(完整版)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）。
非金属元素小结.ppt
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；
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。
(完整版)非金属元素小结
第18 章非金属元素小结[教学要求]1、理解并掌握非金属元素的单质、无氧酸、含氧酸和含氧酸盐的主要性质。
2、了解p 区元素的次级周期性。
[教学重点]1、分子型氢化物的热稳定型、还原性及水溶液的酸碱性的递变规律及其解释。
2、非金属含氧酸盐的溶解性、水解性、热稳定性、氧化还原性的递变规律及其解释。
[教学难点]非金属元素的单质、无氧酸、含氧酸和含氧酸盐的性质递变规律的原因。
[教学时数]4 学时[教学内容]18.1 非金属单质的结构和性质18.2 分子型氢化物18.3 含氧酸18.4 非金属含氧酸盐的某些性质18.5 P区元素的次级周期性［教学方法与媒体］讲解，ppt展示18-1 非金属单质的结构和性质在所有的化学元素中，非金属占22 种(金属约为90种)。
它为数不多，但涉及的面却很广。
无机物大都同非金属有关，如酸和盐。
无机酸分为无氧酸和含氧酸，即一些非金属元素的氢化物及非金属氧化物的水合物。
斜线附近的元素如B、Si、Ge、As、Sb、Se、Te和Po等为准金属，它们既有金属的性质又有非金属的性质。
如果不算准金属(B、Si、As、Se、Te)，则非金属只有17种所以在金属与非金属之间没有截然的界线。
在周期表的右侧，斜线将所有化学元素分为金属和非金属两个部分。
将元素分为这两大类的主要根据是元素的单质的性质。
1、非金属单质的结构自学要求：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周期的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。
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 以外的稀有气体的价电子层结构为ns2np6，共有8个电子，第IIIA 族到VIIA 族元素的价电子层结构为ns2sp1-5，即有3～7个价电子。
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
非金属综合知识点总结
非金属综合知识点总结非金属广泛存在于自然界中，包括空气中的氮气、氧气、二氧化碳，以及地壳中的硫、磷、碳、氢等元素。
非金属的特性包括导电性较差、常见物理状态包括气态、液态和固态。
非金属的应用也非常广泛，例如氢气用作燃料，氧气用于呼吸，二氧化碳用于制冰等。
本文将从非金属的分类、性质、应用以及相关的知识点进行总结，以便读者加深对非金属的认识。
一、非金属的分类非金属元素可以分为气态、液态和固态三种状态，从周期表上来看，非金属元素主要集中在周期表的右上角以及右下角。
根据非金属元素的性质，可以将其分为典型非金属和半金属两类。
1. 典型非金属典型非金属指的是在常温常压下，存在的主要是分子结构的元素或只组成共价键的化合物。
典型非金属包括氢、氮、氧、氟、氯、溴、碘、硫、磷、碳、硅等。
这些元素通常以分子形式存在，例如氧气(O2)、氮气(N2)等。
2. 半金属半金属是介于金属和非金属之间的一类元素，其性质介于两者之间。
半金属的典型代表是硒、硒砷等元素。
二、非金属的性质非金属具有一系列独特的化学和物理性质，包括电负性高、导电性差、易溶于水等。
1. 电负性高非金属的电负性通常较高，即它们更容易吸引电子。
例如，氧气的电负性较高，因此它与金属形成氧化物时通常是以共价键的方式结合。
2. 导电性差非金属通常具有较差的导电性，这是因为它们在晶格中缺乏自由电子。
因此，非金属通常是绝缘体或半导体。
3. 易溶于水许多非金属元素和化合物在水中能够溶解，形成溶液。
例如，二氧化硫可以溶解在水中生成亚硫酸。
