一非金属单质结构特点非金属单质的化学质市公开课获奖课件省名师优质课赛课一等奖课件

(一)非金属单质结构特点,非金属单质化学性质(二)无机含氧酸结构特点和酸性强弱改变规律(三)无机含氧酸溶解性、热稳定性、氧化还原性规律非金属元素总结1/47§1

元素分布◆

周期表中位置非金属共22种(五种准金属)IIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA(H)HeBCNOFNeAl

SiPSClArGa

Ge

As

SeBrKrInSn

Sb

TeIXeTlPbBi

PoAtRn金属2/47非金属共22种，常温压下气体11种ⅧA族6种、F2、Cl2、O2、N2、H2液体1种Br2固体10种I2At

S8Se

Te

P4As

B

CSi◆

存在状态Si:理想半导体材料Si或Ge(P,As,Sb,Bi):

n型半导体Si或Ge

(B,Al,Ga,In):

p型半导体3/47§2

单质结构和性质2.1非金属单质结构和性质8-N规则:N代表族数,每个原子8-N个价电子可与8-N个原子连接,形成8-N个共价键,即共价数为8-N①非金属单质成键规则◆

非金属单质结构第八主族稀有气体

8-8=0为单原子分子,范德华力为内聚力,分子型晶体4/47第七主族卤素8-7=1双原子分子,范德华力为内聚力,分子型晶体第六主族氧族元素8-6=2氧原子可形成复键,为双原子分子.硫,硒,碲半径较大,不易形成p-p键,而倾向于形成尽可能多单键S8第五主族氮族元素8-5=3氮原子可形成复键,为多重键双原子分子.磷,砷,锑为三配位有限分子P4As4PPPP6005/47第四主族8-4=4碳、硅易sp3杂化,四配位金刚石结构,原子晶体有些单质因为形成大

键,多中心键,键型发生改变，不恪守此规则,如硼单质中多中心键数目不等于8-N●小分子物质,如单原子稀有气体,双原子分子●多原子分子物质S8P4As4●大分子(巨型分子)物质金刚石、晶体硅、硼等原子晶体混合型晶体:石墨②非金属元素分类(按结构和性质)6/471.常温常压下性质常温常压下,F2、Cl2、Br2、O2、S、P较活泼，其余在高温下可与其它物质反应。N2、C、Si、B不活泼◆

非金属单质性质2.与酸反应

(1)不与非氧化性酸反应(2)C，B，S，P，I2等单质与氧化性酸作用P+5HNO3(浓)=H3PO4+5NO2+H2O2B+3H2SO4(浓)=2H3BO3+3SO27/473.与碱反应

(1)Cl2、Br2、I2、S、P等遇碱歧化Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O3S+6OH-=2S2-+SO32-+3H2OP4+3KOH+3H2O=PH3

+3KH2PO2(2)SiBAs等与碱反应放出氢气Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2

这类单质多为两性和准金属亲氧性强,与氧形成含氧酸8/474.与水反应多数非金属单质不与水反应(1)卤素F2氧化水,其余微弱反应(2)C,B赤热与水蒸气反应F2+H2O=2HF+O221C+H2O(g)=CO+H2

B+3H2O(g)=B(OH)3+3H29/47§3无机酸结构和强度①

分子型氢化物②

无机含氧酸●熔沸点B2H6CH4NH3H2OHFSiH4PH3H2SHClAsH3H2SeHBrSbH3H2TeHI3.1分子型氢化物同一族氢化物从上到下熔沸点升高.第二周期NH3H2OHF反常高2.同一周期,不太规律.与分子极性相关10/47●热稳定性电负性减小，与氢结合能力减弱，稳定性减弱NH3很稳定，PH3加热则分解。AsH3和SbH3在室温时逐步自动分解，BiH3很轻易分解3.043.443.98CH4NH3H2OHF3.98

SiH4PH3H2SHCl3.16

AsH3H2SeHBr2.96

SbH3H2TeHI2.66从左到右,热稳定性增加由上到下热稳定性降低11/47除HF外,其它分子型氢化物都有还原性CH4NH3H2OHFSiH4PH3H2SHClGeH4AsH3H2SeHBrSbH3H2TeHI还原性依次增强还原性依次增强●

还原性电负性减小，半径增大,失电子能力递增，还原性增强12/47

影响酸性原因很多,主要反应在与质子直接相连原子对它束缚力上。束缚力强弱与该原子电子密度大小有直接关系.电子密度大小与原子所带负电荷数以及原子半径相关系.表明是某原子吸引带正电荷原子或原子团能力.与质子相连原子电子密度,决定无机酸强度H3O+>H2O>OH-

●水溶液酸碱性13/47◆

同一周期,从左到右,酸性依次增强CH4NH3H2OHFSiH4PH3H2SHClGeH4AsH3H2SeHBrSbH3H2TeHI酸性依次增强酸性依次增强

原子所带负电荷依次降低,原子电子密度越来越小,氢化物酸性依次增强酸性:NH3<H2O<HF14/47◆

同一主族,从上到下,酸性依次增强原子所带电荷相同,但它们原子半径增大,电子密度逐步变小,对应氢化物酸性依次增强.HF<HCl<HBr<HIH2O<H2S<H2Se<H2Te15/47结构●

