null主族元素选论**主族元素选论null**10-1 S 区元素
10-2 p 区元素主族元素 10-1 S 区元素 ** 10-1 S 区元素 一、 概述
二、 单质的物理性质和化学性质
三、 化合物
四、 锂铍的特殊性与 对角线
规则
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一、概述**一、概述碱金属(IA ): ns1
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
碱土金属(IIA ): ns2
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra都是活泼金属元素 null**
原子半径增大
金属性、还原性增强
电离能、电负性减小
IA IIA
Li Be
Na Mg
K Ca
Rb Sr
Cs Ba
原子半径减小
金属性、还原性减弱
电离能、电负性增大null** Li Na K Rb CsBe Mg Ca Sr Ba 二、 单质的物理性质和化学性质null**1、 元素的存在形式
大多以矿物形式存在:锂辉石:LiAl(SiO3)2 ；钠长石:Na(AlSi3O8)
钾长石:K(AlSi3O8)；绿柱石:Be3Al2(SiO3)6
菱镁矿:MgCO3；石膏：CaSO4·2H2O
萤石:CaF2；大理石:CaCO3
天青石：SrSO4；重晶石:BaSO4
明矾石：K(AlO)3(SO4)2 · 3H2O
光卤石：KCl ·MgCl2 ·6H2Onull**Li Na K Ca Sr Ba2、焰色反应null**3、单质的物理性质:有金属光泽
密度小
硬度小
熔点低
导电、导热性好null**4、单质的化学性质活泼金属元素与H2化合离子型化合物
(除Be、Mg)与O2反应正常氧化物过氧化物 超氧化物与H2O反应氢氧化物 +H2
(除Be、Mg)与电负性较大的元素化合离子型化合物null**Li2O Na2O2 KO2 RbO2 CsO2
BeO MgO CaO SrO Ba2O2 Li2ONa2O2KO2单质在空气中燃烧，形成相应的
正常氧化物、过氧化物或超氧化物镁带的燃烧MgOnull**与水反应 2M + 2H2O → 2MOH + H2（g）Li Na K三、化合物**三、化合物1、氢化物
除Be,Mg以外，S区元素的单质可与氢气直接化合，均生成离子型化合物MH或者MH2(其中H - ) S区元素氢化物有3个特点：不稳定性
强还原性
形成配位氢化物null**(1)不稳定性
除了LiH以外，其余的均不到熔点都已分解。
LiH可加热到熔点（688℃）也不分解。null**(2) 强还原性 ，氢化物都是很好的还原剂 钛的冶炼: 剧烈水解:null**正常氧化物 (O2-)
过氧化物 (O2- )
超氧化物 (O22- )2、氧化物null**(1) 正常氧化物(O2-) 氧化物溶于水(与水反应)生成氢氧化物，是强碱。null** 除Be,Mg外，S 区元素均可以形成过氧化物。 (2) 过氧化物(O22-)过氧化物一般都是强氧化剂
如： Na2O2 + 2H2O == 2NaOH + H2O2
3 H2O2＋2 Cr3+＋10 OH-＝2CrO42-＋8H20过氧化物可以用来制备氧气
如： Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2
(制备氧气)null**(3) 超氧化物(O2-)超氧化物中有一个超氧离子，其结构为：超氧离子中有一个σ键和一个三电子π键。碱金属中K,Rb,Cs在空气中燃烧即可形成超氧化物。null**可与水反应生成氧气和过氧化氢:
2KO2 ＋ 2H20 ＝2KOH ＋H2O2 ＋O2 超氧化物均为强氧化剂也可以与 CO2 等反应，产生氧气:
4KO2＋2CO2＝2K2CO3＋O2
(急救器中制备氧气)null**小结：氧化物的化学性质(1) 与H2O的作用:(2)与CO2的作用：null**3、氢氧化物（除BeO）(1)酸碱性 LiOH NaOH KOH RbOH CsOH
