第十五章p區元素(三)§15.3p區元素化合物性質的遞變規律§15.2稀有氣體§15.1鹵族元素1．掌握鹵素單質、氫化物、鹵化物、氧化物和含氧酸及其鹽的結構、性質、制備和用途，掌握它們性質上的遞變規律；

本章教學要求4．掌握p區元素氫化物的熱穩定性、還原性、水溶液中酸堿性和無氧酸的強度的遞變規律；

3.掌握稀有氣體單質和化合物的性質及其結構特點；

2．掌握擬鹵素的性質，鹵素互化物和多鹵化物的結構、性質、制備和用途；

5．掌握P區元素氧化物及其水合物的酸堿性，含氧酸陰離子的結構，含氧酸的強度和氧化還原性及其變化規律；

6．掌握p區元素含氧酸鹽的溶解性、水解性、熱穩定性和氧化還原性及其變化規律。

§15.1鹵族元素*15.1.6擬鹵素及擬鹵化物15.1.5鹵素的含氧化合物15.1.4鹵化物多鹵化物鹵素互化物15.1.3鹵化氫和氫鹵酸15.1.2鹵素單質15.1.1鹵素概述鹵族元素的性質變化鹵素(VII)FClBrI價電子構型2s22p53s23p54s24p55s25p5共價半徑/pm6499114133第一電離能/kJ·mol-11681125111401008電負性3.982.962.663.16電子親和能/kJ·mol-1-328-349-325-295氧化值-1-1，1，3，5，715.1.1鹵素概述

盡管F的電負性最大，但其電子親和能卻小于Cl，而且F-F鍵離解焓也低于Cl-Cl鍵.這是因為F原子體積太小導致價層電子間有較強的排斥力使鍵變弱的緣故，這種現象在N、O族中也存在.(a)C-X鍵,(b)H-X鍵,(c)X-X鍵的離解能鹵素分子中鍵的離解能（kJ·mol-1）鹵素的電負性鹵素的共價半徑和鹵離子半徑鹵素的熔點和沸點1.鹵素單質的物理性質聚集狀態gglsb.p./℃-188-3459185

m.p./℃-220-102-7114顏色淺黃黃綠紅棕紫分子間力小大F2

Cl2Br2I215.1.2鹵素單質Cl2,Br2,I2的單質

F2

Cl2Br2I2X2氧化性：強弱X-

還原性：弱強氧化還原性氧化性最強的是F2，還原性最強的是Iˉ。2.鹵素單質的化學性質2.8891.3601.07740.5345：/V)/XX(2-結論：激烈程度歧化反應：可見：氯水,溴水,碘水的主要成分是單質。在堿存在下，促進X2在H2O中的溶解、歧化。與H2O反應：氧化反應：歧化反應產物：常溫加熱低溫I2Br2Cl2ClO-ClO-與OH-反應：⑴F2(g)電解法：

3.鹵素的存在及其單質的制備和用途+HF化學法：1986年K.Chrite發明KMnO4+4KF+2HF=4K2MnF6+10H2O＋3O2SbCl5+5HF＝5SbF5+5HCl2K2MnF6+4SbF5=4KSbF6+2MnF3+F2

熔鹽電解裝置圖⑵Cl2(g)實驗室：工業(電解)：氯堿法裝置示意圖⑶Br2(l)氧化劑：(反歧化)純化：海水工業制溴示意圖⑷I2(s)海藻為原料：智利硝石為原料：+--++++12H10Cl2IOI2)(5ClO6H322過量O2HIMn2I4HMnO2222++++++-⑸用途：F2:原子能工業中分離U-235，致冷劑CCl2F2(氟里昂-12)；殺蟲劑CCl3F；滅火劑CBr2F2；特殊材料聚四氟乙烯-CF2-CF2-(特氟隆)；人造血液、玻璃光導纖維等。Cl2:鹽酸，農藥，有機染料，有機溶劑，塑料，橡膠，石油化工等。Br2:醫藥，農藥，感光材料，化學試劑，汽油抗震劑等。I2:醫藥，食品，人工降雨晶種AgI。常溫下，鹵化氫都是無色具有刺激性氣味的氣體。HFHClHBrHI分解溫度/℃>能/kJ·mol-1570432366298酸性弱強分子極性沸點穩定性熔點*-83.57-114.18-86.87-50.80m.p./℃*

