非金属元素小结
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铝 硅 磷硫 氯 氩
斜线附近的元素如B、Si、Ge、As、Sb、Se、
4 5
31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
镓锗砷硒 溴氪
49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
铟锡锑碲碘氙
Te和Po等为准金属，它们既有金属的性质又有 非金属的性质。
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
3
13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar
酸
CH4～58
NH3 39 H2O 16 HF 3
性 增 强
SiH4～35 GeH4 25
PH3 27 H2S 7 HCl –7 AsH3～19 H2Se 4 HBr –9
↓
(SnH4)～20
SbH3～15 H2Te 3 HI -10
酸性增强→
18.3 含氧酸
18.3.1最高氧化态氢氧化物的酸碱性
如果不算准金属(B、Si、As、Se、Te)，则
6
81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
铊 铅铋 钋砹氡
非金属只有17种所以在金属与非金属之间没有 截然的界线。
7
114
116
118
金属
18.1.1 非金属单质的结构和物理性质
自学要求： 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？第3、4 周期的S、Se、P、As等则易形成单键？ 3、非金属单质按其结构和性质大致可分为哪三类？ 4、掌握单质Cl2、S、P、Si和B与NaOH反应的方程 式。
18.1.2 非金属单质的化学反应
1、 活泼的非金属（F2 、Cl2 、Br2 、O2 、P、S）与金属元素形成 卤化物、氧化物、硫化物、氢化物或含氧酸盐等；
2、非金属元素彼此之间也能形成卤化物、氧化物、无氧酸、含氧酸 等；
3、大部分非金属单质不与水反应，卤素仅部分地与水反应，碳在赤 热条件下才与水蒸气反应；
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
H
O来自百度文库
B
OO
H
H
O
3-
O
C
OO
H
H
O
2-
O HO N
O -
O
B
O
O
C
O
O
N
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。
H
O
H O Si O H
O
H 4-
4、非金属一般不与非氧化性稀酸反应，硼、碳、磷、硫、碘、砷等 被浓HNO3 、浓H2SO4 及王水氧化，硅在含氧酸中被钝化，只能在 有氧化剂存在的条件下与氢氟酸反应。
5、除碳、氮、氧外，非金属单质可和碱溶液反应，对于有变价的非 金属元素主要发生歧化反应：
Cl2 + 2NaOH ===NaClO + NaCl + H2O 3I2 + 6NaOH ===5NaI + NaIO3 + 3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O ===3NaH2PO2 + PH3
H H6TeO6
径的递增，分子中的羟基数增加，而非羟基
氧原子数减少。
18.3.3 含氧酸的强度
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。
脱 水 后 的 氢 氧 化 物不 脱 水 H2CO3 HNO3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
或不脱水
最高氧化态氢氧化物的酸碱性
在化合物R(OH)n中，可以有两种离解方式： R(OH)n→R(OH)n-1+OH- 碱式离解 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，就进行碱式电离，
非金属元素氧化物的水合物为含有一个或多个OH基团的氢氧化物。
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
荷数及半径第大2小、。3周 期 非 金 属 元 素 的 氢 氧 化 物
通常R+n的电荷高第，半2周径期大的时元，素结合的OH基团第数3周目期多的。当元R素+n的电
非 金荷半属高径元且太素半小R径(+0n小.0时27，nBm+例)3，如容Cl纳C++7不4应了能这结N许+合5 多七O个SHi，O+H4势基必团P脱，+5水但，是S直由+ 6到于C它lC+的l7+周7
增 强
GeH4
↓
(SnH4)
NH3 PH3 AsH3 SbH3
H2O H2S H2Se H2Te
HF HCl HBr HI
←还原性增强
还原性大小规律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。 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：
2
3 Li
锂
4 Be
铍
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
