第第 1818 章 非金属元素小结章 非金属元素小结

•18-1 非金属单质的结构和性质

•18-2 分子型氢化物

•18-3 含氧酸

•18-4 非金属含氧酸盐的某些性质

•18-5 P区元素的次级周期性

非金属元素在周期表中的位置 ：

在周期表一百多种元素中 , 主要根据是元素的单质的性质将所有化学元素分为金属和非金属：其中金属约 90 多种，非金属17 种，准金属 5 种（ B 、Si 、 As 、 Se 、 Te ） .

价电子构型

1 、非金属元素的特征

非金属 金 属

ns1-2(H , He)

ns2np1-6

ns1-2

ns2np1-4

价电子 : 3~7( 得电子 ) 1~6( 失电子 )

键 型 共价键 离子键

18-1 非金属单质的结构和性质

2 、分子的组成和晶体结构

8-N 规则

8-8=0 希有气体8-7=1 X2 、 H2

(1) 小分子：分子晶体，熔沸点低，通常是气体。

8-6=2 S8 Se8

8-5=3 P4 、 As4 、 Sb4

(2) 多原子分子：分子晶体，易挥发，熔沸点也不高 .

8-4=4 C 、 Si (3) 大分子：原子晶体，熔沸点高，且不易挥发；

过渡晶体如石墨，键型复杂。

3 、化学性质

单质间的化合反应

生成氧化物，氢化物，卤化物，硫化物，硼化物，氮化物等的反应。

与氧化性酸反应生成相应的氧化物或含氧酸：

浓 HNO3 B 、 C 、 P 、 S 、 I2

( 或浓 H2SO4)

NO2+

(SO2)

H3BO3

CO2

H3PO4

H2SO4

HIO3

与强碱反应

NaOH

NaCl+NaClO3

Na2S + Na2SO3

NaH2PO2 + PH3

Na2SiO3 + H2

NaBO2 + H2

C 、 N2 、 O2 、F2 无此反应

Cl2,Δ

S,Δ

P

Si,B

O2, F2, Cl2 等通常在反应中作氧化剂，C 、 H2 是常用的高温还原剂。

CH 4 NH 3 H 2 O HF

SiH 4 PH 3 H 2 S HCl

GeH 4 AsH 3 H 2 Se HBr

SnH 4 SbH 3 H 2 Te HI

稳定性增强 还原性减弱

18-2 分子型氢化物

酸性增强

这些氢化物熔沸点低，易挥发，但第二周期的 NH3 、H2O 、 HF 的沸点异常地高，这是分子间存在着氢键，使分子缔合作用特别强的缘故 .

