第十八章 非金属元素小结.

1、何晓燕何晓燕 l 教学要求教学要求 l1 1理解并掌握非金属元素的单质、无氧酸、理解并掌握非金属元素的单质、无氧酸、 含氧酸和含氧酸盐的主要性质变化规律含氧酸和含氧酸盐的主要性质变化规律 l2 2了解了解p p 区元素的次级周期性。区元素的次级周期性。 l 教学重点教学重点 l1 1分子型氢化物的热稳定性、还原性及水分子型氢化物的热稳定性、还原性及水 溶液的酸碱性的递变规律及其解释。溶液的酸碱性的递变规律及其解释。 l2 2含氧酸盐的溶解性、水解性、热稳定性、含氧酸盐的溶解性、水解性、热稳定性、 氧化还原性及酸性递变规律及其解释。氧化还原性及酸性递变规律及其解释。 教学难点教学难点 非金属元素

2、的无氧酸、含氧酸和含氧酸盐的非金属元素的无氧酸、含氧酸和含氧酸盐的 性质递变规律的原因性质递变规律的原因 主要内容主要内容 1.1.非金属单质的结构和性质。非金属单质的结构和性质。 2.2.分子型氢化物的热稳定性、还原性及水溶液的分子型氢化物的热稳定性、还原性及水溶液的 酸碱性。酸碱性。 3.3.非金属最高氧化态氢氧化物的酸碱性及其强度。非金属最高氧化态氢氧化物的酸碱性及其强度。 4.4.非金属含氧酸盐的溶解性、水解性、热稳定性、非金属含氧酸盐的溶解性、水解性、热稳定性、 氧化还原性氧化还原性 5.p 5.p 区元素的次级周期性。区元素的次级周期性。 l非金属占非金属占2222种种( (金属约

3、为金属约为9090种，非金属种，非金属2222种种) )。无机物。无机物 大都同非金属有关，如酸和盐。无机酸分为无氧酸和大都同非金属有关，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。在周期表的右侧，斜线将所有化学元素分的水合物。在周期表的右侧，斜线将所有化学元素分 为金属和非金属为金属和非金属( (有有B B、SiSi、AsAs、SeSe、TeTe五种准金属五种准金属) ) 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。单质的性质。 l金属一般电

4、离势低、有光泽、易导电和导热、有金属一般电离势低、有光泽、易导电和导热、有 可塑性；非金属一般电离势高、一般其晶体不导电、可塑性；非金属一般电离势高、一般其晶体不导电、 不反射光、也不容易变形。斜线附近的元素如不反射光、也不容易变形。斜线附近的元素如B B、SiSi、 GeGe、AsAs、SbSb、SeSe、TeTe和和PoPo等为准金属，它们既有金属等为准金属，它们既有金属 的性质又有非金属的性质。的性质又有非金属的性质。 l如果不算准金属，则非金属只有如果不算准金属，则非金属只有1717种种. . 所以在金所以在金 属与非金属之间没有截然的界线属与非金属之间没有截然的界线 18-1 非金属

5、单质的结构和性质非金属单质的结构和性质 1 2 3 4 5 6 7 氢 IA H1 114116118 铟 铊 锡 铅 锑 铋 碲 钋砹氡 氙 碘 氦 硼碳氮氧氟氖 铝 硅磷硫氯氩 镓锗砷硒溴 氪 InSnSbTeI Xe Tl PbBiPoAtRn IIIAIVAVAVIAVIIA He BCNOFNe AlSiPClSAr GaGe AsSeBrKr 2 5 6 78 9 10 13 1415161718 31 32 33343536 4950 51 52 5354 818283 84 8586 准金属准金属非金属非金属 金属金属 1 1、非金属元素的特征、非金属元素的特征 价电子构型 非

