非金属元素小结
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。
非金属元素小结
非金属元素小结1.12.23.3其固体为分子型晶体熔点沸点都很低，绝大部分非金属氧化物显酸性能与强碱作用，关于卤化物氧化物硫化物在元素各论中都有所叙述，下面特讨论这些氢化物的一些重要性质，除了以外其它分子型氢化物都有还原性且变化规律如下。
非金属元素小结2017-11-01 13:32:36 | #1楼15-1 非金属单质的结构和性质非金属元素与金属元素的根本区别在于原子的价电子层结构不同。
多数金属元素的最外电子层上只有 1 、 2 个 s 电子，而非金属元素比较复杂。
H 、 He 有 1 、 2 个电子， He 以外的希有气体的价电子层结构为 ns 2 np 6 ，共有 8 个电子，第 IIIA 族到 VIIA 族元素的价电子层结构为 ns 2 sp 1-5 ，即有 3 — 7 个价电子。
金属元素的价电子少，它们倾向于失去这些电子；而非金属元素的价电子多，它们倾向于得到电子。
在单质结构上，金属的特点是以金属键形成球状紧密堆积，既没有饱和性又没有方向性，所以金属具有光泽、延展性、导电和导热等通性。
非金属单质大都是由 2 或 2 个以上的原子以共价键相结合的，分子中的键既有饱和性又有方向性。
如以N 代表非金属元素在周期表中的族数，则该元素在单质分子中的共价数等于 8-N 。
对于 H 则为 2-N 。
希有气体的共价数等于 8-7 ＝ 0 ，其结构单元为单原了分子。
这些单原子分子借范德华引力结合成分子型晶体。
策 VIIA 族，卤素原子的共价等于 8-7 ＝ 1 。
每两个原子以一个共价键形成双原子分子，然后获范德华力形成分子型属体。
H 的共价为2-1 ＝ 1 ，也属于同一类型。
第 VIA 族的氧、硫、硒等元素的共价数为 8-6 ＝ 2 。
第 VA 族的氮、磷、砷等元素的共价为 8-5 ＝ 3 。
在这两族元素中处于第 2 周期的氧和氮，由于内层只有 1 电子，每两个原子之间除了形成σ 键外，还可以形成p-p π 键，所以它们的单质为多重键组成的双原于分子。
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阳离子电荷
阳离子半经
Z r
(r - - - nm)
含氧酸
阳离子电荷
阳离子半经
Z r
(r - - - nm)
R(OH)n中R半径小电荷高，对氧原子的吸引力强 R-O键能大，则R(OH)n主要是酸式解离，显酸性。反 之亦然。如:
S6+:Z=+6 r=0.030nm =200
当1/2>10时R(OH)n显酸性 Al3+:Z=+3 r=0.051nm =59
键能
分子型氢化物
四、还原性
还 原
CH4
性
SiH4
增 强↓
GeH4
(SnH4)
NH3 PH3 AsH3 SbH3
H2O H2S H2Se H2Te
HF HCl HBr HI
←还原性增强
这与稳定性的增减规律相反,稳定性大的,还原性小。 在周期表中，从右向左，自上而下，元素半径增大， 电负性减小，失电子的能力依上述方向递增，所以氢化 物的还原性也按此方向增强。 这些氢化物能与氧、卤素、氧化态高的金属离子以 及一些含氧酸盐等氧化剂作用。例如：
电子的能力。如果R的电负性大,R周围的非羟基氧原子 (配键电子对偏向这种氧原子使R的有效电负性增加)数目 多,则R原子吸引羟基氧原子的电子的能力强,从而使O-H
O Cl O H 键的极性增强,有利于质子H+的转移,所以酸的酸性强。
