华南师范大学无机化学第七章-元素通论ppt课件
元素通论元素通论第七章第七章7.1 周期表中元素分类周期表中元素分类7.2 非金属元素通论非金属元素通论7.3 金属元素通论金属元素通论7.4 稀有气体稀有气体第七章第七章 元素通论元素通论7.1 周期表中元素分类周期表中元素分类7.1.2 元素的金属性与非金属性元素的金属性与非金属性7.1.1 元素的系、区和族的划分元素的系、区和族的划分7.1.1 元素系、区和族的划分元素系、区和族的划分 系系是是根据元素原子的价电子构型的相似性以及元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素性质的共性对元素进行的大的分类。把周期表中把周期表中元素元素B(硼硼)与与At(砹砹)连线以及右上方元素，再加氢共连线以及右上方元素，再加氢共称为称为非金属非金属(系系)元素元素；而连线左下方所有元素统称；而连线左下方所有元素统称为为金属金属(系系)元素元素。也有人把位于。也有人把位于B(硼硼)与与At(砹砹)交界交界线左右的元素称为线左右的元素称为两性元素两性元素，如，如Al,Si,Ge,As等。等。在非金属元素中，习惯以各族的第一个元素来称在非金属元素中，习惯以各族的第一个元素来称”某某族某某族”元素，如卤素，氧族，氮族等。在周元素，如卤素，氧族，氮族等。在周期表中非金属元素所占比例较小。期表中非金属元素所占比例较小。一：系的划分一：系的划分 在金属在金属(系系)元素中元素中,首先把处于主族区的金属称为首先把处于主族区的金属称为主族金属主族金属，包括，包括A,A和和A到到A族中的金属族中的金属元素；把处于副族区元素；把处于副族区B到到B的金属称为的金属称为副族金副族金属属。其中又把具有未充满的。其中又把具有未充满的(n-1)d价电子的副族金价电子的副族金属称为属称为过渡过渡(系系)金属金属，包括周期表中的，包括周期表中的B到到B族的副族金属。把族的副族金属。把具有未充满的具有未充满的(n-2)f价电子的过价电子的过渡金属渡金属(位于位于第第6、7周期周期)元素分别称为元素分别称为镧系元素镧系元素与与锕系元素锕系元素.另外，习惯把另外，习惯把A到到A族中的金属族中的金属以该族中的第一以该族中的第一个金属的名称称为个金属的名称称为“某分族某分族”，如铝分族、锗分族，如铝分族、锗分族、锑分族等。、锑分族等。族是族是根据价电子的构型不同而对元素进行根据价电子的构型不同而对元素进行的分类的分类.首先分为主族和副族首先分为主族和副族,周期表中有周期表中有1818列共列共1616族族,包含包含8 8个主族和个主族和8 8个副族个副族.即主族：即主族：IAIAVIIA 7VIIA 7个主族和个主族和1 1个个0 0族族(也有称也有称AA族族););副族：副族：IBIB VIIB 7VIIB 7个副族、个副族、VIII(B)VIII(B)族族(3(3列列).).根据元素原子价电子构型的特点，即根据元素原子价电子构型的特点，即以最后以最后一个电子填充的能级的不同一个电子填充的能级的不同,把周期表分为五把周期表分为五个区个区,包括包括s s区、区、p p区、区、d d区、区、dsds区和区和f f区区.二：区的划分二：区的划分三：族的划分三：族的划分7.1.2 元素的金属性与非金属性元素的金属性与非金属性元素的金属性元素的金属性：指原子易于失去电子，形成化：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。现出较强的金属性。元素的非金属性元素的非金属性：指原子易于取得电子，形成：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。吸引成键电子的这种性质。一：定义一：定义二：变化规律二：变化规律 这样的元素一般这样的元素一般具有相对大的电子亲和能具有相对大的电子亲和能(第第一电子亲和能为负一电子亲和能为负,释放能量释放能量)和大的电负性，一和大的电负性，一般呈负氧化态。如般呈负氧化态。如p p区的非金属元素表现出较强区的非金属元素表现出较强的非金属性。的非金属性。同一周期从左到右元素的金属性依次减弱，而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非金属性依次增强。主族，主族，同族从上至下元素金属性递增，非金属同族从上至下元素金属性递增，非金属性递减性递减；副族，副族，同族同族从上至下元素金属性变化不显著也从上至下元素金属性变化不显著也不太规律，但不太规律，但总体是减弱的总体是减弱的。三：强弱的量度三：强弱的量度 元素的金属性和非金属性强弱可用元素的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电离能、电子亲和能、电负性等数据来综合考量考量.如如:可根据元素电负性的大小来初略判定，可根据元素电负性的大小来初略判定，一般认为电负性一般认为电负性2.02.0为非金属元素，为非金属元素，X2.0X2.0为金属元素，为金属元素，X1.2X第三周期第三周期第四周期第四周期第五周期第五周期 例如例如:H4GeO4H3AsO4H2SeO4H3PO4H3AsO4HSb(OH)6 二：含氧酸的酸碱性强度二：含氧酸的酸碱性强度2.同一元素不同价态的含氧酸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一般高氧化态的含氧酸酸性比低氧化态的强例如：例如：HClO4HClO3HClO2HClO;HNO3HNO2 例外：例外：H2TeO3Te(OH)6;H3PO3,H3PO2H3PO43.同一元素同一价态的含氧酸同一元素同一价态的含氧酸 缩合酸的酸性比单酸强缩合酸的酸性比单酸强。如焦硫酸硫酸如焦硫酸硫酸;焦焦(或偏或偏)磷酸磷酸磷酸磷酸（2）含氧酸酸碱性强度的理论解释）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离子势与含氧酸强度的关系 以以R-O-H表示脱水后的氢氧化物表示脱水后的氢氧化物,它在水中有两它在水中有两种离解方式：种离解方式：ROH R+OH-碱式离解碱式离解 ROH RO-+H+酸式离解酸式离解 ROH按碱式还是酸式离解按碱式还是酸式离解,与阳离子与阳离子(中心离子中心离子)的离子势的离子势(=Z/r,即阳离子电荷与阳离子半径之即阳离子电荷与阳离子半径之比比)大小有关大小有关.有人提出用有人提出用值判断值判断ROH酸碱性的经验酸碱性的经验公式如下：公式如下：当当 10时，时，ROH显酸性显酸性 7 10时，时，ROH显两性显两性 7时，时，ROH显碱性显碱性 阳离子的电荷越高阳离子的电荷越高,半径越小半径越小,即离子势即离子势大大,ROH以酸式离解为主以酸式离解为主,且且越大越大,酸性越强酸性越强;而而离子势离子势越小越小,R-O键比较弱键比较弱,则则ROH倾向于倾向于作碱式离解作碱式离解.且且越小越小,碱性越强碱性越强.7-7:比较比较H3BO3,H2CO3,HNO3的酸性强弱的酸性强弱,并定性解释之。并定性解释之。解解:酸性酸性:H3BO3H2CO3HNO3.因中心因中心离子从离子从B3+、C4+到到N5+，所带电荷依次增大，所带电荷依次增大,离子半径又依次减小离子半径又依次减小,则离子势则离子势依次增大依次增大.而而越大越大,含氧酸酸性越强含氧酸酸性越强.所以酸性所以酸性:H3BO3H2CO3HNO3.问问题题2.鲍林规则鲍林规则-非羟基氧数目非羟基氧数目 鲍林提出了非羟基氧数目的半定量规则鲍林提出了非羟基氧数目的半定量规则:含氧酸含氧酸HAROB可写为可写为ROB-A(OH)A,分子中的分子中的非羟基氧原子数非羟基氧原子数mB-A.m值越大值越大,含氧酸酸含氧酸酸性越强性越强.且且K1105m-7,即即pKa7-5m.m Ka1(实验值实验值)酸强度酸强度0 Ka1 10-7(10-8-12)弱弱1 Ka1 10-2(10-2-5)中强中强2 Ka1 103(10-1)强强3 Ka1 108(103)特强特强规则的局限性规则的局限性 a.m值相同时无法比较酸性大小值相同时无法比较酸性大小 b.有时按有时按ROB-A(OH)A表观式求算的表观式求算的m值与实值与实际不符际不符.如如H3PO3和和H3PO2按式计算的按式计算的m=0,但但实际为实际为1,pK1落在落在2的范围内的范围内.在实际应用中在实际应用中,一般先使用非羟基氧数一般先使用非羟基氧数m大大小判断酸性强弱小判断酸性强弱(m值越大值越大,酸性越强酸性越强).如果如果m相相同同,则转用离子势则转用离子势来判断来判断(值越大值越大,酸性越强酸性越强).c.H2CO3理论理论Ka1为为10-2,实际为实际为Ka1=6.38;H3BO3属属Lewis酸酸,理论理论Ka1为为10-7,实际为实际为Ka1=9.24.7-8:根据鲍林规则根据鲍林规则,估算出各酸的估算出各酸的Ka值值,并按并按其其Ka值由大到小的顺序进行排列值由大到小的顺序进行排列:(1)HClO2 HClO4 HClO3(2)H3BO3 H3AsO4 H2SeO4(3)HNO3 H2SO3 H3AsO3 问问题题解解:(1)HClO2:N=1,Ka10-2;HClO3:N=2,Ka=103;HClO4:N=3,Ka=108;所以酸性所以酸性:HClO4HClO3HClO2;(2)H3BO3:N=0,Ka=10-7;H3AsO4:N=1,Ka=10-2;H2SeO4:N=2,Ka=103;所以酸性所以酸性:HSeO4H3AsO4H3BO3;(3)HNO3:N=2,Ka=103;H2SO3:N=1,Ka=10-2;H3AsO3:N=0,Ka=10-7;所以酸所以酸性性:HNO3H2SO3H3AsO3.（1）变化规律）变化规律 1:在同一周期中在同一周期中,各元素最高氧化态含氧酸的氧各元素最高氧化态含氧酸的氧化性从左到右递增化性从左到右递增.2:在同一主族中在同一主族中,元素的最高氧化态含氧酸的氧元素的最高氧化态含氧酸的氧化性化性,多数随原子序数增加呈锯齿形升高多数随原子序数增加呈锯齿形升高.一般有一般有 第三周期第四周期第五周期第六周期第三周期第四周期第五周期第六周期3:对于同一种元素的不同氧化态含氧酸来说对于同一种元素的不同氧化态含氧酸来说,低低氧化态的氧化性高于高氧化态的氧化态的氧化性高于高氧化态的.4:含氧酸的氧化性比相应的含氧酸盐的强含氧酸的氧化性比相应的含氧酸盐的强,同一同一含氧酸的浓溶液氧化性又比稀溶液的强含氧酸的浓溶液氧化性又比稀溶液的强.三：含氧酸及盐的氧化还原性三：含氧酸及盐的氧化还原性7-9:为什么含氧酸比对应的盐的氧化性强为什么含氧酸比对应的盐的氧化性强,却比却比对应的盐的还原性弱对应的盐的还原性弱?浓酸又比稀酸氧化性强浓酸又比稀酸氧化性强?