章节非金属小结课件

1、第十五章 非金属元素小结, 概 述,第一节 非金属单质的结构和性质,一 非金属单质的结构特点： 1 非金属单质大都是由2或2个以上 的原子以共价键相结合的 。 2 非金属单质分子中的共价数服从（8-N）规律 。N即周期表中族数。 例如：第七主族，卤素原子结合为分子的共价数为 8 - 7 = 1 ； 第六主族，氧族原子结合为分子的共价数为 8 - 6 = 2-；以此类推 。,二 非金属单质的分类 ：,第一类是小分子物质： 包括单原子分子的稀有气体，双原子分子的卤素、氧、氮、氢 。它们的固体为分子晶体，熔、沸点都很低，故常温常压下均为气体 。 第二类为多原子物质： 例如：S8、P4 、As4 等，通常情况下为固体，并为分子型晶体，熔、沸点也不高，易挥发 。,第三类为大分子物质：,例如： 金刚石、晶态硅和硼等，都是原子晶体，熔、沸点都很高，且不容易挥发， 一般为高熔点的固体 。,三非金属单质的活泼性及反应,1 活泼性： F、Cl、Br、P、S 较活泼，而 N、B、C、Si在常温下不活泼 。 活泼非金属易与金属形成卤化物、 氧化物、硫化物、氢化物、无氧酸和含氧酸等物质 。,非金属单质的活泼性及

2、反应 2、3,2 与酸碱的反应： 非金属一般不与稀酸反应，但C、P、Si等能被浓 HNO3 或浓 H2SO4 所氧化；不少非金属能与碱反应。 单质与碱的反应比较重要： Cl2、S、P、Si、B能与碱反应； 但C、N2、O2、F2等不与碱反应 。 3 与水的反应： 大部分非金属单质不与水发生反应。,第二节 分子型氢化物,非金属都有最高氧化态的氢化物，其分子结构较简单，都是 键 ，均为共价键结合的分子型氢化物， 常况下为气体或挥发性液体 。 一 主要性质及变化规律： 1 沸点：同族从上到下递增 ，但第二周期的NH3、H2O及HF特高 ，因氢键。,2 热稳定性,分子型氢化物的稳定性与组成氢化物的非金属的电负性有关 。 （1）非金属与氢的电负性相差越大，所生成的氢化物越稳定 ；反之则不稳定 。 （2） 氢化物的 G0f 或 H0f 越负越稳定 。 总之：分子型氢化物的热稳定性同周期从左到右逐渐增加；同族从上到下渐减 。,3 还原性：,除 HF 外，其它氢化物都有还原性。 （1）规律： 同族从上到下还原增强； 同周期从左到右还原性减弱 。 （2）氢化物有关化学反应： 能与氧、卤素、氧化态高的金属

3、离子及一些含氧酸盐等氧化剂作用 。 氢化物中阴离子还原性强的均还原出单质；弱的还原为氧化物或其它-,二 水溶液的酸碱性和无氧酸强度,按质子理论，非金属氢化物相对于水而言多数是酸，像氢卤酸和H2S等; 少数是碱，如NH3 而水是两性物质。 分子型氢化物在水溶液中的酸碱性： 同族从上到下酸性增强，还原性也增强 。同周期从左到右酸性增强。,第三节 含 氧 酸, 含氧酸的酸性强弱是非金属的 重要性质之一 。 规律： 1 氧化态与族数相同的含氧酸： 同族从上到下酸性减弱，减弱程度不同 。 二周期 三、四周期 五周期 同周期从左到右酸性增强 。,含氧酸酸性变化规律 2、3,2 同一元素不同氧化态含氧酸的酸性： 一般高氧化态 低氧化态 注意例外，例： H3PO3 和 H3PO2 H3PO4 亚 次 正 3 同一元素同一氧化态含水量不同的含氧酸： 含水量少的酸性 含水量多的 即聚合程度越大酸性越强 。焦 正,二 含氧酸相对强弱及解释,定性：酸根结构 R-O-H规则 定量：可用离子势、鲍林规则、Ka值。 1 离子势： 非金属含氧酸发生酸式还是碱式离解，决定于阳离子的极化作用，而阳离子的极化作用决定于：

