1、元素通論元素通論第七章第七章7.1 周期表中元素分類周期表中元素分類7.2 非金屬元素通論非金屬元素通論7.3 金屬元素通論金屬元素通論7.4 稀有氣體稀有氣體第七章第七章 元素通論元素通論7.1 周期表中元素分類周期表中元素分類7.1.2 元素的金屬性與非金屬性元素的金屬性與非金屬性7.1.1 元素的系、區和族的劃分元素的系、區和族的劃分7.1.1 元素系、區和族的劃分元素系、區和族的劃分 系系是是根據元素原子的價電子構型的相似性以及元根據元素原子的價電子構型的相似性以及元素性質的共性對元素進行的大的分類素性質的共性對元素進行的大的分類。把周期表中把周期表中元素元素B(B(硼硼) )與與At

2、(At(砹砹) )連線以及右上方元素，再加氫共連線以及右上方元素，再加氫共稱為稱為非金屬非金屬( (系系) )元素元素；而連線左下方所有元素統稱；而連線左下方所有元素統稱為為金屬金屬( (系系) )元素元素。也有人把位于。也有人把位于B(B(硼硼) )與與At(At(砹砹) )交界交界線左右的元素稱為線左右的元素稱為兩性元素兩性元素，如，如Al,Si,Ge,AsAl,Si,Ge,As等。等。 在非金屬元素中，習慣以各族的第一個元素來稱在非金屬元素中，習慣以各族的第一個元素來稱“某某族某某族”元素，如鹵素、氧族、氮族等。在周期元素，如鹵素、氧族、氮族等。在周期表中非金屬元素所占比例較小。表中非金

3、屬元素所占比例較小。一：系的劃分一：系的劃分 在金屬在金屬(系系)元素中元素中,首先把處于主族區的金屬稱為首先把處于主族區的金屬稱為主族金屬主族金屬，包括，包括A,A和和A到到A族中的金屬族中的金屬元素；把處于副族區元素；把處于副族區B到到(B)的金屬稱為的金屬稱為副族副族金屬金屬。其中又把具有未充滿的。其中又把具有未充滿的(n-1)d價電子的副族價電子的副族金屬稱為金屬稱為過渡過渡(系系)金屬金屬，包括周期表中的，包括周期表中的B到到(B)族的副族金屬。把具有未充滿的族的副族金屬。把具有未充滿的(n-2)f價電子價電子的過渡金屬的過渡金屬(位于第位于第6、7周期周期)元素分別稱為元素分別稱為

4、鑭系元鑭系元素素與與錒系元素錒系元素. 另外，習慣把另外，習慣把A到到A族中的金屬以該族中的第一族中的金屬以該族中的第一個金屬的名稱稱為個金屬的名稱稱為“某分族某分族”，如鋁分族、鍺分族，如鋁分族、鍺分族、銻分族等。、銻分族等。 族是族是根據價電子的構型不同而對元素進行根據價電子的構型不同而對元素進行的分類的分類.首先分為主族和副族首先分為主族和副族,周期表中有周期表中有18列共列共16族族,包含包含8個主族和個主族和8個副族個副族.即主族：即主族：IAVIIA 7個主族和個主族和1個個0族族(也有稱也有稱A族族);副族：副族：IB VIIB 7個副族、個副族、VIII(B)族族(3列列).

5、根據元素價電子構型的特點，根據元素價電子構型的特點，以最后一個電以最后一個電子填充的能級的不同子填充的能級的不同,把周期表分為五個區把周期表分為五個區,包包括括s區、區、p區、區、d區、區、ds區和區和f區區. 二：區的劃分二：區的劃分三：族的劃分三：族的劃分7.1.2 元素的金屬性與非金屬性元素的金屬性與非金屬性元素的金屬性元素的金屬性：指原子易于失去電子，形成化：指原子易于失去電子，形成化學鍵時成為正離子的傾向大，或它的價電子易學鍵時成為正離子的傾向大，或它的價電子易于偏離的這種性質。這樣的元素一般具有相對于偏離的這種性質。這樣的元素一般具有相對較低的電離能和小的電負性。金屬元素一般表較低

6、的電離能和小的電負性。金屬元素一般表現出較強的金屬性。現出較強的金屬性。 元素的非金屬性元素的非金屬性：指原子易于取得電子，形成：指原子易于取得電子，形成化學鍵時成為負離子的傾向大，或者說它強烈化學鍵時成為負離子的傾向大，或者說它強烈吸引成鍵電子的這種性質。吸引成鍵電子的這種性質。一：定義一：定義二：變化規律二：變化規律 這樣的元素一般這樣的元素一般具有相對大的電子親和能具有相對大的電子親和能(第第一電子親和能為負一電子親和能為負,釋放能量釋放能量)和大的電負性，一和大的電負性，一般呈負氧化態。如般呈負氧化態。如p區的非金屬元素表現出較強區的非金屬元素表現出較強的非金屬性。的非金屬性。 同一周

7、期從左到右元素的金屬性依次減弱，同一周期從左到右元素的金屬性依次減弱，而非金屬性依次增強而非金屬性依次增強。主族：同族從上至下元素金屬性遞增，非金屬主族：同族從上至下元素金屬性遞增，非金屬性遞減性遞減；副族：副族：同族從上至下元素金屬性變化不顯著也同族從上至下元素金屬性變化不顯著也不太規律，但不太規律，但總體是減弱的總體是減弱的。三：強弱的量度三：強弱的量度 元素的金屬性和非金屬性強弱可用元素的元素的金屬性和非金屬性強弱可用元素的電離能、電子親和能、電負性等數據來綜合電離能、電子親和能、電負性等數據來綜合考量考量. . 如如: 可根據元素電負性的大小來初略判定，可根據元素電負性的大小來初略判定

