（10分）在本世紀20年代末，L.Pauling在大量含氧酸鹽結構資料的基礎上系統(tǒng)總結了關于離子化合物的五個規(guī)則。這些結構規(guī)則對諸如硅酸鹽結構化學規(guī)律的總結和研究起了重大的推動作用。電價規(guī)則是鮑林五個規(guī)則的核心。它可表述為：在一個穩(wěn)定的離子化合物結構中，每一負離子的電價等于或近似等于從鄰近的正離子至該負離子的各靜電鍵強度的總和，即ζ＝＝式中：ζ為負離子的電荷；S_i是i種正離子至每一配位負離子的靜電鍵強度；S_i定義為ω_i/ν_i；ω_i是正離子的電荷數(shù)；ν_i為其配位數(shù)。這一規(guī)則的物理基礎在于：如在結構中正電位較高的位置安放電價較高的負離子時，結構會趨于穩(wěn)定，而某一正離子至該負離子的靜電鍵的強度ω/ν正是有關正離子在該處所引起正電位的量度。

1．化學式為Be₃Al₂[Si₆O₁₈]的綠柱石是含鈹?shù)牡V物。結構中所有的Si^4＋均處于氧離子所組成的四面體空隙之中，鍵強S_si－O＝        ，根據電價規(guī)則，     個Si－O鍵的鍵強和恰等于氧離子的電價數(shù)，決定了O^2－可為      個硅氧四面體所公用。已知綠柱石中硅氧骨干外的Be^2＋分別處于O^2－（硅氧骨干中的非公用氧離子）所組成的四面體的空隙中。硅氧骨干中每一個非公用的O^2－各與一個Si^4＋、Be^2＋、Al^3＋相連，根據電價規(guī)則諸靜電鍵強之和恰等于O^2－之電價。則Al^3＋處于O^2－（硅氧骨干中的非公用氧離子）所組成的_______體的空隙中。

2．以4價釩化合物VOSO₄與鹽酸羥胺為原料，在水溶液中以KOH調節(jié)pH≈4的條件下制得一種七配位的釩化合物[VO?(NH₂O)₂?(NH₃O)?H₂O]Cl。由晶體結構分析所得的鍵長算得諸鍵的鍵價如下：

產物中的釩為       價

3．腺苷三磷酸（ATP）因其分子含有“高能鍵”（實為亞穩(wěn)鍵）而在生物化學代謝過程中起著特別重要的作用。它可以通過水解反應使“高能”（即亞穩(wěn)）磷酸鍵解離而起到能量傳遞的作用。已知正磷酸根PO₄^3－中的P－O鏈長0.15nm，而ATP中的上述P－O鍵，已延伸至0.16nm，有力地佐證了此P－O亞穩(wěn)鍵的起因。能否通過電價規(guī)則計算來證明。

 非金屬知識規(guī)律總結

【高考導航】

一、非金屬元素在周期表中的位置和結構特點

1、除H外，非金屬元素均在“階梯線”的右上方。共有16種非金屬元素，其中包括稀有氣體元素6種。

2、非金屬元素(包括稀有元素)均在主族(零族)。非金屬元素一般都有變價。

3、最外層電子數(shù)一般≥4(H、B除外)。

4、原子半徑比同周期金屬半徑小(稀有元素除外)。

二、非金屬性強弱的判斷依據

    元素非金屬性的本質是元素的原子吸引電子的能力。試題常通過以下幾個方面來比較元素的非金屬性：

1、單質跟H₂化合難易程度（反應條件，劇烈程度，反應熱的大小，生成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性）。

2、最高價氧化物對應水化物的酸性。

3、化合物中元素化合價的正負，如BrCl中，Cl為-1價，Br為+1價，說明非金屬性Cl＞Br。

4、通過氧化還原反應確定非金屬單質的氧化能力，進而比較非金屬性。

    需要指出的是，非金屬單質的活動性與非金屬元素的活動性，有密切的聯(lián)系，但不是一回事。例如氮元素的非金屬性相當強，可是它的單質N₂化學性質卻不很活潑。單質的化學性質不僅取決于原子結構，而且取決于分子結構和晶體結構。

三、非金屬元素的性質及遞變規(guī)律

1、單質:

(1)結構:除稀有氣體外，非金屬原子間以共價鍵結合。非金屬單質的成鍵有明顯的規(guī)律性。若它處在第N族，每個原子可提供8－N個價電子去和8－N個同種原子形成8－N個共價單鍵，可簡稱8－N規(guī)則；(H遵循2－N規(guī)則)。如ⅦA族單質:x－x；H的共價數(shù)為1，H－H，第ⅥA族的S、Se、Te共價單鍵數(shù)為8－6＝2,第ⅤA族的P、As共價單鍵數(shù)8－5＝3。但第二周期的非金屬單質中N₂、O₂形成多鍵。

(2)熔沸點與聚集態(tài)。它們可以分為三類：

①小分子物質。如:H₂、O₂、N₂、Cl₂等，通常為氣體，固體為分子晶體。

②多原子分子物質。如P₄、S₈、As₄等，通常為液態(tài)或固態(tài)。均為分子晶體，但熔、沸點因范德華力較大而比①高，Br₂、I₂也屬此類，一般易揮發(fā)或升華。

