十八章非金属元素小结
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物（一）非金属元素概论1．非金属元素在周期表中的位置在目前已知的112种元素中，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。
F是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）与同周期的金属原子相比，最外层电子数较多，次外层都是饱和结构（2、8或18电子结构）。
（2）与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。
（3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）‘对应负价以绝对值等于8–主族序数。
如S、N、C1等还呈现变价。
3．非金属单质（1）组成与同素异形体非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar等稀有气体；双原子分子的H2、O2、Cl2、H2、Br2等，多原子分子的P4、S8、C60、O3等原子晶体的金刚石，晶体硅等。
同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨等。
（2）聚集状态及晶体类型常温下有气态（H2、O2、Cl2、N2…），液态（Br2）、固态（I2、磷、碳、硅…）。
常温下是气钵，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。
4．非金属的氢化物（1）非金属氢化物的结构特点①IVA—RH4正四面体结构，非极性分子；VA—RH3三角锥形，极性分子；VIA—H2R为“V”型，极性分子；VIIA—HR直线型，极性分子。
②固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H2O是液体，其余都是气体。
（2）非金属气态氢化物的稳定性一般的，非金属元素的非金属性越强，生成的气态氢化物越稳定。
因此，气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。
（3）非金属氢化物具有一定的还原性如：NH3：H2S可被O2氧化HBr、HI可被Cl2、浓H2 SO4氧化等等。
5．最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。
非金属元素小结
主族元素氢化物熔点对比
150
0 -20 -40
100
熔 点 /摄 氏 度
-60 -80 -100 -120 -140
沸点 / 摄氏度
50
0
-50
-100
-150
-160
-200
-180 -200
周
从第二周期至第六周期） 期 （ 从第二周期至第六周期 ）
AH4
AH3
H2A
HA
AH4
② 设计热力学循环
分子型氢化物中在水溶液中的p 分子型氢化物中在水溶液中的pKa值（298K） 298K
酸 性 增 强 ↓
CH4～58 SiH4～35 GeH4 25 (SnH4)～20
NH3 39 PH3 27 AsH3～19 SbH3～15
H2O H2S H2Te
16 7 3
HF 3 HCl –7 HBr– HBr–9 HIHI-10
100 101 102 103
Lr Np Cm No U 6斜线附近的元素 、Pu铋Am 锔 As、砹Cf Se、Te和钔 又称准金 铊铀 镎 钚Si、Ge、 锫 Sb、 锿、镄 和Po又称准金 铅 、 、 、 锎 氡 Fm Md 锘 铹 钋 Bk 、 Es 锕系 * ***斜线附近的元素 锕 斜线附近的元素B、 镅 钍 镤
的相对强弱又决定于“离子势”——离子势 的相对强弱又决定于“离子势”——离子势： 离子势：
二 鲍林半定量经验公式 1. 半定量经验公式
(1) 多元含氧酸的逐级电离常数之比约为 -5。 多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10 Kl:K2:K3…≈1:10-5:10-10…,或pKa的差值为 。 的差值为5。 或 K2＝1×10-7。 例：H2SO3的K1=1.2×10-2, × × (2) 含氧酸 nROm改写为 含氧酸H 改写为ROm-n(OH)n，N＝m-n（分子 ＝ 中非羟基氧原子数） K1≈10 5N-7，即:pKa≈7-5N 中非羟基氧原子数）
第18章 非金属小结预习提纲
第十八章非金属元素小结预习提纲第18章非金属元素小结第一节非金属单质的结构和性质要求：1、了解非金属单质中的共价键数为8-N(H2为2-N)。
2、第2周期中的O、N为什么易形成多重键？3、第3、4周期的S、Se、P、As等则易形成单键？4、非金属单质按其结构和性质大致可分为哪三类？5、掌握单质Cl2、S、P、Si和B与NaOH反应的方程式。
一、非金属单质的结构和物理性质1. 小分子单质(单原子分子和双原子分子)分子晶体，熔点、沸点都很低。
