5非金属元素小结讲解
元素—非金属元素(应用化学课件)
氯的含氧酸及其盐
• HClO → HClO3 → HClO4的氧化性依次减弱，由此可见氧化 性的强弱与氯元素在含氧酸中氧化数的高低没有直接的联 系，如HClO4中Cl的氧化数（+7）最高，而其氧化性在氯的 含氧酸中却最弱。
• 氯的含氧酸盐广泛应用于工业。次氯酸盐溶液有氧化性和 漂白作用。漂白粉是用氯气和消石灰作用制得的次氯酸钙、 氯化钙的混合物，其有效成分是次氯酸钙[Ca(ClO)2]。
氮的含氧酸及其盐
• ⑵硝酸及其盐 • 上述三种分解方式都有氧气放出，高温时硝酸盐是很好的
供氧剂，常用于制造火药、焰火。硝酸铵热稳定性更差， 缓慢加热到200 ℃，分解为N2、O2和H2O，加热过猛可能 使硝酸铵发生爆炸，是硝铵炸药的主体。
• 知识点：含氧酸及含氧酸盐之六——氯的含氧酸 及其盐
• 单位：
氯的含氧酸及其盐
• 氯的含氧酸有：次氯酸（HClO）、亚氯酸（HClO2）、氯 酸（HClO3）、高氯酸（HClO4）四种，其中氯的氧化数分 别为+1、+3、+5、+7。在氯的各种含氧酸中，亚氯酸最不 稳定，容易歧化，常见的含氧酸是HClO、HClO3、HClO4， 这些含氧酸及其盐的化学性质变化规律很特别：
• 漂白粉是廉价的漂白剂、消毒剂和杀菌剂。
氯的含氧酸及其盐
• 固体氯酸钾在高温下是强氧化剂，实验室用它制取氧气。
• KClO3与易燃物（如钽、硫磺、磷、有机物等）混合后，经 摩擦或撞击会爆炸，这一性质被用于制造炸药、焰火等。
• KClO4比较稳定，但与有机物接触时也容易着火，在610 ℃ 时熔化并发生分解。
稳定性较差，加热会分解。金属硝酸盐热分解方式，有如 下三种情况： • ①活泼金属（比Mg活泼的碱金属和碱土金属）的硝酸盐 分解生成亚硝酸盐和氧气。如：
元素周期表中的非金属元素
元素周期表中的非金属元素元素周期表是我们理解化学元素的基础，它按照原子序数和化学性质将元素分类排列。
在元素周期表中，除了金属元素外，还存在着一类特殊的元素，即非金属元素。
本文将深入探讨元素周期表中的非金属元素及其重要性。
一、氢 (H)氢是元素周期表中的第一元素，也是最轻的元素，其原子核只含有一个质子。
氢的密度很低，是一种无色、无味且无毒的气体。
它广泛应用于合成氨、石油开采、航空航天等众多领域。
此外，氢还是燃料电池中的关键组成部分，可以转化为电能，并且排放的是无害的水蒸气。
二、氮 (N)氮是元素周期表中的第七元素，它占据了大气中的78%。
氮气具有无色、无味、无毒的特点，不会直接支持燃烧。
氮广泛应用于肥料、火药、炸药、化肥等领域。
此外，氮还是生物体中蛋白质、核酸等重要生物大分子的组成元素，对于生命的存在和发展至关重要。
三、氧 (O)氧是元素周期表中的第八元素，它在地壳中的含量最丰富。
氧气是一种无色、无味、无毒的气体，对于维持地球上的生命活动至关重要。
氧广泛应用于各个领域，如医疗、工业、燃料等。
氧还是许多氧化反应和燃烧反应的重要参与者，类似于我们日常生活中的火焰。
四、碳 (C)碳是元素周期表中的第六元素，它是地球上最丰富的元素之一。
碳的存在形式包括钻石、石墨和无机碳酸盐等。
碳是有机化合物的基础，是生命的构成要素。
我们广泛接触到的有机物质，如糖、脂肪、蛋白质等都是由碳构成的。
五、硫 (S)硫是元素周期表中的第十六元素，在地壳中也存在着丰富的硫化物。
硫具有黄色，气味刺激的特征，不溶于水。
硫广泛用于药物、化肥、制草剂等领域。
此外，硫还是一种重要的非金属工业原料，用于生产硫酸等化学品。
六、磷 (P)磷是元素周期表中的第十五元素，它在地壳中的含量较低。
磷是一种黄色固体，具有高反应活性。
磷广泛应用于农业、生物、医药等领域。
磷是肥料生产中的重要成分，可以促进植物的生长发育。
