非金属元素小结0515

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1、18章非金属元素小结教学目的：通过学习使同学们进一步巩固非金属元素的单质、无氧酸、含氧酸以及含氧酸盐的主要性质和相关的结构。教学重点：非金属元素的单质、无氧酸、含氧酸以及含氧酸盐的递变规律教学难点：溶解度的热力学分析教学时数：2学时教学内容：第一节非金属元素的结构和性质第二节分子型氢化物第三节含氧酸第四节非金属含氧酸的某些性质第五节p区元素的次级周期性教学方法：讨论法18.1非金属单质的结构和性质本节要求（自学）：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

2、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。18.1.1非金属单质的结构和物理性质18.1.2非金属单质的化学反应18.2分子型氢化物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。这个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。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

3、的金属离子以及一些含氧酸盐等氧化剂作用。例如：Cl2+2HI=I2+2HCl18.2.2还原性还原性增强↓CH4NH3H2OHFSiH4PH3H2SHClGeH4AsH3H2SeHBr(SnH4)SbH3H2TeHI←还原性增强水溶液酸碱性无氧酸的强度取决于下列平衡：HA+H2OH3O++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推算，请同学们自己看书。分子型氢化物中在水溶液中的pKa值（298K）酸性增强↓CH4～58NH339H2O　16HF　3SiH4～35PH327H2S　7HCl–7GeH425As

4、H3～19H2Se4HBr–9(SnH4)～20SbH3～15H2Te　3HI-10酸性增强→18.2.3水溶液酸碱性和无氧酸的的强度18.3.1最高氧化态的氢氧化物的酸碱性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。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。通常R+n的电荷高，半径大时，结合的OH基团数目多。当R+n的电荷高且半径小时，例如Cl+7应能结合七个OH基团，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。处

5、于同一周期的元素，其配位数大致相同。18.3含氧酸18.3.2含氧酸及其酸根(含氧酸阴离子)的结构第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-)。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。羟基氧非羟基氧第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

6、为4。至于第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。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。18.3.3含氧酸的强度可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的强度。酸电离的难易程度取决于元素R吸引羟基氧原子的电子的能力。如果R的电负性大,R周围的非羟

7、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键的极性增强,有利于质子H+的转移,所以酸的酸性强。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鲍林(Pauling,L.)归纳出：(1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，即Kl:K2:K3…≈1:10-5:10-10…,或pKa的差值为5。例如:H2SO3的K1=1.2×10-2,K2＝1×