第7章 元素通论

2.非金属单质的分类 非金属单质按结构类型可分为三类：
单原子或双原子的小分子单质：稀 有气体、N2、O2、X2等。
多原子分子单质：单质硫、磷砷等。
巨型大分子单质：金刚石、石墨、 硅等。
H2
He
B
C
N2
O2
F2
Ne
Si
P4
同上
金刚石结
构
As
S8
Cl2
Ar
Se8
同上
Br2 Kr
环结构Se8
Te 螺旋 I2
如周期表中的金属元素，失去电子 形成正离子的趋势较大。通常称为金 属性强。
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，或者说元素 强烈吸引成键电子的性质。
具有非金属性的元素一般具有相对大的 电子亲和能(第一电子亲和能多为为负，释放 能量)和大的电负性，一般呈负氧化态。如p 区的非金属元素表现出较强的非金属性。
HF HCl HBr HI
稳定性增强 还原性减弱 水溶液酸性增强
水还稳 溶原定 液性性 酸增减 性强弱 增 强
7.2.2.2 含氧酸
1.含氧酸的组成和结构
组成：R(OH)x → -H2O ROm(OH)n→HnAO(m+n)
R所在周期
脱水数目增大 →
二
原酸 B(OH)3 C(OH)4 N(OH)5
还
CH4
NH3
H2O
HF
原
SiH4
PH3
H2S
HCl
性 增
GeH4 AsH3 H2Se HBr
强
(SnH4) SbH3 H2Te
HI
还原性增强
还原性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。
由于B、Si、P的电负性比H小，所以
在B2H6、SiH4、PH3中H显-1价，这些氢 化物表现出较强的还原性。
SiH4+2KMnO4 = 2MnO2+K2SiO3+H2O+ H2(g)
2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O B2H6(g) + 3O2(g) = B2O3(s) + 3H2O(g)
89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101Md 102No 103 Lr
锕 钍 镤 铀镎 钚 镅 锔 锫 锎 锿 镄 钔 锘 铹
族：是周期表中的列。周期表中有18列共 16族,分为8个主族和8个副族。 主族：IA－VIIA 7个主族和1个0族； 副族：IBVIIB 7个副族、VIII族 (3列)。
副族，同族从上至下元素金属性变化不 显著也不太规律，但总体是减弱的。
7.2 非金属元素通论
7.2.1 非金属单质 7.2.2 非金属元素的重要化合物 7.2.3 第2、4周期p区非金属元素的特殊性
7.2.1 非金属单质
1. 非金属单质的存在 非金属单质中分为结构稳定型和不稳
定型，结构稳定的非金属单质能游离存在 于大气或地壳中，如碳、氮、磷、硫、氧 的单质以及稀有气体，不稳定的非金属单 质则根据元素在自然界的存在和性质在一 定条件下制备得到，如卤素的单质、硅等。
元素的金属性、非金属性强弱可根据鲍林 的电负性数据判断，非金属元素的电负性多大 于2.0，s区金属的电负性大多小于1.2，而d、 ds、p区的金属在1. 7左右。
周期表中元素金属性和非金属性变化规律：
同一周期从左到右元素的金属性依次减 弱，而非金属性依次增强。
主族，同族从上至下元素金属性递增， 非金属性递减；
钫 镭 Ac-Lr 钅卢 钅杜 钅喜 钅波 钅黑 钅麦 Uun Uuu Uub
114 116 118
镧系 锕系
57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69Tm 70 Yb 71 Lu
镧铈 镨 钕 钷 钐 铕 钆 铽镝 钬 铒 铥 镱 镥
另外，习惯把p区元素中的金属用该族 中的第一个金属的名称叫做“X分族”， 如铝分族、锗分族、锑分族等。
因为同族中的元素有类似的价电子构 型，所以有相似的化学性质，在元素性 质的讨论中常按族进行讨论。
7.1.2 元素的金属性与非金属性
元素的金属性：指原子失去电子，形成 化学键时成为正离子的倾向，或它的价 电子易于偏离的性质。这样的元素一般 具有相对较低的电离能和小的电负性。
脱水后 H3BO3 H2CO3 HNO3
脱
原酸 三
脱水后
Si(OH)4 P(OH)5 S(OH)6 Cl(OH)7 水 H3PO4 H2SO4 HClO4 数
原酸 四
脱水后
As(OH)5
Se(OH)6
Br(OH)7
目 减
H3AsO4 H2SeO4 HBrO4 小
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。 H
非金属(系)元素 B与At连线右上方元素
s区、ds、p区称为非过渡(系) 金属 金属(系)元素 d区金属元素称为过渡(系) 金属 6、7周期中的f区元素分别 为镧系元素与锕系元素
非金属 系
IA
1
1H
氢
IIA
非过渡系金属 2 He IIIA IVA VA VIA VIIA 氦
I：H的电离能 E：A的电子亲和能 Hc：H+的水和能 Ha：A-的水和能
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，氢化物的 酸性越强。
因此，影响无氧酸强度的主要因素有：
①HA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。
非金属元素氢化物性质变化规律小结：
CH4 SiH4 GeH4 SnH4
NH3 PH3 AsH3 SbH3
H2O H2S H2Se H2Te
CO2 ： CO2+Na2O=Na2CO3 SO2 ：SO2+Na2O=Na2SO3
