第十四章 非金属元素选述（课件）- 《无机及分析化学(第二版)》同步教学（高教版）

知识目标： 了解卤素单质及其化合物的物理性质；理解它们性质变化规律，掌握它们的单质及其重要化合物的化学性质和用途； 了解氧、硫、硒单质及其化合物的物理性质；理解它们性质变化规律；掌握它们的单质及其重要化合物的化学性质和用途； 了解氮、磷、砷单质及其化合物的物理性质；理解它们性质变化规律；掌握它们的单质及其重要化合物的化学性质和用途； 了解碳、硅、硼单质及其化合物的物理性质；理解它们性质变化规律；掌握它们的单质及其重要化合物的化学性质和用途； 第十四章 非金属元素选述 能力目标： 能说出重要非金属元素单质及化合物的性质及其主要用途； 能解释与上述物质化学性质相关的实际问题； 能说出重要金属元素及其化合物的药用价值； 能说出重要离子的鉴定方法。 第一节 卤素及其化合物 一、卤素的通性 元素周期表中的VIIA族元素称为卤族元素，包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)五种元素。在自然界中都以盐的形式存在。 卤素的价层电子构型为ns2np5，是典型的非金属，且族内元素性质十分相似，随原子序数的增加其原子半径，离子半径递增，而元素的电负性递减。 二、卤素单质 卤素单质为双原子分子，分子间以色散力结合，随着原子序数的增加，色散力增加熔点、沸点依次升高。常温下F2和Cl2是气体，Br2是液体，I2为易升华的固体。 卤素为非极性化合物，故难溶于水等极性溶剂，易溶于乙醇、三氯甲烷等有机溶剂，卤素单质均有颜色，Br2溶于以上溶剂，颜色随着Br2浓度增大由黄色到棕色。I2溶于以上溶剂，以有力的分子形态存在，溶液呈紫色。 I2易溶于KI或其他可溶性碘化物溶液，是由于I2与I-生成易溶于水的加合物I3- 。 I2的溶解度越大，溶液的颜色越深。 卤素单质的化学性质 卤素单质的活泼性很强，主要的性质是氧化性，反应活性随F2＞Cl2 ＞ Br2 ＞ I2递减。 1. 与金属和非金属的反应 F2可与除O2、He、Ne和Ar外几乎所有的单质作用，大多数反应非常剧烈。Cl2也可以发生反应，但活泼性差些。Br2及I2的反应活性小于Cl2，常温下只能与活泼金属作用，与其他金属反应需加热。 2. 与H2的反应 卤素单质可以与氢单质直接化合，但氟与氢作用激烈，氯在暗处室温下发生反应较慢，溴和碘在一定条件下才能反应。 3. 置换反应 置换反应有两种情况，一般的取代反应为: Cl2+2Br-=Br2+2Cl- 利用卤素及相应离子的电极电势大小判断反应进行的方向。特殊的置换反应，实质是氧化还原反应。如： I2+2ClO3-=Cl2+2IO3- 4. 与H2O的反应 卤素单质与水可以发生如下的两类反应： 对水的氧化反应： 2X2+2H2O=4H++4X-+O2 X2是氧化剂，中性条件下，卤素单质反应速率不一致，氟较激烈，Cl2较缓慢，I2与H2O不反应。 (2) 卤素在水中的歧化反应： X2+H2O=H++X-+HXO F2不发生反应，Cl2可反应，但是不完全。升温及碱性介质有利于歧化反应。 三、卤素的氢化物和氢卤酸 卤化氢和氢卤酸 A: 制备 实验室用浓硫酸和氯化钠或氟化钠制取HCl和HF: 2NaF+H2SO4=Na2SO4+2HF NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl 由于会发生氧化还原反应，故本法不宜用来制备HBr及HI，而用磷酸代替硫酸制备 HBr和HI 。 B: 性质 卤化氢通产情况下是具有刺激性气味的无色气体，易溶于水，空气中与水结合而发 烟。 卤化氢的性质一般按照HF-HCl-HBr-Hi的次序成规则性变化，但是由于HF分子间存 在氢键，熔点、沸点均较高。 卤化氢是极性分子，易溶于水形成氢卤酸。氢卤酸具有还原性，能与金属离子作用 生成难溶于水的金属卤化物、除氢氟酸外其他均为强酸。 2. 卤化物 卤素与颠覆性较小的元素组成的化合物称为卤化物。 一般卤化物并不显示出特殊的颜色(除非金属离子有颜色)，但碘化物除外，如AgI微 黄色，HgCl2为红色，卤化物的主要性质表现为共价卤化物的水解和卤负离子的 配位作用： FeCl3+3H2O=Fe(OH)3+3HCl BCl+3H2O=H3BO3+3HCl 卤素的含氧酸及其盐 次氯酸及其盐 氯气和水作用生成次氯酸和盐酸： Cl2+H2O=HClO+HCl 为加速反应，得到浓度较大的次氯酸，可往绿水中加入HgO、CaCO3等可与 HCl作用的物质。 常温下HClO具有刺鼻的气味，其稀溶液无色，浓溶液显黄色，主要化学性质 表现为不稳定性和强氧化性。 次氯酸在溶液中的分解有两种方式： 2HClO=2HCl+O2 3HClO=2HCl+HClO3 (2) 氯酸及其盐 氯酸可由氯酸钡与稀硫酸反应制得：： Ba(ClO3)2+H2SO4=BaSO4+2HClO3 氯酸仅可存在于溶液中，若将其含量提高