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非金属元素小结
第18章非金属元素小结
[教学要求]
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。
2、了解p区元素的次级周期性。
[教学重点]
1、分子型氢化物的热稳定型、还原性及水溶液的酸碱性的递变规律及其解释。
2、非金属含氧酸盐的溶解性、水解性、热稳定性、氧化还原性的递变规律及其解释。
[教学难点]
非金属元素的单质、无氧酸、含氧酸和含氧酸盐的性质递变规律的原因。
[教学时数]
4学时
[教学内容]
18.1非金属单质的结构和性质
18.2分子型氢化物
18.3含氧酸
18.4非金属含氧酸盐的某些性质
18.5P区元素的次级周期性
[教学方法与媒体]
讲解,ppt展示
18-1非金属单质的结构和性质
在所有的化学元素中,非金属占22种(金属约为90种)。
它为数不多,但涉及的面却很广。
无机物大都同非金属有关,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的水合物。
斜线附近的元素如B、Si、Ge、As、Sb、Se、Te和Po等为准金属,它们既有金属的性质又有非金属的性质。
如果不算准金属(B、Si、As、Se、Te),则非金属只有17种所以在金属与非金属之间没有截然的界线。
在周期表的右侧,斜线将所有化学元素分为金属和非金属两个部分。
将元素分为这两大类的主要根据是元素的单质的性质。
1、非金属单质的结构
自学要求:
1)了解非金属单质中的共价键数为8-N(H2为2-N)。
2)第2周期中的O、N为什么易形成多重键?
第3、4周期的S、Se、P、As等则易形成单键?
3)非金属单质按其结构和性质大致可分为哪三类?
4)掌握单质Cl2、S、P、Si和B与NaOH反应的方程式。
非金属元素与金属元素的根本区别在于原子的价电子层结构不同。
多数金属元素的最外电子层上只有1、2个s电子,而非金属元素比较复杂。
H、He有1、2个电子,He以外的稀有气体的价电子层结构为ns2np6,共有8个电子,第IIIA族到VIIA族元素的价电子层结构为ns2sp1-5,即有3~7个价电子。
金属元素的价电子少,它们倾向于失去这些电子;而非金属元素的价电子多,它们倾向于得到电子。
在单质结构上,金属的特点是以金属键形成球状紧密堆积,既没有饱和性又没有方向性,所以金属具有光泽、延展性、导电和导热等通性。
非金属单质大都是由2或2个以上的原子以共价键相结合的,分子中的键既有饱和性又有方向性。
如以N代表非金属元素在周期表中的族数,则该元素在单质分子中的共价数等于8-N。
对于H则为2-N。
稀有气体的共价数等于8-7=0,其结构单元为单原了分子。
这些单原子分子借范德华引力结合成分子型晶体。
策VIIA族,卤素原子的共价等于8-7=1。
每两个原子以一个共价键形成双原子分子,然后获范德华力形成分子型属体。
H的共价为2-1=1,也属于同一类型。
第VIA族的氧、硫、硒等元素的共价数为8-6=2。
第VA族的氮、磷、砷等元素的共价为8-5=3。
在这两族元素中处于第2周期的氧和氮,由于内层只有1电子,每两个原子之间除了形成σ键外,还可以形成p-pπ键,所以它们的单质为多重键组成的双原于分子。
第3、4周期的非金属元素如S、Se、P、As等,则因内层电子较多,最外层的p电子云难于重叠为p-pπ键,而倾向于形成尽可能多的σ单键,所以它们的单质往往是由一些原子以共价单键形成的多原于分子,然后由这些分了形成分子型晶体。
第IVA族,碳族的共价为8-4=4,这一族的非金属C和Si的单质基本上属于原于晶体。
在这些晶体中,原子通过由sp3杂化轨道所形成的共价单键而结合成庞大的分子。
非金属元素按其单质的结构和性质大致可以分成三类。
第一类是小分子物质,如单原子分子的希有气体及双原子分子的X2(卤素)O2、N2及H2等。
在通常状况下,它们是气体。
其固体为分子型晶体,熔点、沸点都很低。
第二类为多原子分子物质,如S8、P4和As4等。
在通常状况下,它们是固体,为分子型晶体,熔点、沸点都很高,且不容易挥发。
第三类为大分子物质,如金刚石、晶态硅和硼等都系原子型晶体,熔点、沸点都很高,且不容易挥发。
在大分子物质中还有一类过渡型晶体,如石墨,它也是由无数的原于结合而成的巨大分子,但键型复杂,晶体属于层型。
总之,绝大多数非金属单质不是分子型晶体就是原子型晶体,所以它们的熔点或沸点的差别都较大。
2、非金属单质的化学反应
非金属元素和金属元素的区别,还反映在生成化合物的性质上。
例如金属元素一般都易形成阳离子,而非金属元素容易形成单原子或多原子阴离子。
在常见的非金属元素中,F、Cl、Br、O、P、S较活泼,而N、B、C、Si在常温下不活泼。
⑴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。
⑵非金属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。
绝大部分非金属氧化物显酸性,能与强碱作用。
⑶准金属的氧化物既与强酸又与强碱作用而显两性。
⑷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、碘等被浓硝或浓硫酸所氧化。
⑸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,但非歧化反应。
例如:
