高三专题非金属概论.docx

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高三专题非金属概论

非金属部分非金属元素概论

[复习目标]

1、了解元素核外电子排布的周期性与元素递变关系，掌握典型非金属在周期表中的位置及其性质的关系。

2、重点掌握常见非金属元素H、Cl、O、S、N的单质及其化合物。

3、了解其它非金属元素Br、I、F、P、C、Si的单质及其化合物。

4、加深对“结构决定性质”的理解，学习科学抽象，概括整理，归纳总结准确系统地掌握知识规律的方法。

[复习方法]

一个“中心”两条“主线”。

以物质结构和元素周期律理论为中心，分析掌握各族非金属元素的原子结构特点。

在周期表中的位置和性质的关系。

两条主线：

①以单质和化合物中元素的价态分析为主线，掌握单质和化合物的重要的氧化性和还原性和氧化还原反应。

②以物质分类为主线掌握代表性元素的气态氢化物，氧化物和对应的水化物、盐的通性和特性。

[复习内容]

非金属元素概论

一、非金属元素在周期表中的位置和结构特点

1、非金属元素的种类数目：

共有16+6种非金属元素（惰性气体元素也当成了非金属元素）；除H外均处于周期表右上方；除第一周期外，每周期的非金属元素数目=8-周期序数。

作为主族元素。

非金属在s区和p区。

2、非金属元素的结构特点

除H、B外，最外层电子数≥4；且原子半径比同周期的金属元素小。

最高正化合价=族序数

化合价可表现负价（与氢和金属化合时），也可表现正价（与强氧化剂反应时）。

非金属元素在周期表中的位置

二、非金属单质的物理性质

1、状态（常温下）

气态：

H2、N2、O2、F2、Cl2液态：

Br2

固态：

S、P、I2（分子晶体）、C（金刚石）、B、晶体硅（原子晶体）

2、溶解性

F2与水发生置换反应，Cl2、Br2在水中发生自身氧化还原反应其它单质均难溶于水。

3、颜色

无色气体H2、O2、N2；F2浅黄绿色、Cl2黄绿色、Br2红棕色液体、I2紫黑色固体，白磷（白），红磷（紫红）、硫磺（浅黄色）

4、同素异形体

常见的有：

O2和O3、白磷（P4）和红磷、C（金刚石）和石墨、C60等

5、常见非金属单质的晶体类型及主要物理性质

①分子晶体：

稀有气体、卤素、O2、S、N2、P4、H2

由于分子间靠范德华力结合，所以，熔沸点低，硬度小，难溶于水，易溶于有机溶剂。

②原子晶体：

金刚石、石墨、硅、硼

原子间是共价键，所以熔沸点高，硬度大，难于溶解。

三、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（电负性）：

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：

O2＜Cl2，N2＜Br2。

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：

如非金属性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。

（3）气态氢化物越稳定，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+Cl2

CuCl2；2Cu+S

Cu2S，说明非金属性Cl＞S。

（8）几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱：

如HClO、HClO3中，氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。

四、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）

主族元素的单质的氧化性或还原性，与其原子得失电子能力的大小有关，但还跟其他因素有关，常见非金属单质在化学反应中一般表现出氧化性或还原性为：

五、常见非金属单质的制取方法

1、电解法

①电解水溶液：

如2NaCl+2H2O

2NaOH+Cl2↑+H2↑

②电解熔融物：

如2NaCl

2Na+Cl2↑

（2KHF2

F2↑+H2↑+2KF）

2、分解法：

如2KClO3

2KCl+3O2↑CH4

C+2H2

2H2O2

2H2O+O2↑

3、置换法：

如Cl2+2NaBr==2NaCl+Br2

4、氧化法：

如MnO2+4HCl

MnCl2+Cl2↑+2H2O

5、还原法：

Zn+2HCl==ZnCl2+H2↑2C+SiO2

Si+2CO↑

6、分离法：

将空气通过NaOH溶液（除CO2）、浓H2SO4（除水）灼热的铜网（除O2），可得到较纯净的N2。

六、常见的含氧酸

IIA

ⅣA

ⅤA

ⅥA

ⅦA

2

H2BO3

H2CO3

HNO3HNO2

3

H2SiO3H4SiO4

H3PO4

H2SO3H2SO4

HClO4HClO3HClO

4

H3AsO4

H2SeO4

HBrO4

（1）酸性强弱递变规律（含氧酸经验规律）

同主族由上至下常见的含氧酸酸性逐渐减弱；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（如酸性H2SO4＞H2SO3，HClO4＞HClO3＞HClO）。

