化学元素周期表整理族

./化学元素周期表整理族主族元素所谓主族元素就是指除了最外层电子层以外的电子层的电子数都是满电子的化学元素。原理：同主族元素从上到下原子序数逐渐增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,得电子能力逐渐减小,失电子能力逐渐增大,元素金属性逐渐增大,非金属性逐渐减小,气态氢化物稳定性逐渐减小。主族元素在水溶液中的离子〔包括含氧酸根无色。IA：LiNaKRbCsFr<碱金属>最高价氧化物对应水化物的碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOHⅡA：BeMgCaSrBaRa〔碱土元素最高价氧化物对应水化物碱性：Be<OH>2<Mg<OH>2<Ca<OH>2<Sr<OH>2<Ba<OH>2ⅢA：BAlGaInTa此层元素比较特殊,在化学性质上显示出两性ⅣA：CSiGeSnPb气态氢化物的稳定性：CH4>SiH4最高价氧化物对应水化物的酸性：H2CO3>H2SiO3<H4SiO4>ⅤA：NPAsSbBi〔氮族气态氢化物的稳定性：NH3>PH3>AsH3最高价氧化物对应水化物的酸性：HNO3>H3PO4>H3AsO4ⅥA：OSSeTePo〔氧族气态氢化物的稳定性：H2O>H2S>H2Se最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SO4>H2SeO4ⅦA：FClBrIAt〔At是卤族元素气态氢化物的稳定性：HF>HCl>HBr>HI最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4>HBrO4>HIO4到目前为止横式元素周期表主表有7行18列。7行即7个周期,其中前6个周期为完全周期,第7周期为不完全周期〔还有元素没有被确认发现。18列中按族分为16族〔7个主族、7个副族、第8族和0族：从左到右按族依次为ⅠA族、ⅡA族〔第1~2主族,第1~2列；ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族〔第3~7副族,第3~7列,其中第3列包含镧系和锕系元素,在主表之外分列两行,每行15个元素；Ⅷ族〔第8族,第8~10列；ⅠB族、ⅡB族〔第1~2副族,第11~12列；ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族〔第3~7主族,第13~17列和0族〔第18列。副族元素求助编辑百科名片副族元素包括钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨过渡元素氧化态。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出〔不使用特殊试剂和分离。制备单质的一般方法。目录副族元素及其化合物通论d区元素竞赛要求展开副族元素及其化合物通论d区元素竞赛要求展开编辑本段副族元素及其化合物通论d区元素是指IIIB~VIII族元素,ds区元素是指IB、IIB族元素。d区元素的外围电子构型是<n－1>dns〔Pd例外,ds区元素的外围电子构型是<n－1>dns。它们分布在第4、5、6周期之中,而我们主要讨论第4周期的d区和ds区元素。第4周期d区、ds区元素某些性质?Sc3d4sTi3d4sV3d4s2Cr3d4sMn3d4sFe3d4sCo3d4sNi3d4sCu3d4sZn3d4s熔点/℃195316751890189012041535149514531083419沸点/℃272732603380248220773000290027322595907原子半径/Pm164147135129127126125125128137M半径/Pm－908884807674677274I1kJ·mol631658650652.8717.4759.4758736.7745.5906.4室温密度/gcm2.994.55.967.207.207.868.98.908.927.14氧化态3–1,0,23,4–1,0,23,4,5–2,–1,02,3,45,6–1,0,12,3,45,6,70,2,34,5,60,23,40,23,<4>*1,23<1>2*〔为不稳定氧化态。同一周期的d区或ds区元素有许多相似性,如金属性递变不明显、原子半径、电离势等随原子序数增加虽有变化,但不显著,都反映出d区或ds区元素从左至右的水平相似性。d区或ds区元素有许多共同的性质：〔1它们都是金属,因为它们最外层都只有1~2个电子。它们的硬度大,熔、沸点较高。第4周期元素周期表d区元素都是比较活泼的金属,它们能置换酸中的氢；而第5、6周期的d区元素较不活泼,它们很难和酸作用。〔2除少数例外,它们都存在多种氧化态,且相邻两个氧化态的差值为1或2,如Mn,它有–1,0,1,2,3,4,5,6,7；而p区元素相邻两氧化态间的差值常是2,如Cl,它有–1,0,1,3,5,7等氧化态。最高氧化态和族号相等,但VIII族除外。第4周期d区元素最高氧化态的化合物一般不稳定；而第5、6周期d区元素最高氧化态的化合物则比较稳定,且最高氧化态化合物主要以氧化物、含氧酸或氟化物的形式存在,如WO3、WF6、MnO、FeO、CrO等,最低氧化态的化合物主要以配合物形式存在,如[Cr<CO>5]〔3它们的水合离子和酸根离子常呈现一定的颜色。这些离子的颜色同它们的离子存在未成对的d电子发生跃迁有关。某些d区元素水合离子的颜色电子构型未成对电子数阳离子水合离子颜色3d00ScTi无色无色3d11TiV紫色蓝色3d2V绿色3d33VCr紫色紫色3d44MnCr紫色蓝色3d55MnFe肉色浅紫色3d4Fe绿色3d3Co粉红色3d2Ni绿色3d1Cu蓝色3d0Zn无色常见酸根离子的颜色有：CrO〔黄色、Cr2O〔橙色、MnO4<2+>〔绿色、MnO4<+>〔紫红色。〔4它们的原子或离子形成配合物的倾向都较大。因为它们的电子构型具有接受配体孤电子对的条件。以上这些性质都和它们的电子层结构有关。d区元素〔一钛副族1、钛副族元素的基本性质钛副族元素原子的价电子层结构为<n－1>dns,所以钛、锆和铪的最稳定氧化态是+4,其次是+3,+2氧化态则比较少见。在个别配位化合物中,钛还可以呈低氧化态0和–l。锆、铪生成低氧化态的趋势比钛小。它们的M<Ⅳ>化合物主要以共价键结合。在水溶液中主要以MO形式存在,并且容易水解。由于镧系收缩,铪的离子半径与锆接近,因此它们的化学性质极相似,造成锆和铪分离上的困难。2、钛及其化合物〔1钛钛是活泼的金属,在高温下能直接与绝大多数非金属元素反应。在室温下,钛不与无机酸反应,但能溶于浓、热的盐酸和硫酸中：2Ti+6HCl<浓>2TiCl3+3H2↑2Ti+3H2SO4<浓>2Ti2<SO4>3+3H2↑钛易溶于氢氟酸或含有氟离子的酸中：Ti+6HFTiF+2H+2H2↑〔2二氧化钛二氧化钛在自然界以金红石为最重要,不溶于水,也不溶于稀酸,但能溶于氢氟酸和热的浓硫酸中：TiO2+6HF=H2[TiF6]+2H2OTiO2+2H2SO4=2Ti<SO4>2+2H2OTiO2+H2SO4=2TiOSO4+H2O〔3四氯化钛四氯化钛是钛的一种重要卤化物,以它为原料,可以制备一系列钛化合物和金属钛。