第13章-1非金属元素通性
第十三章 d区和ds区元素
13.1 d区元素通性
(1)熔点、沸点高; 熔点最高的单质: 钨(W,3410±20℃) (2)硬度大; 硬度最大的金属: 铬(Cr),硬度仅次于金刚石. (3)密度大; 密度最大的单质: 锇(Os,22.48g· cm-3) (4)导电性、导热性、延展性好.
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13.2 铬的主要化合物
K2Cr2O7 + H2SO4(浓)→ K2SO4 + 2CrO3(暗红色针状结晶) + H2O 在酸性介质中要将Cr3+氧化只有采用强氧化剂, 如K2S2O8: 3+ 22Cr +3S2O8 +7H2O→Cr2O72-+6SO42-+14H+ 氧化值为+3和+6的Cr在酸碱性介质中的相互 转化关系为: OH-,氧化剂 [Cr(OH)4]CrO42OH- H+
过氧化铬很不稳定,在乙醚或 戊醇中较稳定: Cr(Ⅲ)、Cr(Ⅵ)化合物均有毒, 且后者毒性更大.
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13.2 铬的主要化合物
Cr3+的鉴定也可以有不同的方法,但是它们 都是在过量OH-的条件下用H2O2将Cr3+氧 化为CrO42-,然后加入不同的试剂: 方法:
(Ni2+/Ni) = -0.25V (Pd2+/Pd) = +0.92V (Pt2+/Pt) = +1.2V(估计值)
(Zn2+/Zn) = -0.763V (Cd2+/Cd) = -0.403V (Hg2+/Hg) = +0.854V
新313第13章p区元素(一)硼碳
Bonding in CO2 成键情况
O C O
The structure of carbon dioxide
excitation sp hybridization
两个sp杂化轨道各与氧原子的p轨道形成两个键，余 下的两个p轨道各与氧原子的一个p轨道形成一个键。
Delocalized bond 离域键
Structure of zeolite 沸石
Mg2+ Na+ຫໍສະໝຸດ Na+Al3+
Na+
Mg2+
Na+
Al3+
Mg2+
Al3+
The preparation of crystal silicon 单晶硅的制备
• SiO2 (石英砂) + 2Mg Si (amorphous) + MgO
• Si (course, 粗) +3HCl SiHCl3(l) 精馏（fine distillation）.
F F F F F
Cryolite[Na3AlF6 ]冰晶石
B C N O F Ne Al Si P S Cl Ar
Al
F
Ga Ge As Se Br Kr
In Sn Sb Te I Xe Tl Pb Bi Po At Rn
p-block elements
• 第2周期元素性质反常
因B、C、N、O、F元素无d轨道可参与成键 • 多为共价化合物 如：AlCl3, SnCl2, NH3,……
Carbon has three allotropic forms 碳的同素异性 体: diamond金刚石, graphite 石墨, amorphous carbon 无定形碳. Carbon dioxide, linear and nonpolar, electron configuration 2s22p2, sp 杂化
3-卤素-氧族元素-1
卤素的氧化物：几种酸酐Cl2O, ClO2, Cl2O7, I2O5 颜色、状态、气味、结构、性质、制备、应用 制备：2Cl2 + 2HgO(干燥) = HgCl2·HgO + Cl2O↑ 573K
亚氯酸HClO2：酸性、不稳定性、氧化性 3NaClO2 ＝ 2NaClO3 + NaCl 卤酸HXO3： 酸性、不稳定性、氧化性 HClO3----HBrO3----HIO3 酸性递减、稳定性增强 I2 + 10HNO3 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O I- + 3Cl2 + 6OH- IO3- + 6Cl- + 3H2O 高卤酸HXO4： 酸性、氧化性 高碘酸能定量地氧化Mn2+为MnO4-: 2Mn2+ + 5H5IO6 ＝ 2MnO4- + 5IO3- + 11H+ + 7H2O 2Mn2+ + 5IO4- + 3H2O = 2MnO4- + 5IO3- + 6H+ 拟卤素和拟卤化物
MnO BrO
4 4
（2）R—O键的强度 R—O键越强，需断裂的R—O键数目越多，则酸愈稳定，氧化性愈弱 R—O键的强度与R的电子层结构、成键情况及H+的反极化作用有关 通常R—O键包括 键 d—p 键 3d < 4d < 5d
Cr2 O
2 7
SeO
2 4
（5）同一元素不同氧化态含氧酸中，低氧化态＞高氧化态
4、从海水中提取溴时，海水的酸碱性必须控制在以下哪个范围( A )
5、下列物质中，还原能力最强的是( C ) A. NaCl B. NaBr C. NaI D. NaF
3.1.1《金属的通性及与非金属的反应》(PPT课件共28张)人教版高中化学必修一
【归纳小结】金属钠的保存方法、金属钠和金属铝与氧 气反应的规律及特点。
(1)钠是一种硬度小，熔点低的银白色金属， 在空气中极易被氧化，实验室保存钠时应与空气隔绝，通 常保存在煤油中。钠在常温下与氧气反应生成氧化钠，在 加热或点燃时生成过氧化钠，由此可知，钠与氧气反应， 反应条件不同，其产物不同。
也能反应
D．已知Al能与O2生成致密氧化膜保护金属，推测Fe 也与O2生成氧化膜保护金属
【答案】 C【解析】 Cu与S反应生成Cu2S；Fe与Cl2化合生成 FeCl3；Fe在潮湿空气中生成Fe2O3，比较疏松，不能保护内部金属。
【课堂检测】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)常温下，金属都是银白色的固体，易导电传热( ) (2)金属原子最外层电子数一般少于4，在反应中易失去电子
.【实验探究1】教材P47页实验3-1、3-2钠与氧气的反应。
反应条件
室温
加热
实验步骤
新切开的钠具有_银__白_ 钠先熔化成小球，
实验现象
色的金属光泽，在空 然后剧烈燃烧，火
气中很快变__暗___，失 焰呈_黄___色，生成
去金属光泽。
淡__黄__色固体
化学方程式 4Na＋O2===2Na2O
2Na＋O2 Na2O2
②金属活动性顺序表两种应用：①判断金属与酸的反应。排在氢 前面的金属能置换出酸中的氢，而排在氢后面的金属不能置换出酸 中的氢。②判断金属与盐的反应。排在前面的金属一般能把排在后 面的金属从它们的盐溶液里置换出来，而与H的位置无关。但K、Ca、 Na等金属例外，由于它们过于活泼，与盐溶液不发生置换反应，而 是先与溶液中的水发生反应。
大学无机化学第13章 硼族元素
硼化物一般具有高的硬度和熔点。
25
二、金属铝
1.物理性质和用途 （1）物理性质 • Al、Ga、In、Tl均为银白色，质软、轻而富有延
展性的金属。 • 铝是一种银白色有光泽的金属，密度2.7g·cm-3，
熔点为930K，沸点为2740K。它具有良好的延展性 和导电性，能代替铜用来制造电线、高压电缆、 发电机等电器设备。
2
§13.1 硼族元素的通性
0
ⅢA Ⅳ硼AB ：以Ⅴ硼A酸盐Ⅵ矿物A存在Ⅶ。A He 氦
2B 3 Al
硼 铝
SC(Ai 铝l2O碳硅A除 属3)l最硼。：NP为以由为广A磷氮于非泛l-O镓金，S键O、属第存3铟外在氧硫位，， 、。CF矿其铊l物余的氟氯以均性铝NA为质矾er 土氩氖金十
4 Ga 镓 Ge镓锗G分a相A：似s与砷Z，n,常SFe称e, A这硒l，三CB种rr等元溴矿素共K生为r 。氪镓
Ga存在于铝矾土和煤中，In和Tl存在于闪锌矿中。 • 地球元素含量（％）：O(46.4)、Si(28.2)、Al(8.3)、
Fe(5.6) 、 Ca(4.2) 、 Na(2.4) 、 Mg(2.3) 、 K(2.1) 、 Ti(0.57)、H（0.14）
14
13-2-1 硼族元素在自然界中的分布
价价原••••I电主1层离 r电/子价缺缺例注((负要特原kM电3子半电电电如意子J3氧子性·+半m径子子子：：数)轨化点子/(po径/数原化BH价m道l数pF-p1合子[m)3)B数层，：物F0缺8电H4、228]有：价0不.387电0子+B14空成电∧3是O子轨轨键子03缺5原。1、15道道电数74.电0子5+38子数3<子等对价化为形配 05电116、数层+缺 多72合位.‖缺成2+子3629轨电中1<物键电缺原价道子心。0(子子电51、1如8层数原键+56.有多037原子+H38轨子(1如孤电[子化B道可0∨8B对子F51、1(，合数形28+487H.]电原3.8+)069成6可物))1子子
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物（一）非金属元素概论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，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。
F是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，最外层电子数较多，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，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。
（3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）‘对应负价以绝对值等于8–主族序数。
如S、N、C1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、O2、Cl2、H2、Br2等，多原子分子的P4、S8、C60、O3等原子晶体的金刚石，晶体硅等。
同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨等。
（2）聚集状态及晶体类型常温下有气态（H2、O2、Cl2、N2…），液态（Br2）、固态（I2、磷、碳、硅…）。
常温下是气钵，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。
4．非金属的氢化物（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）非金属气态氢化物的稳定性一般的，非金属元素的非金属性越强，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。
（3）非金属氢化物具有一定的还原性如：NH3：H2S可被O2氧化HBr、HI可被Cl2、浓H2 SO4氧化等等。
5．最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。
第13章 氮族元素