6、金属 金 属 ns1-2(H , He) ns2np1-6 ns1-2 ns2np1-4 价电子: 37(得电子) 16(失电子) 键 型 共价键离子键 18-1-1 非金属单质的结构和物理性质非金属单质的结构和物理性质 2 2、分子的组成和晶体结构、分子的组成和晶体结构 8N规则规则 8-8=0 希有气体希有气体 (1) 小分子：分子晶体，熔小分子：分子晶体，熔 8-7=1 X2 、H2 沸点低，通常是气体。沸点低，通常是气体。 8-6=2 O2 S8 Se8 (2) 多原子分子：分子晶体，多原子分子：分子晶体， 8-5=3 N2 P4、As4、Sb4 易挥发，熔沸点也不高易挥发，熔沸点也不

7、高 8-4=4 C、Si (3) 大分子：原子晶体，熔沸大分子：原子晶体，熔沸 点高，且不易挥发；过渡点高，且不易挥发；过渡 晶体如石墨，键型复杂晶体如石墨，键型复杂。 非金属单质的结构多数为分子晶体，少数为原子晶非金属单质的结构多数为分子晶体，少数为原子晶 体和层状晶体，分子中的原子大都是以二中心二电子体和层状晶体，分子中的原子大都是以二中心二电子 共价键相结合的。可以分为三类：共价键相结合的。可以分为三类： 第一类为小分子组成的单质第一类为小分子组成的单质，如稀有气体和卤素，熔，如稀有气体和卤素，熔 点沸点较低。点沸点较低。 第二类为多原子分子组成的单质第二类为多原子分子组成的单质，通常为

8、固体，容沸，通常为固体，容沸 点也不高，但比第一类高。点也不高，但比第一类高。 第三类为大分子单质第三类为大分子单质，如金刚石，晶态硅和单质硼，如金刚石，晶态硅和单质硼， 熔点，沸点极高，难挥发。熔点，沸点极高，难挥发。 白磷的结构 红磷的结构 黑磷的结构 硼的结构 18-1-2 非金属单质的化学反应非金属单质的化学反应 活泼的非金属容易与金属元素形成卤化物、氧活泼的非金属容易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等。非金属化物、硫化物、氢化物或含氧酸盐等等。非金属 元素彼此之间也可以形成卤化物、氧化物、氮化元素彼此之间也可以形成卤化物、氧化物、氮化 物、无氧酸和含氧酸等。

9、绝大部分非金属氧化物物、无氧酸和含氧酸等。绝大部分非金属氧化物 显酸性，能与强碱作用。准金属的氧化物既与强显酸性，能与强碱作用。准金属的氧化物既与强 酸又与强碱作用而显两性。大部分非金属单质不酸又与强碱作用而显两性。大部分非金属单质不 与水作用，卤素仅部分地与水反应，碳、磷、硫、与水作用，卤素仅部分地与水反应，碳、磷、硫、 碘等被浓硝或浓硫酸所氧化。有不少非金属单质碘等被浓硝或浓硫酸所氧化。有不少非金属单质 在碱性水溶液中发生歧化反应，或者与强碱反应，在碱性水溶液中发生歧化反应，或者与强碱反应， 但非歧化反应。但非歧化反应。 18-2 分子型氢化物分子型氢化物 18-2-1 稳定性稳定性 稳定

10、性与组成氢化物的非金属元素的电负性稳定性与组成氢化物的非金属元素的电负性(A) 有关。非金属与氢的电负性相差越远，所生成的氢化有关。非金属与氢的电负性相差越远，所生成的氢化 物越稳定；反之，不稳定。物越稳定；反之，不稳定。AsH3很不稳定，它不能很不稳定，它不能 由由As与与H2直接合成而直接合成而HF很稳定，加热至高温也不会很稳定，加热至高温也不会 分解。分解。 分子型氢化物的标准生成自由能分子型氢化物的标准生成自由能fG0或标准生成或标准生成 焓焓fH0越负，氢化物越稳定。越负，氢化物越稳定。 在同一周期中，从左到右逐渐增加，在同一族中，在同一周期中，从左到右逐渐增加，在同一族中， 自上而

