高考化学非金属知识总结.doc

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A 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 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。 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。 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） 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 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。 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）。 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 分解法：如2KClO3 2KCl + 3O22KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O22H2O2 2H2O + O2 置换法：如Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 氧化法：如MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2+ 2H2O 还原法：如C + H2O CO + H22C + SiO2 Si + 2CO 电解法：2NaCl + 2H2O 2NaOH + Cl2+ H2 物理法：如工业上分离液态空气得N2、O2、惰性气体等。4非金属单质的化学性质非金属单质在化学反应中既可能表现出氧化性，也可以表现出还原性，其规律是：（1）与金属反应（均显氧化性）a 活泼非金属（如Cl2、Br2）与金属反应：若金属有可变价，一般生成高价金属卤化物b O2与金属反应：详见二十二、9c S与金属反应：若金属有可变价，一般生成低价金属硫化物d N2与金属反应：一般只与活泼金属反应，如3Mg + N2 Mg3N2（2）与H2O反应a 氧化性：2F2 + 2H2O = 4HF + O2b 还原性：C + H2O CO + H2c 既显氧化性又显还原性：X2 + H2O = HX + HXO（X为Cl、Br、I）（3）与酸反应a还原性：Si + 4HF = SiF4 + 2H2C + 2H2SO4(浓) CO2+ 2SO2+ 2H2O S + 6HNO3(浓) H2SO4 + 6NO2+ 2H2O P + 5HNO3(浓) H3PO4 + 5NO2+ H2Ob氧化性：X2 + H2SO3 + H2O = 2HX + H2SO4（X为Cl、Br、I） X2 + H2S = 2HX + S（X为Cl、Br、I）（4）与碱反应a 还原性：Si + 2OH + H2O = SiO32 + 2H2b 既显氧化性又显还原性：X2 + 2OH = XO + X + H2O（X为Cl、Br、I）3X2 + 6OH XO3 + 5X + 3H2O（X为Cl、Br、I）3S + 6OH SO32 + 2S2 +3H2O小规律：非金属单质在碱性条件下一般易发生“歧化反应”，在酸性条件下一般易发生“归中反应”。（5）与盐反应a氧化性：Na2S + I2 = 2NaI + S2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4b还原性：2KClO3 + I2 = 2KIO3 + Cl2（6）与一些氧化物反应a氧化性：2SO2 + O2 2SO36FeO + O2 2Fe3O4b还原性：2C + SiO2 Si + 2CO（7）与氢气反应 H2 + F2 = 2HF（暗处就爆炸） H2 + Cl2 = 2HCl（光照爆炸或点燃燃烧）H2 + Br2 2HBr H2 + I2 2HI（该反应需持续加热才能发生）2H2 + O2 2H2O H2 + S H2S3H2 + N2 2NH3（8）与氧气反应Si + O2 SiO2 N2 + O2 2NOP4 + 5O2(足量) P4O10简写成：4P + 5O2(足量) 2P2O5（9）与其他非金属反应2P + 3Cl2(不足)球 2PCl3（白雾）2P + 5Cl2(足量) 2PCl5（白烟）（10）与有机物反应a取代反应：CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl + Br2 + HBrb加成反应：卤素单质、H2与不饱和烃的反应c氧化反应：CH3CHO + Br2 + H2O CH3COOH + 2HBr。5非金属氢化物（1）结构：非金属氢化物都为共价化合物，熔沸点相差不悬殊。同主族的非金属氢化物，结构相似，分子量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高。但是，由于NH3、H2O、HF中存在“氢键”，它们的熔沸点反常的高。NH3极易溶于水，易液化（与“氢键”有关）。（2）稳定性：非金属性越强其氢化物越稳定（HF最稳定）。（3）酸碱性：HI、HBr、HCl、HF、H2S、H2Se溶于水形成酸，且酸性依次减弱。NH3溶于水形成弱碱（NH3H2O）。（4）色、态、味：非金属氢化物均为无色；常温下除H2O为液体外，其他均为气体。大多数有刺激性气味（H2S有臭鸡蛋气味、有毒）。6非金属氧化物的通性（1）除SiO2是原子晶体外，其他非金属氧化物在固态时都是分子晶体。（2）许多低价态非金属氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等，它们不能随便排放到大气中。（3）最高价非金属氧化物为酸性氧化物，若相应的酸易溶于水，则其氧化物易与水化合；反之，其氧化物就难以或不跟水化合。如H2SiO3难溶于水，则SiO2就不跟水化合。（4）不成盐氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不与酸、碱反应生成盐和水。虽然NO2能与H2O反应生成酸，也能与碱反应生成盐，但不属于酸酐（因为在反应过程中，NO2中N的化合价发生了变化）。7含氧酸（1）同周期非金属元素最高价含氧酸从左到右酸性增强。（2）对于同种非金属元素形成的不同含氧酸，价态越高，酸性越强。如：HClO4 HClO3 HClO2 HClOH2SO4 H2SO3HNO3 HNO2（3）强酸可制取弱酸，难挥发性酸可制取易挥发性酸。（4）常见酸的酸性强弱（比较在相同