这些溶解性质在环境工程和地球化学等领域具有重要的应用价值。
4. 化学活性非金属通常具有较高的化学活性，例如氧气能与许多金属发生氧化反应，硫能与金属形成硫化物等。
三、非金属的应用非金属在工业生产、生活用品、科学研究等各个领域都有着重要的应用。
1. 氢气氢气是化工生产中重要的原料之一，例如用于合成氨、甲醇、氢氧化钠等。
此外，氢气还作为燃料用于火箭推进器、汽车等。
初中化学元素知识总结之非金属元素
初中化学元素知识总结之非金属元素非金属元素是化学中的一类重要元素，它们在自然界的分布和化学性质上与金属元素有所不同。
本文将对初中化学中的非金属元素进行知识总结，包括非金属元素的特征、分类、常见的非金属元素以及它们的应用。
非金属元素具有以下几个特征。
首先，非金属元素在常温常压下多为气体或固体，只有少数几种是液体。
其次，非金属元素的电子亲和能和电负性较高，容易接受电子，形成负离子。
再次，非金属元素具有较高的电离能，难以失去电子成为阳离子。
最后，非金属元素在与金属元素反应时，倾向于接受电子，形成相应的化合物。
根据非金属元素的性质和化合物的形成方式，我们可以将非金属元素分为氢、卤素、氧族元素和氮族元素四大类。
氢是最轻的元素，原子核只含一个质子，其在自然界中以气态存在。
氢气在工业上被广泛用于制取氨、水制气等过程中。
氢气还广泛应用于航空航天领域，用作燃料。
卤素包括氟、氯、溴、碘和砹，它们在自然界中以单质的形式存在。
卤素元素与金属反应时，会形成亚卤化物。
卤素元素还广泛应用于消毒、制药、光学、火药等领域。
例如，氯被广泛用于消毒水和食品加工中，碘被用于伤口消毒等。
氧族元素包括氧、硫、硒和碲，它们的单质在自然界中以固体形式存在。
氧是地壳中含量最丰富的元素，与大部分非金属和金属反应，形成稳定的氧化物。
氧化物是许多矿石的主要成分，如氧化铁和氧化铝。
氧化铁被广泛应用于建筑、制陶和颜料等领域。
此外，氧还是燃烧的必需氧气，是呼吸过程中不可或缺的元素。
氮族元素包括氮、磷、砷、锑和钋，它们的单质在自然界中以分子形式存在。
氮是大气中的主要成分之一，是生物体中蛋白质、核酸等的组成部分。
氮气被广泛应用于食品保鲜、制药和化肥生产等领域。
磷是DNA、RNA和ATP等生命分子的构成元素，被广泛应用于化肥生产、洗涤剂和火柴等。
除了以上分类的非金属元素之外，还有一些非金属元素也非常重要。
例如，碳是生命的基础元素，它存在于有机化合物中，如葡萄糖、脂肪和蛋白质等。
非金属元素小结讲解PPT课件
第1页/共37页
一、非金属单质的结 构
族数 价电子构型 价电子数 共价数 晶体类型
零族 ns2np6
8
0 分子晶体
ⅦA ns2np5
7
1 分子晶体
ⅥA ns2np4
6
2 分子晶体
ⅤA ns2np3
5
3 分子晶体
ⅣA ns2np2
4
4 原子晶体
第2页/共37页
二、非金属单质的物理性 质
第23页/共37页
二、无机含氧酸的酸性变化规律
• 在同一周期，从左到右最高氧化态的含 氧酸酸性依次增强。
• 同一族中，从上到下氧化态相同的含氧 酸酸性逐渐减弱。
• 同一元素若形成几种不同氧化态的含氧 酸时，其酸性随氧化数的升高而增强。
第24页/共37页
三、含氧酸及其盐的氧化还原 性
• 在同一周期中，各元素最高氧化态含氧酸的氧化性，从左到右依次 递增。
第4页/共37页
• 虽然氧族和氮族单质的结构比较复杂，但它们的单质仍是非极性分子， 因而它们在水中的溶解性小，熔点和沸点也不高。
• 碳、硅、硼单质为原子晶体，因此它们的熔点、沸点很高，硬度也大。
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三、非金属单质的氧化还原 性
• 非金属单质（氟除外）既可被氧化，又可被还原，其变化规律是： • 同一周期中，从左到右，氧化性依次增强； • 同一族中从上到下，氧化性依次减弱。 • 所以氟是最强的氧化剂。
• 2B+6NaOH=2Na3BO3+3H2↑
• 2As+6NaOH=2Na3ASO3+3H2 ↑
