第18章氢和稀有气体

1、第第18章章 氢和稀有气体氢和稀有气体教学目标：教学目标：1.了解氢的成键方式，氢气及氢化物的性质、制备和了解氢的成键方式，氢气及氢化物的性质、制备和用途。了解稀有气体单质和化合物的性质和用途，用途。了解稀有气体单质和化合物的性质和用途，建议掌握氙的氟化物和氧化物的强氧化性。建议掌握氙的氟化物和氧化物的强氧化性。2. 掌握用掌握用VSEPR理论判断稀有气体化合物的结构。理论判断稀有气体化合物的结构。3. 掌握非金属氢化物和含氧酸的酸碱性递变规律和掌握非金属氢化物和含氧酸的酸碱性递变规律和原因；含氧酸盐的热稳定性和溶解性规律；含氧酸原因；含氧酸盐的热稳定性和溶解性规律；含氧酸及其盐的氧化还原性递

2、变规律和原因。及其盐的氧化还原性递变规律和原因。 4掌握主族金属的物理化学性质和次级周期性。掌握主族金属的物理化学性质和次级周期性。18-1 氢氢18-1-1 氢的成键方式氢的成键方式1 失去电子失去电子 氢的氢的 1s 电子可以失去形成电子可以失去形成 H+ 离子，离子，H+ 仅是一个质子。仅是一个质子。在水溶液中，有溶剂水参与的情况下，在水溶液中，有溶剂水参与的情况下，H+ 离子将与溶剂分子离子将与溶剂分子结合成结合成 H3O+ 。 氢原子能获得氢原子能获得1个电子，达到氦的结构个电子，达到氦的结构 1s2，形成含，形成含 H 离离子的活泼金属的氢化物。子的活泼金属的氢化物。2 获得电子获

3、得电子3 共用电子对共用电子对共价键的形成共价键的形成 在大多数含氢化合物中，在大多数含氢化合物中，H 原子都与其它元素的原子共用原子都与其它元素的原子共用1对对电子，或者说形成电子，或者说形成1个共价键。个共价键。 4 特殊键型特殊键型 (1) 氢桥键氢桥键 (2)氢桥配位键氢桥配位键 (3)氢键氢键 18-1-2 氢气的性质与制备氢气的性质与制备 氢是宇宙中最丰富的元素，在地壳和海洋中化合形式的氢氢是宇宙中最丰富的元素，在地壳和海洋中化合形式的氢若以质量计，在丰度序列中占第九位。若以质量计，在丰度序列中占第九位。 氢有三种同位素：普通氢或氕氢有三种同位素：普通氢或氕(11H或或H)、重氢或

4、氘、重氢或氘(21H或或D)和氚和氚(31H或或T)。 氢气是无色、无嗅、无味的可燃性气体，比空气轻，具有氢气是无色、无嗅、无味的可燃性气体，比空气轻，具有很大的扩散速度和很好的导热性，在水中的溶解度很小。氢气很大的扩散速度和很好的导热性，在水中的溶解度很小。氢气容易被镍、钯、铂等金属吸附。容易被镍、钯、铂等金属吸附。1 氢气的性质氢气的性质 H2中中H-H键能比一般单键高很多，常温下键能比一般单键高很多，常温下H2不活泼，只有某不活泼，只有某些特殊的反应能迅速进行，如些特殊的反应能迅速进行，如H2同同F2在暗处能迅速化合。在暗处能迅速化合。 在较高温度下，可与许多金属（在较高温度下，可与许多

5、金属（NaH）和非金属（）和非金属（HCl）反）反应得到相应的氢化物。应得到相应的氢化物。 高温下，氢气是一个非常好的还原剂（高温下，氢气是一个非常好的还原剂（CuO），还可使许多），还可使许多有机化合物加氢还原。有机化合物加氢还原。检验反应：检验反应：PdCl2(aq) + H2 = Pd(s) + 2HCl(aq) H2受热发生离解，得到原子氢，它是更强的还原剂。受热发生离解，得到原子氢，它是更强的还原剂。 As + 3H = AsH3 CuCl2 + 2H = Cu + 2HCl BaSO4 + 8H = BaS + 4H2O2 氢气的制备氢气的制备（1）实验室制法）实验室制法 实验室里

