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無機化學(下冊)(第二版) 版權信息
- ISBN：9787030640130
- 條形碼：9787030640130 ; 978-7-03-064013-0
- 裝幀：一般膠版紙
- 冊數：暫無
- 重量：暫無
- 所屬分類：>
無機化學(下冊)(第二版) 內容簡介
本書按照元素周期表，系統地介紹各族重要元素單質和無機化合物的存在、制備、物理-化學性質及應用；同時，簡要介紹無機化學發展前沿的理論與應用研究成果。配套出版電子教案，并可以鏈接我們的教學信息網站。本書可以作為高等學校化學、應用化學、材料化學、環境化學、藥學等相關專業本科生無機化學的教材，也可供大學院校參考和學生考研使用。
無機化學(下冊)(第二版) 目錄
目錄
第二版序
第二版前言
**版序
**版前言
符號表
第13章 鹵族元素 1
13.1 鹵族元素基本性質 1
13.1.1 鹵族元素通性 1
13.1.2 第二周期元素——氟的特殊性 2
13.2 鹵素單質 4
13.2.1 物理性質 4
13.2.2 化學性質 5
13.2.3 鹵素單質的制備 9
13.2.4 鹵素的用途與生物學作用 11
13.3 鹵化氫與氫鹵酸 12
13.3.1 鹵化氫 12
13.3.2 氫鹵酸 13
13.4 鹵化物、鹵素互化物和多鹵化物 15
13.4.1 鹵化物 15
13.4.2 鹵素互化物 18
13.4.3 多鹵化物 19
13.5 鹵素氧化物、含氧酸及其鹽 20
13.5.1 鹵素氧化物 20
13.5.2 鹵素含氧酸及其鹽 22
13.6 擬鹵素* 29
13.6.1 與鹵素的相似性 29
13.6.2 氰與氰化物 30
13.6.3 硫氰、硫氰化物和異硫氰化物 30
習題 31
第14章 氧族元素 33
14.1 氧族元素基本性質 33
14.1.1 氧族元素通性 33
14.1.2 第二周期元素——氧的特殊性 34
14.2 氧與臭氧 35
14.2.1 氧 35
14.2.2 氧元素在化合物中的成鍵特點 36
14.2.3 臭氧 37
14.3 氧化物、水與過氧化氫 39
14.3.1 氧化物 39
14.3.2 水 40
14.3.3 過氧化氫 40
14.4 硫單質及化合物 43
14.4.1 硫單質 43
14.4.2 硫化氫及氫硫酸 44
14.4.3 硫化物與多硫化物 45
14.4.4 硫的氧化物、含氧酸及其鹽 47
14.4.5 硫的鹵化物和鹵氧化物* 56
14.5 硒、碲及其化合物 57
14.5.1 硒、碲單質 57
14.5.2 硒、碲的化合物 57
習題 59
第15章 氮族元素 61
15.1 氮族元素基本性質 61
15.2 氮族元素單質 62
15.2.1 氮 62
15.2.2 磷 65
15.2.3 砷、銻、鉍 66
15.3 氮族元素氫化物 67
15.3.1 氨及其衍生物 68
15.3.2 磷化氫和聯磷 71
15.3.3 砷化氫、銻化氫和鉍化氫* 72
15.4 氮族元素的氧化物、含氧酸及其鹽 72
15.4.1 氮的氧化物 72
15.4.2 氮的含氧酸及其鹽 75
15.4.3 磷的氧化物、含氧酸及其鹽 78
15.4.4 砷、銻、鉍的氧化物、含氧酸及其鹽 81
15.5 氮族元素的硫化物 83
15.6 氮族元素的鹵化物 84
15.6.1 氮的鹵化物 84
15.6.2 磷的鹵化物 84
15.6.3 砷、銻、鉍的鹵化物* 85
習題 86
第16章 碳族元素 88
16.1 碳族元素基本性質 89
16.2 碳族元素單質 90
16.2.1 碳 90
16.2.2 硅 95
16.2.3 鍺、錫、鉛 96
16.3 碳的化合物 98
16.3.1 氧化物 98
16.3.2 碳酸及其鹽 101