氧原子含数氧N酸＝HmnR-nO鲍m可林写(P为auRliOngm,-Ln(.)O归H纳)n，出分：子中的非羟基 (1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，即
（l）同H一H5I周O6期元素的含氧酸的结构相似。分子中 的非羟其氧H原6Te子O数6 随中心原子的半径的减小而增加；
第18章非金属元素小结
= 103
10-2 10-7
酸的强度为： HNO3>H2CO3>H3BO3
由此可以看出： 1) 除形成σ键外,还形成π键(反馈π键或离域π键)。
2) 同一周期元素的含氧酸及其酸根为等电子体 (32, 50, 68, 154)，结构相似；分子中非羟基 氧随中心原子半径的减少而增加。 如： BO33- 、 CO32- 、NO3-（32e）
3) 同一族元素的含氧酸,随着中心原子半径的递 增,分子中羟基氧增加,非羟基氧减少(R半径 大,5d成键能力增强,以激发态的sp3d2杂化形成八 面体结构, 配位数为6, 如H5IO6、H6TeO6)。
与氧化 性酸反 应生成 相应的 氧化物 或含氧 酸：
H3BO3
浓HNO3 B、C、P、S、I2
CO2
(或浓H2SO4)
NO2+ H3PO4 (SO2) H2SO4
HIO3
与强碱反 应
NaOH
Cl2,Δ S,Δ P
C、N2、O2、
Si,B
F2无此反应
NaCl+NaClO3 Na2S + Na2SO3
能力,而极化能力
r ( 小，进行碱式电离)
与阳离子的电荷 < 7
和半径有关.卡特 雷奇把两者结合
（碱性）
7＜ ＜10 > 10
(两性)
(酸性)
起来提出离子势
概念. S6+: Z=+6 r=0.030nm =200 显酸性
Al3+: Z=+3 r=0.051nm =59 显两性
无机酸酸强度的定性解释： AHn 与H+直接相连的原子的电子密度是决定无机 酸强度的直接原因。
非金属元素及化合物知识点总结
非金属元素及化合物知识点总结一、知识网络1、碳及其化合物的知识网络CCO2 CaCO3 CaC2C2H2 CO有机物NH4HCO3 CH4 H2CO3 Na2CO3 NaHCO3 O2 SiC 、CCl4不完全燃烧O2(不足)O2 (不足)①O2 ②CuO 炽热的碳NH3H2O O2 (点燃)△H2O CaO△ Si、Cl2 (△)Mg (点燃)①O2 (点)②CuO (△)C、CO Na2O2NaOH H2O NaOH H＋Ca(OH)2 ①高温②H+ Ca2＋CO2 、H2O △Ca(OH)2 CO2 (水)①OH― ②加热2、硅及其化合物的知识网络Na2SiO3 CO2,H2O NaOH H2SiO3 SiH4Si SiO2 CaSiO3 SiF4 H4SiO4 SiC SiCl4O2 (自燃)H2①O2(△)②FeO (高温)F2 HF Cl2 (高温)H2(高温)C(高温)C(高温)足量Na2CO3 (高温)NaOH(溶液)①CaO(△)②CaCO3 (△)Ca2＋ -H2O C(适量)二、基础知识1、碳族元素①特征：最外层电子数为4，既不容易失去电子，又不容易得到电子，易形成共价键。
碳族元素形成的单质在同周期中硬度最大，熔沸点最高(如金刚石、晶体硅)。
几种同素异形体：碳：金刚石、石墨、C60、C70等；硅：晶体硅，无定形硅2、碳在常温下碳很稳定，只在高温下能发生反应，通常表现为还原性。
① 燃烧反应② 与某些氧化物的反应：（CO、H2的混合气体叫水煤气）；③ 与氧化性酸反应：C＋2H2SO4（浓）CO2↑＋2SO2↑＋2H2O；C＋4HNO3（浓）CO2↑＋4NO2↑＋2H2O3、CO：不溶于水，有毒(CO和血红蛋白结合，使血红蛋白无法和O2结合，而使细胞缺氧引起中毒)，但由于CO无色无味因此具有更大的危险性。
