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。
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。
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。
习题解_非金属元素小结[1]
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第十八章非金属元素小结18-1 按周期表位置，绘出非金属元素单质的结构图，并分析它们在结构上有哪些特点和变化规律。
解：非金属元素的晶体结构大多数是分子晶体，也有少数原子晶体和过渡型层状晶体。
在分子晶体中又可分为两类：一类是以小分子为结构单元，如单原子分子的稀有气体和双原子分子的H2，卤素（X2），O2、N2等；另一类是以多原子分子为结构单元，如S8、Se8、P4等。
它们在周期表中的位置如图所示：从结构图可知：位于非金属—金属交界线附近的元素，其单质的结构比较复杂，其特点是增大配位数，接近金属的结构，如B—C—Si—As—Te，都是以共价键结合成的无限分子，不论是简单或复杂结构，在单质的结构中非金属元素明显地表现出它们各自固有的共价特征。
18-2 为什么氟和其它卤素不同，没有多种可变的正氧化态？解：因为氟原子价层没有空的轨道，基态只有一个未成对电子，只能形成一个共价单键；再由于氟在所有元素中电负性最大，因此，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、电子亲合能和电负性，在按周期表递变规律的同时，还有哪些反常之处？说明其原因。
解：原子半径：r Ga< r Al ，因为Ga是第四周期元素，从Al→Ga，次外层第一次开始出现10个d电子，由于d电子对核电荷屏蔽效应小，导致有效核荷Z*比没有d电子时要大，对最外层电子引力增大，故Ga的半径反常地比Al的小。
电离能：（1）ⅤA族N、P、As的IE1分别大于ⅥA族同周期O、S、Se的IE1，因为前三者价电子层均为半满。
（2）ⅢA第四周期Ga的IE1略大于第三周期的Al，原因和原子半径反常同理。
电子亲合能：（1）第二周期N、O、F的电子亲合能均分别小于第三周期同族的P、S、Cl。
因为第二周期元素原子半径特别小，电子对间排斥作用大。
（2）同一周期从左到右，稀有气体的电子亲合能最小，因为稀有气体价电子层全满。
电负性：按阿莱—罗周电负性标度，第四周期的Ga、Ge、As、Se的x AR均分别比第三周期的Al、Si、P、S要大，其原因和第四周期P区元素Z*和r变化的反常同理。
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）。
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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。
初中化学知识点归纳非金属元素的性质和应用
初中化学知识点归纳非金属元素的性质和应用初中化学知识点归纳：非金属元素的性质和应用在化学中，元素可以分为金属元素和非金属元素两大类。
与金属元素相比，非金属元素的性质有所不同。
本文将归纳非金属元素的性质和一些应用。
一、非金属元素的性质1. 物理性质非金属元素一般为气体、液体或固体，在常温常压下呈现不同的形态。
例如，氢气（H2）和氧气（O2）是气体，氯气（Cl2）是液体，硫（S）和磷（P）是固体。
2. 化学性质（1）非金属元素在化学反应中通常是氧化剂，它们能够与金属元素发生反应，并从金属中夺取电子。
（2）非金属元素多数为电负性较高的元素，容易与金属元素形成离子化合物，例如氯化钠（NaCl）和氧化铝（Al2O3）。
（3）非金属元素与氧气反应时形成的氧化物通常为酸性氧化物，例如二氧化硫（SO2）和二氧化硅（SiO2）。
二、非金属元素的应用1. 氢气（H2）氢气是非常重要的能源，可以作为燃料与氧气反应产生水和能量。
此外，氢气还用于合成氨（NH3）和制备一些金属。
2. 氮气（N2）氮气是空气中的主要成分，它广泛用于各个领域。
例如，氮气被用作保护气体，可防止化学反应中的氧气进入；氮气还用于制备合成氨和制造肥料。
3. 氯气（Cl2）氯气在水处理、消毒和漂白行业中起着重要作用。
它可用于制备氢氯酸和塑料等化学物质。
此外，氯气还是制备其他化学品的重要原料。
4. 氧气（O2）氧气是维持生命的必需品，广泛应用于医疗、潜水、燃烧等领域。
氧气还用于焊接和切割金属。
5. 硫（S）硫被广泛用于生产化学肥料、农药和药物。
硫也是制造火药和炸药的重要成分。
6. 磷（P）磷是生命中不可或缺的元素，广泛用于制造肥料、洗涤剂和荧光体。
此外，磷也用于冶炼金属和制造合成树脂。
综上所述，非金属元素具有与金属元素不同的性质和应用。
了解非金属元素的性质和应用有助于我们更好地理解化学世界，也为相关领域的应用提供了基础。
这就是初中化学知识点归纳的非金属元素的性质和应用。
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。
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锕 钍 镤 铀镎 钚 镅 锔 锫 锎 锿 镄 钔 锘 铹
3
13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar
硅、硼则从碱中置换出氢气：
Si + 2NaOH + H2O===Na2SiO3 + 2H2↑ 3B + 2NaOH + 2H2O ===NaBO2 + 3H ↑
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。
它们的熔点、沸点都按元素在周期表中所处的族 和周期呈周期性的变化。
氢化物的极性强弱变化非常规律。
分子 偶极矩m/D 分子 偶极矩m/D
HF
1.92
H2O
1.85
HCl
1.08
H2S
1.10
HBr
0.78
NH3
1.48
HI
0.38
CH4
0
熔点/摄氏度
з ãµ / ãÉ ÏÊ È¶
0 主非族金元素属氢元化素物都熔点能对形比成具有最高氧150化Ö÷态×å 的Ôª ËØ共Çâ 价»¯ Îï型·Ð µã的¶Ô 简±È
形成八面体结构，配位数为6，也可以为4。所以碘有
配位数为6的高碘酸H5IO6，还有配位数为4的偏高碘酸
HIO4。碲酸的组成式为H6TeO6。
H
由此可以看出：
H
O
O
H O
（l）同一周期元素的含氧酸的结构相似。
H
O
Te
O
分子中的非羟其氧原子数随中心原子的半径
O
H
的减小而增加； （2）同族元素的含氧酸随着中心原子半
酸
CH4～58
NH3 39 H2O 16 HF 3
性 增 强