16.3.3 碳的鹵化物 102
16.3.4 二硫化碳 103
16.3.5 碳化物 103
16.4 硅的化合物 104
16.4.1 硅的氫化物 104
16.4.2 二氧化硅 104
16.4.3 硅酸、硅膠和硅酸鹽 105
16.4.4 硅的鹵化物 107
16.5 鍺、錫、鉛的化合物 108
16.5.1 氧化物 108
16.5.2 硫化物 109
16.5.3 鹵化物 109
16.5.4 鉛的其他化合物 112
16.6 次周期性 112
16.6.1 第二周期元素——氟、氧、氮的特殊性 112
16.6.2 第四周期元素——溴、硒、砷的高價態化合物的特殊性 114
16.6.3 第六周期元素——鉍、鉛、鉈的*高價態化合物的特殊性 114
16.7 人體的主要元素組成及生物非金屬元素的功能* 115
習題 115
第17章 硼族元素 118
17.1 硼族元素基本性質 119
17.2 硼族元素單質 120
17.2.1 硼 121
17.2.2 鋁 123
17.2.3 鎵、銦、鉈 124
17.3 硼烷 126
17.3.1 硼烷的組成與命名 126
17.3.2 硼烷的分子結構及李普斯昆成鍵模型 126
17.3.3 硼烷的化學性質 129
17.4 硼族元素的氧化物、含氧酸及其鹽 130
17.4.1 硼的含氧化合物 130
17.4.2 氧化鋁和氫氧化鋁 132
17.4.3 氫氧化鎵和氫氧化銦 133
17.5 硼族元素的鹵化物 133
17.5.1 硼的鹵化物 133
17.5.2 鋁的鹵化物 134
17.5.3 鎵、銦、鉈的鹵化物 135
習題 135
第18章 堿金屬和堿土金屬 137
18.1 堿金屬、堿土金屬元素基本性質 138
18.2 堿金屬、堿土金屬元素單質 139
18.2.1 物理性質 139
18.2.2 化學性質 139
18.2.3 單質的制備 141
18.3 氧化物 141
18.3.1 普通氧化物 141
18.3.2 過氧化物 142
18.3.3 超氧化物和臭氧化物 143
18.4 氫氧化物 143
18.4.1 酸堿性 143
18.4.2 水溶性 144
18.5 氫化物 144
18.6 鹽類 145
18.6.1 堿金屬鹽的特點 145
18.6.2 鉀鹽和鈉鹽的比較 145
18.6.3 堿土金屬鹽的特點 145
18.6.4 焰色反應 146
18.6.5 重要的鹽 146
18.7 對角線規則 148
18.8 堿金屬、堿土金屬的用途及生物學作用* 148
習題 150
第19章 銅鋅副族元素 151
19.1 ds區元素通性 151
19.2 銅副族 153
19.2.1 單質 153
19.2.2 銅的化合物 156
19.2.3 銀的化合物 161
19.2.4 金的化合物 163
19.3 鋅副族 164
19.3.1 單質 164
19.3.2 鋅和鎘的化合物 166
19.3.3 汞的化合物 168
習題 170
第20章 d區過渡金屬元素 172
20.1 d區過渡金屬元素通性 173
20.1.1 d區過渡金屬元素的基本性質 173
20.1.2 氧化態變化規律 175
20.1.3 電離能的變化規律 176
20.1.4 過渡金屬及其化合物的磁性 177
20.1.5 過渡元素的配位性 178
20.1.6 離子的顏色 178
20.1.7 過渡元素各氧化態物質的氧化還原性 179
20.1.8 過渡元素各氧化態水合物的酸堿性 183
20.1.9 過渡元素形成多酸、多堿的傾向 184
20.2 **過渡系列金屬元素及其常見化合物 185
20.2.1 鈧 185
20.2.2 鈦 186
20.2.3 釩 190
20.2.4 鉻 192
20.2.5 錳 198
20.2.6 鐵、鈷、鎳 201
