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第十五章 非金属元素小结

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。

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第十五章 非金属元素小结

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  1. 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。

  2. 第一节 非金属单质 的结构和性质

  3. 一、非金属单质的结构

  4. 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。

  5. 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。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。

  6. 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。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。

  7. 非金属单质（氟除外）既可被氧化，又可被还原，其变化规律是：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。 三、非金属单质的氧化还原性

  8. 1、非金属单质与碱金属和氢等发生反应时表现出氧化性：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=2HF • N2+3H2=2NH3 • 2Na+Cl2=2NaCl

  9. 2、非金属之间发生反应时电负性 大的为氧化剂： • P4+10Cl2=4PCl5 • Si+O2=SiO2 • P4+5O2=P4O10 • N2+2O2=2NO2

  10. 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↑+8H2O • B+HNO3+H2O=H3BO3+NO↑

  11. 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+H2O • 3Cl2+6NaOH=NaClO3+5NaCl+3H2O • P4+3NaOH+3H2O=PH3↑+3NaH2PO2 • 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O

  12. 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↑

  13. 第二节 分子型氢化物 一、偶极矩

  14. 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。

  15. 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。

  16. 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。

  17. 1、与O2的反应 • 4NH3+5 O2 =4NO+6H2O • 2PH3+4 O2 =P2O5+3H2O • 2AsH3+3O2=As2O3+3H2O • 2H2S+3 O2 =2SO2+2H2O • 4HBr + O2 =2Br2 +2H2O • 4HI + 2 O2 =2I2 +2H2O

  18. 2、与Cl2作用 • 8NH3+3Cl2=6NH4Cl+N2 • PH3 + 4Cl2=PCl5+3HCl • H2S + Cl2 =2HCl + S • 2HI+Cl2=2HCl + I2

  19. 3、与金属离子的作用 • 2AsH3+12AgNO3+3H2O=As2O3+ 12Ag+12HNO3 • H2S+2FeCI3=S+2FeCI2+2HCI • 2HI+2FeCI3=I2+2FeCI2+2HCI

  20. 4、与含氧酸盐的作用 • 2KMnO4+5H2S+6HCI=2MnCI2+5S↓ +8H2O+2KCI • K2Cr2O7+14HCl=3Cl2+2CrCI3 +2KCI+7H2O • KClO3+6HI=3I2+KCl+3H2O

  21. 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。 五、水溶液酸碱性

  22. 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-)。

  23. 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。

  24. 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。

  25. 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。

  26. 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。

  27. 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

  28. 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+3KClO4 Na2SO3=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+O2 2KClO3=2KCl+3O2

  29. 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+CO2 CuSO4=CuO+SO3

  30. 3、缩合反应 硅酸盐和磷酸盐比较稳定，受热时不发生分解，而缩合为多酸盐 Ca3(PO4)2=CaO+Ca2 P2O7 2Na2SiO3+H2O=Na2Si2O5+2NaOH 一般而言，酸越弱，又难挥发，则越容易缩合。

  31. 作 业 1、5、10、12、15。

  32. 第三周期含氧酸及其酸根的结构图

  33. 硫酸及硫酸根的结构

  34. 碲酸分子的结构

  35. R

  36. R

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