③原子晶體類單質。如金剛石、晶體硅和硼等，是非金屬單質中高熔點“三角區(qū)”，通常為難揮發(fā)的固體。

(3)導電性:非金屬一般屬于非導體，金屬是良導體，而鍺、硅、砷、硒等屬于半導體。但半導體與導體不同之處是導電率隨溫度升高而增大。

(4)化學活性及反應:

    ③非金屬一般為成酸元素，難以與稀酸反應。 固體非金屬能被氧化性酸氧化。

2、氫化物：

(1)氣態(tài)氫化物性質比較

(2)由于氫鍵的存在，使得第ⅤA、ⅥA、ⅦA氫化物的熔沸點出現(xiàn)了反常。第ⅤA中：SbH₃＞NH₃＞AsH₃＞PH₃；第ⅥA中： H₂O＞H₂Te＞H₂Se＞H₂S；第ⅦA中HF＞HI＞HBr＞HCl。

(3)氣態(tài)氫化物水溶液的酸堿性及與水作用的情況。①HCl、HBr、HI溶于水成酸且都是強酸。②HF、H₂S、H₂Se、H₂Te溶于水成酸且都是弱酸。③NH₃溶于水成堿，氨水是弱堿。④PH₃、AsH₃、CH₄與水不反應。⑤SiH₄、B₂H₆與水作用時分解并放出H₂。

3、非金屬氧化物的通性：

(1)許多非金屬低價氧化物有毒，如SO₂、NO、NO₂、CO等，注意不能隨便排放于大氣中。

(2)非金屬氧化物（除SiO₂外)大都是分子晶體，熔沸點相差不大。

(3)非金屬氧化物大都為酸酐，相應的酸易溶于水，則氧化物易與水化合，反之水化反應難以進行。

(4)不成鹽氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不與堿反應。雖然NO₂能與堿反應生成鹽，但NO₂不屬于酸酐。

4、含氧酸

(1)同周期非金屬元素最高價含氧酸從左到右酸性增強。

(2)氧化性:同種元素低價強于高價含氧酸.

如:HClO＞HClO₃＞HClO₄(稀)

   H₂SO₃＞H₂SO₄(稀)

   HNO₂＞HNO₃(稀)

(3)對于同種非金屬形成的不同含氧酸，價態(tài)越高，酸性越強。其順序如：HClO₄＞HClO₃＞HClO₂＞HClO，H₂SO₄＞H₂SO₃。

(4)難揮發(fā)的H₂SO₄、H₃PO₄受熱難分解；強氧化性的HNO₃、HNO₂、HClO見光或受熱易分解；非氧化性的H₂CO₃、H₂SO₃易分解。強酸可制弱酸，難揮發(fā)性酸制揮發(fā)性酸。

(5)常見含氧酸的一般性質：

①H₂SO₄：無色粘稠的油狀液體，強酸，沸點高，不揮發(fā)，穩(wěn)定。濃硫酸有吸水性、脫水性和強氧化性。

②H₂SO₃：僅存在于溶液中，中強酸，不穩(wěn)定。

③HClO₄：在水溶液中相當穩(wěn)定，最強無機酸，有強氧化性。

④HClO：僅存在于溶液中，是一種弱酸，有強氧化性和漂白性，極不穩(wěn)定，遇光分解。⑤HNO₃：無色液體，強酸，沸點低，易揮發(fā)，不穩(wěn)定，易分解，有強氧化性。

⑥H₃PO₄：無色晶體，中強酸，難揮發(fā)，有吸水性，穩(wěn)定，屬于非氧化性酸。

⑦H₂CO₃：僅存在于溶液中，弱酸，不穩(wěn)定。

⑧H₂SiO₃：白色固體，不溶于水，弱酸，不揮發(fā)，加熱時可分解。

⑨常見酸的酸性強弱。強酸：HCl、HNO₃、H₂SO₄；中強酸：H₂SO₃＞H₃PO₄(H₃PO₄中強偏弱）；弱酸：HF＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞H₂S＞HClO＞H₂SiO₃。

四、11種無機化學氣體的制取和性質(O₂、H₂、Cl₂、CO、NO、SO₂、NO₂、CO₂、H₂S、HCl、NH₃)。

(1)利用氧化還原反應原理制取的氣體有：O₂、H₂、Cl₂、NO、NO₂等。

(2)利用復分解制取的氣體有：SO₂、CO₂、H₂S、HCl、NH₃等。

(3)可用啟普發(fā)生器制取的氣體有：H₂、CO₂、H₂S等。

(4)只能用排氣法收集的是：Cl₂、SO₂、NO₂、CO₂、H₂S、HCl、NH₃等。只能用排水法收集的氣體是：NO、CO。

(5)使紅色石蕊變藍的氣體是NH₃；使石灰水變渾濁的氣體是SO₂和CO₂；使品紅溶液褪色的氣體是SO₂和Cl₂；使高錳酸鉀溶液和溴水褪色的氣體有H₂S和SO₂。

(6)臭雞蛋氣味的氣體是H₂S；刺激性氣味的氣體有：Cl₂、SO₂、NO₂、HCl、NH₃等；毒性氣體有：Cl₂、CO、NO、SO₂、NO₂、H₂S等。

(7)能在空氣中燃燒的氣體：H₂S、CO、H₂等