①可燃性②还原性：CO+CuOCO2＋Cu，CO+H2O(g)CO2+H2O4、CO2：直线型（O＝C＝O）非极性分子，无色能溶于水，密度大于空气，可倾倒，易液化。
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。
非金属元素小结
非金属元素小结在所有的化学元素中，非金属元素占22中，它们被包括在单质、氧化物、酸、盐及配合物中。
在金属与非金属的分界线上，有B、Si、As、Se、Te五种准金属，也是常见的半导体材料。
一、非金属单质的结构和性质1.结构和成键除H、He的价电子层上有1、2个s电子，He以外的希有气体的价电子层结构(除He外)为ns2np6外，III A～VII A族的价电子层结构为ns2np1～ns2np5。
得电子达到8e- 结构的倾向逐渐增强（除B的成键不满8e--）。
并且形成共价键；若以N代表非金属元素在周期表中的族数，则这类元素在单质中的共价键数为8-N（B除外）、H为2-N.希有气体的共价数等于0（8-8），其结构单元为单原子分子，这些单原子分子借范德华引力结合成分子型晶体。
VII A原子的共价数等于1（8-7），每两个原子以一个共价键形成双原子分子，然后分子间借范德华力形成分子晶体。
H的共价数等于1（2-1），也属同一类。
VI A的O、S、Se等共价数为2（8-6）。
V A的N、P、As等的共价数为3（8-5）。
这两族中的N、O处于第二周期，内层只有1s电子，每两个原子之间除了形成σ键以外，还可以形成p-pπ键，所以，它们的单质为重键组成的双原子分子；第三、四周期的非金属元素如S、Se、P、As等，则因内层电子较多，最外层的p电子云重叠形成p-p π键比较困难，而倾向于形成尽可能多的σ键，所以它们的单质往往是一些原子以共价键形成的多原子分子。
如S8、Se8、P4、及As4等，然后这些分子形成分子型晶体。
上述非金属元素是形成具有多重键的双原子分子还是形成只有σ单键的多原子分子？这主要取决于形成多重键或形成σ单键的键焓的大小。
如果△b H0（重键）〉2△b H0（单键），则形成具有重键的双原子分子（如O2，N2）；否则，形成只有σ单键的多原子分子（如S8、Se8、P4、As4等）IV A的共价数等于4（8-4）。
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。
Chapter18 非金属元素小结
或 脱 不 水
在化合物R(OH)n中，可以有两种离解方式：
R(OH)n→R(OH)n-1+OHR(OH)n→RO(OH)n-1+H+
碱式离解
酸式离解
R(OH)n按碱式还是按酸式离解，主要是看R-O键和O-H键的 相对强弱，若R-O键弱，就进行碱式电离，若O-H键弱时就进行酸 式离解。
R-O与O-H键的相对强弱又决定于“离子势”——阳离子的
主族元素氢化物熔点对比
0
÷Ö Ö×ÖÖÖÖÖ·ÖÖ± Ö Ö
150 100
非金属元素都能形成具有最高氧化态的共价型的简单氢 -20 化物，在通常情况下它们为气体或挥发性液体。
熔点/摄氏度
-80 它们的熔点、沸点都按元素在周期表中所处的族和周期 0 -100 -120 呈周期性的变化。 -140 -160 -180 -200 -40 -60
S6+:Z=+6 ，r=0.030nm Φ =200，当Φ 1/2>10时R(OH)n显酸性
Al3+:Z=+3， r=0.051nm Φ=59，当10> Φ 1/2>7时R(OH)n显两性
Na+:Z=1， r=0.097nm Φ=10，当Φ 1/2<7时R(OH)n显碱性
二、 含氧酸及其酸根的结构
一、非金属单质的结构和物理性质