稳定性增大
P(V)、 As (V)、 Sb (V)、 Bi (V)
稳定性增大
第四、第六周期高价态不稳定、强氧化性 (次周期性、6s2惰性电子对效应) -2 N2H4 -2 +1 P2H4 N2O +1 H3PO2
Li3N、Mg3N2、 Na3P遇水强烈水解成NH3、PH3
2011-6-20 2
二、氮和磷的成键情况 N 元素 2s2p 价轨道 C.N.max 4 sp sp2 sp3 杂化态
2011-6-20 3
§13-2 氮族元素单质
一、N2 1．物理性质 ．
m.p. 63 K，b.p. 77 K，临界温度 ， ，临界温度126 K（高于此温度， （高于此温度， 单靠增大压力无法使此气态物质液化）。 单靠增大压力无法使此气态物质液化）。
2．分子结构 ．
(1) 价键理论（VB） 价键理论（ ） N 2s2 2px1 2py1 2pz1 |σ |π |π N 2s2 2px1 2py1 2pz1 :N≡N: 1σ+2π 即
Bi2(-0.83) H4P2O(-1.13) HPO(-1.13) 6 H3PO(-2.07) 4
3-
Z
O (-0.79) H
-
HO (-2.46) 2
As(O )4 H (-2.04)
-
Sb(O 4 H) (-1.98) HPO (-5.18) 3
2-
Sb(O 6 H) (-2.78) AsO (-3.38) 4
2011-6-20
10
中山大学合成的 一些具有抗癌活 性的配合物 刘杰，计亮年等
部分配合物具有抗 人白血病细胞株 （HL-60），肝癌细 胞株（HepG-2）、 （BEL-7402），艾 氏腹水癌细胞、肉 瘤188以及淋巴癌细 胞P388的效果
第13章氧族元素讲解
氧族元素
13－1 氧及其化合物 13－2 硫及其化合物 13－3 硒、碲及其化合物
13－1 氧族元素概述
(1) 氧族元素： 氧O 硫S 硒Se 碲Te 钋Po
(2) 价电子层结构:
ns2np4
(3) 单质性质: (4) 存在:
典型非金属 单质或矿物
准金属 放射性金属
共生于重金 属硫化物中
在溶液中，氧在酸性溶液或碱性溶液中都显示出一定 的氧化性，其的标准电极电势如下：
O2 ＋ 4 H＋ ＋ 4 e－ —— 2 H2O EAθ＝1.229 V O2 ＋ 2 H2O ＋ 4 e－ —— 4 OH－ EBθ＝0.401 V
由标准电极电势可见，氧在酸性溶液中的氧化性比在 碱性溶液中的氧化性强得多。
（二）难点
1 硫的含氧化合物的杂化方式、空间构型以及离域Π键的应 用。
2 含氧酸的类型与结构（普通含氧酸、过氧酸、连酸、硫代 酸、同多酸等）。
3 过氧链转移反应。
(6) 氧族元素的电势图
EA / V
O3 2.07 O2 ＋ H2O
1.23 O2 0.68 H2O2 1.78 H2O
S2O82－ 2.01 SO42－ 0.22 S2O62－ 0.57 H2SO3 0.17
H2SO3
0.51
S2O62－ 0.08
S2O32－
0.50 S
0.14 S2－
0.45
EB / V
O3 1.24 O2＋OH－ －0.08
O2 －0.56 O2－ －0.41 HO2－ － 0.87 OH－
－0.66 S2O82－ 2.00 SO42－ －0.93SO32－－0.57S2O32－－0.41 S 0.87 S2－
第13章 氧族元素
O S S O-
无色透明，易溶于水，碱性。
制备： （1）Na2SO3+S == Na2S2O3
或（2）Na2S+Na2CO3+4SO2 ==
3Na2S2O3+CO2↑
（由哪三个反应组成） （1）遇酸不稳定
S2 O + 2H
2－ 3
+
H2 S 2O3
S + SO2 + H 2O
（2）中等强度还原剂 2Na2S2O3+I2 == Na2S4O6+2NaI 分析化学上有重要的应用 Na2S2O3+4Cl2+5H2O == 2H2SO4+2NaCl+6HCl （3）配合剂 用途
硫化物都会产生一定程度的水解，而使溶液呈碱性。
Na2S ＋ H2O == NaHS ＋ NaOH
PbS ＋ H2O == Pb2＋ ＋ HS－ ＋ OH－
常见硫化物的颜色及溶解性
可溶于水：Na2S（白），K2S（白） 在水中易水解分解：Al2S3 ,Cr2S3 能溶于稀酸： ZnS(白) , FeS (黑),MnS(肉红) 能溶于浓HCl： CdS（黄）,SnS(灰) ,PbS(黑) 能溶于氧化性酸： Ag2S(黑)，Cu2S,CuS(黑) 能溶于王水 ：HgS（黑或红）
水相: 2CrO5+ 7H2O 2+ 6H+ == 7O2+ 10H2O + 2Cr3+(蓝绿)
Cr2O72－ + H2O2 + H+ == Cr3++ H2O + O2
Cr3+ + H2O2 + OH－ →CrO42－ + H2O
常见非金属元素及其化合物P区元素ppt课件
氦
Li Be
B C N O F Ne 硼碳氮氧氟氖
Na Mg
Al Si P S Cl Ar 硅磷硫氯氩
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 砷硒溴氪
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Ru Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 碲碘氙
● F以氟化钙的形式存在于人的骨骼和牙齿中，缺 氟容易引起龋齿。碘是甲状腺激素的重要组成成 分，缺碘造成甲状腺肿大，导致智力低下、聋哑、 身材矮小等。Cl是多种体液的主要成分，食物中缺 少氯时会引起多种病症。