中强 强 强 强 强
Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
两性 中强 强 强 强null**碱金属氢氧化物易溶于水；
碱土金属氢氧化物的溶解度从上到下依次增大。(2) 溶解度null** R ＝ [Men+ ]， 即 R 为 n 价中心离子。
R-OH可以是 NaOH ,Mg(OH)2 ,HClO4 ,H2SO4 等。
上述各分子中都含有R-O-H形式的基团。(3) R-OH理论 R-O-H 基团在断键时可以有两种情况，即：null** 假如R正电荷高，半径小，即Z/R值大，则进行酸式离解；如 H2SO4 。
假如R正电荷低，半径大，即Z/R值小，则进行碱式离解 。如 NaOH 。一般：null**一般含氧酸的酸性递变规律为：
▲ 同一元素：氧化值越高，酸性越强。
如：HClO
表
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中它右下方的另一元素具有的相似性超过了同族元素。第二周期
第三周期极化力 电荷数 极化力r极化力相近Li和Mg的相似性Li和Mg的相似性1).锂与镁的沸点较为接近：
2).锂和镁在过量氧气中燃烧只生成对应的氧化物：
4Li+O2===2Li2O
2Mg+O2===2MgO
并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢燃烧燃烧null 3 ).锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成氢氧化物难溶于水附于金属表面而阻碍反应的进行；
4).碱金属中只有锂能直接与C反应生成Li2C2，同样镁也容易生成Mg2C3 ，这些碳化物与水发生类似的反应：
Li2C2+2H2O=LiOH+C2H2
Mg2C3+4H2O=2Mg(OH)2+C3H4
此类反应说明它们是离子化合物null5).碱金属中只有锂在室温下就能与氮反应生成Li3N，同样镁也能与氮比较容易的发生反应生成Mg3N2;
6).碱金属硝酸盐的热分解中只有硝酸锂的反应类型特殊，但是与硝酸镁的一致，反应式如下：
LiNO3===Li2O+O2+4NO2
2NaNO3=== 2NaNO2+O2
Mg(NO3)2===2MgO+4NO2+O2△△△null7).在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶的，相应的镁盐也难溶于水：
8).氯化锂和氯化镁均能溶于有机溶剂中，表现出共价性；null下列有关碱金属铷(Rb)的叙述中，正确的是 ( )
A.灼烧氯化铷时，火焰有特殊颜色
B.硝酸铷是离子化合物，易溶于水
C.在钠、钾、铷三种单质中，铷的熔点最高
D.氢氧化铷是弱碱AB10-2 P 区元素**10-2 P 区元素一、概述
二、硼族元素
三、碳族元素
四、氮族元素
五、氧族元素
六 、卤 素nullFe：________________________( 色烟) 2Fe＋3Cl2 2FeCl3Cu：______________________( 色烟) Cu＋Cl2 CuCl2棕褐棕黄H2＋Cl2 2HCl苍白Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O Cl2＋2KI===2KCl＋I22FeCl2＋Cl2===2FeCl3SO2＋Cl2＋2H2O===H2SO4＋2HCl与金属 与非金属(如H2)： ( 色火焰)
与H2O：____________________________
与碱(如NaOH)：________________________________与还原
性物质 KI溶液：_______________________
FeCl2溶液：________________________
