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学 什 么？

学 什 么？. 较系统、. 全面地. 学习 各族. 元素重要单质. 及其重要. 化合物的. 存在、. 制备、. 性质、. 结构特点. 及其规律性. 变化和. 重要应用 。. 怎 样 学？. 1 ．以 无机化学. 基本原理. 为纲. 热力学原理. --- 宏观. 结构原理. （原子、. 分子、. 晶体）. -- 微观. 元素周期律. --- 宏观和微观. 2 ． 预习 ---. 复习. --- 总结. 规律性、. 特殊性、. 反常性 ,. 记忆. 重要性质. 3 ． 作业. Chapter1 氢和稀有气体.

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  1. 学 什 么？ 较系统、 全面地 学习各族 元素重要单质 及其重要 化合物的 存在、 制备、 性质、 结构特点 及其规律性 变化和 重要应用。 怎 样 学？ 1．以无机化学 基本原理 为纲 热力学原理 --- 宏观 结构原理 （原子、 分子、 晶体） -- 微观 元素周期律 --- 宏观和微观 2．预习--- 复习 --- 总结 规律性、 特殊性、 反常性, 记忆 重要性质 3．作业

  2. Chapter1 氢和稀有气体 --------自学内容 一、 H的成键特征 1. 离子型氢合物 ----盐型 2. 共价型氢合物 3. 金属氢合物 ---非整数比 4. 配合物 ----H-成键 AlH4- 5.氢桥键 ----硼烷分子中 如 B2H6 6.氢键作用 二、稀有气体之最 Ar ; 最早发现的稀有气体

  3. Ar， Xe ; 空气中含量最高 最低的是 He ; 第一电离能最大 的元素 Xe， He ; 蒸发热最大 蒸发热最小 He ; 最难液化的气体 用VSEPRT可讨论 XePtF6 第一个稀有气体的化合物 XeF4 第一个稀有气体的氟化物 三、稀有气体化合物的结构 XeF2、XeF4、 XeF6、XeOF2、 XeOF4、XeO3 XeO4、XeO44- 、HXeO4-、XeO64-

  4. Chapter 2 卤素 （P区、VIIA族） §2—1 卤素的通性 1---1. 价电子层结构 及氧化数 卤素： F、Cl、Br、I、At是一个比较完整的典型非金属元素，价层电子结构ns2np5，形成同核双原子分子X2，是本族重要特征.F是这一族中较为特殊的一个元素.内层仅2e-，价电子层中无价d轨道，它的电负性很大，原子半径很小，电子云密度很大，对外来电子的斥力较大，造成F2的键能反常的小，电子亲和能小于Cl，活泼性异常的高.（F2》Cl2﹥Br﹥I2） VIIA： X的价电子层结构 -1氧化数为 特征氧化数 因F的特殊性 ， 仅有-1氧化数， 无正氧化数. 从Cl—Br—I 价电子层中 有空的价d 轨道， 这样成对的电子 可以拆为单电子， 以杂化轨道的方式 进行成键， 因此常呈现如下 正的氧化数：

  5. 即这些氧化数常在含氧化合物和卤素互化物中出现，因为每拆开一对电子，将增加2个成单电子，因此在+1氧化数的基础上，将出现+3、+5、+7的奇数氧化数——（我们主要学习这些氧化数对应的化合物）.即这些氧化数常在含氧化合物和卤素互化物中出现，因为每拆开一对电子，将增加2个成单电子，因此在+1氧化数的基础上，将出现+3、+5、+7的奇数氧化数——（我们主要学习这些氧化数对应的化合物）. +1 +3 +5 +7 HXO、 Cl2O、 HXO2、 ClF3、 HXO3、 IF5 HXO4、 XO4- ICl2- ICl2+ XO3- IF7 含氧化合物 （含氧酸及盐）， 卤素互化物 。 [问题1] 为何奇数氧化数 ？ 卤素原子X（除F外）价电子层中有空的价nd轨道可以成键，因此卤素在形成单质和化合物中，成键特征如下： +4 偶数氧化数： ClO2 （黄绿色） +6 ClO3 （紫红色） Cl2O6 1--2卤素的成键特征 1、形成单质的 同核双原子分子X2 . MOT价电子层结构

  6. 之间的能级差越来越小. IA、IIA、La系部分过渡金属 2、呈现氧化数为-1的化合物 .HX, 非金属卤化物，大部分金属卤化物. （1）离子化合物 （2）共价化合物 （3）以配位键的方式 形成配合物 CuCl2- CuCl42- CoCl42- HgI42- AlF63- PtCl62- 卤素的含氧酸及盐。 3、杂化轨道方式成键 （1）sp3杂化成键 HClO2、 HClO3、ClO3-、 ClO4-、BrO4-、 卤素的互化物。 （2）sp2杂化成键 ClO2. （3）sp3d杂化成键 BrF3、ClF3、 ICl4+、ICl2-

