第18章-非金属元素小结

第十八章非金属元素总结，本章的教学要求，1 .根据元素在周期表中的位置和原子结构特征，理解和掌握非金属单质及其化合物的结构、性质和变化规律。 2 .加强非金属元素知识，为学习金属部分提供规律。 3、培养积极思维、总结、分析和解决问题能力。 在本章中， 18.1非金属单体的结构和性质18.2分子型氢化物18.3氧酸18.4非金属氧酸盐的某些性质对18.5P区元素的二次周期性进行说明36rj50 in 51 sn52 s b52 te53 I 54be 81 tl82 pb83 bi84 po85 at86rn、非金属右上(22 )、金属左下(87 )、18.1单体的结构和性质、化学元素的分类、1、非金属元素的特征、价电子配置、非金属、金属、ns1-2(H、He)ns2np1-6、 ns1-2ns2np1-4、价电子：37 (得到电子)16(失去电子)、键型、共价键、离子键、2、分子组成和晶体结构共价键数：8-n规则(n表示非金属元素的族数)、8-8=0稀有气体(1)小分子：分子晶体、熔融8-7=1X2、H2沸点低，为通常气体. 8-6=2O2S8Se8(2)多原子分子：分子晶体、8-5=3N2P4、As4、Sb4容易挥发、熔点也不高8-4=4C、Si(3)大分子：原子晶体、熔点高、难以挥发； 石墨这样的过渡晶体，结合型很复杂。、3、化学性质、非金属与金属元素的差异也反映在生成化合物的性质上，金属通常形成阳离子，非金属容易形成单原子或多原子阴离子。 单体间的化合反应、氧化物、氢化物、卤化物、硫化物、硼化物、氮化物等的生成反应。 与氧化性酸反应的氧化物或氧气：与强碱的反应、浓度HNO3B、c、p、s、I2 (或浓度H2SO4)、NO2 (SO2 )、H3BO3CO2H3PO4H2SO4HIO3、NaOH、NaCaCNAlo、Cl2、na2na2na2so3、NaOH Na2SiO3 NaBO2 H2、S、p、Si、b、c、N2、O2、F2中没有这种反应，O2、F2、Cl2等在通常反应中作为氧化剂发挥作用，c、H2是常用的高温还原剂。18.2分子型氢化物、B2H6CH4NH3H2OHF、SiH4c h3h2shclgeh4as h3sehbrsnh4sb h3h2tehi (Pb h4) (BIH3)、(1)热稳定性增强(2)还原性增强(3)酸性增强、3酸性增强2还原性增强1热稳定性增强， 这些氢化物熔点低易挥发，但第二周期的NH3、H2O、HF沸点异常高，这是因为分子间存在氢键，分子缔合作用特别强，研究了氢化物热稳定性、还原性、酸碱性变化的原因。 1、从热稳定性两方面都可以理解的2、还原性、氢化物与氧、卤素、高价金属离子与氧酸盐的作用、1、结合元素的电负性差x越大，形成的氢化物越稳定。 稳定性： AsH3(x=0.02)10 (碱性)(酸性)，离子化的方式依赖于阳离子的极化能力，极化能力与阳离子的电荷和半径有关.卡蒂奇将两者结合，提出了离子电势的概念. (1)卡蒂奇规则， (2)氧酸及其酸根结构的特征P614观察表18-7中常见的氧酸和酸根的结构规律：第二周期：平面三角形结构第三、四面体结构第五、六周期：八面体结构，1 )除了键以外，还形成键(离域键)。 2 )同一周期元素的氧和其酸根为等电子体，结构相似的分子中的非羟基氧随中心原子半径的减少而增加。 3 )同族元素的氧，随着中心原子半径的增加，分子中的羟基氧增加，非羟基氧减少(r半径大，d键能力增强，激发态的sp3d2的混合物形成八面体结构，配位数为6，例如H5IO6、H6TeO6)。