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非金属总论
　　元素及其化合物是概念、理论、实验、计算的载体，因此非常重要。在复习过程中，要把握位、构、性三者的关系，抓典型一般，注意特殊，区别异同。
　　一、知识归纳
　　1．结构和位置
　　（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，非金属有16种（外加6种稀有气体元素）。除氢外，非金属元素都位于周期表的右上方。H元素在左上方。F为非金属性最强的元素。
非金属在周期表中的位置
主族
周期 ⅠA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
一 H 　 　 　 　
二 B C N O F
三 　 Si P S Cl
四 　 　 As Se Br
五 　 　 　 Te I
六 　 　 　 　 At
　　（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较，非金属原子最外层电子数较多（一般为4—7个，H为1个，He为2个，B为3个），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，非金属原子核电荷数较大，原子半径较小，化学反应中易得电子，表现氧化性。
　　③非金属元素最高正价等于族序数，对应最低负价等于族序数减8；多数非金属有变化，如S、N、Cl等。
　　2．非金属单质性质与制法
单质 C Si N2 P S X2
同素异
形体 金刚石,
石墨,
C60 红磷　　白磷
晶体
类型 原子
原子
分子 原子
晶体 分子
晶体 分子　　分子 分子晶体 分子晶体
物理性质（重要） 金刚石 石墨
硬度大 质软
不导电 导电
导热 　导热
二者不溶于任
何溶剂且熔点
均很高 半导体 无色
无味
气体
难溶于水 不溶于水 不溶于水
和CS2　 溶于CS2
有毒 不溶于水
微溶于酒精
易溶于CS2
有毒 Cl2在水中溶解度为1∶2
X2均易溶于酒精、汽油、
苯、四氯化碳等有机溶剂
F2、Cl2、Br2、I2均有毒，
毒性依次减弱，I2受热易升华
化
性 与金属 —— Si+2Mg
Mg2Si N2+3Mg
Mg3N2 与大多数金属反应 与大多数金属反应
*Fe+S FeS
2Cu+S Cu2S
Hg+S=HgS 与大多数金属反应
3Cl2+2Fe 2FeCl3
3Br2+2Fe=2FeBr3
I2+Fe FeI2
与H2 难 难 N2+3H2
2NH3 难 S+H2 H2S F2+H2 2HF
Cl2+H2 2HCl
Br2+H2 2HBr
I2+H2 2HI
与O2 C+O2
CO2
2C+O2
2CO Si+O2
SiO2 N2+O2
2NO 4P+5O2
2P2O5 S+O2
SO2 不与O2直接化合
与H2O C+H2O
CO+H2 —— —— —— —— 2F2+H2O=4HF+O2
Cl2+H2O=HCl+HClO
与酸 C+4HNO3(浓) CO2↑+4NO2↑+2H2O
　　C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O 　　Si+4HF=SiF4↑
+2H2↑ —— 　　P+5HNO3=H3PO4
+5NO2↑+H2O S+6HNO3(浓) H2SO4+6NO2↑+2H2O
S+2H2SO4(浓) 3SO2↑+2H2O Cl2+H2S=S↓+2HCl
Cl2+2HBr=Br2+2HCl
Br2+H2S=S↓+2HBr
与碱 —— Si+2NaOH+H2O
Na2SiO3 +2H2↑ —— P4+3KOH+3H2O=
PH3↑+3KH2PO4 3S+6NaOH
2Na2S+Na2SO3+3H2O Cl2+2NaOH=NaCl
+NaClO+H2O
2Cl2+2Ca(OH)2=
CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
其它 C+CO2 2CO
2C+SiO2
Si+2CO↑
C+2CuO 2Cu+CO2↑ —— —— 2P+3Cl2 2PCl3
2P+5Cl2 2PCl5
