非金属单质结构特点非金属单质的化学性质.ppt

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1、(一)非金属单质结构特点,非金属单质的化学性质,(二)无机含氧酸的结构特点和酸性强弱变化规律,(三)无机含氧酸的溶解性、热稳定性、氧化还原性的规律,非金属元素总结,1 元 素 分 布,周期表中的位置,非金属共22种(五种准金属),金 属,非金属共22种，常温压下,存在状态,Si:理想半导体材料Si或Ge(P,As,Sb,Bi):n型半导体Si或Ge(B,Al,Ga,In):p型半导体,2 单质结构和性质,2.1 非金属单质的结构和性质,8-N 规则:N代表族数,每个原子的8-N 个价电子可与8-N个原子连接,形成 8-N个共价键,即共价数为8-N,非金属单质的成键规则,非金属单质的结构,第八主

2、族 稀有气体 8-8=0为单原子分子,范德华力为内聚力,分子型晶体,第七主族 卤素 8-7=1双原子分子,范德华力为内聚力,分子型晶体,第六主族 氧族元素 8-6=2氧原子可形成复键,为双原子分子.,硫,硒,碲半径较大,不易形成p-p键,而倾向于形成尽可能多的单键,第五主族 氮族元素 8-5=3氮原子可形成复键,为多重键双原子分子.磷,砷,锑为三配位的有限分子 P4 As4,第四主族 8-4=4 碳、硅易sp3杂化,四配位金刚石结构,原子晶体,有些单质由于形成大键,多中心键,键型发生变化，不遵守此规则,如硼单质中的多中心键的数目不等于8-N,小分子物质,如单原子稀有气体,双原子分子 多原子分子

3、物质S8 P4 As4大分子(巨型分子)物质,非金属元素的分类(按结构和性质),1.常温常压下性质 常温常压下,F2、Cl2、Br2、O2、S、P较活泼，其余在高温下可与其它物质反应。N2、C、Si、B不活泼,非金属单质的性质,2.与酸反应(1)不与非氧化性酸反应,(2)C，B，S，P，I2等单质与氧化性酸作用,P+5HNO3(浓)=H3PO4+5NO2+H2O2B+3H2SO4(浓)=2H3BO3+3SO2,3.与碱反应(1)Cl2、Br2、I2、S、P等遇碱歧化,Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O,3S+6OH-=2S2-+SO32-+3H2O,P4+3KOH+3H2O=PH3+3

4、KH2PO2,(2)Si B As等与碱反应放出氢气,Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2,此类单质多为两性和准金属亲氧性强,与氧形成含氧酸,4.与水反应 多数非金属单质不与水反应,(1)卤素F2 氧化水,其余微弱反应,(2)C,B赤热与水蒸气反应,C+H2O(g)=CO+H2 B+3H2O(g)=B(OH)3+3H2,3 无机酸的结构和强度,分子型氢化物 无机含氧酸,熔沸点,B2H6 CH4 NH3 H2O HF SiH4 PH3 H2S HCl AsH3 H2Se HBr SbH3 H2Te HI,3.1 分子型氢化物,同一族氢化物 从上到下熔沸点升高.第二周期NH3 H2O

5、HF反常高2.同一周期,不太规律.与分子极性有关,热稳定性,电负性减小，与氢结合能力减弱，稳定性减弱,NH3很稳定，PH3加热则分解。AsH3和SbH3在室温时逐渐自动分解，BiH3很容易分解,除HF外,其它分子型氢化物都有还原性,还 原 性,电负性减小，半径增大,失电子能力递增，还原性增强,影响酸性的因素很多,主要反应在与质子直接相连原子对它的束缚力上。束缚力强弱与该原子的电子密度的大小有直接关系.,电子密度的大小与原子所带负电荷数以及原子半径有关系.表明的是某原子吸引带正电荷原子或原子团的能力.,与质子相连的原子的电子密度,决定无机酸强度,H3O+H2O OH-,水溶液酸碱性,同一周期,从

