第十五章-非金属元素小结讲解.ppt

第十五章非金属元素小结 本章就非金属元素的单质 氢化物 含氧酸及含氧酸盐的主要性质及性质变化规律作一小结 以帮助大家更好地掌握所学知识 第一节非金属单质的结构和性质 一 非金属单质的结构 二 非金属单质的物理性质 绝大多数非金属单质不是分子晶体就是原子晶体 应从结构上来了解其物理性质 稀有气体以单原子分子存在 分子之间靠微弱的范德华力结合 因此其熔点 沸点都很低 常温下都是无色无味的气体 在水中的溶解性也很小 卤素单质以双原子分子存在 分子间以范德华力结合形成分子晶体 常温下氟 氯为气体 溴为液体 碘为固体 在水中的溶解性不大 但溴 碘易溶于许多有机溶剂中 碘还易溶于碘化物溶液中 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 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 1 非金属单质与碱金属和氢等发生反应时表现出氧化性 H2 F2 2HFN2 3H2 2NH32Na Cl2 2NaCl 2 非金属之间发生反应时电负性大的为氧化剂 P4 10Cl2 4PCl5Si O2 SiO2P4 5O2 P4O10N2 2O2 2NO2 3 非金属单质可被硝酸等氧化剂氧化 表现出还原性 S 2HNO3 H2SO4 2NO 3P 5HNO3 2H2O 3H3PO4 5NO 3Si 4HNO3 18HF 3H2SiF6 4NO 8H2OB HNO3 H2O H3BO3 NO 4 一些非金属单质 Cl2 Br2 I2 P S 等 在碱性介质中发生歧化反应 Cl2 2NaOH NaCIO NaCl H2O3Cl2 6NaOH NaClO3 5NaCl 3H2OP4 3NaOH 3H2O PH3 3NaH2PO23S 6NaOH 2Na2S Na2SO3 3H2O 5 硼 硅 铝 砷能与强碱作用放出氢气 Si 2NaOH H2O Na2SiO3 2H2 2B 6NaOH 2Na3BO3 3H2 2As 6NaOH 2Na3ASO3 3H2 2Al 2NaOH 2H2O 2NaAlO2 3H2 第二节分子型氢化物 一 偶极矩 二 氢化物的熔 沸点 非金属都有以共价键结合而形成的分子型氢化物 在通常情况下为气体或挥发性液体 同一族中 氢化物的沸点从上到下递增 但因第二周期的NH3 H2O HF分子间形成氢键 导致其熔 沸点较高 三 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 四 还原性 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 1 与O2的反应 4NH3 5O2 4NO 6H2O2PH3 4O2 P2O5 3H2O2AsH3 3O2 As2O3 3H2O2H2S 3O2 2SO2 2H2O4HBr O2 2Br2 2H2O4HI 2O2 2I2 2H2O 2 与Cl2作用 8NH3 3Cl2 6NH4Cl N2PH3 4Cl2 PCl5 3HClH2S Cl2 2HCl S2HI Cl2 2HCl I2 3 与金属离子的作用 2AsH3 12AgNO3 3H2O As2O3 12Ag 12HNO3H2S 2FeCI3 S 2FeCI2 2HCI2HI 2FeCI3 I2 2FeCI2 2HCI 4 与含氧酸盐的作用 2KMnO4 5H2S 6HCI 2MnCI2 5S 8H2O 2KCIK2Cr2O7 14HCl 3Cl2 2CrCI3 2KCI 7H2OKClO3 6HI 3I2 KCl 3H2O 五 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 第三节含氧酸及含氧酸盐 一 含氧酸及其酸根的结构1 第二周期的含氧酸及酸根第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 2 第三 四周期的含氧酸及酸根 第三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 第四周期元素与第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 3 第五周期元素的含氧酸 由于第五周期的元素中心原子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 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 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 在同一主族中 元素的最高氧化态含氧酸的氧化性 多数随原子序数增加呈锯齿形升高 同一元素的不同氧化态的含氧酸的氧化性随氧化数升高而降低 四 含氧酸盐的热稳定性 含氧酸盐在加热时大都会发生分解 但分解的难易和分解产物随盐的种类不同而有较大的差别 可大致将其分为三类 氧化还原分解非氧化还原分解缩合反应 1 氧化还原分解 具有一定氧化性的含氧酸盐均不稳定 易受热分解 发生氧化还原反应 如硝酸盐 卤酸盐 亚硫酸盐等 这些盐反应时又有两种分解类型一种是中心原子的歧化反应4KClO3 KCl 3KClO4Na2SO3 Na2S 3Na2SO4另一类是中心原子与氧原子之间的氧化还原反应2NaNO3 2NaNO2 O22KClO3 2KCl 3O2 2 非氧化还原分解 碳酸盐和硫酸盐比硝酸盐 卤酸盐等稳定 但加热到一定温度也会发生分解 生成对应的酸性氧化物和碱性氧化物 CaCO3 CaO CO2CuSO4 CuO SO3 3 缩合反应 硅酸盐和磷酸盐比