七、氯 (Cl)氯是元素周期表中的第十七元素，是一种常见的非金属元素。
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）。
元素化合价知识点总结归纳
元素化合价知识点总结归纳元素化合价知识点总结归纳一、元素化合价的概念元素化合价，也称为元素的化合力，是指一个元素在化合物中与其他元素结合的能力或倾向。
元素的化合价可以通过化学方程式中原子或离子的个数来表示。
二、元素化合价的规律1. 金属元素的化合价大多数金属元素的化合价是固定的。
例如，钠的化合价为1，铁的化合价为2或3，铜的化合价为1或2等。
但是也有部分金属元素的化合价是可变的，例如铁在氯化铁中可以是2价或3价。
2. 非金属元素的化合价非金属元素的化合价常常不是固定的，而是存在多个可能的值。
例如，氯的化合价可以是1、3、5或7，氧的化合价可以是1或2，氮的化合价可以是1、2、3、4或5等。
3. 元素化合价的趋势元素的化合价通常有一定的规律和趋势。
一般来说，元素的化合价趋向于和其电子结构有关。
通过观察元素的周期表位置可以发现，从左到右在同一周期中，元素的化合价通常递增；而从上到下在同一族中，元素的化合价通常递减。
三、元素化合价的确定方法确定一个元素的化合价主要通过以下几种方法：1. 元素的电子结构：根据元素的电子排布来推断其可能的化合价。
例如，氧的电子结构为1s²2s²2p⁴，根据其外层的6个电子，可以推断氧的化合价为2。
2. 元素的氧化数：氧化数是指元素在化合物或离子中的相对电荷。
通过氧化数的变化，可以推断元素的化合价。
例如，在NaCl（氯化钠）中，钠的氧化数为+1，氯的氧化数为-1，因此可以推断钠的化合价为+1。
3. 元素的化学性质：通过元素的化学性质来推断其可能的化合价。
例如，氟是最活泼的非金属元素，通常具有-1的化合价，而碱金属元素通常具有+1的化合价。
四、元素化合价的应用元素化合价的知识在化学中具有重要的应用价值。
它可以帮助我们理解和推断化学反应的发生方式和机理。
1. 化学方程的平衡在平衡化学方程式中，元素的化合价可以帮助我们平衡方程式的系数。
通过确定化合价，我们可以确定元素在化学反应中的参与及其相对数量，从而平衡方程式中原子和离子的个数。
非金属元素及其化合物重要化学方程式小结
高一上学期非金属元素及其化合物重要化学方程式小结1.F2 + H2＝2HF (冷暗处爆炸) Cl2 +H2点燃2HCl (光照或点燃)注意：氢气在氯气中燃烧时呈苍白色火焰.硫单质与氢气的化合反应：2.Cl2 +2Na点燃2NaCl(火焰呈黄色,白烟) Cl2+Cu点燃CuCl2(棕色的烟)3Cl2 +2Fe点燃2FeCl3(棕色的烟)3.Cl2+2NaBr＝2NaCl+Br2 Cl2 +2KI ＝2KCl+I2（此反应可用于氯气的检验）4.2O2 +3Fe 点燃Fe3O4 2Fe+3Br2＝2FeBr3 Fe+I2△FeI2Fe+S △2Cu+ S△Cu2S 2Na+S＝Na2S(研磨或加热)5.S+O2点燃SO2 N2+O2＝2NO(放电)6.2C+O2(少量)点燃2CO C+O2(足量)点燃CO2 C+CO2高温2CO7.Cl2+H2O＝HCl+HClO 2F2 +2H2O＝4HF+O28.Cl2+2NaOH＝NaCl+NaClO+H2O9.2Cl2+2Ca(OH)2＝CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O(漂粉精的主要成分与有效成分)10.4HCl(浓)+MnO2△MnCl2+Cl2↑+2H2O（实验室制取氯气的反应原理）11.注意工业上氨的催化氧化制硝酸的反应原理4NH3+5O2催化剂△4NO+6H2O2NO+O2＝2NO2（NO是无色气体而NO2是红棕色气体）3NO2+H2O＝2HNO3+NO12.NH3+HCl＝NH4Cl(白烟) NH3+HNO3＝NH4NO3(白烟) 2NH3+H2SO4＝(NH4)2SO413.工业合成SO3：2SO2+O2催化剂加热2SO3。
