习题解_非金属元素小结[1]
化学非金属知识点总结
化学非金属知识点总结一、非金属的性质1. 导电性非金属通常不具有良好的导电性。
这是因为非金属元素的价电子较多，通常与其他非金属元素或金属元素形成共价键，而共价键不利于电子的流动。
例如氧气、氮气、氢气等都是不导电的非金属，它们在纯净的状态下无法导电。
2. 延展性和韧性非金属一般不具有金属的延展性和韧性。
大多数非金属元素是脆性的，即在外力作用下容易发生断裂。
例如碳的最稳定的形式－石墨是层状结构、导电性能好、韧性好，而另一种同素异形体－金刚石却是透明的、脆性的。
3. 熔点和沸点非金属的熔点和沸点较低，通常为固体。
例如氧气的熔点为-218.79°C，沸点为-182.96°C；氮气的熔点为-210°C，沸点为-196°C，而卤素的熔点和沸点均在常温下。
非金属的这一特性与其分子间的势能相对较小，分子间的相互作用力相对较弱有关。
4. 光泽非金属的表面易于变得粗糙，表现出磨砂的外表，不光滑，无光泽。
这与金属的光泽性相对应，是金属与非金属的一个显著区别。
5. 氧化还原性非金属元素常常表现出较强的氧化还原性。
在化学反应中，非金属元素通常是被氧化剂氧化，或者它们是还原剂，可以还原其他物质。
6. 酸碱性非金属元素大多数是酸性的。
例如氧气形成酸性氧化物，氮气形成氮化物，硫形成硫化物等。
这与金属形成碱性氧化物的性质相反。
二、非金属的分类非金属根据其化学性质和存在状态的不同，可以分为气态非金属、固态非金属和液态非金属。
1. 气态非金属气态非金属是指在标准大气压下为气态的非金属元素。
常见的气态非金属有氧气（O2）、氮气（N2）、氢气（H2）、氯气（Cl2）等。
这些气态非金属广泛存在于自然界中，对于生物的生长、大气的成分、化学反应等都具有重要作用。
2. 固态非金属固态非金属是指在常温常压下为固态的非金属元素。
常见的固态非金属有碳（C）、硫（S）、磷（P）、硒（Se）等。
这些固态非金属在自然界中广泛分布，对于生物的组成、材料的制备、化学反应等也都具有重要的作用。
非金属元素专题复习总结(教师版)
非金属元素专题复习考试说明要求：了解常见非金属元素（H、C、O、N、Si S、Cl）的单质及其化合物性质和用途。
（第一课时）【引入】一、元素化合物的复习方法落实存在、性质、制备、用途四要点。
【举例】（1）从位置出发，以Cs为例。
位置：第六周期，IA族。
→结构特点：最外层只有一个电子，原子半径大。
→比Na、K更活泼的金属元素，具强的金属性。
→应隔绝空气保存；与水反应剧烈，可能发生爆炸；与氧气迅速反应，主要产物肯定不是Cs2O。
（2）从结构出发：已知某元素原子有六个电子层，最外层2个电子→最外层电子数少，电子层数多，应是活泼金属，金属性大于钙→与水剧烈反应；氢氧化物是可溶性强碱；碳酸盐、硫酸盐均不溶于水。
（3）从性质出发：某单质能从水中置换出O2。
→非金属性大于氧，应为最活泼的非金属元素F→在周期表的右上角，第二周期ⅦA族→可与绝大多数金属、非金属甚至某些稀有气体直接反应；化合价只有-1价；几乎无法用氧化剂将F-氧化成F2。
分析：归纳：例1 BGO是我国研制的一种闪烁晶体材料，曾用于诺贝尔奖获得者丁肇中的著名实验，它是锗酸铋的简称，若知：①在BGO中，锗处于其最高价态。
②在BGO中，铋的价态与铋跟氯形成某种共价氯化物时所呈的价态相同，在此氯化物中铋具有最外层8个电子稳定结构。
③BGO可看成是由锗和铋两种元素的氧化物所形成的复杂氧化物，且在BGO晶体的化学式中，这两种氧化物所含氧的总质量相同。
请填空：（1）锗和铋的元素符号分别是____、____。
（2）BGO晶体的化学式是____。
（3）BGO晶体所含铋氧化物的化学式是____。
分析：Ge：第Ⅳ主族元素，最高正价+4；最高价氧化物GeO2。
Bi：第Ⅴ主族元素，最外层5个电子→满足8电子稳定结构应形成共价键数目：8-5=3→BiCl3→在BGO中铋为+3价→氧化物Bi2O3。