20.3 某些第二、第三過渡系列金屬元素 210
20.3.1 鉬、鎢 210
20.3.2 鈀、鉑 213
20.4 過渡金屬元素的用途與環境無機化學* 215
20.5 過渡金屬有機化合物簡介* 217
20.5.1 概述 217
20.5.2 金屬有機化合物的結構 217
20.5.3 金屬羰基化合物 219
20.5.4 含烯、炔和烯基配體的有機金屬配合物 219
20.5.5 夾心結構配合物 220
習題 221
第21章 鑭系元素和錒系元素 223
21.1 鑭系元素基本性質 223
21.1.1 存在和分布 223
21.1.2 價層電子構型、原子半徑和離子半徑 224
21.1.3 氧化態與圖 225
21.1.4 離子的顏色 226
21.1.5 離子的發光 227
21.1.6 鑭系離子及其化合物的磁性 227
21.1.7 鑭系金屬單質的性質 228
21.2 鑭系元素的化合物 228
21.2.1 鑭系元素的氧化物和氫氧化物 228
21.2.2 鑭系元素的難溶鹽 229
21.2.3 鑭系元素的易溶鹽 231
21.3 稀土元素的分離和冶煉* 231
21.3.1 礦石的分解 231
21.3.2 稀土元素的分離 232
21.3.3 稀土金屬的制備 233
21.4 稀土元素的用途* 233
21.4.1 在冶金工業中的應用 233
21.4.2 稀土電、磁功能材料 233
21.4.3 稀土發光材料 234
21.4.4 在能源產業中的應用 236
21.4.5 在化學工業中的應用 236
21.4.6 在玻璃工業中的應用 237
21.4.7 在農業中的應用 237
21.5 錒系元素基本性質* 237
21.6 釷和鈾* 238
21.6.1 釷及其重要化合物 238
21.6.2 鈾及其重要化合物 239
習題 239
第22章 氫和稀有氣體 241
22.1 氫 241
22.1.1 氫元素基本性質 241
22.1.2 氫元素單質 243
22.1.3 氫元素化合物 246
22.2 稀有氣體 248
22.2.1 稀有氣體的發現與命名 248
22.2.2 稀有氣體的存在形式、制備及用途 250
22.2.3 稀有氣體單質性質 252
22.2.4 稀有氣體化合物 254
習題 256
參考文獻 258
附錄 259
附錄1 SI基本單位、導出量及與SI單位一起使用的單位 259
附錄2 一些單質和化合物的熱力學函數（298.15K，101.325kPa） 260
附錄3 常見弱酸、弱堿在水溶液中的解離平衡常數（298.15 K） 266
附錄4 常見難溶化合物的溶度積（298.15K） 268
附錄5 常見配離子的累積穩定常數（298.15 K） 268
附錄6 標準電極電勢（298.15K） 269
附錄7 原子半徑（單位：pm）* 272
附錄8 有效離子半徑（除鑭系、錒系以外元素，單位：pm） 272
第二版序
第二版前言
**版序
**版前言
符號表
第13章 鹵族元素 1
13.1 鹵族元素基本性質 1
13.1.1 鹵族元素通性 1
13.1.2 第二周期元素——氟的特殊性 2
13.2 鹵素單質 4
13.2.1 物理性質 4
13.2.2 化學性質 5
13.2.3 鹵素單質的制備 9
13.2.4 鹵素的用途與生物學作用 11
13.3 鹵化氫與氫鹵酸 12
13.3.1 鹵化氫 12
13.3.2 氫鹵酸 13
13.4 鹵化物、鹵素互化物和多鹵化物 15
13.4.1 鹵化物 15
13.4.2 鹵素互化物 18
13.4.3 多鹵化物 19
13.5 鹵素氧化物、含氧酸及其鹽 20
13.5.1 鹵素氧化物 20
13.5.2 鹵素含氧酸及其鹽 22
13.6 擬鹵素* 29
13.6.1 與鹵素的相似性 29
13.6.2 氰與氰化物 30
13.6.3 硫氰、硫氰化物和異硫氰化物 30