1 、热稳定性

(1) 、成键元素的电负性差△ x 越大，所形成的氢化物就越稳定。 如 ,稳定性： AsH3 ( x=0.02)< HF( x=1.78△ △ )可以从两

方面理解(2) 、 △ fG0 或△ fH0 越负，氢化物越稳定（从分解温度体现）。如

HF HCl HBr HI

△fH0 /kJ·mol-1 -271 -92.30 -36.4 26.5

ΔrG0=-2.303RTlgKp P.606

△fG0 /kJ·mol-1 -273 -95.27 -53.6 1.72

2 、还原性

O2

NO+H2O

P2O5+H2O

SO2+H2O

Br2+H2O

I2+H2O

表现在氢化物与氧、卤素、高价金属离子以及一些含氧酸盐的作用

P.607

与 Cl2 的反应： 8NH3 + 3Cl2 ==== 6NH4Cl + N2

PH3 + 4Cl2 ==== PCl5 + 3HCl

2HBr + Cl2 ==== 2HCl + Br2

与高氧化态金属离子反应： 2AsH3 + 12Ag+ + 3H2O = As2O3 + 12Ag↓ + 12H+

与氧化性含氧酸盐的反应：

5H2S + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 5S ↓ + 8H2O

6HCl + Cr2O72- + 8H+ = 3Cl2 + 2Cr3+ + 7H2O

3 、水溶液的酸碱性强酸： HCl HBr HI

弱酸： HF H2S H2Se H2Te

弱碱： NH3 PH3

两性： H2O

水解： B2H6 、 SiH4

不水解： CH4 、 PH3 、 AsH3

无氧酸的强度取决于下列平衡

多数： HA+ H2O = H3O++A-

少数： NH3 +H2O=NH4++OH-

在氮族元素的氢化物 NH3 、 PH3 、 AsH3 接受质子， NH3 接受质子的能力极强， PH3 次之，其 碱性依次减弱。

无机酸酸强度的定性解释： AHn

与 H+ 直接相连的原子的电子密度是决定无机酸强度的直接原因。

原子的电子密度越低，对 H+ 的吸引力越弱， H+ 越易释放出来，酸性越强。

原子的电子密度越高，对 H+ 的吸引力越强， H+ 越难释放出来，酸性越弱。

CH4 ~ 58 SiH4 ~ 35 GeH4 ~25 SnH4 ~ 20

NH3 ~ 39 PH3 ~ 27 AsH3 ~19 SbH3 ~ 15

H2O ~ 16 H2S ~ 7 H2Se ~ 4 H2Te ~ 3

HF ~ -3 HCl ~ -7 HBr ~ -9 HI ~ -10

酸强度增加

表 分子型氢化物在水溶液中 pKa 的值 (298K)

计算公式 : △rG0 = -2.303RTlgKa

pKa 越小，酸性越强，水是 16 ，为中性，大于 16为碱性

酸强度增加

HA(aq) H3O+ + A- (aq)H2O

HA(g)

H(g)

A(g)

+

H+ (g)I ( 电离势 )

H ( 脱水能 )

D ( 键能 )

A- (g)

E( 电子亲合能 )

Hc

( 阳离子水合能 )

Ha

( 阴离子水合能 )

△iH0 = H+D+I+E+Hc+Ha

影响 pKa 值的因素

(1) HA 的键能 (D): H—A 键越弱，越易放出 H+ 。如 HF<HCl

(2) 元素电子亲合能 (E): E 大，则 HA 分子的极性大，易于电离，如 H2O<HF

(3) 阴离子 A- 的水合能 (Ha): 半径小的阴离子 ,

其水合能大 , 则有利于 HA 在水中的电离。

无氧酸的强度主要取决于三 个因素：

练习：下列各物质的沸点、酸性大小的顺序： H2S H2Se H2Te NH3 H2O

b.p: H2S ＜ H2Se ＜ H2Te ＜ NH3 ＜ H2O

酸性： NH3 ＜ H2O ＜ H2S ＜ H2Se ＜ H2Te

18-3 18-3 含氧酸（含氧酸（ HHnnROROmm ））

18-3-1 最高氧化态氢氧化物的酸碱性

(OH)nROm-n

　　 非金属元素氧化物的水合物为含有一个或多个 OH 基团的氢氧化物。作为这类化合物的中心原子 R, 它周围能结合多少个 OH, 取决于 R+n 的电荷数及半径大小。

　　 通常 R+n 的电荷高，半径大时，结合的 OH基团数目多。当 R+n 的电荷高且半径小时，例如Cl+7 应能结合七个 OH 基团，但是由于它的半径太小 (0.027nm) ，容纳不了这许多 OH ，势必脱水，直到 Cl+7 周围保留的异电荷离子或基团数目，既能满足 Cl+7 的氧化态又能满足它的配位数。