8、，一般認為電負性一般認為電負性x2.0為非金屬元素，為非金屬元素，x2.0為金屬元素，為金屬元素，x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：含氧酸的酸堿性強度二：含氧酸的酸堿性強度2. 同一元素不同價態的含氧酸同一元素不同價態的含氧酸 一般高氧化態的含氧酸酸性比低氧化態的強一般高氧化態的含氧酸酸性比低氧化態的強例如：例如：HClO4HClO3HClO2HClO; HNO3HNO2 例外：例外：H2TeO3Te(OH)6; H3PO3,H3PO2H3PO43. 同一元素同一價態的含氧酸同一元素同

9、一價態的含氧酸 縮合酸的酸性比單酸強縮合酸的酸性比單酸強。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）含氧酸酸堿性強度的理論解釋）含氧酸酸堿性強度的理論解釋 1. 離子勢與含氧酸強度的關系離子勢與含氧酸強度的關系 以以R-O-H表示脫水后的氫氧化物表示脫水后的氫氧化物,它在水中有兩它在水中有兩種離解方式：種離解方式： ROH R+ + OH- 堿式離解堿式離解 ROH RO- + H+ 酸式離解酸式離解 ROH按堿式還是酸式離解按堿式還是酸式離解,與陽離子與陽離子(中心離子中心離子)的離子勢的離子勢(=Z/r, 即陽離子電荷與陽離子半徑之即陽離子電荷與陽離子半徑之比比)大

10、小有關大小有關. 有人提出用有人提出用值判斷值判斷ROH酸堿性的經驗酸堿性的經驗公式如下：公式如下： 當當 10時，時，ROH顯酸性顯酸性 7 10時，時，ROH顯兩性顯兩性 7時，時，ROH顯堿性顯堿性 陽離子的電荷越高陽離子的電荷越高,半徑越小半徑越小,即離子勢即離子勢大大, ROH以酸式離解為主以酸式離解為主,且且越大越大,酸性越強酸性越強;而而離子勢離子勢越小越小,R-O鍵比較弱鍵比較弱,則則ROH傾向于傾向于作堿式離解作堿式離解.且且越小越小,堿性越強堿性越強.7-7: 比較比較H3BO3,H2CO3,HNO3的酸性強弱的酸性強弱,并定性解釋之。并定性解釋之。解解:酸性酸性:H3BO

11、3H2CO3HNO3. 因中心因中心離子從離子從B3+、C4+到到N5+，所帶電荷依次增大，所帶電荷依次增大,離子半徑又依次減小離子半徑又依次減小,則離子勢則離子勢依次增大依次增大.而而越大越大,含氧酸酸性越強含氧酸酸性越強.所以酸性所以酸性:H3BO3H2CO3HNO3. 問問題題2. 鮑林規則鮑林規則- -非羥基氧數目非羥基氧數目 鮑林提出了非羥基氧數目的半定量規則鮑林提出了非羥基氧數目的半定量規則: 含氧酸含氧酸HAROB可寫為可寫為ROB-A(OH)A,分子中的分子中的非羥基氧原子數非羥基氧原子數mB-A. m值越大值越大,含氧酸酸含氧酸酸性越強性越強. 且且Ka1105m-7, 即即

12、pKa7-5m.m Ka1(實驗值實驗值) 酸強度酸強度0 Ka1 10-7(10-8 -12) 弱弱1 Ka1 10-2(10-2 -5) 中強中強2 Ka1 103(10-1) 強強3 Ka1 108(103) 特強特強規則的局限性規則的局限性 a. m值相同時無法比較酸性大小值相同時無法比較酸性大小 b. 有時按有時按ROB-A(OH)A表觀式求算的表觀式求算的m值與實值與實際不符際不符.如如H3PO3和和H3PO2按式計算的按式計算的m=0,但但實際為實際為1, pK1落在落在2的范圍內的范圍內. 在實際應用中在實際應用中,一般先使用非羥基氧數一般先使用非羥基氧數m大小大小判斷酸性強弱

13、判斷酸性強弱(m值越大值越大,酸性越強酸性越強).如果如果m相同相同,則轉用離子勢則轉用離子勢來判斷來判斷(值越大值越大,酸性越強酸性越強). c. H2CO3理論理論Ka1為為10-2,實際為實際為pKa1=6.38; H3BO3屬屬Lewis酸酸,理論理論Ka1為為10-7,實際為實際為pKa1=9.24.7-8: 根據鮑林規則根據鮑林規則,估算出各酸的估算出各酸的Ka值值,并按并按其其Ka值由大到小的順序進行排列值由大到小的順序進行排列: (1) HClO2 HClO4 HClO3(2) H3BO3 H3AsO4 H2SeO4(3) HNO3 H2SO3 H3AsO3 問問題題解解:(1

14、)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）變化規律）變化規律 1:在同一周期中在同一周期中,各元素最高氧化態含氧酸的氧各元素最高氧化態含氧酸的氧化性從

15、左到右遞增化性從左到右遞增.2:在同一主族中在同一主族中,元素的最高氧化態含氧酸的氧元素的最高氧化態含氧酸的氧化性化性,多數隨原子序數增加呈鋸齒形升高多數隨原子序數增加呈鋸齒形升高.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:對于同一種元素的不同氧化態含氧酸來說對于同一種元素的不同氧化態含氧酸來說,低低氧化態的氧化性高于高氧化態的氧化態的氧化性高于高氧化態的.4:含氧酸的氧化性比相應的含氧酸鹽的強含氧酸的氧化性比相應的含氧酸鹽的強,同一同一含氧酸的濃溶液氧化性又比稀溶液的強含氧酸的濃溶液氧化性又比稀溶液的強.三：含氧酸及鹽的氧化還原性三：含氧酸及鹽的氧化還