解解:因含氧酸的氧化反应一般会有因含氧酸的氧化反应一般会有H+参与参与,而而溶液酸性越强溶液酸性越强,含氧酸的电极电势越大含氧酸的电极电势越大,氧化能氧化能力就越强力就越强,所以含氧酸比相应的盐的氧化性强所以含氧酸比相应的盐的氧化性强.同理同理,在碱性溶液中在碱性溶液中,电极电势是减小的电极电势是减小的,即还即还原型的还原能力是增强的原型的还原能力是增强的,所以盐的还原性强所以盐的还原性强于酸于酸.同样根据能斯特方程同样根据能斯特方程,酸浓度越高酸浓度越高,H+浓浓度也越高度也越高,含氧酸的电极电势也就越大含氧酸的电极电势也就越大,氧化能氧化能力越强力越强.所以浓酸又比稀酸氧化性强所以浓酸又比稀酸氧化性强.问问题题（2）影响氧化能力的因素）影响氧化能力的因素 1中心原子结合电子的能力中心原子结合电子的能力 凡属电负性大凡属电负性大,原子半径小原子半径小,氧化态高的中心原氧化态高的中心原子子,其获得电子的能力强其获得电子的能力强,表现为酸的氧化性强表现为酸的氧化性强.2分子的稳定性分子的稳定性 含氧酸分子越不稳定含氧酸分子越不稳定,其氧化性越强其氧化性越强.分子的稳分子的稳定性与定性与RO键的强度和键数有关键的强度和键数有关.RO键的键的强度愈大强度愈大,成键数愈多成键数愈多,则要断裂这些键越难则要断裂这些键越难,中中心原子越不易从外界得到电子心原子越不易从外界得到电子,所以含氧酸的所以含氧酸的氧化性就越弱氧化性就越弱.3.溶液酸度、浓度、温度的影响溶液酸度、浓度、温度的影响 溶液的酸度越强含氧酸的氧化性越强，浓溶液的酸度越强含氧酸的氧化性越强，浓酸比稀酸的氧化性强。温度升高，反应速率酸比稀酸的氧化性强。温度升高，反应速率加快，同时含氧酸表现出的氧化性增强。加快，同时含氧酸表现出的氧化性增强。7-10:比较下列含氧酸的氧化性，并说明原因。比较下列含氧酸的氧化性，并说明原因。(1)H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4(2)HClO HClO2 HClO3 HClO4(3)H2SO4 H2SeO4 H6TeO6问问题题解解:(1)H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4.因从因从Si-P-S-Cl,中心离子的中心离子的Z/r值依次增大值依次增大,获得电获得电子的能力增强子的能力增强,则酸的氧化性就增强则酸的氧化性就增强.(2)HClOHClO2HClO3HClO4.因从因从HClO到到HClO4,随着随着Cl氧化态的升高氧化态的升高,含氧酸形成的含氧酸形成的Cl-O键的数目依次增多键的数目依次增多,分子对称性也增加分子对称性也增加,即即含氧酸的稳定性依次增加含氧酸的稳定性依次增加,所以氧化性依次减小所以氧化性依次减小.(3)H2SO4H2SeO4H6TeO6.因因p区元素的不规区元素的不规则性则性,第四周期元素含氧酸的氧化性比上下两周第四周期元素含氧酸的氧化性比上下两周期元素的均强期元素的均强.（1）酸根阴离子的影响酸根阴离子的影响 含氧酸盐如果阳离子相同而酸根离子不同含氧酸盐如果阳离子相同而酸根离子不同时，酸根离子稳定性越差，则盐的稳定性也时，酸根离子稳定性越差，则盐的稳定性也越差。越差。酸根离子的稳定性顺序：酸根离子的稳定性顺序：硅酸盐硅酸盐磷酸盐硫酸盐磷酸盐硫酸盐碳酸盐碳酸盐 卤酸盐卤酸盐,硝酸盐硝酸盐一：热稳定性一：热稳定性 7.2.2.3 含氧酸盐含氧酸盐（2）阳离子极化作用的影响阳离子极化作用的影响 含氧酸盐当酸根阴离子相同而阳离子不同含氧酸盐当酸根阴离子相同而阳离子不同时，阳离子的离子极化作用越强，则盐的稳时，阳离子的离子极化作用越强，则盐的稳定性就越差。定性就越差。因因H H+离子半径特别小离子半径特别小,造成其离子极化能造成其离子极化能力特别强力特别强,所以同一元素的酸式盐热稳定性所以同一元素的酸式盐热稳定性小于正盐。小于正盐。7-11:比较比较ZnSO4,Ca3(PO4)2,CaSO4的稳定性的稳定性大小大小,并简述理由并简述理由.解解:稳定性稳定性:Ca3(PO4)2CaSO4ZnSO4.因磷因磷酸根稳定性高于硫酸根酸根稳定性高于硫酸根,所以其盐所以其盐Ca3(PO4)2稳稳定性高于定性高于CaSO4和和ZnSO4.而对于相同阴离子而对于相同阴离子的盐的盐,阳离子阳离子Zn2+为为18e构型构型,其极化作用和变其极化作用和变形性均大于形性均大于8e构型的构型的Ca2+.而极化作用越大而极化作用越大,盐盐稳定性越差稳定性越差,所以所以CaSO4的稳定性高于的稳定性高于ZnSO4.问问题题（1）溶解性的总体规律）溶解性的总体规律 含氧酸盐属于离子化合物含氧酸盐属于离子化合物,它们的它们的绝大部分钠盐绝大部分钠盐,钾盐和铵盐以及酸式盐都易溶于水钾盐和铵盐以及酸式盐都易溶于水.其它含氧酸盐其它含氧酸盐在水中的溶解性可以归纳如下：在水中的溶解性可以归纳如下：(一一)硝酸盐硝酸盐,氯酸盐都易溶于水氯酸盐都易溶于水,且溶解度随温度的且溶解度随温度的升高而迅速地增加升高而迅速地增加.(二二)硫酸盐硫酸盐:大部分溶于水大部分溶于水,但但SrSO4,BaSO4和和PbSO4难溶难溶,CaSO4,Ag2SO4和和Hg2SO4微溶微溶.(三三)碳酸盐碳酸盐:大多数都不溶于水大多数都不溶于水,其中又以其中又以Ca2+,Sr2+,Ba2+,Pb2+的碳酸盐最难溶的碳酸盐最难溶.(四四)磷酸盐磷酸盐:大多数都不溶于水。大多数都不溶于水。二：溶解性二：溶解性 （2）溶解性的理论解释）溶解性的理论解释 1.溶解性与溶解焓变溶解性与溶解焓变(sH)的关系的关系 盐溶解反应的玻恩盐溶解反应的玻恩-哈伯循环如下哈伯循环如下 即晶格能和离子水合能对离子化合物的溶解即晶格能和离子水合能对离子化合物的溶解性产生影响性产生影响.因此离子电荷高因此离子电荷高,半径小半径小,即即Z/r值值大的离子所形成的盐的晶格能大大的离子所形成的盐的晶格能大,则溶解时破则溶解时破坏晶格能所需要的能量也大坏晶格能所需要的能量也大.但但Z/r值大的离子其水合热也大值大的离子其水合热也大,即放出热量多即放出热量多,有利于溶解有利于溶解,两者作用相反两者作用相反.所以当离子的所以当离子的Z/r增大增大时时,究竟是晶格能增加得多一些究竟是晶格能增加得多一些,还是离子水合能还是离子水合能增加得多一些增加得多一些,那要看阴阳离子大小匹配的情况那要看阴阳离子大小匹配的情况.一般规律是一般规律是:阴阳离子半径相差大的比相差小阴阳离子半径相差大的比相差小的易溶的易溶,如如MgSO4比比BaSO4易溶易溶.因为当阴阳离子因为当阴阳离子大小相差悬殊时大小相差悬殊时,离子水合作用在溶解过程中离子水合作用在溶解过程中居居优势优势,所以在性质相似的盐系列中所以在性质相似的盐系列中,阳离子的半径阳离子的半径越小越小,该盐越容易溶解该盐越容易溶解,如如:NaClO4KClO4RbClO4.若阴阳离子的半径相差不多若阴阳离子的半径相差不多,则晶格能的则晶格能的大小在溶解过程中有较大的影响大小在溶解过程中有较大的影响,也就是离也就是离子势子势(Z/r)大的离子所组成的盐较难溶解大的离子所组成的盐较难溶解,如如碱土金属和许多过渡金属的碳酸盐、磷酸碱土金属和许多过渡金属的碳酸盐、磷酸盐等盐等;而碱金属的硝酸盐和氯酸盐等易溶而碱金属的硝酸盐和氯酸盐等易溶.2.溶解性与溶解自由能变溶解性与溶解自由能变(sG)的关系的关系 仅仅从溶解焓来考虑离子化合物的溶解性是不仅仅从溶解焓来考虑离子化合物的溶解性是不完全可靠的完全可靠的,因为因为溶解焓效应一般都很小溶解焓效应一般都很小,而溶解而溶解熵效应对物质的溶解性却往往有较大的影响熵效应对物质的溶解性却往往有较大的影响,所所以需要从溶解自由能变来全面分析离子化合物的以需要从溶解自由能变来全面分析离子化合物的溶解性。溶解性。当无机盐当无机盐MX在水中建立下列溶解平衡时，在水中建立下列溶解平衡时，MX(s)=M+(aq)+X-(aq)这过程的自由能变是：这过程的自由能变是：sG=sH-TsS 下表为几种含氧酸盐的下表为几种含氧酸盐的sH,sS,sG和溶和溶解性结果数据解性结果数据 盐盐 溶解性溶解性Ca3(PO4)2Na3PO4KNO3Ba(NO3)2-64.6-78.6635.1540.17-859.8-230.8119.699.9191-9.86-0.49110.4难溶难溶易溶易溶易溶易溶易溶易溶 溶解过程的熵效应既有熵增又有熵减溶解过程的熵效应既有熵增又有熵减.一般说一般说来来,离子的电荷低离子的电荷低,半径大半径大,其溶解熵为正值其溶解熵为正值;而电而电荷高荷高,半径较小的离子的溶解熵大多为负值半径较小的离子的溶解熵大多为负值.7-12:根据上表数据解释为什么根据上表数据解释为什么KNO3的溶解的溶解过程是吸热的过程是吸热的,但却可以自发进行但却可以自发进行?能否只用能否只用溶解反应的焓变溶解反应的焓变sH数据来判断其溶解性数据来判断其溶解性?为什么为什么?解解:因过程的自发性与否不是由过程是否放热因过程的自发性与否不是由过程是否放热决定而是由过程的决定而是由过程的rG决定决定.虽然虽然KNO3的溶的溶解过程吸热解过程吸热,但因熵增但因熵增,使得过程的使得过程的rG小于小于0,所以可自发溶解所以可自发溶解.由此得出结论由此得出结论:不能用不能用rH0来判断过程自发来判断过程自发.因过程的因过程的rS对过程能对过程能否自发有不能忽略的贡献否自发有不能忽略的贡献,所以必须用过程的所以必须用过程的rG值进行判断值进行判断.该值小于该值小于0,过程自发过程自发,大于大于0,非自发非自发.7-13:在上表中在上表中Ba(NO3)2的的sG值大于值大于0,为什为什么仍确定为易溶么仍确定为易溶?解解:因因sG值为标态下的计算结果值为标态下的计算结果,而实际溶解过程是而实际溶解过程是在非标态下进行在非标态下进行,即即:Ba(NO3)2(s)=Ba2+(aq)+2NO3-(aq)sG=sG+RTlnJ =10.4+8.31410-3298lns(2s)2因刚开始溶解时因刚开始溶解时,溶液中的溶液中的Ba2+和和NO3-离子浓度均很离子浓度均很小小(远小于标态的远小于标态的1molL-1).假设假设s=0.1molL-1,则则:sG=10.4+8.31410-3298ln(40.13)=-3.28(kJmol-1)0所以所以Ba(NO3)2的溶解可自发进行的溶解可自发进行.(同学可自行估算同学可自行估算s达到什么值时达到什么值时sG0)1.阴离子的水解能力与它的共轭酸的强阴离子的水解能力与它的共轭酸的强度成反比度成反比.即酸越弱即酸越弱,其共轭碱其共轭碱(酸根阴离子酸根阴离子)的水解越强的水解越强.如水解能力如水解能力:ClO4-ClO2-ClO-.2.阳离子的水解能力与离子的极化能力阳离子的水解能力与离子的极化能力有关有关,离子极化能力越强离子极化能力越强(即离子势即离子势Z/r值值越大越大),则水解程度越大则水解程度越大.如如Ti4+Fe3+Fe2+K+三：水解性三：水解性7-14:浓度均为浓度均为0.1mol/L的下列盐溶液的下列盐溶液,请比请比较水解程度的大小和溶液较水解程度的大小和溶液pH值的顺序值的顺序 Na3PO4;Na2CO3;NaAc;Na2S.(已知已知:H3PO4的的Ka3=4.510-13,H2CO3的的Ka2=5.610-11,HAc的的Ka=1.7610-5,H2S的的Ka2=1.210-15)问问题题解解:对于水解平衡对于水解平衡:PO43-+H2O=HPO42-+OH-CO32-+H2O=HCO3-+OH-S2-+H2O=HS-+OH-Ac-+H2O=HAc+OH-0.022104.51013-14a3W1KKK4-11-14a2W2101.79105.610KKK8.33101.21015-14a2W3KKK上述计算证明：上述计算证明：K3K1K2K4即酸越弱即酸越弱,其酸根离子水解程度越高其酸根离子水解程度越高.所以水解程度所以水解程度:Na2SNa3PO4Na2CO3NaAc.溶液溶液pH值值:Na2SNa3PO4Na2CO3NaAc.105-14aW41068.5101.7610KKK 次级周期性是指元素周期表中次级周期性是指元素周期表中,每族元素的每族元素的性质从上到下并非单调的直线式递变性质从上到下并非单调的直线式递变,而是呈而是呈现起伏的现起伏的“锯齿状锯齿状”变化变化.这些元素同本族其他元素的显著差异有这些元素同本族其他元素的显著差异有:7.2.3.1 第第2周期周期p区非金属元素的特殊性区非金属元素的特殊性 7.2.3 第第2、4周期周期p区非金属元素的特殊性区非金属元素的特殊性（1）N、O、F的含氢化合物容易生成氢键的含氢化合物容易生成氢键,离子性较强；离子性较强；（2）它们的最高配位数为）它们的最高配位数为4,而第而第3周期和以周期和以后几个周期的元素的配位数可以超过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；）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；）多数有生成重键的特性；（5）与第）与第3周期的元素相比较，化学活泼性的周期的元素相比较，化学活泼性的差别大；差别大；（6）同素异性体性质上的差别比较大）同素异性体性质上的差别比较大.7.2.3.2 第第4周期周期p区元素性质的不规则性区元素性质的不规则性 由原子半径引起的由原子半径引起的p区元素的电负性、金属区元素的电负性、金属性性(非金属性非金属性)、氢氧化物酸碱性以及含氧酸的、氢氧化物酸碱性以及含氧酸的氧化还原性等都出现异常现象，即所谓氧化还原性等都出现异常现象，即所谓p区元区元素的素的“不规则性不规则性”.7-15:请在空白处填上正确符号请在空白处填上正确符号,并简述原因并简述原因.（1）金属性：）金属性：Ga Al；（2）酸性：）酸性：Ga(OH)3 Al(OH)3（3）氧化性：）氧化性：H2SeO4 H2SO4。问问题题解解:(1)金属性金属性:GaAl.因因Ga为第四周期的为第四周期的p区元素区元素,为刚经过为刚经过d区后的第一个主族元素区后的第一个主族元素,因因3d10电子的屏蔽效应小，导致有效核电荷电子的屏蔽效应小，导致有效核电荷大，对外层电子的吸引力强，所以金属性也大，对外层电子的吸引力强，所以金属性也就小于就小于Al.(2)酸性酸性:Ga(OH)3Al(OH)3.因因Ga为为3d10填满后填满后的第一个的第一个p区元素区元素,原子半径甚至比原子半径甚至比Al还略小还略小,其其Z/r值大于值大于Al3+的的.而而Z/r值越大值越大,其氢氧化物酸性其氢氧化物酸性越强越强,所以所以Ga(OH)3的酸性强于的酸性强于Al(OH)3.(3)氧化性氧化性:H2SeO4H2SO4.因因Se为第四周期的为第四周期的p区元素区元素,虽原子序数增加虽原子序数增加18,但原子半径略有增但原子半径略有增大大,其有效核电荷明显较大其有效核电荷明显较大,有更强烈的获得电有更强烈的获得电子的趋势子的趋势,所以其氧化性比所以其氧化性比H2SO4强强.7.3 金属元素通论金属元素通论7.3.1 主族金属主族金属7.3.2 副族金属副族金属 一：金属的分类一：金属的分类 7.3.1 主族金属主族金属金属金属非金属非金属1.熔点高熔点高2.大多数密度较大大多数密度较大3.有金属光泽有金属光泽4.是热和电的良导体是热和电的良导体,电电阻随温度升高增大阻随温度升高增大5.具有延展性具有延展性6.属金属晶体属金属晶体7.蒸气分子一般是单原蒸气分子一般是单原子子1.为液体或气体为液体或气体,有些为固体有些为固体2.一般密度较小一般密度较小3.无金属光泽无金属光泽4.热和电的不良导体热和电的不良导体,电阻随电阻随温度升高而减小温度升高而减小5.不具有延展性不具有延展性6.大多属分子晶体大多属分子晶体7.蒸气分子是双或多原子蒸气分子是双或多原子 金属和非金属在物理性质方面的相同和不同点金属和非金属在物理性质方面的相同和不同点（1）金属的物理性质）金属的物理性质 二：金属的性质二：金属的性质（1）同一周期从左到右金属的熔点同一周期从左到右金属的熔点,沸点沸点,硬度硬度和升华热总体先升高和升华热总体先升高,到到B或或B达到最高达到最高,然然后又降低后又降低.同族从上到下则依次减弱同族从上到下则依次减弱,只是副族只是副族规律性差些规律性差些.原因：因金属原子中参与形成金属键的价电子原因：因金属原子中参与形成金属键的价电子数从低数从低(IA)到到(B或或B)最高再降低最高再降低(IIB),而价而价电子数越多电子数越多,形成的金属键越强形成的金属键越强,则金属的熔点则金属的熔点,沸点沸点,硬度和升华热就越高硬度和升华热就越高.金属的熔点金属的熔点,沸点沸点,硬度硬度,原子半径原子半径,电离势和升电离势和升华热等物理性质的变化规律如下华热等物理性质的变化规律如下同理同理,从上到下虽价电子数相同从上到下虽价电子数相同,但原子半径依但原子半径依次增大次增大,则金属键就依次减小则金属键就依次减小,熔沸点等性质依熔沸点等性质依次降低次降低.（2）原子半径从左到右总体减小原子半径从左到右总体减小,但但IB,IIB略略有升高有升高;从上到下依次增加从上到下依次增加,只是副族第五和第只是副族第五和第六周期元素半径相近六周期元素半径相近.原因：从左到右随原子序数的依次增大原因：从左到右随原子序数的依次增大,其有其有效核电荷依次增加效核电荷依次增加,对外层电子吸引力增强对外层电子吸引力增强,则则原子半径依次减小原子半径依次减小.而而IB,IIB因因nd电子全满电子全满,屏屏蔽作用增大蔽作用增大,则半径略有增加则半径略有增加.（3）电离势变化规律与原子半径的相似）电离势变化规律与原子半径的相似,从从左到右电离势总体增强左到右电离势总体增强,从上到下减弱从上到下减弱.因核因核对外层电子吸引力越强对外层电子吸引力越强,则电离势越大则电离势越大.同理因从上到下增加了一个电子层同理因从上到下增加了一个电子层,核对外核对外层电子吸引力减小层电子吸引力减小,半径增大半径增大.因镧系收缩效因镧系收缩效应应,使得副族第五和第六周期元素半径相近使得副族第五和第六周期元素半径相近.7-16:在单质金属中，最软的固体是在单质金属中，最软的固体是 ，最硬的，最硬的是是 ；熔点最高的是；熔点最高的是 ，最低的是，最低的是 ；密度最大；密度最大的是的是 ，最小的是，最小的是 ；延性最好的是；延性最好的是 ；展性最；展性最好的是好的是 ；导电导热性最好的是；导电导热性最好的是 .解：在单质金属中，最软的固体是解：在单质金属中，最软的固体是Cs，最硬，最硬的是的是Cr；熔点最高的是；熔点最高的是W，最低的是，最低的是Hg；密；密度最大的是度最大的是Os，最小的是，最小的是Li；延性最好的是；延性最好的是Pt；展性最好的是；展性最好的是Au；导电导热性最好的是；导电导热性最好的是Ag.问问题题金属金属K Na LiMgAlMnZnCrFePbSnH+CuHgAg Pt Au与空与空气反气反应应迅速迅速反应反应从左向右反应速度减小从左向右反应速度减小不反应不反应燃烧燃烧加加 热热 燃燃 烧烧缓慢氧化缓慢氧化不反不反应应与水与水反应反应与冷水反与冷水反应很快应很快与冷水与冷水反应慢反应慢在红热时与在红热时与水蒸气反应水蒸气反应不反应不反应（2）金属的化学性质）金属的化学性质 下表总结了金属活动性顺序表中的金属与空气、水、下表总结了金属活动性顺序表中的金属与空气、水、酸、碱等的反应情况酸、碱等的反应情况.与稀酸与稀酸反应反应爆炸爆炸反应依次减慢反应依次减慢很很慢慢不反应不反应与氧化与氧化性酸反性酸反应应都都 能能 反反 应应仅与王仅与王水反应水反应与碱反与碱反应应仅仅Al,Zn等两性金属与碱反应等两性金属与碱反应与盐反与盐反应应前面的金属可以从盐中取代后面的金属离子前面的金属可以从盐中取代后面的金属离子金属金属K Na LiMg Al Mn Zn Cr Fe PbSnH+Cu Hg Ag Pt Au7.3.1.1 s区金属区金属 包括碱金属和碱土金属，是周期表包括碱金属和碱土金属，是周期表A族和族和A族元族元素。素。A族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素;A族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。通性通性:(1)它们单质的熔点、沸点、硬度、密度、升华热都它们单质的熔点、沸点、硬度、密度、升华热都是同周期中最低和次低的是同周期中最低和次低的.同周期从左至右同周期从左至右,金属性减金属性减弱弱;同主族自上而下同主族自上而下,金属性越来越强金属性越来越强.这种递变与其电这种递变与其电离势、原子半径、电负性递变趋势一致离势、原子半径、电负性递变趋势一致.它们它们是是同一同一周期中最活泼的金属周期中最活泼的金属,均能与水、空气反应均能与水、空气反应,表现为强表现为强还原剂还原剂,反应的剧烈程度与金属的活泼性一致反应的剧烈程度与金属的活泼性一致.(3)除去除去Li和和Be,碱金属、碱土金属的化合物一碱金属、碱土金属的化合物一般为离子型物质般为离子型物质.盐一般是无色或白色盐一般是无色或白色,在火焰在火焰中呈现特殊的颜色中呈现特殊的颜色.碱金属的盐类大多数易溶碱金属的盐类大多数易溶于水于水,碱土金属的盐一般难溶于水碱土金属的盐一般难溶于水,且它们的盐且它们的盐易带结晶水易带结晶水.一般碱金属盐具有较高的热稳定一般碱金属盐具有较高的热稳定性性,碱土金属的盐热稳定性较相应的碱金属盐碱土金属的盐热稳定性较相应的碱金属盐类差类差,但在常温下均为热稳定性较高的盐但在常温下均为热稳定性较高的盐.其含其含氧酸盐稳定性的高低用离子极化原理来解释。氧酸盐稳定性的高低用离子极化原理来解释。(2)碱金属的氢氧化物为强碱，碱土金属的氢碱金属的氢氧化物为强碱，碱土金属的氢氧化物一般也为强碱氧化物一般也为强碱(Be,Mg除外除外)，且从上到且从上到下碱性依次增强。碱金属氢氧化物的碱性又强下碱性依次增强。碱金属氢氧化物的碱性又强于碱土金属氢氧化物于碱土金属氢氧化物。7-17:比较下列各组盐的热稳定性比较下列各组盐的热稳定性,并说明原因并说明原因.（1）CaCO3和和K2CO3（2）Na2CO3和和K2CO3（3）CaCO3和和ZnCO3问问题题解解:（1）稳定性）稳定性CaCO3K2CO3.Ca2+和和K+同同为为8e构型的离子构型的离子,因因Ca2+半径小半径小,所带电荷高所带电荷高,则则其离子势大于其离子势大于K+,极化作用也强于极化作用也强于K+,而极化作而极化作用越强用越强,含氧酸盐的稳定性越差含氧酸盐的稳定性越差,所以所以CaCO3的的稳定性小于稳定性小于K2CO3。（2）稳定性）稳定性Na2CO3K2CO3.因因Na+半径小于半径小于K+,其离子势就大其离子势就大,极化作用也就强于极化作用也就强于K+,而极而极化作用越强化作用越强,含氧酸盐的稳定性越差含氧酸盐的稳定性越差,所以所以Na2CO3的稳定性小于的稳定性小于K2CO3。（3）稳定性）稳定性CaCO3ZnCO3.虽然虽然Ca2+和和Zn2+所带电荷相同所带电荷相同,但但Ca2+为为8e构型而构型而Zn2+为为18e构构型型,8e构型的极化作用低于构型的极化作用低于18e构型构型.而极化作用而极化作用越强越强,含氧酸盐的稳定性越差含氧酸盐的稳定性越差,则则CaCO3的稳定的稳定性高于性高于ZnCO3。7.3.1.2 p区金属区金属 p区共有十种金属，包括：区共有十种金属，包括：Al、Ga、In、Tl(铝分族，价电子构型是铝分族，价电子构型是ns2 np1)；Ge、Sn、Pb(锗分族，价电子构型是锗分族，价电子构型是ns2np2)；Sb、Bi(锑分锑分族，价电子构型是族，价电子构型是ns2 np3)和和Po；其中；其中Po为放为放射性元素。它们位于周期表中阶梯附近左侧射性元素。它们位于周期表中阶梯附近左侧.p区金属元素的金属性较弱区金属元素的金属性较弱,部分金属如部分金属如Al、Ga、In、Ge、Sn、Pb的单质的单质,氧化物及其水合氧化物及其水合物常表现出两性物常表现出两性,它们的化合物往往表现出明显它们的化合物往往表现出明显的共价性。的共价性。通性通性:p区金属的价电子构型为区金属的价电子构型为ns2np1-4;当只有当只有np电子参与成键电子参与成键,则表现为低氧化态则表现为低氧化态,其化其化合物以混合型或部分离子型为主合物以混合型或部分离子型为主;如果如果ns也也参与参与,则表现为最高氧化态则表现为最高氧化态,既族价既族价,其化合其化合物多数为共价型物多数为共价型.大部分大部分p区金属元素在化合物中电荷较高区金属元素在化合物中电荷较高,半径较小半径较小,其其盐类在水中极易水解盐类在水中极易水解.一般一般p区金属自上而下低氧化态化合物的区金属自上而下低氧化态化合物的稳定性增强稳定性增强.第第6周期周期p区金属的特殊性区金属的特殊性-6s2电子对惰性效应电子对惰性效应 周期表中周期表中p区下方的金属元素区下方的金属元素,从上到下低氧从上到下低氧化态渐趋于稳定的现象称为化态渐趋于稳定的现象称为“惰性电子对效惰性电子对效应应”.这种趋向在这种趋向在A和和A族中很明显族中很明显,其中其中又以又以6s上两个电子表现最为突出上两个电子表现最为突出,因此有人又因此有人又称为称为“6s2惰性电子对效应惰性电子对效应”.典型表现是典型表现是Bi(),Pb(),Tl()，因很不稳，因很不稳定而成为定而成为最强氧化剂最强氧化剂,非常容易获得非常容易获得2个电子个电子变为稳定的低价态变为稳定的低价态Bi(),Pb(),Tl().例如例如,Bi()和和Pb()均能在酸性介质均能在酸性介质(HNO3)中使中使Mn2+MnO4-.7.3.1.3 周期表中的对角线规则周期表中的对角线规则 一：定义和典型表现一：定义和典型表现 我们把我们把在周期表中某一元素的性质和它左上在周期表中某一元素的性质和它左上方或右下方的另一元素性质的相似性称为对方或右下方的另一元素性质的相似性称为对角线规则角线规则.这种相似性比较明显地这种相似性比较明显地表现在表现在Li和和Mg,Be和和Al,B和和Si三对元素之间三对元素之间.产生该现象的原因是由于它们的离子势相近产生该现象的原因是由于它们的离子势相近,核对最外层电子的吸引力相近核对最外层电子的吸引力相近,则其性质会表则其性质会表现出相似性现出相似性.7.4 稀有气体稀有气体7.4.3 氙化合物的构型氙化合物的构型7.4.2 氙化合物氙化合物 7.4.1 存在与成键特点存在与成键特点 性性 质质HeNeArKrXeRn原子序数原子序数21018365486原子量原子量4.0020.1839.9583.80131.3222.0价电子结构价电子结构1s22s22p63s23p64s24p65s25p66s26p6范氏半径范氏半径(pm)122160191198-第第I电离势电离势(kJ/mol)237220811521135111701037第第II电离势电离势(kJ/mol)52503952266623502046-稀有气体包括氦稀有气体包括氦(He)、氖、氖(Ne)、氩、氩(Ar)、氪、氪(Kr)、氙、氙(Xe)和氡和氡(Rn,放射性元素放射性元素)共六种元素共六种元素.7.4.1 存在与成键特点存在与成键特点存在：稀有气体为单原子分子，常温下均为气存在：稀有气体为单原子分子，常温下均为气体，混于空气中。体，混于空气中。性质：性质：同族自上而下同族自上而下因分子半径增大，分子间因分子半径增大，分子间作用力依次增强，作用力依次增强，则其密度、熔沸点、汽化热则其密度、熔沸点、汽化热逐渐递增逐渐递增。其中。其中He是所有单质中沸点最低的气是所有单质中沸点最低的气体。体。制备：通过液化空气分离来获得制备：通过液化空气分离来获得.用途：做惰性保护气填充于电光源中，液用途：做惰性保护气填充于电光源中，液HeHe为超低温保护气体。为超低温保护气体。7-18:为什么稀有气体的单质是由单原子而为什么稀有气体的单质是由单原子而非双原子组成非双原子组成?单质的熔沸点单质的熔沸点,溶解度以及气溶解度以及气化热均随分子量的增大而增加化热均随分子量的增大而增加?答案答案7-19:为什么稀有气体单质的熔沸点比一般为什么稀有气体单质的熔沸点比一般共价化合物的都低共价化合物的都低?答案答案问问题题解解:因稀有气体元素基态原子价电子层因稀有气体元素基态原子价电子层除氦为除氦为2个电子外，其余均为个电子外，其余均为8电子构型，电子构型，它们的价电子层均已达饱和它们的价电子层均已达饱和,是稳定的是稳定的电子构型电子构型,所以以单原子组成其单质所以以单原子组成其单质.它它们的单质均为非极性共价分子们的单质均为非极性共价分子,随着原随着原子序数的增加子序数的增加,其分子半径增大其分子半径增大,分子的分子的变形性就增大变形性就增大,色散力也就增大色散力也就增大,即分子即分子间作用力增大间作用力增大,则分子的熔沸点则分子的熔沸点,溶解度溶解度以及气化热也就随之而增加以及气化热也就随之而增加.解解:因稀有气体分子是球形对称的因稀有气体分子是球形对称的单原子非极性分子，与一般共价单原子非极性分子，与一般共价分子相比分子相比,其分子体积较小其分子体积较小,变形性变形性也小也小,导致其分子间作用力即色散导致其分子间作用力即色散力很弱，所以单质的熔沸点就比力很弱，所以单质的熔沸点就比一般共价化合物的都低一般共价化合物的都低.如氦的沸如氦的沸点点(4.25K)是已知物质中最低的。是已知物质中最低的。7.4.2 氙的化合物氙的化合物 首次合成出的稀有气体化合物是首次合成出的稀有气体化合物是Xe+PtF6-。一：氟化物一：氟化物 在一定条件下氟与在一定条件下氟与Xe能发生反应，获得能发生反应，获得XeF2、XeF4、XeF6.它们都为无色固体、共价化合物和强氧化剂，它们都为无色固体、共价化合物和强氧化剂，氧化能力随氧化数的升高而增强。氧化能力随氧化数的升高而增强。它们都和水发生水解反应，而它们都和水发生水解反应，而XeF6的反应活性的反应活性最高。最高。二：氧化物二：氧化物 氙的氧化物无色、易潮解、易爆炸。氙的氧化物无色、易潮解、易爆炸。XeO3是一种易潮解和易爆炸的晶状固体，具有强氧是一种易潮解和易爆炸的晶状固体，具有强氧化性；化性；XeO4很不稳定，是具有爆炸性的气态很不稳定，是具有爆炸性的气态化合物。化合物。4XeF4+8H2O=2XeO3 +2Xe+O2+16HF XeF6+3H2O(大量大量)=XeO3+6HF 2XeF6(g)+SiO2(s)=2XeOF4(l)+SiF4(g)2XeF2+2H2O=2Xe+O2+4HF 三：高氙酸盐三：高氙酸盐 高氙酸盐高氙酸盐Na2XeO4和和Na4XeO6是最强的是最强的氧化剂之一。它能把氧化剂之一。它能把Mn2+、Cl分别氧化分别氧化成成MnO4-、ClO3-或或ClO4-。5XeO64-+2Mn2+9H+=5HXeO4-+MnO4-+2H2O化合物化合物 价电子对数价电子对数 孤电子对数孤电子对数空间构型空间构型分子形状分子形状XeF253 XeF462 XeF671 7.4.3 氙化合物的构型氙化合物的构型 化合物化合物 价电子对数价电子对数 孤电子对数孤电子对数空间构型空间构型分子形状分子形状XeOF461 XeO341 XeO440 7-20:请分别用价电子对互斥理论和杂化轨道理请分别用价电子对互斥理论和杂化轨道理论解释论解释XeOF4分子的成键情况和分子空间构型分子的成键情况和分子空间构型 解解:价电子对互斥理论价电子对互斥理论:z=(8+0+14)2=6,m=6-5=1.即有即有6对价电子对价电子,则价电子对空间构型为八面体则价电子对空间构型为八面体.由于由于6对价电子中有对价电子中有5对形成对形成5个个键键,1对为孤对对为孤对电子电子,它处于从锥底伸向与锥体相反的方向它处于从锥底伸向与锥体相反的方向,则则分子空间构型为四方锥体分子空间构型为四方锥体.问问题题 杂化轨道理论杂化轨道理论:中心中心Xe的价轨道排布式和杂化过的价轨道排布式和杂化过程如下程如下:5p轨道上两个电子被激发到空的轨道上两个电子被激发到空的5d上上,形成四个成形成四个成单电子单电子.1条条5s,3条条5p和和2条条5d采取采取sp3d2杂化杂化.含有四含有四条成单电子的杂化轨道与四个条成单电子的杂化轨道与四个F原子的原子的2p轨道轨道(1个个电子电子)共用电子形成四个共用电子形成四个键键.含有含有1对电子的其中对电子的其中1条条sp3d2杂化轨道与杂化轨道与O原子的空原子的空2p轨道轨道(重排重排,配对配对,腾出腾出1条空条空2p)形成形成1个个配位键配位键,最后最后1条条sp3d2杂化轨道被杂化轨道被孤对电子占据孤对电子占据.所以其杂化轨道空间构型为八面体所以其杂化轨道空间构型为八面体,而分子构型为四方锥体而分子构型为四方锥体.