習題 31
第14章 氧族元素 33
14.1 氧族元素基本性質 33
14.1.1 氧族元素通性 33
14.1.2 第二周期元素——氧的特殊性 34
14.2 氧與臭氧 35
14.2.1 氧 35
14.2.2 氧元素在化合物中的成鍵特點 36
14.2.3 臭氧 37
14.3 氧化物、水與過氧化氫 39
14.3.1 氧化物 39
14.3.2 水 40
14.3.3 過氧化氫 40
14.4 硫單質及化合物 43
14.4.1 硫單質 43
14.4.2 硫化氫及氫硫酸 44
14.4.3 硫化物與多硫化物 45
14.4.4 硫的氧化物、含氧酸及其鹽 47
14.4.5 硫的鹵化物和鹵氧化物* 56
14.5 硒、碲及其化合物 57
14.5.1 硒、碲單質 57
14.5.2 硒、碲的化合物 57
習題 59
第15章 氮族元素 61
15.1 氮族元素基本性質 61
15.2 氮族元素單質 62
15.2.1 氮 62
15.2.2 磷 65
15.2.3 砷、銻、鉍 66
15.3 氮族元素氫化物 67
15.3.1 氨及其衍生物 68
15.3.2 磷化氫和聯磷 71
15.3.3 砷化氫、銻化氫和鉍化氫* 72
15.4 氮族元素的氧化物、含氧酸及其鹽 72
15.4.1 氮的氧化物 72
15.4.2 氮的含氧酸及其鹽 75
15.4.3 磷的氧化物、含氧酸及其鹽 78
15.4.4 砷、銻、鉍的氧化物、含氧酸及其鹽 81
15.5 氮族元素的硫化物 83
15.6 氮族元素的鹵化物 84
15.6.1 氮的鹵化物 84
15.6.2 磷的鹵化物 84
15.6.3 砷、銻、鉍的鹵化物* 85
習題 86
第16章 碳族元素 88
16.1 碳族元素基本性質 89
16.2 碳族元素單質 90
16.2.1 碳 90
16.2.2 硅 95
16.2.3 鍺、錫、鉛 96
16.3 碳的化合物 98
16.3.1 氧化物 98
16.3.2 碳酸及其鹽 101
16.3.3 碳的鹵化物 102
16.3.4 二硫化碳 103
16.3.5 碳化物 103
16.4 硅的化合物 104
16.4.1 硅的氫化物 104
16.4.2 二氧化硅 104
16.4.3 硅酸、硅膠和硅酸鹽 105
16.4.4 硅的鹵化物 107
16.5 鍺、錫、鉛的化合物 108
16.5.1 氧化物 108
16.5.2 硫化物 109
16.5.3 鹵化物 109
16.5.4 鉛的其他化合物 112
16.6 次周期性 112
16.6.1 第二周期元素——氟、氧、氮的特殊性 112
16.6.2 第四周期元素——溴、硒、砷的高價態化合物的特殊性 114
16.6.3 第六周期元素——鉍、鉛、鉈的*高價態化合物的特殊性 114
16.7 人體的主要元素組成及生物非金屬元素的功能* 115
習題 115
第17章 硼族元素 118
17.1 硼族元素基本性質 119
17.2 硼族元素單質 120
17.2.1 硼 121
17.2.2 鋁 123
17.2.3 鎵、銦、鉈 124
17.3 硼烷 126
17.3.1 硼烷的組成與命名 126
17.3.2 硼烷的分子結構及李普斯昆成鍵模型 126
17.3.3 硼烷的化學性質 129
17.4 硼族元素的氧化物、含氧酸及其鹽 130
17.4.1 硼的含氧化合物 130
17.4.2 氧化鋁和氫氧化鋁 132
17.4.3 氫氧化鎵和氫氧化銦 133
17.5 硼族元素的鹵化物 133
17.5.1 硼的鹵化物 133
17.5.2 鋁的鹵化物 134
17.5.3 鎵、銦、鉈的鹵化物 135
習題 135
第18章 堿金屬和堿土金屬 137
18.1 堿金屬、堿土金屬元素基本性質 138
18.2 堿金屬、堿土金屬元素單質 139
