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元素通论第七章7.1周期表中元素分类7.2非金属元素通论7.3金属元素通论7.4稀有气体第七章元素通论7.1周期表中元素分类7.1.2元素的金属性与非金属性7.1.1元素的系、区和族的划分7.1.1元素系、区和族的划分系是根据元素原子的价电子构型的相似性以及元素性质的共性对元素进行的大的分类。把周期表中元素B(硼)与At(砹)连线以及右上方元素，再加氢共称为非金属(系)元素；而连线左下方所有元素统称为金属(系)元素。也有人把位于B(硼)与At(砹)交界线左右的元素称为两性元素，如Al,Si,Ge,As等。在非金属元素中，习惯以各族的第一个元素来称”某某族”元素，如卤素，氧族，氮族等。在周期表中非金属元素所占比例较小。一：系的划分在金属(系)元素中,首先把处于主族区的金属称为主族金属，包括ⅠA,ⅡA和ⅢA到ⅤA族中的金属元素；把处于副族区ⅠB到ⅧB的金属称为副族金属。其中又把具有未充满的(n-1)d价电子的副族金属称为过渡(系)金属，包括周期表中的ⅢB到ⅧB族的副族金属。把具有未充满的(n-2)f价电子的过渡金属(位于第6、7周期)元素分别称为镧系元素与锕系元素.另外，习惯把ⅢA到ⅤA族中的金属以该族中的第一个金属的名称称为“某分族”，如铝分族、锗分族、锑分族等。族是根据价电子的构型不同而对元素进行的分类.首先分为主族和副族,周期表中有18列共16族,包含8个主族和8个副族.即主族：IA－VIIA7个主族和1个0族(也有称ⅧA族);副族：IBVIIB7个副族、VIII(B)族(3列).根据元素原子价电子构型的特点，即以最后一个电子填充的能级的不同,把周期表分为五个区,包括s区、p区、d区、ds区和f区.二：区的划分三：族的划分7.1.2元素的金属性与非金属性元素的金属性：指原子易于失去电子，形成化学键时成为正离子的倾向大，或它的价电子易于偏离的这种性质。这样的元素一般具有相对较低的电离能和小的电负性。金属元素一般表现出较强的金属性。元素的非金属性：指原子易于取得电子，形成化学键时成为负离子的倾向大，或者说它强烈吸引成键电子的这种性质。一：定义二：变化规律这样的元素一般具有相对大的电子亲和能(第一电子亲和能为负,释放能量)和大的电负性，一般呈负氧化态。如p区的非金属元素表现出较强的非金属性。同一周期从左到右元素的金属性依次减弱，而非金属性依次增强。主族，同族从上至下元素金属性递增，非金属性递减；副族，同族从上至下元素金属性变化不显著也不太规律，但总体是减弱的。三：强弱的量度元素的金属性和非金属性强弱可用元素的电离能、电子亲和能、电负性等数据来综合考量.如:可根据元素电负性的大小来初略判定，一般认为电负性2.0为非金属元素，X2.0为金属元素，X1.2为活泼金属。7.2非金属元素通论7.2.3第2、4周期p区非金属元素的特殊性7.2.2非金属元素的重要化合物7.2.1非金属单质非金属单质分子组成与晶体结构状态分子组成实例晶体类型质点间作用力熔,沸点气态单原子分子稀有气体分子晶体分子间作用力低双原子分子H2,F2,O2,N2,Cl2分子晶体分子间作用力低液态双原子分子Br2分子晶体分子间作用力低固态双原子有限分子I2分子晶体分子间作用力稍高多原子有限分子S8,Se8,As4,P4分子晶体分子间作用力稍高多原子无限分子C,Si,B原子晶体共价键很高一：物理性质和晶体结构7.2.1非金属单质关于单质分子的组成,有人提出8-N规则,即N代表非金属元素在周期表中的族数,该元素在单质分子中的共价数等于8-N,以此,推出单质分子的组成。I2单质P单质金刚石B粉As单质X2(X=F,Cl,Br,I)、O2、P、S等活泼非金属单质能与金属、氢气反应形成卤化物、氧化物、硫化物、氢化物或含氧酸盐等。其中与氧气反应形成酸性氧化物。二：非金属元素单质的化学性质大部分非金属单质在室温下不与水反应，卤素中Cl2、Br2可部分地与水反应生成次氯酸、次溴酸。