它在水中或潮湿空气中都极易水解将它暴露在空气中会发烟：TiCl4+2H2O=TiO2+4HCl〔4钛<Ⅳ>的配位化合物钛<Ⅳ>能够与许多配合剂形成配合物,如[TiF6]、[TiCl6]、[TiO<H2O2>]等,其中与H2O2的配合物较重要。利用这个反应可进行钛的比色分析,加入氨水则生成黄色的过氧钛酸H4TiO6沉淀,这是定性检出钛的灵敏方法。〔二钒副族1、钒副族元素基本性质钒副族包括钒、铌、钽三个元素,它们的价电子层结构为<n-1>dns,5个价电子都可以参加成键,因此最高氧化态为+5,相当于d的结构,为钒族元素最稳定的一种氧化态。按V、Nb、Ta顺序稳定性依次增强,而低氧化态的稳定性依次减弱。铌钽由于半径相近,性质非常相似。2、钒及其化合物〔1钒金属钒容易呈钝态,因此在常温下活泼性较低。块状钒在常温下不与空气、水、苛性碱作用,也不与非氧化性的酸作用,但溶于氢氟酸,也溶于强氧化性的酸〔如硝酸和王水中。在高温下,钒与大多数非金属元素反应,并可与熔融苛性碱发生反应。〔2五氧化二钒V2O5可通过加热分解偏钒酸铵或三氯氧化钒的水解而制得：2NH4VO3V2O5+2NH3+H2O2VOCl3+3H2O=V2O5+6HCl在工业上用氯化焙烧法处理钒铅矿,提取五氧化二钒。V2O5比TiO2具有较强的酸性和较强的氧化性,它主要显酸性,易溶于碱：V2O5+6NaOH=2Na3VO4+3H2O也能溶解在强酸中〔pH<1生成VO离子。V2O5是较强的氧化剂：V2O5+6HCl=2VOCl2+Cl2+3H2O〔3钒酸盐和多钒酸盐钒酸盐有偏钒酸盐MVO3、正钒酸盐M3VO4和多钒酸盐〔M4V2O7、M3V3O9等。只有当溶液中钒的总浓度非常稀〔低于10mol·L且溶液呈强碱性〔pH>13时,单体的钒酸根才能在溶液中稳定存在；当pH下降,溶液中钒的总浓度小于10mol·L时,溶液中以酸式钒酸根离子形式存在,如HVO、H2VO；当溶液中钒的总浓度大于10mol·L时,溶液中存在一系列聚合物种〔多钒酸盐如V2O、V3O、V4O、V10O等。〔三铬副族1、铬副族的基本性质周期系第VIB族包括铬、钼、钨三个元素。铬和钼的价电子层结构为<n-1>dns,钨为<n-1>dns。它们的最高氧化态为+6,都具有d区元素多种氧化态的特征。它们的最高氧化态按Cr、Mo、W的顺序稳定性增强,而低氧化态的稳定性则相反。2、铬及其化合物〔1铬铬比较活泼,能溶于稀HCl、H2SO4,起初生成蓝色Cr溶液,而后为空气所氧化成绿色的Cr溶液：Cr+2HCl=CrCl2+H2↑4CrCl2+4HCl+O2=4CrCl3+2H2O铬在冷、浓HNO3中钝化。〔2铬<III>的化合物向Cr溶液中逐滴加入2mol·dmNaOH,则生成灰绿色Cr<OH>3沉淀。Cr<OH>3具有两性：Cr<OH>3+3H=Cr+3H2OCr<OH>3+OH=Cr<OH><亮绿色>铬<III>的配合物配位数都是6〔少数例外,其单核配合物的空间构型为八面体,Cr离子提供6个空轨道,形成六个dsp杂化轨道。〔2铬酸、铬酸盐和重铬酸盐若向黄色CrO溶液中加酸,溶液变为橙色Cr2O〔重铬酸根液；反之,向橙色Cr2O溶液中加碱,又变为CrO黄色液：2CrO<黄色>+2HCr2O<橙色>+H2OK=1.2×10H2CrO4是一个较强酸〔=4.1,=3.2×10,只存在于水溶液中。氯化铬酰CrO2Cl2是血红色液体,遇水易分解：CrO2Cl2+2H2O=H2CrO4+2HCl常见的难溶铬酸盐有Ag2CrO4〔砖红色、PbCrO4〔黄色、BaCrO4〔黄色和SrCrO4〔黄色等,它们均溶于强酸生成M和Cr2O。K2Cr2O7是常用的强氧化剂〔=1.33V饱和K2Cr2O7溶液和浓H2SO4混合液用作实验室的洗液。在碱性溶液中将Cr<OH>氧化为CrO,要比在酸性溶液将Cr氧化为Cr2O容易得多。而将Cr<VI>转化为Cr<III>,则常在酸性溶液中进行。3、钼和钨的重要化合物〔1钼、钨的氧化物MoO3、WO3和CrO3不同,它们不溶于水,仅能溶于氨水和强碱溶液生成相应的合氧酸盐。〔2钼、钨的含氧酸及其盐钼酸、钨酸与铬酸不同,它们是难溶酸,酸性、氧化性都较弱,钼和钨的含氧酸盐只有铵、钠、钾、铷、锂、镁、银和铊<I>的盐溶于水,其余的含氧酸盐都难溶于水。氧化性很弱,在酸性溶液中只能用强还原剂才能将它们还原到+3氧化态。〔四锰副族1、锰副族的基本性质ⅦB族包括锰、锝和铼三个元素。其中只有锰及其化合物有很大实用价值。同其它副族元素性质的递变规律一样,从Mn到Re高氧化态趋向稳定。低氧化态则相反,以Mn为最稳定。2、锰及其化合物〔1锰锰是活泼金属,在空气中表面生成一层氧化物保护膜。锰在水中,因表面生成氢氧化锰沉淀而阻止反应继续进行。锰和强酸反应生成Mn<II>盐和氢气。但和冷浓H2SO4反应很慢〔钝化。〔2锰<II>的化合物在酸性介质中Mn很稳定。但在碱性介质中Mn<II>极易氧化成Mn<IV>化合物。Mn<OH>2为白色难溶物,Ksp=4.0×10,极易被空气氧化,甚至溶于水中的少量氧气也能将其氧化成褐色MnO<OH>2沉淀。2Mn<OH>2+O2=2MnO<OH>2↓Mn在酸性介质中只有遇强氧化剂<NH4>2S2O8、NaBiO3、PbO2、H5IO6时才被氧化。2Mn+5S2O+8H2O=2MnO+10SO+16H2Mn+5NaBiO3+14H=2MnO+5Bi+5Na+7H2O〔3锰<IV>的化合物最重要的Mn<IV>化合物是MnO2,二氧化锰在中性介质中很稳定,在碱性介质中倾向于转化成锰<Ⅵ>酸盐；在酸性介质中是一个强氧化剂,倾向于转化成Mn。2MnO2+2H2SO4<浓>=2MnSO4+O2↑+2H2OMnO2+4HCl<浓>=MnCl2+Cl2↑+2H2O简单的Mn<IV>盐在水溶液中极不稳定,或水解生成水合二氧化锰MnO<OH>2,或在浓强酸中的和水反应生成氧气和Mn<II>。〔4锰<VI>的化合物最重要的Mn<VI>化合物是锰酸钾K2MnO4。在熔融碱中MnO2被空气氧化生成K2MnO4。2MnO2+O2+4KOH=2K2MnO4<深绿色>+2H2O在酸性、中性及弱碱性介质中,K2MnO4发生歧化反应：3K2MnO4+2H2O=2KMnO4+MnO2+4KOH锰酸钾是制备高锰酸钾〔KMnO4的中间体。2MnO+2H2O2MnO+2OH+H2↑KMnO4是深紫色晶体,是强氧化剂。和还原剂反应所得产物因溶液酸度不同而异。例如和SO反应：酸性2MnO+5SO+6H=2Mn+5SO+3H2O近中性2MnO+3SO+H2O=2MnO2+3SO+2OH碱性：2MnO+SO+2OH=2MnO+SO+H2OMnO在碱性介质中不稳定：4MnO+4OH=4MnO+O2+2H2OKMnO4晶体和冷浓H2SO4作用,生成绿褐色油状Mn2O7,它遇有机物即燃烧,受热爆炸分解：2KMnO4+H2SO4<浓>=Mn2O7+K2SO4+H2O2Mn2O7=3O2+4MnO2副族元素及其化合物编辑本段竞赛要求钛、钒、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞、钼、钨。