S+2KNO3+3C K2S+N2↑+3CO2↑ 3Cl2+2P 2PCl3
　　Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2
Br2+2KI=2KBr+I2
I2+Na2SO3+H2O=
Na2SO4+2HI
I2可使淀粉变蓝
制备 木柴干馏得木炭
煤干馏得焦炭
CH4 C+2H2 SiO2+2C Si+2CO↑ 分离液态空气 —— —— 工业：
2NaCl(熔) 2Na
+Cl2↑
2NaCl+2H2O
2NaOH+H2↑+Cl2↑
实验室：
MnO2+4HCl(浓)
MnCl2+Cl2↑+2H2O
2KMnO4+16HCl(浓)=
2KCl+2MnCl2+5Cl2↑
+8H2O
2NaCl+MnO2+2H2SO4 Na2SO4+MnSO4　　 +Cl2↑+2H2O
　　3．非金属气态氢化物
非金属氢化物的结构、性质和制法
　 CH4 SiH4 NH3 PH3 H2S(H2O) HX
结构 晶体类型 均为分子晶体
分子结构 正四面体形 三角锥形 折线形 直线形
键角 109 28' 107 18' 92 (104 30') 180°
物理性质 色态 常温常压下，H2O为无色液体，其余为无色气体
溶解性 难溶于水 极易溶于水
（1∶700） 难溶 能溶于水
（1∶2.6） 均极易溶于水
HCl（1∶500）
毒性 无毒 毒 剧毒 HF有毒
化学性质 稳定性 稳定 极不
稳定 稳定 极不
稳定 不稳定 由HF→HI稳定性
逐渐减弱
可燃性 可燃 自燃 在纯O2中燃烧
4NH3+3O2
2N2+6H2O 自燃 2H2S+O2
2S+2H2O
2H2S+3O2
2SO2+2H2O 不燃烧
水溶液的酸碱性 —— —— 弱碱性
—— 弱酸性
HF弱酸性　
其它为强酸：
HCl=H++Cl-
HBr=H++Br-
HI=H++I-
氧化还原性 常温下不易被氧化：如不能使
酸性KMnO4溶液褪色 自燃时为还原性 常温不易被氧化
4NH3+5O2
4NO+6H2O
8NH3+3Cl2=
N2+8NH4Cl 自燃中表现还原性 主要表现还原性
2H2S+SO2=3S+2H2O
H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2↑+2H2O
H2S+I2=S↓+2HI
…… 由HF→HI
还原性增强
MnO2+4HCl(浓)
MnCl2
Cl2↑ +2H2O
HBr、HI能被浓
H2SO4氧化
2HBr+H2SO4(浓)
=Br2+SO2↑+
2H2O
2HI+H2SO4
(浓)=I2+
SO2↑+2H2O
　　其它 取代反应
CH4+Cl2
CH3Cl+HCl
CH4 C+
2H2 —— NH3+H+=NH4+
NH3与CaCl2按8∶1络合，因此不能用CaCl2干燥NH3 —— 　　H2S可与某些强酸盐反应
　　Pb(NO3)2+H2S=PbS↓
　　+2HNO3
CuCl2+H2S=CuS↓
　　+2HCl
　　Hg(NO3)2+H2S=HgS↓
　　+2HNO3
2AgNO3+H2S=Ag2S↓
　　+2HNO3 HF可腐蚀玻璃
4HF+SiO2=
SiF4↑+2H2O
制备 CH3COONa
+NaOH
CH4↑+Na2CO3 　　Mg2Si+
　　4HCl=
　　SiH4↑
　　+2MgCl2 工业：
N2+3H2
2NH3
实验室：
　　2NH4Cl+Ca(OH)2 2NH3↑+2H2O
　　+CaCl2 —— FeS+H2SO4=FeSO4
　　　　　　　 +H2S↑
FeS+2HCl=FeCl2
　　　　　　　 +H2S↑
（不能用浓H2SO4和HNO3） 工业：
H2+Cl2
2HCl
实验室：
CaF2+H2SO4(浓)
CaSO4+2HF↑
(在铅皿中进行)
NaCl+H2SO4(浓)
NaHSO4+HCl↑
NaHSO4+NaCl
Na2SO4+HCl↑
NaBr+H3PO4(浓)
NaH2PO4+HBr↑
(制HBr、HI用
它们的盐分别
与H3PO4反应，
不能用浓H2SO4)
　 　 　 　 　 　 　 　
　　4．非金属氧化物
非金属氧化物的性质和制法
CO CO2 SiO2 NO NO2 P2O5 SO2 SO3
类别 不成盐