11、下地减小。这个变化规律与非金属元素电负性自上而下地减小。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 热稳定性与键强自上而下越来越弱有关。热稳定性与键强自上而下越来越弱有关。 18-2-2 还原性还原性 （1）与）与O2的反应的反应 4NH3+5O2=4NO+6H2O （2）与）与Cl2的反应的反应 H2S+Cl22HCl+S 2HBr+C122HCI+Br （3） 与高价态金属离子与高价态金属离子M+ 的反应的反应 2AsH3+12Ag+3H2OAs2O3+12Ag+12H+ H2S+2Fe3+S+2Fe2+ 2

12、H+ （4） 与氧化性含氧酸盐的反应与氧化性含氧酸盐的反应 5H2S+2MnO4-+6H+2Mn2+5S+8H2O 18-2-3 水溶液的酸碱性和无氧酸的强度水溶液的酸碱性和无氧酸的强度 影响氢化物在水中的酸碱性，主要因素有两个：影响氢化物在水中的酸碱性，主要因素有两个： HA的键能和非全属元素的键能和非全属元素A的电负性。的电负性。 HF HCl HBr HI 键能键能(kJ/mol) 565 427 362 295 氢卤酸的强度氢卤酸的强度 HFHCIHBrHI 氧族元素的氢化物氧族元素的氢化物H2S、H2Se及及H2Te在水中均为弱在水中均为弱 酸，不难判断它们的酸强度是：酸，不难判断它

13、们的酸强度是： H2SH2SeH2Te 在氮族元素的氢化物在氮族元素的氢化物NH3、PH3、AsH3接受质子接受质子 的能力极强，的能力极强，PH3次之，其它的极弱碱性依次减弱。次之，其它的极弱碱性依次减弱。 质子自递反应质子自递反应 HA+ HA =H2A+A- K(HA) H2O+H2O=H3O+OH- K(H2O) 建立质子传递反应平衡建立质子传递反应平衡 HA + H2O = H3O+ A- K(HA) K (H2O) , HA为酸为酸 ； K(HA) K (H2O) , HA为碱为碱 在水溶液体系中，水的在水溶液体系中，水的pKa=15.74, pKa15.74的溶质为碱。的溶质为碱

14、。 NH3 H2O HF PH3 H2S HCl AH3 H2Se HBr HI pK 39 15.74 3.15 27 6.89 -6.3 23 3.7 -8.7 -9.3 18-3-1 最高氧化态的氢氧化物的酸碱性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非金属元素氧化物的水合物为含有一个或多个OH基基 团的氢氧化物。作为这类化合物的团的氢氧化物。作为这类化合物的中心原子中心原子R,它周围它周围 能结合多少个能结合多少个OH,取决于取决于R+n的电荷数及半径大小的电荷数及半径大小。 通常通常R+n的电荷高，半径大时，结合的的电荷高，半径大时，结合的OH基团数目基

15、团数目 多。当多。当R+n的电荷高且半径小时，例如的电荷高且半径小时，例如Cl+7应能结合七应能结合七 个个OH基团，但是由于它的半径太小基团，但是由于它的半径太小(0.027nm)，容纳，容纳 不了这许多不了这许多OH，势必脱水，直到，势必脱水，直到Cl+7周围保留的异电周围保留的异电 荷离子或基团数目，荷离子或基团数目，既能满足既能满足Cl+7的氧化态又能满足的氧化态又能满足 它的配位数。它的配位数。处于同一周期的元素，其配位数大致相处于同一周期的元素，其配位数大致相 同。同。 lROH在水中有两种离解方式：在水中有两种离解方式： l ROHR+OH- 碱式离解碱式离解 l ROHRO-+