设BGO化学式为mGeO2·nBi2O3有：2m=3n m∶n=3∶2m=3n=2→BGO化学式为3GeO2·2Bi2O3（或Bi4（GeO4）3）答案：略。
高中化学一轮复习非金属知识总结
高中化学一轮复习非金属知识总结非金属是指在常温常压下不具有金属性质的元素。
氯、硫和氮是化学中较为常见的非金属元素之一、下面是关于氯、硫和氮元素的一轮复习知识总结。
一、氯元素1.基本性质氯元素的原子序数为17，原子量为35.5、它是一种黄绿色的有刺激性气味的气体，在常温常压下是一种二原子分子，符号为Cl22.物理性质氯气可以被液化，其液态为黄绿色。
氯气可溶于水，形成盐酸(HCl)。
3.化学性质氯元素是一种强氧化剂，可以与许多物质发生反应。
例如，它能与金属反应，生成相应的氯化物。
氯气也能与非金属直接反应，生成氯化物。
氯气可以使蓄电池中的氢气爆炸，因此具有剧毒性。
4.应用氯气的重要应用之一是用于消毒和净化水源。
氯化氢(HCl)是一种具有很强腐蚀性的气体，用于制备其他化学品。
二、硫元素1.基本性质硫元素的原子序数为16，原子量为32.1、硫是一种黄色固体，符号为S。
2.物理性质硫在常温下呈现为黄色晶体，不溶于水，但溶于苯等有机溶剂。
在加热下，硫会熔化和汽化，形成紫色的蒸汽。
3.化学性质硫是一种相对不活泼的元素，但它可与氧、氯和碱金属等反应。
例如，硫和氧反应形成二氧化硫(SO2)和三氧化硫(SO3)等化合物。
硫也能与金属反应，形成硫化物。
4.应用硫有许多重要的应用，例如制造硫酸，生产硫酸肥料，用作消毒剂，以及在橡胶工业中用作硫化剂。
三、氮元素1.基本性质氮元素的原子序数为7，原子量为14.0。
氮是一种无色、无味、无毒的气体，在常温常压下是一种双原子分子，符号为N22.物理性质氮气具有惰性，不易与其他物质反应。
它可以被液化并成为液态氮。
液态氮具有极低的温度(-196℃)，被广泛用于冷冻保存食物和生物样本。
3.化学性质氮气在高温高压下可以与氧气反应生成一氧化二氮（N2O）或氮氧化物（NOx）。
另外，氮气也能与一些金属反应，生成氮化物。
4.应用氮气常用于工业中，尤其是在电子行业中，用来清洗和保护电子设备。
此外，氮气还广泛用于化学实验、灭火等领域。
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物（一）非金属元素概论1．非金属元素在周期表中的位置在目前已知的112种元素中，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。
F是非金属性最强的元素。
2．非金属元素的原子结构特征及化合价（1）与同周期的金属原子相比，最外层电子数较多，次外层都是饱和结构（2、8或18电子结构）。
（2）与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。
（3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）‘对应负价以绝对值等于8–主族序数。
如S、N、C1等还呈现变价。
3．非金属单质（1）组成与同素异形体非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar等稀有气体；双原子分子的H2、O2、Cl2、H2、Br2等，多原子分子的P4、S8、C60、O3等原子晶体的金刚石，晶体硅等。
同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨等。
（2）聚集状态及晶体类型常温下有气态（H2、O2、Cl2、N2…），液态（Br2）、固态（I2、磷、碳、硅…）。
常温下是气钵，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。
4．非金属的氢化物（1）非金属氢化物的结构特点①IVA—RH4正四面体结构，非极性分子；VA—RH3三角锥形，极性分子；VIA—H2R为“V”型，极性分子；VIIA—HR直线型，极性分子。