向氯水中通入SO2：__________________
____________________null 提示 现象是先变红后褪色。不能用pH试纸测定，因为氯水中的HClO能将pH试纸漂白。 nullnull** 思考2. 结合反应Cl2＋H2O HCl＋HClO及久置Cl2水成份变化情况。解释用排饱和食盐水除去Cl2中混有的HCl 思考3. 结合反应Cl2＋H2O HCl＋HClO思考如何制备较高浓度的HClO？nullBr2＋2OH－===Br－＋BrO－＋H2O。2Na＋Br2===2NaBr、2Fe＋3Br2 === 2FeBr3。Br2＋2Fe2＋===2Fe3＋＋2Br－、Br2＋SO＋H2O===SO＋2H＋＋2Br－null 提示 ①卤素单质和H2反应的条件及氢化物的稳
定性：例如F2和H2在暗处即能爆炸(剧烈反应)，H2和
Cl2光照能爆炸，而Br2和H2则加热才能发生反应等，
且生成的氢化物的稳定性从HF至HI越来越差。
②Cl2能从KBr、NaI溶液中置换出Br2、I2；Br2能从
NaI溶液中置换I2，而不能从NaCl溶液中置换Cl2等。Fe＋I2 === FeI2、 2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2。null 提示 这是由原子结构决定的，从F―→I，原
子的最外电子层都有7个电子，都易得1个电子形成
稳定结构，而原子半径越来越大，得电子能力逐渐
减弱，故所形成的单质具有相似性和递变性。 3.卤素单质的特性
(1)F2能否从水溶液中置换出其他卤素单质？为什么？ 提示 常温下，F2与水剧烈反应：2F2＋2H2O
===4HF＋O2，故不能从水溶液中置换其他卤素单质。null 某化学课外小组为了探究卤素单质及化合物的性质，选用以下仪器和药品进行实验，请你帮助完成实验仪器的组装并回答问
题
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。nullnull答案 C null** P区元素主要是指IIIA~VIIA族元素，它包括了全部非金属元素。一、 概述1、元素通性
（1）原子半径
从左向右依次减小；从上向下依次增大。
但是，第四周期比第三周期增加不多(或相近)。
p301 表8.5 (d区影响) 第六周期与第五周期相当接近。(镧系收缩的影响)null**（2）氧化态及其稳定性
价电子构型：ns2np1-5
P区元素（除F以外）均有多种氧化态。 同时从左向右氧化态种数依次增多，最高氧化数提高，并等于族数。
例：氯，+1，+3，+5，+7，-1，0等 低氧化态：在周期表中从上向下稳定性依次提高；
高氧化态：在周期表中从上向下稳定性依次降低。
(惰性电子对效应)null**（3）单质分子键能
一般规律为：同族元素从上向下共价键能依次减弱；
但是：第二周期反常，其键能小于第三周期。
(第二周期反常) 2、 p区元素性质的递变规律**2、 p区元素性质的递变规律（1） 氢化物性质的递变规律null**键能：从左到右递减，所以化合物热稳定性递减；
键的极性：从左到右递减，所以从离子化合物过渡到共
价化合物；
晶形：从左到右从离子型过渡到分子型。
原因是各中心离子的电荷数递增，离子半径递减，对卤离子的极化作用递增，从而使离子极化影响递增的结果。（2） 卤化物性质的递变规律null**以第三周期元素的氟化物为例null**以第四周期元素的氢氧化物或含氧酸为例（3） 氢氧化物和含氧酸性质的递变规律null**内因： 中心原子R的电负性↑
中心原子R的半径↓
中心原子R对OH中氧的吸引力↑
使OH中氧原子的电子云密度↓，H易离解，酸性↑推论： 含氧酸缩合程度越大，酸性越强。
HIO4>H5IO6， H2S2O7>H2SO4 null**d区影响
从第四周期起，在S区和P区元素之间增加了d 区元素
因此第四周期P区元素的原子半径比第四周期S区元素的原子半径明显缩小，而与第三周期相应P区元素的原子半径接近。从而出现一系列特异性质。例如：溴酸、高溴酸氧化性均比其它卤酸、 高卤酸强。
