高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物.pdf

高中化学知识点总结第 1 页 共 7 页 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 IVA RH4正四面体结构， 非极性分子； VARH3三角锥形， 极性分子； VIAH2R为“V” 型，极性分子；VIIA HR直线型，极性分子。 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。 元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，故非金属元素的最高价 含氧酸的酸性也是非金属性强弱的重要标志之一。 常见元素及其化合物的特性 形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中 氢的质量分数最大的元素：C。空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性 的元素： N。地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情 况下呈液态的元素：O。最轻的单质的元素：H ；最轻的金属单质的元素：Li 。 单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ；金属元素： Hg 。 最高价氧化物及其对应水 化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al 、Zn。 元素的气态氢化物和它 的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N ；能起氧化还原反应的元素：S。 元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。元素的 高中化学知识点总结第 2 页 共 7 页 单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li 、Na、F。 常见的能形成同素异 形体的元素：C 、P、O、S 。 （二）卤族元素 1氯气 （1）分子式Cl2电子式结构式 ClCl （2）物理性质：黄绿色有刺激性气味、有毒、易液化能溶于水（1：2） 。 （3）化学性质： 与金属反应将金属氧化成高价态Cu+Cl2=CuCl2（棕黄色烟） 与非金属反应 H2+Cl2=2HCl（苍白色火焰，工业上制HCl） ， H2+Cl2=2HCl（爆炸） 与水反应 Cl2+H2O=HCl+HClO ，HCIO是一种弱酸（ HClO=H +ClO） ，具有强氧化性，可进行漂白、 消毒杀菌等，在光照下易分解：2HClO=2HCl+O2 与碱反应 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H 2O（用于吸收多余Cl2） 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2漂白粉（混合物）+2H2O 漂白粉的有效成分为Ca(ClO)2在空气中易失效变质： Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO 3+2HClO 与还原性物质反应 Cl2+2Br =2Cl +Br 2Cl2+H2S=2HCl+S （4）制法： 实验室制法 MnO2+4HCl（浓） =MnCl2+Cl2+2H2O 业制法 2NaCl+2H2O=2NaOH+H 2+Cl2 2NaCl（熔融） =2Na+Cl2 2卤族元素 （1）卤族元素性质的通性及递变性 元素周期表中的位置：第A 族 原子结构相同点：最外层电子数均为7 个同点：电子层数不同 主要性质的相似性：单质均为双原子非极性分子；主要化合价为- l 价，最高正价为 +7 价（ F 除外） ；单质具有强氧化性。 主要性质的递变性。 （从 F到 I ）原子半径和离子半径逐渐增大；非金属性及单质氧 化性逐渐减弱， 即氧化性F2Cl2 Br2I2；与 H2化合生成 HX的反应由易至难，且氢化物的 稳定性由强到弱，即稳定性HFHClHBrHI；最高价氧化物的承化物的酸性逐渐减弱； 卤离的还原性增强，前面元素的单质能把后面的元素置换出来。单质的颜色变深，熔沸点升 高。 （2）卤素及其化合物特性归纳 Cl2、Br2、I2与水反应类型相同，可用通式X2+H2O=HX+HXO，而 F2特殊 F2+2H2O=4HF+O 2， 由此得出它们与碱反应Cl2、Br2、I2相同， F2不同。 F2、Cl2、Br2与 Fe 作用得 +3 价铁，而I2+Fe=FeI2。 Cl 、 Br 、I 跟 AgNO 3分别产生白色沉淀、浅黄色沉淀、黄色沉淀；而AgF 可溶于 高中化学知识点总结第 3 页 共 7 页 水，无色溶液。 氯水具有漂白性，但溴水、碘水中HBrO和 HIO 很少，漂白性很差。 碘与淀粉变蓝， 但淀粉碘化钾试纸投入氯水中不变蓝，因为氯水过量， 发生下列反应 I2+5Cl2+6H2O=2HIO3+10HCl。 氢氛酸为弱酸，余者为强酸，旦酸性逐渐增强；氢氟酸腐蚀玻璃，其他氢卤酸没有此 性质。 （3）卤离子（ X ）的检验（ X=Cl、Br、I ） 在含有卤离子（X ）的溶滚中，加入：HNO 3酸化的 AgNO3溶液。 Cl +Ag+=AgCl （白）， Br +Ag +=AgI （黄色）， Br - +Ag +=AgBr （淡黄色）， I+Ag+=AgI （黄色） 3 卤素单质及化合物的特殊性 F 只显 -1 价，一般无含氧酸， 氟气能跟稀有气体反应，氢氟酸是弱酸， 但能腐蚀玻璃， CaF2难溶于水。而AgF易溶于水 溴是常温下惟一呈液态的非金属，易挥发。 碘易升华，碘遇淀粉反应生成蓝色物质。 Cl2、Br2、I2溶解性 Cl2Br2 I 2 水中黄 (溶) 橙( 溶 ) 黄褐 ( 微溶 ) CCl4黄( 易溶 ) 橙红 ( 易溶 ) 紫红 ( 易溶 ) 4知识框架 （三）氧族元素 1 氧族元素概述 （1）包括：氧（ 8O） 、硫（16 S） 、硒（34 Se） 、碲（ 52 Te ） 、钋（84 Po）等几种元素。 （2）周期表中位置：VIA 族； 26 周期。 （3）最外层电子数：6e。 （4）化合价： 2，0，+4，+6（O一般无正价） 。 （5）原子半径：随核电荷数增大而增大，即rO r S r Se r Te 。 （6）元素非金属性：从O Te 由强 弱。 2氧族元素性质的相似性及递变性 （1）相似性 最外层电子都有6 个电子，均能获得2 个电子，而达到稳定结构。 在气态氢化物中均显2 价，分子式为H2R。 高中化学知识点总结第 4 页 共 7 页 在最高价氧化物中均+6价，分子式为RO3。 最高价氧化物对应水化物的分子式为H2 RO4。 （2）递变性（ O 、S、 Se、 Te ） 单质的溶沸点升高，氧化性减弱。 气态氢化物热稳定性减小，还原性增强。 最高价氧化物的水化物酸性减弱。 3二氧化硫 （1）二氧化硫的物理性质：无色有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易液化、易溶 于水（与H2O化合生成H2 SO3，SO2+H2O =H2SO3） （2）二氧化硫的化学性质： 具有酸性氧化物通性 还原性： SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 2SO2+O2=2SO3 弱氧化性： SO2+2H2S=3S+2H2O 漂白性： SO3可使品红褪色（可逆，加热又恢复红色） （3）二氧化硫的污染 SO2是污染大气的主要有害物质之一，直接危害是引起呼吸道疾病。 形成酸雨pH 5、 6，破坏农作物、森林、草原、使土壤酸性增强等等。 含 SO2的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。 4硫酸工业和硫酸 （1）接触法制硫酸 反应原理： 造气： 4FeS2+11O2(g)=2Fe2O3+8SO2 氧化： 2SO2+O2=2SO3 吸收： SO3+H2O=H2SO4 分别对应的设备：沸腾炉 接触室吸收塔 具体措施：粉碎矿石、过量空气、热交换、催化氧化、逆流、循环、浓H2 SO4吸收 SO3 （防止形成酸雾） 、尾气处理（用氨水吸收SO2，生成 (NH4)2SO3，再用 H2SO4处理，便又可生 成 SO2） 。 （2）浓硫酸（ 98.3 ）的特性 吸水性： H2SO4易与 H2O结合，并放出大量热，所以浓硫酸常做酸性气体的干燥剂( 不 可干燥 H2S)。 脱水性：浓H2SO4遇见某些有机化合物，可将其中氢、氧原子个数按2:1 比例脱去， 即为脱水性， C12H22O1112C11H2O(浓 H2SO4脱水性 ) 强氧化性：浓H2SO4与金属、与非金属、与具有还原性物质发生氧化- 还原反应，如： Cu2H2SO4( 浓)=CuSO4+SO2+2H2O C2H2SO4( 浓 )=CO2+ 2SO2+2H2O H2S+H2SO4( 浓)=SSO2+2H2O 2NaI2H2SO4( 浓)= Na2SO4+SO2+I2+2H2O 与还原剂反应浓H2SO4的还原产物都为SO2。 常温下， 浓 H2SO4使 Fe、 Al 表面发生钝化 ( 生成致密氧化膜) ，而不发生产生气体的反应。 （四）碳族元素 1碳及其重要化合物 （1）一氧化碳和二氧化碳 （2）活性炭的吸附作用及其应用木材干馏所得的固态产物是木炭，木炭由于它的孔隙 被干馏时产生的油脂等物质所覆盖，吸附能力较弱， 经活化处理增加表面积后就有高的吸附 高中化学知识点总结第 5 页 共 7 页 能方。这种具有高吸收能力的碳，称为活性炭。活性炭的孔隙多，内表面积大，一般为 500rn 2/g l000m2/g 。活性炭属于非极性吸附剂，因此易吸附非极性或弱极性物质。常见的 易被活性炭吸附的物质及应用如下： 有毒的气体（或蒸汽） ：NO 、NO2、Cl2、Br2、C6H6（苯） 。活性炭用于去毒、防毒。 色素。活性炭用于溶液脱色（漂白），如制造白糖工业中可用活性炭做脱色剂。 水中有臭味的物质。活性炭用于水的除臭净化。 （3）碳及其重要化合物 2硅及其重要化合物 （1）硅的存在：自然界中以化合态存在，含量仅次于氧，排第二位，是构成矿物和岩 石的主要成分。 （2）硅岛单质：有晶体硅和无定形硅两种同素异形体，晶体硅是原子晶体，类似于金 刚石，熔沸点高、硬度大，是良好的半导体。 （3）硅的性质：性质稳定不易与其他物质发生化学反应 Si+O2=SiO2 Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2 （4）硅的制备及提纯：SiO2+2C=Si+CO ， Si+2Cl2=SiCl4 SiCl4+2H2=Si+4HCl （5）硅的氧化物SiO2： 原子晶体，熔点高、硬度大 酸性氧化物：但不溶于水，也不与水反应 SiO2+CaOCaSiO3 SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O 与氢氟酸反应：SiO2+4HF=SiF4+2H2O 光导纤维的主要原抖，制造石英玻璃等。 （6）硅及其重要化合物 高中化学知识点总结第 6 页 共 7 页 （五）氮族元素 1 氮族元素概述 （1）周期表中的位置：第VA族（ N 、 P、As、 Sb、Bi）26 周期 （2）原子结构特点相同点：最外层电子数均为5 个不同点：电子层数不同 （3）主要性质： 相似性： a最高正价均为+5，负价为 3； （Sb、Bi无负价） b最高价氧化物的水 化物（ HRO 3或 H3RO 4）呈酸性 逆变性（按NBi ）原子半径由小到大；气态氢化物稳定性减弱；最高价含氧酸的酸 性减弱（ HNO3H3PO4） ；与同周期卤素、氧族比非金属性要弱。 2氮及其重要化合物 （1）氮的化学性质：常温时，N2不活泼，可代替稀有气体作保护气，但在点燃、放电、 高温等条件下能与H2、O2、Mg等发生反应： N2+3H2=2NH3 N2+O2=2NO N2+3MgMg3N2（ Mg3N2+6H2O=Mg(OH)2+2NH3） （2）氮的氧化物： N元素有 +l 、+2、+3、+4、+5 五种价态， 分别对应的氧的物为N2O、NO 、N2O3、NO2(N2O4) 、 N2O5其中 N2O3、N2O5。