p区重要元素及其化合物.docx
- 文档编号:10659889
- 上传时间:2023-02-22
- 格式:DOCX
- 页数:55
- 大小:165.49KB
p区重要元素及其化合物.docx
《p区重要元素及其化合物.docx》由会员分享,可在线阅读,更多相关《p区重要元素及其化合物.docx(55页珍藏版)》请在冰豆网上搜索。
p区重要元素及其化合物
p区重要元素及其化合物
(pBlockElementsandTheirCompounds)
P区元素(除He外)原子结构的特征是最后一个电子填充在np轨道上,最外层电子结构为ns2np1-6。
本章主要讨论p区重要元素(ⅢA-ⅦA)的单质和主要化合物的制备、性质及其变化规律。
本区同一周期的元素,从左到右非金属性逐渐增强;同一主族的元素,从上到下金属性逐渐增强。
8.1氟、氯、溴、碘及其化合物
周期表中的ⅦA族元素,包括氟(Fluorine)、氯(Chlorine)、溴(Bromine)、碘(Iodine)和砹(Astatine)等五种元素,通称为卤族元素(halogensgroup)。
因它们都能直接和金属化合生成盐类,例如NaCl,故得名,希腊原文意为“成盐元素”。
砹是人工合成的放射性元素,不稳定,对它的性质研究尚少,但确知砹和碘性质相近。
8.1.1通性
卤族元素的一些主要性质列于表8-1中。
从表中可见,卤素的原子半径等都随原子序数增大而增大,而电离能、电负性等随原子序数增大而减小。
表8-1卤族元素的性质
性质
氟
氯
溴
碘
原子序数
9
17
35
53
价层电子构型
2s22p5
3s23p5
4s24p5
5s25p5
常见氧化数
-1
-1,+1,+3,+5,+7
-1,+1,+3,+5,+7
-1,+1,+3,+5,+7
熔点/℃
-219.7
-100.99
-7.3
113.5
沸点/℃
-188.2
-34.03
58.75
184.34
原子半径/pm
67
99
114
138
X-离子半径/pm
133
181
196
220
X-X键离解能/kJ·mol-1
155
240
190
199
第一电离能I1/kJ·mol-1
1680
1260
1140
1010
电负性χ
3.98
3.16
2.96
2.66
卤素的价层电子构型均为ns2np5,容易获得一个电子成为一价负离子。
和同周期元素相比,卤素的非金属性是最强的。
非金属性从氟到碘依次减弱。
碘确稍有某些金属性,可以生成碘盐,如I(CH3COO)3、I(ClO4)3。
卤素是非常活泼的非金属,能和活泼金属生成离子化合物,几乎能和所有的非金属及金属反应,生成共价化合物。
卤素在化合物中常见的氧化数为-1。
除氟以外,卤素与电负性比它强的元素(主要是氧)化合时,还可以形成正的氧化数,如+1、+3、+5和+7。
其氧化数之间的差值之所以为2,是因为它们的原子中有些价电子已经成对,若要形成化学键,一定要先将成对电子拆开,这可使氧化数增加2。
8.1.2卤素单质
(1)物理性质
卤素单质的一些物理性质,如熔点、沸点、颜色和聚集状态等随着原子序数增加有规律的变化。
在常温下,F2、Cl2为气体,Br2是易挥发的液体,I2是固体,这是色散力依次增大的缘故。
固态I2在熔化前已有较大的蒸气压,因此加热即可升华,从固态直接变为气态。
I2蒸气呈紫色。
所有卤素均有刺激性气味,刺激性从Cl2至I2依次减小。
吸入较多的卤素蒸气会严重中毒,甚至导致死亡。
卤素单质均有颜色,随着分子量的增大,其颜色依次加深。
卤素在有机溶剂,如乙醚、四氯化碳、乙醇、氯仿等非极性或弱极性溶剂中的溶解度比在水中要大得多,这是由于卤素分子是非极性分子,“相似者相溶”的缘故。
I2难溶于水,但易溶于碘化物溶液中,形成易溶于水的I3-:
I2+I-
I3-(棕色)
(2)化学性质
物质的主要化学性质是指它们的热稳定性、酸碱性、溶解性和氧化还原性,对过渡元素来讲则还有配位性。