（2）与水的作用 大多数非金属单质不与水作用，只有
单质B、单质C高温下可与水蒸汽反应放 出氢气。
2B(s) + 6H2O(g) = 2H3BO3 + 3H2(g) C(s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g) 单质F2可分解水放出氧气： F2 + H2O = 4HF + O2 单质Cl2可发生歧化反应： Cl2 + H2O = H+ + Cl- + HClO
不活泼的非金属（准金属）单质与碱 发生生成含氧酸盐放出氢气的反应：
Si + 2OH- + H2O = SiO32- + 2H2 2B + 2OH- + 2H2O = 2BO2- + 3H2 F2发生放出O2的反应：
2F2 + 4NaOH = 4NaF + O2 + 2H2O
（4）与酸的作用 非金属单质不与非氧化性的酸（盐
2
3 Li
锂
4 Be
铍
过渡系金属
5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne
硼 碳 氮氧 氟 氖
3
11 Na
钠
12 Mg
镁
IIIB
IVB
源自文库
VB
VIB VIIB
VIII
13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar
IB IIB 铝 硅 磷 硫 氯 氩
4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
C + 2H2SO4(浓) = CO2 + 2SO2 + 2H2O 2B + 3H2SO4(浓) = 2H3BO3 + 3SO2 I2 + 5H2SO4(浓) = 2HIO3 + 5SO2 + 4H2O Si只能溶于HF-HNO3的混合酸中： 3Si +4HNO3+18HF =3H2SiF6+4NO + 8H2O
B2H6 在空气中自燃，可作高能燃料， 剧毒。
由于HX的还原性从F-Cl-Br-I依次增 强，所以有：
CaF2+H2SO4(浓) = CaSO4+2HF↑ NaCl+H2SO4(浓) = NaHSO4+HCl NaBr+H2SO4(浓) = NaHSO4+HBr NaI+H2SO4(浓) = NaHSO4+HI 2HBr+H2SO4(浓) = SO2+2H2O+Br2 8HI+H2SO4(浓) = H2S+4H2O+4I2
Xe
At2 Rn
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 B粉
P单质
金刚石 As单质
3.非金属元素单质的化学性质 （1）与金属非金属的反应 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、氢化物等。 其中与氧气反应形成酸性氧化物。
4.水溶液的酸碱性 （1）酸性变化规律 水溶液的酸性变化：同族元素从上到下
依次增强；同周期元素从左到右依次增强。
（2）影响无氧酸强度的主要因素
HA电离过程的热力学循环包括：
HA(aq)
iH H+(aq) + A-(aq) H：脱水能
H
D：HA键能
HA(g)
D
H(g)+A(g)
Hc
Ha
I+E H+(g) + A-(g)
第7章
元素通论
第7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。
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
H2O
H2Te
H2Se NH3 H2S HBr
HI
HF HCl
SbH3
CH4
PH3 SiH4
AsH3
SnH4 GeH4
HF
H2Te
NH3 H2SH2Se AsH3
HCl HBr
SbH3 HI SnH4
PH3 GeH4 SiH4
CH4
2. 热稳定性变化 变化规律： 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。
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。
与氢化物的f G 或fH 的关系： 氢化物的标准生成自由能fG 或标准生 成焓fH 越负，氢化物越稳定。
3.还原性 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：
（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)
6 55 Cs 56 Ba 57-71 72 Hf 73 Ta 74 W 75Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
铯 钡 La-Lu 铪 钽 钨 铼 锇 铱 铂 金 汞 铊 铅 铋 钋 砹 氡
7 87 Fr 88 Ra 89-103 104 Rf 105 Db 106Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 111 112
酸、稀硫酸）反应，但可与氧化性酸 （浓硫酸、硝酸）反应：
C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3 H3PO4 + 5NO 3I2 + 10HNO3 = 6 HIO3 + 10NO + 2H2O
钾钙 钪钛 钒 铬锰铁钴镍 铜 锌镓锗砷硒 溴氪
5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
铷 锶 钇 锆铌 钼 锝 钌 铑钯银 镉 铟 锡 锑 碲 碘 氙