无机化学第十一章分析及考研习题

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1、非金属都能形成具有最高氧化态的共价型的简单氢化物：B2H6CH4NH3H2OHFSiH4PH3H2SHClAsH3H2SeHBrH2TeHI通常情况下为气体或挥发性液体。同一族，沸点从上到下递增，但NH3、H2O及HF的沸点由于存在分子间氢键异常高。第11章非金属元素化学11-1非金属氢化物1.热稳定性：从热力学角度看，氢化物的标准生成自由能或标准生成焓越负(K越大)，氢化物越稳定。在同一周期中，从左到右热稳定性逐渐增加。B2H6CH4NH3H2OHF分解温度373K下≥8731073＞1273不分解在同一族中，自上而下热稳定性逐渐减小。HFHClHBrHI分解温

2、度不分解327318681073热稳定性变化规律与非金属元素电负性的变化规律是一致的。非金属与氢的电负性(H=2.2)相差越大，所生成的氢化物越稳定；反之，不稳定。例如As=2.18，AsH3很不稳定，它不能由As与H2直接合成；而F=3.98，HF很稳定，加热至高温也不会分解。2.还原性除HF以外，其它分子型氢化物都有还原性，其变化规律与稳定性的增减规律相反，稳定性大的氢化物，还原性小。还B2H6CH4NH3H2OHF原SiH4PH3H2SHCl性AsH3H2SeHBr增H2TeHI强还原性增强原因：氢化物AHn的还原性来自An-，周期表中，从右向左，从上

3、而下，A的半径增大，电负性减小，故An-失电子的能力递增，氢化物的还原性递增。3.酸性非金属元素氢化物在水溶液中的酸碱性和该氢化物在水中给出或接受质子能力的相对强弱有关。中心原子的电荷越低，半径越大，电子密度越小，对H+的束缚能力越低，所以氢化物给出H+的能力即酸性就越强。规律：同族从上而下，酸强度增加；如：H2S＜H2Se＜H2Te同周期从左到右，酸强度增加。如：NH3

4、4HBrO4>HIO4对同一种非金属元素，随氧化数降低，酸性减弱。如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO11-2含氧酸和含氧酸盐Pauling规则含氧酸可记作ROn(OH)y(1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，即K1:K2:K3…≈1:10-5:10-10…，或pKa的差值为5。(2)含氧酸的K1与非羟基氧原子数n有如下关系：K1≈105n-7，即pKa1≈7-5n例如H2SO3，可记作SO(OH)2，n=1，Ka1=10-2通常n＝0，为弱酸，如HClO；n＝1，为

5、中强酸，如H2SO3；n＝2，为强酸，如HNO3；n＝3，为最强酸，如HClO4。2.氧化还原性规律：(a)同一周期各元素最高氧化态含氧酸的氧化性从左到右大致递增。如：H4SiO4H5IO6HClO>HBrO>HIO(c)同一元素不同氧化态的含氧酸，低氧化态的氧化性较强。如：HClO4

6、2SO4HNO2＞稀HNO3(d)浓酸的氧化性比稀酸强，酸比相应的盐的氧化性强，溶液的酸性越强，氧化性越强。如：浓HNO3＞稀HNO3＞硝酸盐影响氧化能力的因素(a)中心原子结合电子的能力若中心原子的原子半径小、电负性大、获得电子的能力强，其含氧酸（盐）的氧化性也就强；反之，氧化性则弱。解释规律(1)和(2)。(b)中心原子和氧原子之间R—O键的强度含氧酸还原为低氧化态或单质的过程涉及R—O键的断裂。因此，含氧酸R—O键越强，数目越多，则酸越稳定，氧化性越弱。解释规律(3)。(c)中心原子抵抗H+的极化作用的能力低氧化态含氧酸氧化性强还和它的弱酸性有关。弱酸分子中

7、存在带正电性的氢原子，对酸中的R原子有反极化作用，使R－O键易于断裂，所以氧化性较强。稀的强酸以酸根离子的状态存在，不承受H+的极化作用，R－O键较强，氧化性较弱。盐中不含H+，所以氧化性比酸弱。3含氧酸盐的热稳定性在常见的含氧酸盐中，磷酸盐、硅酸盐都比较稳定，硝酸盐及卤酸盐一般稳定性较差，碳酸盐和硫酸盐居中。例如：CaSO4CaCO3AgClO3AgNO3分解温度/K14221170543>485酸式盐同正盐比较，前者往往不及后者稳定。同一酸根不同金属的盐，金属离子的极化作用越大，稳定性越差。BeCO3＜MgCO3＜CaCO3＜SrCO3＜BaCO34.含氧酸盐

8、的溶解性含