2. 多原子分子单质(P4、As4、S8 )分子晶体，熔沸点稍高于第一类单质。
3. 大分子单质(金刚石、晶态硅和单质硼)包括过渡型晶体，如石墨、黑磷、灰砷.原子晶体，熔沸点极高，难挥发。
二、非金属单质的化学反应1.活波非金属与金属元素反应2.非金属元素之间反应3.大部分非金属单质不与水反应4.非金属单质一般不与非氧化酸反应,但可与浓硝酸、浓硫酸及王水反应.5.大部分非金属单质可和碱反应,有时是歧化反应第二节分子型氢化物同一周期分子型氢化物从左到右稳定性增强，还原性减弱，水溶液酸性增强同一族分子型氢化物从上到下稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强分子型氢化物的热稳定性：与组成氢化物的非金属元素的电负性有关, 非金属与氢的电负性相差越大, 所生成的氢化物越稳定。
分子型氢化物的热稳定性, 在同一周期中从左到右依次增加; 在同一族中, 从上到下依次减小。
分子型氢化物的标准生成自由能或标准生成焓越负，氢化物越稳定。
还原性(An-失电子的能力)：除HF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的规律相反，稳定性大的氢化物，还原性小。
分子型氢化物的还原性，在同一周期中从左到右依次减小；在同一族中，从上到下依次增加。
因为在周期表中，从右向左，自上而下，元素半径增大，电负性减小，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。
水溶液酸碱性和无氧酸的强度：分子型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。
第18章非金属元素小结
脱水后的氢氧化物不脱水 H2CO3 HNO3 H2SiO3 H3PO4H2SO4 HClO4
或不脱水
处于同一周期的元素，其配位数大致相同。
卡特雷奇规则 R—O—H
R+ + OH- 碱式电离
R—O—H
RO- + H+ 酸式电离
电离的方式,取决
于阳离子的极化
Z ( 大，进行酸式电离) 离子势： = —
= 103
10-2 10-7
酸的强度为： HNO3>H2CO3>H3BO3
无机酸酸强度的定性解释： AHn 与H+直接相连的原子的电子密度是决定无机 酸强度的直接原因。
原子的电子密度越低，对H+的吸引力 越弱， H+越易释放出来，酸性越强。
原子的电子密Байду номын сангаас越高，对H+的吸引力 越强， H+越难释放出来，酸性越弱。
表 分子型氢化物在水溶液中pKa的值(298K)
pKa越 CH4 ~ 58 NH3 ~ 39 H2O ~ 16 小，酸 SiH4 ~ 35 PH3 ~ 27 H2S ~ 7 性越强， GeH4 ~25 AsH3 ~19 H2Se ~ 4 水是16， SnH4 ~ 20 SbH3 ~ 15 H2Te ~ 3 为中性，
3、水溶液的酸碱性
强酸：HCl HBr HI 弱酸：HF H2S H2Se H2Te 弱碱：NH3 PH3 两性：H2O 水解：B2H6、SiH4 不水解：CH4、PH3、AsH3
无氧酸的强度取决于下列平衡
多数： HA+ H2O = H3O++A少数： NH3 +H2O=NH4++OH-
在氮族元素的氢化物NH3、PH3、AsH3接受 质子，NH3接受质子的能力极强，PH3次之，其 碱性依次减弱。
习题解_非金属元素小结[1]
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第十八章非金属元素小结18-1 按周期表位置，绘出非金属元素单质的结构图，并分析它们在结构上有哪些特点和变化规律。
解：非金属元素的晶体结构大多数是分子晶体，也有少数原子晶体和过渡型层状晶体。
在分子晶体中又可分为两类：一类是以小分子为结构单元，如单原子分子的稀有气体和双原子分子的H2，卤素（X2），O2、N2等；另一类是以多原子分子为结构单元，如S8、Se8、P4等。
它们在周期表中的位置如图所示：从结构图可知：位于非金属—金属交界线附近的元素，其单质的结构比较复杂，其特点是增大配位数，接近金属的结构，如B—C—Si—As—Te，都是以共价键结合成的无限分子，不论是简单或复杂结构，在单质的结构中非金属元素明显地表现出它们各自固有的共价特征。
18-2 为什么氟和其它卤素不同，没有多种可变的正氧化态？解：因为氟原子价层没有空的轨道，基态只有一个未成对电子，只能形成一个共价单键；再由于氟在所有元素中电负性最大，因此，没有多种可变的正氧化态。
18-3 小结P区元素的原子半径、电离能、电子亲合能和电负性，在按周期表递变规律的同时，还有哪些反常之处？说明其原因。
解：原子半径：r Ga< r Al ，因为Ga是第四周期元素，从Al→Ga，次外层第一次开始出现10个d电子，由于d电子对核电荷屏蔽效应小，导致有效核荷Z*比没有d电子时要大，对最外层电子引力增大，故Ga的半径反常地比Al的小。