19.52-85.05-66.71-35.1b.p./℃6.373.572.761.40μ/(10-30c·m)15.1.3鹵化氫和氫鹵酸-271.1-92.3-36.4-26.5/kJ·mol-11.鹵化氫或氫鹵酸的性質遞變HClHF直接合成法復分解反應復分解反應工業：實驗室：2.鹵化氫或氫鹵酸的制備鹵化物水解HBr和HI(X=Br,I)不能用復分解反應實際上能否選用其他酸用復分解反應制備HBr和HI?3.鹵化氫或氫鹵酸的制備

鹽酸是最重要的強酸之一。濃鹽酸約為37%，工業鹽酸約30%，因含雜質呈黃色。

鹽酸是重要的化工原料，用于制備金屬氯化物、苯胺和染料等。在冶金、石油、印染、皮革、食品工業以及軋鋼、焊接、電鍍、搪瓷、醫藥等部門有廣泛應用。氟化氫和氫氟酸能與SiO2作用，能腐蝕玻璃。氫氟酸要用塑料容器貯存。氫氟酸可用于腐蝕玻璃或溶解各種硅酸鹽。氟化氫用于電解鋁工業、鈾生產、石油烷烴催化劑、不銹鋼酸洗、制冷劑及其他無機物的制備。15.1.4鹵化物多鹵化物鹵素互化物⑴鹵化物的分類：金屬鹵化物：非金屬鹵化物：等鹵素與電負性比較小的元素生成的化合物。1.鹵化物：水解性：性質：離子型共價型熔點：高低溶解性：大多易溶于水易溶于有機溶劑導電性：水溶液，熔融導電無導電性對應氫氧化物不是強堿的都易水解，產物為氫氧化物或堿式鹽易水解,產物為兩種酸BX3,SiX4,PCl3金屬鹵化物非金屬鹵化物⑵鹵化物的性質：鹵化物的鍵型及性質的遞變規律：

同一周期：從左到右，陽離子電荷數增大，離子半徑減小，離子型向共價型過渡，熔沸點下降。例如：NaClMgCl2AlCl3SiCl4b.p./升華)57.6同一金屬不同鹵素：AlX3隨著X半徑的增大，極化率增大，共價成分增多。例如：離子鍵共價型

AlF3AlCl3AlBr3AlI3b.p./℃1272

181253382

ⅠA的鹵化物均為離子鍵型，隨著離子半徑的減小，晶格能增大，熔沸點增大。例如：NaFNaClNaBrNaIm.p./℃996801755660

同一金屬不同氧化值：高氧化值的鹵化物共價性顯著，熔沸點相對較低。例如：SnCl2SnCl4；SbCl3SbCl5m.p./℃247-3373.43.5⑶鹵化物的溶解性大多易溶于水，氯化物中AgCl,Hg2Cl2,PbCl2,CuCl難溶。溴化物和碘化物與氯化物類似。氟化物卻不同，如CaF2難溶，AgF易溶。CaF2難溶是晶格能大，AgF易溶是極化作用小。同一金屬的不同鹵化物，離子型溶解度按F,Cl,Br,I順序增大，共價型溶解度按F,Cl,Br,I順序減小。難溶金屬鹵化物可與相應的X-離子配位溶解。鹵離子也可與共價型鹵化物生成配合物，其穩定性一般按F,Cl,Br,I順序降低。⑷鹵化物的水解性不同的鹵化物水解產物常常不同，一般生成含氧酸、堿式鹽或鹵氧化物。如:BCl3+3H2O=H3BO3+3HClCCl4和SF6不水解是因動力學穩定。SnCl2+H2O=Sn(OH)Cl(s)+HClSbCl3+2H2O=SbOCl(s)+2HCl(BiCl3)⑸鹵化物的制備制備金屬鹵化物的方法一般有干法和濕法兩種。濕法用金屬或其氧化物、碳酸鹽與氫鹵酸作用。如:CaCl2,MgCl2,ZnCl2,FeCl2等。干法用氯氣與金屬直接化合得到易揮發的無水鹵化物。如:AlCl3,FeCl3,SnCl4等。還可用金屬氧化物與氯、碳反應制備無水鹵化物。-3I為直線型-2.多鹵化物3.鹵素互化物