非金属元素 R

配位数

高氧化态的氢氧 化物

脱水后的氢氧化物

第 2 周期的元素 第 3 周期的元素

第 2 、 3 周期非金属元素的氢氧化物

不脱水 或不脱水

+ n

r r / OH - R + n

R ( O H ) n

B + 3

C + 4 N

+ 5 S i

+ 4 P + 5

S + 6

C l + 7

0.15 0.11 0.08 0.30 0.25 0.21 0.19

2 3 4

B ( O H ) 3 C ( O H ) 4 N ( O H ) 5 S i ( O H ) 4 S ( O H ) 6 C l ( O H ) 7 P ( O H ) 5

2 4 3 3

H 2 C O 3 H N O 3 H 2 S i O 3 H 3 P O 4 H 2 S O 4 H C l O 4

处于同一周期的元素，其配位数大致相同。

高氧化态的氢氧 化物

脱水后的氢氧化物

H ) 7

非金属元素 R

配位数

第 2 周期的元素 第 3 周期的元素

第 2 、 3 周期非金属元素的氢氧化物

不脱水 或不脱水

+ n

r r / OH -

R + n

R ( O H ) n

B + 3

C + 4 N

+ 5 S i

+ 4 P + 5

S + 6

C l + 7

0.15 0.11 0.08 0.30 0.25 0.21 0.19

2 3 4

B ( O H ) 3 C ( O H ) 4 N ( O H ) 5 S i ( O H ) 4 S ( O H ) 6 C l ( O P ( O H ) 5

2 4 3 3

H 2 C O 3 H N O 3 H 2 S i O 3 H 3 P O 4 H 2 S O 4 H C l O 4

S6+: Z=+6 r=0.030nm =200 显酸性 Al3+: Z=+3 r=0.051nm =59 显两性

Na+: Z=1 r=0.097nm =10 显碱性

电离的方式 ,取决于阳离子的极化能力 ,而极化能力与阳离子的电荷和半径有关 .卡特雷奇把两者结合起来提出离子势概念 .

R—O—H R+ + OH- 碱式电离

R—O—H RO- + H+ 酸式电离

Z ( 大，进行酸式电离 ) 离子势： = — r ( 小，进行碱式电离 )

< 7 7 ＜ ＜ 10 > 10

（碱性） ( 两性 ) ( 酸性 )

卡特雷奇规则

　 1. 第 2 周期的成酸元素没有 d轨道，中心原子用sp2 杂化轨道分别与 3 个氧原子形成健。中心原子R 的一个 2p轨道和氧原子 2p轨道形成离域键。 R

O3n- 离子都是 4

6 大键，为平面三角形 (NO3- 、 CO

32-) 。

BOO

O

H

HH

B

OO

O 3-

COO

O

HH

C

OO

O 2-

NOH

O

O

N

OO

O-

18-3-2 含氧酸及其酸根的结构

　　 2. 第 3, 4 周期的成酸元素原子的价电子空间分布为四面体。形成的 RO4

n- 为正四面体。在 SiO44- 中，

Si 原子以 sp3 杂化轨道与 4 个氧原子形成 4 个键。氧原子上的孤电子对与 R 形成 d-p 键。

4 -

Si

O

O OO

Si O

O

O

O

H

H

H

H

3-

P

O

O OO

P

O

O

H

H

O OH S

O

O

H

H

OO

2-

S

O

O OO

Cl

O

O

H

O O

-

S

O

O OO

Cl

　　 3. 第 5 周期的元素，其中心原子 R 的半径比较大， 5d轨道成键的倾向又较强，它们能以激发态的 sp3d2 杂化轨道形成八面体结构，配位数为 6 ，也可以为 4 。所以碘有配位数为 6

的高碘酸 H5IO6 ，还有配位数为 4 的偏高碘酸HIO4 。碲酸的组成式为 H6TeO6 。

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 ) 。

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 、 H6Te

O6) 。

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： BO3

3- 、

CO32- 、 NO3

- （ 32e ）

1. R-O-H 规则 :　　

RR--- --- OO --- --- HH

18-3-3 含氧酸的强度

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。

羟基氧的电子密度取决于

中心原子 R 的电负性、半径、 电荷

与 R 相连的非羟基氧的数目

Cl

O

O

O O H

H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4

R 电负性 1.90 2.19 2.58 3.16

半径 电荷非羟基氧 0 1 2 3

酸性

若 R 的电负性大、半径小、电荷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，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。

酸性 HClO4 HNO3

电负性 3.16 3.04

n( 非羟基氧 ) 3 2

酸性 H2S2O7 H2SO4

n( 非羟基氧 ) 2.5 2

缩和程度愈大，酸性愈强。

酸性 HClO HClO2 HClO3 HClO4

n( 非羟基氧 ) 0 1 2 3

＜ ＜ ＜

＞

＞

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：

　　 KK11≈10≈105N-75N-7 ，即，即 :pK:pKaa≈7-5N≈7-5N

　　如 : H2SO3 的 N=1, K1≈105×1-7≈10-2, pK1≈2

2. 鲍林 (Pauling,L.) 规则 :

N=2 强酸 ( =10-1~103) H2SO4,HNO3

N=3 特强酸 ( >103) HClO4

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： HClO4>HClO3>HClO2>HClO 同一元素同一元素 , , 酸的强度酸的强度 :: 高氧化态高氧化态 >> 低氧低氧化态化态

例 2：试推测下列酸的强度 HClO4 H2SO4 H3PO4 H4SiO4

　　 105×3-7 105×2-7 105×1-7 105×0-7

= 108 103 10-2 10-7

酸的强度为： HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4

例 3 ：试推测下列酸的强度 HNO3 H2CO3 H3BO3K1≈105N-7

105×2-7 105×1-7 105×0-7

　 = 103 10-2 10-7

酸的强度为： HNO3>H2CO3>H3BO3

同一周期从左到右同一周期从左到右 ,, 酸性增强酸性增强 ..　　

例 4 ：试推测下列酸的强度

HClO HBrO HIO

K1≈105N-7

105×0-7 105×0-7 105×0-7

= 10-7 10-7 10-7

　　这些酸属于同一类型，非羟其氧数相同，但由于成酸元素的电负性及吸电子能力的强度不同。

HClO>HBrO>HIO

练习：下列含氧酸酸性依次增强的顺序：

H3AsO3 H3AsO4 H3PO4 H4P2O7

18-4 18-4 含氧酸含氧酸盐盐的某些性质的某些性质

1 、溶解性 易溶盐：钠、钾、铵的盐；酸式盐；硝酸盐；氯酸盐；大部分硫酸盐。

难溶盐：碳酸盐；磷酸盐；硅酸盐。(1) 、离子型盐类溶解性的一般规律：

① 阳离子电荷低，半径大的盐溶解性大 NaF ＞ CaF2

② r －较大的盐，随金属离子的原子序数增大 溶解性减小。

LiI--- CsI 溶解性↓

盐溶解的热力学分析

MX(s) M+(aq) + X- (aq)

△sH0 ( 溶解焓 )

M+(g) + X- (g)

U( 晶格能 ) △hH0 ( 水合焓 )

△△ssHH00 = U+△ = U+△hhHH00

③ r －较小的盐，随金属离子的原子序数增大 溶解性增大。

LiF --- CsF↑

(2) 、影响因素

U = f1[1/(r+ + r-) ]

△hH0 = f2(1/r+) + f3(1/r- )

△sH0 = U+△hH0

晶格能 > 0 ，水合热 < 0 ，所以晶格能越小，水合热越大， △ sH0 就越小 , 盐的溶解度越大。

如： LiClO4＞ NaClO4＞ KClO4 ＞ RbClO4

LiI-- CsI溶解性↓ BeSO4—BaSO4↓

a. r －较大的盐， △ hH0 占主导，随 r+ 增加，

△hH0降低，其溶解性降低。

可见 ,正负离子的半径相差越大，则该盐越容易溶解。

b. r －较小的盐， U 占主导，随 r+ 增加，U降低，其溶解性增加。

LiF-- CsF↑ Ca(OH)2-- Ba(OH)2↑

如 NaNO3 ，△ sHmθ＝ 19.4 kJ·mol － 1 ，易溶盐；

Ca3(PO4)2 ,△sHmθ＝－ 64.4 kJ·mol － 1 ，难溶盐；

McXa(s) cMa ＋ (aq) ＋ aXc － (aq)

I Ⅱ cMa ＋ (g) ＋ aXc － (g)

△SGmθ ＝△ latGm

θ ＋△ hGmθ

△SGmθ

△latG mθ

△hGmθ

也就是说，溶解过程的自由焓变化，包括破坏晶体晶格和离子水合两个过程的自由焓变化。 综合以上两个过程： △sGm

θ＝△ latGmθ＋△ hGm

θ

＝ (△latHmθ+△hHm

θ)－ T(△latSmθ＋△ hSm

θ)

＝△ sHmθ－ T△sSm

θ

P.619

如 NaNO3 ， △ sGmθ＝－ 7.2 kJ·mol － 1< 0 易

溶盐； (△sHm

θ＝ 19.4 kJ·mol － 1 ，△ sSmθ＝ 89.