6、，常利用稀盐酸或稀硫酸与锌等活泼金属作用实验室里，常利用稀盐酸或稀硫酸与锌等活泼金属作用制取氢气。该法制得的氢需要经过纯化。制取氢气。该法制得的氢需要经过纯化。 电解水的方法制备氢气纯度高。常采用质量分数为电解水的方法制备氢气纯度高。常采用质量分数为 25% 的的 NaOH 或或 KOH 溶液为电解液。电极反应如下：溶液为电解液。电极反应如下： 阴极阴极 2 H2O + 2 e H2 + 2 OH 阳极阳极 4 OH O2 + 2 H2O + 4 e （2）工业制法）工业制法 氢气是氯碱工业中的副产物，电解食盐水的过程中，在阳氢气是氯碱工业中的副产物，电解食盐水的过程中，在阳极上生成极上生成

7、Cl2，电解池中得到，电解池中得到 NaOH 的同时，阴极上放出的同时，阴极上放出 H2 。 工业生产上大量需要的氢气是靠催化裂解天然气得到的。工业生产上大量需要的氢气是靠催化裂解天然气得到的。CH4 + H2O = CO + 3 H2C3H18 + 3 H2O = 3 CO + 7 H2 工业生产上也利用水蒸气通过红热的炭层来获得氢气，可工业生产上也利用水蒸气通过红热的炭层来获得氢气，可通过红热的氧化铁后用水洗涤，将通过红热的氧化铁后用水洗涤，将CO除去。除去。C (红热红热) + H2O(g) CO(g) + H2(g)1273K18-1-3 氢气的用途氢气的用途 氢气重要的用途之一是作为

8、合成氨工业的原料。氢气重要的用途之一是作为合成氨工业的原料。 高温下，氢气能将许多金属氧化物或金属卤化物还原成单高温下，氢气能将许多金属氧化物或金属卤化物还原成单质，人们经常利用氢气的这一性质制备金属单质。质，人们经常利用氢气的这一性质制备金属单质。 WO3 + 3 H2 = W + 3 H2OTiCl4 + 2 H2 = Ti + 4 HCl 氢气在氧气或空气中燃烧时，火焰温度可以达到氢气在氧气或空气中燃烧时，火焰温度可以达到3273K左左右，工业上利用此反应切割和焊接金属。右，工业上利用此反应切割和焊接金属。 氢气是重要的无污染燃料。氢气是重要的无污染燃料。18-1-4 氢化物氢化物 氢同

9、碱金属及多数碱土金属在较高的温度下直接化合时，氢同碱金属及多数碱土金属在较高的温度下直接化合时，生成离子型氢化物，其中含有生成离子型氢化物，其中含有 H- 离子。离子。1 离子型氢化物离子型氢化物 离子型氢化物可与水发生剧烈反应，放出氢气。离子型氢化物可与水发生剧烈反应，放出氢气。 NaH(s) + H2O(l) = H2(g) + NaOH(aq) 在非水极性溶剂中，离子型氢化物能与一些缺电子化合物在非水极性溶剂中，离子型氢化物能与一些缺电子化合物结合生成复合氢化物，如：结合生成复合氢化物，如：4 LiH + AlCl3 = LiAlH4 + 3 LiClTiCl4 + 4 NaH = Ti