电离能：（1）ⅤA族N、P、As的IE1分别大于ⅥA族同周期O、S、Se的IE1，因为前三者价电子层均为半满。
（2）ⅢA第四周期Ga的IE1略大于第三周期的Al，原因和原子半径反常同理。
电子亲合能：（1）第二周期N、O、F的电子亲合能均分别小于第三周期同族的P、S、Cl。
因为第二周期元素原子半径特别小，电子对间排斥作用大。
（2）同一周期从左到右，稀有气体的电子亲合能最小，因为稀有气体价电子层全满。
电负性：按阿莱—罗周电负性标度，第四周期的Ga、Ge、As、Se的x AR均分别比第三周期的Al、Si、P、S要大，其原因和第四周期P区元素Z*和r变化的反常同理。
非金属元素小结
非金属元素小结在所有的化学元素中，非金属元素占22中，它们被包括在单质、氧化物、酸、盐及配合物中。
在金属与非金属的分界线上，有B、Si、As、Se、Te五种准金属，也是常见的半导体材料。
一、非金属单质的结构和性质1.结构和成键除H、He的价电子层上有1、2个s电子，He以外的希有气体的价电子层结构(除He外)为ns2np6外，III A～VII A族的价电子层结构为ns2np1～ns2np5。
得电子达到8e- 结构的倾向逐渐增强（除B的成键不满8e--）。
并且形成共价键；若以N代表非金属元素在周期表中的族数，则这类元素在单质中的共价键数为8-N（B除外）、H为2-N.希有气体的共价数等于0（8-8），其结构单元为单原子分子，这些单原子分子借范德华引力结合成分子型晶体。
VII A原子的共价数等于1（8-7），每两个原子以一个共价键形成双原子分子，然后分子间借范德华力形成分子晶体。
H的共价数等于1（2-1），也属同一类。
VI A的O、S、Se等共价数为2（8-6）。
V A的N、P、As等的共价数为3（8-5）。
这两族中的N、O处于第二周期，内层只有1s电子，每两个原子之间除了形成σ键以外，还可以形成p-pπ键，所以，它们的单质为重键组成的双原子分子；第三、四周期的非金属元素如S、Se、P、As等，则因内层电子较多，最外层的p电子云重叠形成p-p π键比较困难，而倾向于形成尽可能多的σ键，所以它们的单质往往是一些原子以共价键形成的多原子分子。
如S8、Se8、P4、及As4等，然后这些分子形成分子型晶体。
上述非金属元素是形成具有多重键的双原子分子还是形成只有σ单键的多原子分子？这主要取决于形成多重键或形成σ单键的键焓的大小。
如果△b H0（重键）〉2△b H0（单键），则形成具有重键的双原子分子（如O2，N2）；否则，形成只有σ单键的多原子分子（如S8、Se8、P4、As4等）IV A的共价数等于4（8-4）。
非金属元素小结.ppt
阳离子电荷
阳离子半经
Z r
(r - - - nm)
含氧酸
阳离子电荷
阳离子半经
Z r
(r - - - nm)
R(OH)n中R半径小电荷高，对氧原子的吸引力强 R-O键能大，则R(OH)n主要是酸式解离，显酸性。反 之亦然。如:
S6+:Z=+6 r=0.030nm =200
当1/2>10时R(OH)n显酸性 Al3+:Z=+3 r=0.051nm =59
键能
分子型氢化物
四、还原性
还 原
CH4
性
SiH4
增 强↓
GeH4
(SnH4)
NH3 PH3 AsH3 SbH3
H2O H2S H2Se H2Te
HF HCl HBr HI
←还原性增强
这与稳定性的增减规律相反,稳定性大的,还原性小。 在周期表中，从右向左，自上而下，元素半径增大， 电负性减小，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。 这些氢化物能与氧、卤素、氧化态高的金属离子以 及一些含氧酸盐等氧化剂作用。例如：
电子的能力。如果R的电负性大,R周围的非羟基氧原子 (配键电子对偏向这种氧原子使R的有效电负性增加)数目 多,则R原子吸引羟基氧原子的电子的能力强,从而使O-H
O Cl O H 键的极性增强,有利于质子H+的转移,所以酸的酸性强。
氧原子含数氧N酸＝HmnR-nO鲍m可林写(P为auRliOngm,-Ln(.)O归H纳)n，出分：子中的非羟基 (1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，即
（l）同H一H5I周O6期元素的含氧酸的结构相似。分子中 的非羟其氧H原6Te子O数6 随中心原子的半径的减小而增加；
非金属元素及其化合物重要化学方程式小结