引言
● P在人体和生命中具有重要的意义：骨骼中失 去磷，人体就会缩成一团；肌肉失去磷，就会失 去运动能力；脑子失去磷，人的一切思想活动就 会立即停止。
● Se能够抑制过氧化、抗毒性、刺激免疫球蛋 白及抗体的产生，具有抑制癌细胞的作用，并为 智力发育的营养素。
P区元素概述
p 区元素包括ⅢA ~ ⅦA 族和 0 族元素。p 区元 素沿 B─Si─As─Te─At 对角线分为两部分，对角线 右上角的元素（含对角线上的元素）为非金属元素， 对角线左下角的元素为金属元素。
答案：1. B、2. D
第一节 卤族元素
3.下列物质能使淀粉－KI试纸变蓝的是（ ）
A. 氢氟酸 B. 碘溶液 C. 碘化钾溶液 D. 氯化钠溶 液 E. 溴水 4．下列物质具有漂白作用的是（ ）
A. 氯水 B. 次氯酸钙 C. 氯化钙 D. 碳酸钙 E. 氟化氢
答案：3. B、E 4.A、B
第二节 氧族元素
HBrO2 HBrO3 HBrO4
碘 HIO
HIO3 HIO4、HIO6
第十三章：卤族元素
阳极： 2F F2 + 2e
阴极： 2HF2 2e H2 4F
电解质 钢阴极 碳阳极
化学方法 2KMnO4 +2KF+10HF+3H 2O=2K 2 MnF6 +8H 2O+3O2
SbCl5 5HF SbF5 5HCl
423K K 2 MnF6 + 2SbF5 2KSbF6 +MnF3 +1/2F2
3、卤化氢和氢卤酸的热稳定性
卤化氢的热稳定性是指其受热是否易分解为单质 热稳定性： HF > HCl > HBr > HI 四、 应用 以氢氟酸和盐酸有较大的实用意义。 *氢氟酸(或HF气体)能和SiO2反应生成气态SiF4： SO2 +4HF=SiF4 +2H2O CaSiO3 6HF CaF2 3H2O SiF4
氯在干燥的情况下不与铁作用 溴和碘在常温下可以和活泼金属直接作用，与其它金 属的反应需在加热情况下进行，反应不如F2、Cl2激烈， 与非金属作用不能氧化到最高价。
2P 3Br2 2PBr3 (无色发烟） 2P+3I2 2PI3(s) (红色）
2、 卤素与水的反应
氧化作用 2X2 + 2H2O= 4HX + O2 歧化反应 X2 + H2O H+ + X- +HXO
2、Cl2 （1）工业上，氯气是电解饱和食盐水溶液制烧碱的副 产品，也是氯化镁熔盐电解制镁以及电解熔融NaCl制 Na的副产品。 （2）实验室 氧化剂与浓盐酸反应
MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + C12 + 2H 2O
第13章过渡元素(一) 铜族和锌族元素
第十三章过渡元素（一）铜族和锌族【内容】13.1 过渡元素的通性13.2 铜族元素13.3 锌族元素13.4 应用微量元素与人体健康（选学内容）【要求】1．掌握铜、银、锌、汞单质、氧化物、氢氧化物、重要盐类及配合物的生成、性质和用途。
2．掌握Cu(Ⅰ)、Cu(Ⅱ)；Hg(Ⅰ)、Hg(Ⅱ)之间的相互转化。
3．了解ⅠA和ⅠB；ⅡA和ⅡB族元素的性质对比。
周期表中ⅠB ~ⅧB族，即ds区和d区元素称为过渡元素，(见表13﹣1)。
它们位于周期表中部，处在s区和p区之间，故而得名，它们都是金属，也称过渡金属。
表13-1 过渡元素通常按周期将过渡元素分成三个过渡系列：位于第4周期的Sc ~ Zn称第一过渡系元素；第5周期的Y ~ Cd为第二过渡系元素；第6周期的La ~ Hg为第三过渡系元素。
过渡元素有许多共同性质，本章先讨论它们的通性，然后介绍ⅠB及ⅡB族元素。
13.1过渡元素的通性1.价层电子构型过渡元素原子的最后一个电子排布在次外层的d轨道(ⅡB除外)中，最外层有1~2个s (Pd除外)电子，它们的价层电子构型为(n-1)d1~10n s1~2。
2. 原子半径过渡元素原子半径（如图13-1所示）一般比同周期主族元素的小，同周期元素从左到右原子半径缓慢减小，到铜族前后又稍增大。
同族元素从上往下原子半径增大，但第二、第三过渡系(除ⅢB外)由于镧系收缩使同族元素原子半径十分接近，导致元素性质相似。
图13-1过渡元素原子半径3. 氧化态过渡元素有多种氧化态，因其最外层s电子和次外层部分或全部d电子都可作为价电子参与成键，一般可由+2依次增加到与族数相同的氧化态(Ⅷ族除Ru、Os外，其它元素尚无Ⅷ氧化态)，这种氧化态的显著特征以第一过渡系最为典型。
表13-2第一过渡系元素的氧化数（下划线表示常见的氧化态）由13-2表可看出随着原子序数的增加，氧化数先是逐渐升高，后又逐渐降低。
这种变化主要是由于开始时3d轨道中价电子数增加，氧化数逐渐升高，当3d轨道中电子数达到5或超过5时，3d轨道逐渐趋向稳定。
碳族元素
第十三章碳族元素元素周期表中的IV A族元素包括碳、硅、锗、锡、铅及其化合物。
13.1 碳族元素的通性13.1.1 原子结构及性质碳族元素中，碳、硅是非金属，其余三种是金属，由于硅、锗的金属性和非金属均不强，也有人将其称为准金属。
M2+2213.1.2成键特点①碳以sp、sp2、sp3三种杂化状态为主，在自然界中以碳酸盐的形式存在。
②硅以硅氧四面体的形式存在于石英矿和硅酸盐矿中，也可以形成少数硅氧氢化合物。
③锡铅以+2氧化态存在于离子化合物中，以+4氧化态存在与共价化合物和少量离子化合物中。
+4氧化态的铅由于惰性电子对效应具有强氧化性。
13.1.3元素在自然界中的分布碳在自然界主要以化石燃料及动植物有机体形式存在，无机矿藏主要有石灰石、大理石、白云石、菱镁矿等，空气中存在约0.03%的二氧化碳。
碳在地壳中的含量为0.027%。