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
硅、硼则从碱中置换出氢气：
Si + 2NaOH + H2O===Na2SiO3 + 2H2↑ 3B + 2NaOH + 2H2O ===NaBO2 + 3H ↑
18.2 分子型氢化物
非金属元素都能形成具有最高氧化态的共价型的 简单氢化物，在通常情况下它们为气体或挥发性 液体。
它们的熔点、沸点都按元素在周期表中所处的族 和周期呈周期性的变化。
r围Rn+保/ rO留H 的- 异电荷0离.1子5 或基0.团11数目0，.0既8 能0满.3足0 Cl+07的.25氧化0态.2又1 能0满.19
配足位它数的配位数。 3
22
4
433
是 高 氧处化于态同的一氢周氧期的B(元OH素)3，C其(O配H)位4 N数(O大H致)5 相Si(同OH。)4 P(OH)5 S(OH)6 Cl(OH)7 化物 R(OH)n
-20 单氢化物，在通常情况下它们为100气体或挥发性液体。
-40
-60 它们的熔点、沸点都按元素在周50期表中所处的族和
-80 周期呈周期性的变化。
0
-100
-50
-120 -140 -160
-100 -150
-180 -200
AH4 AH3 H2A HA
-200
ÖÜ ÆÚ £¨´Ó µÚ ¶þ ÖÜ ÆÚ ÖÁ µÚ Áù ÖÜ ÆÚ £©
O
H
O
HO PO O
H 3-
O
H O O SO O H
2O
H O O Cl O O
O
Si O OO
P O
OO
S O
OO
S O
OO
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，价电子对为四面体分布，元素的配位数为4。
第5周期的元素，其中心原子R的半径比较大，5d轨道
成键的倾向又较强，它们能以激发态的sp3d2杂化轨道
在周期表的右侧，斜线将所有化学元素分为
金属和非金属两个部分。将元素分为这两大 类的主要根据是元素的单质的性质。
IA
1
1H
氢
2
准金属
IIIA IVA VA 5 B 6 C 7N
硼碳氮
非金属
2 He
VIA VIIA 氦
8 O 9 F 10 Ne
氧氟氖
IA
1
1H
氢
IIA
2 He
IIIA IVA VA VIA VIIA 氦
氢化物的极性强弱变化非常规律。
分子 偶极矩m/D 分子 偶极矩m/D
HF
1.92
H2O
1.85
HCl
1.08
H2S
1.10
HBr
0.78
NH3
1.48
HI
0.38
CH4
0
熔点/摄氏度
з ãµ / ãÉ ÏÊ È¶
0 主非族金元素属氢元化素物都熔点能对形比成具有最高氧150化Ö÷态×å 的Ôª ËØ共Çâ 价»¯ Îï型·Ð µã的¶Ô 简±È
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
形成八面体结构，配位数为6，也可以为4。所以碘有
配位数为6的高碘酸H5IO6，还有配位数为4的偏高碘酸
HIO4。碲酸的组成式为H6TeO6。
H
由此可以看出：
H
O
O
H O
（l）同一周期元素的含氧酸的结构相似。
H
O
Te
O
分子中的非羟其氧原子数随中心原子的半径
O
H
的减小而增加； （2）同族元素的含氧酸随着中心原子半
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
AH4
AH3
H2A
HA
18.2.1 热稳定性
分子型氢化物的热稳定性，在同一周期中，从 左到右逐渐增强；
在同一族中，自上而下逐渐减小； 变化规律与非金属元素电负性的变化规律是一
致的。在同一族中，分子型氢化物的热稳定性 还与键能自上而下越来越弱有关。
18.2.2 还原性
还 原
CH4
性
SiH4
Chapter 18 非金属元素小结
18.1 非金属单质的结构和性质 18.2 分子型氢化物 18.3 含氧酸 18.4 非金属含氧酸盐的某些性质 18.5 P区元素的次级周期性
18.1 非金属单质的结构和性质
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。
18.3.2 含氧酸及其酸根的结构
非金属元素的含氧酸的酸根属于多原子的阴离子; 中心成键原子与氧原子之间有σ键和π键, π键类型
因中心原子的电子构型不同而异;
第2周期的成酸元素没有d轨道，中心原子用sp2杂化轨 道分别与3个氧原子形成健。这些键被由中心原子R 的一个空2p轨道和氧原子形成的离域键。RO3n-离子 都是46大键，为平面三角形(NO3-、CO32-)。
若O-H键弱时就进行酸式离解。
R-O与O-H键的相对强弱又决定于“离子势”——
阳离子的极化能力。由卡特雷奇(Cart-ledge,G.H)
提出的离子势的表示式：
阳离子电荷
阳离子半经
Z r
(r - - - nm)
判别式
10, ROH显酸性 7 10, ROH显两性
7, ROH显碱性
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 当10>1/2>7时R(OH)n显两性 Na+:Z=1 r=0.097nm =10 当1/2<7时R(OH)n显碱性
Cl2+2HI=I2+2HCl
18.2.3 水溶液酸碱性和无氧酸的强度
无氧酸的强度取决于下列平衡：
HA+H2OH3O++A常用Ka或pKa的大小来衡量其酸碱性。 可以用rG=-2.303RTlgKa来计算出Ka的值， 也可以用热力学循环来推算。
