第18章--非金属元素小结.pptVIP

1．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。 2．了解p区元素的次级周期性。 18.1非金属单质的结构和性质 F2、Cl2、Br2、O2、P、S等活泼非金属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。 大部分非金属单质不与水反应，卤素仅部分地与水反应，碳在炽热条件下才与水蒸气反应。 非金属一般不与非氧化性稀酸反应。 除碳、氮、氧外，非金属单质可和碱溶液反应，对于有变价的非金属元素主要发生歧化反应。例如： Cl2 + 2NaOH ==== NaClO + NaCl + H2O 3S + 6NaOH ==== 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O ==== 3NaH2PO2 + PH3 Si + 2NaOH + H2O ==== Na2SiO3 + 2H2↑ 2B + 2NaOH + 2H2O ==== NaBO2 + 3H2↑ 分子型氢化物的热稳定性，与组成氢化物的非金属元素的电负性有关，非金属与氢的电负性相差越大，所生成的氢化物越稳定；反之则不稳定。 分子型氢化物的标准生成自由能ΔfG0或标准生成焓ΔfH0越负，氢化物越稳定。 分子型氢化物的热稳定性，在同一周期中，从左到右逐渐增加，在同一族中，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，分子型氢化物的热稳定性与键强自上而下越来越弱有关。 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。 (2）与Cl2的反应： 8NH3 + 3Cl2 ==== 6NH4Cl + N2 PH3 + 4Cl2 ==== PCl5 + 3HCl 2HBr + Cl2 ==== 2HCl + Br2 （3）与高氧化态金属离子反应： 2AsH3 + 12Ag+ + 3H2O ==== As2O3 + 12Ag↓ + 12H+ （4） 与氧化性含氧酸盐的反应： 5H2S + 2MnO4- + 6H+ ==== 2Mn2+ + 5S ↓ + 8H2O 6HCl + Cr2O72- + 8H+ ==== 3Cl2 + 2Cr3+ + 7H2O 非金属元素氢化物在水溶液中的酸碱性和该氢化物在水中给出或接受质子能力的相对强弱有关。 非金属元素的氢化物，相对于水而言，大多数是酸：HX和H2S等；少数是碱：NH3、PH3等；H2O本身既是酸又是碱，表现两性。 酸的强度取决于下列质子传递反应平衡常数的大小： HA + H2O ===== H3O+ + A- 通常用电离常数Ka或pKa来衡量。pKa越小，酸的强度越大。 如果氢化物的pKa小于H2O的pKa，它们给出质子，表现为酸，反之则表现为碱。 分子型氢化物在水溶液中酸强度变化规律，可从能量和结构两方面分析：p609 能量：分子型氢化物在水溶液中酸性的强弱，取决于下列反应的ΔrGm? HA (aq) ＝＝＝H++A- (aq) ΔrGm?＝ ΔrHm?-T ΔrSm? 结构：分子型氢化物在水溶液中酸强度决定于与质子相连的原子的电子密度的大小，若该原子的电子密度的大，对质子的引力越强，酸性越小，反之酸性越大。 若以R-O-H表示脱水后的氢氧化物，则在这分子中存在着R-O及O-H两种极性键， ROH在水中有两种解离方式： 总而言之，R+n的Ф值大。ROH是酸；Ф值小，ROH是碱。 非金属元素Ф值一般都较大，所以它们的氢氧化物为含氧酸。 离子化合物的许多性质，如溶解性，盐类的热稳定性、水解性以及离子形成配合物的能力等等都与阳离子对阴离子或偶极分子的静电引力有关。因此，用离子势可以说明离子化合物的这些性质。 周期表中出现的对角线上元素性质相似的规律也常用离子势解释。 其在水溶液中的酸强度，决定于酸分子中质子转移倾向的强弱： R-O-H + H2O → RO- +H3O+ 质子转移倾向越大，酸性越强，反之则越弱 质子转移倾向的难易程度，取决于元素R吸引羟基氧原子的电子的能力。 如果R的半径较小，电负性较大,氧化数较高，R周围的非羟基氧原子数目多(配键电子对偏向这种氧原子使R的正电性增加),则R原子吸引羟基氧原子的电子的能力强,能有效地降低羟基氧的电子密度，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。 同一周期，同种类型的含氧酸：酸性自左至右依次增强； 同一族：酸性自上至下依次减弱； 同一元素不同氧化态：高氧化态