高一上学期非金属元素及其化合物重要化学方程式小结1.F2 + H2＝2HF (冷暗处爆炸) Cl2 +H2点燃2HCl (光照或点燃)注意：氢气在氯气中燃烧时呈苍白色火焰.硫单质与氢气的化合反应：2.Cl2 +2Na点燃2NaCl(火焰呈黄色,白烟) Cl2+Cu点燃CuCl2(棕色的烟)3Cl2 +2Fe点燃2FeCl3(棕色的烟)3.Cl2+2NaBr＝2NaCl+Br2 Cl2 +2KI ＝2KCl+I2（此反应可用于氯气的检验）4.2O2 +3Fe 点燃Fe3O4 2Fe+3Br2＝2FeBr3 Fe+I2△FeI2Fe+S △2Cu+ S△Cu2S 2Na+S＝Na2S(研磨或加热)5.S+O2点燃SO2 N2+O2＝2NO(放电)6.2C+O2(少量)点燃2CO C+O2(足量)点燃CO2 C+CO2高温2CO7.Cl2+H2O＝HCl+HClO 2F2 +2H2O＝4HF+O28.Cl2+2NaOH＝NaCl+NaClO+H2O9.2Cl2+2Ca(OH)2＝CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O(漂粉精的主要成分与有效成分)10.4HCl(浓)+MnO2△MnCl2+Cl2↑+2H2O（实验室制取氯气的反应原理）11.注意工业上氨的催化氧化制硝酸的反应原理4NH3+5O2催化剂△4NO+6H2O2NO+O2＝2NO2（NO是无色气体而NO2是红棕色气体）3NO2+H2O＝2HNO3+NO12.NH3+HCl＝NH4Cl(白烟) NH3+HNO3＝NH4NO3(白烟) 2NH3+H2SO4＝(NH4)2SO413.工业合成SO3：2SO2+O2催化剂加热2SO3。
14.工业上合成硫酸的原理：⑴工业上制取SO2有两种方法：一是用FeS2；另一种用硫磺。
⑵SO2催化氧制取SO3：2SO2+O2催化剂加热2SO3⑶溶于水制得硫酸SO3+H2O＝H2SO415.2SO2+O2+2H2O＝2H2SO4(这是SO2在大气中缓慢发生的环境化学反应)16.SO2使氯水褪色：SO2+Cl2+2H2O＝H2SO4+2HCl注：SO2能使氯水、溴水、碘水褪色，显示的是SO2的还原性，而不是漂白性17.2CO+O2点燃2CO2 CO+CuO △Cu+CO218.工业上炼铁的反应原理3CO+Fe2O3△219.SO2+H2O H2SO3 CO2+H2O H2CO320.SO3+H2O＝H2SO4 SO3+CaO＝CaSO4 SO3 +Na2O＝Na2SO4 CO2 +Na2O＝Na2CO321.SO3+Ca(OH)2＝CaSO4+H2O SO2+Ca(OH)2＝CaSO3↓+H2O注：不能用澄清石灰水鉴别SO2和CO2，可用品红、溴水、酸性高锰酸钾溶液鉴别。
第十八章 非金属元素小结
§18-3 单质
1、非金属单质的结构
在p区元素里，由于电子层结构的 差异，在同种原子间，常能以不同的
键合方式，形成不同结构的单质分子，
大多数非金属单质固态时——分子晶
体，少数——原子晶体。
（1）各族单质的结构：
共61张 15
a)卤族：一个卤原子只有一个未成对电 子，卤族元素都是由双原子分子组 成——分子晶体。 b)氧族：可以形成双复键或2个单键， ⅥA单质在结构上有了较多的复杂性。 O：双原子分子；S、Se：形成8原子环 Te：螺旋状的无限长链 c)氮族：可以形成复键或3个单键，随着 原子半径的增大，分子结构复杂性增 加。
例：N2、O2、C2分子中，原子间均 构成重键，而同族其它元素不易形成重 键。如：C=C原子间构成的双键 （σ+π）。 若Si-Si也形成双键（σ+π）， 由于Si-Si键σ键长大于C-Cσ键，这样就 降低了Si-Si键重叠的程度，因此两个SiSi（226kJ/mol）单键键能之和远远超过 一个Si=Si（318 kJ/( 2)E-E键能同E-O键能的相对大小有关
E-E键弱于E-O键，E-E键易转化为E-O 键，削弱成键作用。
共61张 12
4、对角线相似规则
某些处于对角线位置的元素，虽然不
在同族，典型氧化态亦不同，却存在相
酸碱性、电极电势等有很大相似性
共61张 13
当程度的相似性，表现在键型、键强度、
锡
锑 铋
碲
碘 砹
氙
铅
钋
氡
期表的7 p区里。 114
共61张
金属
116
118
1
2、非金属氧化态的表现
（1）负氧化态：
化合物中 与活泼金属构成的离子 金属构成的极性化合物 中 与电负性较它为小的非
第18章 非金属元素小结
Rb
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
VIA VIIA 8 O 9 F
氦
He
镧系 锕系
57 La 58 Ce 59
镧 铈 锕 钍
镨
Pr 60 Nd U
61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65
H O H O B O B O O O
O H
H
3-
O H O
O H
2-
O
C
N O O N -
O C O O
O
O
第3周期的成酸元素原子的价电子空间分布为 四面体。形成的RO4n-为正四面体。在SiO44-中， Si原子以sp3杂化轨道与4个氧原子形成4个键。 氧原子上的孤电子对与R形成d-p键。
由此可以看出：
（l）同一周期元素的含氧酸的结构相似。 分子中的非羟其氧原子数随中心原子的半径
H O H O Te O O H H6TeO6 H O O H
的减小而增加；
（2）同族元素的含氧酸随着中心原子半 径的递增，分子中的羟基数增加，而非羟基
氧原子数减少。
