第七章 元素通论
无机化学课程的主要内容
1 波粒二象性 2 波函数和电子云 3 四个量子数
三、波函数和电子云的空间图象
1 电子云径向分布图 2 波函数角度分布图
原子结构 Atomic Structure
• 历史发展 • 实验基础
(自学，普化原理和 atom-a.pdf)
• 基本结构
Particle Proton Neutron Electron
2、波函数（）和 Schrődinger方程
1926年，奥地利 Schrődinger Schrődinger 方程（对于单电子体系）： 2/x2 + 2/y2 + 2/z2 + 82m/h2(E-V) = 0
其中，波函数，反映了电子的波性；m(质量)， E(动能)，V(势能)，等反映了电子的粒性。
能量 E = h
动量 P = h/
E, P
粒性
，
波性
De Broglie关系 = h / P = h / (mv)
[例]： 子弹，m = 2.5 × 10-2 Kg, v = 300 ms-1; 电子，me = 9.1×10-31 Kg, v = 5.9×10-5 ms-1;
波长： 子弹 = h / (mv) = 6.6×10-34 / (2.5 × 10-2 300)
Location Nucleus Nucleus Around nucleus
Charge +1 0 -1
Mass(amu) 1.0 1.0 0.00055
关键问题： 电子排布及其与化学性质之间的关系
原子(Atom)
• 电子和原子核：带正电原子核和电子，静电吸引。形 成化学键时，电子运动发生改变，原子核不变。
1 9/2 绪论(1) 气体、液体(1) 11/2 Байду номын сангаас力学初步(2)
无机化学绪论ppt课件
❖化学与我们的生活息息相关。
为深入学习习近平新时代中国特色社 会主义 思想和 党的十 九大精 神,贯彻 全国教 育大会 精神,充 分发挥 中小学 图书室 育人功 能
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药学（Pharmacy）：是研究药物的结构特 征、理化性质、同时又要了解药物进入体内后的 生理效应，毒副作用以及生物转化等内容的一门 学科。
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5. 为什么药学专业的学生要学习“无机化学”？
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6. 我们的“无机化学”与中学化学有什么联系和不同？
中学
•理论性更强，更抽象 •更注重定量处理 •对于元素性质的介绍更深入，更有针对性
大学
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1.化学的分支
基础化学
化学
应用化学
无机 有机 分析 物化 工业 农业 环境 食品 药品 医用
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2. 无机化学的定义
无机化学是以元素周期系和近代化学理 论为基础，研究元素的单质及其化合物（碳 氢化合物及其衍生物除外）的组成、结构、 性质和无机化学反应过程的科学。
01 原子结构和元素周期表
15
1.1 原子结构的认识历程
但是对于在原子和分子中，具有上述速度和速度不确 定度的电子，其位置的不确定度就不能忽略：
由不确定度关系可见，微观粒子的位置和速度不可能同 时有确定值，正好说明它不存在确定的运动轨道，这也正是 具有波动性的微观粒子本质上区别于宏观物体的标志。
16
1.2 原子核外电子运动状态的描述 （一）电子云的概念
2
1.1 原子结构的认识历程
道尔顿原子说
早在19世纪初，Dalton（道尔顿）提出原子学说： 1. 元素的最终组成者是原子； 2. 原子不可再分，是化学变化中保持不变的质点； 3. 同种元素的原子具有相同的原子质量和性质； 4. 原子以整数比结合成化合物。
Dalton（1766-1844） “近代化学之父”
1s22s22p63s23p63d54s1，3d5为半充满。
29Cu填充顺序为：1s 22s22p63s23p63d104s1，而不是
1s22s22p63s23p63d94s2。
29
原子