16、原性7-9: 為什么含氧酸比對應的鹽的氧化性強為什么含氧酸比對應的鹽的氧化性強, 卻比卻比對應的鹽的還原性弱對應的鹽的還原性弱?濃酸又比稀酸氧化性強濃酸又比稀酸氧化性強? 解解:因含氧酸的氧化反應一般會有因含氧酸的氧化反應一般會有H+參與參與,而而溶液酸性越強溶液酸性越強,含氧酸的電極電勢越大含氧酸的電極電勢越大,氧化能氧化能力就越強力就越強,所以含氧酸比相應的鹽的氧化性強所以含氧酸比相應的鹽的氧化性強.同理同理,在堿性溶液中在堿性溶液中,電極電勢是減小的電極電勢是減小的,即還即還原型的還原能力是增強的原型的還原能力是增強的,所以鹽的還原性強所以鹽的還原性強于酸于酸.同樣根據能斯特方程同樣根據

17、能斯特方程,酸濃度越高酸濃度越高,H+濃濃度也越高度也越高,含氧酸的電極電勢也就越大含氧酸的電極電勢也就越大,氧化能氧化能力越強力越強.所以濃酸又比稀酸氧化性強所以濃酸又比稀酸氧化性強. 問問題題（2）影響氧化能力的因素）影響氧化能力的因素 1中心原子結合電子的能力中心原子結合電子的能力 凡屬電負性大凡屬電負性大,原子半徑小原子半徑小,氧化態高的中心原氧化態高的中心原子子,其獲得電子的能力強其獲得電子的能力強,表現為酸的氧化性強表現為酸的氧化性強. 2分子的穩定性分子的穩定性 含氧酸分子越不穩定含氧酸分子越不穩定,其氧化性越強其氧化性越強.分子的穩分子的穩定性與定性與RO鍵的強度和鍵數有關鍵的

18、強度和鍵數有關.RO鍵的鍵的強度愈大強度愈大,成鍵數愈多成鍵數愈多,則要斷裂這些鍵越難則要斷裂這些鍵越難,中中心原子越不易從外界得到電子心原子越不易從外界得到電子,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、濃度、溫度的影響溶液酸度、濃度、溫度的影響 溶液的酸度越強含氧酸的氧化性越強，濃溶液的酸度越強含氧酸的氧化性越強，濃酸比稀酸的氧化性強。溫度升高，反應速率酸比稀酸的氧化性強。溫度升高，反應速率加快，同時含氧酸表現出的氧化性增強。加快，同時含氧酸表現出的氧化性增強。 7-10: 比較下列含氧酸的氧化性，并說明原因。比較下列含氧酸的氧化性，并說明原因。(1)H4SiO4

19、H3PO4 H2SO4 HClO4(2)HClO HClO2 HClO3 HClO4(3)H2SO4 H2SeO4 H6TeO6問問題題解解:(1)H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4.因從因從Si-P-S-Cl,中心離子的中心離子的Z/r值依次增大值依次增大,獲得電獲得電子的能力增強子的能力增強,則酸的氧化性就增強則酸的氧化性就增強.(2)HClOHClO2HClO3HClO4.因從因從HClO到到HClO4,隨著隨著Cl氧化態的升高氧化態的升高,含氧酸形成的含氧酸形成的Cl-O鍵的數目依次增多鍵的數目依次增多,分子對稱性也增加分子對稱性也增加,即即含氧酸的穩定性依次增加含氧酸的穩定性

20、依次增加,所以氧化性依次減小所以氧化性依次減小.(3)H2SO4H2SeO4H6TeO6.因因p區元素的不規區元素的不規則性則性,第四周期元素含氧酸的氧化性比上下兩周第四周期元素含氧酸的氧化性比上下兩周期元素的均強期元素的均強.（1）酸根陰離子的影響酸根陰離子的影響 含氧酸鹽如果陽離子相同而酸根陰離子不含氧酸鹽如果陽離子相同而酸根陰離子不同時，酸根陰離子穩定性越差，則鹽的穩定同時，酸根陰離子穩定性越差，則鹽的穩定性也越差。性也越差。 酸根離子的穩定性順序：酸根離子的穩定性順序： 硅酸鹽硅酸鹽磷酸鹽硫酸鹽磷酸鹽硫酸鹽碳酸鹽碳酸鹽 鹵酸鹽鹵酸鹽, ,硝酸鹽硝酸鹽一：熱穩定性一：熱穩定性 7.2.2

21、.3 含氧酸鹽含氧酸鹽（2）陽離子極化作用的影響陽離子極化作用的影響 含氧酸鹽當酸根陰離子相同而陽離子不同含氧酸鹽當酸根陰離子相同而陽離子不同時，陽離子的離子極化作用越強，則鹽的穩時，陽離子的離子極化作用越強，則鹽的穩定性就越差。定性就越差。 因因H H+ +離子半徑特別小離子半徑特別小, , 造成其離子極化能造成其離子極化能力特別強力特別強, , 所以同一元素的酸式鹽熱穩定性所以同一元素的酸式鹽熱穩定性小于正鹽。小于正鹽。7-11: 比較比較ZnSO4,Ca3(PO4)2,CaSO4的穩定性的穩定性大小大小,并簡述理由并簡述理由. 解解:穩定性穩定性:Ca3(PO4)2CaSO4ZnSO4.

