第 18 章 非金属元素小结

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18-5 P区元素的次级周期性自学练习题

18-1 非金属单质的结构和性质

问题：1.

非金属元素在原子结构和氧化态表现上有何特征？

2 ．非金属单质有几种结构类型？3 ．

非金属单质在形成化合物时有哪些主要性质？

114 116 118

1

2

3

4

5

6

7 钅钅 钅 钅喜 波 黑 麦卢 钅杜钅

镧系

锕系

钫 镭

铌

钽

银

金

镉

汞

铟

铊

锡

铅

锑

铋

碲

钋 砹 氡

氙碘

镧 铈 镨 钕 钷 钐 铕 钆 铽 镝 钬 铒 铥 镱 镥

锕 钍 镤 铀 镎 钚 镅 锔 锫 锎 锿 镄 锘 铹钔

铷

铯

锶

钡

钇 锆

铪

钼

钨

锝

铼

钌 铑 钯

锇 铱 铂

氢

锂

氦

铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖

钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩

钾 钙 钪 钛 钒 铬 锰 铁 钴 镍 铜 锌 镓 锗 砷 硒 溴 氪

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

IB

IA

IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

VIII IIBIIIB IVB VB VIB VIIB

Rf Db Sg Bh Hs MtUun Uuu UubAc-Lr

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

H He

Li Be B C N O F Ne

Na Mg Al Si P ClS Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb

Cs

Fr

Sr

Ba

Ra

Y

LaLu-

1 2

3 4 5 6 7 8 9 10

11 12 13 14 15 16 17 18

19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36

37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54

55 56

57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71

72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86

87 88

89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103

104 105 106 107 108 109 110 111 112

57

89103-

-71

1

2

3

4

5

6

7

氢

IAH1

114 116 118

铟

铊

锡

铅

锑

铋

碲

钋 砹 氡

氙碘

氦

硼 碳 氮 氧 氟 氖

铝 硅 磷 硫 氯 氩

镓 锗 砷 硒 溴 氪In Sn Sb Te I Xe

Tl Pb Bi Po At Rn

IIIA IVA VA VIA VIIAHe

B C N O F Ne

Al Si P ClS Ar

Ga Ge As Se Br Kr

2

5 6 7 8 9 10

13 14 15 16 17 18

31 32 33 34 35 36

49 50 51 52 53 54

81 82 83 84 85 86

准金属 非金属

金属

　　 非金属占 22 种 ( 金属约为 90 种，非金属22 种 ) 。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。

　　 在周期表的右侧，斜线将所有化学元素分为金属和非金属 ( 有 B 、 Si 、 As 、 Se 、Te 五种准金属 ) 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。

　　金属一般电离势低、有光泽、易导电和导热、有可塑性；非金属一般电离势高、其晶体一般不导电、不反射光、也不容易变形。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，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。

18-1 非金属单质的结构和性质1. 非金属元素在原子结构和氧化态表现上有

何特征？ 电负性大，价电子多 半径小，易获得电子 显负价，为 N-8， N 为族数

18-1 非金属单质的结构和性质

2 ．非金属单质有几种结构类型？ 分子晶体或原子晶体——共价特征。 单原子分子构成的单质（稀有气体）； 双原子分子构成的单质（卤素、 O2 、 N2 ）； 多原子分子构成的单质（硫、磷等）； 巨型大分子 ( 原子晶体 ) 构成的单质（碳、硅

等）。

18-1 非金属单质的结构和性质

3 ．非金属单质在形成化合物时有哪些主要性质？

易形成单或多原子阴离子（ S2- 、 Sx2-) ；

氧化物多为酸性，易与碱形成含氧酸盐 单质不易与水（ F2 除外）、稀酸作用，可与

氧化性酸及碱作用。 P604 反应式。

18-2 分子型氢化物问题：1 ．

分子型氢化物有哪些主要性质？其变化规律怎样？

2.

影响无氧酸强度的主要因素有哪些？为什么酸性：

HF<HCl<HBr<HI ？ H2O<HF?