Cr Mo Cu Ag Au
能级排列序列
[Ar] 3d 4 4s 2 [Kr] 4d 4 5s 2 [Ar] 3d 9 4s 2 [Kr] 4d 9 5s 2 [Xe] 4f 145d 9 6s 2
4
“太阳-行星”式原子模型
1911年，Rutherford （卢瑟福）提出“ 太阳-行星”原子模型： 1. 所有原子都有一个核即原子核；
1.1 原子结构的认识历程
2. 核的体积只占整个原子体积极小的一部分；
3. 原子的正电荷和绝大部分质量集中在核上；
4. 电子像行星绕着太阳那样绕核运动。
5
1.1 原子结构的认识历程
《无机化学》课程标准
南昌职业大学专科《无机化学》课程标准目录一、课程性质与任务 (2)（一）课程基本信息 (2)（二）课程性质 (2)（三）课程任务 (2)二、专业核心素养与课程目标 (2)（一）专业核心素养 (2)（二）课程目标 (2)三、课程结构 (3)（一）课程模块 (3)（二）学时安排 (4)四、课程内容 (5)（一）基础模块 (5)（二）拓展模块 (5)五、学业质量 (5)（一）学业质量内涵 (5)（二）学业质量水平 (6)（三）考核方式 (6)六、课程实施 (6)（一）教学要求 (6)（二）学业水平评价 (7)（三）教材编写要求 (7)（四）课程资源开发与学习环境创设 (7)（五）教师团队建设 (7)（六）对学校实施本课程的要求 (8)附录教学设备设施配备要求 (8)一、课程性质与任务（一）课程基本信息（二）课程性质无机化学课程是药品类学科专业的一门重要基础理论课程。
其目的是培养学生具有解决一般无机化学问题的能力，培养学生的创新意识和科学品质，为学习后续课程打下良好基础。
通过课堂讲授、自学与讨论，理解和掌握元素周期律、近代物质结构理论、化学热力学及动力学、溶液中的酸碱平衡、氧化还原平衡、沉淀平衡和配位平衡四大平衡等初步知识，并在原理的指导下，了解化学变化中物质组成、结构和性质的关系，初步从宏观和微观的不同角度理解化学变化基本特征，掌握常见元素及化合物的主要性质、结构、变化规律和用途。
（三）课程任务通过本课程的学习，要求学生掌握物质结构的基础理论，酸碱反应、沉淀反应、氧化还原反应和配位反应的基本理论和基础知识。
掌握重要元素的单质及其化合物的主要性质。
培养学生具有解决一般无机化学问题和化学计算的能力，并重视对学生进行思维能力、学习方法和自学能力的额培养。
提高学生分析问题和解决问题的能力。
为学习分析化学有机化学和物理化学，以及药物分析、生物化学和环境化学等后继课程打下基础。
二、专业核心素养与课程目标（一）专业核心素养化学是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质。
《无机化学》元素部分的教学改革与实践
１ 整合教学 内容 ， 形成适应华南理工 《 无机 化 学 》 素 部 分 的 教 学 往 往 存 在 和 分 子 结 构 中等 方 方 面 面 的 知 识 ， 而 使 元 进 大 学教 学需要 的知 识体 系 两 大棘 手 问 题 ， 方 面 老 师 很 难 做 出精 彩 学 生 始 终 处 于 一 种 积 极 思 考状 态 中 。 一
摘 要： 结合 近年来无机化 学教 学经验 ， 根据 华南ｌ －大 学培 养 目标以及 学生学 习的特 点， 者总结并提 出 了一些新的教 学方 法， 无 ｒ 作 对《 机 化 学》 素部 分的教 学做 出 了一 些有 益研 究 与探 索 。 元 关健词 ： 无机化学 教 学改革 元素 中图分 类号 ： １ Ｏ６ １ 文献标 识码 ： Ａ 文章编 号： ６ ３ ９ ９ （０ ｏｏ （ ） Ｏ ８ — １ １ ７ － ７ ５ ２ １ ） １ａ － ０ ２ ０
７ 要使无机 化学的原理部分与元素部 分 有 机 结 合
教 学 过 程 中发 现 ， 生 总 认 为 原 理 部 学 分 就 是 做 一 些 习 题 ， 元 素 部 分 就 是 记 忆 而 反应 方 程 式 ， 者 的关 系 不 密切 。 了 改变 两 为 同学 们 的 这 种想 法 ， 在讲 解 铁 元 素时 ， 可以 提 出 问题 ： 什 么Ｆ ｃ 溶 于 甲醇 中 ， 为 ｅｌ 能 而 Ｆ Ｃ ， 能 ？ 一 步 引导 学生 回答 这一 问题 ｅ１ 不 进 应 从 以 下 几 个 方 面 来 考 虑 ：１什 么样 的 晶 （） 体 能 用 于 甲 醇 等 有 机 溶剂 中 ？２ Ｆ ｃｉ （） ｅ 和 Ｆ Ｃ， ｅ Ｉ 的性 质 有何 不 同 ？３ 怎样 用 已经学 到 （） 的 理 论 知 识 去 解释 ？４ 物 质 的结 构 和 性 能 （） 之 间有 何种 关系 ？ 些问题 既联 系实际 ， 涉 这 又 及离 子极 化和 物 质结 构等 基础 知 识 。 们 不 他 仅是 教学 活 动的 开始 ， 是贯 穿整 个教 学过 也 程的 主线 ， 同时 又是 教学 活动 的 目的 。