22、因磷因磷酸根穩定性高于硫酸根酸根穩定性高于硫酸根,所以其鹽所以其鹽Ca3(PO4)2穩穩定性高于定性高于CaSO4和和ZnSO4.而對于相同陰離子而對于相同陰離子的鹽的鹽,陽離子陽離子Zn2+為為18e構型構型,其極化作用和變其極化作用和變形性均大于形性均大于8e構型的構型的Ca2+.而極化作用越大而極化作用越大,鹽鹽穩定性越差穩定性越差,所以所以CaSO4的穩定性高于的穩定性高于ZnSO4. 問問題題（1）溶解性的總體規律）溶解性的總體規律 含氧酸鹽屬于離子化合物含氧酸鹽屬于離子化合物,它們的它們的絕大部分鈉鹽絕大部分鈉鹽,鉀鹽和銨鹽以及酸式鹽都易溶于水鉀鹽和銨鹽以及酸式鹽都易溶于水.其它含

23、氧酸鹽其它含氧酸鹽在水中的溶解性可以歸納如下：在水中的溶解性可以歸納如下：(一一)硝酸鹽硝酸鹽,氯酸鹽都易溶于水氯酸鹽都易溶于水,且溶解度隨溫度的且溶解度隨溫度的升高而迅速地增加升高而迅速地增加.(二二)硫酸鹽硫酸鹽:大部分溶于水大部分溶于水,但但SrSO4,BaSO4和和PbSO4難溶難溶,CaSO4,Ag2SO4和和Hg2SO4微溶微溶.(三三)碳酸鹽碳酸鹽:大多數都不溶于水大多數都不溶于水,其中又以其中又以Ca2+,Sr2+,Ba2+,Pb2+的碳酸鹽最難溶的碳酸鹽最難溶.(四四)磷酸鹽磷酸鹽:大多數都不溶于水。大多數都不溶于水。二：溶解性二：溶解性 （2）溶解性的理論解釋）溶解性的理論

24、解釋 1. 溶解性與溶解焓變溶解性與溶解焓變(sH)的關系的關系 鹽溶解反應的玻恩鹽溶解反應的玻恩-哈伯循環如下哈伯循環如下 即晶格能和離子水合能對離子化合物的溶解即晶格能和離子水合能對離子化合物的溶解性產生影響性產生影響.因此離子電荷高因此離子電荷高,半徑小半徑小,即即Z/r值值大的離子所形成的鹽的晶格能大大的離子所形成的鹽的晶格能大,則溶解時破則溶解時破壞晶格能所需要的能量也大壞晶格能所需要的能量也大. 但但Z/r值大的離子其水合熱也大值大的離子其水合熱也大,即放出熱量多即放出熱量多,有利于溶解有利于溶解,兩者作用相反兩者作用相反.所以當離子的所以當離子的Z/r增大增大時時,究竟是晶格能增

25、加得多一些究竟是晶格能增加得多一些,還是離子水合能還是離子水合能增加得多一些增加得多一些,就要看陰陽離子大小匹配的情況就要看陰陽離子大小匹配的情況. 一般規律是一般規律是:陰陽離子半徑相差大的比相差小陰陽離子半徑相差大的比相差小的易溶的易溶,如如MgSO4比比BaSO4易溶易溶.因為當陰陽離子因為當陰陽離子大小相差懸殊時大小相差懸殊時,離子水合作用在溶解過程中居離子水合作用在溶解過程中居優勢優勢,所以在性質相似的鹽系列中所以在性質相似的鹽系列中,陽離子的半徑陽離子的半徑越小越小,該鹽越容易溶解該鹽越容易溶解,如如:NaClO4KClO4RbClO4. 若陰陽離子的半徑相差不多若陰陽離子的半徑相

26、差不多,則晶格能的則晶格能的大小在溶解過程中有較大的影響大小在溶解過程中有較大的影響,也就是離也就是離子勢子勢(Z/r)大的離子所組成的鹽較難溶解大的離子所組成的鹽較難溶解,如如堿土金屬和許多過渡金屬的碳酸鹽、磷酸堿土金屬和許多過渡金屬的碳酸鹽、磷酸鹽等鹽等; 而堿金屬的硝酸鹽和氯酸鹽等易溶而堿金屬的硝酸鹽和氯酸鹽等易溶. 2. 溶解性與溶解自由能變溶解性與溶解自由能變(sG)的關系的關系 僅僅從溶解焓來考慮離子化合物的溶解性是不僅僅從溶解焓來考慮離子化合物的溶解性是不完全可靠的完全可靠的,因為因為溶解焓效應一般都很小溶解焓效應一般都很小,而溶解而溶解熵效應對物質的溶解性卻往往有較大的影響熵效

27、應對物質的溶解性卻往往有較大的影響,所所以需要從溶解自由能變來全面分析離子化合物的以需要從溶解自由能變來全面分析離子化合物的溶解性。溶解性。 當無機鹽當無機鹽MX在水中建立下列溶解平衡時，在水中建立下列溶解平衡時， MX(s)= M+(aq) + X-(aq)這過程的自由能變是：這過程的自由能變是：sG=sH-TsS 下表為幾種含氧酸鹽的下表為幾種含氧酸鹽的sH,sS,sG和溶和溶解性結果數據解性結果數據 鹽鹽 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.

