高中化学竞赛-稀有气体、卤素

高中化学奥林匹克竞赛辅导 稀有气体、卤素稀有气体、卤素 一、稀有气体元素一、稀有气体元素 1. 1.稀有气体简介：稀有气体简介： 稀有气体元素包括氦(He)、氖(Ne)、氩(Ar)、氦(Kr)、氙(Xe)、氡(Rn)六种。稀有气体发现之 初，人们用多种化学试剂与它们进行试验，均不发生反应，因此又将它们称为“惰性气体”。直到 1962 年英国科学家巴拉特合成了第一个稀有气体化合物—XePtFXePtF6 6， 稀有气体不参与反应的假说才 被推翻。迄今为止，化学家们合成了数百种惰性气体的化合物，可见稀有气体的“惰性”是相对 的，不是绝对的。 稀有气体都是单原子分子，不存在化学键，原子之间仅存在微弱的色散力，所以稀有气体的 熔沸点低，氦是所有气体中最难液化的，沸点仅为4.25K，比氢 (20.4K)还低。稀有气体在水中溶解 度也很小。除氦是 2 电子以外，其余稀有气体最外层的 s 轨道和 p 轨道均已充满，具有稳定的 8 电子构型。稀有气体的原子在一般条件下，既难失去电子，也难得到电子，因此在化学性质上表 现出明显的惰性。 2. 2.稀有气体化合物：稀有气体化合物： 1962 年，29 岁的青年化学家巴拉特发现 O2和 PtF6反应生成了一种深红色的固体，经测定该 化合物为 O2PtF6，他联想到氧分子的第一电离能与 Xe 的第一电离能接近，据此推测 Xe 与 PtF6 也能生成类似的化合物，并进行实验，将 PtF6与 Xe 按等物质的量反应，得到了稀有气体的第一 个化合物——橙红色的固体 Xe+PtF6—。随后的几年中，科学家们相继合成了 Xe 的氟化物、氟氧 化物及含氧化合物，Kr 和 Rn 的个别化合物也已制得。 氙的氟化物有 XeF2、XeF4、XeF6，这几个氟化物都是强氧化剂，可以将许多物质氧化，能将 H2、HCl 甚至 BrO3—等氧化，还原产物为 Xe，如： XeF2+BrO3—+2OH—=Xe+2F—+BrO4—+H2O 氙的氟化物也是良好的氟化剂，如2SF4+XeF4=Xe +2SF6。 氙的氟化物都能与水发生反应，或将水氧化，或者自身发生岐化反应，如： 2XeF2+2H2O=2Xe+4HF+O2（将水氧化） 6XeF4+12H2O=2XeO3+4Xe+3O2+24HF（XeF4一半发生岐化反应，一半将水氧化） XeF4+2SF4=2SF6+Xe（作为氟化剂） XeF6 +H2O=XeOF4 + 2HF（部分水解） XeF6 + 3H2O=XeO3 + 6HF（完全水解） XeF2、XeF4、XeF6均能给出氟离子，与含氟的路易斯酸（如 SbF5、AsF5等）生成含氟阴离 子的配合物，如 XeF6+PtF5=XeF5+PtF6—。 氙的含氧化合物有氧化物、含氧酸及其盐等。氧化物有XeO3和 XeO4，均不稳定，易发生爆 炸式的分解，如 2XeO3=2Xe+3O2，XeO4=Xe+2O2。 二、卤族元素二、卤族元素 1. 1.卤族元素简介：卤族元素简介： 卤族元素包括氟(F)，氯(Cl)，溴(Br)，碘(I)，砹(At)，价层电子构型为 ns2np5，其中砹是放射 性元素。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。 碘稍有某些金属性， 可以生成碘盐， 如碘酸碘：I(IO4)3。 卤族元素的性质卤族元素的性质 性质氟氯溴碘 原子序数 价层电子构型 常见氧化数 熔点（℃） 9 2s22p5 －1 －219.7 17 3s23p5 35 4s24p5 53 5s25p5 －1， +1， +3， －1， +1， +3， －1， +1， +3， +5， +7+5， +7+5， +7 -100.99-7.3113.5 1 沸点（℃） 原子半径（pm） X 离子半径（pm） X-X 键离解能 （kJ·mol 1） － － － -188.2 67 133 155 1680 -34.03 99 181 240 1260 58.75 114 196 190 1140 184.34 138 220 199 1010 第一电离能 I1（kJ·mol 1） 3.983.162.962.66 电负性 卤族元素在自然界中都以化合态形式存在。 氟的主要矿物有萤石(CaF2)、冰晶石(Na3AlF6，六 氟合铝酸钠)、氟磷灰石(Ca5(PO4)3F)；氯主要以氯化钠的形式在海水、盐湖、岩盐矿中大量存在； 在海水晒制食盐后的卤水中含有较大浓度的的溴化钾、溴化钠等，可以用来提取溴单质；碘在某 些海藻类植物中存在，海藻灰是提取碘的重要原料。 2. 2.卤族单质卤族单质 2.12.1 物理性质：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，这是范德华力（主要是色散力） 依次增大的缘故。固态 I2加热易升华，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。卤素单质均有毒，且毒性依次减弱，F2有剧毒。 卤素单质均有颜色，随着分子量的增大，其颜色依次加深，由淡黄绿色、黄绿色、红棕色到 紫色，反应卤素单质对光的最大吸收向长波方向移动的趋势。 卤素在有机溶剂，如乙醚、四氯化碳、乙醇、氯仿等非极性的溶剂中的溶解度比在水中要大 － 得多，这是“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＋II3（棕色） 。 2.22.2 化学性质：化学性质： 卤族元素原子易结合 1 个电子达到 8 电子稳定结构，在同周期元素中非金属性最强。氟是所 有元素中非金属最强的元素，在形成化合物时只能显—1 价。卤族单质的分子中只有一个共价单 键，键能大小如下： 卤素单质键能（kJ/mol） F—FCl—ClBr—BrI—I 155243193151 氟原子半径很小，在主族元素中仅大于氢，F2中孤对电子之间有较大的排斥力，虽然氟的半 径小于氯，但F-F 键能(155kJ·mol-1)却比 Cl-Cl（243kJ·mol-1）小，而从氯到碘， X-X 键能是逐渐 减小的。氟与其他元素形成的化学键都很强，而且 F-F 键能较小，容易断裂，所以氟气参加的反 应都是比较剧烈的，氟是最容易与稀有气体元素Xe 反应形成的化合物的元素。卤族元素中除氟 只有负一价和零氧化态外，其它元素均能形成氧化态从—1 到+7 氧化态的物质，能形成丰富多彩 的化合物。 F2是最活泼的非金属，能与除了He、Ne、Ar 外的所有单质化合，Cl2和 Br2能与大多数单质 化合，但是反应不如 F2强烈，I2的活泼性相对较差。 卤素与水可发生如下反应：X2+H2OHX+HXO(X≠F)，2F2+2H2O=4HF+O2。 卤素与碱发生如下歧化反应： 2X2+2NaOH=NaX+NaXO+H2O(X≠F)，2F2+2NaOH=2NaF+OF2+H2O —— 卤素离子可发生如下归中反应：X +XO +2H+=X2+H2O(X≠F)。 2.32.3 单质的制备：单质的制备： 卤素在自然界中都以化合态形式存在，从卤素化合物中