氯及其化合物
二、氯气物理性质
黄绿色、有强烈刺激性气味的（有毒） 气体，比空气密度大，易液化，能溶于 水（通常1：2），较难溶于饱和食盐水
歧化性
与水反应
三、 氯气 化学 氧化性 性质
与碱反应 氧化绝大多数金属 氧化部分非金属如H2、P、I2、Si 等等
氧化含元素低价态的化合物如S2-、 I－、Br -、Fe2+、SO32-、H2S、NH3 等等 有机反应 与烷烃、烯烃、炔烃、苯、醛等
卤族元素
一、非金属元素通论
1、非金属元素在元素周期表中的位置 共22种。H元素在左上方，其余都位于右上方。
F为非金属性最强的元素 2、非金属元素的原子结构特征及化合价
(1)最外层电子数较多，次外层都是饱和结构 (2)原子半径较小。
(3)最高正价等于族序数，最低负价等于族 序数减8；有些有变价
3、非金属单质 (1) 晶体类型 原子晶体：Si、C
HClO的性质和用途：
次氯酸是弱的酸，酸性比碳酸还弱。不稳定， 在光照下易分解。
2HClO == 2HCl + O2
光照
次氯酸具有强氧化性，因此， 能杀死水中的病菌起到消毒 作用和漂白作用。
用途：因此自来水产多用氯 气来杀菌消毒。
思考:氯水中有哪些微观粒子?如何检验?
微粒 H2O 现象 检验方法 无水CuSO4粉末 粉末变蓝。 加CaCO3粉末 加AgNO3溶液 有色花瓣 观察颜色 有气泡生成。 有白色的沉淀生成。 花瓣退色 黄绿色
浓度变化
应
用
可溶性 氯化物 稀酸 NaOH
c(Cl－ )增大 左移 c(H+)增大 c(H+)减小
a.用饱和食盐水除Cl2的HCl b.用排饱和食盐水法收集 Cl2
第四讲 化学元素通论
第四讲元素化学通论一、含氧酸的强度1、R-O-H规则含氧酸在水溶液中的强度决定于酸分子中质子转移倾向的强弱，质子转移的倾向越大，酸性越强，反之则越弱。
而质子转移倾向的难易程度，又取决于酸分子中R吸引羟基氧原子的电子的能力。
当R的半径较小，电负性越大，氧化数较高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效地降低氧原子上的电子密度，供O-H键变弱，容易释放出质子，而表现出较强的酸性。
这一经验规则称为R-O-H规则。
其规律：（1）同一周期，同种类型的含氧酸（如H n RO4），其酸性自左向右依次增强，如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4；HNO3>H2CO3>H3BO3…（2）同一族中同种类型的含氧酸强度自上而下依次减弱，如HClO>HBrO>HIO（3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强；低氧化态含氧酸的酸性较弱。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2、Pauling规则：（1）多元酸的逐级电离常数有如下关系：K1:K2:K3=1:10-5:10-10，如H3PO4k1=7.52×10-3k2=6.23×10-8k3=4.4×10-13（2）含氧酸的通式是RO n(OH)m , n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧酸分为四类：①n=0，为弱酸，k a=10-8—10-11，如：HClO（ClOH）：k a=3.2×10-8；H3BO3（B(OH)3）：k a=6.0×10-10；②n=1，为中强酸，ka1=10-2—10-4，如：H3PO4（PO(OH)3）：k a1=7.5×10-3；H5IO6（IO(OH)5）：k a1=5.1×10-4；③n=2，为强酸，ka1>10-1，如：HIO3（IO2(OH)）：k a=1.7×10-1；H2CrO4（CrO2(OH)2）：k a1=9.5；④n=3，为极强酸，k a>>1，如：HClO4（ClO3(OH)）：k a=1010。