除氟、氧、氮外，非金属单质可与氧化性酸反应，除氧、氮、碳外，还能与碱溶液反应。3C12+6NaOH==5NaCl+NaClO3+3H2O3S+6NaOH==2Na2S+Na2SO3+3H2O4P+3NaOH+3H2O==3NaH2PO2+PH3↑Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑2B+2NaOH+2H2O==2NaBO2+3H2↑2F2+4NaOH==4NaF+O2+2H2O其中S、P等非金属单质与碱主要发生歧化反应，而Si、B等与碱反应则生成含氧酸盐放出H2。一:物理性质7.2.2.1氢化物7.2.2非金属元素的重要化合物H2OH2SH2TeH2SeHFCH4HClSbH3HBrHIPH3NH3AsH3GeH4SiH4SnH4H2OHFH2SeH2SH2TeHClHBrHIPH3NH3AsH3SbH3CH4GeH4SiH4SnH47-1:简述H2O,H2S,H2Se,H2Te熔点和沸点的变化规律并解释原因.答案7-2:为什么H2O的沸点比HF还高?(了解)答案问题解:从H2S到H2Te熔沸点依次升高,而H2O反常的高于H2S。因为从H2S到H2Te,随着分子量的增加,分子体积增大,变形性增大,色散力就依次增大,即分子间作用力依次增大,所以熔沸点就依次升高.而H20反常的高是因为除了分子间的范德华力外，还增加了分子间氢键作用力，所以总作用力远大于H2S，即熔沸点高于H2S.解:虽然就单个氢键键能而言H-F┄H键能大于水分子中的H-O┄H.但在HF分子中,氢键可使HF分子形成锯齿状分子链,即一个分子可形成两个氢键.而在水分子中,通过氢键构成了三维网状结构,即一个H2O可形成四个氢键.因此,同样是1mol物质,破坏HF分子之间的氢键所需能量会低于H2O分子的,所以水的熔沸点反而高于HF分子.（1）变化规律同一周期中,从左到右热稳定性逐渐增加;在同一族中,自上而下热稳定性逐渐减小.（2）理论解释a:电负性差值的关系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.b:与△fGθ或△fHθ的关系二：热稳定性这些氢化物的标准生成自由能△fGθ或标准生成焓△fHθ越负,氢化物越稳定.7-3:HF,HCl,HBr,HI热稳定性的变化规律如何?请用键能和热力学函数(查附录)两种方法来解释之.解:从HF到HI热稳定性依次减弱.因为随着从F到I的原子半径依次增大和电负性的依次减小,导致键能从H-F到H-I依次减弱,键稳定性减弱,则HX的稳定性也依次减弱.问题从热力学角度:反应:HX(g)==1/2H2(g)+1/2X2(g)△rHθ=1/2△fHθ(H2,g)+1/2△fHθ(X2,g)-△fHθ(HX,g)=-△fHθ(HX,g)已知:△fHθ(HF,g)=-271kJ/mol;△fHθ(HCl,g)=-92.5kJ/mol;△fHθ(HBr,g)=-36.4kJ/mol;△fHθ(HI,g)=26.5kJ/mol则分解反应的△rHθ从HF到HI依次减弱,即打断此键所需能量依次减少,则稳定性依次减弱.（1）变化规律除了HF以外，其它分子型氢化物都有还原性，且变化规律如下：CH4NH3H20HFSiH4PH3H2SHClGeH4AsH3H2SeHBr(SnH4)SbH3H2TeHI三：还原性还原性增强还原性增强VV（2）理论解释这与稳定性的增减规律刚好相反,稳定性大的,还原性小.氢化物AHn的还原性来自An-,而An-失电子的能力与其半径和电负性的大小有关.在周期表中,从右到左,自上而下,元素A的半径增大,电负性减小,An-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.7-4:HF,H2O,NH3,CH4还原性的变化规律如何?请定性解释原因.解:从HF到CH4还原性依次增强.因氢化物AHn的还原性来自An-,而An-失电子的能力与其半径和电负性的大小有关.