过渡元素氧化态。氧化物和氢氧化物的酸碱性和两性。水溶液中的常见离子的颜色、化学性质、定性检出〔不使用特殊试剂和分离。制备单质的一般方法。开放分类：元素非金属元素求助编辑百科名片非金属元素非金属元素是元素的一大类,在所有的一百多种化学元素中,非金属占了22种。在周期表中,除氢以外,其它非金属元素都排在表的右侧和上侧,属于p区。包括氢、硼、碳、氮、氧、氟、硅、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砹、氦、氖、氩、氪、氙、氡。180%的非金属元素在现在社会中占有重要位置。目录关系及性质金属性与非金属性在周期表中的位置关系金属性与非金属性在化学反应中的表现的关系元素的性质与物质的化学性质的关系理化性质物理性质化学性质成键方式非金属元素-氢氢发展历史氢在周期表中的位置氢的同位素氢的成键特征物理性质化学性质非金属元素-碳及其同素异形体发现史碳单质金刚石石墨碳六十非金属元素-氧概念名称性质物理性质化学性质展开关系及性质金属性与非金属性在周期表中的位置关系金属性与非金属性在化学反应中的表现的关系元素的性质与物质的化学性质的关系理化性质物理性质化学性质成键方式非金属元素-氢氢发展历史氢在周期表中的位置氢的同位素氢的成键特征物理性质化学性质非金属元素-碳及其同素异形体发现史碳单质金刚石石墨碳六十非金属元素-氧概念名称性质物理性质化学性质展开编辑本段关系及性质最外层电子数大于等于4,所以其原子容易得到电子,常以阴离子形态存在于离子化合物中,或形成分子晶体、原子晶体。它们的氧化物和氢氧化物一般呈酸性。元素的金属性是指元素的原子失电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子得电子的能力。金属性与非金属性在周期表中的位置关系对于主族元素来说,同周期元素随着原子序数的递增,原子核电荷数逐渐增大,而电子层数却没有变化,因此原子核对核外电子的引力逐渐增强,随原子半径逐渐减小,原子失电子能力逐渐降低,元素金属性逐渐减弱；而原子得电子能力逐渐增强,元素非金属性逐渐增强。例如：对于第三周期元素的金属性Na>Mg>Al,非金属性Cl>S>P>Si。碳族元素同主族元素,随着原子序数的递增,电子层逐渐增大,原子半径明显增大,原子核对最外层电子的引力逐渐减小,元素的原子失电子逐渐增强,得电子能力逐渐减弱,所以元素的金属性逐渐增强,非金属性减弱。例如：第一主族元素的金属性H<Li<Na<K<Rb<Cs,卤族元素的非金属性F>Cl>Br>I。综合以上两种情况,可以作出简明的结论：在元素周期表中,越向左、下方,元素金属性越强,金属性最强的金属是Cs；越向右、上方,元素的非金属越强,非金属性最强的元素是F。例如：金属性K>Na>Mg,非金属性O>S>P。金属性与非金属性在化学反应中的表现的关系一般说来,元素的金属性越强,它的单质与水或酸反应越剧烈,对于的碱的碱性也越强。例如：金属性Na>Mg>Al,常温时单质Na与水能剧烈反应,单质Mg与水能缓慢地进行反应,而单质Al与水在常温时很难进行反应,它们对应的氧化物的水化物的碱性NaOH>Mg<OH>2>Al<OH>3。元素的非金属性越强,它的单质与H?反应越剧烈,得到的气态氢化物的稳定性越强,元素的最高价氧化物所对应的水化物的酸也越强。例如：非金属Cl>S>P>Si,Cl?与H?在光照或点燃时就可能发生爆炸而化合,S与H?须加热才能化合,而Si与H?须在高温下才能化合并且SiH4极不稳定；氢化物的稳定HCl>H2S>PH3>SiH4；这些元素的最高价氧化物的水化物的酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4。因此,在化学反应中的表现可以作为判断元素的金属性或非金属强弱的依据。另外,还可以根据金属或非金属单质之间的相互置换反应,进行金属性和非金属性强弱的判断。一种金属把另一金属元素从它的盐溶液里置换出来,表明前一种元素金属性较强；一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液中置换出来,表明前一种元素的非金属性较强。元素的性质与物质的化学性质的关系元素的金属性越强,它的单质还原性越强,而它阳离子的氧化性越弱。例如：金属性Na>Mg>Al,单质的还原性Na>Mg>Al,阳离子的氧化性Na+<Mg2+<Al3+。中学化学教材中金属活动顺序表为K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au,而阳离子的氧化性为K+<Ca2+<Na+<Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2+<Sn2+Br>I>S,它们的单质的氧化性Cl2>Br2>I2>S,还原性Cl2编辑本段理化性质物理性质非金属单质大多是分子晶体,少部分为原子晶体和过渡型的层状晶体。单质共价键数大部分符合8-N规则稀有气体：8-8=0〔2-2=0,为单原子分子卤素,氢：8-7=1〔2-1=1,为双原子分子VIA族的硫、硒、碲：8-6=2,为二配位的链形与环形分子VA族的磷、砷：8-5=3,为三配位的有限分子P4,As4,灰砷和黑磷为层状分子IVA族的碳、硅：8-4=4,为四配位的金刚石型结构。少数分子由于形成π键、大Π键或d轨道参与成键,键型发生变化,于是不遵守8-N规则。如N2、O2分子中的原子间的键不是单键；硼单质和石墨结构中,键的个数也不等于8-N个。物理性质可分为三类稀有气体及O2、N2、H2等：一般状态下为气体,固体为分子晶体,熔沸点很低多原子分子,S8、P4等：一般状态下为固体,分子晶体,熔沸点低,但比第一类高大分子单质,金刚石、晶态硅等：原子晶体,熔沸点高化学性质活泼非金属元素,如F2,Cl2,Br2,O2,PS等,能与金属形成卤化物、氧化物、硫化物,氢化物或含氧酸盐等。非金属元素之间也能形成卤化物、氧化物、无氧酸、含氧酸等。大部分单质不与水反应,仅卤素与高温下的碳能与水发生反应。非金属一般不与非氧化性稀酸发生反应,硼、碳、磷、硫、碘、砷等才能被浓HNO3、浓H2SO4及王水氧化。除碳、氮、氧外,一般可以和碱溶液发生反应,对于有变价的主要发生歧化反应；Si、B则是从碱溶液中置换出氢气；浓碱时,F2能氧化出O2成键方式非金属原子之间主要成共价键,而非金属元素与金属元素之间主要成离子键。非金属原子之间成共价键的原因是,两种原子均有获得电子的能力,都倾向于获得对方的电子使自己达到稳定的构型,于是两者就共用电子对以达此目的。而金属原子失去电子的能力较强,与非金属相遇时就一者失电子、一者得电子,双方均达到稳定结构。多原子的共价分子常常出现的一种现象是轨道杂化,这使得中心原子更易和多个原子成键。非金属原子之间形成的共价键中,除了一般的σ键和π键,还有一种大Π键。大Π键是离域的,可以增加共价分子或离子的稳定性。编辑本段非金属元素-氢氢：符号:H,原子序数:1,原子量:1.00794amu,熔点:-259.14°C<14.009985°K,-434.45203°F>,沸点:-252.87°C<20.280005°K,-423.166°F>质子数/电子数:1,中子数:0,类别:非金属,晶体结构:六边形结构,密度293K:0.08988g/cm3,颜色:无色,HYDROGEN,源自htdor和gen,意为"水的形成",1766年发现。