鹵素互化物是由不同鹵素原子之間形成的，因而又叫鹵素間化合物，是一類既包含正氧化態鹵素原子又包含負氧化態鹵素原子的化合物.二元分子型鹵素互化物的通式為XY，XY3，XY5和XY7（X≠F，Y≠I）XYXY3XY5XY7ClF(無色，b.p.-100℃)BrF(亮棕，b.p.～20℃)IFBrCl(紅棕，b.p.～5℃)ICl(紅色，固體)IBr(黑色，固體)ClF3(無色，b.p.12℃)BrF3(黃，b.p.126℃)(IF3)n(黃，分解，b.p.-28℃)I2Cl6(亮黃，m.p.101℃,5×105Pa)ClF5(無色，b.p.-13℃)BrF5(無色，b.p.41℃)IF5(無色，b.p.105℃)IF7(無色，升華5℃)XYXY3XY5XY715.1.5鹵素的含氧化合物

氟的氧化物

氯的氧化物

其中的ClO2和ClO3為自由基，液態ClO3為二聚體Cl2O6，固態的存在形式則為[ClO2]+[ClO4]-.唯一以工業規模生產的只有ClO2:2NaClO3+4HCl2ClO2+Cl2+2NaCl+2H2OClO2易爆炸，通常只在生產現場就地消耗，甚至要以不活潑氣體(如N2或CO2)將其稀釋后使用.ClO2主要用于紙漿漂白、污水殺菌和飲用水凈化.

+1HXO次鹵酸+3HClO2亞鹵酸+5HXO3鹵酸+7HXO4高鹵酸1.各類鹵素含氧酸根的結構(X為sp3雜化)2.次鹵酸及其鹽次鹵酸：HClOHBrO HIO酸性氧化性穩定性：大小2.8×10-8

2.6×10-92.4×10-11弱酸()1.4951.341 0.983)/VX/XO(--大小大小重要反應：漂白粉3.鹵酸及其鹽鹵酸：HClO3HBrO3HIO3酸性：強強近中強

酸性1.4581.5131.209已獲得酸的濃度：40% 50% 晶體穩定性：大小)/VX/XO(2-3大小氧化性：最大主要反應：氧化制備鑒定I-、Br-混合溶液氧化性只有在高濃度Cl2氣才能實現且難度很大。通常利用堿性條件：6V3.1)/ClCl(

1.513V)/Br(BrO-22-3==0.613V)Br/(BrO

0.89V)/Cl(ClO--3--==重要鹵酸鹽：KClO3強氧化性：(與各種易燃物混合后，撞擊爆炸著火)KClO3與C12H22O11的混合物的火焰火柴頭中的氧化劑(KClO3)4.高鹵酸及其鹽高鹵酸：HClO4HBrO4H5IO6酸性：酸性↓最強強弱1.2261.7631.60都是強氧化劑,均已獲得純物質,穩定性好。4-=)104.4(×偏高碘酸HIO4)/V/XO(XO34--O重要反應：HBrO4,1968年首次合成：XeF2+BrO3-+H2O=Xe+BrO4-+2HFNaBrO3+F2+2NaOH=NaBrO4+2NaF+H2O重要高鹵酸鹽：高氯酸鹽高氯酸鹽多易溶于水，但K+、NH4+、Cs+、Rb+的高氯酸鹽的溶解度都很小。KClO4穩定性好,用作炸藥比KClO3更穩定。NH4ClO4：現代火箭推進劑。Mg(ClO4)2,Ca(ClO4)2可用作干燥劑可得40%溶液可得固體1.4951.55 1.45 1.409氧化性↓(除HClO2)5.氯的各種含氧酸性質的比較HClOHClO2 HClO3 HClO4酸性：穩定性：/V)X/(-氧化型不穩 不穩相對穩定 穩定小結(1)氯的各種含氧酸及其鹽的性質的一般規律：

HClOHClO2HClO3HClO4MClOMClO2MClO3MClO4熱穩定性增強氧化能力增強氧化能力減弱熱穩定性增強氧化能力減弱熱穩定性增強酸性增強HClO2的氧化性比HClO強小結(2)某些重要氯化合物之間的相互轉化15.1.6擬鹵素及擬鹵化物1.擬鹵素及其與鹵素的相似性⑴擬鹵素：由非金屬原子團形成的分子，具有與鹵素單質相似的性質，其負離子與鹵離子的性質相似。⑵擬鹵素包括：(CN)2,(SCN)2,(OCN)2,N3-,(SeCN)2等。

⑶擬鹵素與鹵素的相似性:單質二聚體，有揮發性，有特殊的刺激性氣味，能聚合成多聚體。與金屬反應生成一價陰離子，且與鹵化物同晶。其Ag+、Hg22+、Pb2+鹽不溶于水。與氫成酸，但酸性比氫鹵酸弱，HCN最弱。易作為配體形成配合物，CN-的配位能力最強。負離子具有還原性。與鹵素制法相似，可用化學或電解法制備。在堿中歧化。與烯烴發生加成反應。彼此間生成互化物，BrCN,CNSCN。

2.氰、氫氰酸及其鹽⑴氰，(CN)2,無色有苦杏仁味氣體，劇毒，可燃，線形分子。2Cu2++6CN-=2[Cu(CN)2]-+(CN)2(CN)2+2KOH=KCN+KOCN+H2O(CN)2+2H2O=H2N-CO-CO-NH2(CN)2+H2O=HCN+HOCN(CN)2+H2=2HCN⑵氰化氫和氫氰酸氰化氫，無色極毒氣體，致死量0.05g，空氣10ppm，水中0.1ppm，與水以任意比例混溶，水溶液為氫氰酸。氫氰酸，酸性極弱，Ka=5.810-10

⑶氰化物①水解呈強堿性。②堿金屬鹽的溶解度大。③與過渡金屬的配位能力強。④氰化物及其衍生物都有毒。廢水處理：O3氧化。⑤有一定的還原性。3.硫氰、硫氰酸及其鹽⑴硫氰，(SCN)2,黃色油狀液體，不穩定，聚合成紅色固體(SCN)x。水溶液的性質類似于溴。2AgSCN+I2=2AgI+(SCN)2⑵硫氰化氫和硫氰酸硫氰化氫，極易揮發的液體，易溶于水，水溶液為硫氰酸。酸性較強，Ka=0.14，異構體HNCS異硫氰酸。⑶硫氰化物KCN+S=KSCNKSCN+KHSO4=HSCN+K2SO44NH3+CS2=NH4SCN+(NH4)2S①大多數鹽易溶，Ag+、Au3+、Hg2+鹽不溶。②良好的配體，兩可配體，第一過渡系列-NCS，二、三過渡系列-SCN。可用HSAB理論來解釋。③鑒定Fe3+、Co2+的試劑。

