5.知识板块专题讲座之四非金属元素专题复习2005.10.23

1化学辅导重点知识板块专题讲座之四——非金属元素专题复习2005.10.【学习方法指导】（一）1.每族元素抓住代表物.重点讨论该元素的单质、氧化物、氢化物、酸、碱或盐等有关知识.2.注意该族元素与其代表物在结构、性质上的相似性、递变性和特殊性.3.研究结构应分三层次考虑.(1)原子结构(价电子数、原子半径、核电荷数等)(2)分子结构(主要指化学键的种类及牢固程度)(3)晶体结构(构成微粒、微粒间的作用力、空间构型等)4.理清下列关系.5.元素化合物知识网络化元素化合物的知识在中学化学教材中占有较重的比例,内容繁多锁碎,要尽可能以最佳的方法或方式来总结成网络图,主线明确、脉络清晰.6.运用物质结构、元素周期律、氧化还原、化学平衡等理论加深理解某些元素化合物知识。（二）1、抓牢两条知识链（1）金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子失去电子的能力→元素的金属性→最高价氧化物对应水化物的碱性→单质置换水（或酸）中氢的能力→单质的还原性→离子的氧化性。（2）非金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子获得电子的能力→元素的非金属性→最高价氧化物对应水化物的酸性→气态氢化物形成难易及稳定性→单质的氧化性→离子的还原性。2、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据（1）金属性强弱的实验标志①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。③相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。④原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。（2）非金属性强弱的实验标志①与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），气态氢化物越稳定，元素非金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。③相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。2【元素周期规律总结】1、同周期元素“四增四减”规律同周期元素从左至右：①原子最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小；②非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；③最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；④非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱。2、同主族元素“四增四减四相同”规律（1）同主族元素从上到下：①电子层数逐渐增多，核对外层电子的引力逐渐减弱；②金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；③非金属气态氢化物的还原性逐渐增强，稳定性减弱；④最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。（2）四相同：原子最外层电子数相同；最高正化合价、最低负化合价相同；最高价氧化物及其水化物通式相同；非金属气态氢化物通式相同。3、“阴同稀阳上稀”规律具有相同电子层结构的阴、阳离子，阴离子必位于与之有相同电子层结构的稀有气体元素的前面（与该稀有气体元素同周期），而阳离子位于该稀有气体元素的后一周期，再通过阴、阳离子所带电荷数即可确定其所处主族数。4、“奇偶数”规律元素的原子序数为奇（或偶）数，则其在周期表中所处主族序数及最高正化合价数必为奇（或偶）数。若结合数学中“两奇数（或两偶数）的和或差必为偶数，奇数与偶数的和或差必为奇数”的规律，会给解题带来方便。一、非金属元素在周期表中的位置及结构特点.(1)除H外,非金属元素均在“阶梯线”的右上方(2)非金属元素均在主族(稀有元素零族)(3)最外层电子数一般≥4(H、B除外)(4)原子半径比同周期金属半径小.