是宇宙间最丰富的元素。氢可说完全不是以单质形态存在于地球上,可是太阳和其他一些星球则全部是由纯氢所构成。这种星球上发生的氢热核反应的热光普照四方,温暖了整个宇宙。氢发展历史氢的存在,早在16世纪就有人注意到了。曾经接触过氢气的也不只一人,但因当时人们把接触到的各种气体都笼统地称作"空气",因此,氢气并没有引起人们的注意。直到1766年,英国的物理学家和化学家卡文迪什〔CavendishH,1731─1810用六种相似的反应制出了氢气。这些反应包括锌、铁、锡分别与盐酸或稀硫酸反应。同年,他在一篇名为"人造空气的实验"的研究报告中谈到此种气体与其它气体性质不同,但由于他是燃素学说的虔诚信徒,他不认为这是一种新的气体,他认为这是金属中含有的燃素在金属溶于酸后放出,形成了这种"可燃空气"。事实上是杰出的化学家拉瓦锡〔LavoisierAL,1743─17941785年首次明确地指出：水是氢和氧的化合物,氢是一种元素。并将"可燃空气"命名为"Hydrogen"。这里的"Hydro"是希腊文中的"水","gene"是"源","Hydrogen"就是"水之源"的意思。它的化学符号为H。我们的"氢"字是采用"轻"的偏旁,把它放进"气"里面,表示"轻气"。氢在周期表中的位置化学元素周期系1.0表中的第一个元素,它在所有元素中具有最简单的原子结构。它由一个带+1电荷的核和一个轨道电子组成。碱金属也都具有一个外层轨道电子,但它们在反应中很容易失去这个电子而生成正离子；与此相反,氢不容易失去这个电子,而是使这个电子配对生成一个共价键。卤素像氢一样,比稀有气体结构缺少一个电子。在许多反应中,卤素容易获得一个电子而生成负离子；但氢只有在与失电子能力强的金属反应时才会获得电子而生成负离子。氢的这些独特性质是由氢的独特的原子结构、氢原子特别小的半径和低的电负性决定的。因为它的性质与碱金属和卤素的性质都不相同,使得很难把它放在周期表中的一个合适位置上。在本课件中,按原子序数把氢放在第IA族元素的位置上。氢的同位素同一种元素的原子具有不同的质量数,这些原子就叫同位素。质量数产生差异的原因是原子核中含有不同的中子。氢有三种同位素：<氕,符号H>,<氘,符号D>和<氚,符号T>。在它们的核中分别含有0、1和2个中子,它们的质量数分别为1,2,3。自然界中普通氢H同位素的丰度最大,原子百分比占99.98%,D占0.016%,T的存在量仅为H的10-17。氢的成键特征氢原子的价电子层结构为,电负性为2.2,当氢原子同其它元素的原子化合时,可以形成：离子键,共价键,特殊的键型。氢气球机离子键：当H与电负性很小的活泼金属,如Na,K,Ca等形成氢化物时,H获得1个电子形成氢负离子。这个离子因具有较大的半径208pm,仅存在于离子型氢化物的晶体中。共价键：①、两个H原子能形成一个非极性的共价单键,如H2分子。②、H原子与非金属元素的原子化合时,形成极性共价键,例如HCl分子。键的极性随非金属元素原子的电负性增大而增强。特殊的键型①、H原子可以填充到许多过渡金属晶格的空隙中,形成一类非整比化合物,一般称之为金属型氢化物,例如：ZrH1.30和LaH2.87等。②、在硼氢化合物〔例如乙硼烷B2H6和某些过渡金属配合物中均存在着氢桥键。③、能形成氢键。在含有强极性键的共价氢化物中,近乎裸露的H原子核可以定向吸收邻近电负性高的原子〔如F、O、N等上的孤电子对而形成分子间或分子氢键。例如在HF分子间存在着很强的氢键。物理性质单质氢是由两个H原子以共价单键的形式结合而成的双原子分子,其键长为74pm。氢是已知的最轻的气体,无色无臭,几乎不溶于水〔273K时1的水仅能溶解0.02的氢,氢比空气轻14.38倍,具有很大的扩散速度和很高的导热性。将氢冷却到20K时,气态氢可被液化。液态氢可以把除氦以外的其它气体冷却都转变为固体。同温同压下,氢气的密度最小,常用来填充气球。分子氢在地球上的丰度很小,但化合态氢的丰度却很大,例如氢存在于水、碳水化合物和有机化合物以及氨和酸中。含有氢的化合物比其它任何元素的化合物都多。氢在地壳外层的三界〔大气、水和岩石里以原子百分比计占17%,仅次于氧而居第二位。化学性质<1>、分子氢中H—H键的离解能,比一般的单键高很多,相当于一般双键的离解能。因此常温下分子氢不活泼。但氢在常温下能与单质氟在暗处迅速反应生成HF,而与其它卤素或氧不发生反应。<2>、高温下,氢气是一个非常好的还原剂。例如：①、氢气能在空气中燃烧生成水,氢气燃烧时火焰可以达到3273K左右,工业上常利用此反应切割和焊接金属。②、高温下,氢气还能同卤素、N2等非金属反应,生成共价型氢化物。③、高温下氢气与活泼金属反应,生成金属氢化物。④、高温下,氢气还能还原许多金属氧化物或金属卤化物为金属能被还原的金属是那些在电化学顺序中位置低氢化合键于铁的金属。这类反应多用来制备纯金属。<3>、在有机化学中,氢的一个重要的化学反应是它能够加在联结两个碳原子的双键或三键上,使不饱和的碳氢化合物加氢而成为饱和的碳氢化合物,这类反应叫加氢反应。在有机化学中,在分子中加入氢即是还原反应。这类反应广泛应用于将植物油通过加氢反应,由液体变为固体,生产人造黄油。也用于把硝基苯还原成苯胺〔印染工业,把苯还原成环己烷〔生产尼龙-66的原料。氢同CO反应生成甲醇等等。<4>、氢分子虽然很稳定,但在高温下,在电弧中,或进行低压放电,或在紫外线的照射下,氢分子能发生离解作用,得到原子氢。所得原子氢仅能存在半秒钟,随后便重新结合成分子氢,并放出大量的热。编辑本段非金属元素-碳及其同素异形体碳：CARBON,源自carbo,也就是木炭,这种物质发现得很早,上图显示出它的三种自然形式：钻石、炭和石墨。碳的无数化合物是我们日常生活中不可缺少的物质,产品从尼龙和汽油、香水和塑料,一直到鞋油、滴滴涕和炸药等,围广泛种类繁多。发现史碳可以说是人类接触到的最早的元素之一,也是人类利用得最早的元素之碳铵一。自从人类在地球上出现以后,就和碳有了接触,由于闪电使木材燃烧后残留下来木炭,动物被烧死以后,便会剩下骨碳,人类在学会了怎样引火以后,碳就成为人类永久的"伙伴"了,所以碳是古代就已经知道的元素。发现碳的精确日期是不可能查清楚的,但从拉瓦锡<LavoisierAL1743—1794法国>1789年编制的《元素表》中可以看出,碳是作为元素出现的。碳在古代的燃素理论的发展过程中起了重要的作用,根据这种理论,碳不是一种元素而是一种纯粹的燃素,由于研究煤和其它化学物质的燃烧,拉瓦锡首先指出碳是一种元素。碳在自然界中存在有三种同素异形体──金刚石、石墨、C60。金刚石和石墨早已被人们所知,拉瓦锡做了燃烧金刚石和石墨的实验后,确定这两种物质燃烧都产生了CO2,因而得出结论,即金刚石和石墨中含有相同的"基础",称为碳。正是拉瓦锡首先把碳列入元素周期表中。C60是1985年由美国休斯顿赖斯大学的化学家哈里可劳特等人发现的,它是由60个碳原子组成的一种球状的稳定的碳分子,是金刚石和石墨之后的碳的第三种同素异形体。