Ga的金属性比Ca弱很多等等。null**镧系收缩
第六周期 ⅢB族La 以后有14个f区元素，其原子半径也是从左向右依次递减。
所以从 ⅢB的镧(La)到 ⅣB的铪(Hf),原子半径已经小了许多。以至第六周期其余B族元素的原子半径与第五周期相应B族元素的原子半径十分相似，这就是所谓的镧系收缩。 镧系收缩对第六周期B族元素的性质影响很大，它主要使得第六周期B族元素的许多性质与第五周期B族相应元素十分相似。null**惰性电子对效应
同族元素(主要是针对ⅣA族元素)从上到下，低氧化态化合物比高氧化态化合物稳定的现象。
例：Si(II)Pb(IV) 一个元素的周期数越高，其原子最外层电子的S电子云就钻得越深，所以这一对S电子也就越稳定而不易失去。这就叫钻穿效应。
由于钻穿效应的存在，6S电子就不大容易失去，所以这一对6S2电子就被称为惰性电子对。
就使得5d106s26p0比5d106s06p0的构型稳定的现象，null**第二周期反常
第二周期元素的单质分子中，单键键能小于第三周期的单键键能(kJ·mol-1)，
E(N-N)=159 E(O-O)=142 E(F-F)=158
E(P-P)=209 E(S-S)=264 E(Cl-Cl)=244
这与一般规律不同。 其原因是第二周期元素只有2s,2p轨道, 原子半径特别小，核—核间的距离太小，导致核—核间的排斥力特别大，从而削弱了共价键。
形成配合物时，配位数最多不超过4.二、硼族元素
**二、硼族元素
1、通性
◆ ＋3价氧化态元素具有相当强的共价倾向；
例如： BF3 AlCl3 等均为共价化合物。
◆ 生成缺电子化合物，化合物常以聚合物形式存在硼族(ⅢA)：B, Al, Ga, In, Tl
价电子构型：ns2np1null** 由于本族元素的价电子层有4个价轨道，但只有三个价电子，因此还有一个空的价轨道，具有“缺电子”特征。
所以极易与电子给予体（配位体）形成配位键，是很强的电子接受体。在化学性质上表现为容易形成配位化合物和生成聚合体（如：双聚物Al2Cl6） 。
最大配位数 B：4 例：HBF4 其它：6 例：Na3AlF6 2、硼的氢化物------硼烷**2、硼的氢化物------硼烷 BnH2n+2
例：B2H6（乙硼烷）、B4H10（丁硼烷）
最简单的硼烷：B2H6null**（1）乙硼烷的结构B2H6
B：利用sp3杂化轨道，与氢形成三中心两电子键（氢桥） 。 null**记作：要点：B的杂化方式(sp3)，三中心两电子键、氢桥。B4H10**B4H10（2）硼烷的性质**（2）硼烷的性质● 自燃含硼化合物燃烧时，
火焰呈现绿色。 ● 遇水易离解解null**● 可做高能（火箭）燃料。● 硼烷剧毒
远超过氰化钾，光气（COCl)等。故常使用硼烷的衍生物，
如：(C2H5)3B5H6是液体高能燃料；
(C2H5)2B10H12和(C4H9)2B10H12等是固体
高能燃料。
3、硼的含氧化合物------硼酸（H3BO3）**3、硼的含氧化合物------硼酸（H3BO3）（1）结构
B：sp2杂化（2）性质**（2）性质 ● 一元弱酸 (固体酸)硼酸的酸性不是 而是由于B的缺电子性，可以接受水电离出的OH-，生成加合物B(OH)4-，使水溶液的[H+]，从而使溶液呈酸性。null**●与多羟基化合物加合（B的缺电子性）可使硼酸的酸性增加null**●受热易分解4、硼酸盐—硼砂（Na2B4O7·10H2O)**4、硼酸盐—硼砂（Na2B4O7·10H2O)（1）结构（2）性质:**（2）性质:构成缓冲溶液 pH=9.24 (20 ℃ ) ●水解呈碱性 ●与酸反应制H3BO3null** ●脱水风化脱水受热脱水硼砂玻璃Na2B4O7 体积膨胀 ●与某些金属离子形成特殊的颜色——硼砂珠试验null**null**5、铝的重要化合物(1) 氧化铝α-Al2O3：刚玉，熔点及硬度高，化学性质稳定
耐火
材料