10、 + 4 NaCl + 2 H2(g) 离子型氢化物以及复合氢化物均具有很强的还原性。离子型氢化物以及复合氢化物均具有很强的还原性。 p 区元素的氢化物属于分子型晶体，这类氢化物具有熔、区元素的氢化物属于分子型晶体，这类氢化物具有熔、沸点低的特点，通常条件下多为气体。沸点低的特点，通常条件下多为气体。 它们在水中的行为大不相同：它们在水中的行为大不相同：HCl，HBr，HI 等在水中完等在水中完全解离，使溶液显强酸性；全解离，使溶液显强酸性；H2S，HF 等在水中部分解离显弱酸等在水中部分解离显弱酸性；性；NH3 和和 PH3 等使其水溶液显弱碱性；硅、硼的氢化物同水等使其水溶液显弱碱性；硅、

11、硼的氢化物同水作用时生成含氧酸并放出氢气；甲烷与水基本不发生作用。作用时生成含氧酸并放出氢气；甲烷与水基本不发生作用。 分子型氢化物都具有还原性，而且同族氢化物的还原能力分子型氢化物都具有还原性，而且同族氢化物的还原能力随原子序数增加而增强。随原子序数增加而增强。2 分子型氢化物分子型氢化物 d 区元素和区元素和 f 区元素一般都能形成金属型氢化物。从组成区元素一般都能形成金属型氢化物。从组成上看，这些氢化物有的是整比化合物，如上看，这些氢化物有的是整比化合物，如 CrH2，NiH，CuH 和和 ZnH2；有的则是非整比化合物，如；有的则是非整比化合物，如 PdH0.8 和一些和一些 f 区元

12、素区元素的氢化物等。的氢化物等。 Pt 在任何条件下都不能形成氢化物，但氢可在在任何条件下都不能形成氢化物，但氢可在 Pt 表面上表面上形成化学吸附氢化物，从而使形成化学吸附氢化物，从而使 Pt 在加氢反应中有广泛的催化在加氢反应中有广泛的催化作用。作用。 这些金属氢化物基本上保留着金属光泽，导电性等金属特这些金属氢化物基本上保留着金属光泽，导电性等金属特有的物理性质。有的物理性质。3 金属型氢化物金属型氢化物18-2 稀有气体稀有气体价电子价电子层结构层结构He Ne Ar Kr Xe Rn 1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6 稀有气体的发现：稀有气

13、体的发现： “第三位小数的胜利第三位小数的胜利” 英国物理学家英国物理学家Rayleigh(雷利雷利)发现，分解氮的化合物得来发现，分解氮的化合物得来的氮气每升的氮气每升1.251g，而从空气中分离出来的氮气每升，而从空气中分离出来的氮气每升1.257g。他坚信自己的实验结果，但又百思不得其解。他坚信自己的实验结果，但又百思不得其解。W. Ramsay (莱莱姆赛姆赛)与雷利合作，他们经过不懈的努力，除去空气的所有已与雷利合作，他们经过不懈的努力，除去空气的所有已知成分，在知成分，在 1894 年第一次从空气中分离出氩年第一次从空气中分离出氩 Ar 。随后，。随后，He、Ne、Kr和和Xe也从

14、空气中先后分离出来。也从空气中先后分离出来。 18-2-1 稀有气体的性质和用途稀有气体的性质和用途物理性质：物理性质：无色、无嗅、无味的单原子气体。无色、无嗅、无味的单原子气体。 He氦是所有气体中最难液化的，大约氦是所有气体中最难液化的，大约2.2K时液氦会由时液氦会由一种液态转变到另一种液态。温度在一种液态转变到另一种液态。温度在2.2K以下的液氦具有许以下的液氦具有许多反常的性质，例如超导性、低粘滞性等。多反常的性质，例如超导性、低粘滞性等。化学性质：化学性质：稀有气体都是单原子分子，其核外电子层都有相稀有气体都是单原子分子，其核外电子层都有相对饱和的结构，故而化学性质不活泼，被称为对