14.工业上合成硫酸的原理：⑴工业上制取SO2有两种方法：一是用FeS2；另一种用硫磺。
⑵SO2催化氧制取SO3：2SO2+O2催化剂加热2SO3⑶溶于水制得硫酸SO3+H2O＝H2SO415.2SO2+O2+2H2O＝2H2SO4(这是SO2在大气中缓慢发生的环境化学反应)16.SO2使氯水褪色：SO2+Cl2+2H2O＝H2SO4+2HCl注：SO2能使氯水、溴水、碘水褪色，显示的是SO2的还原性，而不是漂白性17.2CO+O2点燃2CO2 CO+CuO △Cu+CO218.工业上炼铁的反应原理3CO+Fe2O3△219.SO2+H2O H2SO3 CO2+H2O H2CO320.SO3+H2O＝H2SO4 SO3+CaO＝CaSO4 SO3 +Na2O＝Na2SO4 CO2 +Na2O＝Na2CO321.SO3+Ca(OH)2＝CaSO4+H2O SO2+Ca(OH)2＝CaSO3↓+H2O注：不能用澄清石灰水鉴别SO2和CO2，可用品红、溴水、酸性高锰酸钾溶液鉴别。
P区元素性质小结
(2) 酸碱性及酸强度
含氧酸的水溶液都呈酸性。 (HO)mROn的酸强度的决定因素： 非羟基氧原子个数的多少 n越大，酸性越强；
R的离子势 大小 越大，酸性越强。
(3) 氧化还原性（情况复杂）
同族从上下，最高价含氧酸的氧化性呈锯齿形上升 变化。其中：第二周期特殊，第四、六周期不规则性，
而以第四周期p区中间横排元素含氧酸的氧化性最强。
层形分子As、Sb、Bi
C、Si（Ge、Sn）：
碳族元素N=4，8-N=4。 C、Si及金属元素Ge、 Sn都有同素异构体， 不过它们都有4配位 金刚石型结构:
金刚石型结构
碳还有石墨型和球烯型结构。石墨虽有不同晶型， 但层形分子中C都是sp2杂化，由于离域大键的存在， 层上的成键不遵从8-N法则；球烯也不遵从8-N法则：
Ne、Ar、 Kr、 Xe
卤素及氢
N=7 ，8-N=1，所以分子是双原子分子。
这一点也许出乎意料: 碘还能形成线性的I3-， 进而生成负一价多碘离子 [(I2)n(I-)]。含有这种多碘 离子的固体有导电性，导 电机理可能是电子或空穴 沿多碘离子链跳移，也可 能是I -在多碘离子链上以 接力方式传递：
p区元素性质小结
非金属元素数量虽不多(22种，基本 都在p区)，但所涉及的面却很广。 p 区元素性质小结主要是对非金属元素 的单质、氢化物、含氧酸及含氧酸盐的 结构和性质、以及p区元素的某些特殊 性进行小结。
元素在周期表中的分布
蓝框内是p区元素(30种)
折线上方是非金属(22种)
氢
He 13 14 15 16 17
O、S、 Se、 Te
氧族元素N=6，8-N=2。但O2有些特殊，每个O 只与一个原子配位形成双原子分子，因为O2中 化学键并非单键，8-N法则不适用:
无机非金属材料ppt课件
类型：陶瓷、玻璃、水泥 （1）陶瓷 ·主要原料：黏土 ·主要成分：含水的铝硅酸盐，成分复杂
（2）玻璃 ·主要原料：纯碱(Na2CO3)、石灰石(CaCO3)、石英砂(SiO2) ·主要成分：Na2SiO3、CaSiO3和SiO2
高温
Na2CO3+SiO2===Na2SiO3+CO2↑
高温
CaCO3 +SiO2===CaSiO3 + CO2↑
二、新型无机非金属材料
1、硅和二氧化硅
根据元素周期表中硅的位置，思考： 为什么硅能成为应用最为广泛的半导体材料？
第三周期、第IV A族
①硅的存在与性质：