SiH4～35 GeH4 25
PH3 27 H2S 7 HCl –7 AsH3～19 H2Se 4 HBr –9
↓
(SnH4)～20
SbH3～15 H2Te 3 HI -10
酸性增强→
18.3 含氧酸
18.3.1最高氧化态氢氧化物的酸碱性
铝 硅 磷硫 氯 氩
斜线附近的元素如B、Si、Ge、As、Sb、Se、
4 5
31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
镓锗砷硒 溴氪
49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
铟锡锑碲碘氙
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
6
81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn
铊 铅铋 钋砹氡
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。
7
114
116
118
金属
18.1.1 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。
H
O
B
OO
H
H
O
3-
O
C
OO
H
H
O
2-
O HO N
O -
O
B
O
O
C
O
O
N
O
O
第3周期的成酸元素原子的价电子空间分布为 四面体。形成的RO4n-为正四面体。在SiO44-中， Si原子以sp3杂化轨道与4个氧原子形成4个键。 氧原子上的孤电子对与R形成d-p键。
H
O
H O Si O H
O
H 4-
非金属元素氧化物的水合物为含有一个或多个OH基团的氢氧化物。
这类化合物的中心原子R,它周围能结合多少个OH,取决于R+n的电
荷数及半径第大2小、。3周 期 非 金 属 元 素 的 氢 氧 化 物
通常R+n的电荷高第，半2周径期大的时元，素结合的OH基团第数3周目期多的。当元R素+n的电
非 金荷半属高径元且太素半小R径(+0n小.0时27，nBm+例)3，如容Cl纳C++7不4应了能这结N许+合5 多七O个SHi，O+H4势基必团P脱，+5水但，是S直由+ 6到于C它lC+的l7+周7
18.3.2 含氧酸及其酸根的结构
非金属元素的含氧酸的酸根属于多原子的阴离子; 中心成键原子与氧原子之间有σ键和π键, π键类型
因中心原子的电子构型不同而异;
第2周期的成酸元素没有d轨道，中心原子用sp2杂化轨 道分别与3个氧原子形成健。这些键被由中心原子R 的一个空2p轨道和氧原子形成的离域键。RO3n-离子 都是46大键，为平面三角形(NO3-、CO32-)。
Cl2+2HI=I2+2HCl
18.2.3 水溶液酸碱性和无氧酸的强度
无氧酸的强度取决于下列平衡：
HA+H2OH3O++A常用Ka或pKa的大小来衡量其酸碱性。 可以用rG=-2.303RTlgKa来计算出Ka的值， 也可以用热力学循环来推算。
分子型氢化物中在水溶液中的pKa值（298K）
增 强
GeH4
↓
(SnH4)
NH3 PH3 AsH3 SbH3
H2O H2S H2Se H2Te
HF HCl HBr HI
←还原性增强
还原性大小规律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。 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：
r围Rn+保/ rO留H 的- 异电荷0离.1子5 或基0.团11数目0，.0既8 能0满.3足0 Cl+07的.25氧化0态.2又1 能0满.19
配足位它数的配位数。 3
22
4
433
是 高 氧处化于态同的一氢周氧期的B(元OH素)3，C其(O配H)位4 N数(O大H致)5 相Si(同OH。)4 P(OH)5 S(OH)6 Cl(OH)7 化物 R(OH)n
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。
IA
1
1H
氢
2
准金属
IIIA IVA VA 5 B 6 C 7N
硼碳氮
非金属
2 He
VIA VIIA 氦
8 O 9 F 10 Ne
氧氟氖
IA
1
1H
氢
IIA
2 He
IIIA IVA VA VIA VIIA 氦
脱 水 后 的 氢 氧 化 物不 脱 水 H2CO3 HNO3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
或不脱水
最高氧化态氢氧化物的酸碱性
在化合物R(OH)n中，可以有两种离解方式： R(OH)n→R(OH)n-1+OH- 碱式离解 R(OH)n→RO(OH)n-1+H+ 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，
Chapter 18 非金属元素小结
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
18.1 非金属单质的结构和性质
非金属占22种(金属约为90种)。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。
AH4
AH3
H2A
HA
18.2.1 热稳定性
分子型氢化物的热稳定性，在同一周期中，从 左到右逐渐增强；
在同一族中，自上而下逐渐减小； 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。
18.2.2 还原性
还 原
CH4
性
SiH4
4、非金属一般不与非氧化性稀酸反应，硼、碳、磷、硫、碘、砷等 被浓HNO3 、浓H2SO4 及王水氧化，硅在含氧酸中被钝化，只能在 有氧化剂存在的条件下与氢氟酸反应。
5、除碳、氮、氧外，非金属单质可和碱溶液反应，对于有变价的非 金属元素主要发生歧化反应：
Cl2 + 2NaOH ===NaClO + NaCl + H2O 3I2 + 6NaOH ===5NaI + NaIO3 + 3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O ===3NaH2PO2 + PH3
2
3 Li
锂
4 Be
铍
5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne
硼 碳 氮氧 氟 氖
3
11 Na
钠
12 Mg
镁
IIIB
IVB
VB
VIB VIIB
VIII
13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar
IB IIB 铝 硅 磷 硫 氯 氩
4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr