基础化学：主族元素[精选].ppt

5.1 只含简单单键的含氧酸结构 氧原子数与氢原子数相等，如：HClO、H3AsO3 HClO的结构： H3AsO3的结构： H—O—Cl As—O—H H—O H—O 5.2 含一般双键的含氧酸结构 一般是第二周期元素的含氧酸，氧原子数多于氢原子数，如：H2CO3、HNO2等 HNO2的结构： N：sp2杂化后 H—O—N=O σ π H2CO3的结构： CO32-(6+3×8+2=32e-)与BF3(5+3×9=32e-)为等电子体,其结构： C：sp2杂化 2- C==O H—O H—O σ π 5.3 含大π键的含氧酸结构 具有这种结构的含氧酸不多，常见 HNO3, 性质特殊 结构 N：sp2杂化后 120° 116° 130° 114° 分子内氢键 H—O—N O O 简记为： 1 5.4 含(p-d)π键的含氧酸结构 大多数具有这种结构，较普遍。如： H2SO4、 H2SiO3、HClO4、HClO3、HClO2等 NO3-： H—O H—O S O O σ (p-d)π H—O—P=====O OH OH σ (p-d)π 一般是第三周期及其以后的元素的含氧酸，且氧原子数多于氢原子数。 中心原子S采取sp3 杂化，使得杂化轨道上有4个电子分别与四个氧原子的单电子p轨道形成σ键，S的其余两个电子被激发到d轨道上，与非羟基氧上的另外一个单电子p轨道重叠形成π键 6 含氧酸酸性强弱 6.1 R—O—H规则 6.2 鲍林(pauling)规则 6.1 R—O—H规则 化合物的酸碱结构可简单表示为：R—O—H 电离方式与阳离子的极化作用有关，阳离子的极化作用可用离子势衡量： Rn+的φ值越大，极化作用越强，氧原子的电子云越偏向R, 从而使O—H键极性增强,致使按②方式离解,水溶液呈酸性；反之，R—O键极性增强，按① 方式解离，水溶液呈碱性。 R—O—H ① ② RO-+H+ R++OH- 经验规则： 7 7~10 10 R—O—H酸碱性 碱性 两性 酸性 很强酸 强酸 中强酸 弱酸 两性 中强碱 强碱 性质 16.4 14.4 12.1 9.88 7.75 5.55 3.24 0.026 0.029 0.034 0.041 0.05 0.065 0.095 r/nm HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO3 Al(OH)3 Mg(OH)2 NaOH R-O-H Cl S P Si Al Mg Na 元素 第三周期元素氧化物水合物的酸碱性 强碱 强碱 强碱 中强碱 两性 性质 3.85 4.21 4.50 5.55 8.03 0.135 0.113 0.099 0.065 0.031 r/nm Ba(OH)2 Sr(OH)2 Ca(OH)2 Mg(OH)2 Be(OH)2 R-O-H Ba Sr Ca Mg Be 元素 碱土金属元素氢氧化物的酸碱性 这种方法判断酸碱性及其强弱只是一个经验规律，有例外，如：Zn(OH)2的 ，但它是两性氢氧化物。 氢氧化物或含氧酸，可记作： HnROm或ROm-n(OH)n m-n：非羟基氧的个数 Pauling规则：(定性) 含氧酸的酸性随非羟基氧(m-n)的个数增加而增加 H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4 6.2 鲍林(pauling)规则 内因： 中心原子R的电负性↑ 中心原子R的半径↓ 中心原子R对OH中氧的吸引力↑ 使OH中氧原子的电子云密度↓， H易离解，酸性↑ 推论：含氧酸缩合程度越大，酸性越强 H2S2O7H2SO4 Pauling规则半定量： m-n=0 弱酸 ( ) m-n=1 中强酸 ( ) m-n=2 强酸 ( ) m-n=3 最强酸 ( ) 7 非金属含氧酸盐的性质 7.1 非金属含氧酸盐的溶解性 7.2 非金属含氧酸盐的热稳定性 7.3 非金属含氧酸盐的氧化还原性 7.1 非金属含氧酸盐的溶解性 含氧酸盐属于离子化合物，绝大多数钾、钠、铵盐及酸式盐都溶于水。溶解性规律： 1. 硝酸盐和氯酸盐几乎都溶于水，溶解度随温度升高迅速增大 2. 多数硫酸盐易溶于水，