化学高中化学之非金属元素

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1、非金属元素优盟教育化学教研组【学习目标】了解元素原子核外电子排布的周期性与元素性质递变关系。重点掌握典型非金属（卤族元素）在周期表中的位置及与其性质的关系。了解其他常见非金属元素（如：H、O、S、N、P、C、Si）的单质及其化合物。【知识梳理】一、非金属元素在周期表中的位置和原子结构特点：1．位置：在已知的元素中，非金属共22种（包括6种稀有气体元素），除氢元素位于周期表的ⅠA族外，其余都集中在元素周期表阶梯线（硼、硅、砷、碲、砹斜线）的右上方。2。原子结构特点及化合价：Ⅰ.最外层电子均大于、等

2、于3（除H以外），与其主族序数相同。Ⅱ.最高正价分别为：+4+5+6+7（与族序数相等）对应最低负价：-4-3-2-1（等于族序数减8）Ⅲ.非金属元素一般都有变价：除呈现上述最高价及最低价以外，有的非金属还呈现其它价态。如：S：+4价；N：+1+2+3+4价；Cl：+1+3+5价。3.非金属单质的聚集状态和同素异形体：①典型的非金属单质在固态时为分子晶体，如：F2、Cl2、Br2、I2、O2、S、N2、P4、H2，这些晶体表现为硬度不大，熔点不高，易挥发、不导电，它们在常温下聚集态为气态（“气”

3、字头）液态（“氵”旁）或固态（“石”字旁）②碳（金刚石）、硅、硼为原子晶体，硬度很大，熔沸点很高。由于原子晶体中没有离子和自由电子，所以固态和熔融态都不导电。但某些原子晶体，如单晶硅可以作为半导体材料。③非金属元素常出现同素异形现象。如：金刚石与石墨；白磷与红磷；O2与O3；S2、S4、S8等互为同分异构体。二、元素非金属性的强弱规律1．常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H2．元素的非金属性与非金属单质活泼性是并不完全一致的：如元素的非金属性O

4、＞Cl，N＞Br；而单质的活泼性：O2＜Cl2，N2＜Br2。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子间以强烈的共价键相结合（如NN等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现出了单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。强的分子内共价键恰是非金属性强的一种表现。3．比较非金属性强弱的八条依据（1）元素在周期表中的相对位置①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F＞O＞N＞C＞B；Cl＞S＞P＞Si等。②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F＞Cl＞Br＞

5、I；O＞S＞Se；N＞P＞As等。（2）非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强。如F2、Cl2、Br2、I2与H2化合由易到难，所以，非金属性F＞Cl＞Br＞I。（3）气态氢化物的越稳定，非金属性越强，如稳定性HF＞H2O＞HCl＞NH3＞HBr＞HI＞H2S＞PH3，所以非金属性F＞O＞Cl＞N＞Br＞I＞S＞P。（4）最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性越强，如酸性HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H4SiO4，则非金属性Cl＞S＞P＞C＞Si。（5）非金属性强的元

6、素的单质能置换出非金属性弱的元素的单质。如2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑；O2＋4HCl＝2H2O＋2Cl2（地康法制Cl2）；Cl2+2NaBr＝2NaCl+Br2；3Cl2＋2NH3＝N2＋6HCl；Cl2+H2S＝S＋2HCl。（6）非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，则非金属性S＜I＜Br＜Cl＜F。（7）与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强，如Cu+Cl2CuCl2；2Cu+S

7、Cu2S，说明非金属性Cl＞S。（8）几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱，如HClO、HClO3中，氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。三、非金属元素的化学性质（注意反应条件、现象、生成物的聚集状态）四、常见非全属单质的制取方法1．电解法①电解水溶液：如2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑②电解熔融物：如2KHF2F2↑＋H2↑＋2KF2．分解法：如2KClO32KCl＋3O2↑CH4C＋2H22H2O22H2O＋O2↑3．置换法：如Cl2＋2

8、NaBr＝2NaCl＋Br22H2S＋O2（不足）2H2O＋2S4．氧化法：如MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O4NaBr＋3H2SO4＋MnO2＝2Na2SO4＋MnSO4＋2Br2+3H2O2H2S＋SO2＝3S＋2H2O5．还原法：C＋H2OCO＋H2，Zn＋2HCl＝ZnCl2＋H2↑2C＋SiO2Si＋2CO↑【试题举例】【例1】（1）氰化钾、氰化氢的制备反应式为：K2CO3＋C＋2NH32KCN＋3H2O；△H＝+276kJ／mol①CO＋NH3HCN＋H2O；△