氧化物 碳酸酐 硅酸酐 不成盐
氧化物 特殊氧化物 偏磷酸及
磷酸酸酐 亚硫酸酐 硫酸酐
晶体
类型 分子晶体 原子晶体 分子晶体
物理性质 色态味 无色无味气体 无色晶体 无色气体 红棕色、
刺激性
气味气体 白色固体 无色刺激性
气味气体 无色晶体
溶解性 难溶于水 能溶于水
1∶1 难溶于水 难溶于水 易溶于水
并与水反应 易溶于水
并与水反应 易溶于水
（1∶40）
并与水反应 易溶于水
并与水反应
熔沸点 低 高 低
毒性 有毒 无毒 无毒 有毒 有毒 无毒 有毒 无毒
化学性质 与水 CO+H2O
　　 CO2+H2
（氧化还原反应） —— 3NO2+H2O=2HNO3+NO
4NO+3O2+2H2O=4HNO3
4NO2+O2+2H2O=4HNO3 P2O5+H2O(冷)=2HPO3
P2O5+3H2O(热)=2H3PO4 SO3+H2O
=H2SO4
与碱性氧化物 —— CO2+Na2O
= Na2CO3 SiO2+CaO
CaSiO3 —— —— P2O5+3CaO=
Ca3(PO4)2 SO2+CaO=
CaSO3 SO3+Na2O
=Na2SO4
与碱 —— CO2+Ca(OH)2
=CaCO3↓+H2O
2CO2+Ca(OH)2
=Ca(HCO3)2 SiO2+2NaOH
=Na2SiO3+H2O 2NO2+2NaOH=
NaNO3+NaNO2+H2O
NO+NO2+2NaOH=
NaNO3+H2O
（氧化还原反应） P2O5+6NaOH=
2Na3PO4+3H2O SO2+2NaOH=
Na2SO3+H2O
SO2+NaOH=
NaHSO3 SO3+2NaOH=
Na2SO4+H2O
氧化性 —— CO2+C
2CO
CO2+2Mg
MgO+C SiO2+2C
Si+2CO↑ 6NO+4NH3 5N2+6H2O　2NO+2CO N2+2CO2 NO2+SO2=
NO+SO3 ―― SO2+2H2S=
3S+2H2O 强氧化性
还原性 CO+CuO
Cu+CO2
　　2CO+O2
2CO2 —— —— 2NO+O2=2NO2 NO2能使酸性
KMnO4溶液褪色 —— 2SO2+O2
2SO3
SO2+NO2=
NO+SO3 ——
其它 CO2+H2O+CaCO3
=Ca(HCO3)2 SiO2+4HF
=SiF4↑+2H2O
　　SiO2+CaCO3 CaSiO3+CO2↑ —— 具有漂白性，
能使品红褪色
制法
　　　　 工业：
C+H2O
CO+H2
　　CO2+C
2CO
　 实验室：
CaCO3+2HCl
=CaCl2+CO2↑+H2O
　　　 ——
　 工业：
4NH3+5O2
4NO+6H2O
实验室：
3Cu+8HNO3 　　3Cu(NO3)2
+2NO↑
+4H2O
　 实验室：
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+
2NO2↑+2H2O
　　 4P+5O2
2P2O5
　 工业：
4FeS2+11O2
2Fe2O3+8SO2
实验室：
Na2SO3+H2SO4
(浓)=
Na2SO4+SO2↑
+H2O
　 工业：
2SO2+O2
2SO3
　
　　5．非金属含氧酸的主要性质和制备
　　（1）常见含氧酸的性质与制备
物质
项目 H2CO3 H4SiO4
H2SiO3 HNO3 H3PO4 H2SO4 H2SO3 HClO4 HClO
物理性质 挥发性酸 无色胶状固体
白色粉末
微溶于水 无色、有刺激性气味（挥发性）液体，易溶于水 无色晶体，
难挥发，
易溶于水 无色、粘稠、油状液体，不易挥发，易溶于水 挥发性酸 ——
化学性质 通性 均具有酸的通性（与碱反应时，几元酸就可生成几种盐）
稳定性 不稳定
H2CO3=CO2↑+H2O 不稳定 较不稳定
4HNO3
4NO2↑+O2↑
+2H2O 稳定 稳定 不稳定
H2SO3=
SO2↑+H2O —— 不稳定
2HClO
2HCl+O2↑
酸性 弱酸 极弱酸 强酸 中强酸 强酸 中强酸 含氧酸中最强的酸 弱酸
氧化性 —— —— 浓、稀HNO3均具有强氧化性
冷、浓HNO3可使Fe、Al钝化 —— 浓H2SO4具有强氧化性，冷、浓H2SO4可使Fe、Al钝化 —— 氧化性酸 强氧化性
其它 —— —— 王水：