这些化学性质在同一族中常呈规律性的递变。
对不同的物质来讲,这些化学性质又常常各有所侧重,在学习中应该加以注意。
(2.1)氧化还原性
卤素单质都表现出氧化性。
在水溶液中,卤素氧化能力的大小可用标准电极电势E
加以衡量。
随着元素原子序数的增加,卤素单质的氧化性逐渐减弱:
F2>Cl2>Br2>I2。
卤素阴离子还原性大小的顺序为:
I->Br->Cl->F-,因此,每种卤素都可以把电负性比它小的卤素从后者的卤化物中置换出来。
例如,Cl2可以从溴化物、碘化物的溶液中置换出Br2和I2;而Br2只能从碘化物的溶液中置换出I2。
(2.2)与金属作用
F2能和所有的金属剧烈化合。
Cl2几乎和所有的金属化合,但有时需要加热。
Br2比Cl2不活泼,能和除贵金属以外的所有其他金属化合。
I2比Br2更不活泼。
卤素和非金属之间的作用,也呈现这样的规律性。
(2.3)与氢作用
卤素单质都能和H2直接化合生成卤化氢。
F2与H2在阴冷处就能化合,放出大量热并引起爆炸。
Cl2和H2的混合物在常温下缓慢化合,在强光照射时反应加快,甚至会发生爆炸反应。
Br2和H2的化合反应比Cl2缓和。
I2和H2在高温下才能化合。
(2.4)与水作用
卤素和水可以发生两类化学反应:
①卤素对水的氧化反应
卤素X2(X=F、Cl、Br)可以置换水中的氧:
2X2+2H2O
4HX+O2↑
该反应可以分解为两个氧化还原半反应:
X2+2e
2X-
4H++O2+4e
2H2O
根据以下各氧化还原电对的标准电极电势E
:
氧化还原电对F2/F-Cl2/Cl-Br2/Br-O2/H2OI2/I-
E
/V2.871.361.070.81(pH=7)0.54
可知F2、Cl2、Br2可以氧化水中的氧,而I2不能氧化水中的氧。
F2与水剧烈反应放出氧气。
Cl2在日光下缓慢置换水中的氧。
Br2与水非常缓慢地反应放出氧气。
I2不能置换水中的氧,相反O2可作用于碘化氢溶液使I2析出。
②卤素的歧化反应
卤素X2(X=Cl、Br、I)在水中发生歧化反应:
X2+H2O
H++X-+HXO
F2在水中只能进行氧化反应。
Cl2、Br2、I2可以进行歧化反应,但Cl2到I2反应进行的程度越来越小。
从歧化反应方程式可知,加酸可抑制、加碱则促进该反应向右进行。
对Cl2、Br2而言,因前述在水中的置换反应活化能很高,反应速率很慢,故它们在水中的歧化反应是主要的。
8.1.3卤化氢和氢卤酸
卤化氢(hydrogen halide)都是无色气体,具有刺激性臭味。
它们都是极性分子,故很容易液化。
液态卤化氢不导电,表明它们是共价型化合物。
卤化氢易溶于水,其水溶液叫氢卤酸。
(1)氢卤酸的酸性
氢卤酸都是挥发性的酸。
除氢氟酸(hydrofluoricacid)是弱酸外,其余的氢卤酸都是强酸,酸性强弱:
HF (2)氢卤酸的还原性 在卤化氢和氢卤酸中,卤素处于最低氧化数-1,因此具有还原性,还原性大小顺序为: HF HF几乎不具有还原性,除电流外,任何强氧化剂都不能氧化它。 其他氢卤酸通常被氧化为卤素单质。 例如,强氧化剂KMnO4可氧化HCl: 2KMnO4+16HCl=KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2 而HI甚至可被空气中的O2氧化为I2,故HI溶液放置在空气中会慢慢变成黄到棕色。 氢卤酸中以盐酸的工业产量最大,盐酸为一种重要的工业原料和化学试剂。 商品浓盐酸的相对密度为1.19,含37%左右的HCl(浓度约为12mol·L-1)。 氢碘酸是一种强酸,具有强烈的腐蚀作用,有还原性。 (3)卤化氢的制备 卤化氢的制备可采用单质直接合成、复分解和卤化物水解等方法。 (3.1)单质直接合成 卤素与氢可以直接化合制备卤化氢。 只有氯化氢的直接合成法具有工业意义。 (3.2)复分解反应 制备氟化氢以及少量氯化氢时,可用浓硫酸与相应的卤化物(如萤石CaF2、NaCl等)作用,加热使卤化氢气体从混合物中逸出: NaCl+H2SO4(浓)ΔNaHSO4+HCl↑ NaCl+NaHSO4>500℃Na2SO4+HCl↑ 实验室能够达到的加热温度一般仅能利用第一步反应,生成酸式硫酸盐。 浓硫酸和溴化物、碘化物作用虽然有类似反应,但由于HBr、HI的还原性增强,能被浓硫酸氧化成单质溴或碘,同时生成SO2或H2S: 2HBr+H2SO4(浓)=SO2+Br2+2H2O 8HI+H2SO4(浓)=H2S+4I2+4H2O 因此不能用浓硫酸和溴化物或碘化物的反应来制备HBr或HI,须改用非氧化性的酸,如磷酸,代替浓硫酸: NaBr+H3PO4=NaH2PO4+HBr (3.3)卤化磷的水解反应 实验室中还常用非金属卤化物水解的方法制备溴化氢和碘化氢: PBr3+3H2O=H3PO3+3HBr 在实际应用时,只须将溴或碘与红磷混合,再将水逐渐加入该混合物中,就可制得HBr或HI: 3Br2+2P+6H2O=2H3PO3+6HBr 3I2+2P+6H2O=2H3PO3+6HI (4)HF的特殊性 由于氟原子半径特别小,且HF分子之间易形成氢键而缔合成(HF)n,故出现一些反常的性质,如: (4.1)反常高的熔、沸点,氟化氢的熔、沸点在卤化氢中为最高; (4.2)HF可以通过氢键与活泼金属的氟化物形成各种“酸式盐”,如KHF2(KH·HF)等; (4.3)氢氟酸是弱酸,在0.1mol·L-1的溶液中,电离度仅为10%; (4.4)与其他氢卤酸不同,氢氟酸能与二氧化硅或硅酸盐反应,一般生成气态的SiF4: SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O CaSiO3+6HF=SiF4↑+CaF2+3H2O 因此,氢氟酸不能贮于玻璃容器中,应该盛于塑料容器里。 上述反应说明Si-F键比Si-O键有更大的键能。 该反应可利用来蚀刻玻璃,溶解硅酸盐。 HF能侵蚀皮肤,并且难以治愈,故在使用时须特别小心。 8.1.4卤化物 卤素和电负性较小的元素形成的化合物称为卤化物(halides),可以分为离子型卤化物和共价型卤化物二类。 卤素与活泼的碱金属、碱土金属形成离子型卤化物,它们的熔沸点高,大多可溶于水并几乎完全解离。 卤素和非金属或氧化数较高的金属形成共价型卤化物。 非金属卤化物的熔沸点低,不溶于水(如CCl4),或遇水立即水解(如PCl5、SiCl4),水解常生成相应的氢卤酸和该非金属的含氧酸: PCl5+4H2O=5HCl+H3PO4 SiCl4+3H2O=4HCl+H2SiO3 大多数金属氯化物易溶于水,而AgCl、Hg2Cl2、PbCl2难溶于水。 金属氟化物与其他卤化物不同,碱土金属的氟化物(特别是CaF2)难溶于水,而碱土金属的其他卤化物却易溶于水;AgF易溶于水,而银的其他卤化物则不溶于水。 8.1.5含氧酸及含氧酸盐 除氟外,氯、溴、碘都可以与氧化合,生成氧化数为+1、+3、+5、+7的各种含氧化合物(氧化物、含氧酸和含氧酸盐),但它们都不稳定或不很稳定。 比较稳定的是含氧酸盐,最不稳定的是氧化物。 含氧酸及其盐的化学性质主要为热稳定性、氧化性,含氧酸还有酸性。 它们的制备采用氧化还原或复分解的方法。 卤素的含氧酸(oxyacidsofhalogen)及其盐都是氧化剂。 氟和氧的化合物叫氟化物(如二氟化氧OF2),因为氟的电负性最大,其氧化数总为负值,在此氧的氧化数为+2。 因此氟不能形成含氧酸或含氧酸盐。 在卤素的含氧酸及其盐中,以次氯酸(hypochloricacid)及次氯酸盐(hypochlorite)和氯酸盐(chlorate)为最重要,将重点进行讨论。 (1)次氯酸及次氯酸盐 Cl2与水作用,发生下列可逆反应: Cl2+H2O HClO+H++Cl- Cl2在水中的溶解度不大,在反应中又有强酸生成,所以上述歧化反应进行的不完全。 