关于××同志的政审材料调查表环保先进个人材料国家普通话测试材料农民专业合作社注销四查四问剖析材料
γ-Al2O3：活性氧化铝，有大的表面积
吸附剂、催化剂null**(2) 氢氧化铝Al(OH)3：两性化合物。(3) 盐AlCl3、KAl(SO4)2.12H2O弱酸盐的水解：作业：p406 10.3；10.4；10.20三、 碳族元素
**三、 碳族元素
价电子构型：ns2np21、碳族元素概述null**存在形式：
碳：金刚石、石墨；煤、石油、天然气;
碳酸盐; CO2 。
硅：SiO2和各种硅酸盐
锗：硫银锗矿 4Ag2S•GeS2 ，
硫铅锗矿2PbS • GeS2 。
锡：锡石 SnO2 。
铅：方铅矿 PbS，白铅矿 PbCO3 。null** 单质碳：
金刚石：原子晶体,硬度最大,熔点最高的单质。
石 墨：层状分子晶体 ，质软，有金属光泽。
足球烯，富勒烯，C60等。2、碳族元素的单质 单质硅 ：
无定型体
晶体 ：原子晶体，类似于金刚石null**3、碳的化合物其分子结构:（1） 碳的氧化物 一氧化碳(CO) 二氧化碳 (CO2) （2） 碳酸** （2） 碳酸CO2溶于水，大部分CO2•H2O,极小部分H2CO3。
H2CO3是二元弱酸。CO32-的结构C：sp2杂化（3） 碳酸盐**（3） 碳酸盐★ 热稳定性◆ H2CO3酸式盐的溶解度
如：Na2CO3>NaHCO3
◆ 同一金属，其不易溶碳酸盐的溶解度<酸式盐的溶解度
如：CaCO3相应的氢氧化物溶解度,
则生成氢氧化物沉淀。null**◆ 若碳酸盐和相应的氢氧化物溶解度相近，
则生成碱式碳酸盐沉淀
（如：Cu、Mg、Pb、Bi等）◆ 若碳酸盐溶解度>相应的氢氧化物溶解度,
则生成碳酸盐沉淀。
（如：Ca、Sr、Ba、Ag、Cd、 Mn等）4、硅的化合物
**4、硅的化合物
无定型体：石英玻璃、硅藻土、燧石
晶 体：天然为石英，原子晶体
纯净石英：水晶
含有杂质的石英：玛瑙，紫晶(1) 二氧化硅 SiO2 ------硅石null**水晶缟玛瑙玛瑙石英盐黑曜石紫晶null**结构
Si采用sp3杂化轨道与氧形成硅氧四面体硅氧四面体金刚石 二氧化硅 性质**性质(1) 高温下与碱共熔(2) 与HF作用(2) 硅酸及硅酸盐**(2) 硅酸及硅酸盐硅胶可作吸附剂、干燥剂。变色硅胶：硅酸盐**硅酸盐硅酸盐结构复杂, 一般写成氧化物形式。 泡沸石：
Na2O • Al2O3 • 2SiO2 • nH2O硅酸钠：Na2O•nSiO2null**水中花园5、锡、铅化合物**5、锡、铅化合物SnCl2：强还原剂PbO2：强氧化剂惰
性
电
子
对
效
应四、氮族元素**四、氮族元素氮族(VA族)元素：N、P、As、Sb、Bi
价电子构型：ns2np31、氮族元素通性 p 379 表10.4 由于惰性电子对效应，自上到下+3价稳定性增强
+5价稳定性减弱。
其表现为： As-Sb-Bi +3价还原性递减；
+5价氧化性递增。
+3价氧化物的的碱性递增；
+5价氧化物的酸性递减。null**2、氮及其化合物常温下单质氮气化学性质很不活泼。当反应系统需惰性气氛时常用氮气。(1) 氮气氮气沸点为-195.8℃,微溶于水.null**
（2）氨 null**a 易溶于水，形成一元弱碱b 强还原性NH3的性质c 加合反应d 取代反应null**（3）铵盐：◆NH4+ 的结构：◆ 铵盐一般为无色晶体，绝大多数易溶于水
水解：◆ 热稳定性差null**挥发性非氧化性酸铵盐非挥发性,非氧化性酸铵盐氧化性酸铵盐null**氮有五种氧化物：
N2O、NO、N2O3、NO2、N2O5。
其中最主要的是NO和NO2，
它们都是大气污染物。(4) 氮的氧化物可用碱液吸收null**亚硝酸（HNO2）的结构：
N：sp2杂化（2）弱酸
Ka = 4.6×10-4（1）不稳定，只存在于稀溶液中。亚硝酸（HNO2）的性质：常见主要有亚硝酸和硝酸及其他们的盐类。(5) 氮的含氧酸及其盐类亚硝酸盐的性质：**亚硝酸盐的性质：（1)绝大部分无色, 易溶于水(仅AgNO2 浅黄色，不溶),