②固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H2O是液体，其余都是气体。
（2）非金属气态氢化物的稳定性一般的，非金属元素的非金属性越强，生成的气态氢化物越稳定。
因此，气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。
（3）非金属氢化物具有一定的还原性如：NH3：H2S可被O2氧化HBr、HI可被Cl2、浓H2 SO4氧化等等。
5．最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。
高一化学非金属及其化合物练习题及答案解析
综合能力检测(四) (第四章)(时间：90分钟分值：100分)第Ⅰ卷(选择题，共48分))分。
每小题只有一个选项符合题意。
3分，共48一、选择题(每小题) 1．下列关于物质性质的叙述中，正确的是(能与金属活动顺序表中大多数金属反应ClA．2NO是大气中的主要成分之一，雷雨时，可直接转化为．NB22．硫是一种淡黄色的能溶于水的晶体，既有氧化性又有还原性C．硅是应用广泛的半导体材料，常温下化学性质活泼D解析Cl 具有较强的氧化性，能与金属活动顺序表中大多数金属反应，A项正确；雷2雨时N与O反应可生成NO，而不是NO，B项错；硫不溶于水，C项错；硅在常温下化222项错。
D学性质不活泼，A答案2．已知NH极易溶于水，而难溶于有机溶剂——CCl。
下列装置中不适宜做NH尾气334)( 吸收的是项。
C项不会产生倒吸，故选D、B、A解析．C答案) 3．下列叙述正确的是(．纯碱、烧碱均属碱A均属酸性氧化物SOSiO、B．22＋的化合物均属酸．凡能电离出HC．盐类物质一定含有金属离子D解析纯碱成分是NaCO，属于盐类，A项错；SiO、SO能与碱反应生成盐和水，2322＋，但NaHSO属于酸式盐，C 能电离出B项正确；NaHSOH项错；均属于酸性氧化物，44项错。
铵盐中不含金属离子，D B答案) 4．下列有关氨水和氯水的说法正确的是(．含有的微粒种类数相同A均可能减小pH．敞口放置后溶液的B发生氧化还原反应．都能与SOC2．均具有强氧化性D．＋＋－六种微粒，氯水中含、NH、HOHO氨水中含有：NH、NH·HO、H、解析42323＋－－－七种微粒，A项错；敞口放置后氯水逐渐变H、、OHClO、Cl、有：Cl、HClOHO、22成盐酸，酸性增强，pH减小，氨水中的氨气挥发，碱性减弱，pH 减小，B项正确；氨水项错。
D发生复分解反应，C项错；氨水不具有强氧化性，与SO2B答案) ．下列反应一定不会产生气体的是( 5．盐与碱的反应A．氧化物与水的反应B．酸溶液和碱溶液的中和反应C．金属与碱溶液的反应D解析铵盐(如NHCl)可与碱[如NaOH、Ca(OH)]反应产生氨气；氧化物(如NaO、2242NO)可与水反应产生气体；酸溶液与碱溶液反应生成盐和水，不会产生气体；金属与碱溶2。
高三化学非金属知识点总结
高三化学非金属知识点总结一、非金属元素概述非金属元素指的是在常温常压下不具备金属特性的元素。
它们通常具有较高的电负性、较低的熔点和沸点，一般为非导电材料。
二、非金属元素的分类1. 卤素：氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、氟(F)、砹(At)。
这些元素在自然界中以单质形式存在，常见的有氯气、溴水和碘酒等。
它们具有很强的氧化性和还原性，常用于消毒和制取其他化合物。
2. 碳族元素：碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb)。
碳族元素包括非金属碳和金属锡、铅。
碳是生命的基础，硅在地壳中含量最多，广泛用于制造半导体器件。
3. 氮族元素：氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi)。
氮族元素以氮气的形式存在于大气中，是植物的重要养分，也是制造硝酸等化学品的原料。