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,可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的强度。 R——O——H + H2O RO- + H3O+ 酸电离的难易程度取决于成酸元素R吸引羟基氧原子 的电子的能力; R-O-H规则:如果R的电负性 O 大,R周围的非羟基氧原子(配 键电子对偏向这种氧原子使R O Cl O H 的有效电负性增加)数目多,则 R原子吸引羟基氧原子的电子 O 的能力强,从而使O-H键的极 性增强,有利于质子H+的转移, 所以酸的酸性强。
十八章非金属元素小结
稳 定 性 减 弱
分子 HF HCl HBr HI
偶极矩m/D 1.92 1.08 0.78 0.38
分子 H2O H2S NH3 CH4
偶极矩m/D 1.85 1.10 1.48 0
无氧酸的强度取决于下列平衡： HA+H2O H3O++A-
常用Ka 或pKa 大小来衡量其酸碱性。
可以用rG = -RTlnKa来计算出Ka的
R-O与O-H键的相对强弱决定于“离子势”— —阳离子的极化能力。
阳离子电荷 阳离子半径
Z r
(r---nm)
R(OH)n中R半径小电荷高，对氧原子的 吸引力强，R-O键能大，则R(OH)n主要是酸 式解离，显酸性。
10时，ROH显酸性
7 10时，ROH显两性
7时，ROH显碱性
值，也可以用热力学循环来推算。
H n X (aq) H + (aq) + H n-1X - (aq) H hyd H n X (g) D H (g) + H n-1X (g) I H (g)
θ +
H θ
H
hyd
H hyd
-
E H n-1X (g)
硒
In
50 Sn 51 Sb 52
Te
铟 铊
锡 铅
锑 铋
碲 钋
碘 砹
氙
81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86
氡
Rn
金属
114
116
118
•金属一般电离势低、有光泽、易导电
和导热、有可塑性；
•非金属一般电离势高、其晶体一般不
导电、不反射光、也不容易变形。 •斜线附近的元素如B、Si、Ge、As、
非金属元素小结
2-
-
分解温度/K
373 813 117014621633 588 5731543很高 很高 很高 很高 491>573
酸式盐同正盐比较，前者往往不及后者稳定。
5、含氧酸及其盐的氧化还原性
非金属单质的分类
第一类是小分子物质： 包括单原子分子的稀有气体，双原子分子 的卤素、氧、氮、氢 。它们的固体为分子晶 体，熔、沸点都很低，故常温常压下均为气 体。 第二类为多原子物质： 如：S8、 Se8、 P4 、As4 等，通常情况下 为固体，并为分子型晶体，熔、沸点也不高， 易挥发 。 第三类为大分子物质： 金刚石、晶态硅和硼等，都是原子晶体， 熔、沸点都很高，且不容易挥发，
碳酸盐的分解温度???随金属离子不同差别很大。 碳酸盐比硫酸盐易分解，产物为CO2和金属氧化物。 硝酸盐又比碳酸盐更易分解，产物随金属的活泼性的 差异而有亚硝酸盐或金属氧化物或金属。
碳 酸 盐 的 分 解 热 和 分 解 温 度
+ + + + + + + 2+ 2+ 2 + 2+ 与 CO3 结合 Be2 +Mg2+ Ca2 + Sr Li Na K Rb Cs Ag Tl Ba Zn Pb 的金属离子
以p K1表示的一些含氧酸在水中的强度 N 值 酸的相对强度 3 2 1 3.7 3.3 2.1 1.9 2.0 2.3 2.6 1.6 1.8 2.0 0 很弱 H3BO3 9.0 7.4 HClO H4GeO4 8.6 H3AsO3 9.2 8.7 HBrO H3SbO3 11.0 10.0 HIO H4SiO4 8.8 H6TeO6 10.0 极强 强 弱 HClO4 -7 HNO3 -1.3 H2CO3 HNO2 HMnO4 -2.3 H2SO4 -2.0 H3PO4 H2SO3 HReO4 -1.3 HClO3 -2.7 HClO2 H3AsO4 HIO3 0.8 H2SeO3 H5IO6 H2CrO4 -1.0 H3PO3 H3PO2
第18章 非金属元素小结
若阴阳离子的半径相差不多，则晶格能的大小在溶解 过程中有较大的影响，即Z/r值大的离子所组成的盐较 难溶解，如碱土金属和许多过渡金属的碳酸盐、磷酸 盐等；而碱金属的硝酸盐和氯酸盐等易溶。 2. 溶解性与溶解自由能变的关系 离子电荷低，半径大，其溶解熵为正值； 电荷高，半径较小的离子的溶解熵大多为负值。 18-4-2 水解性 阴离子的水解能力与它的共轭酸的强度成反比。 阳离子的水解能力与离子的极化能力有关，离子极化 能力越强(即Z/r值越大)，则水解程度越大。
R的氧化数越高，半径越小，R-O-H中R-O键越强， O-H键则越弱，越易解离出H+；反之易解离出OH-。 (1) 同周期元素含氧酸酸性从左到右逐渐增强。 (2) 同主族元素含氧酸酸性从上而下逐渐减弱。 (3)同一元素几种不同氧化态的含氧酸，其酸性按氧化 态升高而增强。
阳离子电荷 Z (r - - - nm) 阳离子半经 r
18-2 分子型氢化物