极毒，是致癌物。(3)金属活泼性差,对应亚硝酸盐稳定性差 (2) 氧化还原性 以氧化性为主。null**硝酸（HNO3）的结构：
N：sp2杂化硝酸的物理性质 ：
纯硝酸：无色液体，密度为1.53g•cm-3
浓硝酸：含HNO3 68%，密度 1.4g•cm-3
硝酸易挥发而产生白烟
发烟硝酸： 溶有过量 NO2的浓硝酸，产生红烟。
硝酸常带黄色或红棕色。硝酸的化学性质**硝酸的化学性质（1）强氧化性null**△ 大部分金属可溶于硝酸，硝酸被还原的程度与金属的活泼
性和硝酸的浓度有关。规律：HNO3越稀，金属越活泼，
HNO3被还原的氧化数越低。null**△ 王水：△ 冷的浓硝酸使Fe, Al, Cr钝化（2）热稳定性差，保存在棕色瓶中（3）与有机化合物发生硝化反应氧化配位溶解V浓硝酸:V浓盐酸=1:3硝酸盐的性质**硝酸盐的性质(1) 易溶于水
(2) 水溶液在酸性条件下才有氧化性
固体在高温时分解，而有氧化性
(3) 加热易分解，其分解产物与盐中金属的活泼性有关。
一般有如下规律：★ 极活泼金属 （即还原性或活泼性比Mg强的金属）
生成亚硝酸盐+氧气。 例如：null**★ 一般金属(Mg～ Cu，即还原性或活泼性介于Mg和Cu之间的金属），生成金属氧化物+氧气+二氧化氮。 ★ 不活泼金属(Cu以后，即还原性或活泼性比Cu弱的金属)
生成金属+氧气+二氧化氮。 例如：例如：亚硝酸、硝酸及其盐的性质对比**亚硝酸、硝酸及其盐的性质对比酸性：HNO3>HNO2
氧化性：HNO3HNO2
活泼金属 MNO2>MNO33、 磷及其化合物(自学)**3、 磷及其化合物(自学) (1) 磷的同素异形体(2) 磷的氧化物**(2) 磷的氧化物磷氧化物的性质**磷氧化物的性质P4O6为白色易挥发的蜡状晶体，易溶于有机溶剂。
P4O10为白色雪花状晶体，有强的吸水性。● 次磷酸（ H3PO2）及其盐**● 次磷酸（ H3PO2）及其盐性质：一元中强酸 AgNO3 HgCl2 CuCl2 NiCl2结构：(3) 磷的含氧酸及其盐强还原剂
● 亚磷酸 (H3PO3)及其盐**● 亚磷酸 (H3PO3)及其盐结构：性质：二元中强酸 强还原性● 磷酸 H3PO4**● 磷酸 H3PO4结构：性质：▲ 纯净磷酸为无色晶体
▲ 无氧化性
▲ 三元中强酸特性：脱水缩合后形成 焦磷酸、聚磷酸、(聚)偏磷酸▲ 焦磷酸 H4P2O7**▲ 焦磷酸 H4P2O7▲ 聚磷酸**▲ 聚磷酸聚磷酸(n个磷酸脱n-1个H2O) n=2 焦磷酸
三(聚)磷酸▲ (聚)偏磷酸**▲ (聚)偏磷酸(聚)偏磷酸 (n个H3PO4脱n个H2O)
偏磷酸 HPO3 (n=1) 四(聚)偏磷酸 (HPO3)44、砷、锑、铋**4、砷、锑、铋● Sb2O3 两性氧化物，不溶于水，能溶于碱和酸(1) 砷、锑、铋的氧化物
● As2O3 砒霜 剧毒
两性偏酸氧化物，易溶于碱和酸● Bi2O3 弱碱性氧化物，不溶于水和碱，能溶于酸null**(2) 砷、锑、铋的盐
● 盐都易水解因此，在配制这些盐的溶液时，应加相应的强酸以抑制水解。null** ● ● 砷、锑、铋的氧化物及水合物性质的变化规律 作业：p406 10.5；10.9；10.12五、 氧族元素
**五、 氧族元素
1、元素通性 p 387表10.6氧族(VIA族)元素：O、S、Se、Te、Po
价电子构型：ns2np4O、S的相似性:均有同素异形体。
O2、O3； S8（单斜硫）、S(n)(弹性硫)。
均能与金属、非金属直接化合，且化合物
的性质也相似。本节主要讨论O、S二种元素。 null**2、氧及其化合物（1）氧气
分子构型：有一定的氧化性。（2 ） 臭氧（O3）
O2的同素异形体**（2 ） 臭氧（O3）
O2的同素异形体 结构： 中心O：不等性sp2杂化：
各个氧原子的2PZ轨道重叠组成一个三中心四
电子(π34)的大π键。键角： 117o ；