碳元素的拉丁文名称Carbonium来自Carbon一词,就是"煤"的意思,它首次出现在1787年由拉瓦锡等人编著的《化学命名法》一书中。碳的英文名称是Corbon。碳单质碳在地壳中的质量分数为0.027%,在自然界中分布很广。碳钢管以化合物形式存在的碳有煤、石油、天然气、动植物体、石灰石、白云石、二氧化碳等。截止1998年底,在全球最大的化学文摘——美国化学文摘上登记的化合物总数为18.8百万种,其中绝大多数是碳的化合物。众所周知,生命的基本单元氨基酸、核苷酸是以碳元素做骨架变化而来的。先是一节碳链一节碳链地接长,演变成为蛋白质和核酸；然后演化出原始的单细胞,又演化出虫、鱼、鸟、兽、猴子、猩猩、直至人类。这三四十亿年的生命交响乐,它的主旋律是碳的化学演变。可以说,没有碳,就没有生命。碳,是生命世界的栋梁之材。纯净的、单质状态的碳有三种,它们是金刚石、石墨、C60。它们是碳的三种同素异形体。金刚石金刚石晶莹美丽,光彩夺目,是自然界最硬的矿石金刚石。在所有物质中,它的硬度最大。测定物质硬度的刻画法规定,以金刚石的硬度为10来度量其它物质的硬度。例如Cr的硬度为9、Fe为4.5、Pb为1.5、钠为0.4等。在所有单绿色金刚石质中,它的熔点最高,达3823K。金刚石晶体属立方晶系,是典型的原子晶体,每个碳原子都以sp3杂化轨道与另外四个碳原子形成共价键,构成正四面体。这是金刚石的面心立方晶胞的结构。由于金刚石晶体中C─C键很强,所有价电子都参与了共价键的形成,晶体中没有自由电子,所以金刚石不仅硬度大,熔点高,而且不导电。室温下,金刚石对所有的化学试剂都显惰性,但在空气中加热到1100K左右时能燃烧成CO2。金刚石俗称钻石,除用作装饰品外,主要用于制造钻探用的钻头和磨削工具,是重要的现代工业原料,价格十分昂贵。石墨石墨乌黑柔软,是世界上最软的矿石。石墨石墨的密度比金刚石小,熔点比金刚石仅低50K,为3773K。在石墨晶体中,碳原子以sp2杂化轨道和邻近的三个碳原子形成共价单键,构成六角平面的网状结构,这些网状结构又连成片层结构。层中每个碳原子均剩余一个未参加sp2杂化的p轨道,其中有一个未成对的p电子,同一层中这种碳原子中的m电子形成一个m中心m电子的大∏键<键>。这些离域电子可以在整个儿碳原子平面层中活动,所以石墨具有层向的良好导电导热性质。石墨的层与层之间是以分子间力结合起来的,因此石墨容易沿着与层平行的方向滑动、裂开。石墨质软具有润滑性。由于石墨层中有自由的电子存在,石墨的化学性质比金刚石稍显活泼。由于石墨能导电,有具有化学惰性,耐高温,易于成型和机械加工,所以石墨被大量用来制作电极、高温热电偶、坩埚、电刷、润滑剂和铅笔芯。碳六十20世纪80年代中期,人们发现了碳元素的第三种同素异形体──C60。从以下三个方面介绍C60,碳六十的发现和结构特点,1996年10月7日,瑞典皇家科学院决定把1996年诺贝尔化学奖授予RobertFCurl,Jr<美国>、HaroldWKroto<英国>和RichardESmalley<美国>,以表碳六十棒状模型彰他们发现C60。1995年9月初,在美国得克萨斯州Rice大学的Smalley实验室里,Kroto等为了模拟N型红巨星附近大气中的碳原子簇的形成过程,进行了石墨的激光气化实验。他们从所得的质谱图中发现存在一系列由偶数个碳原子所形成的分子,其中有一个比其它峰强度大20~25倍的峰,此峰的质量数对应于由60个碳原子所形成的分子。C60分子结构及稳定层状的石墨和四面体结构的金刚石是碳的两种稳定存在形式,当60个碳原子以它们中的任何一种形式排列时,都会存在许多悬键,就会非常活泼,就不会显示出如此稳定的质谱信号。这就说明C60分子具有与石墨和金刚石完全不同的结构。由于受到建筑学家BuckminsterFuller用五边形和六边形构成的拱形圆顶建筑的启发,Kroto等认为C60是由60个碳原子组成的球形32面体,即由12个五边形和20个六边形组成,只有这样C60分子才不存在悬键。在C60分子中,每个碳原子以sp2杂化轨道与相邻的三个碳原子相连,剩余的未参加杂化的一个p轨道在C60球壳的外围和腔形成球面大∏键,从而具有芳香性。为了纪念Fuller,他们提出用Buckminsterfullerene来命名C60,后来又将包括C60在的所俗称足球碳的C60有含偶数个碳所形成的分子通称为Fuller,中译名为富勒烯。碳六十的制备用纯石墨作电极,在氦气氛中放电,电弧中产生的烟炱沉积在水冷反应器的壁上,这种烟炱中存在着C60、C70等碳原子簇的混合物。用萃取法从烟炱中分离提纯富勒烯,将烟炱放入索氏<Soxhlet>提取器中,用甲苯或苯提取,提取液中的主要成分是C60和C70,以及少量C84和C78。再用液相色谱分离法对提取液进行分离,就能得到纯净的C60溶液。C60溶液是紫红色的,蒸发掉溶剂就能得到深红色的C60微晶。碳六十的用途从C60被发现的短短的十多年以来,富勒烯已经广泛地影响到物理学、化学、材料学、电子学、生物学、医药学各个领域,极丰富和提高了科学理论,同时也显示出有巨大的潜在应用前景。据报道,对C60分子进行掺杂,使C60分子在其笼或笼外俘获其它原子或集团,形成类C60的衍生物。例如C60F60,就是对C60分子充分氟化,给C60球面加上氟原子,把C60球壳中的所有电子"锁住",使它们不与其它分子结合,因此C60F60表现出不容易粘在其它物质上,其润滑性比C60要好,可做超级耐高温的润滑剂,被视为"分子滚珠"。再如,把K、Cs、Tl等金属原子掺进C60分子的笼,就能使其具有超导性能。用这种材料制成的电机,只要很少电量就能使转子不停地转动。再有C60H60这些相对分子质量很碳氢化合物热值极高,可做火箭的燃料。编辑本段非金属元素-氧概念非金属气体化学元素,原子序数8,符号O。[分子式]O2O3O4〔已证明存在名称氧旧译作氱〔Oxygen希腊文的意思是"酸素",该名称是由法国化学家拉瓦锡所起,原因是拉瓦锡错误地认为,所有的酸都含有这种新气体。现在日文里氧气的名称仍然是"酸素"。而台语受到日治时期的影响,也以"酸素"之日语发音称呼氧气。氧气的中文名称是清朝徐寿命名的。他认为人的生存离不开氧气,所以就命名为"养气"即"养气之质",后来为了统一就用"氧"代替了"养"字,便叫这"氧气"。性质氧气通常条件下是呈无色、无臭和无味的气体,密度1.429克/升,1.419克/立方厘米〔液,1.426克/立方厘米〔固,熔点-218.4℃,沸点-182.962℃,在-182.962℃时液化成淡蓝色液体,在-218.4℃时凝固成雪状淡蓝色。固体在化合价一般为0和-2。电离能为13.618电子伏特。除惰性气体外的所有化学元素都能同氧形成化合物。大多数元素在含氧的气氛中加热时可生成氧化物。有许多元素可形成一种以上的氧化物。氧分子在低温下可形成水合晶体O2.H2O和O2.H2O2,后者较不稳定。氧气在空气中的溶解度是：4.89毫升/100毫升水〔0℃,是水中生命体的基础。氧在地壳中丰度占第一位。干燥空气中含有20.946%体积的氧；水有88.81%重量的氧组成。除了O16外,还有O17和O18同位素。物理性质为无色气体；无臭,无味；有强助燃力。在常压20℃时,能在乙醇7容或水32容中溶解。氧的单质形态有氧气<O2>和臭氧<O3>。