15、饱和的结构，故而化学性质不活泼，被称为“惰性气体惰性气体”或或“贵族气体贵族气体”。用途：用途：He填充气球；作惰性保护气；超低温冷却剂。填充气球；作惰性保护气；超低温冷却剂。Ne氖的导电性是空气的氖的导电性是空气的75倍，用于放电管中发射红光，倍，用于放电管中发射红光，氖灯俗称氖灯俗称“霓虹灯霓虹灯”；也可作惰性保护气。；也可作惰性保护气。导热性很差，用于填充灯泡，惰性保护气。导热性很差，用于填充灯泡，惰性保护气。Xe氙灯放出的白光十分强烈，有氙灯放出的白光十分强烈，有“人造小太阳人造小太阳”之称，之称，氙灯能放出紫外线，应用与医疗。氙灯能放出紫外线，应用与医疗。KrAr18-2-2 稀有气

16、体化合物稀有气体化合物O2 + PtF6 O2+PtF6 Xe + PtF6 Xe+PtF6 第一个稀有气体化合物的合成：第一个稀有气体化合物的合成： “科学的选题方法科学的选题方法”。 1962年年 Neil Batrlett（尼尔（尼尔巴特利特）注意到巴特利特）注意到 Xe 的电离能的电离能 1169 kJmol1 和和 O2 的电离能的电离能 1175 kJmol1 相近，于是模仿相近，于是模仿 O2+PtF6 的合成，将等体积的的合成，将等体积的 Xe 和和 PtF6 蒸汽在室温下反应，蒸汽在室温下反应，获得了获得了Xe+PtF6。 “惰性气体惰性气体”也随之改名为也随之改名为“稀有气

17、体稀有气体”。稀有气体元素。稀有气体元素化学揭开了新篇章。化学揭开了新篇章。 一、氟化物一、氟化物1. 制备：制备：镍制容器镍制容器(NiF2保护膜保护膜)中一定温度和压强下合成。中一定温度和压强下合成。XeF2(g) Xe过量过量Xe (g) + F2(g)XeF4(g) F2过量过量XeF6(g) F2过量，反应时间长过量，反应时间长目前，研究较多的是目前，研究较多的是Xe的化合物。的化合物。2. 化学性质：化学性质：(1)水解反应水解反应 XeF2 + H2OXe + 1/2O2 + 2HF 6XeF4 + 12H2O4Xe + 2XeO3 + 3O2 + 24HF XeF6 + 3H2

18、OXeO3 + 6HF XeF6 + H2OXeOF4 + 2HF (不完全水解不完全水解)(2)强氧化剂强氧化剂 NaBrO3 + XeF2 + H2O NaBrO4 + 2HF + Xe 氧化能力按氧化能力按XeF2XeF4XeF6顺序递增。顺序递增。 XeFn + H2 Xe + HF (400oC、130oC、室温、室温)二、氧化物和含氧酸二、氧化物和含氧酸 XeO3：易潮解和易爆炸的易潮解和易爆炸的晶状固体，晶状固体，具有强氧化性，酸性具有强氧化性，酸性介质对反应有利。介质对反应有利。2XeO3 + 4H2O22Xe + 5O2 + 4H2OXeO3 + 6FeSO4 + 3H2O

19、Xe + 2Fe2(SO4)3 + 2Fe(OH)3XeO3 + 6HClXe + 3Cl2 + 3H2O5XeO3 + 6MnSO4 + 9H2O 6HMnO4 + 5Xe + 6H2SO4 (H+) XeO3在中性及微酸性水溶液中主要呈分子状态，在中性及微酸性水溶液中主要呈分子状态，但在碱但在碱性溶液中，主要呈氙酸盐性溶液中，主要呈氙酸盐HXeO4形式。形式。 XeO3 + OH- - HXeO4- - 向向XeO3水溶液中通入水溶液中通入O3可得高氙酸可得高氙酸H4XeO6，如果把，如果把O3通入通入XeO3的的NaOH溶液，可得溶液，可得Na4XeO6。 XeO3+ O3 + 2H2O

