高三化学 非金属元素及其化合物

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1、专题（八）非金属元素【学习目标】　1．了解元素核外电子排布的周期性与元素性质递变关系，掌握典型非金属在周期表中的位置及其性质的关系。2．了解常见非金属元素（Cl、Br、I、F、H、O、S、N、P、C、Si）的单质及其化合物。【知识总结】一、元素化合物的复习方法落实存在、性质、制备、用途四要点。（1）从位置出发，以Cs为例。位置：第六周期，IA族。→结构特点：最外层只有一个电子，原子半径大。→比Na、K更活泼的金属元素，具强的金属性。→应隔绝空气保存；与水反应剧烈，可能发生爆炸；与氧气迅速反应，主要产物肯定不是Cs

2、2O。（2）从结构出发：已知某元素原子有六个电子层，最外层2个电子→最外层电子数少，电子层数多，应是活泼金属，金属性大于钙→与水剧烈反应；氢氧化物是可溶性强碱；碳酸盐、硫酸盐均不溶于水。（3）从性质出发：某单质能从水中置换出O2。→非金属性大于氧，应为最活泼的非金属元素F→在周期表的右上角，第二周期ⅦA族→可与绝大多数金属、非金属甚至某些稀有气体直接反应；化合价只有-1价；几乎无法用氧化剂将F-氧化成F2。分析：归纳：2．总结规律、串联比较，使知识系统化、网络化。归纳思维过程：位置→最外层电子数→成键情况→实际价

3、态→化学式即：位置→结构→性质3．以结构为主线，以元素周期律为指导，联系类型、掌握递变。二、非金属元素在周期表中的位置和结构1．22种非金属元素，有6种是稀有气体；除H外均处于周期表右上方；除第一周期外，每周期非金属元素数目=8-周期序数。2．除H、He、B外，最外层电子数≥4；且原子半径比同周期的金属元素小。三、非金属单质的物理性质1．常温下状态：气态H2、N2、O2、F2、Cl2（稀有气体除外）；液态Br2；其余为固态。2．晶体类型：原子晶体B、C、Si；分子晶体：除B、C、Si外的其它（常见）非金属单质。3

4、．溶解性：除F2与水发生置换反应，Cl2、Br2在水中发生自身氧化还原反应（部分）外，可以说非金属单质均难溶于水。四．非金属单质的化学性质1．氧化性（1）与氢气反应总结：结论：非金属元素的非金属性越强，其非金属单质的氧化性就越强，就越易与氢气反应；生成的气态氢化物也就越稳定。（2）与金属反应2Fe+3Cl22FeCl3剧烈反应，大量棕褐色的烟。Cu+Cl2CuCl2剧烈燃烧，生成棕黄色的烟。加少量水，溶液变绿色；再加水，溶液变蓝绿色。6Fe+4O22Fe3O4剧烈燃烧，火星四射，生成黑色固体。2Cu+O22CuO

5、加热变黑。Fe+SFeS剧烈反应，生成黑色固体。2Cu+SCu2S铜在硫蒸气中燃烧，有红光。结论：非金属单质与变价金属反应，若非金属单质的氧化性较强（如O2、Cl2、Br2等），则金属被氧化成高价态化合物；若非金属单质的氧化性较弱（如I2、S等），则金属被氧化成低价态化合物。（3）非金属单质间的反应通常，非金属单质可以与O2或X2反应，生成相应的氧化物或卤化物。O2做氧化剂，除X2外的非金属单质均可被直接氧化；X2做氧化剂，许多非金属单质也可被氧化，较熟悉情况为H2、P等。原则：非金属性强的氧化非金属性弱的。（4

6、）非金属间的置换即：元素同周期，右边的置换左边的；元素同主族；上面的置换下面的。写化学方程式：①Cl2+Br-（I-）或Br2+I-；O2+H2S；C+SiO2。②F2+H2O；Cl2+H2S；CH4+O2（不完全燃烧）。③O2+HI；Br2+H2S；I2+H2S。五．（非金属）气态氢化物1．物理性质：一般都是无色气体；除CH4、SiH4外，均为极性分子，都有刺激性气味；HX、NH3易溶于水，H2S可溶，其余一般不溶。2．水溶液酸碱性：ⅥA、ⅦA族元素的气态氢化物的水溶液一般为挥发性酸（HCl、HBr、HI为强酸

7、，其余为弱酸）；NH3水溶液碱性，其余不溶，可视为中性。3．水溶液酸性还原性：非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物的还原性越弱；非金属元素的非金属性越弱，其气态氢化物的还原性越强。六．非金属元素的含氧酸（1）常见的含氧酸（2）酸性强弱递变规律同主族由上至下酸性逐渐减弱；同周期由左到右酸性逐渐增强；同种元素中，高价态酸的酸性一般大于低价态酸的酸性。（3）氧化性酸与还原性酸常见的强氧化性酸有：HNO3、浓H2SO4、HClO等。常见的还原性酸有：H2SO3、H3PO3等。HNO2既有氧化性，又有还原性，但以氧化性为

8、主。（4）某些酸的特殊性质浓H2SO4：吸水性→做干燥剂；脱水性→使晶体脱结晶水，使有机物碳化。HClO：漂白作用。漂白原理与Na2O2同，是利用强氧化性破坏有色物质。H2SO3：漂白作用。与某些有色物质结合生成不稳定的无色物质，加热后恢复原色。HF：与SiO2反应。SiO2+4HF→SiF4↑+2H2O注意：酸的氧化性与氧化性酸是两个不同的概念。酸的氧化性就是指酸中H+