4.氧氰、氰酸及其鹽電解KOCN時，陽極得到(OCN)2，它只存在于溶液中。HOCN氰酸，Ka=210-4，無色液體，水中迅速水解。HOCN+H2O=CO2+NH3HNCO異氰酸氰酸鹽較穩定，在溶液中易水解，溶液呈堿性。OCN-+H2O=HOCN+OH-OCN-+2H2O=NH4++CO32-制備：KCN+PbO=KOCN+Pb15.2.1稀有氣體的發現§15.2稀有氣體15.2.4稀有氣體化合物15.2.3稀有氣體的存在和分離15.2.2稀有氣體的性質和用途15.2.1稀有氣體的發現Ar稀有氣體：HeNeArKrXeRn“第三位小數的勝利”空氣分餾氮：1.2572g?L-1化學法制備氮：1.2505g?L-1價層電子構型：ns2np6氬的發現—小數點后第三位的勝利：

十七世紀七十年代只知道空氣的固定成分是氮和氧.1785年，Cavendish在電火花的作用下使氮和氧化合為橙紅色的氧化氮氣體，繼而又用氫氧化鈉溶液吸收氧化氮，三個星期后才使氮化合完畢，余下的氧用“硫肝”吸收后，還殘留下1/120的微小氣泡.他對這個現象很重視，寫到“這個氣泡是特殊的，不象一般的氮，因為不管什么樣的火花都不能使它同氧結合.”但他又說“這是由于某種原因沒有跟氧化合而剩下來的氮.”后來，直到1893年，物理學家Rayleigh和化學家Ramsay分析了由氨分解出來的氮每升1.2507g，而一升由空氣中獲得的氮重1.2565g，相差的5.8mg并非是氮，命名為“氬”（argon,原文含有懶惰的意思.）這被稱為“小數點后第三位的勝利.”15.2.2稀有氣體的性質和用途

HeNeArKrXeRnI1/kJ·mol-1 237220871527135711761043m.p./℃-272-249-189-157-112-71S/mL/kgH2O8.610.533.659.4108230臨界溫度/K5.2544.5150.9209.4289.7378.1稀有氣體的物理性質：單原子分子：物理性質隨原子序數有規律地變化，與色散力和分子的極化率遞變一致。極不活潑：第一電離能很大，而電子親和能為正值。Xe和Kr有化合物。He最難液化，常壓下不能固化。固體除He和Rn以外都為面心立方最密堆積。用途XeXe-O2深度麻醉劑，制造高壓“人造小太陽”,“氡管”用于治療癌癥和中子源。He大型反應堆的冷卻劑，He-Ne-O2呼吸氣可防“氣塞病”，飛船的飛升氣體，保護氣。Ne

霓紅燈，電子工業中的充氣介質，低溫冷凍劑。Kr燈泡填充氣，同位素測量。Ar

燈泡填充氣，保護氣。15.2.4稀有氣體化合物1.合成：XePtF6(紅色晶體) 思路：已合成O2[PtF6]

反應通常在經F2鈍化使容器表面生成一層NiF2保護層的鎳制容器中進行.氙的氟化物發生許多類似于高氧化態鹵素互化物的反應，包括氧化還原反應和復分解反應.XeF6與氧化物之間的復分解反應可使本身轉化為氧化物：

XeF6(s)+3H2O(l)XeO3(aq)+6HF(g)2XeF6(s)+3SiO2(s)2XeO3(s)+3SiF4(g)吸能化合物XeO3易爆炸，堿性水溶液中Xe（Ⅵ）的氧陰離子HXeO4-在歧化并使H2O氧化的過程中緩慢分解生成高氙酸根離子XeO64-和Xe:

氙的氟化物可由元素之間的直接化合反應合成：

Xe(g)+F2(g)XeF2(s)(Xe過量)K(250℃)=8.79×104Xe(g)+2F2(g)XeF4(s)[n(Xe):n(F2)=1:5]K(250℃)=1.07×104Xe(g)+3F2(g)XeF6(s)[n(Xe):n(F2)=1:20]K(250℃)=1.01×108XeO3+OH-HXeO4-XeO64-+Xe+O2+H2OpH﹥10+OH-2.空間構型VSEPR理論：思考：XeF4和XeF2各為何種分子構型？●強氧化劑XeF2在水溶液中能夠使HClCl

