高中化学 非金属元素及其重要化合物

非金属元素及其重要化合物

一、非金属通论

1、结构和位置

（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，非金属有16种（外加6种稀有气体元素）。除氢外，非金属元素地都位于周期表的。H元素在。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最外层电子数（一般为4~7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与同周期的金属原子相比较，非金属原子核电荷数，原子半径，化学反应中易电子，表现性。

③最高正价等于，对应最低负价等于；

如S、N、Cl等还呈现变价。

2、非金属单质

（1）几种重要固态非金属单质的结构和物理性质

（2）重要气、液态非金属单质的结构和物理性质

（3）结构与单质的化学性质

（1）原理：化合态的非金属有正价态或负价态。

0R R ne n −−→−-

++，0

R R ne

n −−→−-

--

（2）方法：

① 氧化剂法，如： ② 还原剂法，如：

③ 热分解法，如：

④ 电解法，如：

⑤ 物理法，如：

4、非金属气态氢化物 （1）分子构型与物理性质

ⅣA ——RH 4 结构， 分子；ⅤA ——RH 3 ， 分子；

ⅥA ——H 2R ， 分子； ⅦA ——HR ， 分子。

固态时均为 晶体，熔沸点较 ，常温下 是液体，其余都是气体。

（2）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，生成的气态氢化物越。

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）→，HBr、HI分别与浓硫酸及硝酸反应

e．与强氧化剂：H2S、HCl等可与酸性KMnO4作用。（3）非金属氢化物的制取

①单质与H2化合（工业上）：例如等，PH3、SiH4、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）：例如：

③其他方法：例如：

5、非金属氧化物

（1）除是原子晶体外，其他非金属氧化物固态时都是晶体，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，例如：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，NO2不属于酸酐）相对应的酸易溶于水时，则氧化物易于水化合，反之水化合反应难于进行或不发生反应。

（4）不成盐氧化物（如）不溶于水，也不与酸、碱反应生成盐和水。

6、最高价含氧酸

（1）最高价氧化物对应的酸的组成及酸性

（2）酸性强弱规律

①对于同种非金属形成的不同含氧酸，其非金属的价态越高，酸性越。如：

②证明酸性强弱顺序，可用“酸制酸”的规律。如：

③常见酸的酸性强弱顺序二、各主族主要元素的转化网络

碳、硅及其化合物

氯及其化合物

硫及其化合物

氮及其化合物