硅在地壳中的质量分数为28.2%，主要以硅酸盐的形式存在于土壤和泥沙中，自然界也存在石英矿。
锗、锡、铅在地壳中的含量都不高，主要以硫化物和氧化物的形式存在。
如硫银锗矿4Ag2S·GeS2、锡石矿SnO2、方铅矿PbS等。
13.2 碳及其化合物13.2.1 单质碳有三种同素异形体，金刚石、石墨、球型碳。
无定形碳中也有石墨的结构。
石墨结构金刚石结构①金刚石的性质金刚石就是我们常说的钻石（钻石是它的俗称），它是一种由纯碳组成的矿物。
金刚石是自然界中最坚硬的物质，因此也就具有了许多重要的工业用途，如精细研磨材料、高硬切割工具、各类钻头、拉丝模。
还被作为很多精密仪器的部件。
金刚石有各种颜色，从无色到黑色都有，以无色的为特佳。
它们可以是透明的，也可以是半透明或不透明。
多数金刚石大多带些黄色。
金刚石的折射率非常高，色散性能也很强，这就是金刚石为什么会反射出五彩缤纷闪光的原因。
金刚石在X射线照射下会发出蓝绿色荧光。
金刚石仅产出于金伯利岩筒中。
金伯利岩是它们的原生地岩石，其他地方的金刚石都是被河流、冰川等搬运过去的。
非金属元素小结课件(1).ppt
N=3 特强酸 ( >103)
HClO4
例1：试推测下列酸的强度。(K1≈105N-7)
HClO4 HClO3 HClO2 HClO
105×3-7 105×2-7 105×1-7 105×0-7
= 108
103
10-2 10-7
酸的强度为：HClO4>HClO3>HClO2>HClO
同一元素, 酸的强度: 高氧化态>低氧化态
第2、3周期非金属元素的氢氧化物
第2周期的元素
第3周期的元素
非金属元素R+n
r RrR+n+/ rOrH-OH
配位数
B+3 C+4 0.15 0.11
3
2
N+5 Si+4 P+5 S+ 6 Cl+7
0.08 0.30 0.25 0.21 0.19
2
4
433
高氧化态的氢氧 B(OH)3 C(OH)4 N(OH)5 Si(OH)4P(OH)5 S(OH)6Cl(OH)7 化物 R(OH)n
Ha (阴离 子水 合能)
H+ (g) A- (g)
+
E(电子亲合能)
A(g)
△iH0 = H+D+I+E+Hc+Ha
无氧酸的强度主要取决于三 个因素： (1) HA的键能(D): H—A键越弱，越易放出H+。 如HF<HCl
(2) 元素电子亲合能(E): E大，则HA分子的极性 大，易于电离，如H2O<HF
稳定性增强
1、热稳定性
可以从两 方面理解
(1)、成键元素的电负性差△x越大， 所形成的氢化物就越稳定。 如 ,稳定性： AsH3 (△x=0.02)< HF(△x=1.78)
常见元素的单质及其重要化合物知识点总结
常见元素的单质及其重要化合物知识点总结一．非金属元素及其化合物（一）非金属元素概论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，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。
F是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，最外层电子数较多，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，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。
（3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）‘对应负价以绝对值等于8–主族序数。
如S、N、C1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、O 2、Cl2、H2、Br2等，多原子分子的P4、S8、C60、O3等原子晶体的金刚石，晶体硅等。
同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨等。
（2）聚集状态及晶体类型常温下有气态（H2、O2、Cl2、N2…），液态（Br2）、固态（I2、磷、碳、硅…）。
常温下是气钵，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。
4．非金属的氢化物（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）非金属气态氢化物的稳定性一般的，非金属元素的非金属性越强，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。
（3）非金属氢化物具有一定的还原性如：NH3：H2S可被O2氧化HBr、HI可被Cl2、浓H2SO4氧化等等。
5．最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。
高一化学必修一《非金属及其化合物》知识点归纳-非金属及其化合物知识点总结
高一化学必修一《非金属及其化合物》知识点归纳:非金属及其化合物知识点总结一、硅元素：无机非金属材料中的主角，在地壳中含量26.3％，次于氧。
是一种亲氧元素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90％以上。
位于第3周期，第ⅣA族碳的下方。
Si对比C最外层有4个电子，主要形成四价的化合物。
二、二氧化硅（SiO2）天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。
