(5)BCl3、CCl4、SiCl4 哪个能水解? 为什么?AlCl3为什么会双聚? BCl3+H2O==H3BO3+3HCl
强烈水解2S2P价轨道中得空轨道接受水的电子对;SiCl4能水解,是用价轨道中的空轨道接受水的电子对;CCl4不能水解, 无空价轨道接受电子对。
在每个AlCl3分子中,铝原子有空轨道,氯原子有孤对电子,发生Cl?Al的电子对授予而配位,形成铝桥式配位化合物.因此AlCl3会双聚。 6 硼酸是几元酸?何种酸?其结构,性质如何? 硼酸为一元弱酸Ka=5.8×10-10
硼酸是路易士酸
硼酸晶体为片层结构，B以sp2杂化轨道与氧原子结合成平面三角形，氧原子通过氢键结成层状结构，层与层之间通过范德华力连在一起，形成片层结构。 硼酸性质1)一元路易士弱酸; 2)因片层结构，有解理性 3)加入醇类，酸性会增强
4)具有微弱碱性B(OH)3+H3PO4==BPO4+3H2O 7硼砂的结构、性质、用途如何? B4O5(OH)42- P511图11-9 性质：
1)易风化失水623K-673K 成为无水盐Na2B4O7
2)溶融态能溶解一些金属氧化物,显出特征颜色,做硼砂珠实验 可鉴定一些金属离子. 如NaBO2.Co(BO2)2 蓝宝石色 3)硼砂可水解,具有缓冲作用,作缓冲溶液. B4O5(OH)42-+5H2O==2H2BO3+2B(OH)4- 8 什么是对角线规则?举例说明.
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周期表中某一元素的性质和它左上方或右下方的另一元素性质相似,称 对角线或斜线规则.
Li与Mg Be由于Al B与Si 等.
原因是二者有相似的离子场力. 如: Be2+半径小于Al3+, 电荷Al3+高于Be2+, 离子场力近似.
作业: 1 2 3 4 5 6 7 (2) (3)(4)(5)(6) 8 .
第十二章 氢和稀有气体
教学目标：1掌握氢，氢化物的性质，用途；
2熟悉氢能源开发现状与前景；
3了解稀有气体发展史，稀有气体性质，用途及分离方法； 4重点掌握非金属性质递变规律。
重点：非金属性质的总结，掌握其规律。 难点：氢能源开发，稀有气体的分离方法。 教学方法：讲授与讨论相结合。 教学内容：
第十二章 非金属元素小结（讨论式）
（1）非金属元素有哪些？其单质怎么样分类？ H He B C N O F Ne Si P S cl Ar As Se Br Kr Te I Xe At Rn
单质分三类：① 小分子（单原子，双原子分子的）
稀有气体为单原子的，卤素 X2、O2、N2、H2 等为双原子的为分子晶体，熔沸
点很低；
② 多原子分子，如：S8，P4，As4 等，通常为固态，是分子型
晶体，熔沸点也不高；
③ 大分子物质，如：金刚石，晶态硅，硼等，为原子晶体，熔
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沸点很高。
（2） 分子型氢化物热稳定性，还原性，水溶液酸碱性有什么规律？为什么？ CH4 NH3 H2O HF ①A半径越小，电负性越大，H2A越稳 SiH4 PH3 H2S HCL 定
GeH4 AsH3 H2Se HBr ②A半径越大，电负性越小，HA还原 SnH4 SbH3 H2Te HI 性越强
③A电子密度（阴离子负电荷数与半径之比）
越小，HA水溶液酸性越强。
（3）什么是离子势？怎么样用它判断ROH的酸碱性？ ROH中阳离子的电荷与半径之比叫离子势，用ф来表示。 ф=z/r(经验公式) r单位用nm 或? ROH性质 根号下ф>10 根号下ф>3.2 酸性 7<根号下ф<10 2.2<根号下ф<3.2 两性 根号下ф<7 根号下ф<2.2 碱性 （4）含氧酸及其酸根的结构如何？有什么规律？