分子型氢化物中在水溶液中的pKa值（298K）
斜线附近的元素如B、Si、Ge、As、Sb、Se、
4 5
31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
镓锗砷硒 溴氪
49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
铟锡锑碲碘氙
Te和Po等为准金属，它们既有金属的性质又有 非金属的性质。
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
3
13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar
酸
CH4～58
NH3 39 H2O 16 HF 3
性 增 强
SiH4～35 GeH4 25
PH3 27 H2S 7 HCl –7 AsH3～19 H2Se 4 HBr –9
↓
(SnH4)～20
SbH3～15 H2Te 3 HI -10
酸性增强→
18.3 含氧酸
18.3.1最高氧化态氢氧化物的酸碱性
如果不算准金属(B、Si、As、Se、Te)，则
6
81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
铊 铅铋 钋砹氡
非金属只有17种所以在金属与非金属之间没有 截然的界线。
7
114
116
118
金属
18.1.1 非金属单质的结构和物理性质
自学要求： 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？第3、4 周期的S、Se、P、As等则易形成单键？ 3、非金属单质按其结构和性质大致可分为哪三类？ 4、掌握单质Cl2、S、P、Si和B与NaOH反应的方程 式。
18.1.2 非金属单质的化学反应
1、 活泼的非金属（F2 、Cl2 、Br2 、O2 、P、S）与金属元素形成 卤化物、氧化物、硫化物、氢化物或含氧酸盐等；
2、非金属元素彼此之间也能形成卤化物、氧化物、无氧酸、含氧酸 等；
3、大部分非金属单质不与水反应，卤素仅部分地与水反应，碳在赤 热条件下才与水蒸气反应；
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
H
O来自百度文库
B
OO
H
H
O
3-
O
C
OO
H
H
O
2-
O HO N
O -
O
B
O
O
C
O
O
N
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。
H
O
H O Si O H
O
H 4-
4、非金属一般不与非氧化性稀酸反应，硼、碳、磷、硫、碘、砷等 被浓HNO3 、浓H2SO4 及王水氧化，硅在含氧酸中被钝化，只能在 有氧化剂存在的条件下与氢氟酸反应。
5、除碳、氮、氧外，非金属单质可和碱溶液反应，对于有变价的非 金属元素主要发生歧化反应：
Cl2 + 2NaOH ===NaClO + NaCl + H2O 3I2 + 6NaOH ===5NaI + NaIO3 + 3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O ===3NaH2PO2 + PH3
H H6TeO6
径的递增，分子中的羟基数增加，而非羟基
氧原子数减少。
18.3.3 含氧酸的强度
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。
脱 水 后 的 氢 氧 化 物不 脱 水 H2CO3 HNO3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
或不脱水
最高氧化态氢氧化物的酸碱性
在化合物R(OH)n中，可以有两种离解方式： R(OH)n→R(OH)n-1+OH- 碱式离解 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，就进行碱式电离，
非金属元素氧化物的水合物为含有一个或多个OH基团的氢氧化物。
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
荷数及半径第大2小、。3周 期 非 金 属 元 素 的 氢 氧 化 物
通常R+n的电荷高第，半2周径期大的时元，素结合的OH基团第数3周目期多的。当元R素+n的电
非 金荷半属高径元且太素半小R径(+0n小.0时27，nBm+例)3，如容Cl纳C++7不4应了能这结N许+合5 多七O个SHi，O+H4势基必团P脱，+5水但，是S直由+ 6到于C它lC+的l7+周7
增 强
GeH4
↓
(SnH4)
NH3 PH3 AsH3 SbH3
H2O H2S H2Se H2Te
HF HCl HBr HI
←还原性增强
还原性大小规律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。 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：
2
3 Li
锂
4 Be
铍
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
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