V(HNO3)∶V(HCl)=1∶3
可氧化Pt、Au 易潮解 浓硫酸有脱水性、吸水性 漂白性
还原性 漂白性
制备 现用现制　　CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2O
Na2SiO3+
2HCl=2NaCl
+H2SiO3↓ 工业：
4NH3+5O2 4NO+
6H2O
　　2NO+O2=2NO2
3NO2+H2O
=2HNO3+NO
实验室：
NaNO3(固)+
H2SO4(浓) NaHSO4+HNO3↑ 工业：
Ca3(PO4)2+
3H2SO4=
3CaSO4+
2H3PO4 工业：
4FeS2+11O2
　　2Fe2O3+8SO2
2SO2+O2 2SO3
　　SO3+H2O=H2SO4 Na2SO3+H2SO4=
Na2SO4+
SO2↑+H2O ——
　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　
　　（2）酸性强弱规律：
　　①对于同种非金属形成的不同含氧酸，其非金属的价态越高，酸性越强。如HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2。
　　②证明酸性强弱顺序，可用“强酸制弱酸”的规律。如：
　　Na2SiO3+CO2+2H2O=Na2CO3+H4SiO4↓（水玻璃敝口放置变浑浊）
　　Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO（漂白粉遇CO2产生HClO）
　　③常见酸的酸性强弱顺序：
　　6.盐的主要性质
　　⑴溶解性
　　硝酸盐、碳酸氢盐、磷酸二氢盐、次氯酸盐均易溶于水。
　　氯化物除氯化银、氯化亚汞（AgCl、Hg2Cl2）难溶于水、氯化铅（PbCl2）微溶于水外，其它的氯化物均溶于水。
　　硫酸盐中除硫酸钡、硫酸铅难溶于水、硫酸银、硫酸钙微溶于水外，其它硫酸盐均溶于水
　　其它的酸根盐，只溶钾、钠、铵。
　　（一般酸式盐的溶解度大于正盐溶解度，而碳酸氢钠溶解度小于碳酸钠）
　　⑵稳定性
　　碳酸氢盐、硝酸盐均不稳定，受使热易分解，例：2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O，2KNO32KNO2+O2↑、2Cu(NO3)2 2CuO+4NO2↑+O2↑、2AgNO3 2Ag+2NO2↑+O2↑。
　　ⅠA族碳酸盐稳定，其它碳酸盐在较高温度下能分解，例：MgCO3MgO+CO2↑，CaCO3 CaO+CO2↑。
　　⑶与酸、碱反应
　　①与酸反应遵循盐与酸反应的规律，即强酸与弱酸盐反应，不挥发性酸制挥发性酸反应，
　　例：FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑，2NaCl(固)+H2SO4(浓) Na2SO4+2HCl↑。
　　注意特殊性：由于PbS、CuS、HgS、Ag2S既不溶于水，也不溶于生成的强酸中，所以氢硫酸可与Pb2+、Cu2+、Hg2+、Ag+的盐反应，例：CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4。
　　②与碱反应
　　酸式盐与碱反应是中和反应的继续。例：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
　　（弱酸的酸式盐既与酸反应，又与碱反应，例：NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2O）
　　⑷氧化性、还原性
　　①氧化性：硝酸盐在一定条件下具有氧化性，例：S+2KNO3+3CK2S+N2↑+3CO2↑
　　②还原性：亚硫酸盐、硫化物、溴化物、碘化物均具有还原性，例：2CaSO3+O2=2CaSO4，
　　2Na2S+Na2SO3+3H2SO4=3Na2SO4+3S↓+3H2O、2NaBr+3H2SO4(浓)=2NaHSO4+Br2+SO2↑+2H2O，
　　2KI+Cl2=2KCl+I2。一、打印技巧
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