18.2.1 物理性質 139
18.2.2 化學性質 139
18.2.3 單質的制備 141
18.3 氧化物 141
18.3.1 普通氧化物 141
18.3.2 過氧化物 142
18.3.3 超氧化物和臭氧化物 143
18.4 氫氧化物 143
18.4.1 酸堿性 143
18.4.2 水溶性 144
18.5 氫化物 144
18.6 鹽類 145
18.6.1 堿金屬鹽的特點 145
18.6.2 鉀鹽和鈉鹽的比較 145
18.6.3 堿土金屬鹽的特點 145
18.6.4 焰色反應 146
18.6.5 重要的鹽 146
18.7 對角線規則 148
18.8 堿金屬、堿土金屬的用途及生物學作用* 148
習題 150
第19章 銅鋅副族元素 151
19.1 ds區元素通性 151
19.2 銅副族 153
19.2.1 單質 153
19.2.2 銅的化合物 156
19.2.3 銀的化合物 161
19.2.4 金的化合物 163
19.3 鋅副族 164
19.3.1 單質 164
19.3.2 鋅和鎘的化合物 166
19.3.3 汞的化合物 168
習題 170
第20章 d區過渡金屬元素 172
20.1 d區過渡金屬元素通性 173
20.1.1 d區過渡金屬元素的基本性質 173
20.1.2 氧化態變化規律 175
20.1.3 電離能的變化規律 176
20.1.4 過渡金屬及其化合物的磁性 177
20.1.5 過渡元素的配位性 178
20.1.6 離子的顏色 178
20.1.7 過渡元素各氧化態物質的氧化還原性 179
20.1.8 過渡元素各氧化態水合物的酸堿性 183
20.1.9 過渡元素形成多酸、多堿的傾向 184
20.2 **過渡系列金屬元素及其常見化合物 185
20.2.1 鈧 185
20.2.2 鈦 186
20.2.3 釩 190
20.2.4 鉻 192
20.2.5 錳 198
20.2.6 鐵、鈷、鎳 201
20.3 某些第二、第三過渡系列金屬元素 210
20.3.1 鉬、鎢 210
20.3.2 鈀、鉑 213
20.4 過渡金屬元素的用途與環境無機化學* 215
20.5 過渡金屬有機化合物簡介* 217
20.5.1 概述 217
20.5.2 金屬有機化合物的結構 217
20.5.3 金屬羰基化合物 219
20.5.4 含烯、炔和烯基配體的有機金屬配合物 219
20.5.5 夾心結構配合物 220
習題 221
第21章 鑭系元素和錒系元素 223
21.1 鑭系元素基本性質 223
21.1.1 存在和分布 223
21.1.2 價層電子構型、原子半徑和離子半徑 224
21.1.3 氧化態與圖 225
21.1.4 離子的顏色 226
21.1.5 離子的發光 227
21.1.6 鑭系離子及其化合物的磁性 227
21.1.7 鑭系金屬單質的性質 228
21.2 鑭系元素的化合物 228
21.2.1 鑭系元素的氧化物和氫氧化物 228
21.2.2 鑭系元素的難溶鹽 229
21.2.3 鑭系元素的易溶鹽 231
21.3 稀土元素的分離和冶煉* 231
21.3.1 礦石的分解 231
21.3.2 稀土元素的分離 232
21.3.3 稀土金屬的制備 233
21.4 稀土元素的用途* 233
21.4.1 在冶金工業中的應用 233
21.4.2 稀土電、磁功能材料 233
21.4.3 稀土發光材料 234
21.4.4 在能源產業中的應用 236
21.4.5 在化學工業中的應用 236
21.4.6 在玻璃工業中的應用 237
21.4.7 在農業中的應用 237
21.5 錒系元素基本性質* 237
21.6 釷和鈾* 238
21.6.1 釷及其重要化合物 238
21.6.2 鈾及其重要化合物 239