硅在自然界以硅酸盐和氧化物的形式存在
硅酸盐矿石
玛瑙（ SiO2 ）
水晶（ SiO2 ）
高温下，硅能与氧气反应生成SiO2，与氯气反应生成 SiCl4 。
（3）碳纳米材料
碳纳米材料是近年来人们十分关注的一类新型无机非金属 材料，主要包括富勒烯、碳纳米管、石墨烯等，在能源、信息、 医药等领域有着广阔的应用前景。
注：碳纳米材料、金刚石、石墨都是碳的同素异形体， 它们因结构不同(碳原子排列方式不同)而具有不同性质。
——富勒烯
富勒烯是由碳原子构成的 一系列笼形分子的总称，其中 的C60是富勒烯的代表物。C60的 发现为纳米科学提供了重要的 研究对象，开启了碳纳米材料 研究和应用的新时代。
③
。
②二氧化硅的性质：
（1）物理性质: 二氧化硅硬度大、熔点高，不溶于水
（2）化学性质:
酸性氧化物：SiO2＋2NaOH=== Na2SiO3＋H2O ；
具有氧化性：SiO2＋2C
Si＋2CO↑；
特 性 ：SiO2＋4HF=== SiF4↑＋2H2O。
(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。
2024秋季人教版高一化学必修第二册第五章化工生产中的重要非金属元素《第二节氮及其化合物：氨》
听课记录：2024秋季人教版高一化学必修第二册第五章化工生产中的重要非金属元素《第二节氮及其化合物：氨》一、教学目标（核心素养）1.知识与技能：学生能够理解氨的物理性质、化学性质，掌握氨的实验室制备方法及原理。
2.过程与方法：通过实验操作、观察与讨论，培养学生科学探究能力和实验操作能力；运用化学方程式描述氨的相关反应，提升化学语言应用能力。
3.情感态度价值观：激发学生对化学工业的兴趣，认识氨在化工生产中的重要地位，培养社会责任感和环保意识。
二、导入教师行为：•展示一张氮肥农田的图片，提问：“同学们，你们知道这张图片中的作物为什么能长得如此茂盛吗？”•引出氮肥的重要性，进而介绍氮肥的主要成分——氨，并提问：“那么，氨是如何被生产出来的呢？它又有哪些独特的性质呢？今天我们就来一起探索《氮及其化合物：氨》。
”学生活动：•观看图片，思考并回答教师的问题，对氮肥的作用产生好奇。
•聆听教师介绍，对即将学习的内容充满期待。
过程点评：•导入环节通过生活实例引入，贴近学生生活，有效激发了学生的学习兴趣和探究欲望。
三、教学过程1. 氨的物理性质教师行为：•展示氨气的物理性质表格，引导学生观察并总结氨的色、态、味、密度、溶解性等。
•演示氨气喷泉实验，让学生直观感受氨极易溶于水的特性。
学生活动：•观察表格，小组讨论并总结氨的物理性质。
•观看实验，记录实验现象，讨论并解释氨极易溶于水的原理。
过程点评：•理论与实践相结合，通过实验加深了对氨物理性质的理解，培养了学生的观察力和分析能力。
2. 氨的化学性质教师行为：•讲解氨与水的反应，引出氨水的概念及性质。
•演示氨与氯化氢的反应（白烟实验），说明氨的碱性及与酸的反应。
•引导学生分析氨的催化氧化反应，介绍其在工业制硝酸中的应用。
学生活动：•听讲并记录关键知识点，理解氨的化学性质。
•观察实验，记录实验现象，尝试用化学方程式表示反应过程。
过程点评：•通过实验演示，使抽象的化学性质具体化，增强了学习的直观性和趣味性。
关于元素的金属性、非金属性的教学反思
关于元素的金属性、非金属性的教学反思作者：吴有洁来源：《知音励志·社科版》2016年第09期本文主要介绍在日常的教学过程中对元素的金属性和非金属性有关知识的讲解，以及在讲解过后对这一部分知识的教学反思。
【关键词】金属性；非金属性人教版高中化学《必修二》的元素周期律中介绍了元素的金属性和非金属性的有关知识，这部分知识不仅是中学化学教学的重点、难点，而且还是高考命题的热点。
