无机化学II-非金属元素复习课

非金属元素第13章氢和稀有气体第14章卤素第15章氧族元素第16章氮磷砷第17章碳硅硼第18章非金属元素小结

第

13章氢和稀有气体13.1.1氢的存在和物理性质13.1氢13.1.2氢的化学性质(1)氢原子失去1个电子成为质子H+，但是除气态的质子流外，H+总是与其它的原子或分子结合，如H3O+;(2)氢原子得到1个电子成H‾离子，主要存在于氢和IA、IIA中（除Be外）的金属所形成的离子型氢化物中；(3)氢原子与其它电负性不大的非金属原子通过共价键结合，形成共价型氢化物。一、成键特征：价电子层构型为1s1，电负性2.2。单质氢（H2）和原子氢的化学性质强还原性：单质氢在高温下具有还原性，原子氢呈现出比分子氢强的还原性二、化学性质(4)独特的键型：非整比型金属型或过渡型氢化物、氢桥键、氢键等。三、氢化物离子型（类盐型）氢化物分子型（共价型）氢化物金属型氢化物

13.2稀有气体13.2.2稀有气体的存在、性质He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn

具有稳定的电子构型（1s2或ns2np6），无色无嗅无味的单原子气体，原子间的作用力（范德华力，主要是色散力）随着原子序数的增加而增大。

电离能较大(在同周期中是最高的)，电子构型稳定，不易得失电子形成化学键；随原子序数增加电离能减小，较重稀有气体具有一定的化学活性。由于色散力很弱，所以它们的熔、沸点等都很低。氦的沸点（4.25K）是已知物质中最低的。性质：13.2.3稀有气体化合物主要是Xe

的化合物Xe的氟化物与氧化物

不同程度的发生水解，多数反应中氙被还原为单质；

强氧化性：氟化物可作为强氧化剂、氟化剂原因：稀有气体具有很稳定的电子构型，使其难以发生化学反应，即使用很强的氧化剂将其氧化成化合物，也具有力求恢复原来稳定结构的倾向。稀有气体化合物的结构价层电子对互斥理论(VSEPR)预测稀有气体化合物的结构注意：

价电子对空间构型与分子空间构型（分子形状）的区别。

氧原子作为配体提供的价电子数为0。

第

14章卤素14.1卤素的通性14.1.1卤素原子的物理性质（表14-1）14.1.3卤素的电势图14.2卤素单质14.2.1卤素单质的物理性质

颜色：

键离解能：F‒F键离解能也低于Cl‒Cl键14.2.2卤素单质的化学性质

氧化还原性：卤素间的置换反应

与金属、非金属的反应：

与水的反应：氧化反应、歧化反应

14.2.3卤素单质的制备

氯的制备：离子交换膜法电解NaCl水溶液14.3氟氯溴碘的化合物14.3.1卤化氢和氢卤酸

卤化氢：性质，氟化氢的特殊性氢卤酸：性质(酸性、还原性)14.3.2卤化物卤素互化物多卤化物卤化物：分类、性质、键型及性质的递变规律

卤素互化物、多卤化物：结构（VSEPR）XXʹ3XXʹ5XXʹ7T形

四方锥五角双锥I3‾,ICl2‾,IBrCl‾

直线形ICl4‾,IBr4‾

平面四边形ClF6‾,BrF6‾正八面体14.3.3卤素氧化物和含氧酸及其盐含氧酸和含氧酸盐：

结构次卤酸：性质（酸性、氧化性、稳定性等）次卤酸盐：漂白粉的成分及制备亚卤酸：性质（不稳定性）卤酸：性质（酸性、氧化性、稳定性等）卤酸盐：性质（氧化性、稳定性等）高卤酸及其盐：高氯酸性质、高溴酸酸性含氧酸酸性变化规律：同周期、同类型的含氧酸，酸性由左到右依次增强，同族由上到下依次减弱。同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态的酸性大于低氧化态。对于酸性强弱的解释：

HO‒X：X原子半径越小，电负性越大，它吸引羟基氧原子电子的能力越强，能有效降低O上的电子密度，使O‒H键变弱，易释放出质子，酸性较强。

分子中非羟基氧原子数越多，酸性越强。卤素、卤素单质、卤化氢和氢卤酸中氟的特殊性F:低的电子亲和能；化合态只能显示-1价，没有正的氧化态。F2:氧化性最强；解离能特别小；与水反应产物复杂。HF:

分子间存在氢键，熔、沸点，汽化热和热力学稳定性都特别高；溶液中能发生自偶电离；具有高介电常数、低粘度和宽的液态范围，使它成为各种类型化合物的一种极好溶剂；稀的氢氟酸是弱酸，浓度增大，酸性增强；氢氟酸能与SiO2或硅酸盐反应，生成气态SiF4氯的各种含氧酸及其盐的性质的一般规律：

HClOHClO2HClO3HClO4MClOMClO2MClO3MClO4热稳定性增强氧化能力增强热稳定性减弱氧化能力减弱氧化能力减弱酸性增强HClO2的氧化性比HClO强热稳定性增强热稳定性增强

