12
变化规律：
CH4 NH3 H2O SiH4 PH3 H2S GeH4 AsH3 H2Se SnH4 SbH3 H2Te
稳定性增强
HF HCl HBr
沸 点 升 高
分 子 极 性 减
水 溶 液 酸 性
还 原 性 增 强
稳 定 性 减 弱
HI 小 增
强
还原性减弱
水溶液酸性增强
极性增大，沸点升高 13
25
影响含氧酸强度的直接因素是与质子相连 的氧原子的电子云密度，凡有利于氧原子电子 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
26
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：
值，也可以用热力学循环来推算。
15
H nX (aq)
H
θ
H +(aq)
+ H n-1X - (aq )
H hyd
H hyd
H nX (g)
D
H (g) + H n-1X (g)
H hyd
I E
H + (g) H n-1X - (g)
H
θ
D
I
E
H
hyd
H
X-
n-1 hyd
H nX hyd
10
Δ 硅、硼则从碱中置换出氢气： Si + 2NaOH + H2O═Na2SiO3 + 2H2↑ 3B + 2NaOH + 2H2O ═NaBO2 + 3H2↑
11
18-2 分子型氢化物
➢热稳定性：电负性差Δx越大，氢化物越稳 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。
N=0 弱酸 (pKa1= 7)
HClO，HBrO
N=1 中强酸 (pKa1= 2) H2SO3，HNO2
N=2 强酸 (pKa1= -3) H2SO4，HNO3
N=3 特强酸 (pKa1= -8)
HClO4
30
(1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为 10-5，即KӨal：KӨa2：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。
H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
R电负性 1.90 2.19 2.58 3.16
半径
氧化值
非羟基氧 0 酸性
1
2
3
27
酸性
HClO < HClO2 <HClO3 <HClO4
N(非羟基氧) 0
1
2
3
酸性 电负性
HClO4 ＞ HNO3 3.16 3.04
N(非羟基氧) 3
2
酸性
H2S2O7 ＞ H2SO4
（碳、硅等）。
9
3．非金属单质形成化合物主要性质
Δ易形成单或多原子阴离子（S2-、 CSl2x2+-)2NaOH ═NaClO + NaCl + H2O Δ 3I酸2氧+盐化6N物a多OH为═酸5性Na，I 易+ N与a碱IO形3 +成3含H氧2O Δ 4P单+质3N不a易OH与水+ （3HF22O除═外）3N、aH稀2P酸O作2 + PH用3，可与氧化性酸及碱作用。
镧铈 镨 钕 钷 钐 铕 钆 铽镝 钬 铒铥 镱镥
89Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93Np 94 Pu 95Am 96Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101Md 102No 103 Lr
锕 钍 镤 铀镎 钚 镅 锔 锫 锎 锿 镄 钔 锘 铹
3
• 非金属占22种(金属约为90种)。 • 无机物大都同非金属有关，如酸
N(非羟基氧) 4 2
缩和程度愈大，酸性愈强。
28
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。
29
3．根据鲍林规则判定含氧酸的酸强 度-Pauling规则
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, pKa1= 7-5N
16
17
NH3 (aq)
H+ (aq) + NH2- (aq)
Δ H θ=122K J/m ol
NH3(aq) -HNH3(Hyd)
+ H2O(l) SH2O
NH3(g)
H2O (g) DHOH
H(g) + OH(g)
EOH OH-(g)
H
NH4+(aq) +OH-(aq)
NH4+(Hyd)
H5IO6 1.6 H4SiO4 8.8
H2CrO4 -1.0 H3PO3 1.8 H6TeO6 10.0 H3PO2 2.0
32
4．非金属元素的含氧酸在键型及结构上特点和规 律 第二周期：sp2杂化 平面三角形 除σ键外，有ppπ及πab B(OH)3,H2CO3, HNO3, 第三周期：sp3杂化，四面体，除σ键外（R O 配键）外，有d-pπH4SiO4, H3PO4,H2SO4, HClO4 第四、五周期sp3或sp3d2 四面体或八面体结构 ， σ键。H5IO6,H3AsO4, H6TeO6
IB IIB 铝 硅 磷 硫 氯 氩
4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
钾钙 钪钛 钒 铬锰铁钴镍 铜 锌镓锗砷硒 溴氪
5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
(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
31
以pK1表示的一些含氧酸在水中的强度
N值
3
2
1
0
酸的相对强度 极强
强
弱
很弱
HClO4 -7 HNO3 -1.3 H2CO3 3.7 H3BO3 9.0
HNO2 3.3 HClO 7.4
酸 的
所以酸性： HF < HCl < HBr < HI
20
18-3 含氧酸
1. 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。
21
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。
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。
4
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。
5
IA
1
1H
氢
2
3
4
5
6
7
准金属
非金属
IIIA
5B
铷锶 钇 锆铌 钼 锝 钌 铑钯银 镉 铟 锡 锑 碲 碘 氙
6 55 Cs 56 Ba 57-71 72 Hf 73 Ta 74 W 75Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
铯 钡 La-Lu 铪 钽 钨 铼 锇 铱 铂 金 汞 铊 铅 铋 钋 砹 氡
脱水后的氢氧化不物脱水H2CO3 HNO3 H2SiO3H3PO4H2SO4 HClO4
或不脱水
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在化合物R(OH)n中，可以有两种离解方式： a) R(OH)n→R(OH)n-1 + OH- 碱式离解 b) 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。
↓
(SnH4)～20
SbH3～15 H2Te 3 HI -10
酸性增强→
影响因素：键能和电子亲合能。
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。
19
❖因为电子亲合能 F > OH- ，所以酸 性H2O < HF ❖因为键能为 HF > HCl > HBr > HI
R-O与O-H键的相对强弱决定于“离子势”— —阳离子的极化能力。
24
阳 阳 离 离 子 子 半 电 径 荷Z r (r---nm )
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。
10时，ROH显酸性