从F到C中心原子的半径增大,电负性减小,则失电子的能力依次递增,所以从HF到CH4还原性依次增强.问题（1）酸性变化规律它们氢化物水溶液的酸性从上到下依次增强；从左到右也依次增强。（2）影响无氧酸强度的主要因素根据热力学循环推算:四：氢化物水溶液的酸碱性△iH=H+D+I+E+Hc+Ha把相关数据代入上式即可算出氢化物解离过程的焓变值，该值越负，酸性越强。因此，决定无氧酸强度的主要因素有：（1）HA的键能(D)：H—A键越弱,则HA越容易释放出H+.（2）元素A的电子亲和能(E)：亲和能绝对值大(一般元素的I1为负),放热越多,有利于HA的电离.（3）阴离子A-的水合能(Ha)大小:半径小的阴离子,其水合能大(表示放出能量越多),有利于HA在水中电离.7-5:H2O,H2S,H2Se,H2Te酸性的变化规律如何?请用波恩-哈伯循环解释之.答案7-6:定性解释HCl,H2S,PH3,SiH4的酸性变化规律.答案问题解:从H2O到H2Te酸性依次增强.根据波恩-哈伯循环:△iHθ=H+2D+I1+E1+E2+2Hc+Ha因H-A键能从H-O到H-Te是依次减小,即解离所需能量依次减小.E1+E2从O到Te需吸收的热也依次减少.虽然阴离子水合能从O2-到Te2-放出的能量逐渐减弱,但H-A键能和电子亲合势的作用使得H2A的解离从H2O到H2Te所需能量依次降低,所以酸性依次增强.解:酸性从HCl到SiH4依次减弱.因为从Cl到Si氧化态由负到正依次升高,元素的电负性依次减弱，导致中心离子与氢形成的共价键的极性依次减弱，则在极性溶剂水作用下的解离就越难,所以酸性依次减弱.（1）第2周期的成酸元素中心原子采用sp2杂化[B(OH)4-除外],价电子对空间构型为平面三角形.配位数为3的RO3n-离子空间构型为平面三角形,并有一个π46大π键,配位数为2的RO2n-离子(如NO2-)空间构型为角形,有一个π34大π键。7.2.2.2含氧酸一：含氧酸的组成和结构NO3-(有π46大π键)NO2-(有π34大π键)（2）第3周期的成酸非金属元素它们的中心原子R均以sp3杂化类型成键,价电子对空间构型为四面体.形成的RO4n-型离子为正四面体(如SiO44-,PO43-,SO42-,ClO4-).RO3n-型离子(如ClO3-,SO32-)为三角锥型.RO2n-型离子(如ClO2-)为角型,ROn-型离子(如ClO-)为直线型.注意：在P,S,Cl等多电子原子形成的含氧阴离子中,R-O键的键长比单键短又比双键长,表明在形成R→Oσ配键的同时,还可能形成d-pπ配键,即存在多重键.（3）第4周期元素第4周期元素的含氧酸与第3周期元素含氧酸的结构相似,采取sp3杂化,价电子对构型为四面体,如AsO43-,SeO42-,BrO4-均为正四面体,而AsO33-,SeO32-,BrO3-均为三角锥型.（4）第5周期的元素第5周期元素的含氧酸既有配位数为6的,也有为4的.前者成酸原子采用sp3d2杂化类型[如H2Sn(OH)6,HSb(OH)6,Te(OH)6,IO(OH)5],形成八面体构型,后者采用sp3杂化类型(如HIO4),形成四面体构型.（1）酸碱性变化规律1.族价含氧酸同一周期,从左到右,族价含氧酸酸性依次增强.同一族,从上到下总趋势是酸性减弱,但减弱程度不同.同一主族不同周期的成酸元素,酸性强弱变化规律为:第二周期第三周期≈第四周期第五周期例如:H4GeO4H3AsO4H2SeO4HBrO4HNO3H3PO4≈H3AsO4HSb(OH)6二：含氧酸的酸碱性强度2.同一元素不同价态的含氧酸一般高氧化态的含氧酸酸性比低氧化态的强例如：HClO4HClO3HClO2HClO;HNO3HNO2例外：H2TeO3＞[Te(OH)6];H3PO3,H3PO2＞H3PO43.同一元素同一价态的含氧酸缩合酸的酸性比单酸强。如焦硫酸＞硫酸;焦(或偏)磷酸＞磷酸（2）含氧酸酸碱性强度的理论解释1.离子势与含氧酸强度的关系以R-O-H表示脱水后的氢氧化物,它在水中有两种离解方式：ROH→R++OH-碱式离解ROH→RO