16、H+ 酸式离解酸式离解 l ROH按碱式还是按酸式离解，与阳离子的极化作用按碱式还是按酸式离解，与阳离子的极化作用 有关，阳离子的电荷越高、半径越小，则这有关，阳离子的电荷越高、半径越小，则这ROH离子离子 的极化作用越大。的极化作用越大。 卡特雷奇曾经把这两个因素结合在一起老卡特雷奇曾经把这两个因素结合在一起老 虑、提出虑、提出“离子势离子势”的概念，用离子势表的概念，用离子势表 示阳离子的极化能力。示阳离子的极化能力。 离于势即阳离子电荷与阳离子半径之比，离于势即阳离子电荷与阳离子半径之比， 常用符号常用符号表示表示 。 总而言之，总而言之，R+n的的值值大。大。ROH是酸；是酸； 值值小

17、，小，ROH是碱。非金属元素是碱。非金属元素值一般都值一般都 较大，所以它们的氢氧化物为含氧酸。较大，所以它们的氢氧化物为含氧酸。 卡特雷奇规则：卡特雷奇规则： 用用 值判断值判断ROH酸碱性：酸碱性： Z Zr)r) 当当 100100时，时，ROHROH显酸性显酸性 4949 100100时，时，ROHROH显两性显两性 4949时，时，ROHROH显碱性显碱性 ClO3 (OH) Cl Cl=6/0.029=207 =6/0.029=207 Al (OH)3 Al Al=3/0.051=59 =3/0.051=59 NaOH Na Na=1/0.097=10 =1/0.097=10 RO

18、H R+ + OH- 碱式电离碱式电离 ROH RO- + H+ 酸式电离酸式电离 Z ( 大，进行酸式电离大，进行酸式电离) 离子势：离子势： = r ( 小，进行碱式电离小，进行碱式电离) 10 10 （碱性）（碱性） (两性两性) (酸性酸性) 电离的方式电离的方式,取决取决 于阳离子的极化于阳离子的极化 能力能力,而极化能力而极化能力 与阳离子的电荷与阳离子的电荷 和半径有关卡特和半径有关卡特 雷奇把两者结合雷奇把两者结合 起来提出离子势起来提出离子势 概念概念. 卡特雷奇规则卡特雷奇规则 S6+: Z=+6 r=0.030nm =200 显酸性显酸性 Al3+: Z=+3 r=0.0

19、51nm =59 显两性显两性 Na+: Z=1 r=0.097nm =10 显碱性显碱性 1. 第第2周期的成酸元素没有周期的成酸元素没有d轨道，中心原子用轨道，中心原子用sp2杂杂 化轨道分别与化轨道分别与3个氧原子形成个氧原子形成 健。中心原子健。中心原子R的一个空的一个空 2p轨道和氧原子轨道和氧原子2p轨道形成离域轨道形成离域 键。键。RO3n-离子都是离子都是 46大大 键，键，为平面三角形为平面三角形(NO3-、CO32-)。 B OO O H HH B O O O 3- C OO O HH C O O O 2- NOH O O N O O O - 2. 第第3, 4 周期的成酸

20、元素原子的价电子空间分布周期的成酸元素原子的价电子空间分布 为为四面体四面体。形成的。形成的RO4n-为正四面体。在为正四面体。在SiO44-中，中，Si 原子以原子以sp3杂化轨道与杂化轨道与4个氧原子形成个氧原子形成4个个 键。氧原子键。氧原子 上的孤电子对与上的孤电子对与R形成形成d-p 键。键。 4- Si O OO O Si O O O O H H H H 3- P O O O O P O O H H OOH S O O H H OO 2- S O O O O Cl O O H OO - S O O O O 3. 第第5周期的元素，其中心原子周期的元素，其中心原子R的半径比较大，的半