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元素通论元素通论第七章第七章7.1 周期表中元素分类周期表中元素分类7.2 非金属元素通论非金属元素通论7.3 金属元素通论金属元素通论7.4 稀有气体稀有气体第七章第七章 元素通论元素通论7.1 周期表中元素分类周期表中元素分类7.1.2 元素的金属性与非金属性元素的金属性与非金属性7.1.1 元素的系、区和族的划分元素的系、区和族的划分7.1.1 元素系、区和族的划分元素系、区和族的划分 系系是是根据元素原子的价电子构型的相似性以及元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素性质的共性对元素进行的大的分类。把周期表中把周期表中元素元素B(硼硼)与与At(砹砹)连线以及右上方元素，再加氢共连线以及右上方元素，再加氢共称为称为非金属非金属(系系)元素元素；而连线左下方所有元素统称；而连线左下方所有元素统称为为金属金属(系系)元素元素。也有人把位于。也有人把位于B(硼硼)与与At(砹砹)交界交界线左右的元素称为线左右的元素称为两性元素两性元素，如，如Al,Si,Ge,As等。等。在非金属元素中，习惯以各族的第一个元素来称在非金属元素中，习惯以各族的第一个元素来称”某某族某某族”元素，如卤素，氧族，氮族等。在周元素，如卤素，氧族，氮族等。在周期表中非金属元素所占比例较小。期表中非金属元素所占比例较小。一：系的划分一：系的划分 在金属在金属(系系)元素中元素中,首先把处于主族区的金属称为首先把处于主族区的金属称为主族金属主族金属，包括，包括A,A和和A到到A族中的金属族中的金属元素；把处于副族区元素；把处于副族区B到到B的金属称为的金属称为副族金副族金属属。其中又把具有未充满的。其中又把具有未充满的(n-1)d价电子的副族金价电子的副族金属称为属称为过渡过渡(系系)金属金属，包括周期表中的，包括周期表中的B到到B族的副族金属。把族的副族金属。把具有未充满的具有未充满的(n-2)f价电子的过价电子的过渡金属渡金属(位于位于第第6、7周期周期)元素分别称为元素分别称为镧系元素镧系元素与与锕系元素锕系元素.另外，习惯把另外，习惯把A到到A族中的金属族中的金属以该族中的第一以该族中的第一个金属的名称称为个金属的名称称为“某分族某分族”，如铝分族、锗分族，如铝分族、锗分族、锑分族等。、锑分族等。族是族是根据价电子的构型不同而对元素进行根据价电子的构型不同而对元素进行的分类的分类.首先分为主族和副族首先分为主族和副族,周期表中有周期表中有1818列共列共1616族族,包含包含8 8个主族和个主族和8 8个副族个副族.即主族：即主族：IAIAVIIA 7VIIA 7个主族和个主族和1 1个个0 0族族(也有称也有称AA族族););副族：副族：IBIB VIIB 7VIIB 7个副族、个副族、VIII(B)VIII(B)族族(3(3列列).).根据元素原子价电子构型的特点，即根据元素原子价电子构型的特点，即以最后以最后一个电子填充的能级的不同一个电子填充的能级的不同,把周期表分为五把周期表分为五个区个区,包括包括s s区、区、p p区、区、d d区、区、dsds区和区和f f区区.二：区的划分二：区的划分三：族的划分三：族的划分7.1.2 元素的金属性与非金属性元素的金属性与非金属性元素的金属性元素的金属性：指原子易于失去电子，形成化：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。现出较强的金属性。元素的非金属性元素的非金属性：指原子易于取得电子，形成：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。吸引成键电子的这种性质。一：定义一：定义二：变化规律二：变化规律 这样的元素一般这样的元素一般具有相对大的电子亲和能具有相对大的电子亲和能(第第一电子亲和能为负一电子亲和能为负,释放能量释放能量)和大的电负性，一和大的电负性，一般呈负氧化态。如般呈负氧化态。如p p区的非金属元素表现出较强区的非金属元素表现出较强的非金属性。的非金属性。同一周期从左到右元素的金属性依次减弱，而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非金属性依次增强。主族，主族，同族从上至下元素金属性递增，非金属同族从上至下元素金属性递增，非金属性递减性递减；副族，副族，同族同族从上至下元素金属性变化不显著也从上至下元素金属性变化不显著也不太规律，但不太规律，但总体是减弱的总体是减弱的。三：强弱的量度三：强弱的量度 元素的金属性和非金属性强弱可用元素的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电离能、电子亲和能、电负性等数据来综合考量考量.如如:可根据元素电负性的大小来初略判定，可根据元素电负性的大小来初略判定，一般认为电负性一般认为电负性2.02.0为非金属元素，为非金属元素，X2.0X2.0为金属元素，为金属元素，X1.2X第三周期第三周期第四周期第四周期第五周期第五周期 例如例如:H4GeO4H3AsO4H2SeO4H3PO4H3AsO4HSb(OH)6 二：含氧酸的酸碱性强度二：含氧酸的酸碱性强度2.同一元素不同价态的含氧酸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一般高氧化态的含氧酸酸性比低氧化态的强例如：例如：HClO4HClO3HClO2HClO;HNO3HNO2 例外：例外：H2TeO3Te(OH)6;H3PO3,H3PO2H3PO43.同一元素同一价态的含氧酸同一元素同一价态的含氧酸 缩合酸的酸性比单酸强缩合酸的酸性比单酸强。如焦硫酸硫酸如焦硫酸硫酸;焦焦(或偏或偏)磷酸磷酸磷酸磷酸（2）含氧酸酸碱性强度的理论解释）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离子势与含氧酸强度的关系 以以R-O-H表示脱水后的氢氧化物表示脱水后的氢氧化物,它在水中有两它在水中有两种离解方式：种离解方式：ROH R+OH-碱式离解碱式离解 ROH RO-+H+酸式离解酸式离解 ROH按碱式还是酸式离解按碱式还是酸式离解,与阳离子与阳离子(中心离子中心离子)的离子势的离子势(=Z/r,即阳离子电荷与阳离子半径之即阳离子电荷与阳离子半径之比比)大小有关大小有关.有人提出用有人提出用值判断值判断ROH酸碱性的经验酸碱性的经验公式如下：公式如下：当当 10时，时，ROH显酸性显酸性 7 10时，时，ROH显两性显两性 7时，时，ROH显碱性显碱性 阳离子的电荷越高阳离子的电荷越高,半径越小半径越小,即离子势即离子势大大,ROH以酸式离解为主以酸式离解为主,且且越大越大,酸性越强酸性越强;而而离子势离子势越小越小,R-O键比较弱键比较弱,则则ROH倾向于倾向于作碱式离解作碱式离解.且且越小越小,碱性越强碱性越强.7-7:比较比较H3BO3,H2CO3,HNO3的酸性强弱的酸性强弱,并定性解释之。并定性解释之。解解:酸性酸性:H3BO3H2CO3HNO3.因中心因中心离子从离子从B3+、C4+到到N5+，所带电荷依次增大，所带电荷依次增大,离子半径又依次减小离子半径又依次减小,则离子势则离子势依次增大依次增大.而而越大越大,含氧酸酸性越强含氧酸酸性越强.所以酸性所以酸性:H3BO3H2CO3HNO3.问问题题2.鲍林规则鲍林规则-非羟基氧数目非羟基氧数目 鲍林提出了非羟基氧数目的半定量规则鲍林提出了非羟基氧数目的半定量规则:含氧酸含氧酸HAROB可写为可写为ROB-A(OH)A,分子中的分子中的非羟基氧原子数非羟基氧原子数mB-A.m值越大值越大,含氧酸酸含氧酸酸性越强性越强.且且K1105m-7,即即pKa7-5m.m Ka1(实验值实验值)酸强度酸强度0 Ka1 10-7(10-8-12)弱弱1 Ka1 10-2(10-2-5)中强中强2 Ka1 103(10-1)强强3 Ka1 108(103)特强特强规则的局限性规则的局限性 a.m值相同时无法比较酸性大小值相同时无法比较酸性大小 b.有时按有时按ROB-A(OH)A表观式求算的表观式求算的m值与实值与实际不符际不符.如如H3PO3和和H3PO2按式计算的按式计算的m=0,但但实际为实际为1,pK1落在落在2的范围内的范围内.在实际应用中在实际应用中,一般先使用非羟基氧数一般先使用非羟基氧数m大大小判断酸性强弱小判断酸性强弱(m值越大值越大,酸性越强酸性越强).如果如果m相相同同,则转用离子势则转用离子势来判断来判断(值越大值越大,酸性越强酸性越强).c.H2CO3理论理论Ka1为为10-2,实际为实际为Ka1=6.38;H3BO3属属Lewis酸酸,理论理论Ka1为为10-7,实际为实际为Ka1=9.24.7-8:根据鲍林规则根据鲍林规则,估算出各酸的估算出各酸的Ka值值,并按并按其其Ka值由大到小的顺序进行排列值由大到小的顺序进行排列:(1)HClO2 HClO4 HClO3(2)H3BO3 H3AsO4 H2SeO4(3)HNO3 H2SO3 H3AsO3 问问题题解解:(1)HClO2:N=1,Ka10-2;HClO3:N=2,Ka=103;HClO4:N=3,Ka=108;所以酸性所以酸性:HClO4HClO3HClO2;(2)H3BO3:N=0,Ka=10-7;H3AsO4:N=1,Ka=10-2;H2SeO4:N=2,Ka=103;所以酸性所以酸性:HSeO4H3AsO4H3BO3;(3)HNO3:N=2,Ka=103;H2SO3:N=1,Ka=10-2;H3AsO3:N=0,Ka=10-7;所以酸所以酸性性:HNO3H2SO3H3AsO3.（1）变化规律）变化规律 1:在同一周期中在同一周期中,各元素最高氧化态含氧酸的氧各元素最高氧化态含氧酸的氧化性从左到右递增化性从左到右递增.2:在同一主族中在同一主族中,元素的最高氧化态含氧酸的氧元素的最高氧化态含氧酸的氧化性化性,多数随原子序数增加呈锯齿形升高多数随原子序数增加呈锯齿形升高.一般有一般有 第三周期第四周期第五周期第六周期第三周期第四周期第五周期第六周期3:对于同一种元素的不同氧化态含氧酸来说对于同一种元素的不同氧化态含氧酸来说,低低氧化态的氧化性高于高氧化态的氧化态的氧化性高于高氧化态的.4:含氧酸的氧化性比相应的含氧酸盐的强含氧酸的氧化性比相应的含氧酸盐的强,同一同一含氧酸的浓溶液氧化性又比稀溶液的强含氧酸的浓溶液氧化性又比稀溶液的强.三：含氧酸及盐的氧化还原性三：含氧酸及盐的氧化还原性7-9:为什么含氧酸比对应的盐的氧化性强为什么含氧酸比对应的盐的氧化性强,却比却比对应的盐的还原性弱对应的盐的还原性弱?浓酸又比稀酸氧化性强浓酸又比稀酸氧化性强?解解:因含氧酸的氧化反应一般会有因含氧酸的氧化反应一般会有H+参与参与,而而溶液酸性越强溶液酸性越强,含氧酸的电极电势越大含氧酸的电极电势越大,氧化能氧化能力就越强力就越强,所以含氧酸比相应的盐的氧化性强所以含氧酸比相应的盐的氧化性强.