習題 239
第22章 氫和稀有氣體 241
22.1 氫 241
22.1.1 氫元素基本性質 241
22.1.2 氫元素單質 243
22.1.3 氫元素化合物 246
22.2 稀有氣體 248
22.2.1 稀有氣體的發現與命名 248
22.2.2 稀有氣體的存在形式、制備及用途 250
22.2.3 稀有氣體單質性質 252
22.2.4 稀有氣體化合物 254
習題 256
參考文獻 258
附錄 259
附錄1 SI基本單位、導出量及與SI單位一起使用的單位 259
附錄2 一些單質和化合物的熱力學函數（298.15K，101.325kPa） 260
附錄3 常見弱酸、弱堿在水溶液中的解離平衡常數（298.15 K） 266
附錄4 常見難溶化合物的溶度積（298.15K） 268
附錄5 常見配離子的累積穩定常數（298.15 K） 268
附錄6 標準電極電勢（298.15K） 269
附錄7 原子半徑（單位：pm）* 272
附錄8 有效離子半徑（除鑭系、錒系以外元素，單位：pm） 272
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無機化學(下冊)(第二版) 節選
第13章 鹵族元素 （The Halogen Group Elements） 本章學習要求 1.掌握鹵族元素的基本性質及氟的特殊性。 2.掌握鹵素單質的制備及其反應方程式。 3.理解鹵素單質及其重要化合物的氧化還原性質： （1）鹵素單質的氧化性及鹵離子的還原性規律； （2）鹵素的歧化與逆歧化反應及其發生的條件； （3）鹵素含氧酸鹽的氧化性規律及其理論解釋； （4）根據自由能-氧化態圖（圖）定量計算、和。 4.掌握鹵素含氧酸的結構、酸性變化規律。 5.掌握VSEPR法分析鹵素重要化合物分子（離子）的幾何構型。 6.了解擬鹵素的基本性質。 鹵族元素簡稱鹵素，位于元素周期表ⅦA族（或第17族），包括氟（fluorine）、氯（chlorine）、溴（bromine）、碘（iodine）、砹（astatine）和近年發現的（tennessine，Ts）六種元素。 鹵素（halogen）的意思是“成鹽”。氟、氯、溴、碘在地殼的豐度（按質量分數）依次為，在所有元素中分列第13、19、50、63位。氟以螢石（CaF2）、冰晶石（Na3AlF6）、氟磷灰石[Ca5F（PO4）3]等礦物形式存在。氯主要以氯化鈉形式存在于海水中（約含2% NaCl），也存在于巖鹽（NaCl）和光鹵石等礦物中。溴以溴化鉀、溴化鈉等形式存在于海水或巖鹽中。碘以碘化物形式存在于海水或巖鹽中，也以碘酸鉀形式存在于智利硝石中，海藻類植物中常富集碘。砹是放射性元素，地殼中含量極低，已知其原子基態價層電子構型是6s26p5，是人工合成元素，原子序數117，其原子基態價層電子構型是7s27p5，本書不作進一步介紹。 13.1 鹵族元素基本性質 （General Properties of the Halogen Group Elements） 13.1.1 鹵族元素通性 鹵族元素的一些基本性質列于表13.1。 由表13.1可見：鹵素原子基態價層電子構型均為ns2np5，離*外層8電子穩定構型僅差1個電子，故該族元素原子均有強烈的接受外來電子的傾向，在同一周期元素中非金屬性*強；隨著原子半徑增大，從氟到碘**電離能和電負性遞減，非金屬性逐漸減弱，表明與有效核電荷相比，原子半徑對元素性質的影響占主導地位。從氯到碘，**電子親和能和單鍵（X—X）解離能均有規律地減小，但氟元素顯特殊性。 13.1.2 第二周期元素——氟的特殊性 與同族其他元素相比，第二周期元素氟顯示一系列特殊性。 1.氧化態 氟元素的氧化態為-1和0，無正氧化態，因為氟是電負性*大的元素；而氯、溴、碘除了-1和0氧化態外，還有+1、+3、+5、+7等常見氧化態。