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第二节 分子型氢化物
一、偶极矩
《非金属及其化合物》知识点总结
《非金属及其化合物》知识点总结非金属是指在常温下不具有金属光泽和导电性的元素或化合物，非金属在化学元素周期表中分布广泛，包括气体、液体和固体。
非金属及其化合物在化学、生物、材料科学等领域中具有重要的应用，因此对非金属及其化合物的知识进行总结和了解是很有必要的。
下面将就非金属及其化合物的性质、应用和合成方法等方面进行总结。
一、非金属元素的性质：1.物理性质：非金属元素一般为固体、液体或气体，其中气态非金属元素包括氢、氮、氧、氟、氯、溴、碘等。
非金属元素的密度一般较小，可以轻松地浮在水的表面。
非金属元素的熔点、沸点和硬度较低，一般具有较弱的热传导性和电导性。
2.化学性质：非金属元素一般具有较高的电负性，能够与金属元素形成化合物，发生化学反应。
非金属元素化合物的稳定性较高，常常作为助剂或催化剂参与反应。
3.光谱性质：非金属元素常常具有多种发光性质，在光谱分析和光电子学中具有重要应用。
二、常见的非金属元素和化合物：1.氢：氢是一种无色、无味、轻于空气的气体，是宇宙中最丰富的元素。
氢具有非常高的比热容、导热性和燃烧性。
氢气可用作气体燃料、合成氨、氢氟酸等的原料。
2.氧：氧是地球上最常见的元素之一，广泛存在于大气、地壳和水体中。
氧气是一种无色、无味的气体，是维持生命的必需物质。
氧气的主要应用包括呼吸、氧气焊接和燃烧等。
3.氮：氮气是一种无色、无味的气体，占据大气中约78%的体积比例。
氮气主要应用于提供氮气氛，保护易氧化的物质，例如电子元件、食品包装、制药工业等。
4.碳：碳是一种有黑色固体、透明、高熔点的物质，具有较高的强度、导热性和化学的稳定性。
碳的主要应用包括作为能源燃料、制备有机化合物、电池材料和制造钻石等。
5.硫：硫是一种黄绿色的固体，有特殊的刺激性气味。
硫主要应用于制造硫酸、橡胶、农药和颜料等。
6.卤素：卤素包括氟、氯、溴、碘和石碱等元素。
它们一般是气体或液体，具有特殊的气味、颜色和腐蚀性。
卤素的主要应用包括消毒剂、制冷剂、荧光灯、镜子反射的涂层和荧光染料等。
二十九、非金属知识总结文档
二十九、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MnO 2 + 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。
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第18 章非金属元素小结[教学要求]1、理解并掌握非金属元素的单质、无氧酸、含氧酸和含氧酸盐的主要性质。
2、了解p 区元素的次级周期性。
[教学重点]1、分子型氢化物的热稳定型、还原性及水溶液的酸碱性的递变规律及其解释。
2、非金属含氧酸盐的溶解性、水解性、热稳定性、氧化还原性的递变规律及其解释。
[教学难点]非金属元素的单质、无氧酸、含氧酸和含氧酸盐的性质递变规律的原因。
[教学时数]4 学时[教学内容]18.1 非金属单质的结构和性质18.2 分子型氢化物18.3 含氧酸18.4 非金属含氧酸盐的某些性质18.5 P区元素的次级周期性［教学方法与媒体］讲解，ppt展示18-1 非金属单质的结构和性质在所有的化学元素中，非金属占22 种(金属约为90种)。
它为数不多，但涉及的面却很广。
无机物大都同非金属有关，如酸和盐。
无机酸分为无氧酸和含氧酸，即一些非金属元素的氢化物及非金属氧化物的水合物。
斜线附近的元素如B、Si、Ge、As、Sb、Se、Te和Po等为准金属，它们既有金属的性质又有非金属的性质。
如果不算准金属(B、Si、As、Se、Te)，则非金属只有17种所以在金属与非金属之间没有截然的界线。
在周期表的右侧，斜线将所有化学元素分为金属和非金属两个部分。
将元素分为这两大类的主要根据是元素的单质的性质。