氧气在标准状况下是无色无味无臭,能帮助燃烧的双原子的气体。液氧呈淡蓝色,具有顺磁性。氧能跟氢化合成水。臭氧在标准状况下是一种有特殊臭味的蓝色气体。新的氧单质〔O4：O4是意大利的一位科学家合成的一种新型的氧分子,一个分子由四个氧原子构成.振荡会发生爆炸,产生氧气：O4===振荡===2O2它的氧化性比O2强的多.在大气中含量极少合成方法：意大利科学家使用普通氧分子与带正电的氧离子作用,制造出o4O4的能量密度比普通氧分子高O4是一种比黄金还贵的气体,氧化性极强,可以与黄金反应.是用普通氧分子和带正电的氧离子制造出含4个氧原子的氧分子。这种氧分子可以稳定存在,预计构型为正四面体或者矩形,从两种构型中性分子O4,正一价分子O4+和负一价分子O4-的基态电子结构,并根据能量最低原则确定了各自的结构参数,从而得到了O4分子2种结构的基态总能量、一价电离能及电子亲合势能.与氧原子、普通氧分子O2和臭氧分子O3的计算结果比较,显示O4分子可以以正方形结构或正四面体结构形式存在,其中正方形结构更有可能是O4分子的真实空间结构.化学性质氧的非金属性和电负性仅次于氟,除了氦氖氩氪氟所有元素都能与氧起反应,这些反应称为氧化反应,而反应产生的化合物称为氧化物。一般而言,绝大多数非金属氧化物的水溶液呈酸性,而碱金属或碱土金属氧化物则为碱性。此外,几乎所有的有机化合物,可在氧中剧烈燃烧生二氧化碳与水蒸气。氧的化合价：氧的化合价很特殊一般为-2价和0价。而氧在过氧化物常为-1价。在超氧化物中为-1/2,臭氧化物中氧为-1/3,超氧化物中氧的化合价只能说是超氧根离子,不能单独的看每个原子,因为电子是量子化的,不存在1/2个电子,自然化合价也就没有0.5的说法,臭氧化物也一样。而氧的正价很少出现,只有在和氟的化合物二氧化氟,二氧化二氟和六氟合铂酸二氧〔O2PTF6>中显示+2价和+1价,在中学化学中只要记住氧和氟是没有正价就可以了。实验证明,除黄金外的所有金属都能和氧发生反应生成金属氧化物,比如铂在高温下在纯氧中被氧化生成二氧化铂,黄金一般认为不能和氧发生反应,但是有三氧化二金和氢氧化金等化合物,其中金为+3价；氧气不能和氯,溴,碘发生反应,但是臭氧可以氧化它们.金属元素求助编辑百科名片具有金属通性的元素。金属元素种类高达八十余种,性质相似,主要表现为还原性,有光泽,导电性与导热性良好,质硬,有延展性,常温下一般是固体〔除汞：汞在常温下为银白色液体,俗称"水银"目录概述金属元素在元素周期表里的排布金属元素的原子结构特征分类构成展开概述金属元素在元素周期表里的排布金属元素的原子结构特征分类构成展开编辑本段概述metallicelement<s>具有金属通性的元素。除Sn<锡>、Sb<锑>、Bi<铋>等少数几种金属的原子最外层电子数大于或等于4以外,绝大多数金属原子的最外层电子数均小于4,所以其原子容易失去电子而本身常以阳离子形态存在于化合物中。它们的化合物和氢氧化物一般呈碱性。金属元素在元素周期表里的排布第一主族<除H>为碱金属元素,第二主族为碱土金属元素。第三副族到第二副族为过渡金属,过渡金属一般密度较大,熔沸点较高,有较好的导电、导热、延展性和耐腐蚀性。过渡金属的化合物及其溶液大多带有颜色。金属元素的原子结构特征除Sn、Sb、Bi等少数几种金属的原子最外层电子数大于或等于4以外,绝大多数金属原子的最外层电子数均小于4,主族金属原子的外围电子排布为ns1或ns2或ns2np<1-4>,过渡金属的外围电子排布可表示为<n-1>d<1-10>ns<1-2>。主族金属元素的原子半径均比同周期非金属元素<稀有气体除外>的原子半径大。编辑本段分类1、按冶金工业分：黑色金属：铁、铬、锰有色金属：除铁、铬、锰以外的金属2、按密度分：轻金属：密度小于4.5克/立方厘米重金属：密度大于4.5克/立方厘米3、按储量分：常见金属：铁、铝等稀有金属：锆、钒、钼编辑本段构成金属结构是：金属原子→金属阳离子和自由电子二者作用形成金属键。金属阳离子按一定方式紧密堆积,价电子在晶体中自由运动从而形成金属晶体。金属之最熔点最高是钨最低是汞硬度最高是铬最低是铯密度最高是锇最低是锂金属元素种类高达八十余种,性质相似,主要表现为还原性,有光泽,导电性与导热性良好,质硬,有延展性,常温下一般是固体〔除汞：汞在常温下为银白色液体,俗称"水银"卤族元素求助编辑百科名片卤族元素的代表：氯卤族元素指周期系ⅦA族元素。包括氟〔F、氯〔Cl、溴〔Br、碘〔I、砹〔At,简称卤素。它们在自然界都以典型的盐类存在,是成盐元素。卤族元素的单质都是双原子分子,它们的物理性质的改变都是很有规律的,随着分子量的增大,卤素分子间的色散力逐渐增强,颜色变深,它们的熔点、沸点、密度、原子体积也依次递增。卤素都有氧化性,氟单质的氧化性最强。卤族元素和金属元素构成大量无机盐,此外,在有机合成等领域也发挥着重要的作用。目录卤素的命名卤族元素单质氟〔F氯〔Cl溴〔Br碘〔I砹〔ATUu化学性质单质物理性质元素性质原子结构特征递变性卤素的物理、化学特性卤素的有机化学反应卤素相关国际法规要求参见展开卤素的命名卤族元素单质氟〔F氯〔Cl溴〔Br碘〔I砹〔ATUu化学性质单质物理性质元素性质原子结构特征递变性卤素的物理、化学特性卤素的有机化学反应卤素相关国际法规要求参见展开编辑本段卤素的命名由于卤素可以和很多金属形成盐类,因此英文卤素〔halogen来源于希腊语halos〔盐和gennan〔形成两个词。在中文里,卤的原意是盐碱地的意思。碘、溴、氯编辑本段卤族元素Halogen卤素的化学性质都很相似,它们的最外电子层上都有7个电子,有取得一个电子形成稳定的八隅体结构的卤离子的倾向,因此卤素都有氧化性,原子半径越小,氧化性越强,因此氟是单质中氧化性最强者。除F外,卤素的氧化态为+1．+3．+5．+7,与典型的金属形成离子化合物,其他卤化物则为共价化合物。卤素与氢结合成卤化氢,溶于水生成氢卤酸。卤素之间形成的化合物称为互卤化物,如ClF?．ICl。卤素还能形成多种价态的含氧酸,如HClO、HClO?．HClO?．HClO?。卤素单质都很稳定,除了I2以外,卤素分子在高温时都很难分解。卤素及其化合物的用途非常广泛。例如,我们每天都要食用的食盐,主要就是由氯元素与钠元素组成的氯化物。卤素单质的毒性,从F开始依次降低。从F到At,其氢化物的酸性依次增强,但氢化物的稳定性呈递减趋势。氧化性：F?>Cl?>Br?>I?>At?〔一些单质是否有氧化性要看具体化学反应其对应的卤离子还原性依次增强。另外,卤素的化学性质都较活泼,因此卤素只以化合态存在于自然界中。卤族元素颜色及状态的记忆歌谣：氟气淡黄绿色,氯气黄绿色。溴液深红棕色,碘是紫黑固体,砹是黑色固体。编辑本段单质氟氟〔F英文名称Fluorine原子序数：9相对原子质量原子：18.9984半径/&Aring;:0.57原子体积/cm3/mol:17.1共价半径/&Aring;:0.72电子构型:1s22s2p5氟气常温下为淡黄绿色的气体,有剧毒。与水反应立即生成氢氟酸和氧气并发生燃烧,同时能使容器破裂,量多时有爆炸的危险。氟、氟化氢和氢氟酸对玻璃有较强的腐蚀性。氟是氧化性最强的元素〔而且不具有d轨道,只能呈-1价。单质氟与盐溶液的反应,都是先与水反应,生成的氢氟酸再与盐的反应,通入碱中可能导致爆炸。