第二周期非金属含氧酸及其盐3.2无机含氧酸HO——OHHO|B|OHHO——OHHO|BCOOO2-HO——OHO|CNOOO-O|NHO——O-16/47SiOOOO4-中心原子sp3杂化,价电子对空间分布为四面体可能含键：键；d-p键(反馈键)HO——OHHO|Si|OHHO——OHO↑P|OHHO——OHO↑S↓OHO—→

OO↑Cl↓O●

第三、四面期非金属含氧酸及其盐17/47

中心原子半径比较大,5d轨道成键倾向较强.能sp3d2杂化，八面体构型,配位数可为6(也可为4)●

第五周期非金属含氧酸及其盐IOOOOOO5-18/47同一周期元素含氧酸结构相同.非羟基氧原子数随中心原子半径减小而增加(2)同族元素含氧酸随中心原子半径递增,分子中羟基数增加,而非羟基氧原子数降低NOOHO结论HO——OHHO|Si|OHHO——OHO↑P|OHHO——OHO↑S↓OHO—→

OO↑Cl↓O19/47

酸碱性R—O—H=RO-+H+酸式电离

R—O—H=R++OH-碱式电离由中心原子R离子势决定rZ=f离子势φ↑,酸式电离倾向↑;φ↓，碱式电离倾向↑φ大极化作用强,氧原子电子云偏向非金属阳离子,O-H键极性增强,酸式离解为主.φ小碱式离解为主R—O—H1.R—O—H规则20/47

>0.32酸式电离<0.22碱式电离=0.22~0.32两性fff

减小，碱性增强例1．Be(OH)2Mg(OH)2Ca(OH)2Sr(OH)2Ba(OH)2例2．NaOHMg(OH)2Al(OH)3Si(OH)4

增加，碱性渐弱，酸性渐强经验规则（r用pm为单位）21/472.鲍林规则（半定量经验规则）

(2)含氧酸K1与非羟基氧原子数目N有以下关系

K1=105N-7即pKa≈7-5N氧电负性大,对中心原子有较强吸引力,使中心原子正电场增加(1)多元酸逐层离解常数：K1:K2:K3≈

1:10-5:10-10

例：H3PO4、H3AsO4、H2SO3、H2CO3……

但有机酸和许多无机酸不适用。①强酸pKa

0；②弱酸pKa=0~7③很弱酸

pKa=7~1422/473.非金属含氧酸酸性改变规律(2).同一族元素形成同种类型含氧酸,从上到下,酸性减弱(1).同一周期元素形成最高含氧酸,从左到右,酸性增强H4SiO4<H3PO4<H2SO4<

HClO4HOCl

>

HOBr

>

HOI(3).同一元素形成含氧酸酸性伴随氧化数升高而增强(4).从第三周期开始,若干含氧酸失水形成链状,环状及网状结构多酸,缩和度越高,酸强度越大23/47例含氧酸NKaHClO03.2×10-8

HClO2 11.1×10-2

HClO32103HClO43108从结构上分析：N=XO键数目，N↑,则X原子δ+↑，对羟基氧原子上价电子束缚力↑，使O—H键更轻易断开电子诱导效应24/47例正磷酸H3PO4和焦磷酸H4P2O7酸性：正酸<焦酸类似有：酸性H2SO4<H2S2O7N=1,Ka1=7.5×10-3N=2,Ka1=1.4×10-1∴正酸缩合为焦酸，酸性↑25/47离子化合物溶解度决定于晶格能及离子水合能1.晶格能大，溶解度小。

Ca(H2PO4)2CaHPO4Ca2(PO4)3易溶难溶难溶阴离子电荷高，晶格能大，溶解度小§4含氧酸盐性质4.1溶解性2.水合能小，溶解度小水合能与离子势相关，离子电荷低，半径大，离子势则小，水合能小，则溶解度小。NaClO4＞KClO4＞RbClO4

26/47

●

碱金属盐类易溶于水，仅少数碱金属盐是难溶,这些难溶盐普通都是由大阴离子组成.碱金属离子越大，难溶盐数目越多----阴阳离子大小悬殊时，离子水合作用在溶解过程中占优势.

●Mg2+

Ba2+半径增大，离子势减小，水合能减小．则MgSO4

BaSO4溶解度成小。3.共价成份大，溶解度小。

ZnSCdSHgS溶解度减小(溶于稀盐酸)(溶于浓盐酸)(溶于王水)①

18e构型.②

伴随Zn2+,Cd2+,Hg2+半径增大,变形性增大，附加极化效应增大，共价成份增大，溶解度减小.27/47

4.聚合程度大，溶解度小，

H3BO3因为氢键联成大片,为固体酸，在冷水中溶解度小，可溶于热水。

溶解度:NaHCO3<Na2CO3

NaHCO3经过氢键而聚合焓变和熵变两个方面影响原因28/471.无机含氧酸盐热分解类型-----六种分解方式CuSO4

·5H2OCuSO4

·H2OCuSO4

423K523K②含氧酸盐水合物受热发生水解反应MgCO3·5H2OMgCO3·Mg(OH)24.2热稳定性①带有结晶水合氧酸盐受热脱水反应③受热分解成氧化物或酸和碱反应29/472NaHSO4Na2S2O7593K④受热聚合反应----生成多酸盐