本文是笔者在教授这部分知识过后的总结和反思，帮助同学们更好的理解元素的金属性和非金属性，以及与之相关联的其他知识和问题。
1 元素的金属性元素的金属性一般认为是由元素的原子失去电子的难易程度来决定的，越容易失去电子，则元素的金属性越强；反之，元素的金属性越弱。
元素的金属性强弱的判断依据有以下几点：1.1 元素在周期表中的位置关系。
在同一周期中，从左到右随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐减弱。
在同一主族中，从上到下随着原子核外电子层数的递增，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐增强。
1.2 最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则元素的金属性越强。
同周期中从左到右最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱，在同主族中从上到下最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强。
1.3 金属活动性顺序从金属活动性顺序来判断元素的金属性，分为几个方面来考虑：（1）常温下，单质与非氧化性酸或水反应置换出氢的难易程度。
单质与非氧化性酸或水反应越容易得到氢气，则其对应的元素的金属性越强；否则，其对应的金属性越弱。
（2）单质的还原性或金属阳离子氧化性的强弱。
一般来说，单质的还原性越强或金属阳离子氧化性越弱，则对应元素的金属性越强。
（3）金属单质间的置换反应。
根据金属活动性顺序处于前面的金属可以将处于后面的金属从它的盐溶液中置换出来。
其实利用的是金属性强的元素将金属性弱的元素置换出来的的规律。
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
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
无机化学第四版(下册)第十八章习题答案
第18章非金属元素小结18-1 略18-2为什么氟和其他卤素不同，没有多种可变的正氧化态？解：因为F是电负性最大的元素，在形成化合物时，电子云总是偏向F，而且F处于第二周期，没有空d轨道参与成键，所以，和其他卤素不同，没有多种可变的正氧化态。
18-3 小结p区元素的原子半径、电离能、电子亲和能和电负性，在按周期性递变规律的同时，还有哪些反常之处？说明其原因。
解：p区元素的原子半径、电离能、电子亲和能和电负性，对同一周期，一般是自左向右原子半径依次减小，电离能依次增大，电子亲和能依次增大，电负性依次增大。
对于同一族，一般是从上到下原子半径依次增大，电离能依次减小，电子亲和能依次减小，电负性依次减小。
但第V A族的N、P、As等的第一电离能和电子亲和能出现反常，第一电离能比同周期VIA族的O、S、Se大，电子亲和能比同周期IV A族的C、Si、Ge小，这是由于V A族元素的外层p轨道处于半充满，结构稳定，不易失去电子，也不易接受电子。
另外，F的电子亲和能要小于Cl，O的电子亲和能小于S，N的电子亲和能小于P等，这是由于第二周期p区元素的原子半径太小，电子云密度大，电子之间排斥力很强，以致当加合一个外来电子形成负离子时，因排斥力大使放出的能量减小，导致上述反常结果。
18-4 概括非金属元素的氢化物有哪些共性？解：非金属元素的氢化物都是以共价键结合的分子型氢化物，在通常状况下为气体或挥发性液体，都能与氧、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。
