第十章非金属元素(一)氢

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三三种种同同位位素素：：1111HH；；1122HH；；1133HH.氢的成键特征11..离离子子键键；；22..共共价价键键；；33..独独特特的的键键形形11--11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：((11))与与卤卤素素或或氧氧的的反反应应22HH22++OO22→→22HH22OO((22))与与金金属属氧氧化化物物或或金金属属卤卤化化物物的的反反应应WWOO33++33HH22→→WW++33HH22OO((33))与与CCOO的的反反应应CCOO++22HH22→→CCHH33OOHH1-2氢的制备1.实验室制备ZZnn++HH22SSOO44→→ZZnnSSOO44++HH22↑↑2.电解法阴极2H2O+2e-→H2↑+2OH-阳极4OH-→O2↑+2H2O+4e-33..工工业业生生产产CC((赤赤热热))++HH22OO（（gg））→→HH22((gg))++CCOO((gg))4.石油化学工业CC22HH66((gg))→→CCHH22==CCHH22((gg))++HH22((gg))第二节稀有气体.稀有气体:HeNeArKrXeRn.价电子构型：ns2np6.稀有气体的物理性质HeNeArKrXeRn第一电离能大小mp.bp.小大水中溶解度小大气体密度小大：/V)/XX(2E第三节卤族元素卤素(VIIA)FClBrI价电子构型:2s22p53s23p54s24p55s25p5共价半径/pm5899114133电负性:4.003.002.802.50第一电离能:16811251144010083-1卤素单质1.物理性质:F2Cl2Br2I2室温聚集态ggls分子间力小大b.p./℃-188-34.559183m.p/℃-220-101-7.3113颜色浅黄黄绿红棕紫2.化学性质卤素单质性质变化:F2Cl2Br2I22.871.361.0650.535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222O4HXOH2XHXHXOOHX22①②22电解2FH2KF2KHF2NaOHClHO2H2NaCl22电解2O2H(g)ClMnCl4HClMnO22222ClBr2BrCl22O3H3Br6H5BrBrO223(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①式进行，能激烈放出O2。Cl2与水主要按②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②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-+Cl2↑Br2+ClO3-，→BrO3-+Cl2↑3.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(ｌ)氧化剂:反歧化:2ClI2I)(Cl22适量12H10Cl2IOI5ClO6H322O2HIMn2IHMnO2222OH3HSO2SOI5HSO2IO2424233m)c/(1030μCp/moCp/bo1mfmol/kJHΔ.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HFHClHBrHI分子极性↓6．373.752.761.49-83.55-114.22-86.88-50.80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/℃15001000300性键能/kJ·mol-1565431364299（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SiF4SiO2+4HF＝SiF4+2H2OCaSiO3+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。用于在玻璃器皿上刻蚀标记和花纹。2.氢卤酸的制备2HClHClhv2242C50042SONa2HCl)浓(SOH2NaClO2HFCaSO（浓）SOHCaF442233233323POH3HIO3HPIPOH3HBrO3HPBr442NaHSOHCl)浓(SOHNaCl(1)HCl直接合成法(2)HF（3）HBr和HI卤化物水解33223322PO3H6HIO6H3I2PPO3H6HBrO6H3Br2P不能用复分解反应442KHSOHX（浓）SOHKX（X=Br,I）O2HBrSO（浓）SOHHBr22242O4H4ISH（浓）SOH8HI22242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NaFNaClNaBrNaI熔点/K120610741020934沸点/K1968168616631577（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HgCl2、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CaCl2.Ca(OH)2.H2O的混合物制备：Cl2+3Ca(OH)2+H2O→Ca(ClO)2.2H2O+CaCl2.Ca(OH)2.H2O2.亚氯酸及其盐/V)X/(氧化型E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HClOHClO2HClO3HClO4酸性：↑稳定性:↑不稳不稳相对稳定稳定可得40%溶液可得固体1.491.571.451.38氧化性↓(除HClO2)第四节拟卤素某些由非金属元素形成的原子例如CN、OCN、SCN等，它们能自相结合成分子如氰（CN）、氧氰（OCN）、硫氰（SCN），这些物质与卤素的性质相似，故称为拟卤素或类卤素。自学：拟卤素与卤素的性质异同点