6、左到右,酸性依次增强,原子 所带负电荷依次减少,原子的电子密度越来越小,氢化物酸性依次增强,酸性:NH3 H2O HF,同一主族,从上到下,酸性依次增强,原子所带电荷相同,但它们的原子半径增大,电子密度逐渐变小,相应氢化物酸性依次增强.,HF HCl HBr HIH2O H2S H2Se H2Te,结 构,第二周期非金属含氧酸及其盐,3.2 无机含氧酸,-,中心原子sp3杂化,价电子对空间分布为四面体 可能含键：键；d-p键(反馈键),第三、四周期非金属含氧酸及其盐,中心原子半径比较大,5d轨道成键的倾向较强.能sp3d2杂化，八面体构型,配位数可为6(也可为4),第五周期非金属含氧酸及其盐,

7、同一周期元素含氧酸结构相似.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中心原子的半径的递增,分子中的羟基数增加,而非羟基氧原子数减少,结 论,酸 碱 性,由中心原子R的离子势决定,酸式电离倾向;，碱式电离倾向,大极化作用强,氧原子电子云偏向非金属阳离子,O-H键极性增强,酸式离解为主.小碱式离解为主,1.ROH规则,例1Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2,例2 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Si(OH)4,经验规则,（r用pm为单位）,2.鲍林规则（半定量经验规则）,(2)含氧酸的K1与非羟基氧原子数目N有如下

8、关系 K1=10 5N-7 即 pKa 7-5N,氧的电负性大,对中心原子有较强吸引力,使中心原子正电场增加,(1)多元酸逐级离解常数：K1:K2:K3 1:10-5:10-10,例：H3PO4、H3AsO4、H2SO3、H2CO3 但有机酸和许多无机酸不适用。,强酸 pKa 0；弱酸 pKa=0 7 很弱的酸 pKa=7 14,3.非金属含氧酸酸性变化规律,(2).同一族元素形成的同种类型含氧酸,从上到下,酸性减弱,(1).同一周期元素形成的最高含氧酸,从左到右,酸性增强,H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4,HOCl HOBr HOI,(3).同一元素形成的含氧酸酸性随着氧化数

9、的升高而增强,(4).从第三周期开始,若干含氧酸失水形成链状,环状及网状 结构的多酸,缩和度越高,酸强度越大,例 含氧酸 N Ka HClO 0 3.210-8 HClO2 1 1.110-2 HClO3 2 103 HClO4 3 108,从结构上分析：N=X O 键数目，N,则X原子+，对羟基氧原子上价电子束缚力，使O H键更容易断开,电子诱导效应,例 正磷酸H3PO4和焦磷酸H4P2O7,酸性：正酸 焦酸 类似有：酸性 H2SO4 H2S2O7,N=1,Ka1=7.510-3 N=2,Ka1=1.410-1,正酸缩合为焦酸，酸性,离子化合物的溶解度决定于晶格能及离子的水合能,1.晶格能大

10、，溶解度小。Ca(H2PO4)2 CaHPO4 Ca2(PO4)3 易溶 难溶 难溶,阴离子电荷高，晶格能大，溶解度小,4 含氧酸盐的性质,4.1 溶解性,2.水合能小，溶解度小,水合能与离子势有关，离子电荷低，半径大，离子势则小，水合能小，则溶解度小。NaClO4KClO4RbClO4,碱金属的盐类易溶于水，仅少数碱金属盐是难溶的,这些难溶盐一般都是由大的阴离子组成.碱金属离子越大，难溶盐的数目越多-阴阳离子大小悬殊时，离子水合作用在溶解过程中占优势.,Mg2+Ba2+半径增大，离子势减小，水合能减小则MgSO4 BaSO4的溶解度成小。,3.共价成份大，溶解度小。ZnS CdS HgS 溶