28、4難溶難溶易溶易溶易溶易溶易溶易溶 溶解過程的熵效應既有熵增又有熵減溶解過程的熵效應既有熵增又有熵減.一般說一般說來來,離子的電荷低離子的電荷低,半徑大半徑大,其溶解熵為正值其溶解熵為正值;而電而電荷高荷高,半徑較小的離子的溶解熵大多為負值半徑較小的離子的溶解熵大多為負值.7-12:根據上表數據解釋為什么根據上表數據解釋為什么KNO3的溶解過的溶解過程是吸熱的程是吸熱的,但卻可以自發進行但卻可以自發進行?能否只用溶解能否只用溶解反應的焓變反應的焓變sH數據來判斷其溶解性數據來判斷其溶解性?為什么為什么? 解解:因過程的自發性與否不是由過程是否放熱因過程的自發性與否不是由過程是否放熱決定而是由過

29、程的決定而是由過程的rG決定決定.雖然雖然KNO3的溶的溶解過程吸熱解過程吸熱,但因熵增但因熵增,使得過程的使得過程的rG小于小于0,所以可自發溶解所以可自發溶解.由此得出結論由此得出結論:不能用不能用rH0來判斷過程自發來判斷過程自發.因過程的因過程的rS對過程能對過程能否自發有不能忽略的貢獻否自發有不能忽略的貢獻,所以必須用過程的所以必須用過程的rG值進行判斷值進行判斷.該值小于該值小于0,過程自發過程自發,大于大于0,非自發非自發. 7-13: 在上表中在上表中Ba(NO3)2的的sG值大于值大于0,為什為什么仍確定為易溶么仍確定為易溶? 解解:因因sG值為標態下的計算結果值為標態下的計

30、算結果,而實際溶解過程是而實際溶解過程是在非標態下進行在非標態下進行,即即: Ba(NO3)2(s)=Ba2+(aq)+2NO3-(aq) sG=sG+RTlnJ =10.4+8.31410-3298lns(2s)2因剛開始溶解時因剛開始溶解時,溶液中的溶液中的Ba2+和和NO3-離子濃度均很離子濃度均很小小(遠小于標態的遠小于標態的1molL-1).假設假設s=0.1molL-1,則則: sG=10.4+8.31410-3298ln(40.13) = -3.28(kJmol-1)0所以所以Ba(NO3)2的溶解可自發進行的溶解可自發進行.(同學可自行估算同學可自行估算s達到什么值時達到什么值

31、時sG0) 1. 陰離子的水解能力與它的共軛酸的強陰離子的水解能力與它的共軛酸的強度成反比度成反比.即即酸越弱酸越弱,其共軛堿其共軛堿(酸根陰離子酸根陰離子)的水解越強的水解越強.如水解能力如水解能力:ClO4-ClO2-ClO-.2. 陽離子的水解能力與離子的極化能力陽離子的水解能力與離子的極化能力有關有關,離子極化能力越強離子極化能力越強(即離子勢即離子勢Z/r值值越大越大),則水解程度越大則水解程度越大.如如Ti4+Fe3+Fe2+K+三：水解性三：水解性7-14: 濃度均為濃度均為0.1mol/L的下列鹽溶液的下列鹽溶液,請比請比較水解程度的大小和溶液較水解程度的大小和溶液pH值的順序

32、值的順序 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)問問題題解解:對于水解平衡對于水解平衡: 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上述計算證明：上述計算證明：K3K1K2K4即酸越弱

33、即酸越弱,其酸根離子水解程度越高其酸根離子水解程度越高.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 次級周期性是指元素周期表中次級周期性是指元素周期表中,每族元素的每族元素的性質從上到下并非單調的直線式遞變性質從上到下并非單調的直線式遞變,而是呈而是呈現起伏的現起伏的“鋸齒狀鋸齒狀”變化變化. 這些元素同本族其他元素的顯著差異有這些元素同本族其他元素的顯著差異有:7.2.3.1 第第2周期周期p區非金屬元素的特殊性區非金屬元素的特殊性 7.2.3 第第2

34、、4周期周期p區非金屬元素的特殊性區非金屬元素的特殊性（1）N、O、F的含氫化合物容易生成氫鍵的含氫化合物容易生成氫鍵,離子性較強；離子性較強；（2）它們的最高配位數為）它們的最高配位數為4,而第而第3周期和以周期和以后幾個周期的元素的配位數可以超過后幾個周期的元素的配位數可以超過4；（3）元素有自相成鏈的能力，以碳元素最強；）元素有自相成鏈的能力，以碳元素最強；（4）多數有生成重鍵的特性；）多數有生成重鍵的特性；（5）與第）與第3周期的元素相比較，化學活潑性的周期的元素相比較，化學活潑性的差別大；差別大；（6）同素異性體性質上的差別比較大）同素異性體性質上的差別比較大.7.2.3.2 第第4

35、周期周期p區元素性質的不規則性區元素性質的不規則性 由原子半徑引起的由原子半徑引起的p區元素的電負性、金屬區元素的電負性、金屬性性(非金屬性非金屬性)、氫氧化物酸堿性以及含氧酸的、氫氧化物酸堿性以及含氧酸的氧化還原性等都出現異常現象，即所謂氧化還原性等都出現異常現象，即所謂p區元區元素的素的“不規則性不規則性”. 7-15: 請在空白處填上正確符號請在空白處填上正確符號,并簡述原因并簡述原因.（1）金屬性：）金屬性：Ga Al；（2）酸性：）酸性：Ga(OH)3 Al(OH)3（3）氧化性：）氧化性：H2SeO4 H2SO4。 問問題題解解:(1)金屬性金屬性:GaAl. 因因Ga為第四周期的

36、為第四周期的p區區元素元素, 為剛經過為剛經過d能級填充后的第一個主族元能級填充后的第一個主族元素素, 因因3d10電子的屏蔽效應比電子的屏蔽效應比3s和和3p電子的小，電子的小，導致有效核電荷大，核對外層電子的吸引力導致有效核電荷大，核對外層電子的吸引力強，所以金屬性也就小于強，所以金屬性也就小于Al.(2)酸性酸性:Ga(OH)3Al(OH)3.因因Ga為為3d10填滿后填滿后的第一個的第一個p區元素區元素,原子半徑甚至比原子半徑甚至比Al還略小還略小,其其Z/r值大于值大于Al3+.而而Z/r值越大值越大,其氫氧化物酸性越其氫氧化物酸性越強強,所以所以Ga(OH)3的酸性強于的酸性強于A