18-2 分子型氢化物1 ．分子型氢化物有哪些主要性质？其变化规 律怎样？热稳定性：电副性差 Δx 越大，氢化物约稳定。还原性：稳定性越小的氢化物还原性越强。 可被 O2 、 Cl2 、高价金属离子、氧化性含 氧酸盐氧化。酸碱性：与给出和接受质子的能力有关。 HX 是酸、 NH3 是碱、 CH4 非酸非碱、 H2O 既酸又碱。

CH4 NH3 H2O HF

SiH4 PH3 H2S HCl

GeH4 AsH3 H2Se HBr

SnH4 SbH3 H2Te HI

稳定性增强还原性减弱水溶液酸性增强极性增大，沸点升高

稳定性减弱

还原性增强

水溶液酸性增强

分子极性减小，

沸点升高

变化规律：

因氢键反常

分子 偶极矩 D 分子 偶极矩 D

HF 1.92 H2O 1.85

HCl 1.08 H2S 1.10

HBr 0.78 NH3 1.48

HI 0.38 CH4 0

氢化物的分子构型不同

主 族 元 素 氢 化 物 沸 点 对 比

- 2 0 0

- 1 5 0

- 1 0 0

- 5 0

0

5 0

1 0 0

1 5 0

周 期 （ 从 第 二 周 期 至 第 六 周 期 ）

/

沸点

摄氏度

A H4 A H3 H2 A HA

无氧酸的强度取决于下列平衡： HA+H2O H3O++A- 常用 KӨa 或 pKӨa 的大小来衡量其酸碱性。

18-2 分子型氢化物

2. 影响无氧酸强度的主要因素有哪些？为什么酸性： HF<HCl<HBr<HI ？ H2O<HF?

影响因素：键能和电子亲合能。 即与 H 直接相连的非金属元素原子的电子云

密度，若该原子的电子云密度越大，对质子的吸引力越强，酸性越小，反之则酸性越大。

因为电子亲合能 F>OH- ，所以酸性 H2O<H

F

因为键能为 HF>HCl>HBr>HI ，

所以酸性：

HF<HCl<HBr<HI

18-3 含氧酸

问题：1. 非金属元素的含氧酸是怎样形成的？2.

影响非金属元素含氧酸酸强度的因素有哪些？非金属元素含氧酸的酸性强弱有哪些变化规律？

3 ．如何根据鲍林规则判定含氧酸的酸强度？4 ．非金属元素的含氧酸在键型及结构上有哪

些特点和规律？

18-3 含氧酸

1. 非金属元素的含氧酸是怎样形成的？ 非金属元素氧化物的水合物——含氧酸可

看成含有一个或多个 OH 基团的氢氧化物，即 R(OH)n 。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 OH 基，但是由于它的半径太小 (0.027nm) ，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。

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+n

r r/ OH -R

+n

R(OH)n

B+3

C+4 N

+5Si

+ 4 P+5

S+ 6

Cl+7

0.15 0.11 0.08 0.30 0.25 0.21 0.1923 4

B(OH)3 C(OH)4 N(OH)5 Si(OH)4 S(OH)6 Cl(OH)7P(OH)5

2 4 3 3

H2CO3 HNO3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4

18-3 含氧酸

2. 影响非金属元素含氧酸酸强度的因素有哪些？非金属元素含氧酸的酸性强弱有哪些变化规律？

在化合物 R(OH)n 中，可以有两种离解方式：R(OH)n→R(OH)n-1 + OH- 　碱式离解R(OH)n→RO(OH)n-1 + H+ 　酸式离解　　 R(OH)n按碱式还是按酸式离解，主要是看 R-O 键和 O-H 键的相对强弱，若 R-O 键弱，就进行碱式解离，若 O-H 键弱时就进行酸式解离。 R-O 与 O-H 键的相对强弱又决定于“离子势”——阳离子的极化能力。