21、径比较大， 5d轨道成键的倾向又较强轨道成键的倾向又较强，它们能以激发态的，它们能以激发态的sp3d2杂杂 化轨道形成化轨道形成八面体结构，配位数为八面体结构，配位数为6，也可以为，也可以为4。所所 以碘有配位数为以碘有配位数为6的高碘酸的高碘酸H5IO6，还有配位数为，还有配位数为4的的 偏高碘酸偏高碘酸HIO4。碲酸的组成式为。碲酸的组成式为H6TeO6。 由此可以看出：由此可以看出： 1) 除形成除形成键外键外,还形成还形成键键(反馈反馈键或离域键或离域键键)。 2) 同一周期元素的含氧酸及其酸根为等电子体同一周期元素的含氧酸及其酸根为等电子体(32, 50, 68, 154)，结构相似

22、；分子中非羟基氧随中心原子半，结构相似；分子中非羟基氧随中心原子半 径的减少而增加。径的减少而增加。 如：如：CO32-与与NO3-、BO33- （32e） 3) 同一族元素的含氧酸同一族元素的含氧酸,随着中心原子半径的递增随着中心原子半径的递增,分分 子中羟基氧增加子中羟基氧增加,非羟基氧减少非羟基氧减少(R半径大半径大,5d成键能力成键能力 增强增强,以激发态的以激发态的sp3d2杂化形成八面体结构杂化形成八面体结构, 配位数为配位数为 6, 如如H5IO6、H6TeO6)。 硼酸硼酸H3BO3 的结构的结构 O H B OO H H B：sp2杂化 4 3 N：sp2杂化后 O P H

23、H H O O O （1）同一周期元素的含氧酸的结构相似。分子中的）同一周期元素的含氧酸的结构相似。分子中的 非羟基氧原子数随中心原子的半径的减小而增加；非羟基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，）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。分子中的羟基数增加，而非羟基氧原子数减少。 1. R-O-H规则规则: 酸电离的难易程度取决于酸电离的难易程度取决于元素元素R吸引羟基氧原子吸引羟基氧原子 的电子的能力的电子的能力。如果。如果R的的电负性大电负性大, R周围周围的的非羟基氧原非羟基氧原 子子(配键电子

24、对偏向这种氧原子使配键电子对偏向这种氧原子使R的有效电负性增加的有效电负性增加) 数目多数目多,则则R原子吸引羟基氧原子的电子的能力强原子吸引羟基氧原子的电子的能力强,从而从而 使使O-H键的键的极性增强极性增强,有利于质子有利于质子H+的转移的转移,所以酸的酸所以酸的酸 性强。性强。 C l O O OOH 含氧酸含氧酸HnROm可写为可写为ROm-n(OH)n，分子中的非羟，分子中的非羟 基氧原子数基氧原子数Nm-n (1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，即，即 Kl:K2:K31:10-5:10-10,或或pKa的差值为的差值为5。例如。例如:

25、H2SO3的的K1=1.210-2, K2110-7。 (2)含氧酸的含氧酸的K1与非羟基氧原子数与非羟基氧原子数N有如下的关系有如下的关系 K1105N-7，即，即:pKa7-5N 如如: H2SO3的的N=1, K11051-710-2, pK12 2. 鲍林鲍林(Pauling,L.)规则规则: N=3 特强酸特强酸 ( 103) HClO4 N=2 强酸强酸 ( =10-1103) H2SO4,HNO3 N=1 中强酸中强酸 ( =10-410-2) H2SO3,HNO2 N=0 弱酸弱酸 ( 10-5) HClO, HBrO K a K a K a K a 例例1：试推测下列酸的强度

26、。：试推测下列酸的强度。(K1105N-7) HClO4 HClO3 HClO2 HClO 1053-7 1052-7 1051-7 1050-7 = 108 103 10-2 10-7 酸的强度为：酸的强度为：HClO4HClO3HClO2HClO 同一元素同一元素,酸的强度酸的强度: 高氧化态高氧化态低氧化态低氧化态 同周期同周期, 从左到右从左到右, 酸性增强酸性增强 缩和程度愈大，酸性愈强。缩和程度愈大，酸性愈强。 氢氧化物或含氧酸，可记作： (OH)mROn m：羟基氧的个数 n：非羟基氧的个数 例：HClO4 即 HOClO3 m=1，n=3 酸性的强弱取决于羟基氢的释放难易，而

