4,PCl3 此外，卤离子能与多数金属离子形成配位化合物。2. 卤化物的制备(1)金属与卤素直接化合 要求金属和生成物的熔点、沸点都比较低，或易于升华。如制备HgCl

9、2、AlCl3等。（2）金属与氢卤酸反应 适于制取金属活泼顺序表中位于前面的金属卤化物。（3）氧化物、氢氧化物或无机盐与氢卤酸反应 这是利用中和反应或复分解反应制备卤化物的有效方法。3-4 氯的含氧酸及其盐次氯酸及其盐 将Cl2通入水中可生成次氯酸(HClO)，次氯酸是一种弱酸，且很不稳定，只能以稀溶液存在。它可按三种方式分解： (1) 2HClO 2HCl + O2 (2) 2HClO Cl2O + H2O (3) 2HClO 2HCl + HClO3 次氯酸钠（NaClO） 做漂白剂 制备： 6NaOH + Cl2 NaClO + NaCl + H2O漂白粉是Ca(ClO)2 .2H2O和

10、CaCl2 .Ca(OH)2. H2O的混合物 制备： Cl2 + 3Ca(OH)2 + H2O Ca(ClO)2 .2H2O + CaCl2. Ca(OH)2. H2O 2. 亚氯酸及其盐 亚氯酸HClO2很不稳定,但氯酸盐比HClO2稳定得多,工业级NaClO2为白色结晶，也是一种高效漂白剂及氧化剂。3. 氯酸及其盐 HClO3是强酸，也是一种强氧化剂，但氧化能力不如HClO2和HClO。 KClO3是最重要的氯酸盐。它在碱性或中性溶液中氧化作用很弱，在酸性溶液中则为强氧化剂。 2KClO3 2KCl + 3O2 催化剂 4KClO3 3KClO4 + KCl KClO4 KCl + 2O2 注： KClO3与有机物或可燃物混合，受热、特别是受到撞击极易发生燃烧或爆炸。它做火柴头中的氧化剂。4. 高氯酸及其盐 HClO4是已知酸中最强的酸，浓热的HClO4是强的氧化剂，遇到有机物质会发生爆炸性反应，但稀冷的HClO4溶液几乎不显氧化性。 HClO4的制备： KClO4 + H2SO4（浓） KHSO4 + HClO4高氯酸盐一般是可溶的，但Cs+、Rb+、K+及NH4+的高氯酸盐的溶解度都很小。高氯酸盐的水溶液几乎没有氧化性，但固体盐在高温下能分解出氧。 小结：氯的各种含氧酸性质的比较HClO HClO2 HClO3 HClO