石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。
二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。
（玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维）物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2无色透光性好化学：化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱（NaOH）反应，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应SiO2＋4HF==SiF4↑＋2H2OSiO2＋CaO===(高温)CaSiO3SiO2＋2NaOH==Na2SiO3＋H2O不能用玻璃瓶装HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。
三、硅酸（H2SiO3）酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。
Na2SiO3＋2HCl==H2SiO3↓＋2NaCl硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。
四、硅酸盐硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。
一般不溶于水。
（Na2SiO3、2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3：可溶，其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。
常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥五、硅单质与碳相似，有晶体和无定形两种。
晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高（1410℃），硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。
是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池。
第13章-1非金属元素通性 近代化学导论课件
电子亲和势
较高的电子亲和势→
141
注：负值表示该元素的原子难于接受电子，欲使它接受电子需给它做功。 蓝色数据为实验值，红色数据为理论值。
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三、电离势、电子亲和势与电负性
电负性
较大的电负性→
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三、电离势、电子亲和势与电负性
（1）非金属元素都有较高的电离势和电子亲和势， 表明它们强烈结合电子，原子半径和离子半径
阴离子:
1. 半径大，电荷 多，变形性强， 只能存在于晶体 中，不能存在为 水合离子，在水 溶液中水解。
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二、原子半径和离子半径
2. 卤离子和S2-, Se2-, Te2-阴离子能以水合 离子形式存在，但 S2-, Se2-, Te2-在水溶 液中也有较强的水 解作用；随半径增 大变形性增大，与 强极化性阳离子生 成难溶化合物如 CuS、As2S3等。
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四、成键特征
6. 硼的成键特征是少电子多中心的特殊价键。
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四、成键特征
7. 氟化氙的成键特征；
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二、原子半径和离子半径
族 周期
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
H
He
1 原子半径为共价半径pm(稀有气体除外) 38 (93)
B
C
N
O
F
Ne
2
80
77
74
74
72 (112)
Al
Si
P
S
Cl
非金属元素的结构与性质
碳的应用
碳作为非金属元素， 在材料科学、化工和 生物科技领域有着广 泛的应用。它可以用 于制备新型材料，合 成有机物等。
碳的环境影响
气候变化
与碳排放密切相关
大气环境
生态系统
碳排放对环境有负面影响
碳排放会影响生态平衡
碳的结构特点
01 晶体结构
金刚石晶格
02 层状结构
石墨层间键
03 空间结构
富勒烯空间构型
广泛存在
氧是几乎所有有 机物和无机物的 成分之一，广泛 应用于化学反应
中。
氧的应用领域
医疗
氧气在医疗行业中被用于 治疗呼吸系统疾病。 氧气供给能够增加血氧含 量，有助于身体恢复。
工业
生活
工业领域中氧气被用于各 种化学反应和工艺过程中， 是许多产品的生产必需品。
氧气还被用于金属冶炼和
塑料生产等过程。
第5章 硫
硫的性质特点
硫是一种常见的非金 属元素，具有特殊的 气味和黏性，是一种 重要的元素。在自然 界中以单质或化合物 的形式存在，常用于 制备硫酸、硫化物等， 具有较强腐蚀性。硫 的应用领域广泛，用 于化工、冶金、制药 等行业，是许多产品 的重要原料。