(稀有元素除外)二、非金属元素单质及其化合物的性质和递变规律Ⅰ、非金属元素的化学性质（注意反应条件、现象、生成物的聚集状态）34Ⅱ、常见非全属单质的制取方法1．电解法①电解水溶液：如2NaCl＋2H2O电解2NaOH＋Cl2↑＋H2↑②电解熔融物：如2KHF2电解F2↑＋H2↑＋2KF2．分解法：如2KClO3MnO22KCl＋3O2↑;2H2O2MnO22H2O＋O2↑;CH4高温C＋2H23．置换法：如Cl2＋2NaBr＝2NaCl＋Br2;2H2S＋O2（不足）点燃2H2O＋2S4．氧化法：如MnO2＋4HClMnCl2＋Cl2↑＋2H2O4NaBr＋3H2SO4＋MnO2＝2Na2SO4＋MnSO4＋2Br2+3H2O2H2S＋SO2＝3S＋2H2O55．还原法：C＋H2O高温CO＋H2，2C＋SiO2高温Si＋2CO↑Zn＋2HCl＝ZnCl2＋H2↑（一）单质:1.结构：除稀有气体外，非金属原子间以共价键结合，非金属单质的成键有明显的规律性.若它处在第N族,每个原子可提供8－N个价电子去和8－N个同种原子形成8－N个共价单键,可简称8－N规则;(H遵循2－N规则).如ⅦA族单质:x－x;H的共价数为1,H－H,第ⅥA族的S,Se、Te共价单键数为8－6＝2,第ⅤA族的P、As共价单键数8－5＝3.但第二周期的非金属单质中N2、O2形成多键.2.熔沸点与聚集态：（它们可以分为三类）①小分子物质.如:H2、O2、N2、Cl2等,通常为气体,固体为分子晶体.②多原子分子物质.如P4、S8、As等,通常为液态或固态.均为分子晶体,但熔、沸点因范德华力较大而比①高,Br2、I2也属此类，一般易挥发或升华.③原子晶体类单质,如金刚石、晶体硅和硼等,是非金属单质中高熔点“三角区”，通常为难挥发的固体.注意：非金属单质的晶体类型主要有2种：原子晶体和分子晶体。3.导电性：非金属一般属于非导体,金属是良导体,而锗、硅、砷、硒等属于半导体.但半导体与导体不同之一是导电率随温度升高而增大.4.化学活性及反应：③非金属一般为成酸元素,难以与稀酸反应；固体非金属能被氧化性酸氧化.65.从同一物质制法（同组物质鉴别）的多样性，诱导学生的创新思维。高三复习时，可对反应原理迁移和拓宽，诱导学生的创新思维。如：（1）氨气的制备：传统的制法是：铵盐＋强碱氨气，属：固＋固气型。高三复习时，学生已具备化学平衡知识，知道氨水中存在如下平衡：恰当提出问题：若能使这个连锁平衡左移，能否以浓氨水为原料制备氨气呢？（2）如何使用简便方法鉴别浓H2SO4和稀H2SO4？根据稀、浓H2SO4的物理、化学性质的差别，如密度、溶于水放热、吸水性、脱水性、强氧化性、导电性等：①滴在纸上②溶于水③等体积放在天平上称量④与Cｕ反应⑤与铝或铁反应⑥与NaBr或NaI⑦与K2S或Na2S⑧滴在装浓HCl的试管中⑨滴在胆矾晶体上⑩滴在蔗糖上11、滴在NaCl固体上12、滴在蓝色石蕊试纸上13、等体积的水中滴入相同滴数的两种硫酸，检验导电性等（二）非金属氢化物1、分子结构：ⅣA族的通式为RH4，正四面体结构，非极性分子7ⅤA族的通式为RH3，三角锥形ⅥA族的通式为H2R，V型均为极性分子ⅦA族的通式为HR，直线型2、物理性质：固态时均为分子晶体，其熔沸点都较低，常温下水为液体，其余均为气体。3、化学性质：非金属元素原子跟氢原子通过共价键形成气态氢化物，一般来说，元素的非金属性越强，跟氢化合能力越强，生成的气态氢化物越稳定。因此气态氢化物的稳定性是元素非金属性强弱的重要标志之一。非金属氢化物具有还原性，表现在可以与O2、Cl2、Fe3+，氧化性酸，强氧化剂反应。（三）非金属氧化物的通性：⑴除SiO2是原子晶体外，其他大部分非金属氧化物固态时都是分子晶体，所以它们的熔沸点由于晶体类型的不同而差别较大。⑵许多非金属的低价氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等，不能随便排放到大气中。⑶非金属氧化物大都为酸性氧化物（酸酐），如相对应的含氧酸易溶于水的话，则氧化物易与水化合；反之水化反应难于进行或不发生反应。NO2不是酸酐。⑷不成盐氧化物CO、NO不溶于水，不与碱反应生成盐和水。⑸酸性氧化物和碱性氧化物在固态时反应，通常要加热或高温下才能反应。⑹酸性氧化物可与碱溶液反应生成盐和水。（四）非金属含氧酸的通性：非金属含氧酸都是共价化合物，固态时是分子晶体；常温下为固体的有磷酸和硅酸；上述含氧酸中不溶于水的只有硅酸，其余都溶于水。