无机化学课件：2013非金属1

1、第9章 P区元素和非金属元素,非金属元素,分子型氢化物,含氧酸,区元素的特殊性,准金属,非金属22种,金属共90种,P区31种 (最后一个电子填充在p轨道,非金属电负性大、晶体一般不导电、不容易变形,准金属元素(B,Si,Ge,As,Sb,Se,Te和Po) ，既有金属的性质又有非金属的性质,分子型氢化物,一、偶极矩,二、熔沸点 HF H2O NH3 特殊,分子型氢化物,三、还原性、热稳定性和酸性,分子型氢化物,一、最高氧化态的氢氧化物R(OH)n的酸碱性 通常R+n的电荷高，半径大，结合的-OH数目多。 当R+n的电荷高半径小时，如Cl+7结合7个-OH基， 势必脱水，至既满足Cl+7的氧化

2、态又满足配位数,含氧酸,中心原子R离子势(Z/r ) 10 1/2 7 酸性 两性 碱性,第2周期元素没有d轨道，中心原子用sp2杂化。 RO3n-含46大键，平面三角形(NO3-、CO32,含氧酸,二、含氧酸及其酸根的结构,第3周期成酸元素原子的价电子结构 四面体。RO4n-为正四面体。在SiO44-中，Si sp3杂化轨道与4个氧形成4个键。 氧原子上的孤电子对与R形成 d-p 键,含氧酸,含氧酸,第4周期元素的含氧酸与第3周期的结构相似。 第5周期元素，中心原子R的半径大，5d轨道成键的倾向又较强，能以激发态的sp3d2杂化轨道形成八面体结构，配位数为6，也可形成配位数为4的酸。 高碘酸

3、H5IO6，偏高碘酸HIO4; 碲酸H6TeO6,由此可以看出： （l）同一周期元素的含氧酸的结构相似，非羟其氧原子数随R的半径减小而增加； （2）同族元素的含氧酸随着R半径的递增，羟基数增加，非羟基氧原子数减少,四、含氧酸的强度 酸电离度取决于R吸引羟基氧原子的电子的能力。 R电负性大,R周围非羟基氧原子数目多, 酸性强,含氧酸,HClO4HClO3HClO2HClO,HClO4H2SO4H3PO4H4SiO4 HNO3H2CO3H3BO3,HClOHBrOHIO,含氧酸,N 非羟基氧数,亚磷酸,次磷酸,五、溶解性 离子化合物的溶解过程，克服晶格能解离为气态离子，溶于水形成成水合离子,含氧酸

4、,一般规律：阴阳离子半径相差大的易溶. 如MgSO4比BaSO4易溶。 性质相似的盐中，阳离子的半径越小，越易溶解。 NaC1O4KC1O4RbC1O4,阴阳离子半径相差不多,阳离子(Z/r)大的盐较难溶解。 如碱土金属和过渡金属的碳酸盐、磷酸盐等难溶解； 而碱金属的硝酸盐和氯酸盐等易溶,绝大部分钠盐、钾盐和铵盐以及酸式盐都易溶。 硝酸盐：硝酸盐易溶于水，且温度溶解度 。 硫酸盐：大部分溶于水。 SrSO4、BaSO4和PbSO4难溶于水， CaSO4、Ag2SO4和Hg2SO4微溶于水。 碳酸盐：大多数都不溶于水。 其中又以Ca2+、Sr2+、Ba2+、Pb2+的碳酸盐最难溶。 磷酸盐：大多

5、数都不溶于水,六、水解性 强酸的阴离子(ClO4-和NO3-等)不水解。 弱酸的阴离子(CO32-及SiO32-等) 水解明显， 溶液的pH值增大,七、热稳定性 多原子阴离子组成的化合物在加热时不太稳定。 含氧酸盐加热多数分解为酸酐和金属氧化物等。 磷酸盐、硅酸盐较稳定, 加热易脱水缩合为多酸盐; 硝酸盐和卤酸盐一般不太稳定; 碳酸盐和硫酸盐等居中。 硫酸盐的分解温度一般在1000以上。 碱金属的硫酸盐在高温下挥发但不分解。 CdSO4和PbSO4等重金属硫酸盐稳定，用于定量分析。 Al3+、Cr3+和Fe3+(+) 硫酸盐不稳定，加热分解为 SO3和金属氧化物,碳酸盐易分解成金属氧化物 CO

6、2,分解温度差别很大 。 硝酸盐比碳酸盐易分解，产物随金属的活泼性的差异 而生成 亚硝酸盐或金属氧化物或金属,正盐比酸式盐稳定,含氧酸及其盐的氧化还原性复杂,影响因素多。 最高氧化态含氧酸的氧化性，同一周期从左到右递增,同一主族，呈锯齿形升高。第3周期下降趋势，第4周期又有升高趋势。第6周期又比第5周期 元素的强得多,八、氧化还原性,同周期从左到右递增,同族呈锯齿形升高,同一种元素，低氧化态的氧化性较强。 例如 HClOHClO2HClO3HClO4 氧化态愈高，需断裂的R-O键多，酸根较稳定。 最高氧化态酸(HNO3,H2SO4, HClO4)为强氧化剂； 低氧化态化合物(NH3、H2S和H

7、Cl)为还原剂； 中间氧化态既是氧化剂又是还原剂(HNO2和H2SO3,影响其氧化能力的因素有： 1、中心原子结合电子的能力 电负性大、半径小、氧化态高的中心原子，其获得电子的能力强，酸的氧化性强,2分子的稳定性 越不稳定，氧化性越强,第六周期元素最高氧化态含氧酸(包括氧化物及其水合物)的氧化性强，与中心原子的6s2电子对特别稳定有关。第六周期处于Hg(内层电子已填满)之后的Tl、Pb、Bi等元素的6s2电子对极其稳定,即惰性电子对效应，使其氧化性比第五周期相应元素强得多,3、含氧酸盐氧化性 酸性中性或碱性介质, 浓酸 稀酸强, 酸 盐; 同一元素，低氧化态弱酸 稀的高氧化态的强酸。 HNO2

8、稀HNO3，H2SO3稀H2SO4; 浓酸中自由酸分子较多，表现出强氧化性; ClO4-,MnO4-等离子在酸性介质中比在碱性介质中强。 ClO4- + 8H+8e- = Cl- + 4H2O E=1.39V ClO4- + 4H2O+8e- = Cl-+ 8OH- E=0.51V,3、元素有自相成链的能力，以碳元素最强； 4、多数有生成重键的特性； 5、与第3周期的元素相比较,化学活泼性的差别大； 6、同素异性体在性质上的差别比较大,p区元素在周期性变化上的某些特殊性,非金属元素的单质和化合物在许多性质上都呈现出周期性的变化。但是还有许多不规则之处。 第2周期非金属元素与本族其他元素的显著差异有： l、N、O、F的含氢化合物易生成氢键,离子性较强； 2、最高配位数为4,而第3周期和以后的元素的配位数 可以超过4,原子半径的大小是影响元素性质的重要因素，原子的次外电子层为18电子构型致使第4周期元素的电负性、金属性(非金属性)、电极电势以及含氧酸的氧化还原性等都出现异常现象，即所谓“不规则性”。