O2F2和OF2應視為氟化物，其中氟元素的氧化態為-1，而氧元素的氧化態依次為+1和+2。 2.**電子親和能 **電子親和能Eea1絕對值F＜Cl，而Cl、Br、I遞減，這類似于氧族O＜S，氮族N＜P。 3.鍵解離能 自身形成單鍵時，鍵解離能F—F；與電負性較大、價電子數目較多的元素的原子成鍵時。 氟的單鍵解離能和**電子親和能偏小，是因為它是第二周期元素，原子半徑較小，成鍵或接受外來電子后，電子密度過大，電子互相排斥作用增加。 但是，當與電負性較小、價電子數目較少的元素原子成鍵時，氟所形成的單鍵解離能卻大于氯所形成的對應單鍵，如F—C。顯然，由于成鍵后價層電子密度不太大，F—C和F—H與Cl—C和Cl—H相比較，原子軌道更有效的重疊和能量更相近起著主導作用。 4.化學鍵類型 多數氟化物為離子型，而相應的氯化物、溴化物、碘化物中鍵的離子性逐步減小，出現從離子型到共價型的過渡。這顯然與氟元素電負性*大有關。 5.與水的作用 F2（g）通入水中，發生激烈反應，F2把H2O氧化為氧氣，而氯、溴、碘在水中均有一定溶解度，相應的溶液稱為氯水、溴水、碘水。 6.配位數 對于同一中心原子，以鹵素原子作配位原子，中心原子配位數（CN）以氟化物*大，穩定性也*高。例如 （1） （2）AsF5與AsCl5：AsF5穩定，AsCl5在50℃分解；不存在AsBr5和AsI5。 （3）PbF4與PbCl4：PbF4穩定，PbCl4在室溫分解；不存在PbBr4和PbI4。 7.穩定性 鹵化物熱力學穩定性，以氟化物*穩定。 氟元素的特殊性，除了可以從原子半徑小、電負性*大等結構因素考慮外，還可以從熱力學因素理解：離子型鹵化物中，以氟化物晶格能*大（因為F電負性*大，而且在X-中F-的半徑*小）；而共價型鹵化物中，以氟化物的標準生成自由能*負。以生成鹵化氫的玻恩-哈伯循環（Born-Haber cycle）為例說明（圖13.1），相應的熱力學數據列于表13.2。 圖13.1設計了生成HX（g）的兩種不同途徑：其一是直接由單質化合，其二是X2和H2（g）先解離為氣態原子[Br2（l）和I2（s）還需增加氣化步驟，相應增加原子化熱]，再結合成HX（g）。根據赫斯定律（或根據狀態函數的性質），兩種途徑的熱效應相等，即 比較表13.2中數據可發現：X2解離焓以F2（g）*小，而HX（g）鍵能（BE）以HF（g）*大，因此HF（g）的標準生成焓*負①。 13.2 鹵素單質 （The Halogen Elements） 13.2.1 物理性質 鹵素單質的一些物理性質示于表13.1。鹵素單質分子均為非極性分子，隨著X2相對分子質量增大，色散力增大，故單質的熔點、沸點升高，室溫下，氟是淡黃色氣體；氯是黃綠色氣體；溴是紅棕色液體，易揮發；而碘是紫黑色固體，易升華。氟氣、氯氣、溴蒸氣、碘蒸氣均有強烈的刺激性氣味，刺激眼睛、鼻、氣管等器官的黏膜，對人有毒性，且毒性自氟到碘逐漸減小。發生氯氣中毒，可以吸入乙醇和乙醚的混合蒸氣解毒。液溴接觸皮膚可導致難愈合的創傷，使用時要十分小心；液溴致傷，可用苯或甘油清洗傷口，再用水洗，并到醫院治療。 物質為什么會顯示不同的顏色？ 這可以從光的互補原理理解。可見光的互補關系示于圖13.2。通常，人的眼睛可以看見波長400～760nm的光，稱為可見光；按照波長從短到長，依次為紫、藍、綠、黃、橙、紅等顏色。當一束白光照射到某物質上時，如果所有波長的可見光全部被該物質吸收，它就呈黑色；如果該物質對所有波長的可見光都不吸收，它就呈白色；如果該物質吸收所有波長的可見光的一部分，它就呈灰色；如果該物質只吸收特定波長范圍的可見光，它就呈現被吸收光的互補色。例如，物質只吸收紫色光，它將顯黃綠色；相反，只吸收黃綠色光，它將顯紫色；如果物質只吸收藍綠色光，它將顯紅色等。