元素化学的快速高效教学法
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第１ 第 期 ７ ４ 卷
夫 化 乎
２２ ８ ０年 月 ０
元 素 化 学 的 快 速 高 效 教 学 法
申 泮文
（ 开大 学化 学系 南
车 云 霞
天 津 ３０７ ） ０ ０ １
卤族元素
(5)单质的氧化性越强，其对应的阴离子的还原 性越弱， F-﹤Cl-﹤Br-﹤I(6)同种卤素含氧酸的酸性规律：
HClO4﹥ HClO3﹥HClO2﹥ HClO
(7)同种卤素含氧酸的氧化性规律： HClO﹥HClO2﹥ HClO3﹥HClO4 (8)不同种卤素含氧酸的酸性和氧化性规律： 除F外，最高价氧化物对应的水化物的酸 性依次减弱：HClO4﹥ HBrO4﹥HIO4 同价态卤素含氧酸氧化性依次减弱： HClO﹥ HBrO﹥HIO (9)卤化银的溶解性和稳定性规律： AgF易溶于水,其余均难溶于水和稀硝酸,AgCl、AgBr、 AgI颜色逐渐加深，分别为白色、浅黄色、黄色
3、盐酸的化学性质
（二）氯离子的检验
四、卤族元素
（一）、卤族元素的相似性、递变性、特殊性
1、原子结构
最外层都为7个电子，易得到一个电子形成 稳定结构，都具有很强的氧化性。 但随着原子序数不断增大，原子的电子层数 增多，原子半径增大，元素的非金属性减弱
2、物理性质 单质的颜色逐渐加深，状态遵循气→液→固。 熔沸点逐渐升高，密度逐渐增大
【例】 向KI溶液中加入AgNO3 溶液，直到刚好完
全反应为止，所得溶液的质量恰好等于原碘化钾溶
液的质量，则AgNO3溶液的质量百分比浓度是
A 27.7% B 72.3% C 70.6% D 29.4%
B
【例】现有KCl和KBr的混和物3.87克，将混和物全
部溶于水并加入过量AgNO3 溶液，充分反应后生成 6.63克沉淀物，则原混和物中钾元素的质量分数是 A 24.1% B 25.9% C 40.3% D 48.7%
热的条件下，物质的量相等的F2（气）与烧碱 完全反应，生成NaF、H2O和另一种气体，则 该气体是下列中的
《金属元素通论》课件
维持生理功能
人体内的一些金属元素如铁、铜 、锌、钴等是维持正常生理功能 所必需的，缺乏或过量都会影响 人体健康。
治疗疾病
一些金属元素如铂、钯、铑等在 医学上用于治疗癌症等疾病，通 过与癌细胞结合或影响细胞代谢 等方式发挥抗癌作用。
PART 04
金属元素的提取与冶炼
金属元素的提取方法
物理提取法
利用金属元素与其他物质在物理 性质上的差异，如密度、导电性 等，进行分离。如浮选法、电磁
金属元素在古代医学中也有广泛 应用，如金、银、铜等元素被用 于制作医疗器械和药品，治疗各
种疾病。
金属元素在现代工业中的应用
金属元素在现代工业中发挥着至关重 要的作用，如钢铁、铝、铜等金属材 料被广泛应用于建筑、机械、电子等 领域。
金属元素在航空航天工业中也有广泛 应用，如钛、铝、钢等金属材料被用 于制造飞机和火箭等航空航天器。
金属元素在新能源领域的应用也将越来越广泛，如利用金属元素制备新型电池材料 、太阳能电池等，以提高能源利用效率和减少环境污染。
2023-2026
END
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REPORTING
金属元素性质
总结词
金属元素的性质包括物理性质和化学性质，其中物理性质包括颜色、光泽、硬度 、密度等，化学性质包括氧化还原性、配位性等。
详细描述
金属元素的物理性质是其最基本和直观的特性，如颜色、光泽、硬度、密度等。 而化学性质则是金属元素与其他物质相互作用时表现出的性质，如氧化还原性、 配位性等。这些性质决定了金属元素在生产和生活中的应用范围和价值。
金属元素在工业生产中的应用
制造合金
金属元素是许多合金的主要成分，如 钢铁、铝合金、铜合金等，用于制造 各种工业设备和产品。
物质组成的表示鲁教
+1
-1
-1
-2
-2
原子团也有一定的化合价
原子团：某些元素的原子集合在一起作为一个整体参加化学反应，他所起的作用和一个原子一样，这样的原子集合称为原子团。化学上常用“根”来命名。如OH氢氧根、CO3碳酸根、SO4硫酸根、NO3硝酸根、NH4铵根