37、l(OH)3.(3)氧化性氧化性:H2SeO4H2SO4.因因Se為第四周期的為第四周期的p區元素區元素,雖原子序數增加雖原子序數增加18,但原子半徑略有增但原子半徑略有增大大,其有效核電荷明顯較大其有效核電荷明顯較大,有更強烈的獲得電有更強烈的獲得電子的趨勢子的趨勢,所以其氧化性比所以其氧化性比H2SO4強強. 7.3 金屬元素通論金屬元素通論7.3.1 主族金屬主族金屬7.3.2 副族金屬副族金屬 一：金屬的分類一：金屬的分類 7.3.1 主族金屬主族金屬金屬金屬非金屬非金屬1.熔點高熔點高2.大多數密度較大大多數密度較大3.有金屬光澤有金屬光澤4.是熱和電的良導體是熱和電的良導體,電電阻

38、隨溫度升高增大阻隨溫度升高增大5.具有延展性具有延展性6.屬金屬晶體屬金屬晶體7.蒸氣分子一般是單原子蒸氣分子一般是單原子1.為液體或氣體為液體或氣體,有些為固體有些為固體2.一般密度較小一般密度較小3.無金屬光澤無金屬光澤4.熱和電的不良導體熱和電的不良導體,電阻隨電阻隨溫度升高而減小溫度升高而減小5.不具有延展性不具有延展性6.大多屬分子晶體大多屬分子晶體7.蒸氣分子是雙或多原子蒸氣分子是雙或多原子 金屬和非金屬在物理性質方面的相同和不同點金屬和非金屬在物理性質方面的相同和不同點（1）金屬的物理性質）金屬的物理性質 二：金屬的性質二：金屬的性質 （1）同一周期從左到右金屬的熔點同一周期從左

39、到右金屬的熔點,沸點沸點,硬度硬度和升華熱總體先升高和升華熱總體先升高,到到B或或B達到最高達到最高,然然后又降低后又降低.同族從上到下則依次減弱同族從上到下則依次減弱,只是副族只是副族規律性差些規律性差些.原因：因金屬原子中參與形成金屬鍵的價電子原因：因金屬原子中參與形成金屬鍵的價電子數從低數從低(IA)到到(B或或B)最高再降低最高再降低(IIB),而而價價電子數越多電子數越多,形成的金屬鍵越強形成的金屬鍵越強,則金屬的熔點則金屬的熔點,沸點沸點,硬度和升華熱就越高硬度和升華熱就越高. 金屬的熔點金屬的熔點,沸點沸點,硬度硬度,原子半徑原子半徑,電離勢和升電離勢和升華熱等物理性質的變化規律

40、如下華熱等物理性質的變化規律如下同理同理,從上到下雖價電子數相同從上到下雖價電子數相同,但原子半徑依但原子半徑依次增大次增大,則金屬鍵就依次減小則金屬鍵就依次減小,熔沸點等性質依熔沸點等性質依次降低次降低. （2）原子半徑從左到右總體減小原子半徑從左到右總體減小,但但IB,IIB略略有升高有升高;從上到下依次增加從上到下依次增加,只是副族第五和第只是副族第五和第六周期元素半徑相近六周期元素半徑相近.原因：從左到右隨原子序數的依次增大原因：從左到右隨原子序數的依次增大,其有其有效核電荷依次增加效核電荷依次增加,對外層電子吸引力增強對外層電子吸引力增強,則則原子半徑依次減小原子半徑依次減小.而而I

41、B,IIB因因nd電子全滿電子全滿,屏屏蔽作用比蔽作用比nd未充滿的要大未充滿的要大,則半徑略有增加則半徑略有增加.（3）電離勢變化規律與原子半徑的相似）電離勢變化規律與原子半徑的相似,從左從左到右電離勢總體增強到右電離勢總體增強,從上到下減弱從上到下減弱.因核對外因核對外層電子吸引力越強層電子吸引力越強,則電離勢越大則電離勢越大. 同理因從上到下增加了一個電子層同理因從上到下增加了一個電子層,核對外核對外層電子吸引力減小層電子吸引力減小,半徑增大半徑增大.因因鑭系收縮效鑭系收縮效應應,使得副族第五和第六周期元素半徑十分相使得副族第五和第六周期元素半徑十分相近近.7-16: 在單質金屬中，最軟

42、的固體是在單質金屬中，最軟的固體是 ，最硬的，最硬的是是 ；熔點最高的是；熔點最高的是 ，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 ；導電導熱性最好的是；導電導熱性最好的是 .解：在單質金屬中，最軟的固體是解：在單質金屬中，最軟的固體是Cs，最硬，最硬的是的是Cr；熔點最高的是；熔點最高的是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；導電導熱性最好的是；導電導熱性最好的是Ag. 問問題題金屬金屬K Na

43、 LiMgAlMnZnCrFePbSnH+CuHgAg Pt Au與空與空氣反氣反應應迅速迅速反應反應從左向右反應速度減小從左向右反應速度減小不反應不反應燃燒燃燒加加 熱熱 燃燃 燒燒緩慢氧化緩慢氧化不反不反應應與水與水反應反應與冷水反與冷水反應很快應很快與冷水與冷水反應慢反應慢在紅熱時與在紅熱時與水蒸氣反應水蒸氣反應不反應不反應（2）金屬的化學性質）金屬的化學性質 下表總結了金屬活動性順序表中的金屬與空氣、水、下表總結了金屬活動性順序表中的金屬與空氣、水、酸、堿等的反應情況酸、堿等的反應情況. 與稀酸與稀酸反應反應爆炸爆炸反應依次減慢反應依次減慢很很慢慢不反應不反應與氧化與氧化性酸反性酸反應