11、解度减小(溶于稀盐酸)(溶于浓盐酸)(溶于王水),18e构型.随着Zn2+,Cd2+,Hg2+半径增大,变形性增大，附加极化效应增大，共价成分增大，溶解度减小.,4.聚合程度大，溶解度小，H3BO3 由于氢键联成大片,为固体酸，在冷水中溶解度小，可溶于热水。,溶解度:NaHCO3 N a2CO3 NaHCO3通过氢键而聚合,焓变和熵变两个方面的影响因素,1.无机含氧酸盐热分解的类型-六种分解方式,含氧酸盐的水合物受热发生水解反应,4.2 热稳定性,带有结晶水的合氧酸盐受热脱水反应,受热分解成氧化物或酸和碱的反应,受热聚合反应-生成多酸盐,自身氧化还原反应,歧化反应,同一金属稳定性 正盐酸式盐酸

12、,Na2CO3 NaHCO3 H2CO3,极化能力大的金属离子其盐易分解,BaCO3 SrCO3 CaCO3 MgCO3 BeCO3,2.无机含氧酸盐热分解的规律,同一金属离子不同含氧酸盐稳定性,硝酸盐,卤酸盐碳酸盐,硫酸盐磷酸盐,硅酸盐,高氧化态盐 低氧化态,KClO4 KClO3 KClO2 KClO,1.影响氧化性的主要因素,中心原子结合电子的能力 电负性大,原子半径小,氧化态高的中心原子,获得电子能力强,酸氧化性高 分子稳定性 中心原子与氧之间的R-O键强度越高,键越多,分子越稳定,氧化性弱 其它外在因素 溶液的酸碱性,浓度,温度等外界因素,4.3 含氧酸及盐的氧化还原性,2.氧化性规

13、律,同一周期从左到右,氧化性增强,同一主族,从上到下,氧化性成锯齿状上升 HClO4 H5IO6,H2SO3 HClO3,同一元素的不同氧化数含氧酸,氧化性:低氧化态含氧酸 高氧化态含氧酸,X-O键数目，断开这些键所需的能量,越难被还原,越稳定，HClO HClO3 HClO4,浓酸比稀酸氧化性强,酸又比相应盐氧化性强,N O F 的含氢化合物容易生成氢键，离子性较强2.最高配位数为4,以后各周期元素配位数可超过4元素均有自成链特性,C-C 自成链最强4.多数有生成重键的特性 原子半径小,形成键+键5.与第3周期相比较，化学活泼性的差别大 键离解能：N-N P-P,O-O S-S,F-F Cl

14、-Cl 6.同素异形体在性质上的差别较大,5 p区元素周期性变化上的特殊性,5.1 第二周期非金属元素的特殊性,主要体现在某些化合物的氧化性特别高,HClO4 H5IO6SO2 TeO2H2SO4 H6TeO6H3PO4（非氧化性酸）H3AsO4,从第四周期，出现了3d轨道，核电荷数增加大，有效荷电荷数增大，半径增大的小。次外层18电子使电负性，金属性，电极电势等异常,5.2 第四周期元素的不规则性,惰性电子对效应在第三和第四主族也明显类似：Pb(IV)、Tl(III)化合物呈强氧化性,Bi(V)强氧化性起因惰性电子对效应,5.3 第六周期元素-6s2惰性电子对效应,2.酸性强弱关系正确的是(

15、)A.H6TeO6 H2SO4;B.H2SO4 H3PO4;D.HClO HClO3,1.HClO,HClO3,HClO4 酸性大小排列顺序是:()A.HClO HClO3 HClO4 B.HClO HClO4 HClO3 C.HClO4 HClO HClO3 D.HClO4 HClO3 HClO,D,B,4.同物质的量浓度的下列离子在酸性介质中，氧化性最强的是()A.SO4 2-;B.ClO-;C.ClO4-;D.H3IO6 2-,3.下列物质中，还原性最强的是()A.HF;B.PH3;C.NH3;D.H2S,5下列含氧酸中，哪一种酸性最弱()(A)氯酸(B)碳酸(C)碲酸(D)亚磷酸,B,