熔沸点：同族中，沸点从上到下递增，但第2周期的 NH3，H2O和HF的沸点异常高。
18-2-1 热稳定性 同周期中，从左到右热稳定性逐渐增加； 同族中，自上而下热稳定性逐渐减小。 原因：非金属与氢之间电负性相差越大，生成的氢化 物越稳定；反之，不稳定。 或者，氢化物标准生成自由能或标准生成焓越负，氢 化物越稳定。 18-2-2 还原性 除HF外，其它分子型氢化物都有还原性。 同周期中，从左到右还原性逐渐减弱； 同族中，自上而下还原性逐渐增强。 原因：从左到右，自上而下，元素A的半径增大，电 负性减小，An-失电子能力逐渐增强,还原性逐渐增强。
18-4-4 氧化还原性 一、变化规律 1. 同周期中，各元素最高氧化态含氧酸氧化性从左到 右递增。 2. 同族中，元素的最高氧化态含氧酸氧化性多数随原 子序数增加呈锯齿形升高。即： 第三周期＜第四周期＞第五周期＜第六周期 3. 对于同一种元素的不同氧化态含氧酸，低氧化态的 氧化性高于高氧化态的。 4. 含氧酸氧化性比相应含氧酸盐的强，同一含氧酸 的浓溶液氧化性比稀溶液的强。 二、影响氧化能力的因素 1. 中心原子结合电子的能力
无机化学第四版(下册)第十八章习题答案
第18章非金属元素小结18-1 略18-2为什么氟和其他卤素不同，没有多种可变的正氧化态？解：因为F是电负性最大的元素，在形成化合物时，电子云总是偏向F，而且F处于第二周期，没有空d轨道参与成键，所以，和其他卤素不同，没有多种可变的正氧化态。
18-3 小结p区元素的原子半径、电离能、电子亲和能和电负性，在按周期性递变规律的同时，还有哪些反常之处？说明其原因。
解：p区元素的原子半径、电离能、电子亲和能和电负性，对同一周期，一般是自左向右原子半径依次减小，电离能依次增大，电子亲和能依次增大，电负性依次增大。
对于同一族，一般是从上到下原子半径依次增大，电离能依次减小，电子亲和能依次减小，电负性依次减小。
但第V A族的N、P、As等的第一电离能和电子亲和能出现反常，第一电离能比同周期VIA族的O、S、Se大，电子亲和能比同周期IV A族的C、Si、Ge小，这是由于V A族元素的外层p轨道处于半充满，结构稳定，不易失去电子，也不易接受电子。
另外，F的电子亲和能要小于Cl，O的电子亲和能小于S，N的电子亲和能小于P等，这是由于第二周期p区元素的原子半径太小，电子云密度大，电子之间排斥力很强，以致当加合一个外来电子形成负离子时，因排斥力大使放出的能量减小，导致上述反常结果。
18-4 概括非金属元素的氢化物有哪些共性？解：非金属元素的氢化物都是以共价键结合的分子型氢化物，在通常状况下为气体或挥发性液体，都能与氧、卤素、氧化态高的金属离子以及一些含氧酸盐等氧化剂作用。
18-5 已知下列数据(298K)：△f G mӨ[H2S(aq)]= －27.9 kJ·mol-1；△f G mӨ[S2-(aq)]= 85.8 kJ·mol-1；△f G mӨ[H2Se(aq)] = 22.2 kJ·mol-1；△f G mӨ[Se2-(aq)] = 129.3 kJ·mol-1试计算下列反应在298K时的△r G mӨ和平衡常数K，并比较两者中哪一个酸性较强？(1) H2S(aq) －→ 2H+(aq) + S2-(aq)(2) H2Se(aq) －→2H+(aq) + Se2-(aq)解：(1) H2S(aq) －→ 2H+(aq) + S2-(aq)298K △r G1Ө= △f G mӨ[S2-(aq)]－△f G mӨ[H2S(aq)]= 85.8－(-27.9) = 113.7kJ·mol-1由△r G1Ө = - RTlnK1Ө求得：K1Ө = 1.17×10-20(2) H2Se(aq) －→2H+(aq) + Se2-(aq)298K △r G2Ө= △f G mӨ[Se2-(aq)]－△f G mӨ[H2Se(aq)]= 129.3－22.2) = 107.1kJ·mol-1由△r G2Ө = - RTlnK2Ө求得：K2Ө = 1.68×10-19通过(1)、(2)的计算结果可知：H2Se的酸性比H2S的酸性强。
非金属元素小结讲解PPT课件
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一、非金属单质的结 构
族数 价电子构型 价电子数 共价数 晶体类型
零族 ns2np6
8
0 分子晶体
ⅦA ns2np5
7
1 分子晶体
ⅥA ns2np4
6
2 分子晶体
ⅤA ns2np3
5
3 分子晶体
ⅣA ns2np2
4
4 原子晶体
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二、非金属单质的物理性 质
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二、无机含氧酸的酸性变化规律
• 在同一周期，从左到右最高氧化态的含 氧酸酸性依次增强。
• 同一族中，从上到下氧化态相同的含氧 酸酸性逐渐减弱。
• 同一元素若形成几种不同氧化态的含氧 酸时，其酸性随氧化数的升高而增强。