KII2Ce(III)Ce(IV)Co(II)Co(III)Ag(I)Ag(II)1968年第一次制得BrO4-:NaBrO3+XeF2+H2ONaBrO4+2HF+Xe●氟化劑：XeF2+2HSO3FXe+HF+2SO3F(自由基)2SO3FS2O6F2●原子能工業中分離放射性Xe、Kr;XeF4作減速劑；U、Pu、Np的分離；UF6的生產等.●其他如激光，特殊光學波動、高能燃料和炸藥等.

3.稀有氣體化合物的作用§15.3p區元素化合物性質的

遞變規律15.3.2p區元素氫化物15.3.5p區元素含氧酸鹽的熱穩定性15.3.4p區元素化合物的氧化還原性15.3.3p區元素的氧化物及其水合物15.3.1p區元素的單質15.3.1p區元素的單質右上方為非金屬分子晶體，左下方為金屬晶體，它們之間的有原子晶體和過渡型(鏈狀或層狀)晶體。非金屬單質分三類：⑴小分子，如稀有氣體，X2,N2,O2等;⑵多原子分子,如S8,P4,As4等;⑶大分子,如金剛石、晶態硅和單質硼，石墨、黑磷等。除鹵素外，大部分非金屬單質常溫不與水反應；也不與非氧化性酸反應；許多非金屬在堿中歧化：Si和B在堿中置換H2：15.3.2

p區元素的氫化物1.氫在周期表在的位置

氫在周期表在的位置歷來存在分歧，有人認為氫的價層電子構型與堿金屬相同，都是ns1，因此應該在IA族中；氫又可以像鹵素一樣與電負性小的活潑金屬(除鈹以外的s區元素)形成H-離子型氫化物，所以應該在VIIA族；氫還是個等電子原子，與碳相似，形成許多有機化合物，應該在IVA族。實際上氫與它們的性質都不完全相同，所以有人將它在周期表中單獨列出。

2.氫化物的分類

氫的大多數二元化合物可分為三大類：鹽型氫化物，金屬型氫化物和分子型氫化物.各類氫化物在周期表中的分布如下表所示.但是這種分類的界限不十分明確.例如,很難嚴格地把鈹和鋁的氫化物歸入“鹽型”或“分子型”的任一類.3.熔沸點

同周期元素從左到右，氫化物的鍵型由離子型過渡到分子型。鍵的極性兩端極性大，中間極性小。p區元素(除稀有氣體、銦、鉈外)與氫形成分子型氫化物，彼此間以共價鍵結合，又稱共價型氫化物。它們的晶體屬于分子晶體。mp.bp.低，通常多為氣體。同周期從IVA族到VIA族氫化物的mp.bp.逐漸升高，而VIIA族的則低一些。同一族從上到下，逐漸升高，而第二周期的NH3、H2O和HF卻因氫鍵而使它們的mp.bp.反常地高。H2O、NH3和HF的反常沸點4.熱穩定性

氫化物的熱穩定性，同周期元素從左到右逐漸增強；同一族從上到下逐漸減弱。這一遞變規律與p區元素的電負性遞變規律一致。電負性越大的元素，氫化物的鍵能越大，越小，熱穩定性越高。

fGms區和p區元素二元氫化合物的ΔfGθm/kJ?mol–1(298K)