27、羟基氢的释放又取决于羟基氧的电子密度。 若羟基氧的电子密度小,易释放氢,酸性强。 Pauling规则：(定性) H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 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 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： R电负性 1.90 2.19 2.58 3.16 半径 氧化值 非羟基氧 0 1 2 3 酸性 18-4 非金属含氧酸盐的某些性质非金属含氧酸盐的某些性质 18-4-1 溶解性溶解性 含氧酸盐属于离子化合物，它们的绝大部分钠盐、钾

28、含氧酸盐属于离子化合物，它们的绝大部分钠盐、钾 盐和铵盐以及酸式盐都易溶于水。其它含氧酸盐在水盐和铵盐以及酸式盐都易溶于水。其它含氧酸盐在水 中的溶解性可以归纳如下：中的溶解性可以归纳如下： (1)硝酸盐、氯酸盐硝酸盐、氯酸盐都易溶于水，且溶解度随温度的都易溶于水，且溶解度随温度的 升高而迅速地增加。升高而迅速地增加。 (2)硫酸盐硫酸盐：大部分溶于水，但：大部分溶于水，但SrSO4、BaSO4及及 PbSO4难溶于水，难溶于水，CaSO4、Ag2SO4及及Hg2SO4微溶于微溶于 水。水。 (3)碳酸盐碳酸盐：大多数都不溶于水，其中又以：大多数都不溶于水，其中又以Ca2+、 Sr2+、Ba2

29、+、Pb2+的碳酸盐最难溶。的碳酸盐最难溶。 (4)磷酸盐磷酸盐：大多数都不溶于水。：大多数都不溶于水。 易溶盐：钠、钾、铵的盐；酸式盐；硝酸盐；氯酸易溶盐：钠、钾、铵的盐；酸式盐；硝酸盐；氯酸 盐；大部分硫酸盐。盐；大部分硫酸盐。 难溶盐：碳酸盐；磷酸盐；硅酸盐。难溶盐：碳酸盐；磷酸盐；硅酸盐。 盐溶解盐溶解 的热力的热力 学分析学分析 MX(s) M+(aq) + X- (aq) sH0 (溶解焓溶解焓) M+(g) + X- (g) U(晶格能晶格能) hH0 (水合焓水合焓) sH0 = U+hH0 sG=sH -TsS U = f1(1/(r+ + r-) ) hH0 = f2(1/

30、r+) + f3(1/r- ) l当当sHO有利于溶解有利于溶解 lsH0 = U+hH0 lU为晶格能（吸热）与电荷、半径即为晶格能（吸热）与电荷、半径即=z/r有关，有关， lhH0为溶解热（放热）为溶解热（放热） l晶格能晶格能 0，水合热，水合热 O有利于溶解有利于溶解 lsSS S 当 当S S , sSO 有利于溶解有利于溶解 l电荷低、半径大对电荷低、半径大对S 有利，即 有利，即S 增大 增大 l如：如：NO3 、 、ClO3 、 、ClO4 S 大 大 即即S O lMg2+、Fe3+、Al3+、CO32-、PO43- S 小 小 即即 S硫酸盐硫酸盐硝酸盐硝酸盐 硅酸盐硅酸

31、盐碳酸盐碳酸盐氯酸盐氯酸盐 3) 同种酸及其盐同种酸及其盐: 分解温度分解温度(K) 正盐正盐 酸式盐酸式盐 酸酸 Na2CO3 NaHCO3 H2CO3 约2073 623 室温以下室温以下 4) 同一酸根不同金属离子的盐同一酸根不同金属离子的盐: 碱金属盐碱金属盐碱土金属盐碱土金属盐过渡金属盐过渡金属盐铵盐铵盐 分解温度分解温度(K) K2CO3 CaCO3 ZnCO3 (NH4)2CO3 熔融不分解熔融不分解 1170 573 331 理论解释 结构因素解释 A) 阴离子结构不对称不紧密易分解，反阴离子结构不对称不紧密易分解，反 之则稳定。如：之则稳定。如：NO3- 、CO32-为平面三

