ppt-第十八章非金属元素小结.ppt

习题：按照酸的强度顺序排列：（1） HClO4，HClO3，HClO2，HClO；（2）HNO3，H3PO4，H3AsO4；（3） HClO，HBrO，HIO。 答： HClO4HClO3HClO2HClO HNO3H3PO4H3AsO4 HClOHBrOHIO 当N值相同时，离子半径越大，离子势越小，酸越弱。 当r+r-时，若r-不变，r+减小，U改变不大，水合能增加大，有利于溶解。 当r+?r-时，负离子半径较小时，r+减小，U增大，不利于盐的溶解 结论： r+?r-时，溶解焓趋向于较小的正或负值，不利于溶解； r+r-时溶解焓趋向于较大的负值，易于溶解。 由此可以看出： 1) 除形成σ键外,还形成π键(反馈π键或离域π键)。 2) 同一周期元素的含氧酸及其酸根为等电子体(32, 50, 68, 154)，结构相似；分子中非羟基氧随中心原子半径的减少而增加。 如：CO32-与NO3-、BO33- （32e） 3) 同一族元素的含氧酸,随着中心原子半径的递增,分子中羟基氧增加,非羟基氧减少(R半径大,5d成键能力增强,以激发态的sp3d2杂化形成八面体结构, 配位数为6, 如H5IO6、H6TeO6)。 硼酸H3BO3 的结构 B：sp2杂化 N：sp2杂化后 硝酸 (HNO3)的结构 磷酸 H3PO4 的结构 H2SO4的结构： （1）同一周期元素的含氧酸的结构相似。分子中的非羟基氧原子数随中心原子的半径的减小而增加； （2）同族元素的含氧酸随着中心原子半径的递增，分子中的羟基数增加，而非羟基氧原子数减少。 18-3-3 含氧酸的强度 1. R-O-H规则: 酸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 　 (1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，即Kl:K2:K3…≈1:10-5:10-10…,或pKa的差值为5。例如:　H2SO3的K1=1.2×10-2, K2＝1×10-7。 　　(2)含氧酸的K1与非羟基氧原子数N有如下的关系 　　K1≈105N-7，即:pKa≈7-5N 　　如: H2SO3的N=1, K1≈105×1-7≈10-2, pK1≈2 2. 鲍林(Pauling,L.)规则: N=3 特强酸 ( 103) HClO4 N=2 强酸 ( =10-1~103) H2SO4,HNO3 N=1 中强酸 ( =10-4~10-2) H2SO3,HNO2 N=0 弱酸 ( ≤10-5) HClO, HBrO 例1：试推测下列酸的强度。(K1≈105N-7) HClO4 HClO3 HClO2 HClO 　　　　105×3-7 105×2-7 105×1-7 105×0-7 　　= 108 103 10-2 10-7 　　酸的强度为：HClO4HClO3HClO2HClO 同一元素,酸的强度: 高氧化态低氧化态 同周期, 从左到右, 酸性增强 缩和程度愈大，酸性愈强。 氢氧化物或含氧酸，可记作： (OH)mROn m：羟基氧的个数 n：非羟基氧的个数 例：HClO4 即 HOClO3 m=1，n=3 酸性的强弱取决于羟基氢的释放难易，而 羟基氢的释放又取决于羟基氧的电子密度。 若羟基氧的电子密度小,易释放氢,酸性强。 Pauling规则：(定性) H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 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 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 影响含氧酸的因素: 1）在含氧酸R