自学要求：
1.了解非金属单质中的共价键数为8-N(H2为2-N)。
2.第2周期中的O、N为什么易形成多重键？第3、4 S、Se、P、As等则易形成单键？ 3.非金属单质按其结构和性质大致可分为哪三类？ 4.掌握单质Cl2、S、P、Si和B与NaOH反应的方程式。 周期的
15
非金属
高中非金属知识点总结
《高中非金属知识点总结》在高中化学的学习中，非金属元素及其化合物占据着重要的地位。
非金属元素具有丰富的化学性质和广泛的应用，掌握非金属知识点对于理解化学的基本概念和解决实际问题至关重要。
一、非金属元素概述高中阶段常见的非金属元素有氢、碳、氮、氧、硅、磷、硫、氯等。
这些元素在自然界中广泛存在，并且具有各自独特的性质。
非金属元素的原子结构特点通常是最外层电子数较多，容易获得电子形成稳定的结构。
这使得非金属元素在化学反应中常常表现出氧化性。
二、氢气（H₂）1. 物理性质氢气是无色、无味、难溶于水的气体，密度比空气小。
2. 化学性质（1）可燃性：2H₂ + O₂ =点燃= 2H₂O，氢气在空气中燃烧产生淡蓝色火焰。
（2）还原性：H₂ + CuO =加热= Cu + H₂O，氢气还原氧化铜，将氧化铜中的铜还原出来。
三、碳（C）1. 同素异形体碳有多种同素异形体，如金刚石、石墨、C₆₀等。
金刚石是自然界中最硬的物质，石墨具有良好的导电性和润滑性，C₆₀是一种新型的碳单质，具有独特的结构和性质。
2. 化学性质（1）稳定性：在常温下，碳的化学性质不活泼。
（2）可燃性：C + O₂ =点燃= CO₂（充分燃烧），2C + O₂ =点燃= 2CO（不充分燃烧）。
（3）还原性：C + 2CuO =高温= 2Cu + CO₂↑，碳还原氧化铜。
四、氮（N）1. 氮气（N₂）（1）物理性质：无色、无味、难溶于水的气体，密度比空气略小。
（2）化学性质：稳定，通常情况下不易与其他物质发生反应。
但在高温、高压、放电等条件下，能与氢气、氧气等发生反应。
2. 氮的氧化物（1）一氧化氮（NO）：无色气体，易被氧化为二氧化氮。
（2）二氧化氮（NO₂）：红棕色有刺激性气味的气体，易溶于水，与水反应生成硝酸和一氧化氮。
3. 氨（NH₃）（1）物理性质：无色、有刺激性气味的气体，易溶于水，水溶液呈碱性。
（2）化学性质：①与水反应：NH₃ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻。
十八章非金属元素小结
稳 定 性 减 弱
分子 HF HCl HBr HI
偶极矩m/D 1.92 1.08 0.78 0.38
分子 H2O H2S NH3 CH4
偶极矩m/D 1.85 1.10 1.48 0
无氧酸的强度取决于下列平衡： HA+H2O H3O++A-
常用Ka 或pKa 大小来衡量其酸碱性。
可以用rG = -RTlnKa来计算出Ka的
R-O与O-H键的相对强弱决定于“离子势”— —阳离子的极化能力。
阳离子电荷 阳离子半径
Z r
(r---nm)
R(OH)n中R半径小电荷高，对氧原子的 吸引力强，R-O键能大，则R(OH)n主要是酸 式解离，显酸性。
10时，ROH显酸性
7 10时，ROH显两性
7时，ROH显碱性
值，也可以用热力学循环来推算。
H n X (aq) H + (aq) + H n-1X - (aq) H hyd H n X (g) D H (g) + H n-1X (g) I H (g)
θ +
H θ
H
hyd
H hyd
-
E H n-1X (g)
硒
In
50 Sn 51 Sb 52
Te
铟 铊
锡 铅
锑 铋
碲 钋
碘 砹
氙