4. 氧族元素：氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)。
氧族元素中的氧广泛存在于自然界中，是火焰燃烧的必需元素，还可以与其他元素形成氧化物。
5. 半金属元素：硼(B)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、碲(Te)、硅(Si)、锗(Ge)。
半金属元素具有介于金属和非金属之间的特性，具有一定的导电性能。
三、非金属元素的性质和应用1. 氯气(Cl2)：具有刺激性气味，可以杀灭细菌，常用于消毒。
还用于制取盐酸和其他有机化合物。
2. 碳(C)：纯碳以金刚石和石墨的形态存在，是构成生物体的基本元素。
纯碳还可以形成许多化合物，如二氧化碳和甲烷等。
3. 氮(N)：氮气是最常见的氮原子聚集形式，广泛存在于大气中。
氮还可以形成氨、硝酸等化合物，是农业生产中的重要原料。
4. 氧(O)：氧气是最常见的氧元素聚集形式，是许多生物和燃料燃烧的必需气体。
氧还可以与其他元素形成氧化物，在金属冶炼中具有重要作用。
5. 硫(S)：具有刺激性气味，常用于制取硫酸和二硫化碳等化学品。
硫也是生物体中的必需元素，例如常见的蛋白质中就含有硫。
6. 磷(P)：广泛存在于地壳中，是生物体中的重要元素之一。
高考化学非金属知识总结
非金属知识总结1．非金属元素在周期表中的位置和原子结构特点（1）在周期表中的位置在目前已知的112种元素中，非金属元素有16种，稀有气体元素有6种，除H位于左上方的ⅠA 外，其余非金属元素位于周期表的右上方，且都属于主族元素。
（2）原子结构特点及化合价①在所有元素的原子中，H原子半径最小。
在同周期元素中，非金属原子半径小于金属原子半径；非金属的阴离子半径大于金属阳离子半径。
②最外层电子数：除H、B外，其余非金属原子的最外层电子数≥4。
一般来说，非金属原子得电子的倾向较大。
③化合价可表现为负价，也可表现为正价。
一般有下列规律：最高正价== 最外层电子数== 主族序数（O、F除外）最低负价== 最外层电子数—8 == 主族序数—8（H例外）④非金属元素大多数有变价。
如：S主要有：-2、+4、+6（偶数）Cl主要有：-1、+1、+3、+5、+7（奇数）N主要有：-3、+1、+2、+3、+4、+5（奇偶数匀有）2．常见非金属单质的晶体类型和同素异形体（1）常见非金属单质的晶体类型①分子晶体：稀有气体、卤素、H2、O2、N2、S、P4等，这些晶体熔沸点低，硬度小，不导电。
②原子晶体：金刚石、晶体硅、硼，这些晶体熔沸点高，硬度大，不导电（但硅可做半导体）。
③非金属单质绝大多数为气体或固体，只有Br2为液体。
（2）常见的同素异形体金刚石与石墨：组成晶体的结构不同所致，前者为典型的原子晶体，后者为混合型晶体（原子间既有共价键又有范德瓦斯力）；C60、C70等与金刚石或石墨：组成晶体的类型不同所致，C60、C70等为分子晶体；O2与O3：分子中原子的个数不同所致；白磷与红磷：分子中的原子个数和晶体结构都不同所致。
3．非金属单质的制备（1）原理化合态的非金属有正价态或负价态：。
（2）方法①分解法：如2KClO32KCl + 3O2↑2KMnO4K2MnO4 + MnO2 + O2↑2H2O22H2O + O2↑②置换法：如Cl2 + 2NaBr == 2NaCl + Br2③氧化法：如MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O④还原法：如C + H2O CO + H22C + SiO2Si + 2CO↑⑤电解法：2NaCl + 2H2O 2NaOH + Cl2↑+ H2↑⑥物理法：如工业上分离液态空气得N2、O2、惰性气体等。
非金属元素化学知识点总结
非金属元素化学知识点总结非金属元素的性质非金属元素通常具有以下一些主要性质：1. 不良导电性：非金属元素通常不具有良好的导电性，在常温下呈现绝缘性质。
这是由于非金属元素中的电子结构不具备金属性的共价结构，故而不能形成自由电子。