水溶液氢氟酸是一种弱酸。但却是稳定性最强的氢卤酸,因为氟原子含有较大的电子亲和能。如果皮肤不慎粘到,将一直腐蚀到骨髓。化学性质活泼,能与几乎所有元素发生反应〔除氦、氖。氯〔Cl氯英文名称：Chlorine原子序数：17相对原子质量：35.4527原子半径/&Aring;:0.97原子体积/cm3/mol:22.7共价半径/&Aring;:0.99电子构型:1s22s2p63s2p5离子半径/&Aring;:1.81氯气常温下为黄绿色气体,可溶于水,1体积水能溶解2体积氯气。有毒,与水部分发生反应,生成盐酸〔HCl与次氯酸〔HClO>,次氯酸〔HClO>不稳定,分解放出氧气,并生成盐酸,次氯酸氧化性很强,可用于漂白。氯的水溶液称为氯水,不稳定,受光照会分解成HCl与氧气。液态氯气称为液氯。HCl是一种强酸。氯有多种可变化合价。氯气对肺部有强烈刺激。氯可与大多数元素反应。氯气具有强氧化性氯气与变价金属反应时,生成最高金属氯化物。溴溴〔Br英文名称：Bromine原子序数：35相对原子质量：79.904原子半径/&Aring;:1.12原子体积/cm3/mol:23.5共价半径/&Aring;:1.14电子构型:1s22s2p63s2p6d104s2p5离子半径/&Aring;:1.96液溴,在常温下为深红棕色液体,可溶于水,100克水能溶解约3克溴。挥发性极强,有毒,蒸气强烈刺激眼睛、粘膜等。水溶液称为溴水。溴单质需要存储容器的封口带有水封,防止蒸气逸出危害人体。有氧化性,有多种可变化合价,常温下与水微弱反应,生成氢溴酸和次溴酸。加热可使反应加快。氢溴酸是一种强酸,酸性强于氢氯酸。溴一般用于有机合成等方面。碘〔I碘英文名称：Iodine原子序数：53相对原子质量126.90447原子半径/&Aring;:1.32原子体积/cm3/mol:25.74电子构型:1s22s2p63s2p6d104s2p6d105s2p5离子半径/&Aring;:2.2共价半径/&Aring;:1.33碘在常温下为紫黑色固体,具有毒性,易溶于汽油、乙醇苯等溶剂,微溶于水,加碘化物可增加碘的溶解度并加快溶解速度。100g水在常温下可溶解约0.02g碘。低毒,氧化性弱,有多种可变化合价。有升华性,加热即升华,蒸汽呈紫红色,但无空气时为深蓝色。有时需要加水封存。氢碘酸为无放射性的最强氢卤酸,也是无放射性的最强无氧酸。但腐蚀性是所有无放射氢卤酸中最弱的,因为碘原子的半径较大,电子亲和能与电负性较小,易于损失氢离子。有还原性。碘是所有卤族元素中最安全的,因为氟、氯、溴的毒性、腐蚀性均比碘强,而砹虽毒性比碘弱,但有放射性。但是,碘对人体并不安全,尤其是碘蒸气,会刺激粘膜。即使要补碘,也要用无毒的碘酸盐。所以所有的卤族元素对人体都不安全。砹的半衰期:8.3小时砹〔AT英文名称：Astatine原子序数：85相对原子质量：209.9871原子半径/&Aring;:0.57原子体积/cm3/mol:17.1共价半径/&Aring;:0.72电子构型:1s22s2p5离子半径/&Aring;:1.33砹〔At极不稳定。砹210是半衰期最长的同位素,其半衰期也只有8.3小时。地壳中砹含量只有10亿亿亿分之一,主要是镭、锕、钍自动分裂的产物。砹是放射性元素。其量少、不稳定、难于聚集,其"庐山真面目"谁都没见过〔金属性应该更强。颜色应比碘还要深,可能呈黑色固体。但科学家却合成砹的同位素20种。砹的金属性质比碘还明显一些,可以与银化合形成极难还原的AgAt。砹与氢化合产生的氢砹酸〔HAt是最强的、最不稳定的氢卤酸,但腐蚀性是所有氢卤酸中最弱的。Uu是一种尚未被发现的化学元素,它的暂订化学符号是Uus,原子序数是117,属于卤素之一,为一种预料元素。已知的性质名称符号,序数Uus、Uus、117系列卤素族,周期元素分区17族〔卤族〔第ⅦA族,7,p颜色和外表未知；可能是金属态；银白色或灰色原子量[291]原子量单位价电子排布可能为[氡]5f146d107s27p5电子在每能级的排布2,8,18,32,32,18,7原子序数：117相对原子质量：[291]核中子数：173核质子数：117核外电子数：117核电荷数：117所属周期：7颜色和状态：金属名称,符号,序数Uus、Uus、117系列卤素族,周期,元素分区15<VIIA>族,7,p颜色和外表未知；可能是金属态；银白色或灰色原子量291原子量单位<g·mol?1>价电子排布5f146d107s27p5电子在每能级的排布2,8,18,32,32,18,7物质状态可能是固态编辑本段化学性质相似性：1.均能与H2发生反应生成相应卤化氢,卤化氢均能溶于水,形成无氧酸。条件产物稳定性化学方程式F2暗处很稳定H2〔g+F2〔g=2HF〔gCl2光照或点燃较稳定H2〔g+Cl2〔g=〔点燃或光照2HCl〔gBr2加热稳定性差H2〔g+Br2〔g=〔加热2HBr〔gI2不断加热不稳定H2〔g+I2〔g=〔不断加热2HI〔g结论：随着核电荷数的增加,卤素单质与H2反应变化：F2、Cl2、Br2、I2①剧烈程度：逐渐减弱②生成HX的稳定性：逐渐减弱2.均能与水反应生成相应的氢卤酸和次卤酸〔氟除外2F2〔g+2H2O〔l=4HF〔aq+O2〔gX2〔g+H2O〔l=HX〔aq+HXO〔aqX=表示ClBrI3.与金属反应；如：3Cl2+2Fe=2FeCl34.与碱反应；如：Br2+2NaOH=NaBr+NaBrO+H2OB.差异性1.与氢气化合的能力,由强到弱2.氢化合物的稳定性逐渐减弱3.卤素单质的活泼性逐渐减弱稳定性：HF>HCL>HBr>HI酸性：HF<HCL<HBr<HI单质氧化性：F2>CL2>Br2>I2阴离子还原性：Fˉ<ClˉFˉ只有还原性,其余既有氧化性又有还原性。编辑本段单质物理性质卤素相关颜色元素单质水溶液〔溶解度为20℃的数据CCl4苯酒精银盐其他F氟气：淡黄绿色与水剧烈反应\\\\\\AgF；白色,可溶于水K+/Na+单一卤素的均为白色,液体透明无色Cl氯气：黄绿色氯水：黄绿色,溶解度0.09mol/L黄绿色黄绿色AgCl：白色,难溶于水CuCl2固体〔无结晶水：棕黄色溶液：蓝色FeCl3溶液：黄色FeCl2溶液：浅绿色Br液溴：深红棕色溴水：橙色,溶解度0.21mol/L〔由于浓度不同在题中可能会出现如下颜色：黄色,棕红〔红棕色橙红色橙红色橙红色AgBr：淡黄色,难溶于水BaBr2溶液：无色CuBr2固体：黑色结晶或结晶性粉末MgBr2溶液：无色I碘单质：紫黑色碘蒸气；紫色碘水：棕黄色,溶解度0.0013mol/L〔由于浓度不同,在题中可能会出现如下颜色：棕黄色,紫〔红色,褐色紫色紫色褐色AgI：黄色,难溶于水,\\编辑本段元素性质原子结构特征最外层电子数相同,均为7个电子,由于电子层数不同,原子半径不同,从F～I原子半径依次增大,因此原子核对最外层的电子的吸引能力依次减弱,从外界获得电子的能力依次减弱,单质的氧化性减弱。递变性与氢反应的条件不同,生成的气体氢化物的稳定性不同,HF>HCl>HBr>HI,无氧酸的酸性不同,HI>HBr>HCl>HF.。与水反应的程度不同,从F2~I2逐渐减弱。注意：萃取和分液的概念·在溴水中加入四氯化碳振荡静置有何现象？〔分层,下层橙红色上层无色·在碘水中加入煤油振荡静置有何现象？