81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86
氡
Rn
金属
114
116
118
•金属一般电离势低、有光泽、易导电
和导热、有可塑性；
•非金属一般电离势高、其晶体一般不
导电、不反射光、也不容易变形。 •斜线附近的元素如B、Si、Ge、As、
非金属元素小结
2-
-
分解温度/K
373 813 117014621633 588 5731543很高 很高 很高 很高 491>573
酸式盐同正盐比较，前者往往不及后者稳定。
5、含氧酸及其盐的氧化还原性
非金属单质的分类
第一类是小分子物质： 包括单原子分子的稀有气体，双原子分子 的卤素、氧、氮、氢 。它们的固体为分子晶 体，熔、沸点都很低，故常温常压下均为气 体。 第二类为多原子物质： 如：S8、 Se8、 P4 、As4 等，通常情况下 为固体，并为分子型晶体，熔、沸点也不高， 易挥发 。 第三类为大分子物质： 金刚石、晶态硅和硼等，都是原子晶体， 熔、沸点都很高，且不容易挥发，
碳酸盐的分解温度???随金属离子不同差别很大。 碳酸盐比硫酸盐易分解，产物为CO2和金属氧化物。 硝酸盐又比碳酸盐更易分解，产物随金属的活泼性的 差异而有亚硝酸盐或金属氧化物或金属。
碳 酸 盐 的 分 解 热 和 分 解 温 度
+ + + + + + + 2+ 2+ 2 + 2+ 与 CO3 结合 Be2 +Mg2+ Ca2 + Sr Li Na K Rb Cs Ag Tl Ba Zn Pb 的金属离子
以p K1表示的一些含氧酸在水中的强度 N 值 酸的相对强度 3 2 1 3.7 3.3 2.1 1.9 2.0 2.3 2.6 1.6 1.8 2.0 0 很弱 H3BO3 9.0 7.4 HClO H4GeO4 8.6 H3AsO3 9.2 8.7 HBrO H3SbO3 11.0 10.0 HIO H4SiO4 8.8 H6TeO6 10.0 极强 强 弱 HClO4 -7 HNO3 -1.3 H2CO3 HNO2 HMnO4 -2.3 H2SO4 -2.0 H3PO4 H2SO3 HReO4 -1.3 HClO3 -2.7 HClO2 H3AsO4 HIO3 0.8 H2SeO3 H5IO6 H2CrO4 -1.0 H3PO3 H3PO2
非金属元素小结-16
浓硝酸作为氧化剂时，同非金属元素作用时往往
是NO，同金属作用，其还原产物多数为NO2；稀硝酸 同不活泼金属主要产物是NO，同活泼金属（如 Zn,Fe,Mg 等）反应，可能生成N2O或NH4+。
S+2HNO3 ＝H2SO4＋2NO↑
S+6HNO3 (浓) ＝H2SO4 ＋6NO2↑+2H2O(加热) 3P＋5HNO3 ＋2H2O ＝3H3PO4＋5NO↑ P＋5HNO3 (浓) ＝H3PO4＋5NO2↑+H2O(加热） 4HNO3 (浓) +3C==3CO2+4NO ↑ +2H2O
室温下碱金属的高氯酸盐的溶解度的相对大小 NaC1O4＞KC1O4>RbC1O4
含氧酸
例：钙、锶、钡的铬酸盐溶解度逐渐减小；草酸盐
溶解度逐渐增大。为什么？
铬酸根离子半径较大，而草酸根离子半径较小。
含氧酸
硝酸盐都易溶于水，且溶解度随温度的升高而迅速地 增加。 硫酸盐大部分溶于水，但SrSO4、BaSO4和PbSO4难溶
氦
He
10 Ne
硼
13
碳 硅
氮 氧 磷 硫
P
16
氟
17
氖
18 Ar
铝
49
Al 14 Si
S
氯
I
Cl
氩
54 Xe
31 Ga 32 Ge 33 As 34
50 Sn 51 Sb 52 Te 53
铟 锡 铊
锑
碲
碘 砹
氙
81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