非金属元素通常以共价键的形式存在，其中电子是通过共用的方式与原子核结合在一起的。
2. 不良热导性：与导电性类似，非金属元素通常也不良的热导性。
3. 通常呈现为气体、固体或卤素状态：非金属元素在常温下呈现为气体、固体或卤素的状态，如氧气、氮气、碳、硫等。
4. 容易形成阴离子：非金属元素通常容易获得电子形成阴离子，如氧气会形成O2-离子或者氧化物离子。
5. 一些非金属元素具有高的电负性，如氟、氧、氯等。
以上是非金属元素的一些基本性质，下面将来详细介绍一些非金属元素的常见性质。
常见的非金属元素及其化合物1. 氢（H）：氢是一种最简单的非金属元素，也是地球上最丰富的元素。
氢是非金属元素中唯一的一种没有氧化物的单质，它通常以双原子氢分子（H2）的形式存在。
氢气是一种无色、无味的气体，易燃易爆。
氢气与氧气在一定的条件下能够发生剧烈的爆炸，例如氢气和氧气的混合气体在有火焰或者电火花的情况下能够爆炸。
氢气广泛应用于氢气球、化学工业以及燃料电池等领域。
2. 氧（O）：氧是地球上最常见的元素之一，它的化合物构成了大气中的大部分物质。
氧气是一种无色、无味的气体，在大气中占比约为21%。
氧气在燃烧过程中起着重要作用，维持了地球上生命的继续。
氧气在自然界中除了形成气态外，还形成液态和固态。
氧气也是一种重要的氧化剂，在化学工业和生活中具有重要的应用。
3. 氮（N）：氮是一种重要的非金属元素，它在自然界中以氮分子（N2）的形式存在。
氮气是一种无色、无味、不可燃的气体，在大气中占比约为78%。
氮气对于维持生物体内蛋白质和核酸的组成起着重要作用。
氮原子的价电子轨道结构是2s22p3，氮原子通常以共价键的形式与其他原子结合，形成氮化物、氮气化合物等。
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第十八章非金属元素小结18-1 按周期表位置，绘出非金属元素单质的结构图，并分析它们在结构上有哪些特点和变化规律。
解：非金属元素的晶体结构大多数是分子晶体，也有少数原子晶体和过渡型层状晶体。
在分子晶体中又可分为两类：一类是以小分子为结构单元，如单原子分子的稀有气体和双原子分子的H2，卤素（X2），O2、N2等；另一类是以多原子分子为结构单元，如S8、Se8、P4等。
它们在周期表中的位置如图所示：从结构图可知：位于非金属—金属交界线附近的元素，其单质的结构比较复杂，其特点是增大配位数，接近金属的结构，如B—C—Si—As—Te，都是以共价键结合成的无限分子，不论是简单或复杂结构，在单质的结构中非金属元素明显地表现出它们各自固有的共价特征。
18-2 为什么氟和其它卤素不同，没有多种可变的正氧化态？解：因为氟原子价层没有空的轨道，基态只有一个未成对电子，只能形成一个共价单键；再由于氟在所有元素中电负性最大，因此，没有多种可变的正氧化态。
18-3 小结P区元素的原子半径、电离能、电子亲合能和电负性，在按周期表递变规律的同时，还有哪些反常之处？说明其原因。
解：原子半径：r Ga< r Al ，因为Ga是第四周期元素，从Al→Ga，次外层第一次开始出现10个d电子，由于d电子对核电荷屏蔽效应小，导致有效核荷Z*比没有d电子时要大，对最外层电子引力增大，故Ga的半径反常地比Al的小。
电离能：（1）ⅤA族N、P、As的IE1分别大于ⅥA族同周期O、S、Se的IE1，因为前三者价电子层均为半满。
（2）ⅢA第四周期Ga的IE1略大于第三周期的Al，原因和原子半径反常同理。
电子亲合能：（1）第二周期N、O、F的电子亲合能均分别小于第三周期同族的P、S、Cl。
因为第二周期元素原子半径特别小，电子对间排斥作用大。
（2）同一周期从左到右，稀有气体的电子亲合能最小，因为稀有气体价电子层全满。
电负性：按阿莱—罗周电负性标度，第四周期的Ga、Ge、As、Se的x AR均分别比第三周期的Al、Si、P、S要大，其原因和第四周期P区元素Z*和r变化的反常同理。