鹵素單質顯示特定顏色，源于當可見光照射它時，其分子中*高占有軌道上的電子吸收特定波長的光，受激發而躍遷到*低空軌道上，從而使鹵素單質顯示被吸收光的互補色；該波長的光子的能量正好等于鹵素分子*低空軌道與*高占有軌道的能級差，即 鹵素單質被光激發的過程，可以用分子軌道式表示為 相應的電子躍遷及能級示意圖見圖13.3。 隨著原子序數增加，從F2到I2，鹵素分子*低空軌道與*高占有軌道的能級差ΔE逐漸減小，所吸收光的波長逐漸增大（光譜學稱為“紅移”），因而鹵素顯示的互補光顏色發生規律性變化。例如，F2（g）部分吸收較短波長的紫光，顯示出互補光淺黃色；Cl2（g）吸收稍長波長的紫光，顯示出互補光黃綠色；I2（g）吸收較長波長的黃綠光，顯示出互補光紫色，如圖13.2所示。 F2（g）對水的作用與其他鹵素不同，F2（g）與水激烈反應，把H2O氧化為氧氣：而氯、溴、碘溶解于水中，但溶解度不大（表13.1）。 碘在有機溶劑中的溶解度比在水中更大，在100 g溶劑中的溶解度和溶液顏色為：水0.030 g（25℃），溶液淺黃褐色；乙醇20.5 g（15℃），溶液褐色；苯16.46 g（25℃），溶液紅褐色；四氯化碳2.91 g（25℃），溶液紫色。除四氯化碳溶液外，其他溶液顏色均不同于碘蒸氣紫色，這是因為I2與溶劑分子發生溶劑化作用，生成溶劑化物。 碘可以形成多碘離子、、等，故碘在KI溶液中的溶解度比在水中顯著增加。碘易升華，據此可以提純碘。 13.2.2 化學性質 鹵素原子基態價層電子構型ns2np5決定氟、氯、溴、碘均是所在周期中非金屬性*強的元素，而從氟到碘，非金屬性逐漸減弱，這是原子半徑對元素性質的影響占主導地位的結果。 鹵素單質的主要化學性質是其氧化還原性質，尤其是氧化性。由標準電極電勢（表13.1）可知：F2是很強的氧化劑，Cl2是強氧化劑，Br2是中等氧化劑，I2是溫和的氧化劑，同濃度下氧化性順序為F2Cl2＞Br2＞I2，而還原性順序為。 1.鹵素與金屬、非金屬的反應 氟可以與除He、Ne、O2和N2外的其余單質直接化合，其中與金、鉑等惰性的貴金屬需加熱才反應，而在室溫或稍高溫度下與Mg、Fe、Ni、Cu、Pb等反應時，生成致密的氟化物薄膜，防止了金屬進一步氧化，故常用鋼制或鎳銅合金制的容器儲運氟。氟在低溫下即與B、C、Si、P、S等非金屬激烈反應，產生火焰，生成相應的氟化物。 氯也可以與除He、Ne、Ar、Kr、O2和N2外的其余單質直接化合，但反應不如氟激烈。室溫下干燥的氯氣不與鐵反應，故可用鋼制容器儲運氯。但在加熱條件下，Cl2（g）可與Fe（s）化合，生成FeCl3（s）。 氯與S、P等非金屬的反應，在Cl2（g）過量的情況下，生成高價態氯化物： 溴和碘的反應活性進一步降低，需較高溫度才與金屬、非金屬反應，碘甚至不與硫直接化合。溴和碘與P等非金屬的反應不如氯激烈，通常只生成低價態溴化物、碘化物： 鹵素與氫氣的化合是鹵素反應活潑性差異的典型例子： F2在低溫、暗處即發生爆炸性反應；Cl2在100℃或紫外光照射下發生激烈反應；Br2在150～500℃才發生反應；I2的反應溫度高達300℃，但高于500℃，HI即逆向分解。 2.鹵素與化合物的反應 鹵素與具有還原性的化合物反應，把后者氧化： 注意I2與硫代硫酸鹽的反應產物與Cl2、Br2不同，后一反應是定量分析化學“碘量法”的基礎。 但是，Fe3+卻可以把氧化為I2： 這個反應說明碘的氧化性不如氯和溴，甚至不如Fe3+，這容易從有關電對的標準電極電勢理解。 以下反應進一步表明氯、溴、碘非金屬性的順序，也反映了鹵離子的還原性順序： 3.鹵素與水的作用 鹵素與水的作用可以分為鹵素氧化水以及鹵素在水溶液中發生歧化兩類。 1）鹵素氧化水 根據E-pH圖，可以方便地討論鹵素氧化水的反應。如果一個電對的E-pH圖位于“氧區”，該電對的氧化型物質將自發將水氧化為氧氣。
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