（高考复习课件）非金属专题一1．非金属总论.doc

非金属专题一 1．非金属总论 　　1．非金属元素在周期表中的位置　　在目前己知的112种元素中，非金属元素共有22种。除氢外，非金属元素都位于周期表的右上方。H元素在左上方。F为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较，非金属元素原子的最外层电子数较多(一般为4～8个，H为1个，He为2个，B为3个)，次外层都是饱和结构(2、8或18电子结构)。　　(2)与同周期的金属元素原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径较小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。　　(3)最高正价等于族序数，对应最低负价等于族序数减8；S、N、Cl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、N2、O2、X2等；多原子分子的P4、S8、O3、C60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、C60等。它们同素异形体。　　(2)聚集状态及晶体类型　　常温下有气态(H2、O2、F2、Cl2、He、Ne、Ar等)；液态(Br2)；固态(硫、磷、硅、碳等)。常温下是气态，液态的非金属单质和部分固体单质，固态时为分子晶体；少量固体象硅、金刚石等为原子晶体，石墨为混合晶体。　　非金属单质的活动性有别于元素的非金属性。　　元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：　　①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强。　　②核电荷数：同周期时，核电荷数越大，吸引电子能力越强；同主族时，核电荷数越大，吸引电子能力越弱。　　③最外层电子数：原子半径相近时，最外层电子越多，吸引电子能力越强。　　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，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。如：按元素的非金属性：OCl；NBr，而单质的活泼性：O2Cl2；N2Br2。　　(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：　　A．氧化剂法：如MnO2+4HCl(浓)MnO2+Cl2↑+2H2O，2Br-Br2，HCl(g)Cl2(地康法制Cl2)　　B．还原剂法：如SiO2Si，H2SO4(稀)H2↑　　C．热分解法：如KClO3O2↑，CH4C+H2　　D．电解法：如电解水制H2、O2，氯碱工业制Cl2。　　E．物理法：如工业上分离液态空气得N2(先)、O2(后)。　　4．非金属氢化物　　(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)非金属氢化物的化学性质　　①稳定性及水溶液的酸碱性。　　非金属元素原子跟氢原子通过共价键形成气态氢化物，一般元素的非金属性越强，跟氢化合能力越强，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。 酸性增强；单质与氢气化合能力增强 　　②还原性　　A．与O2：NH3→NO，H2S→SO2(或S)，HCl→Cl2　　B．与Cl2：H2S→S，HBr→Br2，NH3→N2　　C．与Fe3+：H2S→S，HI→I2　　D．与氧化性酸：H2S+H2SO4(浓)→SO2+H2O，HBr、HI分别与浓H2SO4及浓(稀)HNO3反应。　　E．与强氧化剂：H2S、HCl等可与KMnO4(酸化)作用。　　(3)非金属氢化物的制取　　①单质与H2化合(工业)：如HCl、NH3等，PH3、SiH4、CH4、H2S等也能通过化合反应生成，但比较困难，一般由其他方法制备。　　②复分解法(实验室)：如FeSH2S，NH4ClNH3　　③其他方法：如CH3COONa+NaOHCH4↑+Na2CO3，制C2H2、C2H4等。　　5．非金属氧化物的通性　　(1)除SiO2是原子晶体以外，其他非金属氧化物固态时都是分子晶体，所以它们的熔沸点差别较大。　　(2)许多非金属低价氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等都有毒，不能随便排放于大气中。　　(3)非金属氧化物大都为酸性氧化物--酸酐(NO、CO、NO2不属于酸酐)，除SiO2外，其他酸性氧化物易与水化合生成相应的含氧酸。　　(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。　　6．最高价氧化物对应的酸的组成和酸性