  7. （4）sp3d2杂化成键 ICl4-、H5IO6、IF5 五角双锥结构 （5）sp3d3杂化成键 IF7 4、形成 反馈 配键 卤素原子的价d 轨道 与O的2p电子 形成的 反馈 配键 Cl 3s2 3p5 3d0 sp3杂化成键 3d0 sp3

  8. 一个OH 3个O 3d0 3个（sp3—p） HClO4 3个（sp3—p） O的2p轨道上 的p电子反馈 给Cl的空的 3d轨道， 从而形成 反馈 配键. O HO Cl O O

  9. 5、桥键 (AlCl3)2 CuCl2(s) (FeCl3)2 1—3 卤素的基本性质 ——自学. 为何F有特殊性？ [问题2] 1—4 卤素元素电势图: P518 1、 1.47 1.45 1.51 1.20

  10. 0.48 2、 0.62 0.52 0.61 0.33 显然： （1）酸性溶液中， X2难以发生 歧化反应, 碱性条件下， 难以稳定存在， 均易发生歧化反应. （2） 含氧酸及盐 酸性溶液中 是强氧化剂. 碱性条件下， 含氧酸及盐 的氧化能力 明显减弱 。

  11. 这可用Nernst方程来解释 （3）氧化性变化规律： HClO≈HClO2﹥HClO3﹥HClO4 HBrO3>HClO3﹥HIO3 BrO4-﹥H3IO62-﹥ClO4-‑ HBrO4﹥H5IO6﹥HClO4 这些变化规律如何解释呢？ [问题3] 用MOT来解释 p区中间 横排元素 不规则性. §2—2 卤素的单质 2—1、卤素的单质的结构 X2的价分子轨道： 只有一个σ键, 键能小， 活泼性高.

  12. 2—2、卤素单质的 物理性质 1、存在状态 F2(g)——Cl2(g)——Br2(l)——I2(s) 色散力 熔沸点 易液化 易挥发 易升华 2、颜色 （1）单质的颜色 浅黄色 黄绿色 红棕色 紫黑色 依次加深 [问题4] 如何解释？ MOT可解释。 电子从 跃迁过程中， 所吸收的能量 越来越低， 吸收的波长 越来越长， 故单质的颜色 依次加深.

  13. 主要是Br2、I2. （2）在溶剂中的颜色 浓度不同导致颜色不同 Br2在有机溶剂中的颜色随其浓度不同而不同. 溴水 ---红棕色. 碘水： 棕黄 棕红色 Br2在有机溶剂中： 棕黄 棕红色 这是由于I2溶解在这些溶剂中以溶剂合物的形式存在. I2在有机溶剂中 颜色复杂： ①I2在介电常数较大， 极性较大， 如酮、醇、醚、酯etc 呈棕色或棕红色; 这是由于I2在这些溶剂中难以形成溶剂化物，以I2分子的形式存在的缘故. ②I2在介电常数较小, 非极性溶剂中, 如CS2、CCl4 呈紫红色. 记住I2在CCl4层中呈紫红色. 3、单质的水溶解性

  14. F2 Cl2 Br2 I2 分解破坏水 2.5dm3/1dm3H2O 35g/1dm3 H2O 0.3g/1dm3H2O 氯水实验室常用的强氧化剂之一 0.09mol dm-3 0.21 mol dm-3 mol dm-3 同时有少量的 HCl+HClO+Cl2（1/3歧化） 溴水，氧化剂 碘水 O3、H2O2、OF2 如何配制? [问题4 ] 注：(1)、 I2虽在水中的溶解度较小， 但加入KI后 溶解度明显增大， 颜色依I2的 增多而加深. [问题5]. I2难以溶解在LiI、 NaI的溶液中 ！

  15. 卤素单质X2具有强烈的化学活性，在化学反应过程中原子显著地表现吸收电子的能力（这是由于它们的电负性较大之故）.其化学活性F2》Cl2﹥Br2﹥I2 .由F2到I2活泼性有一个突变，为什么？[问题6]. 2—3单质的化学性质 一种氧化剂 在常温下水溶液中 氧化能力的强弱由 大小来衡量。 大小与如下过程有关： F2 Cl2 Br2 I2 -757.5 - 608.2 -559.2 -493.5