20、 H4XeO6 + O2 XeO3+ O3 + 6H2O + 4NaOH Na4XeO68H2O + O2 氙酸盐和高氙酸盐也都是强氧化剂。氙酸盐和高氙酸盐也都是强氧化剂。 无论是无论是Xe(II)、Xe(IV)、Xe(VI)或或Xe(VIII)的化合物，的化合物，都是氧化剂。而且价态越高氧化性越强，这是由于稀有气体原都是氧化剂。而且价态越高氧化性越强，这是由于稀有气体原子力求恢复原来稳定结构的倾向。子力求恢复原来稳定结构的倾向。18-2-3 稀有气体化合物的结构稀有气体化合物的结构1 用现代价键理论讨论氙化合物的分子结构用现代价键理论讨论氙化合物的分子结构 例：例：XeF2 用用VSEPR理

21、论解释，理论解释，价层电子对数价层电子对数=5，键合电子对数键合电子对数=2，孤电子对数，孤电子对数=3，其，其VSEPR理想模型为三角双锥体，分子的实理想模型为三角双锥体，分子的实际构型为直线型。际构型为直线型。 根据杂化轨道理论，根据杂化轨道理论，XeF2 中中 Xe 采用采用 sp3d 杂化。杂化。 XeF4 根据根据VSEPR理论，理论，价层电子对数价层电子对数=6，键合电子对数键合电子对数=4，孤电子对数，孤电子对数=2，其，其VSEPR理想模型为八面体，分子的实际构理想模型为八面体，分子的实际构型为正方形。型为正方形。 根据杂化轨道理论，根据杂化轨道理论，XeF4 中中 Xe 采用

22、采用 sp3d2 杂化。杂化。 XeF6 7 五角双锥五角双锥 1 变形八面体变形八面体 sp3d3 XeOF4 6 八面体八面体 1 四方锥形四方锥形 sp3d2XeO3 4 四面体四面体 1 三角锥形三角锥形 sp3XeO4 4 四面体四面体 0 四面体四面体 sp3价层电价层电子对数子对数孤电子孤电子对数对数最稳定最稳定构型构型理想理想模型模型杂化杂化方式方式2 用分子轨道法讨论氙化合物的分子结构用分子轨道法讨论氙化合物的分子结构 XeF2 中中 Xe 原子的原子的 5px 轨道与两个轨道与两个 F 原子的各原子的各 1 个个 2px 轨轨道，组成道，组成 1 个成键轨道，个成键轨道，1

23、 个反键轨道和个反键轨道和 1 个非键轨道。个非键轨道。4个个电子填入成键和非键分子轨道，反键分子轨道为空轨道。键级电子填入成键和非键分子轨道，反键分子轨道为空轨道。键级为为 1，这个键属于，这个键属于 键，它有效地将氙原子和两个氟原子结合键，它有效地将氙原子和两个氟原子结合在一起。在一起。18-3-1 主族非金属元素的通性主族非金属元素的通性18- -3 主族元素总结主族元素总结1. 非金属氢化物非金属氢化物 非金属都能形成具有最高氧化态的共价型的简单氢化物：非金属都能形成具有最高氧化态的共价型的简单氢化物： B2H6 CH4 NH3 H2O HF SiH4 PH3 H2S HCl AsH3

24、 H2Se HBr H2Te HI 通常情况下为气体或挥发性液体。通常情况下为气体或挥发性液体。同一族，沸点从上到下同一族，沸点从上到下递增递增，但，但NH3、H2O及及HF的沸点由于存在分子间的沸点由于存在分子间氢键氢键异常高。异常高。 (1) 热稳定性热稳定性： 从热力学角度看，氢化物的标准生成自由能或标准生成从热力学角度看，氢化物的标准生成自由能或标准生成焓越负焓越负(K越大越大)，氢化物越稳定。，氢化物越稳定。 在同一周期中，从左到右热稳定性逐渐增加。在同一周期中，从左到右热稳定性逐渐增加。 B2H6 CH4 NH3 H2O HF分解温度分解温度 373K下下 873 1073 127