HClO是很弱的酸,K =3.98×10-8,它只能存在于溶液中。 HClO性质不稳定,有三种分解方式: ①2HClO光2HCl+O2 ②2HClO脱水剂Cl2O+H2O ③3HClOΔ2HCl+HClO3 三种分解方式同时独立进行,称为平行反应。 它们的相对反应速率取决于反应的条件。 例如,日光或催化剂(如CoO、NiO)的存在,有利于反应①的进行。 HClO具有杀菌和漂白能力就是基于这个反应。 而Cl2之所以有漂白作用,就是由于它和水作用生成HClO的缘故,干燥的Cl2是没有漂白能力的。 把Cl2通入冷的碱溶液中,可生成次氯酸盐,反应如下: Cl2+2NaOH=NaClO+NaCl+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2<40℃Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O 漂白粉是Ca(ClO)2和CaCl2、Ca(OH)2、H2O的混合物,其有效成分是Ca(ClO)2。 次氯酸盐(或漂白粉)的漂白作用也主要基于HClO的氧化性。 漂白粉遇酸放出Cl2: Ca(ClO)2+4HCl=CaCl2+2Cl2↑+2H2O 漂白粉在潮湿空气中受CO2作用逐渐分解释出HClO: Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO 漂白粉是强氧化剂,作为价廉的消毒、杀菌剂,广泛用于漂白棉、麻、纸浆等。 (2)氯酸及氯酸盐 氯酸(chloricacid)HClO3可利用次氯酸加热使之发生歧化反应而制得,也可用Ba(ClO3)2与稀H2SO4反应得到: Ba(ClO3)2+H2SO4=BaSO4↓+2HClO3 HClO3仅存在于水溶液中,若将其浓缩到40%以上,即爆炸分解。 HClO3是强酸、强氧化剂,能将浓盐酸氧化为氯: HClO3+5HCl=3CI2+3H2O HClO3作为氧化剂氧化HCl时,本身可能被还原为HClO2、HClO、Cl2(由于反应中的还原剂是HCl,所以HClO3不可能被还原到Cl-),但HClO2、HClO均不稳定,故HClO3的还原产物为Cl2。 HCl作为还原剂还原HClO3时,本身可能被氧化为Cl2、HClO、HClO2(由于本反应中氧化剂是HClO3,所以HCl不可能被氧化到HClO3),而HClO2、HClO均不稳定,故HCl的氧化产物也是Cl2。 把次氯酸盐溶液加热,发生歧化反应,得到氯酸盐: 3ClO- ClO3-+2Cl- 因此将Cl2通入热的碱溶液,可制得氯酸盐: 3Cl2+6KOH=5KCl+KClO3+3H2O 这也是一个歧化反应。 由于KClO3在冷水中的溶解度不大,当溶液冷却时,就有KClO3白色晶体析出。 固体KClO3加热分解,有两种方式: ①2KClO3 2KCl+3O2↑ ②4KClO3400℃3KClO4+KCl 当有催化剂MnO2存在时,200℃时就开始按①式分解,如没有催化剂存在,在400℃左右时主要按②式分解,同时,还有少量O2生成。 固体氯酸盐是强氧化剂,和各种易燃物(如S、C、P)混合时,在撞击时发生剧烈爆炸,因此氯酸盐被用来制造炸药、火柴和烟火等。 氯酸盐在中性(或碱性)溶液中不具有氧化性,只有在酸性溶液中才具有氧化性,且是强氧化剂。 例如,KClO3在中性溶液中不能氧化KCl、KI,但溶液一经酸化,即可发生下列氧化还原反应: ClO3-+5Cl-+6H+=3CI2+3H2O ClO3-+6I-+6H+=3I2+Cl-+3H2O (3)高氯酸及高氯酸盐 用KClO4同浓H2SO4反应,然后减压蒸馏,即可得到高氯酸(perchloricacid): KClO4+H2SO4=KHSO4+HClO4 HClO4是已知无机酸中最强的酸。 无水HClO4是无色液体。 浓的HClO4不稳定,受热分解。 