1、含氧酸的酸性：一般情况下元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强（F、O除外），HNO3H3PO4对于同种非金属元素形成的不同含氧酸，其非金属的价态越高，酸性越强，H2SO4H2SO3要证明酸性强弱的顺序，可用“强酸制弱酸”的规律Na2SiO3+CO2+2H2O==H4SiO4↓+Na2CO32、含氧酸的热稳定性：难挥发性含氧酸受热难分解，如H2SO4和H3PO4不稳定的有HNO3、HClO（受热或见光分解放出O2）H2CO3H2SO3（常温下易分解，生成氧化物和水）3、含氧酸的强氧化性：某些含氧酸具有强氧化性，如浓H2SO4，浓、稀HNO3，HClO等。①同周期非金属元素最高价含氧酸从左到右酸性增强②氧化性:同种元素低价强于高价含氧酸如:HClO＞HClO3＞HClO4(稀)；HNO2＞HNO3(稀)；H2SO3＞H2SO4(稀)；4、含氧酸的命名：8高某酸：HMnO4HClO4(正）酸：H2MnO4HClO3H2SO4H3PO4亚某酸：H2MnO3HClO2H2SO3H3PO3次某酸：HClOH2SO2H3PO2（五）卤化物:易水解。如PCl3＋3H2O＝H3PO3＋3HCl；SiCl4＋3H2O＝H2SiO3＋4HClBCl3＋3H2O＝H3BO3＋3HCl；BrF5＋3H2O＝HBrO3＋5HF利用此法可制得氢卤酸和含氧酸（六）含氧酸盐从它们的⑴溶解性、⑵稳定性、⑶与酸碱的反应、⑷氧化还原性、⑸鉴别等方面掌握（1）、溶解性：钾钠铵硝水中溶盐酸除去亚汞银硫酸铅钡水不溶①微溶物：Ca(OH)2，CaSO4，Ag2SO4，MgCO3②CuS，Ag2S，PbS，HgS不溶水，不溶于稀H2SO4或稀HCl；FeS不溶于H2O但溶于酸。③正盐溶解度一般小于酸式盐CaCO3Ca(HCO3)2Ca3(PO4)2Ca(H2PO4)2但Na2CO3NaHCO3（2）、各种盐的性质：常见的6种非金属知识主线：气态氢化物单质氧化物氧化物对应水化物相应含氧酸盐HClCl2HClONaClOH2SSSO2SO3H2SO3H2SO4Na2SO3Na2SO4NH3N2NONO2HNO3NaNO3PH3PP2O5HPO3H3PO4Ca3(PO4)2CH4CCOCO2H2CO3CaCO3SiH4SISiO2H4SiO4H2SiO3Na2SiO3（七）元素非金属性的强弱规律：1.常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H：2.元素的非金属性与非金属单质活泼性是并不完全一致的：如元素的非金属性O＞Cl，N＞Br；而单质的活泼性：O2Cl2，N2Br2。3.比较非金属性强弱的八条依据（1）元素在周期表中的相对位置①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F＞O＞N＞C＞B；Cl＞S＞P＞Si等。②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F＞Cl＞Br＞I；O＞S＞Se；N＞P＞As等。（2）非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强。如F2、Cl2、Br2、I2与H2化合由易到难，所以，非金属性F＞Cl＞Br＞I。9（3）气态氢化物的越稳定，非金属性越强，如稳定性HF＞H2O＞HCl＞NH3＞HBr＞HI＞H2S＞PH3，所以非金属性F＞O＞Cl＞N＞Br＞I＞S＞P。（4）最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性越强，如酸性HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H4SiO4，则非金属性Cl＞S＞P＞C＞Si。（5）非金属性强的元素的单质能置换出非金属性弱的元素的单质。如2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑；O2＋4HCl＝2H2O＋2Cl2（地康法制Cl2）；Cl2+2NaBr＝2NaCl+Br2；3Cl2＋2NH3＝N2＋6HCl；Cl2+H2S＝S＋2HCl。（6）非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，则非金属性S＜I＜Br＜Cl＜F。（7）与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强，如Cu+Cl2CuCl2；2Cu+S