A、2H2O B、N C、Cl2 D、H2O
下列符号只表示微观意义的是（ ）
8、某矿泉水标签上印有水质成分如下（mg/l）：硒：0.013 锶：0.0596 锌：0.00162 钠：18.6 钙：4.69这里的硒、锶、锌、钠、钙是指 （ ） A、元素 B、原子 C、单质 D、化合物
C
A
7、某物质充分燃烧后，只生成二氧化碳和水，那么物质中一定含有（ ） A、碳、氢、氧三种元素 B、只碳一种元素 C、碳、氢两元素 D、只氢一种元素
9、判断题 A、原子质量是相对原子质量的简称。 B、分子是保持一切物质化学性质的微粒。 C、具有相同电子数的微粒总称为元素。 D、原子是不可分割的实心球体。 E、洁净的物质就是纯净物，如洁净的河水。 F、由于分子可以分成原子，所以分子大原子小。 G、单质由原子构成的，化合物是由分子构成的。 H、空气是由多种单质组成的化合物。 I、氮气是由氮元素组成的。 J、分子是构成物质的唯一微粒。
D
氢、氧元素 2个氢原子和1个氧原子 水分子 D A
构成的。
水（H20）是由 组成的，水（H2O）是由 构成的。1个水分子是由
A、H2O B、O C、CO D、Fe
下列符号既能表示一种元素，又能表示该元素的一个原子，还能表示该元素的单质的是
Fe2O3
FeO
ZnO
AgCl
Chapter_12
元素化学•元素通论•s区、ds区元素•p区元素•d区元素元素通论大气圈：O2、N2、CO2、稀有气体水圈：O、H、Cl、Na、Mg岩石圈：Si、O、H、金属地壳气态：H2、N2、O2、Cl2、F2、He、Ne、Ar、Kr、Xe（11种）液态：Hg、Br2（2种）固态：元素单质（常温）112种元素，94种存在于自然界，人体中含60多种。
人体中的元素宏量元素：11种，占99.95%，其中主要为O、C、H、N，占96%微量元素：15种，<1%必需元素有毒元素：Cd、Hg、Pb（剧毒），Be、Ga、In、Tl、Ge、Sn、As、Sb、Bi、Te未确定元素：33种周期表人体中的元素及元素的生物效应（自学）（参考书：S.J.Lippared and J.M.Berg 著，席振峰等译，生物无机化学原理，北京大学出版社，2000年）微量元素的生理功能：（1）输送作用，如：血红蛋白（2）催化作用，酶催化剂（1300多种）（3）参与激素的作用元素周期表中的区域划分ds常见离子价态Figure 7.11.Charges of some common ions found in ioniccompounds. Notice that the steplike line that divides metals from nonmetals also separates cation's from anions. Ions shown inyellow have the same number of electrons as the nearest noble-gas atom.对角线规则准金属元素增减电负性减小增大主族第二周期元素的原子半径特别小，其性质较特殊增减电子亲合能：从B 到F ，其值各小于第三周期的值（从Al 到Cl）。
氢键与沸点Li的标准电极电势最小2.电子层构型的异同及某些性质的差异3．ds 区元素化合物的某些性质(1) Cu(Ⅰ)与Cu(Ⅱ)的稳定性及相互转化(2)Hg 与Hg(Ⅰ)的结构特点(3)Hg(Ⅰ)与Hg(Ⅱ)的稳定性及相互转化(4)常见配合物的特点,类型及应用(5)Cu 2+,Ag +,Zn 2+,Hg 2+的分离及检出第十二章s 、ds 区元素1. S 区元素及常见阳离子的分离和鉴定s 区与ds 区元素氢：Hydrgen碱金属：The Alkali Metal碱土金属：The Alkaline Earth Metals铜族金属：Copper ，Silver ，Gold锌族金属：Zinc ，Cadmium ，Mercury89%in universed (H 2) / d (H 2O) ca. 1/10密度d ：0.089 g/LNaH(s)+ H 2O(l) → NaOH(aq) + H 2(g)H 2from ?