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三、含氧酸及其盐的氧化还原 性
• 在同一周期中，各元素最高氧化态含氧酸的氧化性，从左到右依次 递增。
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• 虽然氧族和氮族单质的结构比较复杂，但它们的单质仍是非极性分子， 因而它们在水中的溶解性小，熔点和沸点也不高。
• 碳、硅、硼单质为原子晶体，因此它们的熔点、沸点很高，硬度也大。
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三、非金属单质的氧化还原 性
• 非金属单质（氟除外）既可被氧化，又可被还原，其变化规律是： • 同一周期中，从左到右，氧化性依次增强； • 同一族中从上到下，氧化性依次减弱。 • 所以氟是最强的氧化剂。
• 2B+6NaOH=2Na3BO3+3H2↑
• 2As+6NaOH=2Na3ASO3+3H2 ↑
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第二节 分子型氢化物
一、偶极矩
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变化规律：
CH4 NH3 H2O SiH4 PH3 H2S GeH4 AsH3 H2Se SnH4 SbH3 H2Te
稳定性增强
HF HCl HBr
沸 点 升 高
分 子 极 性 减
水 溶 液 酸 性
还 原 性 增 强
稳 定 性 减 弱
HI 小 增
强
还原性减弱
水溶液酸性增强
极性增大，沸点升高 13
25
影响含氧酸强度的直接因素是与质子相连 的氧原子的电子云密度，凡有利于氧原子电子 密度减小的因素都有利于酸性增强。
羟基氧的 电子密度取决于
中心原子R的 电负性、半径、氧化值
非羟基氧的数目
26
若 R 的电负性大、半径小、氧化值高则羟基 氧电子密度小，酸性强；非羟基氧的数目多， 可使羟基氧上的电子密度小，酸性强。例如：
值，也可以用热力学循环来推算。
15
H nX (aq)
H
θ
H +(aq)
+ H n-1X - (aq )
H hyd
H hyd
H nX (g)
D
H (g) + H n-1X (g)
H hyd
I E
H + (g) H n-1X - (g)
H
θ
D
I
E
H
hyd
H
X-
n-1 hyd
H nX hyd
10
Δ 硅、硼则从碱中置换出氢气： Si + 2NaOH + H2O═Na2SiO3 + 2H2↑ 3B + 2NaOH + 2H2O ═NaBO2 + 3H2↑
11
18-2 分子型氢化物
➢热稳定性：电负性差Δx越大，氢化物越稳 定 ➢还原性：稳定性越小的氢化物还原性越强。 ➢可被O2、Cl2、高价金属离子、氧化性含氧 酸盐氧化。 ➢酸碱性：与给出和接受质子的能力有关。 ➢HX是酸、NH3是碱、CH4非酸非碱、H2O 既酸又碱。
N=0 弱酸 (pKa1= 7)
HClO，HBrO
N=1 中强酸 (pKa1= 2) H2SO3，HNO2
N=2 强酸 (pKa1= -3) H2SO4，HNO3
N=3 特强酸 (pKa1= -8)
HClO4
30
(1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为 10-5，即KӨal：KӨa2：KӨa3…≈1：10-5：10-10…, 或pKӨa的差值为5。例如: H2SO3的 KӨa1=1.2×10-2，KӨa2＝1×10-7。
H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
R电负性 1.90 2.19 2.58 3.16
半径
氧化值
非羟基氧 0 酸性
1
2
3
27
酸性
HClO < HClO2 <HClO3 <HClO4
N(非羟基氧) 0
1
2
3
酸性 电负性
HClO4 ＞ HNO3 3.16 3.04
N(非羟基氧) 3
2
酸性
H2S2O7 ＞ H2SO4
（碳、硅等）。
9
3．非金属单质形成化合物主要性质
Δ易形成单或多原子阴离子（S2-、 CSl2x2+-)2NaOH ═NaClO + NaCl + H2O Δ 3I酸2氧+盐化6N物a多OH为═酸5性Na，I 易+ N与a碱IO形3 +成3含H氧2O Δ 4P单+质3N不a易OH与水+ （3HF22O除═外）3N、aH稀2P酸O作2 + PH用3，可与氧化性酸及碱作用。
镧铈 镨 钕 钷 钐 铕 钆 铽镝 钬 铒铥 镱镥
89Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93Np 94 Pu 95Am 96Cm 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
3
• 非金属占22种(金属约为90种)。 • 无机物大都同非金属有关，如酸