1、非金属单质的结构自学要求：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周期的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。
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 以外的稀有气体的价电子层结构为ns2np6，共有8个电子，第IIIA 族到VIIA 族元素的价电子层结构为ns2sp1-5，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 。
稀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-pπ 键，所以它们的单质为多重键组成的双原于分子。
第3、4 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 电子云难于重叠为p-pπ键，而倾向于形成尽可能多的σ 单键，所以它们的单质往往是由一些原子以共价单键形成的多原于分子，然后由这些分了形成分子型晶体。
第IVA 族，碳族的共价为8-4＝4 ，这一族的非金属 C 和Si 的单质基本上属于原于晶体。
在这些晶体中，原子通过由sp3杂化轨道所形成的共价单键而结合成庞大的分子。
非金属元素按其单质的结构和性质大致可以分成三类。
第一类是小分子物质，如单原子分子的希有气体及双原子分子的X2(卤素)O2、N 2及H2等。
在通常状况下，它们是气体。
其固体为分子型晶体，熔点、沸点都很低。
第二类为多原子分子物质，如S 8、P 4和As 4等。
在通常状况下，它们是固体，为分子型晶体，熔点、沸点都很高，且不容易挥发。
第三类为大分子物质，如金刚石、晶态硅和硼等都系原子型晶体，熔点、沸点都很高，且不容易挥发。
在大分子物质中还有一类过渡型晶体，如石墨，它也是由无数的原于结合而成的巨大分子，但键型复杂，晶体属于层型。
总之，绝大多数非金属单质不是分子型晶体就是原子型晶体，所以它们的熔点或沸点的差别都较大。
2、非金属单质的化学反应非金属元素和金属元素的区别，还反映在生成化合物的性质上。
例如金属元素一般都易形成阳离子，而非金属元素容易形成单原子或多原子阴离子。
在常见的非金属元素中，F、Cl、Br、O、P、S 较活泼，而N、B、C、Si 在常温下不活泼。
⑴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。
⑵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。
⑶准金属的氧化物既与强酸又与强碱作用而显两性。
⑷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。
⑸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。
例如：3C1 2 +6NaOH == 5NaCl+NaClO3 +3H2O3S+ 6NaOH === 2Na2S+ Na2SO3 +3H2O4P+3NaOH+3H2O === 3NaH2PO2 +PH3Si+2NaOH+H2O === Na2SiO3 +2H22B+2NaOH+ 2H2O === 2NaBO2 +3H2碳、氮、氧、氟等单质无此反应。
关于卤化物、氧化物、硫化物在元素各论中都有所叙述。
下面仅就分子型氢化物、含氧酸及其盐的某些性质加以归纳和小纳。
18-2 分子型氢化物非金属元素都能形成具有最高氧化态的共价型的简单氢化物，在通常情况下它们为气体或挥发性液体。
它们都是以共价键然合的分子型氢化物。
它们的熔点、都按元素在周期表中所处的族和周期显周期性的变化。
在同一族中，沸点从上到下递增，但是相比之下，第 2 周期的NH3、H2O 及HF 的沸点异常地高，这是由于分子间存在着氢键，分子的缔合作用特别强的缘故。
这些氢化物都具还原性，多数部不稳定。
有些具有酸性，少数为碱性。
比较常见而有价值的为第2、3 周期和第VIIIA 族的氢化物。