分别是HNO 2、HNO3的酸酐， NO是无色还原性较强的有毒气体，易被O2 氧化。 NO2是红棕色易溶于水的刺激性的有毒气体，氧化性较强，能氧化SO2使湿润的KI 一 淀粉试纸变蓝。重要反应：2NO+O2=2NO2；3NO2+H2 O=2HNO3+NO （3）氨气 的性质及用途 物理性质：无色有刺激性气味的气体，极易溶于水（1：700）易液化。 化学性质：与水反应：NH3+H2O=NH3·H2O=NH4 +OH NH3是惟一能使润湿的红色石蕊试纸交蓝的气体，常用此性质检验NH3。 与酸反应： NH3+HCl=NH4Cl（生成白烟） 与 O2反应： 4NH3+5O2=4NO+6H2O+Q 与 CO2反应（制取尿素） ：2NH3+CO2=CO(NH2)2+H2O 氨的制法 安验室制法：用铵盐与碱共热。 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3+ 2H2O 工业制法：原料为水、煤和空气N2+3H2=2NH3 （4）硝酸（ HNO3） 硝酸的化学性质：HNO3为强酸，除具有酸的通性外还具有以下特性：不稳定性：（见光 受热易分解） ，4HNO 3=4NO2+O2+2H2O 强氧化性：无论稀浓HNO 3均具有强氧化性，与金属反应时，即使是比氢活泼的金属也 不放出氢气。 a与金属反应 Cu+4HNO 3( 浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O 3Cu+8HNO3( 稀)=3Cu(NO3)2+2NO +4H2O 3Ag+4HNO3( 稀)=3AgNO3+NO +2H2 O（利用此反应可以洗涤附在器皿内壁上的银） 冷浓 HNO3可使 Al、Fe 等金属表面生成一层致密氧化膜而发生钝化，故可用Al 、Fe 等 材料制成的密闭容器盛装浓HNO 3。 b与非金属反应 C+4HNO 3( 浓)=CO2+4NO2+2H2 O S+6HNO 3( 浓)=H2SO4+6NO2+2H2O 高中化学知识点总结第 7 页 共 7 页 c与其他还原剂反应 3H2S+2HNO3( 稀)=3S+2NO +4H2O 3SO3 2+2NO 3 +2H+=3SO 4 2+2NO +H 2O d与有机物反应 硝化反应（如与苯反应） ；酯化反应（如与纤维素反应）；颜色反应（如与蛋白质反应）。 硝酸的制法： 实验室制法：硝酸盐与浓H2SO4微热 m NaNO 3( 固 )+H2SO4( 浓)=NaHSO4+HNO3 工业制法：氨的催化氧化法 a原理： 4NH3+5O2=4NO+6H 2O 2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NO b尾气处理：用碱液吸收 NO+NO 2+2NaOH=2NaNO2+H2O 硝酸的保存方法：硝酸不稳定，易分解，受热、光照或浓度越大，硝酸越易分解，由 于分解生成的NO2溶于硝酸中而使硝酸里黄色，实验室为防止硝酸分解，常将硝酸放在棕色 瓶内，贮放在黑暗且温度低的地方。 3磷及其重要化合物 （1）红磷与白磷 名称白磷红磷 分子结构分子式 P4、正四面体型、键角60°分子晶体、结构复杂 颜色状态白色或黄色固体暗红色粉末或固体 溶解性不溶于水，易溶于CS2不溶于水，不溶于CS2 毒性剧毒无毒 着火点40240 保存方法保存在水中密封 相互转化 （2）磷的化合物的性质 P2O5磷酸（ H3PO4）偏磷酸（ HPO3）的酸酐 P2O5+H2O(冷)=2HPO3( 有毒溶于水 ) P2O5+3H2O(热)=2H3PO4( 无毒、晶体、易溶于水)P2O5吸浸性强可作干燥剂。 磷酸的性质 纯净的磷酸是无色晶体，有吸湿性，藏躲畏水以任意比例混溶。浓H3PO4为无色黏稠液 体，较稳定，不挥发具有酸的通性。磷酸为三元酸，与碱反应时，当碱的用量不同时可生 成不同的盐。磷酸和NaOH反应， 1：1生成 NaH2PO4；1：2 生成 Na2HPO4； l ：3 生成 Na3PO4。 介于 l ：1 和 1：2 之间生成NaH2PO4和 Na2HPO4的混合物。介于l ：2 和 1：3 之间生成Na2HPO4 帮 Na3PO4的混合物。