N(非羟基氧) 4 2
缩和程度愈大，酸性愈强。
28
含氧酸酸性变化规律： 同周期从左到右酸性增强，同
主族从上到下酸性减弱，同一元素 氧化数高酸性强，非羟基氧数多酸 性强。
29
3．根据鲍林规则判定含氧酸的酸强 度-Pauling规则
含氧酸HnROm可写为ROm-n(OH)n，分子中 的非羟基氧原子数N＝m-n, pKa1= 7-5N
16
17
NH3 (aq)
H+ (aq) + NH2- (aq)
Δ H θ=122K J/m ol
NH3(aq) -HNH3(Hyd)
+ H2O(l) SH2O
NH3(g)
H2O (g) DHOH
H(g) + OH(g)
EOH OH-(g)
H
NH4+(aq) +OH-(aq)
NH4+(Hyd)
H5IO6 1.6 H4SiO4 8.8
H2CrO4 -1.0 H3PO3 1.8 H6TeO6 10.0 H3PO2 2.0
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4．非金属元素的含氧酸在键型及结构上特点和规 律 第二周期：sp2杂化 平面三角形 除σ键外，有ppπ及πab B(OH)3,H2CO3, HNO3, 第三周期：sp3杂化，四面体，除σ键外（R O 配键）外，有d-pπH4SiO4, H3PO4,H2SO4, HClO4 第四、五周期sp3或sp3d2 四面体或八面体结构 ， σ键。H5IO6,H3AsO4, H6TeO6
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
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
(2)含氧酸的KӨa1与非羟基氧原子数N有如下 的关系：
KӨa1≈105N-7，即：pKӨa1≈7-5N
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以pK1表示的一些含氧酸在水中的强度
N值
3
2
1
0
酸的相对强度 极强
强
弱
很弱
HClO4 -7 HNO3 -1.3 H2CO3 3.7 H3BO3 9.0
HNO2 3.3 HClO 7.4
酸 的
所以酸性： HF < HCl < HBr < HI
20
18-3 含氧酸
1. 非金属元素氧化物的水合物——含 氧酸可看成含有一个或多个OH基 团的氢氧化物，即R(OH)n 。作为 这类化合物的中心原子R，它周围 能结合多少个OH，取决于R+n的电 荷数及半径大小。
21
通常R+n的电荷高，半径大时，结合 的OH基数目多。当R+n的电荷高且半径 小时，例如Cl+7应能结合七个OH基，但 是由于它的半径太小(0.027nm)，容纳不 了这许多OH，势必脱水，直到Cl+7周围 保留的异电荷离子或基团数目，既能满 足Cl+7的氧化态又能满足它的配位数。
和盐。 • 无机酸分为无氧酸和含氧酸。即
一些非金属元素的氢化物及非金 属氧化物的水合物。
4
在周期表的右侧，斜线将所有 化学元素分为金属和非金属(有B、 Si、As、Se、Te五种准金属)两 个部分。将元素分为这两大类的 主要根据是元素的单质的性质。
5
IA
1
1H
氢
2
3
4
5
6
7
准金属
非金属
IIIA
5B
铷锶 钇 锆铌 钼 锝 钌 铑钯银 镉 铟 锡 锑 碲 碘 氙
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
脱水后的氢氧化不物脱水H2CO3 HNO3 H2SiO3H3PO4H2SO4 HClO4
或不脱水
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在化合物R(OH)n中，可以有两种离解方式： a) R(OH)n→R(OH)n-1 + OH- 碱式离解 b) R(OH)n→RO(OH)n-1 + H+ 酸式离解
R(OH)n按碱式还是按酸式离解，主要是看 R-O键和O-H键的相对强弱，若R-O键弱，就进 行碱式解离，若O-H键弱时就进行酸式解离。
↓
(SnH4)～20
SbH3～15 H2Te 3 HI -10
酸性增强→
影响因素：键能和电子亲合能。
与H直接相连的非金属元素原子的 电子云密度，若该原子的电子云密 度越大，对质子的吸引力越强，酸 性越小，反之则酸性越大。
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❖因为电子亲合能 F > OH- ，所以酸 性H2O < HF ❖因为键能为 HF > HCl > HBr > HI
R-O与O-H键的相对强弱决定于“离子势”— —阳离子的极化能力。
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阳 阳 离 离 子 子 半 电 径 荷Z r (r---nm )
R(OH)n中R半径小电荷高，对氧原子的 吸引力强，R-O键能大，则R(OH)n主要是酸 式解离，显酸性。
10时，ROH显酸性