第二周期成酸元素R无d轨道，中心原子采用SP2杂化轨道成键，酸根RO3N-含π46离域π键，为平面三角形。
第三周期以下成酸元素R有d轨道，中心原子采用SP3杂化轨道成键，酸根RO4N-中R与非羟基氧原子除形成σ配键之外，还形成d-Pπ反馈π键，为四面体形；
规律：① 同一周期元素含氧酸结构相似，分子中非羟基氧原子数随中心原子半
径减小而增加；
② 同族元素的含氧酸随中心原子半径递增分子中羟基数增加，非
羟基氧原子数减少。
（5）影响含氧酸强度的因素主要有哪些？怎么样解释同周期、同族、同一元素
不同氧化态含氧酸酸性变化规律？
影响含氧酸HNROM强度的主要因素；
①R离子势中ф=z/r Z越大 r 越小 则ф越大，酸性越强； ②R的电负性越大，HNROM酸性越大；
③HNROM写做ROM-N(OH)N 令N=m-n,非羟基氧原子数越大，HNROM酸性
越强。经验公式：Ka1=105n-7 PKa1=7-5n 例： N Pka1 HClO4 写作 ClO3(OH) 3 -8 HNO3 :： NO2（OH） 2 -3 H2SO3 ： SO（OH）2 1 2
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H3BO3 ： B（OH）3 0 7
解释：1)同周期 H4SiO4 H3PO3 H2SO4 HClO4 从左至右Z↑ r↓ θ↑ 酸性增强； 从左至右R电负性↑ 酸性增强； 从左至右N↑ 酸性增强。 2)同族 HClO HBrO HIO N相同；
Z相同，r↑ θ↓ 酸性减弱 R的电负性↓ 酸性减弱 3)同一元素不同氧化态的含氧酸 HClO4 HClO3 HClO2 HClO R相同，则电负性相同
从左至右 Z↓ θ↓,酸性减弱。 从左至右 N↓ 酸性减弱。
(6)含氧酸盐的溶解性，水解性，热稳定性，氧化还原性，变化规律如何？ 1)溶解性：
A：绝对大部分K+ Na+ NH4盐及其酸式盐易溶于水； B：硝酸盐，氯酸盐易溶于水，温度生高，溶解度增大；
C：硫酸盐大部分易溶，Sr2+、Ba2+、Pb2+盐难溶；Ca2+Ag+盐微溶； D：碳酸盐大部分难溶，Ca2+Sr2+Ba2+盐更难溶； E：磷酸盐大多不溶于水。 2)水解性：
含氧酸盐中阴离子的水解能力与其共轭酸的强度成反比；阳离子的水解能力与离
子的极化能力成正比。 3)热稳定性：
A：同一金属，同种酸根的正盐比酸式盐稳定； B：同一酸根，不同金属的盐稳定性： 碱金属盐>碱土金属盐>过渡金属盐>铵盐
C：同一金属离子，不同酸根的盐，对应的酸越稳定，其盐也越稳定。如：
Na2SO4>NaNO3>Na2CO3
D：同一成酸元素高氧化态的含氧酸盐较稳定； 如：KClO4>KClO3>KClO2>KClO
E：同族阳离子的碳酸盐，阳离子半径越大越稳定。 例MgCO3 64 4)氧化还原性： (A)含氧酸盐在酸性溶液中比在中性，碱性中氧化性强； (B)同周期元素最高氧化态含氧酸及其盐从左到右氧化性递增； (C)同一主族元素最高氧化态含氧酸及其盐的氧化性随原子序数增加成锯齿形升 高； (D)同种元素不同氧化态含氧酸，低氧化态的氧化性强。 例HClO>HClO2>HClO3>HClO4 (7)第二周期的非金属元素同本族其它元素的显著差异有哪些？ 1)N、O、F含氢化合物易形成氢键，离子性较强； 2)最高配位数是4； 3)有自相成链能力； 4)多数有生成重键的特性； 5)与第三周期元素比较，化学活泼性差别较大； 6)同素异形体在性质上差别较大。 作业：1 (2) (3) (4) 5、6、7 65
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