第

15章氧族元素15.1氧族元素的通性15.1.2氧族元素的基本性质15.1.2氧族元素的成键特征：d–pπ

配键15.2氧及其化合物15.2.1氧气单质

分子结构：性质：氧化性15.2.3臭氧

分子结构：

性质：不稳定性、强氧化性15.2.4过氧化氢

结构：性质：弱酸性、氧化还原性、不稳定性既有氧化性又有还原性，但以氧化性为主的二元弱酸。15.3硫及其化合物15.3.1硫的同素异形体

单质硫的结构：S：sp3杂化形成环状S8分子

15.3.2硫化物和多硫化物

硫化氢的结构及性质(强还原性)、氢硫酸的性质、多硫化物（

M2Sx）的形成及性质：

Na2S+(x-1)S＝Na2Sx(x＝2~6，个别为9)现象：随x值的增大，溶液颜色由黄→橙红→红15.3.3硫的含氧化合物二氧化硫的结构及性质：亚硫酸和亚硫酸盐的性质：酸性、氧化还原性三氧化硫的结构及性质：硫酸的结构、性质

硫酸盐性质：溶解性、易带结晶水、易形成复盐石膏CaSO4·2H2O芒硝Na2SO4·10H2O

莫尔盐(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O明矾K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O(KAl(SO4)2·12H2O)

Na2S2O3（海波或大苏打）的性质：

易溶于水，水溶液呈弱碱性。

不稳定，遇酸分解

S2O32-+2H+

＝S↓+SO2↑+H2O——S2O32-的鉴定反应还原性：中等强度还原剂

碘量法测定碘的重要反应

S2O32‾+4Cl2+5H2O

＝

2HSO4‾+8H++Cl‾——漂白工业中作脱氯剂

难溶盐和配位性重金属的硫代硫酸盐难溶且不稳定，如Ag2S2O3(白)、PbS2O3(白)均难溶，易转化为相应的硫化物，黑色沉淀。

Ag2S2O3+H2O

＝

Ag2S↓+H2SO4

（可鉴定S2O32‾的存在）

反应现象：溶液中Ag2S2O3由白色经黄色、棕色，最后变为黑色配位性：硫代硫酸钠可与一些金属离子形成稳定的配离子。如：Ag2S2O3可溶于过量的Na2S2O3

中,形成络合物

Ag2S2O3+3S2O32‾＝

2[Ag(S2O3)2]3‾

不溶于水的AgBr，可溶解在Na2S2O3溶液中

AgBr+2Na2S2O3＝Na3[Ag(S2O3)2]+NaBr

这一反应是洗像时定影液溶掉未感光的AgBr的反应。生成的络合物均不稳定，遇酸分解得Ag2S。2[Ag(S2O3)2]3‾+4H+

＝Ag2S↓+SO42‾+3S↓+3SO2↑+2H2O连二亚硫酸钠（保险粉）、过硫酸及其盐、连多硫酸的结构及性质：简单了解第

16章氮磷砷16.1元素的基本性质氮磷砷的基本性质成键特征N与同族其它元素性质的差异16.2氮和氮的化合物16.2.1氮气的性质16.2.2氮的氢化物氨的结构和性质铵盐的性质

联氨（肼）的结构及性质羟氨的结构及性质叠氮酸(HN3)的结构及性质16.2.3氮的含氧化合物一氧化氮的结构及性质二氧化氮的性质亚硝酸及其盐的结构及性质硝酸及其盐的结构及性质16.2.4氮的其它化合物NCl3和PCl3的水解反应和产物16.3磷及其化合物16.3.1单质磷：白磷、红磷、黑磷的结构及性质16.3.2磷的氢化物、卤化物和硫化合物

PH3结构和性质

PCl3的水解16.3.3磷的含氧化合物（1）P4O6、P4O10的结构及性质（2）磷的含氧酸及其盐

正磷酸的结构及性质

磷酸盐的性质：溶解性及水解性、酸碱性、热稳定性

焦磷酸及其盐、偏磷酸及其盐：简单了解

亚磷酸的结构及性质次磷酸的结构及性质16.4砷：简单了解第

17章碳硅硼17.1通性17.1.2电子构型和成键性质17.2碳17.2.1单质

石墨和金刚石的结构及性质17.2.2碳的氧化物、含氧酸及其盐

CO的结构及性质一个σ键两个π键:CO:CO分子中，从原子的电负性看，电子云偏向氧原子，但是配键是由氧原子的电子对反馈到碳原子上，这样又使得氧原子略带正电性，碳原子略带负电性，两种因素相互作用使CO的偶极矩几乎为零。CO2的结构及性质碳酸和碳酸盐的结构及性质463417.3硅17.3.2硅烷的性质（与甲烷比较）：强还原性、热稳定性、水解17.3.4二氧化硅的结构、硅酸的性质17.4硼17.4.1硼原子的成键特征：共价性、缺电子性、多面体习性17.4.2单质硼的结构及性质17.4.3硼的氢化物(硼烷)和硼氢配合物：B2H6的结构及性质17.4.4硼的卤化物和氟硼酸：BX3为平面三角形结构17.4.5硼的含氧化合物：H3BO3的结构及性质（一元弱酸、在热水中比在冷水中易溶）第

18章非金属元素小结18.1非金属单质的结构和性质18.1.2非金属单质的化学反应18.2分子型氢化物18.2.1熔沸点的递变规律18.2.2热稳定性的递变规律同一主族元素从上到下，熔、沸点递增。第二周期的NH3,H2O,HF出现异常，远高于同族其它元素。这

是因为这些分子间存在氢键，分子间的缔合作用特别强。同一周期中，从左到右逐渐增强；在同一族中，自上而下逐渐减弱；18.2.3还原性的递变规律1