18-5 已知下列数据(298K)：△f G mӨ[H2S(aq)]= －27.9 kJ·mol-1；△f G mӨ[S2-(aq)]= 85.8 kJ·mol-1；△f G mӨ[H2Se(aq)] = 22.2 kJ·mol-1；△f G mӨ[Se2-(aq)] = 129.3 kJ·mol-1试计算下列反应在298K时的△r G mӨ和平衡常数K，并比较两者中哪一个酸性较强？(1) H2S(aq) －→ 2H+(aq) + S2-(aq)(2) H2Se(aq) －→2H+(aq) + Se2-(aq)解：(1) H2S(aq) －→ 2H+(aq) + S2-(aq)298K △r G1Ө= △f G mӨ[S2-(aq)]－△f G mӨ[H2S(aq)]= 85.8－(-27.9) = 113.7kJ·mol-1由△r G1Ө = - RTlnK1Ө求得：K1Ө = 1.17×10-20(2) H2Se(aq) －→2H+(aq) + Se2-(aq)298K △r G2Ө= △f G mӨ[Se2-(aq)]－△f G mӨ[H2Se(aq)]= 129.3－22.2) = 107.1kJ·mol-1由△r G2Ө = - RTlnK2Ө求得：K2Ө = 1.68×10-19通过(1)、(2)的计算结果可知：H2Se的酸性比H2S的酸性强。
无机与分化-非金属元素
同周期左右:x，键间结合力，产物稳定性
22
氢化物
2). 还原性
同周期左右：
还原性
r ，x，非金属原子接受电子， 失电子能力，氢化物还原性 同族上下：
r ，x，非金属原子接受电子 ， 失电子能力，氢化物还原性
23
氢化物
例：a) 与O2的反应
2NH3 + 5O2 2PH3 + 4O2 Pt催化剂 4NO + 6H2O P2O5 +3H2O
• H Se •
2
•H Te
2
-100 分子量
• •HBr
60 120
•HI
分子量
28
60 120
典型的氢化物
4. 典型的氢化物 (1) 乙硼烷(B2H6)
高能燃料，熔点107.5K，沸点180.5K
乙硼烷
在空气中是一种易燃、易爆、易水解的剧毒气体。
29
多中心键：较多的原子靠较少的电子而结合起来 的一种离域共价键。
r Hm 2055kJ mol
1
是强还原剂 B2H6 + 6Cl2
B2H6 +2LiH 2LiBH4 (硼氢化锂) 易水解 B2H6+6H2O＝2H3BO3 + 6H2
乙醚
2BCl3 + 6HCl
r Hm 509.2kJ mol 水底火箭燃料 32 有毒性，燃烧不完全，且不稳定，制备工艺复杂
2
还 熔 原 沸 性 点 酸 性
27
HI
还原性，酸性
氢化物
t沸 ℃
•SnH •SiH •CH
4
t沸 ℃
4
-100
•GeH
高中化学非金属及其化合物教案及练习新人教版必修
高中化学非金属及其化合物教案及练习新人教版必修一、教学目标：1. 理解非金属元素（如氢、氧、氮、卤素、硫等）及其化合物的性质、结构和用途。
2. 掌握非金属元素及其化合物的化学式、反应方程式。
3. 能够运用非金属元素及其化合物的知识解决实际问题。
二、教学内容：1. 非金属元素（如氢、氧、氮、卤素、硫等）的基本性质和用途。
2. 非金属元素及其化合物的结构、性质和反应。
3. 非金属元素及其化合物的制备、提纯和应用。
三、教学重点与难点：1. 非金属元素（如氢、氧、氮、卤素、硫等）的基本性质和用途。
2. 非金属元素及其化合物的结构、性质和反应。
3. 非金属元素及其化合物的制备、提纯和应用。
四、教学方法：1. 采用问题驱动法，引导学生思考非金属元素及其化合物的性质和用途。
2. 通过实验现象，分析非金属元素及其化合物的结构、性质和反应。
3. 利用案例分析，探讨非金属元素及其化合物的制备、提纯和应用。