〔分层,上层紫红色,下层无色卤离子的鉴别：加入HNO3酸化的硝酸银溶液,氯离子：得白色沉淀Ag+〔aq+Cl-〔aq——→AgCl〔s溴离子：得淡黄色沉淀Ag+〔aq+Br-〔aq——→AgBr〔s碘离子：得黄色沉淀Ag+〔aq+I-〔aq——→AgI〔s卤素的物理、化学特性通常来说,液体卤素分子的沸点均要高于它们所对应的烃链<alcane>。这主要是由于卤素分子比烃链更加电极化,而分子的电极化增加了分子之间的连接力〔正电极与负电极的相互吸引,这使我们需要对液体提供更多的能量才能使其蒸发。卤素的物理特性和化学特性明显区分与于它对应的烃链的主要原因,在于卤素原子〔如F,Cl,Br,I>与碳原子的连接,即C-X的连接,明显不同于烃链C-H连接。*由于卤素原子通常具有较大的负电性,所以C-X连接比C-H连接更加电极化,但仍然是共价键。*由于卤素原子相较于碳原子,通常体积和质量较大,所以C-X连接的偶极子矩〔DipoleMoment和键能〔BondingEnergy远大于C-H,这些导致了C-X的连接力〔Bondingstrength远小于C-H连接。*卤素原子脆弱的p轨道〔Orbital与碳原子稳定的sp3轨道相连接,这也大大降低了C-X连接的稳定性。位于元素周期表右方的卤族元素是典型的非金属。卤素的电子构型均为ns2np5,它们获取一个电子以达到稳定结构的趋势极强烈。所以化学性质很活泼,自然状态下不能以单质存在,一般化合价为-1价,即卤离子〔X-的形式。卤素单质都有氧化性,氧化性从氟到碘依次降低。碘单质氧化性比较弱,三价铁离子可以把碘离子氧化为碘。卤素单质在碱中容易歧化,方程式为：3X?〔g+6OH-〔aq——→5X-〔aq+XO3-〔aq+3H2O〔l但在酸性条件下,其逆反应很容易进行：5X-〔aq+XO3-〔aq+6H+〔aq——→3X?〔g+3H2O〔l这一反应是制取溴和碘单质流程中的最后一步。卤素的氢化物叫卤化氢,为共价化合物；而其溶液叫氢卤酸,因为它们在水中都以离子形式存在,且都是酸。氢氟酸一般看成是弱酸,pKa=3.20。氢氯酸〔即盐酸、氢溴酸、氢碘酸都是化学中典型的强酸,它们的pKa均为负数,酸性从HCl到HI依次增强。卤素可以显示多种价态,正价态一般都体现在它们的含氧酸根中：+1:HXO〔次卤酸+3:HXO2〔亚卤酸+5:HXO3〔卤酸+7:HXO4〔高卤酸卤素的含氧酸均有氧化性,同一种元素中,次卤酸的氧化性最强。卤素的氧化物都是酸酐。像二氧化氯〔ClO2这样的偶氧化态氧化物是混酐。只由两种不同的卤素形成的化合物叫做互卤化物,其中显电正性的一种元素呈现正氧化态,氧化态为奇数。这是由于卤素的价电子数是奇数,周围以奇数个其它卤原子与之成键比较稳定<如IF7>。互卤化物都能水解。卤素的有机化学反应在有机化学中,卤族元素经常作为决定有机化合物化学性质的官能团存在。氯的存在围最广,按照氟、溴、碘的顺序减少,砹是人工合成的元素。卤素单质都是双原子分子,都有很强的挥发性,熔点和沸点随原子序数的增大而增加。常温下,氟、氯是气体、溴是液体,碘是固体。卤素最常见的有机化学反应为亲核取代反应〔nucleophilicsubstitution。通常的化学式如：Nu:-+R-X;=R-Nu+X-"Nu:-"在这里代表亲核负离子,离子的亲核性越强,则产率和化学反应的速度越可观。"X"在这里代表卤素原子,如F,Cl,Br,I,若X-所对应的酸<即HX>为强酸,那么产率和反应的速度将非常可观,如果若X-所对应的酸为弱酸,则产率和反应的速度均会下降。在有机化学中,卤族元素经常作为决定有机化合物化学性质的官能团存在。卤素的有机化学反应卤素的制成*从一个未饱和烃链制作卤素为最简单的方式,通过加成反应,如：CH3-CH2-CH=CH2+HBr——→CH3-CH2-CH<Br>-CH?不需要催化剂的情况下,产率90%以上。*如果希望将Br加在烃链第一个碳原子上,可以使用Karasch的方式：CH3-CH2-CH=CH?+HBr——→CH3-CH2-CH2-CH2-Br+H2O催化剂：H2O?产率90%以上。*从苯制作卤素则必须要通过催化剂,如：C6H6+Br2——→C6H5-Br催化剂：FeBr3或者AlCl3产率相当可观。*从酒精制作卤素,必须通过好的亲核体,强酸作为催化剂以提高产率和速度：CH3-CH2-CH2-CH2-OH+HBr——→CH3-CH2-CH2-CH2-Br+H2O注意此反应为平衡反应,故产率和速度有限。ⅦA族元素包括氟〔F、氯<Cl>、溴〔Br、碘〔I、砹〔At,合称卤素。其中砹〔At为放射性元素,在产品中几乎不存在,前四种元素在产品中特别是在聚合物材料中以有机化合物形式存在。目前应用于产品中的卤素化合物主要为阻燃剂：PBB,PBDE,TBBP-A,PCB,六溴十二烷,三溴苯酚,短链氯化石蜡；用于做冷冻剂、隔热材料的臭氧破坏物质：CFCs、HCFCs、HFCs等。危害：在塑料等聚合物产品中添加卤素〔氟,氯,溴,碘用以提高燃点,其优点是：燃点比普通聚合物材料高,燃点大约在300℃。燃烧时,会散发出卤化气体〔氟,氯,溴,碘,迅速吸收氧气,从而使火熄灭。但其缺点是释放出的氯气浓度高时,引起的能见度下降会导致无法识别逃生路径,同时氯气具有很强的毒性,影响人的呼吸系统,此外,含卤聚合物燃烧释放出的卤素气在与水蒸汽结合时,会生成腐蚀性有害气体〔卤化氢,对一些设备及建筑物造成腐蚀。PBB,PBDE,TBBPA等溴化阻燃剂是目前使用较多的阻燃剂,主要应用在电子电器行业,包括：电路板、电脑、燃料电池、电视机和打印机等等。这些含卤阻燃剂材料在燃烧时产生二恶英,且在环境中能存在多年,甚至终身累积于生物体,无法排出。因此,不少国际大公司在积极推动完全废止含卤素材料,如禁止在产品中使用卤素阻燃剂等。目前对于无卤化的要求,不同的产品有不同的限量标准：如无卤化电线电缆其中卤素指标为：所有卤素的值≦50PPM<根据法规PREN14582>;燃烧后产生卤化氢气体的含量<100PPM<根据法规EN5067-2-1>;燃烧后产生的卤化氢气体溶于水后的PH值大于等于4.3<弱酸性><根据法规EN-50267-2-2>;产品在密闭容器中燃烧后透过一束光线其透光率≧60%<根据法规EN-50268-2>。元素名称氟氯溴碘状态气体气体液体固体颜色黄绿色黄绿色棕红色紫黑色酸性逐渐减小氢化物的酸性逐渐增强活性逐渐减弱氧族元素求助编辑百科名片图示氧族元素是元素周期表上ⅥA族元素,这一族包含氧〔O、硫〔S、硒〔Se、碲〔Te、钋〔Po、Uuh六种元素,其中钋、Uuh为金属,碲为准金属,氧、硫、硒是典型的非金属元素。目录氧族元素简介原子结构单质氧硫硒碲钋化学性质相似性递变性。化合物二氧化硫硫化氢三氧化硫硫酸六氟化硫二氯化二硫硫酰氯氯化亚砜硫酸铜二氧化硒硒化氢其他硒化合物其他碲化合物参见展开氧族元素简介原子结构单质氧硫硒碲钋化学性质相似性递变性。化合物二氧化硫硫化氢三氧化硫硫酸六氟化硫二氯化二硫硫酰氯氯化亚砜硫酸铜二氧化硒硒化氢其他硒化合物其他碲化合物参见展开物理性质熔点沸点依次递增〔除钋外都是分子晶体,所以熔沸点随相对分子质量增大而增高。编辑本段氧族元素周期表中的氧族元素氧族元素是元素周期表上的ⅥA族元素〔IUPAC新规定：16族。