2、氧酸强度、轮询、徐光宪等提出的经验规则，(1)多元氧酸的阶段电离常数之比为10-5:K1:K2:K3=1:10-5:10-10或pK1:pK2:pK3=1:5:10、k1k2k3h2so 41031.010-2 h3po 47.00 (2)含氧酸HnROm(ROm-n(OH)n与非含氧原子数N(m-n )的关系为：K1105N-7或pK17-5N， NK1pK1强度例0-7-7弱酸H3BO3HClO110-22中强酸H3PO4H2SO32103-3强酸H2SO4HNO33108-8生成强酸HClO4， (3)影响氧酸的因子：1 )氧酸ROH分子中，r的电负性大，氧化状态高，原子半径和配位数小时，o-h键中的氧原子对外侧电子的吸引力强，氧原子的电子密度减少，o-h基容易释放质子时，ROH的酸性强；2 )氧酸HnROm分子中1、溶解性、易溶盐：钠、钾、铵盐； 酸性盐； 硝酸盐； 氯酸盐； 大部分硫酸盐。 难溶性盐：碳酸盐； 磷酸盐； 硅酸盐。盐溶解的热力学分析、MX(s)M (aq) X-(aq )、sH0(溶解焓)、M (g) X-(g )、u (晶格能)、hH0(水合焓)、SG0=sh0- tss0=(uhh0) (ls0-hs0)晶格能0、水合热硫酸盐硝酸盐硅酸10分解温度(k )、正盐酸盐酸、Na2CO3NaHCO3H2CO3、约2073623室温以下、4 )同一酸根不同金属离子的盐：碱金属盐碱土类金属盐过渡金属盐铵盐、分解温度(k )、K2CO3CaCO3ZnCO3(NH4)2CO3、不熔融分解10 例如，NO3-、CO32-容易以平面三角形分解，SO42-、SiO42-、PO43-以正四面体稳定. b )阳离子的分极(电荷、半径、离子配置)越强越容易分解。 热力学上说，gt0=ht0-tst0值越是正，盐越稳定。 HT0、ST0不会随温度变化，因此在H2980、S2980代求出t旋转。 从t转移判断。 另外，由于盐的分解熵ST0的变化很小，因此GT0主要确定分解焓HT0。 含氧酸盐的分解反应方程式是mmron1=Ron MMOht0=hf0 (MMO )hf0 (Ron )hf0 (Mme on1)ht0越负越容易分解(不稳定)、4、氧化还原性、p区元素结构上的重要特征之一是价电子多，容易得到电子、规律、1 )同周期的氧氧化性从左向右增加。 例如，HClO4H2SO4H3PO4H4SiO42 )同族元素从上到下，高氧化态氧氧化性多呈锯齿状上升。 例如，HBrO3HClO33 )同一元素的不同氧化状态的氧酸，低氧化数的氧化性强。 例如，HClOHClO2HClO3HClO4，影响因素，1 )中心原子结合电子能力，电负性大，原子半径小，价格高的中心原子获得电子的能力强，酸的氧化性强，因此同一周期元素从左向右，电负性大，原子半径小，这些高氧化状态的氧酸的氧化性2 )分子稳定性：分子越不稳定，氧化性越强。 r-o键越弱，键数越少，键越容易断裂，中心原子r越容易获得电子，酸的氧化性越强。 HClO、HClO2、HClO3、HClO4系列的酸分子由于在ClO原子之间形成d-p键，其键的强度依次增强，键长变短，键数增多，因此HClO4分子稳定，氧化性弱。 第6周期元素最高氧化态的氧分子不稳定(6s2电子惰性效应)，其氧化性比第5周期元素强得多。 3 )媒体的酸性越强，氧酸的氧化性越强。 浓酸比稀酸强，低氧化态酸比高氧化态酸强。 例如HNO2HNO3、H2SO3H2SO4。1、第二周期非金属元素的特殊性，1)N、o、f的含氢化合物易形成氢键，极性强的强弱比较： f-h.fo-h.on-h.n2)最大配位数为4； (半径小，没有2d轨道)3)有自键能力，碳最