非金属元素小结之教案

第十八章 非金属元素小结之教案

18-1 非金属元素单质的结构和性质

18-1-1 非金属元素单质的结构特点(C 级掌握)

非金属单质分子组成与晶体结构

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 。 18-1.1：非金属单质按其结构和性质大致分成哪三类？每一类具有哪些通性？各类并举出至少一例说明。（C 级掌握）

18-1-2 非金属元素单质的性质

18-1.2：试举出六种可与强碱反应的非金属单质,这些反应都是歧化反应吗?（B 级了解） 18-2 分子型氢化物

18-2-1 氢化物的熔沸点（C 级掌握）

同一族中，沸点从上到下递增，但第2周期的NH 3、H 2O 及HF 的沸点异常地高，这是由于分子间存在着氢键，分子的缔合作用特别强的缘故。

18-2.1：简述H 2O,H 2S,H 2Se,H 2Te 熔点和沸点的变化规律并解释原因。（C 级重点掌握） 18-2.2: 为什么H 2O 的沸点比HF 还高?(A 级掌握) 18-2-2 热稳定性

一：变化规律（C 级重点掌握）

同一周期中，从左到右热稳定性逐渐增加：在同一族中，自上而下热稳定性逐渐减小。 二：理论解释（B 级掌握） 1。电负性差值的关系

非金属与氢的电负性相差越远，所生成的氢化物越稳定；反之，不稳定。

2。与△f G θ或△f H θ

的关系

这些氢化物的标准生成自由能△f G θ或标准生成焓△f H θ

越负，氢化物越稳定。

18-2.3：HF,HCl,HBr,HI 热稳定性的变化规律如何?可用哪些热力学函数来进行判断?如何判断？（C 级掌握）

18-2-3 还原性

一：变化规律（C 级重点掌握）

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：

CH 4 NH 3 H 20 HF SiH 4 PH 3 H 2S HCl GeH 4 AsH 3 H 2Se HBr (SnH 4) SbH 3

H 2Te

HI

二：理论解释（B 级掌握）

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AH n的还原性来自A n-，而A n-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，A n-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。

18-2.4：HF,HCl,HBr,HI还原性的变化规律如何?请定性解释原因。（C级重点掌握）

18-2-4 水溶液的酸碱性和无氧酸的强度

一: 酸性变化规律（C级重点掌握）

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。

二：影响无氧酸强度的主要因素

根据热力学循环推算:

△i H = H + D + I + E + H c + H a

把相关数据代入上式即可算出氢化物的pK a值。

由计算结果(P610)可知: 决定这些无氧酸强度的主要因素有（B级重点掌握）

（1）HA的键能(D)：H—A键越弱，则HA越容易释放出H+。

（2）元素A的电子亲和势(E)：亲和势大，则HA分子的极性大，HA在水中易电离。

（3）阴离子A-的水合能(H a)大小: 半径小的阴离子，其水合能大，有利于HA在水中电离。

18-2.5：HF,HCl,HBr,HI酸性的变化规律如何?请定性解释原因。（C级重点掌握）

18-2.6: 定性解释HCl,H2S,PH3,SiH4的酸性变化规律.(C级重点掌握)

18-3 含氧酸

18-3-1 最高氧化态氢氧化物的酸碱性

一：酸碱性强弱变化规律(C级重点掌握)

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：

第二周期>>第三周期≈第四周期>>第五周期

例如: H4GeO4>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

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

二：含氧酸强度的理论解释(C级重点掌握)

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，与阳离子的离子势(阳离子电荷与阳离子半径之比)大小有关。阳离子的电荷高，半径越小，即离子势大，所以ROH以酸式离解为主。且φ越大，酸性越强；而离子势小，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Φ＞10时，ROH显酸性 7＜Φ＜10时，ROH显两性Φ＜7时， ROH显碱性

18-3.1: 试比较HClO3和HBrO3的酸性强弱,并简述理由。(C级重点掌握)

18-3.2: 比较H3BO3,H2CO3,HNO3的酸性强弱,并定性解释之(C级重点掌握)

18-3-2 含氧酸及其酸根阴离子的结构

一：第2周期的成酸元素(B级掌握)

中心原子采用sp2杂化（除硼酸根离子外），价电子对空间构型为平面三角形。配位数为3的RO3n-离子空间构型为平面三角形，并有一个π46大π键，配位数为2的RO2n-离子(如NO2-)空间构型为角形，有一个π34大π键。

二：第3周期的成酸非金属元素(B级掌握)

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，RO n-型离子(如ClO-)为直线型。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键的同时，还可能形成d-pπ配键，即R O多重键。

三：第4周期元素(B级掌握)

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。

四：第5周期的元素(B级掌握)

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。

18-3.3: 试从结构因素简述HClO4和HClO3的酸性强弱及原因。(A级掌握)

18-3-3 含氧酸的强度

一：鲍林规则(C级重点掌握)

鲍林提出的非羟基氧数目的半定量规则

含氧酸H n RO m可写为RO m-n(OH)n，分子中的非羟基氧原子数N＝m-n。N值越大，含氧酸酸性越强。

K1≈105N-7，即pKa≈7-5N

二：该规则的局限性

1。N值相同时无法比较酸性大小

2。有时按RO m-n(OH)n表观式求算的N值与实际的不符，导致结构错误。如H3PO3和H3PO2按RO m-n(OH)n计算的N =0，但实际为1，pK1落在2的范围内。

在实际应用中，一般先使用非羟基氧原子数N值大小判断酸性强弱（N值越大，酸性越强）。如果N 值相同，则转用离子势φ来判断（φ值越大，酸性越强）。(C级重点掌握)

问题: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: (C级重点掌握) (1) HClO2 HClO4 HClO3 (2) H3BO3 H3AsO4 H2SeO4 (3) HNO3 H2SO3 H3AsO3

18-4 非金属含氧酸盐

18-4-1 溶解性

一：溶解性的总体规律(C级掌握)

含氧酸盐属于离子化合物，它们的绝大部分钠盐、钾盐和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以归纳如下：

（一）硝酸盐、氯酸盐都易溶于水，且溶解度随温度的升高而迅速地增加。

（二）硫酸盐：大部分溶于水，但SrSO4、BaSO4和PbSO4难溶于水，CaSO4、Ag2SO4和Hg2SO4微溶于水。（三）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。

（四）磷酸盐：大多数都不溶于水。