3-
H O O S O O H O S O O O
2-
第18章 非金属元素小结
若阴阳离子的半径相差不多，则晶格能的大小在溶解 过程中有较大的影响，即Z/r值大的离子所组成的盐较 难溶解，如碱土金属和许多过渡金属的碳酸盐、磷酸 盐等；而碱金属的硝酸盐和氯酸盐等易溶。 2. 溶解性与溶解自由能变的关系 离子电荷低，半径大，其溶解熵为正值； 电荷高，半径较小的离子的溶解熵大多为负值。 18-4-2 水解性 阴离子的水解能力与它的共轭酸的强度成反比。 阳离子的水解能力与离子的极化能力有关，离子极化 能力越强(即Z/r值越大)，则水解程度越大。
R的氧化数越高，半径越小，R-O-H中R-O键越强， O-H键则越弱，越易解离出H+；反之易解离出OH-。 (1) 同周期元素含氧酸酸性从左到右逐渐增强。 (2) 同主族元素含氧酸酸性从上而下逐渐减弱。 (3)同一元素几种不同氧化态的含氧酸，其酸性按氧化 态升高而增强。
阳离子电荷 Z (r - - - nm) 阳离子半经 r
18-2 分子型氢化物
熔沸点：同族中，沸点从上到下递增，但第2周期的 NH3，H2O和HF的沸点异常高。
18-2-1 热稳定性 同周期中，从左到右热稳定性逐渐增加； 同族中，自上而下热稳定性逐渐减小。 原因：非金属与氢之间电负性相差越大，生成的氢化 物越稳定；反之，不稳定。 或者，氢化物标准生成自由能或标准生成焓越负，氢 化物越稳定。 18-2-2 还原性 除HF外，其它分子型氢化物都有还原性。 同周期中，从左到右还原性逐渐减弱； 同族中，自上而下还原性逐渐增强。 原因：从左到右，自上而下，元素A的半径增大，电 负性减小，An-失电子能力逐渐增强,还原性逐渐增强。
18-4-4 氧化还原性 一、变化规律 1. 同周期中，各元素最高氧化态含氧酸氧化性从左到 右递增。 2. 同族中，元素的最高氧化态含氧酸氧化性多数随原 子序数增加呈锯齿形升高。即： 第三周期＜第四周期＞第五周期＜第六周期 3. 对于同一种元素的不同氧化态含氧酸，低氧化态的 氧化性高于高氧化态的。 4. 含氧酸氧化性比相应含氧酸盐的强，同一含氧酸 的浓溶液氧化性比稀溶液的强。 二、影响氧化能力的因素 1. 中心原子结合电子的能力
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18-4-4 含氧酸及其盐的氧化还原性
一、含氧酸（盐）氧化还原性变化规律 （1）．在向一周期中，各元素最高氧化态含氧酸的氧化 性，从左到右增强。 （2）．在同一族中，元素最高氧化态含氧酸的氧化性， 多数随原子序数增加显锯齿形升高。 （ 3）．对于同一种元素的不同氧化态含氧酸来说，低氧 化态的氧化性较强。例如， HClO>HClO2>HClO3>HClO4 HNO2＞HNO3; H2SO3＞H2SO4; H2SeO4＞H2SeO4
羟基氧的 电子密度取决于
中心原子R的 电负性、半径、氧化值
酸性
n(非羟基氧) 酸性 电负性
HClO ＜ HClO2 ＜ HClO3＜HClO4
0 1 2 3
HClO4 ＞HNO3 3.16 3.04
n(非羟基氧) 酸性
n(非羟基氧)
3
2
H2S2O7 ＞ H2SO4
2.5 2
缩和程度愈大，酸性愈强。
18-2-2 还原性
（1）与O2的反应 4NH3+5O2=4NO+6H2O （2）与Cl2的反应 H2S+Cl2＝2HCl+S
2HBr+C12＝2HCI+Br
（3） 与金属离子M+ 的反应 2AsH3+12Ag++3H2O＝As2O3+12Ag+12H+ H2S+2Fe3+＝S+2Fe2++ 2H+ （4） 与含氧酸盐的反应
白 磷 的 结 构
红 磷 的 结 构
硼 的 结 构
黑磷的结构
18-1-2
非金属单质的化学反应
活泼的非金属容易与金属元素形成卤化物、 氧化物、硫化物、氢化物或含氧酸盐等等。非 金属元素彼此之间也可以形成卤化物、氧化物、 氮化物、无氧酸和含氧酸等。绝大部分非金属 氧化物显酸性，能与强碱作用。准金属的氧化 物既与强酸又与强碱作用而显两性。大部分非 金属单质不与水作用，卤素仅部分地与水反应， 碳、磷、硫、碘等被浓硝或浓硫酸所氧化。有 不少非金属单质在碱性水溶液中发生歧化反应， 或者与强碱反应，但非歧化反应。
(4)磷酸盐：大多数都不溶于水。
18-4-2 水解性
盐中的阴阳离子不一定都发生水解，也 可能两者都水解。各种离于的水解程度是 不同的。一种阴离子的水解能力与它的共 轭酸的强度成反比。强酸的阴离子如C1O4和NO3-等不水解，它们对水的pH值无影响。 但是弱酸的阴离子如CO32-及SiO32-等，明 显地水解而使溶液的pH值增大。阳离子的 水解能力与离子的极化能力有关。
氧族元素的氢化物H2S、H2Se及H2Te在水中均为弱酸能，不难判断 它们的酸强度是：
H2S＜H2Se＜H2Te 在氮族元素的氢化物NH3 、PH3 、AsH3 接受质子的能力极强， PH3次之，其它的极弱碱性依次减弱。
18-3
含氧酸
18-3-1 各族元素最高氧化态的氢氧化物 的酸碱性
ROH在水中有两种离解方式： ROH→R++OH- 碱式离解 ROH→RO-+H+ 酸式离解 ROH按碱式还是按酸式离解，与阳离子的极 化作用有关，阳离子的电荷越高、半径越小， 则这ROH离子的极化作用越大。
（1） N、O、F的含氢化合物容易生成氢键， 离子性较强； （2） 它们的最高配位数说为4，而第3周期和 以后几个周期的元素的配位数超过4；
（3） 元素有自相成链的能力，以碳元素最强；
（4） 多数有生成重键的特性；
（5） 与第3周期的元素相比较，化学活泼性 的差别大；
（6） 同素异体在性质上的差别比较大。
5H2S+2MnO4-+6H+＝2Mn2++5S+8H2O
818-2-3 水溶液的酸碱性和无氧酸的强度 影响氢化物在水中的酸碱性，主要因素各两个： HA的键能和非全 属元素A的电负性。 HF HCl HBr HI 键能(kJ/mol) 565 427 362 295
氢卤酸的强度 HF＜HCI＜HBr＜HI
18-2
18-2-1 稳定性
分子型氢化物
稳定性与组成氢化物的非金属元素的电负性(χ A)有关。 非金属与氢的电负性相差越远，所生成的氢化物越稳定； 反之，不稳定。AsH3 很不稳定，它不能由As与H2 直接合 成而HF很稳定，加热至高温也不会分解。 分子型氢化物的标准生成自由能 Δ fG0 或标准生成焓 Δ fH0越负，氢化物越稳定。 在同一周期中，从左到右逐渐增加，在同一族中，自 上而下地减小。这个变化规律与非金属元素电负性的变化 规律是一致的。在同一族中，分子型氢化物的热稳定性与 键强自上而下越来越弱有关。
18-3-3 含氧酸的强度
含氧酸的强度可按照 R-O-H 规则来 推断，但这一规则是定性规则，只考 虑了与R相连的羟基对酸强度的影响， 没有考虑与R相连的其它原子（特别是 氧原子）的影响。鲍林根据实验事实， 总结出了一些规则。
Pauling规则：(定性)
氢氧化物或含氧酸，可记作：
(OH)mROn
二、影响含氧酸及其盐的氧化能力的 因素
（1）．中心原子结合电子的能力； （2）．分子的稳定性； （3）．其它外在因素，如溶液的酸碱性、 浓度、温度、以及伴随氧化还原反应同时进 行的其它非氧化还原过程对含氧酸的氧化性 均有影响。