18-4 概括非金属元素的氢化物有哪些共性？解：（1）均为共价型，常温下为气体或挥发性液体。
（2）同一族氢化物，其熔、沸点除NH3、H2O、HF由于氢键反常地高以外，其余均从上至下渐增。
（3）除HF外，其他非金属元素氢化物都有还原性，同一族氢化物从上至下还原性渐增，同一周期氢化物从左至右还原性递减。
（4）非金属元素氢化物相对于水而言，大多数是酸，其酸强度同一族从上到下递增；同一周期从左至右也递增。
少数氢化物如NH3 、PH3在H2O中表现碱性，H2O是两性物，既可是酸也可是碱。
CH4不表现酸碱性。
18-5 已知下列数据：△f Gm⊄ (H2S,aq) = -27.9kJ·mol−1 △f Gm⊄ (S2−,aq) = 85.8kJ·mol−1△f Gm⊄ (H2Se,aq) = 22.2 kJ·mol−1 △f Gm⊄ (Se2−,aq) = 129.3kJ·mol−1试计算下列反应的△r Gm⊄和平衡常数K：(1). H2S(aq)→2H+(aq) + S2−(aq)(2). H2Se(aq)→2H+(aq) + Se2−(aq)两者中哪一个酸性较强？解：（1）H2S(aq)→2H+(aq) + S2−(aq)△f G m⊄ (kJ·mol−1)-27.9 0 85.8△r G m⊄=85.8－(-27.9)=113.7kJ·mol−1△r G m⊄=-2.303RTlgKlgK=-△r Gm⊄/(2.303RT)=-(113.7×103)/(2.303×8.31×298)= -19.94K=1.15×10−20（2）H2Se(aq)→2H+(aq) + Se2−(aq)△f G m⊄ (kJ·mol−1)22.2 0 129.3△r G m⊄=129.3－22.2=107.1kJ·mol−1lgK=-△r G m⊄/(2.303RT)=-(107.1×103)/(2.303×8.31×298)= -18.79K=1.66×10−19由K的数据可知，H2Se的酸性比H2S的强。
18-6 试从HA酸在电离过程中的能量变化分析影响其酸性强度的一些主要因素。
解：影响HA酸性强度的能量因素主要是：HA在水溶液中电离过程△r Gm⊄的大小。
值，所以HF(aq)是弱酸，其余HX(aq)均为强酸。
18-7 试从结构观点分析含氧酸强度和结构之间的关系。
用鲍林规则判断下列酸的强弱：(1) HClO (2)HClO2 (3)H3AsO3(4)HIO3(5)H3PO3(6) HBrO3 (7)HMnO4 (8)H2SeO4 (9)HNO2 (10)H6TeO6解：判断含氧酸强度可按两个规则：①R—O—H规则：酸分子中R原子半径越小，电负性越大，正氧化态越高，吸引羟基氧原子的电子的能力越强，有效地降低了氧原子上的电子密度，使O—H键强度变弱，易于释放出H+，酸性增强。
②鲍林规则：含氧酸HnROm可写为ROm-n(OH)n，分子中非羟基氧原子数N= m-n，N越大，酸性越强：K1≈105N-7，pK1≈7-5N非羟基氧(N)数目酸强度HClO 0 很弱HClO2 1 中强偏弱H3AsO3 0 很弱HIO3 2 强H3PO3 1 中强偏弱HBrO3 2 强HMnO4 3 最强H2SeO4 2 强HNO2 1 中强偏弱H6TeO6 0 很弱18-8 试解释下列各组酸强度的变化顺序：(1) HI>HBr>HCl>HF(2) HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4(3) HNO3> HNO2(4) HIO4> H5IO6(5) H2SeO4> H2TeO6解：(1) 从I−→F−，负氧化态相同，半径依次减小，负电荷密度增加，与质子的引力增强，故从HI→HF酸性减弱。
(2) 从HClO4→H4SiO4含氧酸中心原子正氧化态减小，吸引羟基氧原子上的电子的能力减小，O—H键不易断裂，故酸性逐渐减弱。
(3) HNO3中N的氧化态比HNO2中的高，按R—O—H规则HNO3的酸性比HNO2的强。