16、B,C,6在酸性介质中，欲使Mn2+氧化为MnO4-，可加下列哪种氧化剂()A.KClO3 B.H2O2 C.王水 D.(NH4)2S2O8(AgNO3 催化)E.K2Cr2O7,7亚磷酸溶液呈什么性()(A)强酸(B)中强酸(C)弱酸(D)中性,8下列氯化物中，哪一种不能水解()(A)四氯化碳(B)四氯化硅(C)四氯化锡(D)四氯化锗,D,B,A,9下列碳酸盐中，对热最不稳定的是()(A)CaCO3(B)PbCO3(C)Na2CO3(D)K2CO3,10.完成以下反应的化学方程式或离子方程式：(1)以标准硫代硫酸钠溶液测定溶液中的I2含量,2S2O32-+I2=S4O62-+2I-,(2)以

17、K2Cr2O7鉴定H2O2的反应（以戊醇萃取）,Cr2O72-+4H2O2+2H+=2CrO5+5H2O,B,(5)把氯气通入Bi（III）的NaOH溶液中,(3)铋酸钠与MnSO4在稀硫酸介质中反应,5NaBiO3+2Mn2+14H+=2MnO4-+5Bi3+5Na+7H2O,(4)碘放入足量NaOH溶液中,Bi(OH)3+3NaOH+Cl2=NaBiO3(s)+2NaCl+3H2O,3I2+6OH=5I-+IO3-+3H2O,C 和O 的电负性相差较大，但CO 分子的偶极矩却很小，请说明原因。,按分子轨道理论，CO 中C 与O 间为三重键：一个 键，一个 键，一个 配键。配键是由氧提供电子

18、对向C 的空轨道配位。这种配键的存在，使电负性大的氧原子周围电子密度降低，造成CO 偶极矩很小。,N2 和CO具有相同的分子轨道和相似的分子结构，但CO与过渡金属形成配合物的能力比N2 强得多，请解释原因。,加热条件下，为什么Si 易溶于NaOH 溶液和HF 溶液，而难溶于HNO3 溶液？,Si+2NaOH+H2ONa2SiO3+2H2，产物Na2SiO3 易溶于NaOH 溶液，使反应能继续进行下去。Si+4HF=SiF4+2H2，SiF4气体脱离体系而使反应进行彻底。若HF过量时，SiF4溶于HF 溶液生成H2SiF6，而使反应进行下去。不溶于酸的SiO2 附在Si的表面，因而Si不溶于HN

19、O3 溶液。,常温下为SiF4 气态，SiCl4 为液态，而SnF4 为固态，SnCl4 为液态，请解释原因。,硅与氟和氯形成的化合物SiF4，SiCl4 都是共价化合物，分子半径SiF4 SiCl4，色散力SiF4SiCl4，因此熔点SiF4 SiCl4，常温下SiF4 为气态，SiCl4 为液态。在锡的四卤化物中，氟的电负性较大只有SnF4 为离于化合物电负性差大。而氯的电负性较小，与锡形成的SnCl4 为共价化台物(电负性差1.7)。因而SnF4 熔点比SnCl4 较高，常温下SnF4 为固态，SnCl4 为液态。,碳和硅为同族元素，为什么碳的氢化物种类比硅的氢化物种类多得多？,碳在第二周期，硅位于第三周期，C 的半径比Si 的半径小得多，同时，C 的电负性比Si 大，使CC 键比SiS 健，CH 键比SiH 键的健能大得多。C 可形成稳定的 长链化合物而S 则不能。另外，由于C 的半径小而使p 轨道能够重叠形成CC 多重健而SiSi 则很难。,