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第10章主族元素选论;10-1S区元素
10-2p区元素;10-1S区元素;一、概述;
原子半径增大
金属性、复原性增强
电离能、电负性减小;LiNaKRbCs;1、元素的存在形式
均以矿物形式存在:;3、单质的物理性质:;4、单质的化学性质;Li2ONa2O2KO2 RbO2 CsO2
BeO MgO CaOSrO Ba2O2 ;与水反响2M+2H2O→2MOH+H2〔g〕;三、化合物;(1)不稳定性
除了LiH以外,其余的均不到熔点都已分解。
LiH可加热到熔点〔688℃〕也不分解。;(2)强复原性;(3)形成配位氢化物;正常氧化物(O2-)
过氧化物(O2-)
超氧化物(O22-);(1)正常氧化物(O2-);除Be,Mg外,S区元素均可以形成过氧化物。;(3)超氧化物(O2-);可与水反响生成氧气和过氧化氢:
2KO2+2H20=2KOH+H2O2+O2?;小结:氧化物的化学性质;3、氢氧化物;碱金属氢氧化物易溶于水;
碱土金属氢氧化物的溶解度从上到下依次增大。;R=[Men+],即R为n价中心离子。
R-OH可以是NaOH,Mg(OH)2,HClO4,H2SO4等。
上述各分子中都含有R-O-H形式的基团。;假设R正电荷高,半径小,即Z/R值大,那么进行酸式离解;如H2SO4。
假设R正电荷低,半径大,即Z/R值小,那么进行碱式离解。如NaOH。;一般含氧酸的酸性递变规律为:
▲同一元素:氧化值越高,酸性越强。
如:HClOHClO2HClO3HClO4
▲同一周期:从左?右,酸性?。
如:H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4
▲同一主族:从上?下,酸性?。
如:HClO3HBrO3HIO3;(2)熔点
S区元素盐类的熔点都很高(除Li盐、Be盐);(3)热稳定性
碱金属盐类一般都很稳定,不易分解(除硝酸盐)。
碱土金属盐的热稳定性要差一些(碳酸盐,硝酸盐
都较容易分解)。;四、对角线规那么;2、对角线规那么;10-2P区元素;P区元素主要是指IIIA~VIIA族元素,它包括了全部非金属元素。;〔2〕氧化态及其稳定性
价电子构型:ns2np1-5
P区元素〔除F以外〕均有多种氧化态。;〔3〕单质分子键能
一般规律为:同族元素从上向下共价键能依次减弱;
但是:第二周期反常,其键能小于第三周期。
(第二周期反常);2、p区元素性质的递变规律;键能:从左到右递减,所以化合物热稳定性递减;
键的极性:从左到右递减,所以从离子化合物过渡到共
价化合物;
晶形:从左到右从离子型过渡到分子型。
原因是各中心离子的电荷数递增,离子半径递减,对卤离子的极化作用递增,从而使离子极化影响递增的结果。;以第三周期元素的氟化物为例;以第四周期元素的氢氧化物或含氧酸为例;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↑;d区影响
从第四周期起,在S区和P区元素之间增加了d区元素
因此第四周期P区元素的原子半径比第四周期S区元素的原子半径明显缩小,而与第三周期相应P区元素的原子半径接近。从而出现一系列特异性质。;镧系收缩
第六周期ⅢB族La以后有14个f区元素,其原子半径也是从左向右依次递减。
所以从ⅢB的镧(La)到ⅣB的铪(Hf),原子半径已经小了许多。以至第六周期其余B族元素的原子半径与第五周期相应B族元素的原子半径十分相似,这就是所谓的镧系收缩。;惰性电子对效应
同族元素(主要是针对ⅣA族元素)从上到下,低氧化态化合物比高氧化态化合物稳定的现象。
例:Si(II)Si(IV);而Pb(II)Pb(IV);第二周期反常
第二周期元素的单质分子中,单键键能小于第三周期的单键键能(kJ·mol-1),
E(N-N)=159E(O-
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