(4) HIO4和H5IO6分子中非羟基数目不同，前者有三个，后者只有一个，故前者是强酸，后者是弱酸。
(5) H6TeO6分子中无非羟基氧，而H2SeO4则有两个非羟基氧，故H6TeO6是弱酸，H2SeO4是强酸。
18-9判断下表中各含氧酸盐的溶解性（填“易溶”、可溶”、“难溶”）[注]：(1) Al3+和CO32−的双水解，只能得到Al(OH)3沉淀。
(2) AgH2PO4易溶，但由于H2PO4−逐步电离，会产生Ag3PO4黄色沉淀。
18-10已知下列数据：∆sol H⊄/kJ·mol−1S⊄/J·K−1·mol−1Na2CO3-24.69 138.8CaCO3-12.13 92.9Na+(aq) 58.41Ca2+(aq) -53.1CO32−(aq) -56.9试计算Na2CO3和CaCO3溶解过程的标准自由能变化（∆sol G m⊄），并对它们在水中的溶解性作出判断，分析两者水溶性不同的原因。
解：Na2CO3(s)→2Na+(aq) + CO32−(aq)S⊄(J·K−1·mol−1) 138.8 2×58.41 -56.9∆sol S m⊄=2×58.41－56.9－138.8=-78.88 J·K−1·mol−1∆sol G m⊄=-24.69－[298×(-78.88/1000)]=-1.183kJ·mol−1所以Na2CO3易溶。
CaCO3(s)→Ca2+(aq) + CO32−(aq)S⊄ (J·K−1·mol−1) 92.9 -53.1 -56.9∆sol S m⊄=-53.1＋(-56.9)－92.9=-202.9J·K−1·mol−1∆sol G m⊄=-12.13－[298×(-202.9/1000)]=48.33kJ·mol−1所以CaCO3难溶。
虽然Na2CO3和CaCO3两者的∆sol H m⊄均为负值，但由于CaCO3的∆sol S m⊄是很大的负值，导致∆sol G m⊄为正值，故难溶。
CaCO3溶解过程的熵减程度比Na2CO3的大，其原因和Ca2+的水化程度比Na+的大有关。
18-11 试比较下列各组物质的热稳定性，并作出解释。
⑴Ca(HCO3)2、CaCO3、、H2CO3、CaSO4、CaSiO3(2) AgNO3、HNO3、KNO3、KClO3、K3PO4解：(1) H2CO3<Ca(HCO3)2<CaCO3< CaSO4< CaSiO3由于H+对酸根的反极化作用大，因而H2CO3、Ca(HCO3)2和CaCO3的热稳定性按含氧酸—酸式盐—正盐顺序增加。
在正盐中，金属离子相同时，酸根离子中成酸元素的正电场越强，或者酸根离子结构对称，均使酸根稳定，其含氧酸盐不易分解，所以硫酸盐一般一碳酸盐稳定，硅酸盐的结构单元为对称的Si-O四面体，稳定性较好，难分解。
(2) HNO3< AgNO3< KNO3< KClO3< K3PO4由于Ag+的极化力比K+的大，故AgNO3不如KNO3稳定；由于ClO3−和PO43−中有d-pπ配键，PO43−结构又是对称的，所以氯酸盐，磷酸盐比硝酸盐稳定。
18-12 用BaCO3、CaCO3以及它们的组成氧化物的标准生成焓计算BaCO3和CaCO3分解焓，并从结构上解释为什么BaCO3比CaCO3稳定？解：查热力学函数表得知：BaCO3 BaO CO2 CaCO3 CaO△f H m⊄ (kJ·mol−1) -1216 -553.5 -393.5 -1207 -635.1BaCO3 (s) = BaO (s) + CO2 (g)△r H m⊄=-393.5 + (-553.5) – (-1216) = + 269 kJ.mol−1CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)△r H m⊄=-393.5 + (-635.1) – (-1207) = + 178 kJ.mol−1从分解焓数据可知：BaCO3比CaCO3稳定。
从结构上看，因为r Ca2+< r Ba2+，Ca2+的极化力比Ba2+的大，对CO32—的反极化作用强，所以CaCO3易分解。