4、Z 阳离子电荷（即成酸元素原子） r 阳离子半径 综合上两个因素提出离子势： = Z /r 即：离子势 = 阳离子电荷/阳离子半径,如何用离子势 - 判断酸的强弱,在 R-O-H 中： 若R+n 的越大，越易发生酸式离解，其酸性越强 ； 若R+n 的越小，越易发生碱式离解，其碱性越强 。 用值大小判断R-O-H酸碱性的公式： 当 ()1/ 2 10 时，R-O-H显酸性； 当 7()1/ 2 10 时，R-O-H显两性； 当 ()1/ 2 7 时，R-O-H 则显碱性 。 总之，值大R-O-H是酸，值小是碱。 非金属元素的 一般较大，为含氧酸。,2 按 鲍 林 规 则 判断,按鲍林规则含氧酸通式为： H nROm可表示为：ROm-n(OH)n 据非羟基氧数 N = m- n 判断。 m-n Ka1 酸强 实 例 O 10 -8 弱酸 H3BO3、 HClO- 1 10-2- 4 中强 H3PO4、H2SO3- 2 103 强酸 H2SO4 - 3 108 极强 HClO4 -,3 按 Ka 判断,Ka 1 PKa 0 强酸 Ka = 10-7 1 PKa = 0 7 弱酸 Ka = 1

5、0-1410-7 PKa = 7 14 极弱 可见：N越大, PKa越小, 酸越强 ; 反之则相反 。 综上所述：对于含氧酸，中心原子（即成酸元素）R 的离子势 越大，电负性越大或非羟基氧 N 数值越大，越有利于发生酸式离解，酸性越强 。,第四节 非金属含氧酸盐的某些性质,一 溶解性： 因为其为离子型化合物，所以它们绝大部分钾、钠、铵盐及酸式盐都易溶于水 。其它归纳于下： 1 硝酸盐、氯酸盐都易溶于水， 且溶解度随温度升高而迅速增大。,溶 解 性 2、3、4,2 硫酸盐： 大部分溶于水 但 Sr+2、Ba+2、Pb+2 的硫酸盐难溶于水；Ca+2、Ag+、Hg+ 的微溶于水。 3 碳酸盐： 大多数都不溶于水，其中Ca+2、Sr+2、Ba+2、Pb+2的碳酸盐最难溶 。 4 磷酸盐：大多数都不溶于水 。,二 水 解 性,1 阴离子的水解能力与其共轭酸的强度成反比 。 强酸的阴离子不水解； 但弱酸的阴离子明显水解 。 2 盐类的水解程度与PKh成反比，与离子势 = Z/ r 成正比 。 即越大，越易水解 。（可见：重、过渡金属高价离子易水解。）,三 热稳定性,常见含氧酸盐中，最稳定的是：

6、硅酸盐、磷酸盐 ，虽然它们在加热时不分解，但容易脱水缩合为多酸。 最不稳定的是： 硝酸盐、氯酸盐等（含氧阴离子半径大，电荷少）。 而碳酸盐、硫酸盐稳定性居中 。 盐热稳定性规律如下：,盐的热稳定性规律：,1 同一类含氧酸盐中，盐的稳定性取决于阳离子的性质 。 即阳离子的极化作用越强，含氧阴离子越易变形则越易分解 。 2 阳离子的极化作用大小规律是： 当离子电荷相同，半径相近时 ： 18e 和 18 + 2e 9 17 e 8e H+ 的极化作用 一般金属阳离子 。 所以稳定性： 酸 酸式盐 对应酸,四 含氧酸及盐的氧化还原性,含氧酸及其盐的氧化还原性是无机化学的重要性质之一 。规律如下： 1 同周期P区元素最高氧化态含氧酸氧化性从左到右递增 。例如： H4SiO4 H BrO H IO,含氧酸及盐的氧化还原性 3,3 含氧酸氧化性 对应盐的氧化性 即含氧酸氧化性在酸性中 碱性中 例如：0A(HClO2/HClO) = 1.64V 0B( ClO2-/ ClO- ) = 0.66V,含氧酸及盐的氧化还原性 4、5,4 同一含氧酸浓溶液氧化性稀溶液 例如：氧化性 浓 HNO3 稀HNO3 浓 H2SO4 稀H2SO4P 5 同一元素不同氧化态含氧酸若浓度相等，低氧化态的氧化性高氧化态。,

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