⑤本身氧化还原反应NH4NO2>443KN2+2H2OAgNO2431KAg

+NO2

⑥歧化反应4NaSO3强热Na2S

+3Na2SO4

30/47①同一金属稳定性正盐>酸式盐>酸Na2CO3>NaHCO3>H2CO3②极化能力大金属离子其盐易分解BaCO3>SrCO3>CaCO3>MgCO3>BeCO32.无机含氧酸盐热分解规律③同一金属离子不一样含氧酸盐稳定性硝酸盐,卤酸盐<碳酸盐,硫酸盐<磷酸盐,硅酸盐④高氧化态盐>低氧化态KClO4>KClO3>KClO2>KClO31/471.影响氧化性主要原因①中心原子结合电子能力

电负性大,原子半径小,氧化态高中心原子,取得电子能力强,酸氧化性高②分子稳定性

中心原子与氧之间R-O键强度越高,键越多,分子越稳定,氧化性弱③其它外在原因

溶液酸碱性,浓度,温度等外界原因4.3含氧酸及盐氧化还原性32/472.氧化性规律①同一周期从左到右,氧化性增强H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4几乎无氧化性浓酸强氧化性②同一主族,从上到下,氧化性成锯齿状上升HClO4<HBrO4>H5IO6

H2SO3<HClO3二三四五六33/47③同一元素不一样氧化数含氧酸氧化性:低氧化态含氧酸>高氧化态含氧酸X-O键数目↑，断开这些键所需能量↑,越难被还原,越稳定，HClO

>HClO3>HClO4④浓酸比稀酸氧化性强,酸又比对应盐氧化性强34/47NOF含氢化合物轻易生成氢键，离子性较强2.最高配位数为4,以后各周期元素配位数可超出4元素都有自成链特征,C-C自成链最强4.多数有生成重键特征原子半径小,形成键+键5.与第3周期相比较，化学活泼性差异大键离解能：N-N<P-P,O-O<S-S,F-F<Cl-Cl6.同素异形体在性质上差异较大§5p区元素周期性改变上特殊性5.1第二周期非金属元素特殊性35/47●主要表达在一些化合物氧化性尤其高HClO4<HBrO4

>H5IO6SO2<SeO2>TeO2H2SO4<H2SeO4>H6TeO6H3PO4（非氧化性酸）<H3AsO4

①从第四面期，出现了3d轨道，核电荷数增加大，有效荷电荷数增大，半径增大小。②次外层18电子使电负性，金属性，电极电势等异常5.2第四面期元素不规则性36/47惰性电子对效应在第三和第四主族也显著类似：Pb(IV)、Tl(III)化合物呈强氧化性

◆

Bi(V)强氧化性起因——惰性电子对效应As(+3)、Sb(+3)、Bi(+3)稳定性增强As(+5)、Sb(+5)、Bi(+5)稳定性减弱5.3第六周期元素-----6s2惰性电子对效应37/472.酸性强弱关系正确是(

)A.H6TeO6>H2SO4;B.H2SO4<H2S2O7;C.H4SiO4>H3PO4;D.HClO>HClO31.HClO,HClO3,HClO4酸性大小排列次序是:()A.HClO>HClO3>HClO4B.HClO>HClO4>HClO3C.HClO4>HClO>HClO3D.HClO4>HClO3>HClO

D

B38/474.同物质量浓度以下离子在酸性介质中，氧化性最强是(

)A.SO42-;B.ClO-;C.ClO4-;D.H3IO62-3.以下物质中，还原性最强是(

)A.HF;B.PH3;C.NH3;D.H2S5．以下含氧酸中，哪一个酸性最弱(

)(A)氯酸(B)碳酸(C)碲酸(D)亚磷酸BBC39/47

6．在酸性介质中，欲使Mn2+氧化为MnO4-，可加以下哪种氧化剂(

)A.KClO3B.H2O2C.王水D.(NH4)2S2O8(AgNO3催化)E.K2Cr2O77．亚磷酸溶液呈什么性(

)(A)强酸(B)中强酸(C)弱酸(D)中性8．以下氯化物中，哪一个不能水解(

)(A)四氯化碳(B)四氯化硅(C)四氯化锡(D)四氯化锗DBA40/479．以下碳酸盐中，对热最不稳定是(

)(A)CaCO3(B)PbCO3(C)Na2CO3(D)K2CO310.完成以下反应化学方程式或离子方程式：(1)以标准硫代硫酸钠溶液测定溶液中I2含量2S2O32-+I2=S4O62-+2I-(2)以K2Cr2O7判定H2O2反应（以戊醇萃取）Cr2O72-+4H2O2+2H+=2CrO5+5H2OB41/47(5)把氯气通入Bi（III）NaOH溶液中(3)铋酸钠与MnS