1 J·K － 1·mol － 1)

Ca3(PO4)2, △sGmθ＝ 191.6 kJ·mol － 1 难溶盐；

(△sHmθ＝－ 64.4 kJ·mol － 1 ，但多价的 PO4

3 －和 Ca2 ＋有特显著的熵减效应，△ sSmθ＝－

859 J·K － 1·mol － 1) ；

若 1-1 、 2-2 型盐 ,ΔsGºm>22.83KJ.mol-1 属难溶盐 .

ΔsGºm<22.83KJ.mol-1 属易溶盐

2 、水解性 盐在水中发生电离，不论是酸根离子与 H+ 结合还是阳离子与 OH- 结合，都会促进水和盐的电离平衡向右进行，这就是水解反应。

水解规律 :

(1) 阴离子的水解能力与其共轭酸的强度成反比 . 酸越弱，水解性越强。强酸阴离子不水解。

M+A- + (x + y)H2O = [M(OH2)x]+ + [A(H2O)y]-

一些离子的相对水解强度

阴离子 阳离子微不足道 显著 微不足道 显著

C l O 4 -

N O 3 -

S O 4 -

I -

B r -

C l -

P O 4 -

C O 3 -

S i O 3 -

C H 3 C O O -

F -

C N -

S -

K +

N a +

B a +

C a +

S r +

N H 4 +

A l +

过渡金属离子 L i +

2

3

2

2

3

2

2

2

2

(2) 阳离子的水解与离子极化能力成正比 .

离子电荷越高，半径越小，离子势就越大，水解能力越强 .

离子电子层结构 18 或 18+2 电子层的离子极化能力 >9-17

电子层的离子 >8 电子层的离子。

(4) 水解是吸热反应，加热有利于水解进行；水解是熵增大的反应，稀释熵增大，有利于水解进行。

（ 3 ）非金属卤化物的水解 ①根据电负性判断元素的正、负氧化态； ②羟基所进攻的原子必须具备空轨道。

3 、热稳定性

① 非氧化还原分解反应： A 、含结晶水的含氧酸盐受热时脱去结晶水，生成无水盐。 B 、无水盐分解成相应的氧化物或酸和碱的反应。 C 、无水的酸式含氧酸盐受热时发生缩聚反应生成多酸盐， 如果酸式盐中只含有一个 OH基，则缩聚产物为焦某酸盐。

⑴ 分解类型 : p.622

② 自氧化还原分解反应：

A 、分子内氧化还原反应：

Mn(NO3)2 MnO2 + 2NO2 ↑

(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2↑+ 4H2O

B 、歧化反应：

4Na2SO3 Na2S + 3Na2SO4 ( 阴离子歧化 )

Hg2CO3 Hg + HgO + CO2 ↑ ( 阳离子歧化 )

Δ

Δ

Δ

Δ

⑵ 含氧酸盐热分解的本质和某些规律

① 含水盐热分解本质： ② 无水盐的热分解本质：

MmROn+1====ROn +MmO

CaCO3========CaO + CO2

1073~1173K

A 、同一酸根不同金属离子的盐 :

碱金属盐 > 碱土金属盐 > 过渡金属盐 >铵盐K2CO3 CaCO3 ZnCO3 (NH4)2CO3

分解温度 (K) 熔融不分解 1170 573 331

C 、 同一金属离子不同酸根的盐 :

一般磷酸盐、硅酸盐 > 硫酸盐 > 高氯酸盐 >碳酸盐 >硝酸盐

B 、 同种酸及其盐 :

正盐 > 酸式盐 > 酸

分解温度 (K)

Na2CO3 NaHCO3 H2CO3

约 2073 623 室温以下

理论解释

结构因素解释

A) 阴离子结构不对称不紧密易分解，反之则稳定。如： NO3

- 、 CO32- 为

平面三角形，易分解， SO42- 、 SiO

42- 、 PO4

3- 为正四面体，很稳定。

B) 阳离子的极化力（电荷、半径、离子构型）越强，就越易分解。

热力学解释 △GT0 === △HT

0 - T △ST0

分解反应的△ GT0 值越正，盐就越稳

定。

由于同类盐分解熵变△ST

0 接近， △ GT

0 主要决定分解焓△ HT

0 。含氧酸盐的分解反应方程式为：

MmROn+1====ROn +MmO

△HT0 = △fH0 (MmO) + △fH0(ROn) - △

fH0(MmROn+1)