五、教学准备：1. 实验室用具：烧杯、试管、滴定管等。
2. 实验试剂：氢气、氧气、氮气、卤素化合物、硫化合物等。
3. 教学课件和教案。
六、教学步骤：1. 导入：通过生活中的实例，引发学生对非金属元素及其化合物的兴趣。
2. 讲解：介绍非金属元素（如氢、氧、氮、卤素、硫等）的基本性质和用途。
3. 实验：进行非金属元素及其化合物的性质实验，如氢气的燃烧、氧气的助燃性等。
4. 讨论：分析实验现象，引导学生理解非金属元素及其化合物的结构、性质和反应。
5. 案例分析：介绍非金属元素及其化合物的制备、提纯和应用实例。
七、教学评估：1. 课堂问答：检查学生对非金属元素及其化合物的基本性质和用途的理解。
2. 实验报告：评估学生在实验中的观察、分析和讨论能力。
3. 课后作业：布置相关习题，巩固学生对非金属元素及其化合物的知识。
八、教学拓展：1. 介绍非金属元素及其化合物在现代科技领域的应用。
2. 探讨非金属元素及其化合物在环境保护和资源利用中的作用。
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三、还原性：
规律：
还
CH4
原 性
SiH4
NH3 PH3
H2O H2S
增 GeH4 强 (SnH4)
AsH3 SbH3
H2Se H2Te
还原性增强
HF HCl HBr HI
与稳定性的增减规律相反，稳定性大的， 还原性小，反之亦然。
氢化物与氧化剂: 卤素、金属离子、含氧酸盐
（1）与O2的反应 4NH3+5O2=4NO+6H2O
AH4 AH3 H2A HA
主族元素氢化物沸点对比
150
100
50
0
-50
-100
-150
-200
周 期 （从第二周期至第六周期）
AH4
AH3
H2A
HA
二、热稳定性
▲
HnA
A+n／2H2
▲
AHn
A+n／2H2
规律：同周期 左 同族 上
右 增大 下 减小
氢化物的热稳定性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 热稳定性还与键能自上而下越来越弱有关。
（2）与Cl2的反应 H2S+Cl2＝2HCl+S 2HBr+Cl2＝2HCI+Br2
（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 5H2S+2MnO4-+6H+＝2Mn2++5S +8H2O
分子型氢化物
ⅡⅣⅤⅥⅦ
2 B2H6 CH4 NH3 H2O HF
3
SiH4 PH3 H2S HCl
4
AsH3 H2Se HBr
5
H2Te HI
熔点/摄氏度
沸点 / 摄氏度
主族元素氢化物熔点对比
0 -20 -40 -60 -80 -100 -120 -140 -160 -180 -200
非金属
稀有气 体
3
Na
Mg
II IB
IV B
VB
VIB
VI IB
VIIIB
0
III A
IV A
VA
VI A
VI H IA e
B
C
N
O
F
N e
IB
II B
Al
Si
P
S
Cl
A r
4K
Ca Sc Ti V
Cr
Mn
Fe
Co Ni Cu Zn Ga Ge
As
Se
Br
K r
5 Rb
Sr
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
+ +
S2P1 高低 价价 （（
31 ）） 稳稳 定定 性性 减增 弱强
失P1
ⅤA
氧化数
N -3，-2，-1，+1~+5
P
+3，+5，-3
As
+3，+5，-3
Sb +3，+5，（-3）
Bi +3，（低 价价 （（ 31 ）） 稳稳 定定 性性 减增 弱强
从上至下，高价稳定性减弱，低价稳定性增加。
Ⅵ