25、3 不分解不分解 在同一族中，自上而下热稳定性逐渐减小。在同一族中，自上而下热稳定性逐渐减小。 HF HCl HBr HI分解温度分解温度 不分解不分解 3273 1868 1073 热稳定性变化规律与非金属元素电负性的变化规热稳定性变化规律与非金属元素电负性的变化规律是一致的。律是一致的。 非金属与氢的电负性非金属与氢的电负性( H=2.2)相差越大，所生成的相差越大，所生成的氢化物越稳定；反之，不稳定。氢化物越稳定；反之，不稳定。 例如例如 As=2.18，AsH3很不稳定，它不能由很不稳定，它不能由As与与H2直接合成；而直接合成；而 F=3.98，HF很稳定，加热至高温也不会很稳定，加

26、热至高温也不会分解。分解。 （2） 还原性还原性 除除HF以外，其它分子型氢化物都有还原性，其变化规律以外，其它分子型氢化物都有还原性，其变化规律与稳定性的增减规律相反，稳定性大的氢化物，还原性小。与稳定性的增减规律相反，稳定性大的氢化物，还原性小。 还还 B2H6 CH4 NH3 H2O HF 原原 SiH4 PH3 H2S HCl 性性 AsH3 H2Se HBr 增增 H2Te HI 强强 还还 原原 性性 增增 强强 原因：原因：氢化物氢化物AHn的还原性来自的还原性来自An-，周期表中，从右向左，周期表中，从右向左，从上而下，从上而下，A的半径增大，电负性减小，故的半径增大，电负性减

27、小，故An-失电子的能力递失电子的能力递增，氢化物的还原性递增。增，氢化物的还原性递增。 （3） 酸性：酸性： 非金属元素氢化物在水溶液中的酸碱性和该氢化物在水中非金属元素氢化物在水溶液中的酸碱性和该氢化物在水中给出或接受质子能力的相对强弱有关。给出或接受质子能力的相对强弱有关。 中心原子的电荷越低，半径越大，电子密度越小，对中心原子的电荷越低，半径越大，电子密度越小，对H+的的束缚能力越低，所以氢化物给出束缚能力越低，所以氢化物给出 H+ 的能力即酸性就越强。的能力即酸性就越强。 规律：规律：同族从上而下，酸强度增加；同族从上而下，酸强度增加； 如：如： H2S H2Se H2Te 同周期从

28、左到右，酸强度增加。同周期从左到右，酸强度增加。 如如：NH3 H2O HF2. 含氧酸含氧酸 ROH规则：规则：中心原子的半径较小，电荷较高，即离子势中心原子的半径较小，电荷较高，即离子势越大时，它的酸性越强，反之越弱。越大时，它的酸性越强，反之越弱。 同一类型的非金属元素含氧酸，在同一周期中，从左到同一类型的非金属元素含氧酸，在同一周期中，从左到右，酸性逐渐增强。右，酸性逐渐增强。 如：如：H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HBrO4 HIO4 对同一种非金属元素，随氧化数降低，酸性减弱。对同一种非金属元素，随氧化数降低，酸性减弱。 如：如： HClO4 HClO3 HClO2 HCl

29、O Pauling规则规则 含氧酸可记作含氧酸可记作ROn(OH)y (1) 多元含氧酸的逐级电离常数之比约为多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10- 5，即，即K1:K2:K31:10-5:10-10，或，或pKa的差值为的差值为5。 (2) 含氧酸的含氧酸的K1与非羟基氧原子数与非羟基氧原子数n有如下关系：有如下关系： K1105n-7，即，即pKa1 7-5n 例如例如H2SO3，可记作，可记作SO(OH)2，n=1，Ka1=10-2通常通常n0，为弱酸，如，为弱酸，如HClO；n1，为中强酸，如，为中强酸，如H2SO3；n2，为强酸，如，为强酸，如HNO3；n3，为最强酸，如，为最强酸，