μ=1.8×10-3C•m，是唯一极性单质。 null**性质： 氧化性 （比O2强）不稳定性 （3） 过氧化氢（H2O2）**（3） 过氧化氢（H2O2）结构：H2O2的分子结构就象一本张开的
书
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。
分子中有一个过氧链[－O―O―]，null**性质： H2O2 在高浓度时极不稳定，与有机物接触容易发生爆炸。见光，受热，遇到铁，铜等重金属离子，以及在碱性介质中均易分解。
国内商品含量为30% ，一般实验室常用3%左右。不稳定性
H2O2不太稳定，容易分解。 null** 弱酸性
H2O2 是一种极弱的酸，可与碱反应生成相应的盐。null**可见：H2O2氧化性强，还原性弱；
是不造成二次污染的杀菌剂。氧化还原性酸性条件： O2 0.682v H2O2 1.77v H2O
碱性条件：null**S8分子的环状结构与长链状弹性硫的结构3、硫及其化合物(1) 单质硫
结构：sp3杂化形成环状S8分子 在硫蒸气中还可能有S2，S4，S6，S8等分子存在。
这个特点是本族其他元素所没有的。null**物理性质 化学性质**化学性质(2 ) 硫化氢**(2 ) 硫化氢H2S结构与H2O相似 H2S是无色，有腐蛋味，剧毒气体。稍溶于水。
水溶液呈酸性，为二元弱酸，称氢硫酸。
还原性 null**（3）金属硫化物**（3）金属硫化物颜色：(大多数为黑色，少数需要特殊记忆)
SnS 棕，SnS2 黄，As2S3 黄，As2S5 黄， Sb2S3橙，
Sb2S5橙， MnS 肉，ZnS 白， CdS 黄M+S2-/H2S MS 易水解：
最易水解：Cr2S3，Al2S3null**酸溶性：水溶性：
易溶：NH4+和碱金属硫化物
微溶：MgS，CaS，SrS
难溶：BeS※ 溶于稀盐酸：null**※ 溶于浓盐酸 (配位溶解)null**※ 溶于浓硝酸 (氧化溶解) ※ 溶于王水(氧化配位溶解)(4) 多硫化物**(4) 多硫化物(5) 氧化物、含氧酸及其盐**SO2的结构
S：sp2杂化，
SO2是极性分子(5) 氧化物、含氧酸及其盐SO2的性质
气体、无色，有强烈刺激性气味，
易溶于水，生成亚硫酸。 ★ 二氧化硫、亚硫酸及其盐H2SO3的性质：**H2SO3的性质：亚硫酸盐的性质：**亚硫酸盐的性质： 溶解性
绝大多数正盐（除K+、Na+、NH4+外）都不溶于水；
而酸式盐都溶于水。正 盐：如 Na2SO3等；
酸式盐：如 Ca(HSO3)2等向不溶性的正盐中通入SO2，可使其转变为可溶性的酸式盐 如：null** 还原性★ 三氧化硫、硫酸及其盐**SO3的结构
S： 3s23p4★ 三氧化硫、硫酸及其盐SO3的性质
无色，易挥发固体
固体有几种聚合物γ型β型例如：γ型晶体，为三聚分子
β型晶体，为螺旋式长链null**H2SO4的结构
S：sp3杂化null**浓H2SO4的性质▲ 二元强酸 是最强的二元酸▲ 强吸水性： 与水混合会放出大量的热。所以稀释硫酸
时，应将硫酸缓慢地加入水中，而不能将
水加入浓硫酸中。 干燥剂。 如可 从纤维、糖中提取水。▲ 冷的浓硫酸使Fe, Al, 等金属钝化null**▲ 强氧化性★ 硫酸盐的性质：**★ 硫酸盐的性质： 溶解性
绝大多数正盐（除Ba2+、Pb2+、Ca2+外）都易溶于水；
而酸式盐大都易溶于水。 形成复盐
多数硫酸盐还能形成复盐。
如：正 盐：大多数金属只能得到正盐；
酸式盐：仅K、Na、NH4才能形成稳定的酸式盐(6) 硫的其他含氧酸及其盐**(6) 硫的其他含氧酸及其盐H2S2O7为无色晶体，吸水性、
腐蚀性比H2SO4更强。焦硫酸盐可作为溶剂★ 焦硫酸及其盐null**硫代硫酸(H2S2O3)：极不稳定，尚未制得纯品。
硫代硫酸盐：Na2S2O35H2O，海波，大苏打。★ 硫代硫酸及其盐性质：a.易溶于水,水溶液呈弱酸性
b.遇酸分解c.还原性null**c. 重金属盐难溶，不稳定Ag2S(黑)黄棕null** ★ 过硫酸及其盐null**过二硫酸盐的性质