H2O H2S H2Se H2Te
第六章 非金属元素小结
（P区元素包括iiiA-viiiA加氢元素22种，价电子构型为ns2np1-6）
6.1 非金属单质的结构和性质 6.2 分子型氢化物 6.3 含氧酸 6.4 非金属含氧酸盐的某些性质 6.5 P区元素的次级周期性
IA 1 H IIA 2 Li Be
碱金属
碱土金属
过渡元 素
主族金 属
注：单质Si只能和HNO3-HF混合酸反应 3Si+12HF+4HNO3=3SiF4 +4NO +8H2O
3、与碱作用：
（1）C、N2、O2 与碱不反应
（2）Cl2、Br2、I2、P、S在碱中歧化反应
Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O 3Cl2 + 6NaOH =5NaCl + NaClO3 + 3H2O 3I2 + 6NaOH =5NaI + NaIO3 + 3H2O 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O =3NaH2PO2 + PH3
6-2 氢化物
除稀有气体素外的非金属都能形成氢化物，且 均为分子型氢化物（共价键）。
一、物理性质
非金属元素的氢化物大都以共价键合，为分 子型晶体，通常状况下为气体或挥发性液体。
氢化物的熔、沸点随分子量的增大而呈规 律性变化。H2O、HF、NH3分别较本族其它氢 化物的熔、沸点偏高（氢键的影响），其它均 随分子量的增大（分子间的作用力也增大）而 沸点升高。
二、化学性质
1、化学活泼性 常温常压下，常见非金属中较活泼的有： F、Cl、Br、O、P、S
不活泼的有： C、B、N、Si、（ⅧA）族元素
但在高温高压下，除少数稀有气体外， 一般均发生化学反应。
2、与酸作用：
（1）非金属和无氧化性的稀酸不作用
（2）C、P、S、I2、B、As与氧化性的浓酸反 应，得到相应元素族价的含氧酸，并放出SO2 或NO2。例： P+5HNO3（浓）=H3PO4+5NO2 + H2O 2B+3H2SO4（浓）=2H3BO3+3SO2
I
X e
6 Cs
Ba La Hf Ta
W
Re Os
Ir Pt Au Hg Tl
Pb
Bi
Po
At
R n
7 Fr
Ra Ac Rf Db
Sg
Bh
Hs
Mt
U un
Uu u
Uu b
6-1 非金属单质的结构和性质
一、非金属单质的结构和物理性质
1、非金属元素在周期表中的位置 2、晶体类型、状态
（如惰性气体、卤素、硼等）
三、对角线规则（斜线关系）
二周期
三周期
在周期表中，有数对处于相邻族的对角线 上的元素它们的性质很相似，特别是主族二、 三周期元素。
如：Li-Mg、Be-Al、B-Si。
四、稳定氧化态变化规律
1、事实：
ⅢA 氧化数 B +3（无+1） Al +3（+1不稳） Ga +3，+1 Tn +3，+1 Tl +1（+3不稳）
（3）Si, B与碱反应放氢气 Si+2NaOH+H2O=NaSiO3+2H2↑ 2B+2NaOH+H2O=NaBO2+3H2↑
（4）F2与碱反应放氧气 2F2 + 4OH- = 4F- + O2 ↑+ 2H2O
4、与水反应：多数不反应 5、非金属与金属元素反应形成卤化物，氧化物， 硫化物，氢化物，无氧酸，含氧酸等 6、非金属元素彼此之间也可形成卤化物，氧化物， 无氧酸，含氧酸等。
四、水溶液的酸碱性：
1、氢化物在水中的行为 （1） 不与水作用 如：CH4、PH3、AsH3
（2） 水解放氢气 如：B2H6、SiH4
形成强酸 如：HCl、HBr、HI
（3） 溶于水电离
形成弱酸 如：HF、H2S、 H2Se、H2Te
形成弱碱 如：NH3
2、酸碱性规律
同周期 左
右
同族 上
下
Ⅴ 2 NH3 3 4 5