硫的化学性质
制备硫酸
硫化氢与氧气反 应得到硫酸
02 不良导电性
非金属元素通常不良导电，与金属形成对比。
03 离子键形成
非金属元素通常与金属形成离子键，反映了 其化学性质。
● 02
第2章 碳
碳的物理性质
01 金刚石
硬度高
02 石墨
导电性强
03 富勒烯
结构特殊
碳的化学性质
四个价电子
易形成共价键
碳酸盐
碳酸钙
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（2）非金属元素的电负性比金属元素大，F 在非 金属元素中具有最高的电负性，是最活泼的非金属 元素；
（3）四对元素的电离势和电子亲和势反常；
★电离势
N＞O， P＞S
同一周期
★电子亲和势 O＜S， F＜Cl 同一族
三、电离势、电子亲和势与电负性
元素名称
Cl
N
电负性
3
3
形成离子型化合物时 离子的电荷
Cl-
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
常 见
B +3 -3
C
N
+4 +2 -4 -2 -3 -2 -1 +1
+5 +4 +3 +2
O -2 +2 CaO OF2
F -1 HF
He Ne 0
氧 化 态
和
实
BCl3 B2H6
H +1 -1
Si +4 -4
CCl4 CH4 CH3Cl CHCl3 SiCl4 SiH4
2. 非金属含氧酸及其盐的氧化还原性
电对
EӨ
ClO¯4/ClO3¯ BrO¯4/BrO3¯ H5IO6/IO3¯
4. 一般化合物中 F总表现-1氧化态，O表现-2氧化 态，但有例外，如OF2、Na2O2等；在联氨N2H4中， N的表观氧化数为-2，N的价键结构并没有变化， 仍是三共价的H2NNH2。
二、原子半径和离子半径
1.自左向右，原子半径逐渐减小， 非金属活泼性依次递增。
2. 各族自上而下，原子半 径依次增大，非金属活泼 性递减。
2. 卤素单质较难溶于水，与水可发生以下两类反应：
X2 + H2O → 2HX + 1/2O2 (F2) X2 + H2O → HX + HXO (Cl2、Br2、I2)
五、单质的结构、存在状况与性质
非金属单质化学性质：
3. 绝大部分非金属单质显酸性，与强碱作用或发生歧化
反应：(C、O、F 无此类反应)
P
-3 +1 +3 +5 As
-3 +1 +5 Li3N N2H4 NH2OH N2O HNO3
S -2 +2 +4 +6
Se -2 +2 +4 +6
Te -2 +2 +4 +6 H2S SCl2
Cl -1 +1 +3 +5 +7
Br -1 +1 +3 +5 +7
I -1 +1 +3 +5 +7 NaCl HClO
六、含氧酸及其盐
1. 非金属含氧酸的酸性 2. 非金属含氧酸及其盐的氧化还原性 3. 非金属含氧酸及其盐的热稳定性
1. 非金属含氧酸的酸性
1. 非金属含氧酸的酸性
用ROH规则和鲍林规则判断含氧酸酸性强弱
判断ROH型化合物酸碱性的经验公式：
离子势φ=
Z r
离子的电荷数 离子的半径pm
< 0.22 时，氢氧化物ROH是碱性的；
最高氧化态含氧酸的氧化还原性
族 周期
2
ⅢA
H3BO3
ⅣA
H2CO3
ⅤA
HNO3
pH=0，还原产物为单质
ⅥA ⅦA
3
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
∧
∧
∧
4
H3AsO4 H2SeO4 HBrO4
∨
∨
5
H6TeO6 H5IO6
同一主族 元素最高氧化态含氧酸的氧化还原性随原子序数增
加而递减，第 4 周期呈现不规则变化；
最高氧化态含氧酸的氧化还原性
pH=0，还原产物为单质
电对 SiO44-/Si H3PO4 /P E Ө – 0.86 – 0.14
SO24-/S 0.36
ClO–4 /Cl 1.34
H2SiO3＜H3PO4 ＜H2SO4 ＜HClO4
同一周期 最高氧化态含氧酸的氧化性随原子序数递增而增强
2. 非金属含氧酸及其盐的氧化还原性
最高氧化态的含氧酸
ROH 规则
H3BO3 H2CO3 HNO3 H2SiO3 H3PO4
H2SO4
酸 HClO4 性
H3AsO4 H2SeO4 HBrO4 增
H6TeO6 H5IO6 强
酸性增强
HClO +1
HClO2 +3
HClO3 +5
HClO4 +7
同一元素不同氧化态的含氧酸
1. 非金属含氧酸的酸性
第13章-1 非金属元素通性
非金属元素在周期表中的位置
n+1
第13章-1 非金属元素通性
教学要求：
1. 熟悉非金属元素的电子构型与其性质变化规律间 的关系； 2. 熟悉非金属元素的成键特征及与其构型的关系； 3. 熟悉重要非金属单质的结构及其物理性质与化学 性质； 4. 掌握重要非金属元素含氧酸及其盐的酸性、氧化 还原性和热稳定性； 5. 掌握非金属元素单质和重要化合物的一般制备方 法。
Si + 2OH- + H2O → SiO32- + 2H2 Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O 3S + 6NaOH → Na2S + Na2SO3 + 3H2O 4. 大多非金属单质不与稀酸反应，但与浓硝酸、浓硫酸
可发生反应：
3C + 4HNO3(浓) → 3CO2 + 4NO + 2H2O 2B + 3H2SO4(浓) → 2H3BO3 + 3SO2
PCl5
………
S
O
O
sp2杂化
第1、2周期元素没有d轨道可利用 NCl5 ?
