18章非金属元素小结非金属单质的结构和性质分子型氢化物这与稳定性的增减规律相反,稳定性大的,还原性小。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。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：Cl2+2HI=I2+2HCl水溶液酸碱性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。可以用rGRTlgKa来计算出Ka的值，也可以用热力学循环推算，请同学们自己看书。分子型氢化物中在水溶液中的pKa值（298K）最高氧化态的氢氧化物的酸碱性非金属元素氧化物的水合物为含有一个或多个OH基团的氢氧化物。作为这类化合物的中心原子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。通常R+n的电荷高，半径大时，结合的OH基团数目多。当R+n的电荷高且半径小时，例如Cl+7应能结合七个OHnm)，容纳不了这许多OH，势必脱水，直到Cl+7周围保留的异电荷离子或基团数目，既能满足Cl+7的氧化态又能满足它的配位数。处于同一周期的元素，其配位数大致相同。含氧酸及其酸根(含氧酸阴离子)的结构第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-)。第3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。含氧酸盐的绝大部分钠盐、钾盐和铵盐以及酸式盐都易溶于水。1、中心原子结合电子的能力这个变化规律与非金属元素电负性的变化规律是一致的。第五节p区元素的次级周期性以上讨论是用sH，实际上严格点应当用sG来讨论。非金属元素的单质、无氧酸、含氧酸以及含氧酸盐的递变规律一般说来，影响键能大小有两个主要因素：①元素的电负性相差越大，形成的键越强。在SiO44-中，Si原子以sp3杂化轨道与4个氧原子形成4个键。碱金属的硫酸盐在高温下挥发但不分解。非金属单质的化学反应分子中的非羟其氧原子数随中心原子的半径的减小而增加；HA+H2OH3O++A+常用Ka或pKa的大小来衡量其酸碱性。离子化合物的溶解过程，认为是晶格中的离子首先要克服离子间的引力，从晶格中解离为气态离子，然后进入水中并与水分子结合成为水合离子。含氧酸的强度可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的强度。酸电离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的电负性大,R周围的非羟基氧原子(配键电子对偏向这种氧原子使R的有效电负性增加)数目多,则R原子吸引羟基氧原子的电子的能力强,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。契劳尼斯(.)曾经建议按Ka值大小将酸强度分为四类其中常用的三类为：强酸Ka≥1弱酸Ka=10-7～1极弱酸Ka=10-14～10-7例1：试推测下列酸的强度。(K1≈105N-7)HClO4HClO3HClO2HClO105×3-7105×2-7105×1-7105×0-7=10810310-210-7酸的强度为：HClO4>HClO3>HClO2>HClO在常见的含氧酸盐中，磷酸盐、硅酸盐都比较稳定,它们在加热时不分解,但容易脱水缩合为多酸盐,硝酸盐和卤酸盐一般不太稳定，碳酸盐和硫酸盐等居中。酸电离的难易程度取决于元素R吸引羟基氧原子的电子的能力。可以用rGRTlgKa来计算出Ka的值，也可以用热力学循环推算，请同学们自己看书。一般说来，影响键能大小有两个主要因素：①元素的电负性相差越大，形成的键越强。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。可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的强度。第3周期的成酸元素原子的价电子空间分布为四面体。)曾经建议按Ka值大小将酸强度分为四类其中常用的三类为：M+X-(s)M+(aq)+X-(aq)例如IIIA族，Ga的金属性不如Al，Ga(OH)3的酸性比Al(OH3强。硝酸盐：硝酸盐都易溶于水，且溶解度随温度的升高而迅速地增加。将含氧酸盐加热，它们在绝大多数情况下分解为酸酐和金属氧化物或其它产物。可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的强度。最高氧化态的氢氧化物的酸碱性1、中心原子结合电子的能力人们找出pKh与Z2/r有关系，前者为水解常数的负对数，后者表示离子极化能力。一般规律是：阴阳离子半径相差大的比相差小的易溶，如MgSO4比BaSO4易溶。因为当阴阳离子大小相差悬