30、如HClO4。3 含氧酸盐含氧酸盐(1)热稳定性热稳定性 在常见的含氧酸盐中，在常见的含氧酸盐中，磷酸盐、硅酸盐都比较稳定，硝酸磷酸盐、硅酸盐都比较稳定，硝酸盐及卤酸盐一般稳定性较差，盐及卤酸盐一般稳定性较差，碳酸盐和硫酸盐居中。碳酸盐和硫酸盐居中。例如：例如： CaSO4 CaCO3 AgClO3 AgNO3分解温度分解温度/K 1422 1170 543 485 酸式盐同正盐比较，前者往往不及后者稳定。酸式盐同正盐比较，前者往往不及后者稳定。 同一酸根不同金属的盐，金属离子的极化作用越大，稳定同一酸根不同金属的盐，金属离子的极化作用越大，稳定性越差。性越差。 BeCO3 MgCO3 CaC

31、O3 SrCO3 BaCO3 (2) 溶解性溶解性 含氧酸盐属于离子化合物，它们的绝大部分含氧酸盐属于离子化合物，它们的绝大部分钠盐、钾盐和钠盐、钾盐和铵盐以及酸式盐都易溶于水铵盐以及酸式盐都易溶于水。其它含氧酸盐在水中的溶解性可。其它含氧酸盐在水中的溶解性可归纳如下：归纳如下： (1) 硝酸盐、氯酸盐：硝酸盐、氯酸盐：都易溶于水，且溶解度随温度的升高都易溶于水，且溶解度随温度的升高而迅速地增加。而迅速地增加。 (2) 硫酸盐：硫酸盐：大部分溶于水，但大部分溶于水，但SrSO4、BaSO4及及PbSO4难溶难溶于水，于水，CaSO4、Ag2SO4及及Hg2SO4微溶于水。微溶于水。 (3) 碳

32、酸盐：碳酸盐：大多数都不溶于水，其中又以大多数都不溶于水，其中又以Ca2+、Sr2+、Ba2+、Pb2+的碳酸盐最难溶。的碳酸盐最难溶。 (4) 磷酸盐：磷酸盐：大多数都不溶于水。大多数都不溶于水。 阴阳离子半径匹配规则：阴阳离子半径匹配规则： 盐中阴阳离子半径相差较大时，溶解度较大。盐中阴阳离子半径相差较大时，溶解度较大。 晶格能较小，水合热占优势。晶格能较小，水合热占优势。 如如 NaClO4 KClO4 RbClO4 盐中阴阳离子半径相差不大时，溶解度较小。盐中阴阳离子半径相差不大时，溶解度较小。 晶格能大。晶格能大。 如如 RbF KF NaF LiF(3) 含氧酸及其盐的氧化还原性含

33、氧酸及其盐的氧化还原性 规律：规律： (a) 同一周期各元素最高氧化态含氧酸的氧化性从左到右同一周期各元素最高氧化态含氧酸的氧化性从左到右大致递增。大致递增。 如：如：H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 VO2+ Cr2O72 MnO4 (b) 在同一族中，自上而下，各元素的最高氧化态在同一族中，自上而下，各元素的最高氧化态(某些中某些中间氧化态间氧化态)含氧酸的氧化性，大多是呈锯齿状升高（含氧酸的氧化性，大多是呈锯齿状升高（次级周期次级周期性性）。低氧化态则依次降低。）。低氧化态则依次降低。 如：如：HClO4 H5IO6 HClO HBrO HIO (c)同一元素不同氧化态的含氧酸，低氧化态的氧化性较同一元素不同氧化态的含氧酸，低氧化态的氧化性较强。强。 如：如： HClO4 HClO3 HClO2 HClO H2SO3 稀稀 H 2SO4 HNO2 稀稀 HNO3 (d) 浓酸的氧化性比稀酸强，酸比相应的盐的氧化性强，浓酸的氧化性比稀酸强，酸