HClO4在贮藏时必须远离有机物质,否则会发生爆炸。 但HClO4的水溶液在氯的含氧酸中是最稳定的,其氧化性也远比HClO3弱。 高氯酸盐(perchlorate)是氯的含氧酸盐中最稳定的,不论是固体还是在溶液中都有较高的稳定性。 固体高氯酸盐受热时都分解为氯化物和O2: KClO4525℃KCl+2O2↑ 因此,固态高氯酸盐在高温下是强氧化剂,但氧化能力比氯酸盐为弱,可用于制造较为安全的炸药。 Mg(ClO4)2和Ba(ClO4)2是很好的吸水剂和干燥剂。 NH4ClO4用作火箭的固体推进剂。 (4)含氧酸及其盐性质的递变规律 现将氯的含氧酸及其盐的酸性、热稳定性和氧化性变化的一般规律总结如下: (4.1)含氧酸酸性的变化规律 含氧酸的酸性变化规律可用ROH模型加以分析。 含氧酸都含有R—O—H结构,其中R代表含氧酸的中心原子。 R—O—H可看成由Rn+、O2-和H+三种离子组成,R—O—H在水中不同的离解方式,产生酸碱两类不同的物质: Rn+和H+对O2-都有吸引力。 H+的半径小,与O2+之间的吸引力很强。 如果Rn+的电荷较少,半径较大,则它与O2-的吸引力不大,还不能与H+、O2-之间的吸引力相抗衡,在水分子的作用下,ROH将按碱式离解,元素R的氢氧化物ROH便是碱。 Rn+的电荷越少,半径越大,ROH的碱性就越强。 如果Rn+的电荷较多,半径较小,它对O2-的吸引力及对H+的排斥力都较大,超过了O2-和H+之间的吸引力,则ROH将按酸式离解,元素R的氢氧化物ROH便是酸。 Rn+的电荷越多,半径越小,ROH的酸性就越强。 如果Rn+对O2-的吸引力与H+对O2-的吸引力相差不多,则可按两种方式离解,这时ROH就是两性氢氧化物。 根据这一模型的分析,氯的含氧酸从HClO→HClO2→HClO3→HClO4,随着中心原子Rn+氧化数的升高,Rn+电荷增多、半径减小,Rn+对O2-的吸引力及对H+的排斥力都增大,因此酸性依次增加。 其他元素的含氧酸酸性也有类似的变化规律。 由ROH模型还可以得出另外二条结论: ①同一周期中,不同元素的含氧酸的酸性自左向右逐渐增强。 例如: H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4 ②同一主族中,不同元素的含氧酸的酸性自上而下逐渐减弱。 例如: HClO3>HBrO3>HIO3 (4.2)含氧酸及其盐热稳定性和氧化还原性的变化规律 氯的含氧酸中,随着氯氧化数的增加,氯和氧之间的化学键(Cl-O键)数目增加,它们受热分解或参加反应时需要断开的Cl-O键的数目随之增多,因此热稳定性随之增加,氧化性随之减弱。 其中HClO只需破坏一个Cl-O键,它的热稳定性最小,最易分解引起氧化数的降低,故氧化性最强。 利用下面所示的氯的元素电势图,可以进一步阐明氯的各种含氧酸及其盐的氧化还原性: 由元素电势图可以看出,氯的各种含氧酸和盐在酸性溶液中都是较强的氧化剂,Cl2在酸性溶液中不发生歧化反应,但在碱性溶液中很容易发生歧化,生成ClO-、Cl-。 (5)溴和碘的含氧酸及其盐 溴和碘也可以形成与氯类似的含氧化合物。 它们的性质按Cl-Br-I的顺序呈现规律性的变化。 (5.1)次溴酸、次碘酸及其盐 次溴酸和次碘酸都是弱酸,酸性按HClO-HBrO-HIO的顺序减弱。 它们都是强氧化剂,都不稳定,易发生歧化反应: 3HXO=2HX+HXO3 溴和碘与冷的碱液作用,也能生成次溴酸盐和次碘酸盐,而且比次氯酸盐更容易歧化。 只有在0℃以下的低温才可得到BrO-,在50℃以上产物几乎全部是BrO3-。 IO-在所有温度下的歧化速率都很快,所以,实际上在碱性介质中不存在IO-。 3I2+6OH=5I-+IO3-+3H2O (5.2)溴酸、碘酸及其盐 与氯酸相同,溴酸是用溴酸盐和H2SO4作用制得: Ba(BrO3)2+H2SO4=BaSO4↓+2HBrO3 碘酸可用浓HNO3或HClO3氧化I2来制得: I2+10HNO3(浓)=2HIO3+10NO2↑+4H2O 2HClO3+I2=2HIO3+Cl2 卤酸的酸性按HClO3-HBrO3-HIO3的顺序逐渐减弱,但它们的稳定性却逐渐增加。 HBrO3只存在于水溶液中,HIO3在常温时为无色晶体。 溴酸盐和碘酸盐的制备方法与氯酸盐相似。 溴酸盐和碘酸盐在酸性溶液中也都是强氧化剂。 (5.3)高碘酸 高碘酸有两种存在形式,即正高碘酸H5IO6及偏高碘酸HIO4。 H5IO6为五元酸,其结构式为: 所有H原子都能被金属原子取代而生成盐,如Ag5IO6。 高碘酸是弱酸,酸性远不如HClO4和HBrO4。 8.1.6卤素离子的鉴定 常见无机离子的鉴定是元素化合物部分的主要内容。 离子的鉴定是根据离子的化学性质,选择该离子具有的特征反应,运用定性分析化学的方法去确证该离子的存在。 离子鉴定反应的要求是: 有明显的外在特征变化(溶液颜色的改变,沉淀的生成或溶解,有气体产生等),反应迅速,有一定的灵敏度和选择性。 (1)Cl-的鉴定 氯化物溶液中加入AgNO3,即有白色沉淀生成,该沉淀不溶于HNO3,但能溶于稀氨水,酸化时沉淀重新析出: Cl-+Ag+=AgCl↓ AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]++Cl- [Ag(NH3)2]++Cl-+2H+=AgCl↓+2NH+4 (2)Br-的鉴定 溴化物溶液中加入氯水,再加CHCl3或CCl4,振摇,有机相显黄色或红棕色: 2Br-+Cl2=Br2+2Cl- (3)I-的鉴定 碘化物溶液中加入少量氯水或加入FeCl3溶液,即有I2生成。 I2在CCl4中显紫色,如加入淀粉溶液则显蓝色: 2I-+Cl2=I2+2Cl- 2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+ 11.2氧、硫及其化合物 周期表中的ⅥA族元素,包括氧(Oxygen)、硫(Sulfur)、硒(Selenium)、碲(Tellurium)、钋(Polonium)五个元素,通称为氧族元素。 其中氧是地壳中含量最多的元素,丰度以质量计高达46.6%。 硒、碲是稀有元素。 钋是放射性元素。 8.2.1通性 氧族元素的一些主要性质列于表8-2中。 表8-2氧族元素的性质 性质 氧 硫 硒 碲 原子序数 8 16 34 52 价层电子构型 2s22p4 3s23p4 4s24p4 5s25p4 常见氧化数 -2 -2,+2,+4,+6 -2,+2,+4,+6 -2,+2,+4,+6 熔点/℃ -218.6 112.8 221 450 沸点/℃ -183.0 444.6 685 1009 原子半径/pm 60 104 115 139 M2-离子半径/pm 140 184 198 221 第一电离能I1/kJ·mol-1 1310 1000 941 870 电负性χ 3.44 2.58 2.55 2.1 从表中可以看出,氧族元素的性质变化趋势与卤素相似。 氧和硫是典型的非金属元素,硒和碲是准金属元素,而钋是金属元素。 氧族元素原子的价层电子构型为ns2np4,有获得2个电子达到稀有气体稳定结构的趋势。 氧族元素原子和其他元素化合时,如果电负性相差很大,则可以有电子的转移。 例如,氧可以和大多数金属形成二元离子化合物,硫、硒、碲只能形成少数离子型的化合物。 氧族元素和高价态的金属或非金属化合时,所生成的化合物主要为共价化合物。 氧族元素与电负性比它们大的元素化合时,可呈现+2、+4、+6氧化数。 氧族元素都有同素异形体,例如,氧有普通氧和臭氧两种单质;硫有斜方硫、单斜硫和弹性硫。 氧和硫的性质相似,都活泼。 它们对应化合物的性质也有很多相似之处。 8.2.2氢化物 (1
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 重要 元素 及其 化合物