3C12+6NaOH==5NaCl+NaClO3+3H2O
3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O
4P+3NaOH+3H2O===3NaH2PO2+PH3
Si+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H2
2B+2NaOH+2H2O===2NaBO2+3H2
碳、氮、氧、氟等单质无此反应。
关于卤化物、氧化物、硫化物在元素各论中都有所叙述。
下面仅就分子型氢化物、含氧酸及其盐的某些性质加以归纳和小纳。
18-2分子型氢化物
非金属元素都能形成具有最高氧化态的共价型的简单氢化物,在通常情况下它们为气体或挥发性液体。
它们都是以共价键然合的分子型氢化物。
它们的熔点、都按元素在周期表中所处的族和周期显周期性的变化。
在同一族中,沸点从上到下递增,但是相比之下,第2周期的NH3、H2O及HF的沸点异常地高,这是由于分子间存在着氢键,分子的缔合作用特别强的缘故。
这些氢化物都具还原性,多数部不稳定。
有些具有酸性,少数为碱性。
比较常见而有价值的为第2、3周期和第VIIIA族的氢化物。
下面特讨论这些氢化物的一些重要性质。
1、热稳定性
分子型氢化物的稳定性,与组成氢化物的非金属元素的电负性(χA)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。
AsH3很不稳定,它不能由As与H2直接合成,而HF很稳定,加热至高温也不会分解。
分子型氢化物的标准生成自由能ΔfGmθ,标准生成焓ΔfHmθ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。
2、还原性
除了HF以外,其它分子型氢化物都有还原性,且变化规律如下:
这与稳定性的增减规律相反,稳定性大的,还原性小。
如果用A表示非金属元素,n表示该元素的氧化态,氢化物AHn的还原性来自An-,而An-失去电子的能力与其半径和电负性的大小有关。
在周期表中,从右向左,自上而下,元素A的半径增大,电负性减小,An-失去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。
这些氢化物能与氧、卤素、氧化态高的金属离子以及一些含氧酸盐等氧化剂作用。
例如:
⑴与O2的反应
4NH3+5O2=4NO+6H2O
2PH3+4O2=P2O5+3H2O
2H2S+3O2=2SO2+2H2O
4HI+O2=2I2+2H2O
HCl有类似作用,但必须使用催化剂并加热。
⑵与C12的反应
8NH3+3Cl2=6NH4Cl+N2
PH3+4C12=PCl5+3HCl
H2O+C12=HClO +HCl
H2S+Cl2=2HCl+S
2HBr+C12=2HCl+Br-
2HI+C12=2HCl+I2
⑶与金属离子M+的反应
2AsH3+12Ag++3H2O=As2O3+12Ag+12H+
H2S+2Fe3+=S+2Fe++2H+
2HI+2Fe3+=I2+2Fe2++2H+
⑷与含氧酸盐的反应
5H2S+2MnO4-+6H+=2Mn2++5S+8H2O
6HCl+Cr2O72-+8H+=3C12+2Cr3++7H2O
6HI+C1O3-=3I2+C1-+3H2O
3、水溶液的酸碱性和无氧酸的强度
从质子理论看,物质之为酸或碱,同它能否给出质子还是接受质子有关,非金属元素的氢化物相对水而言多数是酸,少数是碱。
水既是酸又是碱。
HA在水中电离难易程度的度量,如果这个标准自由能变越负,说明HA容易电离,即HA的酸性强。
电离常数,Ka值越大,酸越强。
究竞是哪一些主要因素影响这些氢化物在水中的酸碱性,主要因素各两个:
(1)HA的键能,
(2)非全属元素A的电负性。
HFHClHBrHI
键能(kJ/mol)565427362295
氢卤酸的强度HF<HCI<HBr<HI
氧族元素的氢化物H2S、H2Se及H2Te在水中均为弱酸能,不难判断它们的酸强度是:
H2S<H2Se<H2Te
在氮族元素的氢化物NH3、PH3、AsH3,NH3接受质子的能力极强,PH3次之,其它的极弱碱性依次减弱。
18-3含氧酸
1、各族元素最高氧化态的氢氧化物的酸碱性
非金属元素氧化物的的水合物为含有一个或多个OH基因氢氧化物。
作为这化合物的中心原子,即非金属R,它周围能结合多少个OH,取决于R+n的电荷数及半径大小。
一般说来,R+n的电荷越高,半径越大,能结合的OH基团数目越多。
但是当R+n的电荷很高时,其半径往往很小,例如Cl+7应能结合七个OH基团,但是由于它的半径太小(0.027nm),容纳不了达许多OH,势必脱水,直到C1+7周围保留的异电荷离子或基团数目,既能满足Cl+7的氧化数又能满足它的配位数,而配位数与两种离子的半径比值有关。
(参看第八章第三节表8-4)。
处于同一周期的元素,其配位数大致相同。
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在水中有两种离解方式:
ROH→R++OH-碱式离解
ROH→RO-+H+酸式离解
ROH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R+离子的极化作用越大。
卡特雷奇曾经把这两个因素结合在一起老虑、提出“离子势”的概念,用离子势表示阳离子的极化能力。
离于势即阳离子电荷与阳
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