同理同理,在碱性溶液中在碱性溶液中,电极电势是减小的电极电势是减小的,即还即还原型的还原能力是增强的原型的还原能力是增强的,所以盐的还原性强所以盐的还原性强于酸于酸.同样根据能斯特方程同样根据能斯特方程,酸浓度越高酸浓度越高,H+浓浓度也越高度也越高,含氧酸的电极电势也就越大含氧酸的电极电势也就越大,氧化能氧化能力越强力越强.所以浓酸又比稀酸氧化性强所以浓酸又比稀酸氧化性强.问问题题（2）影响氧化能力的因素）影响氧化能力的因素 1中心原子结合电子的能力中心原子结合电子的能力 凡属电负性大凡属电负性大,原子半径小原子半径小,氧化态高的中心原氧化态高的中心原子子,其获得电子的能力强其获得电子的能力强,表现为酸的氧化性强表现为酸的氧化性强.2分子的稳定性分子的稳定性 含氧酸分子越不稳定含氧酸分子越不稳定,其氧化性越强其氧化性越强.分子的稳分子的稳定性与定性与RO键的强度和键数有关键的强度和键数有关.RO键的键的强度愈大强度愈大,成键数愈多成键数愈多,则要断裂这些键越难则要断裂这些键越难,中中心原子越不易从外界得到电子心原子越不易从外界得到电子,所以含氧酸的所以含氧酸的氧化性就越弱氧化性就越弱.3.溶液酸度、浓度、温度的影响溶液酸度、浓度、温度的影响 溶液的酸度越强含氧酸的氧化性越强，浓溶液的酸度越强含氧酸的氧化性越强，浓酸比稀酸的氧化性强。温度升高，反应速率酸比稀酸的氧化性强。温度升高，反应速率加快，同时含氧酸表现出的氧化性增强。加快，同时含氧酸表现出的氧化性增强。7-10:比较下列含氧酸的氧化性，并说明原因。比较下列含氧酸的氧化性，并说明原因。(1)H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4(2)HClO HClO2 HClO3 HClO4(3)H2SO4 H2SeO4 H6TeO6问问题题解解:(1)H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4.因从因从Si-P-S-Cl,中心离子的中心离子的Z/r值依次增大值依次增大,获得电获得电子的能力增强子的能力增强,则酸的氧化性就增强则酸的氧化性就增强.(2)HClOHClO2HClO3HClO4.因从因从HClO到到HClO4,随着随着Cl氧化态的升高氧化态的升高,含氧酸形成的含氧酸形成的Cl-O键的数目依次增多键的数目依次增多,分子对称性也增加分子对称性也增加,即即含氧酸的稳定性依次增加含氧酸的稳定性依次增加,所以氧化性依次减小所以氧化性依次减小.(3)H2SO4H2SeO4H6TeO6.因因p区元素的不规区元素的不规则性则性,第四周期元素含氧酸的氧化性比上下两周第四周期元素含氧酸的氧化性比上下两周期元素的均强期元素的均强.（1）酸根阴离子的影响酸根阴离子的影响 含氧酸盐如果阳离子相同而酸根离子不同含氧酸盐如果阳离子相同而酸根离子不同时，酸根离子稳定性越差，则盐的稳定性也时，酸根离子稳定性越差，则盐的稳定性也越差。越差。酸根离子的稳定性顺序：酸根离子的稳定性顺序：硅酸盐硅酸盐磷酸盐硫酸盐磷酸盐硫酸盐碳酸盐碳酸盐 卤酸盐卤酸盐,硝酸盐硝酸盐一：热稳定性一：热稳定性 7.2.2.3 含氧酸盐含氧酸盐（2）阳离子极化作用的影响阳离子极化作用的影响 含氧酸盐当酸根阴离子相同而阳离子不同含氧酸盐当酸根阴离子相同而阳离子不同时，阳离子的离子极化作用越强，则盐的稳时，阳离子的离子极化作用越强，则盐的稳定性就越差。定性就越差。因因H H+离子半径特别小离子半径特别小,造成其离子极化能造成其离子极化能力特别强力特别强,所以同一元素的酸式盐热稳定性所以同一元素的酸式盐热稳定性小于正盐。小于正盐。7-11:比较比较ZnSO4,Ca3(PO4)2,CaSO4的稳定性的稳定性大小大小,并简述理由并简述理由.解解:稳定性稳定性:Ca3(PO4)2CaSO4ZnSO4.因磷因磷酸根稳定性高于硫酸根酸根稳定性高于硫酸根,所以其盐所以其盐Ca3(PO4)2稳稳定性高于定性高于CaSO4和和ZnSO4.而对于相同阴离子而对于相同阴离子的盐的盐,阳离子阳离子Zn2+为为18e构型构型,其极化作用和变其极化作用和变形性均大于形性均大于8e构型的构型的Ca2+.而极化作用越大而极化作用越大,盐盐稳定性越差稳定性越差,所以所以CaSO4的稳定性高于的稳定性高于ZnSO4.问问题题（1）溶解性的总体规律）溶解性的总体规律 含氧酸盐属于离子化合物含氧酸盐属于离子化合物,它们的它们的绝大部分钠盐绝大部分钠盐,钾盐和铵盐以及酸式盐都易溶于水钾盐和铵盐以及酸式盐都易溶于水.其它含氧酸盐其它含氧酸盐在水中的溶解性可以归纳如下：在水中的溶解性可以归纳如下：(一一)硝酸盐硝酸盐,氯酸盐都易溶于水氯酸盐都易溶于水,且溶解度随温度的且溶解度随温度的升高而迅速地增加升高而迅速地增加.(二二)硫酸盐硫酸盐:大部分溶于水大部分溶于水,但但SrSO4,BaSO4和和PbSO4难溶难溶,CaSO4,Ag2SO4和和Hg2SO4微溶微溶.(三三)碳酸盐碳酸盐:大多数都不溶于水大多数都不溶于水,其中又以其中又以Ca2+,Sr2+,Ba2+,Pb2+的碳酸盐最难溶的碳酸盐最难溶.(四四)磷酸盐磷酸盐:大多数都不溶于水。大多数都不溶于水。二：溶解性二：溶解性 （2）溶解性的理论解释）溶解性的理论解释 1.溶解性与溶解焓变溶解性与溶解焓变(sH)的关系的关系 盐溶解反应的玻恩盐溶解反应的玻恩-哈伯循环如下哈伯循环如下 即晶格能和离子水合能对离子化合物的溶解即晶格能和离子水合能对离子化合物的溶解性产生影响性产生影响.因此离子电荷高因此离子电荷高,半径小半径小,即即Z/r值值大的离子所形成的盐的晶格能大大的离子所形成的盐的晶格能大,则溶解时破则溶解时破坏晶格能所需要的能量也大坏晶格能所需要的能量也大.但但Z/r值大的离子其水合热也大值大的离子其水合热也大,即放出热量多即放出热量多,有利于溶解有利于溶解,两者作用相反两者作用相反.所以当离子的所以当离子的Z/r增大增大时时,究竟是晶格能增加得多一些究竟是晶格能增加得多一些,还是离子水合能还是离子水合能增加得多一些增加得多一些,那要看阴阳离子大小匹配的情况那要看阴阳离子大小匹配的情况.一般规律是一般规律是:阴阳离子半径相差大的比相差小阴阳离子半径相差大的比相差小的易溶的易溶,如如MgSO4比比BaSO4易溶易溶.因为当阴阳离子因为当阴阳离子大小相差悬殊时大小相差悬殊时,离子水合作用在溶解过程中离子水合作用在溶解过程中居居优势优势,所以在性质相似的盐系列中所以在性质相似的盐系列中,阳离子的半径阳离子的半径越小越小,该盐越容易溶解该盐越容易溶解,如如:NaClO4KClO4RbClO4.若阴阳离子的半径相差不多若阴阳离子的半径相差不多,则晶格能的则晶格能的大小在溶解过程中有较大的影响大小在溶解过程中有较大的影响,也就是离也就是离子势子势(Z/r)大的离子所组成的盐较难溶解大的离子所组成的盐较难溶解,如如碱土金属和许多过渡金属的碳酸盐、磷酸碱土金属和许多过渡金属的碳酸盐、磷酸盐等盐等;而碱金属的硝酸盐和氯酸盐等易溶而碱金属的硝酸盐和氯酸盐等易溶.2.溶解性与溶解自由能变溶解性与溶解自由能变(sG)的关系的关系 仅仅从溶解焓来考虑离子化合物的溶解性是不仅仅从溶解焓来考虑离子化合物的溶解性是不完全可靠的完全可靠的,因为因为溶解焓效应一般都很小溶解焓效应一般都很小,而溶解而溶解熵效应对物质的溶解性却往往有较大的影响熵效应对物质的溶解性却往往有较大的影响,所所以需要从溶解自由能变来全面分析离子化合物的以需要从溶解自由能变来全面分析离子化合物的溶解性。溶解性。当无机盐当无机盐MX在水中建立下列溶解平衡时，在水中建立下列溶解平衡时，MX(s)=M+(aq)+X-(aq)这过程的自由能变是：这过程的自由能变是：sG=sH-TsS 下表为几种含氧酸盐的下表为几种含氧酸盐的sH,sS,sG和溶和溶解性结果数据解性结果数据 盐盐 溶解性溶解性Ca3(PO4)2Na3PO4KNO3Ba(NO3)2-64.6-78.6635.1540.17-859.8-230.8119.699.9191-9.86-0.49110.4难溶难溶易溶易溶易溶易溶易溶易溶 溶解过程的熵效应既有熵增又有熵减溶解过程的熵效应既有熵增又有熵减.一般说一般说来来,离子的电荷低离子的电荷低,半径大半径大,其溶解熵为正值其溶解熵为正值;而电而电荷高荷高,半径较小的离子的溶解熵大多为负值半径较小的离子的溶解熵大多为负值.7-12:根据上表数据解释为什么根据上表数据解释为什么KNO3的溶解的溶解过程是吸热的过程是吸热的,但却可以自发进行但却可以自发进行?能否只用能否只用溶解反应的焓变溶解反应的焓变sH数据来判断其溶解性数据来判断其溶解性?为什么为什么?解解:因过程的自发性与否不是由过程是否放热因过程的自发性与否不是由过程是否放热决定而是由过程的决定而是由过程的rG决定决定.虽然虽然KNO3的溶的溶解过程吸热解过程吸热,但因熵增但因熵增,使得过程的使得过程的rG小于小于0,所以可自发溶解所以可自发溶解.由此得出结论由此得出结论:不能用不能用rH0来判断过程自发来判断过程自发.因过程的因过程的rS对过程能对过程能否自发有不能忽略的贡献否自发有不能忽略的贡献,所以必须用过程的所以必须用过程的rG值进行判断值进行判断.该值小于该值小于0,过程自发过程自发,大于大于0,非自发非自发.7-13:在上表中在上表中Ba(NO3)2的的sG值大于值大于0,为什为什么仍确定为易溶么仍确定为易溶?解解:因因sG值为标态下的计算结果值为标态下的计算结果,而实际溶解过程是而实际溶解过程是在非标态下进行在非标态下进行,即即:Ba(NO3)2(s)=Ba2+(aq)+2NO3-(aq)sG=sG+RTlnJ =10.4+8.31410-3298lns(2s)2因刚开始溶解时因刚开始溶解时,溶液中的溶液中的Ba2+和和NO3-离子浓度均很离子浓度均很小小(远小于标态的远小于标态的1molL-1).假设假设s=0.1molL-1,则则:sG=10.4+8.31410-3298ln(40.13)=-3.28(kJmol-1)0所以所以Ba(NO3)2的溶解可自发进行的溶解可自发进行.(同学可自行估算同学可自行估算s达到什么值时达到什么值时sG0)1.阴离子的水解能力与它的共轭酸的强阴离子的水解能力与它的共轭酸的强度成反比度成反比.即酸越弱即酸越弱,其共轭碱其共轭碱(酸根阴离子酸根阴离子)的水解越强的水解越强.如水解能力如水解能力:ClO4-ClO2-ClO-.2.阳离子的水解能力与离子的极化能力阳离子的水解能力与离子的极化能力有关有关,离子极化能力越强离子极化能力越强(即离子势即离子势Z/r值值越大越大),则水解程度越大则水解程度越大.