32、角为平面三角 形，易分解，形，易分解，SO42- 、SiO42-、PO43-为正四为正四 面体，很稳定。面体，很稳定。 B) 阳离子的极化力（电荷、半径、离子构阳离子的极化力（电荷、半径、离子构 型）越强，就越易分解。型）越强，就越易分解。 热力学解释 GT0 = HT0 - T ST0 分解反应的分解反应的GT0值越正，盐就越稳定。由值越正，盐就越稳定。由 于于HT0 、 ST0随温度变化不大，用随温度变化不大，用 H2980、S2980代之，求得代之，求得T分 分。由 。由T分 分判断 判断。 由于同类盐分解由于同类盐分解 熵变熵变ST0接近接近， GT0主要决定主要决定 分解焓分解焓HT

33、0 。 含氧酸盐的分解含氧酸盐的分解 反应方程式为：反应方程式为： MmROn+1=ROn +MmO HT0 = Hf0 (MmO) + Hf0(ROn) - Hf0(MmROn+1) HT0越负越负, 就越易分解就越易分解(越不稳定越不稳定)。 18-4-4 含氧酸及其盐的氧化还原性含氧酸及其盐的氧化还原性 一、含氧酸（盐）氧化还原性变化规律一、含氧酸（盐）氧化还原性变化规律 P区元素在结构上的一个重要特征区元素在结构上的一个重要特征 是价电子多是价电子多,易获得电子而出现变价易获得电子而出现变价 现象现象,因此它们的含氧酸及其盐的一因此它们的含氧酸及其盐的一 个重要特性就是它们具有氧化还原

34、性。个重要特性就是它们具有氧化还原性。 规规 律律 1）同一周期含氧酸氧化性从左到右递增。如：）同一周期含氧酸氧化性从左到右递增。如： HClO4 H2SO4 H3PO4H4SiO4 2）同一族元素，从上到下，高氧化态含氧酸氧）同一族元素，从上到下，高氧化态含氧酸氧 化性多数呈锯齿形升高。化性多数呈锯齿形升高。 如如： HClO3 HBrO3HIO3 3）同一元素不同氧化态的含氧酸，低氧化数的）同一元素不同氧化态的含氧酸，低氧化数的 氧化性较强。氧化性较强。 如：如：HClO HClO2 HClO3 HClO4 4）低氧化态酸强于高氧化态酸。如：）低氧化态酸强于高氧化态酸。如： HNO2HNO

35、3； H2SO3H2SO4。 1）中心原子）中心原子 结合电子的结合电子的 能力能力 凡电负性大、原子半径小、价态高的中心凡电负性大、原子半径小、价态高的中心 原子，其获得电子能力强，酸的氧化性就原子，其获得电子能力强，酸的氧化性就 强。因此，同一周期元素，从左到右，电强。因此，同一周期元素，从左到右，电 负性增大，负性增大， 原子半径减小，它们的高氧化原子半径减小，它们的高氧化 态的含氧酸的氧化性依次增强态的含氧酸的氧化性依次增强。 2）分子的稳）分子的稳 定性：分子定性：分子 越不稳定，越不稳定， 氧化性越强。氧化性越强。 RO键越弱，其键数越少，断键就越容键越弱，其键数越少，断键就越容 易，中心原子易，中心原子R越易获得电子，其酸的氧越易获得电子，其酸的氧 化性就越强。在化性就越强。在HClO、HClO2、HClO3、 HClO4中中， HClO4分子很稳定，氧化性就分子很稳定，氧化性就 弱。第弱。第6周期元素最高氧化态的含氧酸分周期元素最高氧化态的含氧酸分 子不稳定（子不稳定（6s2电子惰性效应），其氧化性电子惰性效应），其