44、應都都 能能 反反 應應僅與王僅與王水反應水反應與堿反與堿反應應僅僅Al,Zn等兩性金屬與堿反應等兩性金屬與堿反應與鹽反與鹽反應應前面的金屬可以從鹽中取代后面的金屬離子前面的金屬可以從鹽中取代后面的金屬離子金屬金屬K Na LiMg Al Mn Zn Cr Fe PbSnH+ Cu Hg Ag Pt Au7.3.1.1 s區金屬區金屬 包括堿金屬和堿土金屬，是周期表包括堿金屬和堿土金屬，是周期表A族和族和A族元族元素。素。A族包括鋰、鈉、鉀、銣、銫、鈁六種金屬元素族包括鋰、鈉、鉀、銣、銫、鈁六種金屬元素;A族包括鈹、鎂、鈣、鍶、鋇、鐳六種金屬元素。族包括鈹、鎂、鈣、鍶、鋇、鐳六種金屬元素。 通

45、性通性:(1) 它們單質的熔點、沸點、硬度、密度、升華熱都它們單質的熔點、沸點、硬度、密度、升華熱都是同周期中最低和次低的是同周期中最低和次低的.同周期從左至右同周期從左至右,金屬性減金屬性減弱弱;同主族自上而下同主族自上而下,金屬性越來越強金屬性越來越強.這種遞變與其電這種遞變與其電離勢、原子半徑、電負性遞變趨勢一致離勢、原子半徑、電負性遞變趨勢一致.它們它們是同一是同一周期中最活潑的金屬周期中最活潑的金屬,均能與水、空氣反應均能與水、空氣反應,表現為強表現為強還原劑還原劑,反應的劇烈程度與金屬的活潑性一致反應的劇烈程度與金屬的活潑性一致.(3) 除去除去Li和和Be, 堿金屬、堿土金屬的化

46、合物一堿金屬、堿土金屬的化合物一般為離子型物質般為離子型物質.鹽一般是無色或白色鹽一般是無色或白色,在火焰在火焰中呈現特殊的顏色中呈現特殊的顏色.堿金屬的鹽類大多數易溶堿金屬的鹽類大多數易溶于水于水,堿土金屬的鹽一般難溶于水堿土金屬的鹽一般難溶于水,且它們的鹽且它們的鹽易帶結晶水易帶結晶水. 一般堿金屬鹽具有較高的熱穩定一般堿金屬鹽具有較高的熱穩定性性,堿土金屬的鹽熱穩定性較相應的堿金屬鹽堿土金屬的鹽熱穩定性較相應的堿金屬鹽類差類差,但在常溫下均為熱穩定性較高的鹽但在常溫下均為熱穩定性較高的鹽.其含其含氧酸鹽穩定性的高低用離子極化原理來解釋。氧酸鹽穩定性的高低用離子極化原理來解釋。(2) 堿金

47、屬的氫氧化物為強堿，堿土金屬的氫堿金屬的氫氧化物為強堿，堿土金屬的氫氧化物一般也為強堿氧化物一般也為強堿(Be,Mg除外除外)，且從上到且從上到下堿性依次增強。堿金屬氫氧化物的堿性又強下堿性依次增強。堿金屬氫氧化物的堿性又強于堿土金屬氫氧化物于堿土金屬氫氧化物。 7-17: 比較下列各組鹽的熱穩定性比較下列各組鹽的熱穩定性,并說明原因并說明原因.（1）CaCO3和和K2CO3（2）Na2CO3和和K2CO3（3）CaCO3和和ZnCO3問問題題解解:（1）穩定性）穩定性CaCO3K2CO3.Ca2+和和K+同同為為8e構型的離子構型的離子,因因Ca2+半徑小半徑小,所帶電荷高所帶電荷高,則則其

48、離子勢大于其離子勢大于K+,極化作用也強于極化作用也強于K+,而極化作而極化作用越強用越強,含氧酸鹽的穩定性越差含氧酸鹽的穩定性越差,所以所以CaCO3的的穩定性小于穩定性小于K2CO3。（2）穩定性）穩定性Na2CO3K2CO3.因因Na+半徑小于半徑小于K+,其離子勢就大其離子勢就大,極化作用也就強于極化作用也就強于K+,而極而極化作用越強化作用越強,含氧酸鹽的穩定性越差含氧酸鹽的穩定性越差,所以所以Na2CO3的穩定性小于的穩定性小于K2CO3。（3）穩定性）穩定性CaCO3ZnCO3.雖然雖然Ca2+和和Zn2+所帶電荷相同所帶電荷相同,但但Ca2+為為8e構型而構型而Zn2+為為18

49、e構構型型,8e構型的極化作用低于構型的極化作用低于18e構型構型.而極化作用而極化作用越強越強,含氧酸鹽的穩定性越差含氧酸鹽的穩定性越差,則則CaCO3的穩定的穩定性高于性高于ZnCO3。7.3.1.2 p區金屬區金屬 p區共有十種金屬，包括：區共有十種金屬，包括：Al、Ga、In、Tl(鋁分族，價電子構型是鋁分族，價電子構型是ns2 np1)；Ge、Sn、Pb(鍺分族，價電子構型是鍺分族，價電子構型是ns2np2)；Sb、Bi(銻分銻分族，價電子構型是族，價電子構型是ns2 np3)和和Po；其中；其中Po為放為放射性元素。它們位于周期表中階梯附近左側射性元素。它們位于周期表中階梯附近左側