18-5 p区元素的次级周期性 为了将第二周期的B、C、N、O和F同它们 的本族元素作比较，P642-643列出了一些重 要参数。 这些元素同本族其它元素的显著差异有以 下几点：
[作业] P630：1，3，5，7，8，
11，14，16。
第十八章
非金属元素小结
18-1 18-2 18-3 18-4 18-5
非金属单质的结构和性质 分子型氢化物 含氧酸 非金属含氧酸盐的某些性质 p区元素的次级周期性
18-1 非金属单质的结构和性质
18-1-1 非金属单质的结构和物理性质
非金属单质的结构多数为分子晶体，少数为 原子晶体和层状晶体，分子中的原子大都是以二 中心二电子共价键相结合的。可以分为三类： 第一类为小分子组成的单质，如稀有气体和卤素， 熔点沸点较低。 第二类为多原子分子组成的单质，通常为固体， 容沸点也不高，但比第一类高。 第三类为大分子单质，如金刚石，晶态硅和单质 硼，熔点，沸点极高，难挥发。
含氧酸盐属于离子化合物，它们的绝大部分钠盐、钾盐和 铵盐以及酸式盐都易溶于水。其它含氧酸盐在水中的溶解 性可以归纳如下： (1)硝酸盐、氯酸盐都易溶于水，且溶解度随温度的升高 而迅速地增加。
(2)硫酸盐：大部分溶于水，但SrSO4、BaSO4及PbSO4难 溶于水，CaSO4、Ag2SO4及Hg2SO4微溶于水。 (3)碳酸盐：大多数都不溶于水，其中又以Ca2+ 、Sr2+ 、 Ba2+、Pb2+的碳酸盐最难溶。
硼酸H3BO3 的结构
B：sp2杂化
H
O
B
O H
O
H
硝酸 (HNO3)的结构
N：sp2杂化后
Π
Π
磷酸 H3PO4 的结构
O
4 3
HO
P
OH
O
H
H2SO4的结构：
（1）同一周期元素的含氧酸的结构相似。分子中 的非羟基氧原子数随中心原子的半径的减小而增加； （2）同族元素的含氧酸随着中心原子半径的递增， 分子中的羟基数增加，而非羟基氧原子数减少。
18-4-3 热稳定性
在常见的含氧酸盐中，磷酸盐、碳酸盐都比较 稳定，它们在加热时不分解，但容易脱水结合为 多酸盐。比较不稳定的为硝酸盐及卤酸盐。
从总体上看，碳酸盐比硫酸盐易于分解，产物 为CO2 和金属氧化物。硝酸盐又比碳酸盐更易于 解，产物随金属的活泼性的差异而有亚硝酸盐 或金属氧化物或金属。
卡特雷奇曾经把这两个因素结合在一起 老虑、提出“离子势”的概念，用离子 势表示阳离子的极化能力。 离于势即阳离子电荷与阳离子半径之 比，常用符号Ф 表示 。 总而言之，R+n 的Ф 值大。ROH是酸； Ф 值小，ROH是碱。非金属元素Ф 值一 般都较大，所以它们的氢氧化物为含氧 酸。
18-3-2 含氧酸及其酸根——含氧阴 离子的结构
m：羟基氧的个数 n：非羟基氧的个数
例：HClO4 即 HOClO3
m=1，n=3
酸性的强弱取决于羟基氢的释放难易，而
羟基氢的释放又取决于羟基氧的电子密度。
若羟基氧的电子密度小,易释放氢,酸性强。
非羟基氧的数目 若 R 的电负性大、半径小、氧化值高则羟 基氧电子密度小，酸性强；非羟基氧的数目 多，可使羟基氧上的电子密度小，酸性强。 例如： H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 R电负性 1.90 2.19 2.58 3.16 半径 氧化值 非羟基氧 0 1 2 3 酸性
Pauling规则(半定量)： n=0 弱酸 (K a ≤10-5) HClO, HBrO
n=1 中强酸 ( K a =10-4~10-2) H2SO3,HNO2
n=2 强酸 ( K a =10-1~103) H2SO4,HNO3
n=3 特强酸 ( K a >103)
HClO4
18-4 非金属含氧酸盐的某些性质 18-4-1 溶解性