四、成键特征
6. 硼的成键特征是少电子多中心的特殊价键；
四、成键特征
7. 氟化氙的成键特征；
四、成键特征
综合以上各点，非金属元素既 能生成离子键又能生成共价键，生 成共价键是非金属元素成键特征中 最主要的内容。
五、单质的结构、存在状况与性质
二、原子半径和离子半径
第2和第3周期元素之间原子半径增加幅度最大，第3和第 4、第4和第5周期元素之间原子半径增加的幅度较小。
第4和第5周期中，在IIA族和IIIA族之间各插入了填充内 层d轨道的10个d区元素，使第4周期p区元素的有效核电荷 显著增大，对核外电子的吸引力增强，因而原子半径显著 减小，与同族第2和第3周期元素间原子半径的变化情况相 比，第4周期元素原子半径增加的幅度不大。原子半径的 大小是影响元素性质的重要因素，所以第4周期的p区元素 在同族中显得比较特殊，表现出中间这一排元素性质上的 “不规则性”。例如“含氧酸的氧化性”变化不规则问题。
最 高 氧 化 态 的 氧 化 物 和 含 氧 酸
三、电离势、电子亲和势与电负性
第一电离势
较高的第一电离势→
三、电离势、电子亲和势与电负性
电子亲和势
较高的电子亲和势→
141
三、电离势、电子亲和势与电负性
电负性
较大的电负性→
三、电离势、电子亲和势与电负性
（1）非金属元素都有较高的电离势和电子亲和势， 表明它们强烈结合电子，非金属活泼性高；
共10种元素。P、As、S 为多原子分子，分子晶体，易 挥发，熔沸点不高；C、Si、B为多原子巨型分子，原 子晶体，熔沸点高，不易挥发。
五、单质的结构、存在状况与性质
非金属单质化学性质：
1. 大部分不与水作用，只有B、C高温下与水蒸气作用： 2B + 6H2O(g) → 2H3BO3 + 3H2 C + H2O(g) → CO + H2
N3 -
离子能否存在晶体中
能
仅能少数
在水溶液中以水合离 子形式存在
化学键
能 离子型
不能 极性共价
虽然电负性相同，具体情况却有很大差异，必须进行具 体分析和比较才能更好的理解元素的性质。
四、成键特征
1. 活泼的非金属元素与活泼的金属元素化合生 成离子键 ；
四、成键特征
2. 少原子分子：单原子分子的稀有气体，成单价电子
半径 /pm
95
65
50 41 34 29 26
0.103 0.175 0.245 0.312 0.383 0.455 0.519
酸碱性 强碱 中强碱 两性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
离子半径从左到右逐渐变小，电荷数逐渐增大， 值也逐渐增大，氧化物水合物的酸性逐渐增强。
1. 非金属含氧酸的酸性
Ar 0 Kr
+2 +4 Xe
+2+4 +6 +8 Rn
例 HCl NaH
NO2 HNO2 SO2 H2SO4 HClO2 HClO3
NO
HClO4
+2 +4
一、氧化态
1. 结合电子显负氧化态(成为稀有气体结构)；
2. 非金属元素相互化合，电负性高的显负氧化态， 电负性低的显正氧化态；
3. 除了He、Ne、Ar、H、F、O、B外，其他非金 属元素都有可变的正氧化态；
Al
Si
P
S
Cl
Ar
3 143 117 110 104 99 (154)
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
4 153 122 121 114 114 (169)
In
Sn
Sb
Te