△HT0 越负 , 就越易分解 ( 越不稳定 ) 。

【思考】下列含氧酸盐热稳定性依次减弱的顺序：

Na2SiO3 Na2SO4 Na2CO3 BaCO3

CaCO3 ZnCO3 (NH4)2CO3

＞ ＞＞ ＞

＞＞

4 4 、 含氧酸及其盐的氧化还原性、 含氧酸及其盐的氧化还原性

（ 1 ）、含氧酸（盐）氧化还原性变化规律

① 在同一周期中，各元素最高氧化态含氧酸的氧化性，从左到右增强。

HClO4 > H2SO4 >H3PO4>H4SiO4

② 同一主族元素，从上到下，高氧化态含氧酸氧化性多数呈锯齿形升高。如： HClO3 ＜ HBrO3>HIO3

③ 同一元素不同氧化态的含氧酸，低氧化数的氧化性较强。

如： HClO > HClO2 > HClO3 >HClO4

（ 2 ）、影响因素

1 ）中心原子结合电子的能力 凡电负性大、原子半径小、价态高的

中心原子，其获得电子能力强，酸的氧化性就强。

HNO2＞ HNO3 （稀） ; H2SO3＞ H2SO4 （稀） ;

H2SeO3＞ H2SeO4

④ 浓酸的氧化性＞稀酸

⑤ 含氧酸的氧化性一般比相应盐的氧化性强。

2 ）分子的稳定性：分子越不稳定，氧化性越强。 R—O键越弱，断键就越容易，中心

原子 R越易获得电子，其酸的氧化性就越强。

R—O 键的强度

影响酸分子中 R-O 键强度的因素：

① R-O 键的数目

② 酸根的对称性

③ H+ 的反极化作用

第 6 周期元素最高氧化态的含氧酸分子不稳定（ 6s2 电子惰性效应），其氧化性比第 5 周期元素的强得多。

3 ）介质的酸性越强， 含氧酸的氧化性越强。

浓酸比稀酸强： H2SO4 （浓） ; ＞ H2SO4 （稀） ;

1 、第二周期非金属元素的特殊性

1 ） N 、 O 、 F 的含氢化合物易形成氢键，极性较强；强弱比较： F—H...F>O—H…O >N—H…

N

2 ） 最大配位数为 4 ；（半径小，没有 2d轨道）

3 ） 具有自相成键能力，以碳为最强；多数生成重键；

18-5 P区元素在周期性变化上的某些特殊性 ---“ 次级周期性”

4 ）同素异形体在性质上差别大，如 O2 和 O3 。

5) EA1 : N<P, O<S, F<Cl

键离解能： N-N<P-P , O-O<S-S , F-F < Cl-Cl

但 N≡N>P≡P, O=O>S-S, F-H>Cl-H

2 、第 4 周期元素的不规则性

1 ） 第 4周期 P区元素的原子半径增加很小。（第 4周期插入 10种元素， 3d 电子屏蔽作用小，有效核电荷增加）

原子半径的大小影响元素的电负性、金属性、电极电势以及含氧酸的氧化还原性等都出现异常现象，即所谓“不规则性”。

pm原子半径

50

70

90

110

130

150

170

第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期

I I IA第 族IVA第 族VA第 族VIA第 族VI IA第 族

2 ）第 4 周期元素的电负性、金属性（非金属性）、电极电势以及含氧酸的氧化还原性等都出现异常现象（原子半径小及原子次外层为 18 电子构型）。如Ⅲ A 族， Ga 的金属性不如 Al ， Ga(OH)3 的酸性比 Al(OH)3 强。

3) 某些化合物的氧化性特别高。 氧化性： H3PO4 （非氧化性酸） < H3AsO4

H2SO4 < H2SeO4 > H6TeO6

HClO4 < HBrO4 > H5IO6

[ 作业 ] P.630 ： 5 ， 6 ， 7 ， 8 ， 10 ，11 ， 12 ， 14 ， 16