121314151617LiH(s)–68.4NaH(s)–33.5KH(s)–36.0RbH(s)–30.0CsH(s)–32.0BeH2(s)+20.0

MgH2(s)–35.9CaH2(s)–147.2SrH2(s)–141.0BaH2(s)–140.0B2H6(g)+86.7

AlH3(s)–1.0GaH3>0CH4(g)–50.7

SiH4(g)+56.9

GeH4(g)+113.4SnH4(g)+188.3NH3(g)–16.5

PH3(g)+13.4

AsH3(g)+68.9SbH3(g)+147.8H2O(l)–237.1

H2S

(g)–33.6

H2Se

(g)+15.9H2Te

(g)>0HF(g)–273.2

HCl

(g)–95.3

HBr

(g)–53.5HI

(g)+1.74.與水反應⑴氧化數為-1的氫化物與水反應分兩類：①離子型氫化物和硼烷、硅烷與水反應放出氫氣；②Ge、P、As和Sb的氫化物不與水反應。⑵氧化數為+1的氫化物與水反應分四類：①CH4不與水反應。②NH3與水中氫離子發生加合反應，溶液顯堿性。③HF、H2S、H2Se、H2Te溶于水發生部分離解，溶液顯弱酸性。④HCl、HBr、HI溶于水完全離解，溶液顯強酸性。CH4NH3H2OHFSiH4PH3H2SHClGeH4AsH3H2SeHBrSnH4SbH3H2TeHI穩定性增強還原性減弱水溶液酸性增強穩定性減弱還原性增強水溶液酸性增強5.p區元素的氫化物性質的遞變類型:酸性、堿性、兩性、中性氧化物⑴大多數非金屬氧化物和某些高氧化態的金屬氧化物均顯酸性；⑵大多數金屬氧化物顯堿性；⑶一些金屬氧化物(如Al2O3、ZnO、Cr2O3、Ga2O3等)和少數非金屬氧化物(如As4O6、Sb4O6、TeO2等)顯兩性；⑷不顯酸堿性即呈中性的氧化物有N2O、NO、CO等。15.3.3p區元素的氧化物及其水合物氧化物同族元素同類型氧化物的fHm，mp.，bp.等有時表現出不規則變化。如IVA族元素的氧化物呈現二次周期性。

以第四周期元素的氫氧化物或含氧酸為例：KOHCa(OH)2Ga(OH)3強堿強堿兩性Ge(OH)4H3AsO4H2SeO4HBrO4

兩性偏酸中強酸強酸強酸酸性增強，堿性減弱2.氧化物水合物的酸堿性氫氧化物或含氧酸，可記作：

(OH)mROnm：羥基氧的個數n：非羥基氧的個數例：HClO4即HOClO3m=1，n=3酸性的強弱取決于羥基氫的釋放難易，而羥基氫的釋放又取決于羥基氧的電子密度。若羥基氧的電子密度小,易釋放氫,酸性強。Pauling規則：(定性)H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4羥基氧的電子密度取決于中心原子R的電負性、半徑、氧化值非羥基氧的數目若R的電負性大、半徑小、氧化值高則羥基氧電子密度小，酸性強；非羥基氧的數目多，可使羥基氧上的電子密度小，酸性強。例如：R電負性1.902.192.583.16半徑氧化值非羥基氧0123酸性酸性HClO4HNO3電負性3.163.04n(非羥基氧)32酸性H2S2O7H2SO4n(非羥基氧)2.52縮和程度愈大，酸性愈強。酸性HClO

HClO2

HClO3

HClO4

n(非羥基氧)0123＜＜＜＞＞Pauling規則(半定量)：n=3特強酸(>103)HClO4n=2強酸(=10-1~103)H2SO4,HNO3n=1中強酸(=10-4~10-2)H2SO3,HNO2n=0弱酸(≤10-5)HClO,HBrO15.3.3含氧酸及其鹽的氧化還原性含氧酸及其鹽表現出來的氧化還原性受多種因素的影響，情況頗為復雜。迄今為止，我們對它的規律性尚缺乏認識。由p區元素最高氧化態含氧酸(包括水合氧化物)的標準電極電勢來看。在同一周期中，各元素最高氧化態含氧酸的氧化性，從左到右遞增。在同一主族中，元素的最高氧化態含氧酸的氧化性，多數隨原子序數增加呈鋸齒形升高，第三周期元素含氧酸的氧化性有下降趨勢，第四周期元素含