硅、硼则从碱中置换出氢气：
Si + 2NaOH + H2O===Na2SiO3 + 2H2↑ 3B + 2NaOH + 2H2O ===NaBO2 + 3H ↑
18.2 分子型氢化物
非金属元素都能形成具有最高氧化态的共价型的 简单氢化物，在通常情况下它们为气体或挥发性 液体。
它们的熔点、沸点都按元素在周期表中所处的族 和周期呈周期性的变化。
r围Rn+保/ rO留H 的- 异电荷0离.1子5 或基0.团11数目0，.0既8 能0满.3足0 Cl+07的.25氧化0态.2又1 能0满.19
配足位它数的配位数。 3
22
4
433
是 高 氧处化于态同的一氢周氧期的B(元OH素)3，C其(O配H)位4 N数(O大H致)5 相Si(同OH。)4 P(OH)5 S(OH)6 Cl(OH)7 化物 R(OH)n
-20 单氢化物，在通常情况下它们为100气体或挥发性液体。
-40
-60 它们的熔点、沸点都按元素在周50期表中所处的族和
-80 周期呈周期性的变化。
0
-100
-50
-120 -140 -160
-100 -150
-180 -200
AH4 AH3 H2A HA
-200
ÖÜ ÆÚ £¨´Ó µÚ ¶þ ÖÜ ÆÚ ÖÁ µÚ Áù ÖÜ ÆÚ £©
O
H
O
HO PO O
H 3-
O
H O O SO O H
2O
H O O Cl O O
O
Si O OO
P O
OO
S O
OO
S O
OO
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，价电子对为四面体分布，元素的配位数为4。
第5周期的元素，其中心原子R的半径比较大，5d轨道
成键的倾向又较强，它们能以激发态的sp3d2杂化轨道
在周期表的右侧，斜线将所有化学元素分为
金属和非金属两个部分。将元素分为这两大 类的主要根据是元素的单质的性质。
IA
1
1H
氢
2
准金属
IIIA IVA VA 5 B 6 C 7N
硼碳氮
非金属
2 He
VIA VIIA 氦
8 O 9 F 10 Ne
氧氟氖
IA
1
1H
氢
IIA
2 He
IIIA IVA VA VIA VIIA 氦
氢化物的极性强弱变化非常规律。
分子 偶极矩m/D 分子 偶极矩m/D
HF
1.92
H2O
1.85
HCl
1.08
H2S
1.10
HBr
0.78
NH3
1.48
HI
0.38
CH4
0
熔点/摄氏度
з ãµ / ãÉ ÏÊ È¶
0 主非族金元素属氢元化素物都熔点能对形比成具有最高氧150化Ö÷态×å 的Ôª ËØ共Çâ 价»¯ Îï型·Ð µã的¶Ô 简±È
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
形成八面体结构，配位数为6，也可以为4。所以碘有
配位数为6的高碘酸H5IO6，还有配位数为4的偏高碘酸
HIO4。碲酸的组成式为H6TeO6。
H
由此可以看出：
H
O
O
H O
（l）同一周期元素的含氧酸的结构相似。
H
O
Te
O
分子中的非羟其氧原子数随中心原子的半径
O
H
的减小而增加； （2）同族元素的含氧酸随着中心原子半
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
AH4
AH3
H2A
HA
18.2.1 热稳定性
分子型氢化物的热稳定性，在同一周期中，从 左到右逐渐增强；
在同一族中，自上而下逐渐减小； 变化规律与非金属元素电负性的变化规律是一
致的。在同一族中，分子型氢化物的热稳定性 还与键能自上而下越来越弱有关。
18.2.2 还原性
还 原
CH4
性
SiH4
Chapter 18 非金属元素小结
18.1 非金属单质的结构和性质 18.2 分子型氢化物 18.3 含氧酸 18.4 非金属含氧酸盐的某些性质 18.5 P区元素的次级周期性
18.1 非金属单质的结构和性质
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。
18.3.2 含氧酸及其酸根的结构
非金属元素的含氧酸的酸根属于多原子的阴离子; 中心成键原子与氧原子之间有σ键和π键, π键类型
因中心原子的电子构型不同而异;
第2周期的成酸元素没有d轨道，中心原子用sp2杂化轨 道分别与3个氧原子形成健。这些键被由中心原子R 的一个空2p轨道和氧原子形成的离域键。RO3n-离子 都是46大键，为平面三角形(NO3-、CO32-)。
若O-H键弱时就进行酸式离解。
R-O与O-H键的相对强弱又决定于“离子势”——
阳离子的极化能力。由卡特雷奇(Cart-ledge,G.H)
提出的离子势的表示式：
阳离子电荷
阳离子半经
Z r
(r - - - nm)
判别式
10, ROH显酸性 7 10, ROH显两性
7, ROH显碱性
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 当10>1/2>7时R(OH)n显两性 Na+:Z=1 r=0.097nm =10 当1/2<7时R(OH)n显碱性
Cl2+2HI=I2+2HCl
18.2.3 水溶液酸碱性和无氧酸的强度
无氧酸的强度取决于下列平衡：
HA+H2OH3O++A常用Ka或pKa的大小来衡量其酸碱性。 可以用rG=-2.303RTlgKa来计算出Ka的值， 也可以用热力学循环来推算。
分子型氢化物中在水溶液中的pKa值（298K）