  16. 是决定 的主要因素 (焓驱动力). 因此 F2在低温或高温下均与所有的金属生成氟化物,一般生成高氧化态的物质.如 的自发程度最大， 氧化能力最强， 值最大2.87V. 一、 与金属单质的反应 由于F2与Mg、Cu、Ni、Pb等反应生成难溶性的氟化物薄层，从而阻止了反应的进行 Cl2也可以与各种金属反应，反应也比较剧烈，但Cl2在干燥的情况下难以与Fe作用，因此Cl2可以贮存在铁罐中 CoF3、VF5 BiF5、PbF4 Co、V、 Bi、Pb 而与Cl2反应 生成低氧化态的物质 CoCl2、BiCl3 、PbCl2 钝化现象. F2的贮存： Cu、Ni、Pb 其它们的合金 制成的容器中. 蒙乃尔合金 -----Fe、Cu、Ni Cl2的贮存： 铁罐中 H2O 演示实验：

  17. 注：生成的金属氟化物几乎全为离子化合物，依F—Cl—Br—I卤化物的离子性越来越少，相反卤化物的共价性越来越多.CdI2 HgCl2 CuCl2 FeCl3 AlCl3 TiCl4 SnCl4等均为典型的共价金属卤化物. 放出的热量 能使I2升华， 产生紫色的蒸汽. 可加入Cu屑 除去碘水中的I2 注：F2与O2、N2、He、Ne、Ar难以反应. 2Cu(s) + I2(s) =2CuI(s) 二、与非金属单质反应 ——自学. 三、与H2的反应 ——自学. 注意： （1）反应剧烈的条件 （2）与H2的反应 只有对Cl2有用 可生产工业的盐酸：. CHCl= WtHCl%=28～30

  18. 碱性条件下Cl2、Br2、I2均可发生歧化反应 四、碱中的歧化反应 F2与OH-的反应不同： 1. ----OF2的制备 2. 可制备NaClO ------消字液 生产漂白粉 主要成分： Ca(ClO)2·CaCl2、·Ca(OH)2

  19. [问题6]. 如何测得有效氯？ Ca(ClO)2 4S2O32- 4 x CV 有效氯% =

  20. 可制备KClO3 -----炸药 这些物质要用VSEPRT确定它们的分子结构及可能的杂化类型. 说明碱性条件下 I2难以稳定存在！ 五、卤素间的反应 ClF3 BrF3 ICl2+ ICl2- 1.卤素之间形成 卤素互化物 ICl4+ ICl4- 2.置换反应 （1）单质间的置换反应

  21. I-的水溶液中 通入过量的Cl2， 其颜色变化： 这可用前面的电势图得到解释. 无色 浅棕黄色 棕黄色 棕红色 紫黑色固体 无色 (2)单质与 含氧酸间 置换反应

  22. 六、单质的特殊反应 1.与S2O32-的反应 测定I2的反应 -----碘量法的原理 去除Cl2的反应 —脱氯剂 2.Br2与Na２CO3的反应 3.单质的反歧化反应

  23. 4.单质与HNO3的反应 -----可制备HIO3 常用氧化法. 2—4、单质的制备 、应用及 自然界的分布 萤石： 一、自然界的分布 ----自学 CaF2 冰晶石： Na3AlF6 光卤石： 氟磷灰石： Ca5F(PO4)3 二、单质的制备 智利硝石： NaNO3 氧化性： F2》Cl2﹥Br﹥I2 1.F2的制备 含少量 NaIO3 （1）电解法 （1886年成功） ---自学 （2）化学法 （1986年成功 ） 4KMnO4 + 4KF + 20HF == 4K2MnF6 + 3O2 +10H2O

  24. F2的历史是充满血与泪的历史，它是可歌可泣的.F2的历史是充满血与泪的历史，它是可歌可泣的. MnO2 + 2KF+ 4HF ==K2MnF6 + 2H2O K2MnF6 + 2SbF5 == 2KSbF6 + MnF4 2MnF4 == 2MnF3 + F2 为何OH-不放电.Cl-放电？[问题7 ] 2.Cl2的制备 工业：电解食盐水 会计算利用上述氧化剂制备Cl2所需HCl的最低浓度. 实验室： HCl+ 氧化剂 Cl2的去除与检验： Na2S2O3—脱氯剂

  25. 3、Br2的制备 工业上用海水提取Br2 0.14 kg/1T海水 步骤及反应原理: ①Cl2通入酸化 （pH =3.5） 的热海水中 （置换反应） 生成Br2 ②用空气吹出， 用Na2CO3吸收 （Br2发生歧化反应） ③浓缩溶液 加入酸 Br2发生反歧化反应

  26. NaNO3+少量NaIO3 智利硝石: 4、I2的制备 F是人体中必须的微量元素，过多会患氟胃病，过少会引起龋齿. 至少举出2-3个它们的应用实例 实际上： 三、卤素的用途---自学 §2—3、卤化氢（HX） 3—1物理化学性质 HF HCl HBr HI 熔沸点 异常高

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