nm)---(r r

Z

阳离子半经阳离子电荷

R(OH)n 中 R 半径小电荷高，对氧原子的吸引力强， R-O 键能大，则 R(OH)n 主要是酸式解离，显酸性。反之亦然。

显碱性时，

显两性时，

显酸性时，

ROH

ROH

ROH

7

107

10

影响含氧酸强度的直接因素是与质子相连的原子即氧原子的电子云密度，凡有利于原子电子密度减小的因素都有利于酸性增强。

羟基氧的电子密度取决于

中心原子 R 的电负性、半径、氧化值

非羟基氧的数目

Cl

O

O

O O H

H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4

若 R 的电负性大、半径小、氧化值高则羟基氧电子密度小，酸性强；非羟基氧的数目多，可使羟基氧上的电子密度小，酸性强。例如：

R 电负性 1.90 2.19 2.58 3.16

半径 氧化值非羟基氧 0 1 2 3

酸性

酸性 HClO4 HNO3

电负性 3.16 3.04

N( 非羟基氧 ) 3 2

酸性 H2S2O7 H2SO4

N( 非羟基氧 ) 2.5 2

缩和程度愈大，酸性愈强。

酸性 HClO HClO2 HClO3 HClO4

N( 非羟基氧 ) 0 1 2 3

＜ ＜ ＜

＞

＞

含氧酸酸性变化规律： 同周期从左到右酸性增强，同主族从上到下酸性减弱，同一元素氧化数高酸性强，非羟基氧数多酸性强。

Pauling 规则 ( 半定量 ) ：

K aN=3 特强酸 ( >103) HClO4

K aN=2 强酸 ( =10-1~103) H2SO4 ， HNO3

K aN=1 中强酸 ( =10-4~10-2) H2SO3 ， HNO2

K aN=0 弱酸 ( ≤10-5) HClO ， HBrO

18-3 含氧酸3 ．如何根据鲍林规则判定含氧酸的酸强度。

　　　　可以用 Ka 或 pKa值衡量含氧酸的强度。　　酸式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。

　　含氧酸 HnROm 可写为 ROm-n(OH)n ，分子中的非羟基氧原子数 N＝ m-n鲍林 (Pauling,L.)归纳出： (1) 多元含氧酸的逐级电离常数之比约为 1

0-5 ，即 KӨal ： KӨ

a2 ： KӨa3…≈1 ： 10-5 ： 10-10

…, 或 pKӨa 的差值为 5 。例如 : 　 H2SO3 的KӨa1=1.2×10-2 ， KӨa2＝ 1×10-7 。 (2) 含氧酸的 KӨa1 与非羟基氧原子数 N有如下的关系：　　 KӨa1≈105N-7 ，即： pKӨa1≈7-5N

ÒÔpK1±íʾµÄһЩº¬ÑõËáÔÚË®ÖеÄÇ¿¶È

H2CO3HNO3

H4SiO4

H3PO4H2SO4

HClO4

N Öµ

ËáµÄÏà¶ÔÇ¿¶È ¼«Ç¿ Ç¿ Èõ ºÜÈõ

3 2 1 0

H3BO3HClOH4GeO4H3AsO3

HBrOH3SbO3HIO

H6TeO6

9.07.48.69.28.7

11.010.0

8.810.0

HNO2

H2SO3HClO2H3AsO4H2SeO3

H5IO6

H3PO2

H3PO3

3.73.32.11.92.02.32.61.61.82.0

HClO3

HIO3

H2CrO4

HMnO4

HReO4

-1.3

-2.0

-2.7

0.8

-1.0

-7

-2.3

-1.3

ËáµÄpK1Öµ

18-3 含氧酸4 ．非金属元素的含氧酸在键型及结构上有哪些

特点和规律？第二周期： sp2杂化 平面三角形 除 σ 键外，有

p-pπ 及 πab

第三周期： sp3杂化，四面体，除 σ 键外（ R

O 配键）外，有 d-pπ

第四、五周期 sp3 或 sp3d2 四面体或八面体结构 ， σ 键。

　　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。这些中心原子 R 的一个空 2p轨道和氧原子有电子的 2p轨道形成离域键。 RO3

n- 离子都是 46 大键，

为平面三角形 (NO3- 、 CO3

2-) 。

BOO

O

H

HH

B

OO

O 3-

COO

O

HH

C

OO

O 2-

NOH

O

O

N

OO

O-

　　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 RO4

n- 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。

4 -

Si

O

O OO

Si O

O

O

O

H

H

H

H

3-

P

O

O OO

P

O

O

H

H

O OH S

O

O

H

H

OO

2-

S

O

O OO

Cl

O

O

H

O O

-

S

O

O OO

Cl

第 4 周期元素的含氧酸与第 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 。至于第 5 周期的元素，其中心原子 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 H6Te