•(a) CH 4(g)+ H 2O(g) → CO(g) +3H 2(g)–Ni catalyst (synthesis gas 合成气)•(b) CO(g) + H 2O(g) → CO 2(g) + H 2(g)Fe/Cu catalyst•C(s) + H 2O(g) → CO(g) +3H 2(g)(水煤气)•2H 2O (l) → 2H 2(g) + O 2(g) (光解?)(电解)•Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl 2(aq) + H 2(g)(实验室)天然气煤Application of H 2•Haber process to ammonia (1.5×108Kg / y)•2H 2(g) + CO(g) → CH 3OH(l)•Cu 2+(aq) + H 2(g) → Cu(s) + 2H +(aq) (冶金)•H 2+ …C=C… → …C -C… (氢化)燃料人造黄油冶金肥料原料Vegetable oil to fat植物油氢化到脂肪火箭燃料(a)Li(b)Na(c)K(d)Rb, Cs单质制备1. 电解法以石墨为阳极, 以铁为阴极, 电解NaCl熔盐Na的沸点(b.p.)与NaCl的熔点(m.p.)相近,易挥发失掉Na, 要加助熔剂, 如CaCl2, 这样, 在比Na的b.p.低的温度下即可熔化. Na液态, 密度小,浮在熔盐上面, 易于收集. 但产物中总有少许Ca。
第7章 元素通论
7.2.2 非金属元素的重要化合物
7.2.2.1 氢化物
1.熔、沸点变化
H2O H2Te NH3 HF H2S HCl AsH3 PH3 GeH4 CH4 SiH4 CH4 SnH4 H2Se HBr SbH3 HI NH3 H2O
HF
H2Te SbH3 H2Se H2S HI AsH3 HCl HBr SnH4 PH3 GeH 4 SiH4
Lu Lr
57 La 58
镧 铈 锕 钍
镨
Pr
60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65
钕 钷
92
钐 铕 钆 镅 锔
Tb Bk
铽 镝
98
66 Dy 67 Ho 68
钬
铒 铥 钔
镱 镥
89 Ac 90 Th 91
镤
Pa
铀 镎 钚
U
93 Np 94 Pu 95Am
96 Cm 97
锫 锎
（3）与强碱的作用 活泼的非金属单质在碱中发生歧化反应： 3S + 6OH- = 2S2- + SO32- + H2O 4P + 3OH- + H2O = 3H2PO2- + PH3 (次磷酸盐） X2 + 2OH- = XO- + X- + H2O (X2=Cl2、Br2) X2 + 6OH- = XO3- + 5Cl- + 3H2O (X2=I2；Cl2、Br2与热碱反应时生成XO3-)
GeH4 AsH3 H2Se 稳定性增强 还原性减弱
水 溶 液 酸 性 增 强
还 原 性 增 强
稳 定 性 减 弱
水溶液酸性增强
7.2.2.2 含氧酸
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3. 同一元素同一价态的含氧酸
缩合酸的酸性比单酸强。
如焦硫酸＞硫酸; 焦(或偏)磷酸＞磷酸
（2）含氧酸强度的理论解释 1. 离子势与含氧酸强度的关系
以R-O-H表示脱水后的氢氧化物,它在水中有两 种离解方式： ROH → R+ + OH碱式离解
ROH → RO- + H+
酸式离解
ROH按碱式还是按酸式离解,与阳离子(中心离 子)的离子势φ(=Z/r, 即阳离子电荷与阳离子半径 之比)大小有关.
阳离子的电荷越高,半径越小,即离子势φ大, ROH以酸式离解为主,且φ越大,酸性越强;而 离子势φ小,R-O键比较弱,则ROH倾向于作 碱式离解.且φ越小,碱性越强. 有人找出用φ值判断ROH酸碱性的经验 公式如下：
当
7＜
＞10时，ROH显酸性
＜10时，ROH显两性
＜7时，ROH显碱性
问 题
7-3: 比较H3BO3,H2CO3,HNO3的酸性强弱, 并定性解释之。
（1）HA的键能(D)：H—A键越弱,则HA越容易 释放出H+. （2）元素A的电子亲和能(E)：亲和能大,则HA 分子的极性大,HA在水中易电离. （3）阴离子A-的水合能(Ha)大小: 半径小的阴 离子,其水合能大(表示放出能量越多),有利于HA 在水中电离.
问 题 7-2: 定性解释HCl,H2S,PH3,SiH4的酸性 变化规律.
7.1.2 元素的金属性与非金属性
一：定义
元素的金属性：指原子易于失去电子，形成化 学键时成为正离子的倾向大，或它的价电子易 于偏离的这种性质。这样的元素一般具有相对 较低的电离能和小的电负性。金属元素一般表 现出较强的金属性。 元素的非金属性：指原子易于取得电子，形成 化学键时成为负离子的倾向大，或者说它强烈 吸引成键电子的这种性质。
问 题
7-1: HF,HCl,HBr,HI热稳定性的变化规律如 何?请用键能和热力学函数(查附录)两种方法 来解释之. 解:从HF到HI热稳定性依次减弱.因为键能从 H-F到H-I依次减弱,键稳定性减弱,则物质的 稳定性也依次减弱.
从热力学角度:反应:
2HX(g) == H2(g) + X2(g)
四：水溶液的酸碱性 （1）酸性变化规律
它们水溶液的酸性从上到下依次增强；从 左到右也依次增强。
（2）影响无氧酸强度的主要因素
根据热力学循环推算:
△iH = H + D + I + E + Hc + Ha
把相关数据代入上式即可算出氢化物解离过程 的焓变值，该值越负，酸性越强。 因此，决定无氧酸强度的主要因素有：
NO3-(有π46大π键)
NO2-(有π34大π键)
（2）第3周期的成酸非金属元素
它们的中心原子R均以sp3杂化轨道成键,价电 子对空间构型为四面体.形成的RO4n-型离子为正 四面体.RO3n-型离子(如ClO3-)为三角锥型.RO2n型离子(如ClO2-)为角型,ROn-型离子(如ClO-)为 直线型.
分子晶体 分子间作用力
低
低
I2
分子晶体 分子间作用力
稍高
稍高 很高
多原子有限 S8,Se8,As4,P4 分子晶体 分子间作用力 分子
多原子无限 分子
C,Si,B
原子晶体
共价键
有人提出8-N规则，N代表非金属元素在周 期表中的族数，则该元素在单质分子中的共 价数等于8-N。
I2单质
金刚石பைடு நூலகம்
B粉
P单质
注意：在P,S,Cl等多电子原子形成的含氧阴 离子中,R-O键的键长比单键短又比双键长, 表明在形成R→Oσ配键的同时,还可能形成 d-pπ配键,即存在 多重键.
（3）第4周期元素
第4周期元素的含氧酸与第3周期元素含氧 酸的结构相似,价电子对构型为四面体,成酸 原子的配位数为4.
（4）第5周期的元素
△rHθ=△fHθ(H2,g)+△fHθ(X2,g) -2△fHθ(HX,g)=-2△fHθ(HX,g) 已知:△fHθ(HF,g)=-271kJ/mol; △fHθ(HCl,g)=-92.5kJ/mol; △fHθ(HBr,g)=-36.4kJ/mol; △fHθ(HI,g)=26.5kJ/mol
HF HCl HBr HI
还原性增强
（2）理论解释
这与稳定性的增减规律刚好相反,稳定性 大的,还原性小. 氢化物AHn的还原性来自An-,而An-失电子 的能力与其半径和电负性的大小有关.在周 期表中,从右到左,自上而下,元素A的半径增 大,电负性减小,An-失电子的能力依上述方向 递增,所以氢化物的还原性也按此方向增强.
第七章
元素通论
第七章 元素通论
7.1 周期表中元素分类 7.2 非金属元素通论 7.3 金属元素通论
7.4 稀有气体
7.1 周期表中元素分类
7.1.1 元素的系、区和族的划分 7.1.2 元素的金属性与非金属性
7.1.1 元素系、区和族的划分
区：根据元素原子价电子构型的特点，即以最 后一个电子填充的能级的不同,把周期表分为五 个区,包括s区、p区、d区、ds区和f区. 系：是根据元素原子的价电子构型的相似性以 及元素性质的共性对元素进行的大的分类。如 周期表右边元素B(硼)与At(砹)连线右上方元 素称为非金属(系)元素;而连线左下方所有元 素统称为金属(系)元素.在金属系元素中,把d 区和ds区的金属元素统称为过渡(系)金属;第6 、7周期中的f区元素分别划分为镧系元素与锕 系元素.
7.2.1 非金属单质
一：物理性质和晶体结构
非金属单质分子组成与晶体结构
状态 实例 稀有气体 气 态 双原子分子 H2,F2,O2,N2, Cl2 Br2 液态 双原子分子 双原子有限 分子 固 态 分子组成 单原子分子 晶体类型 质点间作用力 熔,沸点 分子晶体 分子间作用力 低
分子晶体 分子间作用力
2F2+4NaOH==4NaF+O2+2H2O
7.2.2 非金属元素的重要化合物
7.2.2.1 氢化物 一:物理性质
H2O H2Te NH3 HF H2S HCl AsH3 PH3 GeH4 CH4 SiH4 CH4 SnH4 H2Se HBr SbH3 HI NH3 H2O
HF
H2Te SbH3 H2Se H2S HI AsH3 HCl HBr SnH4 PH3 GeH 4 SiH4
第5周期元素的含氧酸既有配位数为6的, 也有为4的.前者成酸原子采用sp3d2杂化轨 道成键,形成八面体构型,后者采用sp3杂化 轨道成键,形成四面体构型.
二：含氧酸的强度
（1）酸碱性变化规律 1. 族价含氧酸 同一周期,从左到右,族价含氧酸酸性依次增 强.同一族,从上到下总趋势是酸性减弱,但减弱 程度不同.同一主族不同周期的成酸元素,酸性 强弱变化规律为:
问 题
7-4: 根据鲍林规则,估算出各酸的Ka值,并按 其Ka值由大到小的顺序进行排列: (1) HClO2 HClO4 HClO3
(2) H3BO3 H3AsO4 H2SeO4
(3) HNO3 H2SO3 H3AsO3
解:(1)HClO2:m=1,Ka=10-2; HClO3:m=2,Ka=103;HClO4:m=3,Ka=108; 所以酸性: HClO4＞HClO3＞HClO2;
第二周期>>第三周期≈第四周期>>第五周期
例如: H4GeO4<H3AsO4<H2SeO4<HBrO4
HNO3>>H3PO4≈H3AsO4>>HSb(OH)6
2. 同一元素不同价态的含氧酸
一般高氧化态的含氧酸酸性比低氧化态的强 例如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO; HNO3>HNO2 例外：H2TeO3＞[Te(OH)6]; H3PO3,H3PO2＞H3PO4
解:酸性:H3BO3＜H2CO3＜HNO3. 因从B3+、 C4+到N5+，中心离子所带电荷依次增大,离 子半径又依次减小,则离子势φ依次增大.而 φ越大,含氧酸酸性越强.所以酸性:H3BO3＜ H2CO3＜HNO3.
2. 鲍林规则-非羟基氧数目
鲍林提出了非羟基氧数目的半定量规则:
含氧酸HAROB可写为ROB-A(OH)A,分子中的 非羟基氧原子数m＝B-A. m值越大,含氧酸酸 性越强. 且K1≈105m-7, 即pKa≈7-5m. m 0 1 2 3 Kθa1(实验值) Kθa1 ≈ 10-7(10-8-12) Kθa1 ≈ 10-2(10-2-5) Kθa1 ≈103(>10-1) Kθa1 ≈ 108(>>103) 酸强度 弱 中强 强 特强
其中S、P等非金属单质与碱主要发生歧化反 应，而Si、B等与碱反应则生成含氧酸盐放出 H 2。 3C12+6NaOH==5NaCl+NaClO3+3H2O 3S+6NaOH==2Na2S+Na2SO3+3H2O 4P+3NaOH+3H2O==3NaH2PO2+PH3↑ Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑ 2B+2NaOH+2H2O==2NaBO2+3H2↑
则分解反应的△rHθ从HF到HI依次减弱,即打 断此键所需能量依次减少,则稳定性依次减弱.
三：还原性 （1）变化规律
除了HF以外，其它分子型氢化物都有还 原性，且变化规律如下：
还 原 性 增 强
V
CH4 SiH4 GeH4 (SnH4)
V
NH3 PH3 AsH3 SbH3
H20 H2S H2Se H2Te
As单质
二：非金属元素单质的化学性质
X2(X=F,Cl,Br,I)、O2、P、S等活泼非金属 单质能与金属、氢气反应形成卤化物、氧化物、 硫化物、氢化物或含氧酸盐等。其中与氧气反 应形成酸性氧化物。 大部分非金属单质在室温下不与水反应，卤 素中Cl2、Br2可部分地与水反应生成次氯酸、 次溴酸。 除氟、氧、氮外，非金属单质可与氧化性 酸反应，除氧、氮、碳外，还能与碱溶液反 应。