如如Ti4+Fe3+Fe2+K+三：水解性三：水解性7-14:浓度均为浓度均为0.1mol/L的下列盐溶液的下列盐溶液,请比请比较水解程度的大小和溶液较水解程度的大小和溶液pH值的顺序值的顺序 Na3PO4;Na2CO3;NaAc;Na2S.(已知已知:H3PO4的的Ka3=4.510-13,H2CO3的的Ka2=5.610-11,HAc的的Ka=1.7610-5,H2S的的Ka2=1.210-15)问问题题解解:对于水解平衡对于水解平衡:PO43-+H2O=HPO42-+OH-CO32-+H2O=HCO3-+OH-S2-+H2O=HS-+OH-Ac-+H2O=HAc+OH-0.022104.51013-14a3W1KKK4-11-14a2W2101.79105.610KKK8.33101.21015-14a2W3KKK上述计算证明：上述计算证明：K3K1K2K4即酸越弱即酸越弱,其酸根离子水解程度越高其酸根离子水解程度越高.所以水解程度所以水解程度:Na2SNa3PO4Na2CO3NaAc.溶液溶液pH值值:Na2SNa3PO4Na2CO3NaAc.105-14aW41068.5101.7610KKK 次级周期性是指元素周期表中次级周期性是指元素周期表中,每族元素的每族元素的性质从上到下并非单调的直线式递变性质从上到下并非单调的直线式递变,而是呈而是呈现起伏的现起伏的“锯齿状锯齿状”变化变化.这些元素同本族其他元素的显著差异有这些元素同本族其他元素的显著差异有:7.2.3.1 第第2周期周期p区非金属元素的特殊性区非金属元素的特殊性 7.2.3 第第2、4周期周期p区非金属元素的特殊性区非金属元素的特殊性（1）N、O、F的含氢化合物容易生成氢键的含氢化合物容易生成氢键,离子性较强；离子性较强；（2）它们的最高配位数为）它们的最高配位数为4,而第而第3周期和以周期和以后几个周期的元素的配位数可以超过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；）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；）多数有生成重键的特性；（5）与第）与第3周期的元素相比较，化学活泼性的周期的元素相比较，化学活泼性的差别大；差别大；（6）同素异性体性质上的差别比较大）同素异性体性质上的差别比较大.7.2.3.2 第第4周期周期p区元素性质的不规则性区元素性质的不规则性 由原子半径引起的由原子半径引起的p区元素的电负性、金属区元素的电负性、金属性性(非金属性非金属性)、氢氧化物酸碱性以及含氧酸的、氢氧化物酸碱性以及含氧酸的氧化还原性等都出现异常现象，即所谓氧化还原性等都出现异常现象，即所谓p区元区元素的素的“不规则性不规则性”.7-15:请在空白处填上正确符号请在空白处填上正确符号,并简述原因并简述原因.（1）金属性：）金属性：Ga Al；（2）酸性：）酸性：Ga(OH)3 Al(OH)3（3）氧化性：）氧化性：H2SeO4 H2SO4。问问题题解解:(1)金属性金属性:GaAl.因因Ga为第四周期的为第四周期的p区元素区元素,为刚经过为刚经过d区后的第一个主族元素区后的第一个主族元素,因因3d10电子的屏蔽效应小，导致有效核电荷电子的屏蔽效应小，导致有效核电荷大，对外层电子的吸引力强，所以金属性也大，对外层电子的吸引力强，所以金属性也就小于就小于Al.(2)酸性酸性:Ga(OH)3Al(OH)3.因因Ga为为3d10填满后填满后的第一个的第一个p区元素区元素,原子半径甚至比原子半径甚至比Al还略小还略小,其其Z/r值大于值大于Al3+的的.而而Z/r值越大值越大,其氢氧化物酸性其氢氧化物酸性越强越强,所以所以Ga(OH)3的酸性强于的酸性强于Al(OH)3.(3)氧化性氧化性:H2SeO4H2SO4.因因Se为第四周期的为第四周期的p区元素区元素,虽原子序数增加虽原子序数增加18,但原子半径略有增但原子半径略有增大大,其有效核电荷明显较大其有效核电荷明显较大,有更强烈的获得电有更强烈的获得电子的趋势子的趋势,所以其氧化性比所以其氧化性比H2SO4强强.7.3 金属元素通论金属元素通论7.3.1 主族金属主族金属7.3.2 副族金属副族金属 一：金属的分类一：金属的分类 7.3.1 主族金属主族金属金属金属非金属非金属1.熔点高熔点高2.大多数密度较大大多数密度较大3.有金属光泽有金属光泽4.是热和电的良导体是热和电的良导体,电电阻随温度升高增大阻随温度升高增大5.具有延展性具有延展性6.属金属晶体属金属晶体7.蒸气分子一般是单原蒸气分子一般是单原子子1.为液体或气体为液体或气体,有些为固体有些为固体2.一般密度较小一般密度较小3.无金属光泽无金属光泽4.热和电的不良导体热和电的不良导体,电阻随电阻随温度升高而减小温度升高而减小5.不具有延展性不具有延展性6.大多属分子晶体大多属分子晶体7.蒸气分子是双或多原子蒸气分子是双或多原子 金属和非金属在物理性质方面的相同和不同点金属和非金属在物理性质方面的相同和不同点（1）金属的物理性质）金属的物理性质 二：金属的性质二：金属的性质（1）同一周期从左到右金属的熔点同一周期从左到右金属的熔点,沸点沸点,硬度硬度和升华热总体先升高和升华热总体先升高,到到B或或B达到最高达到最高,然然后又降低后又降低.同族从上到下则依次减弱同族从上到下则依次减弱,只是副族只是副族规律性差些规律性差些.原因：因金属原子中参与形成金属键的价电子原因：因金属原子中参与形成金属键的价电子数从低数从低(IA)到到(B或或B)最高再降低最高再降低(IIB),而价而价电子数越多电子数越多,形成的金属键越强形成的金属键越强,则金属的熔点则金属的熔点,沸点沸点,硬度和升华热就越高硬度和升华热就越高.金属的熔点金属的熔点,沸点沸点,硬度硬度,原子半径原子半径,电离势和升电离势和升华热等物理性质的变化规律如下华热等物理性质的变化规律如下同理同理,从上到下虽价电子数相同从上到下虽价电子数相同,但原子半径依但原子半径依次增大次增大,则金属键就依次减小则金属键就依次减小,熔沸点等性质依熔沸点等性质依次降低次降低.（2）原子半径从左到右总体减小原子半径从左到右总体减小,但但IB,IIB略略有升高有升高;从上到下依次增加从上到下依次增加,只是副族第五和第只是副族第五和第六周期元素半径相近六周期元素半径相近.原因：从左到右随原子序数的依次增大原因：从左到右随原子序数的依次增大,其有其有效核电荷依次增加效核电荷依次增加,对外层电子吸引力增强对外层电子吸引力增强,则则原子半径依次减小原子半径依次减小.而而IB,IIB因因nd电子全满电子全满,屏屏蔽作用增大蔽作用增大,则半径略有增加则半径略有增加.（3）电离势变化规律与原子半径的相似）电离势变化规律与原子半径的相似,从从左到右电离势总体增强左到右电离势总体增强,从上到下减弱从上到下减弱.因核因核对外层电子吸引力越强对外层电子吸引力越强,则电离势越大则电离势越大.同理因从上到下增加了一个电子层同理因从上到下增加了一个电子层,核对外核对外层电子吸引力减小层电子吸引力减小,半径增大半径增大.因镧系收缩效因镧系收缩效应应,使得副族第五和第六周期元素半径相近使得副族第五和第六周期元素半径相近.7-16:在单质金属中，最软的固体是在单质金属中，最软的固体是 ，最硬的，最硬的是是 ；熔点最高的是；熔点最高的是 ，最低的是，最低的是 ；密度最大；密度最大的是的是 ，最小的是，最小的是 ；延性最好的是；延性最好的是 ；展性最；展性最好的是好的是 ；导电导热性最好的是；导电导热性最好的是 .解：在单质金属中，最软的固体是解：在单质金属中，最软的固体是Cs，最硬，最硬的是的是Cr；熔点最高的是；熔点最高的是W，最低的是，最低的是Hg；密；密度最大的是度最大的是Os，最小的是，最小的是Li；延性最好的是；延性最好的是Pt；展性最好的是；展性最好的是Au；导电导热性最好的是；导电导热性最好的是Ag.问问题题金属金属K Na LiMgAlMnZnCrFePbSnH+CuHgAg Pt Au与空与空气反气反应应迅速迅速反应反应从左向右反应速度减小从左向右反应速度减小不反应不反应燃烧燃烧加加 热热 燃燃 烧烧缓慢氧化缓慢氧化不反不反应应与水与水反应反应与冷水反与冷水反应很快应很快与冷水与冷水反应慢反应慢在红热时与在红热时与水蒸气反应水蒸气反应不反应不反应（2）金属的化学性质）金属的化学性质 下表总结了金属活动性顺序表中的金属与空气、水、下表总结了金属活动性顺序表中的金属与空气、水、酸、碱等的反应情况酸、碱等的反应情况.与稀酸与稀酸反应反应爆炸爆炸反应依次减慢反应依次减慢很很慢慢不反应不反应与氧化与氧化性酸反性酸反应应都都 能能 反反 应应仅与王仅与王水反应水反应与碱反与碱反应应仅仅Al,Zn等两性金属与碱反应等两性金属与碱反应与盐反与盐反应应前面的金属可以从盐中取代后面的金属离子前面的金属可以从盐中取代后面的金属离子金属金属K Na LiMg Al Mn Zn Cr Fe PbSnH+Cu Hg Ag Pt Au7.3.1.1 s区金属区金属 包括碱金属和碱土金属，是周期表包括碱金属和碱土金属，是周期表A族和族和A族元族元素。素。A族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素;A族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。通性通性:(1)它们单质的熔点、沸点、硬度、密度、升华热都它们单质的熔点、沸点、硬度、密度、升华热都是同周期中最低和次低的是同周期中最低和次低的.同周期从左至右同周期从左至右,金属性减金属性减弱弱;同主族自上而下同主族自上而下,金属性越来越强金属性越来越强.这种递变与其电这种递变与其电离势、原子半径、电负性递变趋势一致离势、原子半径、电负性递变趋势一致.它们它们是是同一同一周期中最活泼的金属周期中最活泼的金属,均能与水、空气反应均能与水、空气反应,表现为强表现为强还原剂还原剂,反应的剧烈程度与金属的活泼性一致反应的剧烈程度与金属的活泼性一致.(3)除去除去Li和和Be,碱金属、碱土金属的化合物一碱金属、碱土金属的化合物一般为离子型物质般为离子型物质.盐一般是无色或白色盐一般是无色或白色,在火焰在火焰中呈现特殊的颜色中呈现特殊的颜色.碱金属的盐类大多数易溶碱金属的盐类大多数易溶于水于水,碱土金属的盐一般难溶于水碱土金属的盐一般难溶于水,且它们的盐且它们的盐易带结晶水易带结晶水.一般碱金属盐具有较高的热稳定一般碱金属盐具有较高的热稳定性性,碱土金属的盐热稳定性较相应的碱金属盐碱土金属的盐热稳定性较相应的碱金属盐类差类差,但在常温下均为热稳定性较高的盐但在常温下均为热稳定性较高的盐.其含其含氧酸盐稳定性的高低用离子极化原理来解释。氧酸盐稳定性的高低用离子极化原理来解释。(2)碱金属的氢氧化物为强碱，碱土金属的氢碱金属的氢氧化物为强碱，碱土金属的氢氧化物一般也为强碱氧化物一般也为强碱(Be,Mg除外除外)，且从上到且从上到下碱性依次增强。碱金属氢氧化物的碱性又强下碱性依次增强。