O6 。

Te

O

O

O

O

O

O

H

H

HH

H

H

H6TeO6

18-4 非金属含氧酸盐的某些性质

1 ．影响非金属元素含氧酸盐溶解性、水解性、热稳定性的主要因素有哪些？非金属元素含氧酸盐在溶解性、水解性、热稳定性方面有哪些规律？

2 ．非金属元素的含氧酸及其盐的氧化还原性有哪些规律？影响非金属元素的含氧酸及其盐的氧化还原能力的主要因素有哪些？

18-4 非金属含氧酸盐的某些性质

1 ．影响非金属元素含氧酸盐溶解性、水解性、热稳定性的主要因素有哪些？非金属元素含氧酸盐在溶解性、水解性、热稳定性方面有哪些规律？

　溶解性 : 　　　离子化合物的溶解过程，可以认为是晶格中的

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。当 sH<0 则溶解往往易于进行。

M+(g) + X- (g)

-U hH

M+X- (s) M+(aq)+X- (aq) sH

　　电荷高、半径小，即 Z/r值大的离子所形成的盐的晶格能大。但这样的离子与水分子之间的引力也大。当离子的 Z/r增大时，是晶格能和离子水合能哪一个增加得多一些，要看阴、阳离子大小匹配的情况。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殊 ( 即 r->>r+) 时，离子水合作用在溶解过程中居优势，所以在性质相似的盐系列中，阳离子的半径越小，该盐越容易溶解。

若阴阳离子的半径相差不多，则 (Z/r) 大的 r

离子所形成的盐较难溶解，如碱土金属和许多过渡金属的碳酸盐、磷酸盐等；而碱金属的硝酸盐和氯酸盐等易溶。

以上讨论是用 sH，实际上严格点应当用 sG来讨论

　溶解性一般规律：　 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。其它含氧酸盐在水中的溶解性可以归纳如下：

　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。

　硫酸盐：大部分溶于水，但 SrSO4 、 BaSO4 和 PbSO4难溶于水， CaSO4 、 Ag2SO4 和 Hg2SO4微溶于水。

　碳酸盐：大多数都不溶于水，其中又以 Ca2+ 、 Sr2+ 、 Ba2+ 、 Pb2+ 的碳酸盐最难溶。

　磷酸盐：大多数都难溶于水。

水解性：　　强酸的阴离子如 ClO4

- 和 NO3- 等不水解，

它们对水的 pH值无影响。但是弱酸的阴离子如 CO3

2- 及 SiO32- 等，明显地水解，而使溶

液的 pH值增大。含氧酸的阴离子的水解强度与其共轭酸的强度成反比。

阳离子的水解能力与离子的极化能力有关。稀有气体构型金属离子的水解程度与它们的离子极化力成正比。即阳离子的 Z/r 或 Z2/r

值越大，水解越强。

含氧酸盐的热稳定性： 含氧阴离子的稳定性与其结构和中心原子的电负性、半径、氧化数等有关。　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。　　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。

硫酸盐的分解温度一般在 1273K 以上。碱金属的硫酸盐在高温下挥发但不分解。　　许多重金属的硫酸盐如 CdSO4 和 PbSO4

等，在一般加热条件下都很稳定，所以能用于定量分析。但是氧化态为 +III 的 Al3+ 、 Cr3+ 和Fe3+ 的硫酸盐不稳定，在加热时分解为 SO3 和金属氧化物。

碳酸盐的分解温度随金属离子不同差别很大。碳酸盐比硫酸盐易分解，产物为 CO2 和金属氧化物。硝酸盐又比碳酸盐更易分解，产物随金属的活泼性的差异而有亚硝酸盐或金属氧化物或金属。 酸式盐同正盐比较，前者往往不及后者稳定。

Óë ½áºÏµÄ½ðÊôÀë×Ó

·Ö½âζÈ/K ºÜ¸ß

CO3 -2

(kJ/mol)

Ca +2

Sr +2 Li

+Na

+K

+Rb

+Cs

+Ag

+Tl

+Be

+2Mg

+2Pb

+2Zn

+2Ba

+2

- 117 177 234 267 71 87 226 321 391 404 82 -407

373 813 1170 14621633 573588 1543 491 >573ºÜ¸ß ºÜ¸ß ºÜ¸ß

̼ËáÑεķֽâÈȺͷֽâζÈ

18-4 非金属含氧酸盐的某些性质2 ．非金属元素的含氧酸及其盐的氧化还原性

有哪些规律？影响非金属元素的含氧酸及其盐的氧化还原能力的主要因素有哪些？

含氧酸及其盐表现出来的氧化还原性受多种因素的影响，情况颇为复杂。迄今为止，我们对它的规律性尚缺乏认识。 从 p 区元素最高氧化态含氧酸 (包括水合氧化物 ) 的标准电极电势来看，有以下规律：