下面特讨论这些氢化物的一些重要性质。
1、热稳定性分子型氢化物的稳定性，与组成氢化物的非金属元素的电负性( χA ) 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Δf G mθ，标准生成焓Δf H mθ越负，氢化物越稳定。
分子型氢化物的热稳定性，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。
2、还原性除了HF 以外，其它分子型氢化物都有还原性，且变化规律如下：这与稳定性的增减规律相反，稳定性大的，还原性小。
如果用 A 表示非金属元素，n 表示该元素的氧化态，氢化物AHn 的还原性来自A n- , 而A n-失去电子的能力与其半径和电负性的大小有关。
在周期表中，从右向左，自上而下，元素 A 的半径增大，电负性减小，A n-失去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：⑴与O 2的反应4NH3 + 5O2 =4NO + 6H2O2PH3 + 4O2 =P2O5 + 3H2O2H2S + 3O2 =2SO2 + 2H2O4HI + O2＝2I2 + 2H2OHCl 有类似作用，但必须使用催化剂并加热。
⑵与C12的反应8NH3 + 3Cl2＝6NH4Cl + N2PH3 + 4C12＝PCl5 + 3HClH2O + C12＝HClO + HClH2S + Cl2＝2HCl + S2HBr + C12＝2HCl + Br-2HI + C12＝2HCl + I2⑶与金属离子M+的反应2AsH3 + 12Ag+ + 3H2O ＝As2O3 + 12Ag + 12H+H2S + 2Fe3+＝S + 2Fe+ + 2H+2HI + 2Fe3+＝I2 + 2Fe2+ + 2H +⑷与含氧酸盐的反应5H2S + 2MnO4- + 6H+＝2Mn2+ + 5S + 8H2O6HCl + Cr2O72- +8H+＝3C12 + 2Cr3+ + 7H2O6HI + C1O3-＝3I2 + C1- + 3H2O3、水溶液的酸碱性和无氧酸的强度从质子理论看，物质之为酸或碱，同它能否给出质子还是接受质子有关，非金属元素的氢化物相对水而言多数是酸，少数是碱。
水既是酸又是碱。
HA 在水中电离难易程度的度量，如果这个标准自由能变越负，说明HA 容易电离，即HA 的酸性强。
电离常数，Ka 值越大，酸越强。
究竞是哪一些主要因素影响这些氢化物在水中的酸碱性，主要因素各两个：(1)HA 的键能，(2) 非全属元素 A 的电负性。
HFHCl HBr HI 键能(kJ/mol)565 427 362 295 氢卤酸的强度HF ＜HCI ＜HBr ＜HI 氧族元素的氢化物H 2S 、H 2Se 及H 2Te 在水中均为弱酸能，不难判断它们的酸强度是：H 2S ＜H 2Se ＜H 2Te在氮族元素的氢化物NH 3、PH 3、AsH 3，NH 3接受质子的能力极强，PH 3次之，其它的极弱碱性依次减弱。
18-3 含氧酸1、各族元素最高氧化态的氢氧化物的酸碱性非金属元素氧化物的的水合物为含有一个或多个OH 基因氢氧化物。
作为这化合物的中心原子，即非金属R ，它周围能结合多少个OH ，取决于R +n 的电荷数及半径大小。
一般说来，R +n 的电荷越高，半径越大，能结合的OH 基团数目越多。
但是当R +n 的电荷很高时，其半径往往很小，例如Cl +7应能结合七个OH基团，但是由于它的半径太小(0.027nm)，容纳不了达许多OH ，势必脱水，直到C1+7周围保留的异电荷离子或基团数目，既能满足Cl +7的氧化数又能满足它的配位数，而配位数与两种离子的半径比值有关。
( 参看第八章第三节表8-4)。
处于同一周期的元素，其配位数大致相同。
若以R －O －H 表示脱水后的氢氧化物，则在这分子中存在着R －O 及O －H 两种极性键，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R +离子的极化作用越大。