50、. p區金屬元素的金屬性較弱區金屬元素的金屬性較弱,部分金屬如部分金屬如Al、Ga、In、Ge、Sn、Pb的單質的單質,氧化物及其水合氧化物及其水合物常表現出兩性物常表現出兩性,它們的化合物往往表現出明顯它們的化合物往往表現出明顯的共價性。的共價性。 通性通性: p區金屬的價電子構型為區金屬的價電子構型為ns2np1-4; 當只有當只有np電子參與成鍵電子參與成鍵, 則表現為低氧化態則表現為低氧化態, 其化其化合物以混合型或部分離子型為主合物以混合型或部分離子型為主;如果如果ns也也參與參與,則表現為最高氧化態則表現為最高氧化態, 既族價既族價,其化合其化合物多數為共價型物多數為共價型. 大部

51、分大部分p區金屬元素在化合物中電荷較高區金屬元素在化合物中電荷較高, 半徑較小半徑較小, 其其鹽類在水中極易水解鹽類在水中極易水解. 一般一般p區金屬自上而下低氧化態化合物的區金屬自上而下低氧化態化合物的穩定性增強穩定性增強.第第6周期周期p區金屬的特殊性區金屬的特殊性-6s2電子對惰性效應電子對惰性效應 周期表中周期表中p區下方的金屬元素區下方的金屬元素, 從上到下低氧從上到下低氧化態漸趨于穩定的現象稱為化態漸趨于穩定的現象稱為“惰性電子對效惰性電子對效應應”. 這種趨向在這種趨向在A,A和和VA族中很明顯族中很明顯, 其中又以其中又以6s上兩個電子表現最為突出上兩個電子表現最為突出, 因此

52、有因此有人又稱為人又稱為“6s2惰性電子對效應惰性電子對效應”. 典型表現是典型表現是Bi(),Pb(),Tl()，因很不穩，因很不穩定而成為定而成為最強氧化劑最強氧化劑, 非常容易獲得非常容易獲得2個電子變個電子變為穩定的低價態為穩定的低價態Bi(),Pb(),Tl(). 例如例如, Bi()和和Pb()均能在酸性介質均能在酸性介質(HNO3)中使中使Mn2+MnO4-.7.3.1.3 周期表中的對角線規則周期表中的對角線規則 一：定義和典型表現一：定義和典型表現 我們把我們把在周期表中某一元素的性質和它左上在周期表中某一元素的性質和它左上方或右下方的另一元素性質的相似性稱為對方或右下方的另

53、一元素性質的相似性稱為對角線規則角線規則. 這種相似性比較明顯地這種相似性比較明顯地表現在表現在Li和和Mg, Be和和Al, B和和Si三對元素之間三對元素之間. 產生該現象的原因是由于它們的離子勢相近產生該現象的原因是由于它們的離子勢相近,核對最外層電子的吸引力相近核對最外層電子的吸引力相近, 則其性質會表則其性質會表現出相似性現出相似性. 7.4 稀有氣體稀有氣體7.4.3 氙化合物的構型氙化合物的構型7.4.2 氙化合物氙化合物 7.4.1 存在與成鍵特點存在與成鍵特點 性性 質質HeNeArKrXeRn原子序數原子序數21018365486原子量原子量4.0020.1839.9583

54、.80131.3222.0價電子結構價電子結構1s22s22p63s23p64s24p65s25p66s26p6范氏半徑范氏半徑(pm)122160191198-第第I電離勢電離勢(kJ/mol)237220811521135111701037第第II電離勢電離勢(kJ/mol)52503952266623502046- 稀有氣體包括氦稀有氣體包括氦(He)、氖、氖(Ne)、氬、氬(Ar)、氪、氪(Kr)、氙、氙(Xe)和氡和氡(Rn,放射性元素放射性元素)共六種元素共六種元素.7.4.1 存在與成鍵特點存在與成鍵特點存在：稀有氣體為單原子分子，常溫下均為氣存在：稀有氣體為單原子分子，常溫下均

55、為氣體，混于空氣中。體，混于空氣中。 性質：性質：同族自上而下同族自上而下因因分子半徑增大，分子半徑增大，分子間分子間作用力依次增強，作用力依次增強，則其密度、熔沸點、汽化熱則其密度、熔沸點、汽化熱逐漸遞增逐漸遞增。其中。其中He是所有單質中沸點最低的氣是所有單質中沸點最低的氣體。體。 制備：通過液化空氣分離來獲得制備：通過液化空氣分離來獲得. . 用途：做惰性保護氣填充于電光源中，液用途：做惰性保護氣填充于電光源中，液HeHe為超低溫保護氣體。為超低溫保護氣體。7-18:為什么稀有氣體的單質是由單原子而為什么稀有氣體的單質是由單原子而非雙原子組成非雙原子組成?單質的熔沸點單質的熔沸點,溶解度以及氣溶解度以及氣化熱均隨分子量的增大而增加化熱均隨分子量的增大而增加? 答案答案7-19:為什么稀有氣體單質的熔沸點比一般為什么稀有氣體單質的熔沸點比一般共價化合物的都低共價化合物的都低? 答案答案問問題題解解:因稀有氣體元素基態原子價電子層因稀有氣體元素基態原子價電子層除氦為除氦為2個電子外，其余均為個電子外，其余均為8電子構型，電子構型，它們的價電子層均已達飽和它們的價電子層均已達飽和,是穩定的是穩定的電