强氧化剂:稳定性差:过二硫酸盐 如：null**★ 连二亚硫酸及其盐二元中强酸:遇水分解:连二亚硫酸:(H2S2O4)null**连二亚硫酸盐:保险粉还原剂:稳定性：比相应的酸强六、卤 素元素**六、卤 素元素1、通性 P2
卤素元素(VIIA族)元素：F、Cl、Br、I、At
价电子构型：ns2np5null**(1) 物理性质:2、单质null**(2) 化学性质:null**歧化反应:(3) 与H2O反应:氧化反应:I2不能置换出水中的氧。 HXO的稳定性从 Cl → I 降低 null**歧化反应:在碱存在下，可促进X2在H2O中的溶解、歧化。null**3、氢化物常温下,卤化氢都是无色具有刺激性气味的气体。极 性：依次降低
稳定性:依次降低
酸 性:依次降低
还原性:依次增强
沸 点:依次增高. 但HF的沸点在卤化氢中最高. null**强腐蚀性(玻璃刻蚀):CaSiO3 + 6HF → SiF4 ↑ + CaF2 + 3H2OSiO2 + 4HF → SiF4↑ + 2H2O4、卤化物
**4、卤化物
卤素与电负性比较小的元素生成的化合物。 (1)卤化物的分类 金属卤化物非金属卤化物同卤原子
同金属元素null**同卤原子
卤素与S区金属元素的化合物一般为离子型卤化物，熔点较高，熔化可导电。
卤素与d区和P区金属所形成的化合物均有离子极化的影响，有一定的共价性。在性质上表现为熔点低，易挥发，能溶于非极性溶剂，熔化后不导电。
在周期表中从左向右，卤化物晶体由离子型逐渐向分子型过渡。null**同金属元素
卤化物从MF →MI 熔点下降。
（从 F-→I- 负离子变形性增大，离子极化增大，键的共价性增大，向分子晶体过渡。）null**非金属卤化物
一般均为共价化合物，其沸点由色散力决定，
从F → I 沸点依次增高，而且都为低沸点化合物。
非金属卤化物一般易挥发，易水解。
如：BX3,SiX4,PCl3等。null**多卤化物null**次卤酸容易歧化：3XO- = 2X-+XO3- ，
所以溶液中实际上没有IO－。
歧化速度： 从Cl→I递增，IO-在低温下歧化已很快
生成次卤酸的趋势：从Cl→I递减；
因此，I2与碱作用的反应式为：
3I2＋6OH-＝5I-＋IO3-＋3H2O次卤酸盐主要有次氯酸钠，次氯酸钙。
它们常用于漂白，这是因为次氯酸盐是强氧化剂。重要卤酸盐：KClO3**重要卤酸盐：KClO3▲ 强氧化性：
只有在酸性溶液中才具有氧化性，且是个强氧化剂。
与各种易燃物混合后，撞击爆炸着火。▲ 热分解：null**卤酸和卤酸盐的热稳定性比次卤酸和次卤酸盐高。KClO3火柴头中的氧化剂null**(4) 高卤酸及其盐重要反应：重要高卤酸盐：高氯酸盐**重要高卤酸盐：高氯酸盐▲ KClO4：稳定性好，用作炸药比KClO3更稳定▲ Mg(ClO4)2 , Ca(ClO4)2可用作干燥剂 ▲高氯酸盐多易溶于水，但K+、NH4+、Cs+、Rb+的高氯酸盐
的溶解度都很小。▲ NH4ClO4：现代火箭推进剂null_____________________________________。例1 在氯酸钾的分解反应里，关于二氧化锰的催化问题到目前还没有肯定的解释。鉴于反应制得的氧气中有氯气的气味，生成的氯化钾又带有紫红色的客观事实，一种分析认为其反应过程如下： 试通过判断完成下列各个问题：
(1)氯酸钾分解的总反应方程式：null(2)反应①中的氧化剂是_________。
(3)反应③的化学方程式为
(4)按上述的反应过程，若要制取1.5 mol氧气，总共有_____mol电子发生转移。________________________________。Cl2+K2MnO4===2KCl+MnO2+O2↑ KClO3 9 【解析】 如果第一个反应的某产物全部参加了第二个反应，则这两个反应可以相加得总反应，被消掉的物质为中间产物。如果一种物质先参加反应，后又全部生成，则该物质为催化剂。
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