(1) 在同一周期中，各元素最高氧化态含氧酸的氧化性，从左到右递增。

(2) 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，第三周期元素含氧酸的氧化性有下降趋势，第四周期元素含氧酸的氧化性又有升高趋势，有些在同族元素中居于最强地位。第六周期元素含氧酸的氧化性又比第五周期元素的强得多。

p区 成 酸 元 素 最 氧 化 态 的 含 氧 酸 的 电 极 电 势

- 1 . 5

- 1

- 0 . 5

0

0 . 5

1

1 . 5

2

I I I A第 族 I VA第 族 VA第 族 VI A第 族 VI I A第 族

第 二 周 期第 三 周 期第 四 周 期第 五 周 期第 六 周 期

p区 元 素 最 高 氧 化 态 含 氧 酸 的 电 极 电 势

- 1 . 5

- 1

- 0 . 5

0

0 . 5

1

1 . 5

2

第 二 周 期 第 三 周 期 第 四 周 期 第 五 周 期 第 六 周 期

I I I A第 族I VA第 族VA第 族VI A第 族VI I A第 族

(3) 对于同一种元素的不同氧化态含氧酸来说，低氧化态的氧化性较强。例如HClO＞ HClO2＞ HClO3＞ HClO4

　　其原因可能是因为在还原过程中氧化态愈高的含氧酸需要断裂的 R-O 键愈多，酸根较稳定之故。

(4) 多氧化态的成酸元素的含氧酸及其盐的一个特征就是它们具有氧化还原性，这包括一些非金属和金属元素 (Cr2O7

2-) 都是如此。例如 ,N 、S 、 Se 和卤素的最高氧化态含氧酸： HNO3 、H2SO4 、 H2SeO4 及 HClO4 等都是强氧化剂；这些元素的最低氧化态化合物，如 NH3 、 H2S 和HCl 等为还原剂；而处于中间氧化态的 HNO2 和H2SO3 等既是氧化剂又是还原剂。

　　影响其氧化能力的因素有：　　 (1) 中心原子结合电子的能力　　高氧化态的中心原子在它转变为低氧化态的过程中获得电子的能力与它的电负性、原子半径及氧化态等因素有关。电负性大、原子半径小、氧化态高的中心原子，其获得电子的能力强，表现为酸的氧化性强。

　　处于同一周期的元素，从左至右，其电负性增大，原子半径减小，它们的最高氧化态含氧酸的氧化性依次递增。

(2) 分子的稳定性　　 如果含氧酸分子中的中心原子 R 多变价，分子又不稳定，则处于高氧化态的酸或盐有氧化性，而且分子越不稳定，其氧化性越强。分子的稳定性与 R-O 键的强度和键数有关。 R-O

键的强度愈大、成键数愈多，则要断裂这些键越难。

　　第六周期元素最高氧化态含氧酸 (包括氧化物及其水合物 ) 的氧化性之所以强，同它们的中心原子的 6s2 电子对特别稳定有关。第六周期处于 Hg(内层电子已填满 ) 之后的 Tl 、 P

b 、 Bi 等元素的 6s2 电子对特别稳定，即惰性电子对效应所致，所以它们的高氧化态的含氧酸氧化性比第五周期相应元素的含氧酸强得多。

　　 (3) 溶液的酸度、浓度、温度等 含氧酸盐在酸性介质中比在中性或碱性介质

中的氧化性强。浓酸比稀酸的氧化性强。酸又比相应的盐的氧化性强。

　　 对同一元素来说，一般是低氧化态弱酸的氧化性强于稀的高氧化态的强酸。如 HNO2 强于稀的 HNO3 ， H2SO3 强于稀 H2SO4 。

　　

这是因在弱酸分子中存在着 H+ 离子对含氧酸中心原子 R 的反极化作用，使 R-O 键易断裂。从而使酸的氧化性增强。浓酸中存在的自由酸分子较多，同理表现出强氧化性。至于 ClO4