碱金属氢氧化物的碱性又强于碱土金属氢氧化物于碱土金属氢氧化物。7-17:比较下列各组盐的热稳定性比较下列各组盐的热稳定性,并说明原因并说明原因.（1）CaCO3和和K2CO3（2）Na2CO3和和K2CO3（3）CaCO3和和ZnCO3问问题题解解:（1）稳定性）稳定性CaCO3K2CO3.Ca2+和和K+同同为为8e构型的离子构型的离子,因因Ca2+半径小半径小,所带电荷高所带电荷高,则则其离子势大于其离子势大于K+,极化作用也强于极化作用也强于K+,而极化作而极化作用越强用越强,含氧酸盐的稳定性越差含氧酸盐的稳定性越差,所以所以CaCO3的的稳定性小于稳定性小于K2CO3。（2）稳定性）稳定性Na2CO3K2CO3.因因Na+半径小于半径小于K+,其离子势就大其离子势就大,极化作用也就强于极化作用也就强于K+,而极而极化作用越强化作用越强,含氧酸盐的稳定性越差含氧酸盐的稳定性越差,所以所以Na2CO3的稳定性小于的稳定性小于K2CO3。（3）稳定性）稳定性CaCO3ZnCO3.虽然虽然Ca2+和和Zn2+所带电荷相同所带电荷相同,但但Ca2+为为8e构型而构型而Zn2+为为18e构构型型,8e构型的极化作用低于构型的极化作用低于18e构型构型.而极化作用而极化作用越强越强,含氧酸盐的稳定性越差含氧酸盐的稳定性越差,则则CaCO3的稳定的稳定性高于性高于ZnCO3。7.3.1.2 p区金属区金属 p区共有十种金属，包括：区共有十种金属，包括：Al、Ga、In、Tl(铝分族，价电子构型是铝分族，价电子构型是ns2 np1)；Ge、Sn、Pb(锗分族，价电子构型是锗分族，价电子构型是ns2np2)；Sb、Bi(锑分锑分族，价电子构型是族，价电子构型是ns2 np3)和和Po；其中；其中Po为放为放射性元素。它们位于周期表中阶梯附近左侧射性元素。它们位于周期表中阶梯附近左侧.p区金属元素的金属性较弱区金属元素的金属性较弱,部分金属如部分金属如Al、Ga、In、Ge、Sn、Pb的单质的单质,氧化物及其水合氧化物及其水合物常表现出两性物常表现出两性,它们的化合物往往表现出明显它们的化合物往往表现出明显的共价性。的共价性。通性通性:p区金属的价电子构型为区金属的价电子构型为ns2np1-4;当只有当只有np电子参与成键电子参与成键,则表现为低氧化态则表现为低氧化态,其化其化合物以混合型或部分离子型为主合物以混合型或部分离子型为主;如果如果ns也也参与参与,则表现为最高氧化态则表现为最高氧化态,既族价既族价,其化合其化合物多数为共价型物多数为共价型.大部分大部分p区金属元素在化合物中电荷较高区金属元素在化合物中电荷较高,半径较小半径较小,其其盐类在水中极易水解盐类在水中极易水解.一般一般p区金属自上而下低氧化态化合物的区金属自上而下低氧化态化合物的稳定性增强稳定性增强.第第6周期周期p区金属的特殊性区金属的特殊性-6s2电子对惰性效应电子对惰性效应 周期表中周期表中p区下方的金属元素区下方的金属元素,从上到下低氧从上到下低氧化态渐趋于稳定的现象称为化态渐趋于稳定的现象称为“惰性电子对效惰性电子对效应应”.这种趋向在这种趋向在A和和A族中很明显族中很明显,其中其中又以又以6s上两个电子表现最为突出上两个电子表现最为突出,因此有人又因此有人又称为称为“6s2惰性电子对效应惰性电子对效应”.典型表现是典型表现是Bi(),Pb(),Tl()，因很不稳，因很不稳定而成为定而成为最强氧化剂最强氧化剂,非常容易获得非常容易获得2个电子个电子变为稳定的低价态变为稳定的低价态Bi(),Pb(),Tl().例如例如,Bi()和和Pb()均能在酸性介质均能在酸性介质(HNO3)中使中使Mn2+MnO4-.7.3.1.3 周期表中的对角线规则周期表中的对角线规则 一：定义和典型表现一：定义和典型表现 我们把我们把在周期表中某一元素的性质和它左上在周期表中某一元素的性质和它左上方或右下方的另一元素性质的相似性称为对方或右下方的另一元素性质的相似性称为对角线规则角线规则.这种相似性比较明显地这种相似性比较明显地表现在表现在Li和和Mg,Be和和Al,B和和Si三对元素之间三对元素之间.产生该现象的原因是由于它们的离子势相近产生该现象的原因是由于它们的离子势相近,核对最外层电子的吸引力相近核对最外层电子的吸引力相近,则其性质会表则其性质会表现出相似性现出相似性.7.4 稀有气体稀有气体7.4.3 氙化合物的构型氙化合物的构型7.4.2 氙化合物氙化合物 7.4.1 存在与成键特点存在与成键特点 性性 质质HeNeArKrXeRn原子序数原子序数21018365486原子量原子量4.0020.1839.9583.80131.3222.0价电子结构价电子结构1s22s22p63s23p64s24p65s25p66s26p6范氏半径范氏半径(pm)122160191198-第第I电离势电离势(kJ/mol)237220811521135111701037第第II电离势电离势(kJ/mol)52503952266623502046-稀有气体包括氦稀有气体包括氦(He)、氖、氖(Ne)、氩、氩(Ar)、氪、氪(Kr)、氙、氙(Xe)和氡和氡(Rn,放射性元素放射性元素)共六种元素共六种元素.7.4.1 存在与成键特点存在与成键特点存在：稀有气体为单原子分子，常温下均为气存在：稀有气体为单原子分子，常温下均为气体，混于空气中。体，混于空气中。性质：性质：同族自上而下同族自上而下因分子半径增大，分子间因分子半径增大，分子间作用力依次增强，作用力依次增强，则其密度、熔沸点、汽化热则其密度、熔沸点、汽化热逐渐递增逐渐递增。其中。其中He是所有单质中沸点最低的气是所有单质中沸点最低的气体。体。制备：通过液化空气分离来获得制备：通过液化空气分离来获得.用途：做惰性保护气填充于电光源中，液用途：做惰性保护气填充于电光源中，液HeHe为超低温保护气体。为超低温保护气体。7-18:为什么稀有气体的单质是由单原子而为什么稀有气体的单质是由单原子而非双原子组成非双原子组成?单质的熔沸点单质的熔沸点,溶解度以及气溶解度以及气化热均随分子量的增大而增加化热均随分子量的增大而增加?答案答案7-19:为什么稀有气体单质的熔沸点比一般为什么稀有气体单质的熔沸点比一般共价化合物的都低共价化合物的都低?答案答案问问题题解解:因稀有气体元素基态原子价电子层因稀有气体元素基态原子价电子层除氦为除氦为2个电子外，其余均为个电子外，其余均为8电子构型，电子构型，它们的价电子层均已达饱和它们的价电子层均已达饱和,是稳定的是稳定的电子构型电子构型,所以以单原子组成其单质所以以单原子组成其单质.它它们的单质均为非极性共价分子们的单质均为非极性共价分子,随着原随着原子序数的增加子序数的增加,其分子半径增大其分子半径增大,分子的分子的变形性就增大变形性就增大,色散力也就增大色散力也就增大,即分子即分子间作用力增大间作用力增大,则分子的熔沸点则分子的熔沸点,溶解度溶解度以及气化热也就随之而增加以及气化热也就随之而增加.解解:因稀有气体分子是球形对称的因稀有气体分子是球形对称的单原子非极性分子，与一般共价单原子非极性分子，与一般共价分子相比分子相比,其分子体积较小其分子体积较小,变形性变形性也小也小,导致其分子间作用力即色散导致其分子间作用力即色散力很弱，所以单质的熔沸点就比力很弱，所以单质的熔沸点就比一般共价化合物的都低一般共价化合物的都低.如氦的沸如氦的沸点点(4.25K)是已知物质中最低的。是已知物质中最低的。7.4.2 氙的化合物氙的化合物 首次合成出的稀有气体化合物是首次合成出的稀有气体化合物是Xe+PtF6-。一：氟化物一：氟化物 在一定条件下氟与在一定条件下氟与Xe能发生反应，获得能发生反应，获得XeF2、XeF4、XeF6.它们都为无色固体、共价化合物和强氧化剂，它们都为无色固体、共价化合物和强氧化剂，氧化能力随氧化数的升高而增强。氧化能力随氧化数的升高而增强。它们都和水发生水解反应，而它们都和水发生水解反应，而XeF6的反应活性的反应活性最高。最高。二：氧化物二：氧化物 氙的氧化物无色、易潮解、易爆炸。氙的氧化物无色、易潮解、易爆炸。XeO3是一种易潮解和易爆炸的晶状固体，具有强氧是一种易潮解和易爆炸的晶状固体，具有强氧化性；化性；XeO4很不稳定，是具有爆炸性的气态很不稳定，是具有爆炸性的气态化合物。化合物。4XeF4+8H2O=2XeO3 +2Xe+O2+16HF XeF6+3H2O(大量大量)=XeO3+6HF 2XeF6(g)+SiO2(s)=2XeOF4(l)+SiF4(g)2XeF2+2H2O=2Xe+O2+4HF 三：高氙酸盐三：高氙酸盐 高氙酸盐高氙酸盐Na2XeO4和和Na4XeO6是最强的是最强的氧化剂之一。它能把氧化剂之一。它能把Mn2+、Cl分别氧化分别氧化成成MnO4-、ClO3-或或ClO4-。5XeO64-+2Mn2+9H+=5HXeO4-+MnO4-+2H2O化合物化合物 价电子对数价电子对数 孤电子对数孤电子对数空间构型空间构型分子形状分子形状XeF253 XeF462 XeF671 7.4.3 氙化合物的构型氙化合物的构型 化合物化合物 价电子对数价电子对数 孤电子对数孤电子对数空间构型空间构型分子形状分子形状XeOF461 XeO341 XeO440 7-20:请分别用价电子对互斥理论和杂化轨道理请分别用价电子对互斥理论和杂化轨道理论解释论解释XeOF4分子的成键情况和分子空间构型分子的成键情况和分子空间构型 解解:价电子对互斥理论价电子对互斥理论:z=(8+0+14)2=6,m=6-5=1.即有即有6对价电子对价电子,则价电子对空间构型为八面体则价电子对空间构型为八面体.由于由于6对价电子中有对价电子中有5对形成对形成5个个键键,1对为孤对对为孤对电子电子,它处于从锥底伸向与锥体相反的方向它处于从锥底伸向与锥体相反的方向,则则分子空间构型为四方锥体分子空间构型为四方锥体.问问题题 杂化轨道理论杂化轨道理论:中心中心Xe的价轨道排布式和杂化过的价轨道排布式和杂化过程如下程如下:5p轨道上两个电子被激发到空的轨道上两个电子被激发到空的5d上上,形成四个成形成四个成单电子单电子.1条条5s,3条条5p和和2条条5d采取采取sp3d2杂化杂化.含有四含有四条成单电子的杂化轨道与四个条成单电子的杂化轨道与四个F原子的原子的2p轨道轨道(1个个电子电子)共用电子形成四个共用电子形成四个键键.含有含有1对电子的其中对电子的其中1条条sp3d2杂化轨道与杂化轨道与O原子的空原子的空2p轨道轨道(重排重排,配对配对,腾出腾出1条空条空2p)形成形成1个个配位键配位键,最后最后1条条sp3d2杂化轨道被杂化轨道被孤对电子占据孤对电子占据.所以其杂化轨道空间构型为八面体所以其杂化轨道空间构型为八面体,而分子构型为四方锥体而分子构型为四方锥体.
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