- 、MnO4

- 等离子在酸性介质中比在碱性介质中强 ,

是由于在酸性溶液中有较高的 H+ 离子。ClO4

-+8H++8e-===Cl-+4H2O =1.34V

ClO4-+4H2O+8e-===Cl-+8OH- =0.51V

18-5 P 区元素的次级周期性

1 ． P区第二周期元素有哪些特殊性？P

区第四周期元素有哪些不规则性？

2 ．从P区元素卤化物 CF4、CCl4、SiF4、SiCl4、BF3、BCl3

、AsCl3水解反应总结其水解产物有哪些类型？

18-5 P 区元素的次级周期性

1 ． P 区第二周期元素有哪些特殊性？ P 区第四周期元素有哪些不规则性？

　 P 区第二周期元素的特殊性：　 (l) N 、 O 、 F 的含氢化合物易生成氢键，离

子 性较强；　 (2) 它们的最高配位数为 4 ，而第 3 周期和

以后 几个周期的元素的配位数可以超过 4 ； (3) 元素有自相成链的能力，以碳元素最强；

(4) 多数有生成重键的特性； (5) 与第 3 周期的元素相比较，化学活泼性 的差别大； (6) 同素异性体在性质上的差别比较大。

P 区第四周期元素的不规则性： 原子、电负性、氢氧化物酸碱性、最高氧化态含氧酸（盐）的氧化态等性质出现反常。 p 区各族元素自上而下，原子半径变化不规则，第 2 、 3 周期元素之间增加的幅度最大，而在下各周期之间增加的幅度小，这是由于从第 4 周期开始，在 IIA 族和 IllA 族中间各插入了填充内层 d轨道的过渡元素， d 电子对核的屏蔽作用小，这样就导致从 Ga 到 Br 这些 p区元素的原子半径比不插入过渡元素时小。第4 周期的 p 区元素的原子半径增加很小。

原子半径的大小是影响元素性质的重要因素，再加上这些元素的原子的次外电子层为 1

8 电子构型致使第 4 周期元素的电负性、金属性（非金属性）、电极电势以及含氧酸的氧化还原性等都出现异常现象，即所谓“不规则性”。例如 IIIA 族， Ga 的金属性不如 Al ，Ga(OH)3 的酸性比 Al(OH)3 强。

pm原 子 半 径

50

70

90

110

130

150

170

第 二 周 期 第 三 周 期 第 四 周 期 第 五 周 期 第 六 周 期

I I I A第 族I VA第 族VA第 族VI A第 族VI I A第 族

电 负 性

11 . 21 . 41 . 61 . 8

22 . 22 . 42 . 62 . 8

33 . 23 . 43 . 63 . 8

4

第 二 周 期 第 三 周 期 第 四 周 期 第 五 周 期 第 六 周 期

I I I A第 族I VA第 族VA第 族VI A第 族VI I A第 族

2 ．从 P 区元素卤化物 CF4 、 CCl4 、 SiF4 、 Si

Cl4 、 BF3 、 BCl3 、 AsCl3 、 SbCl3 、 BiCl3 水解反应总结其水解产物有哪些类型？

(1) CCl4 CF4 不水解。

C已满足最大配位数，没有可利用的空轨道接受水的 OH ，只能先断开 C-Cl 、 C-F 键 才能发生水解，需要能量大。

(2) SiF4 、 BF3 水解，生成相应的含氧酸和 氟配 酸。

263224 ][243 SiFHSiOHOHSiF

][3334 43323 BFHBOHOHBF

(3) SiCl4 、 BCl3 水解，生成相应的含氧酸酸 及 HCl 。 ClHSiOHOHSiCl 443 3224

ClHBOHOHBCl 333 3323

ClHAsOHOHAsCl 333 3323

(4) SbCl3 、 BiCl3 水解，生成难溶的酰基盐。

氯化氧锑或氯化锑酰

白色 OHSbOCl

ClHClOHSbOHSbCl

2

223

)(

22)(2

氯化氧铋或氯化铋酰

白色 OHBiOCl

ClHClOHBiOHBiCl

2

223

)(

22)(2

自学练习题P630 18-3， 18-5， 18-7， 18-8， 18-10， 18-11， 18-12， 18-14， 18-16