（2）氧化性酸与还原性酸

常见的强氧化性酸有：

浓、稀HNO3、浓H2SO4、HClO等。

常见的还原性酸有：

HBr、HI、H2SO3等。

HNO2既有氧化性、又有还原性，但以氧化性为主。

（3）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+2HF→SiF4+2H2O↑

七、主要的非金属单质性质的比较

F2

O2

Cl2

Br2

I2

N2

S

C

Si

P

H2

氧化性

强氧化性

氧化性为主

还原性为主

与O2反应

不直接化合

高温放电

点燃或加热

与H2反应

冷暗爆炸

点燃或光照爆炸

加热或高温时缓慢反应（N2需要催化剂）

难以反应

与水反应

反应，由易至难

不反应

高温水蒸气

不反应

与碱反应

除O2、N2、H2、C外，均可与碱溶液发生自身氧化还原反应（F2发生置换）

与酸反应

C、S、P可与强氧化性酸反应；O2、Cl2、Br2可与还原性酸反应

网校高三化学复习二非金属部分卤素

<复习目标>

1、以氯为例，了解卤族元素的物理性质和化学性质。

2、从原子的核外电子排布，理解卤族元素（单质、化合物）的相近似性和递变性。

3、以氯化氢为例，了解卤化氢的性质和用途。

4、掌握Cl2的实验室制法。

5、了解几种主要的卤化物（金属卤化物）、次氯酸、漂白粉的组成、性质和用途。

<复习方法指导>

以元素周期律和氧化还原反应理论为指导思想。

<复习内容>

一、氯气

⑴氯元素在周期表中的位置、氯原子结构示意简图

第______周期，______族

原子结构示意图____________电子排布式电子排布图

⑵氯气的物理性质

______色、有________气味的气体，密度比空气____，能溶于水（1：

2），有毒。

（闻气体方法：

用手轻轻在瓶口扇动，使极少量的氯气飘进鼻孔。

）

⑶氯气的化学性质

氧气、氢气等都是非金属单质，由此推测：

非金属一般都能跟金属反应生成盐，非金属单质间也能发生化学反应。

①氯气与金属的反应

2Fe+3Cl2

________（Fe丝在氯气中燃烧，产生________________烟）

Cu+Cl2

CuCl2（Cu丝在氯气中燃烧，产生____色烟，溶于水后，溶液呈_____色）

2Na+Cl2

2NaCl（____色火焰，产生______）

②氯气与非金属的反应

H2+Cl2

2HCl（H2在Cl2中__________，发出____色火焰，瓶口有____）

2P+3Cl2

2PCl3（在空气中形成____）；2P+5Cl2

2PCl5（在空气中形成____）

P在Cl2中燃烧一般同时产生__________.

附:

Si也能与Cl2高温下反应生成SiCl4

③氯气与水的反应

Cl2+H2O

____________

氯气溶于水，在该溶液中：

A加入镁条，可观察到镁条表面有少量____产生，说明产生了____；

B放入红纸条，红色____，说明产生了一种具有____性的物质________。

C滴加AgNO3溶液，产生__________，说明溶液中产生了____（离子）。

次氯酸具有弱酸性、强氧化性及不稳定性，见光易分解：

2HClO

____________

附:

氯水的成分和性质

成分

表现的性质

反应实例

Cl2

（1）强氧化性

（2）氯水呈黄绿色

（3）加成反应

Cl2+Mg===________Cl2+2KI==__________

Cl2+H2SO3+H2O==____________

Cl2+CH2==CH2→__________________

H+

强酸性

2H++CaCO3===_______________

HClO

（1）弱酸性（比碳酸弱）

（2）强氧化性

（3）不稳定性

HClO+OH-==__________

漂白、杀菌、消毒

2HClO

______________

滴入蓝色石蕊试液先变红，后褪色。

使品红，有机色素被氧化而成无色。

（漂白性）

Cl-

沉淀反应

Cl2+H2O+AgNO3===AgCl↓+HNO3+HClO

注意：

（1）辨清液氯和氯水的区别：

液氯：

氯气在加压或冷却时变成液氯，液氯是纯净物，由Cl2分子组成，具有Cl2的化学性质；

氯水：

即氯气的水溶液，属于混合物。

氯气不但能溶于水，还能与水反应，氯水中的溶质有Cl2、HCl和HClO，因此氯水兼有Cl2、HCl、HClO的性质。

氯水中含有的粒子包括：

分子：

Cl2（未反应）、H2O、HClO；离子：

H+、Cl-、ClO-（HClO为弱电解质，要发生部分电离）、OH-（水电离产生的，极少量）。

久置的氯水，因为HClO分解，可视为稀盐酸。

（2）干燥的氯气没有漂白性，潮湿的氯气有漂白性，这是因为Cl2与H2O反应生成的次氯酸（HClO）具有漂白性。

事实上，次氯酸盐也都具有漂白性。

④氯气与碱的反应

工业上制漂粉精：

Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O

工业上制漂白粉：

2Cl2+2Ca（OH）2==CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O

漂白粉的主要成分为：

________________，其有效成分为：

____________

用途：

漂白，自来水消毒.保存：

密封（隔绝水和CO2）

次氯酸盐跟稀酸或空气里的二氧化碳和水反应，生成次氯酸，起到漂白和消毒的作用。

NaClO+HCl==NaCl+HClO或NaClO+CO2+H2O==NaHCO3+HClO

Ca（ClO）2+2HCl==CaCl2+2HClO或Ca（ClO）2+CO2+H2O==CaCO3↓+2HClO

附:

高温下氯气与碱反应生成氯化物和氯酸盐（如NaClO3）

⑤能氧化多种还原性物质（如Br-、I-、S2-、SO2、SO32-、Fe2+、NH3等）

⑥与有机物反应（取代、加成等）

二、卤族元素

（一）卤族元素的原子结构

结论：

结构决定性质，性质体现结构

（二）卤族元素单质的主要性质

　附：

F2和水剧烈反应，水是还原剂；F2不能将溶液中的Cl-、Br-、I-氧化；F2通入NaOH溶液中先与水反应；卤素单质中只有F2可与稀有气体反应。

卤化银中只有AgF见光不分解。

溴水和碘水无漂白性。

碘单质与铁反应生成FeI2。

卤化氢的水溶液中只有氢氟酸是弱酸。

（三）卤族元素化合物的主要性质

（四）卤离子的检验（见实验部分离子的检验）

（四）卤离子的检验（见实验部分离子的检验）

（五）卤离子的还原性

（六）卤素单质的制备

Cl2的实验室制法

1774年，瑞典化学家舍勒在研究软锰矿的过程中发现氯气，这种方法至今还是实验室制取氯气的主要方法之一。

1、药品：

二氧化锰、浓盐酸

2、反应原理：

MnO2+4HCl

MnCl2+Cl2↑+2H2O

3、装置：

圆底烧瓶、分液漏斗、酒精灯

4、收集：

向上排空气法或排饱和食盐水法

5、检验：

黄绿色且能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝。

化学方程式：

2KI+Cl2=2KCl+I2

6、除杂：

因浓盐酸具有挥发性，所以实验室制得的氯气中通常含有氯化氢气体和水蒸气等杂质。

将制得的氯气先通过饱和食盐水的洗气瓶除去氯化氢，再通过浓硫酸的洗气瓶除去水蒸气，从而得到纯净干燥的氯气。

7、尾气处理：

多余的氯气用氢氧化钠溶液进行吸收。

化学方程式：

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

扩展原理：

MnO2+4H++2Cl

Mn2++Cl2↑+2H2O（浓HCl）

KMnO4+16HCl==__________________________

KClO3+6HCl==____________________

Ca（ClO）2+4HCl==CaCl2+2Cl2↑+2H2O

其中浓HCl可用NaCl和浓H2SO4代替其反应为：

NaCl（s）+H2SO4（浓）===NaHSO4+HCl↑

2NaCl（s）+H2SO4（浓）

Na2SO4+2HCl↑

MnO2+4HCl

MnCl2+Cl2↑+2H2O

总反应：

MnO2+3H2SO4（浓）+2NaCl（s）

MnSO4+2NaHSO4+Cl2↑+2H2O

说明：

上述反应中浓H2SO4不是氧化剂，MnO4是氧化剂，即氧化性MnO2＞浓H2SO4。

若将NaCl改用NaBr，反应后将气体冷凝，可得Br2,所以制备HBr或HI气体时一般不用浓硫酸，而用NaBr或KI分别与浓磷酸反应（浓磷酸无强氧化性）。

补充卤化氢制备

注:

制备HF时在铅容器中进行，氢氟酸保存在塑料容器中。

（七）氯元素的知识网络

（八）卤族元素及其化合物间的转化关系

附一:

次氯酸、漂白粉的性质

HClO分子的结构式为H-O-Cl（氧处于中心），所以电子式为

。

次氯酸、次氯酸钙等有多方面的性质，经常用到以下几方面性质：

（1）HClO是一种弱酸，与碳酸比较电离能力有如下关系：

H2CO3>HClO>HCO3-，

请分析下列反应：

少量二氧化碳通入NaClO溶液中：

NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HclO

少量二氧化碳通入次氯钙溶液中：

Ca（ClO）2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO

（2）ClO-是一种弱酸的酸根离子，能发生水解反应：

ClO-+H2O

HClO+OH-，

所以次氯酸钙溶液显碱性。

若遇到铁盐、铝盐易发生双水解：

3ClO-+Fe3++3H2O=Fe（OH）3↓+3HClO

（3）HClO和ClO-都具有强氧化性，无论酸性、碱性条件下都可以跟亚铁盐、碘化物、硫化物等发生氧化还原反应。

如：

硫酸亚铁溶液遇漂白粉：

2Fe2++5ClO-+5H2O=2Fe（OH）3↓+Cl-+4HClO

漂白粉遇亚硫酸酸盐：

ClO-+SO32-=Cl-+SO42-

附二:

F2

Cl2

Br2

I2

单质颜色状态

淡黄绿色气体

黄绿色气体

深红棕色液体

紫黑色固体

水溶液颜色

氢氟酸溶液无色

　浅黄绿色

　　橙色

褐色或紫色

四氯化碳溶液

　—————

　黄绿色

　　橙红色

　紫红色

附三:

（1）常见阴离子的特性及检验

离子

检验试剂

主要实验现象

离子方程式及说明

Cl－

AgNO3溶液，稀硝酸

生成的白色沉淀不溶于稀HNO3

Ag＋＋Cl－===AgCl↓（白色）

SO

可溶性钡盐溶液，稀盐酸

生成不溶于稀HCl的白色沉淀

Ba2＋＋SO

===BaSO4↓（白色）

CO

①BaCl2溶液、稀盐酸

②盐酸、石灰水

①生成的白色沉淀能溶于稀HCl

②生成能使石灰水变浑浊的无色气体

①Ba2＋＋CO

===BaCO3↓（白色）

BaCO3＋2H＋===Ba2＋＋CO2↑＋H2O

②CO

＋2H＋===CO2↑＋H2O

Ca（OH）2＋CO2===H2O＋CaCO3↓（白色）

OH－

①无色酚酞试液

②紫色石蕊溶液

③甲基橙溶液

④pH试纸

①变红色

②变蓝色

③变黄色

④显蓝至深蓝色

OH－表现碱性

（2）常见阳离子的特性及检验

离子

检验试剂

主要实验现象

离子方程式及说明

Ba2＋

硫酸或硫酸盐溶液，稀硝酸

加SO

生成白色沉淀，再加稀HNO3沉淀不溶解

Ba2＋＋SO

===BaSO4↓（白色）

Mg2＋

NaOH溶液

生成白色沉淀，当NaOH过量时沉淀不溶解

Mg2＋＋2OH－===Mg（OH）2↓（白色）

Al3＋

NaOH溶液

氨水

加氨水或适量NaOH溶液，有絮状白色沉淀生成，沉淀能溶于NaOH溶液，不溶于氨水

Al3＋＋3OH－===Al（OH）3↓（白色）

Al（OH）3＋OH－===AlO

＋2H2O

Fe3＋（黄色）

①NaOH溶液

②KSCN溶液

①生成红褐色沉淀

②溶液呈红色

①Fe3＋＋3OH－===Fe（OH）3↓（红褐色）

②Fe3＋＋SCN－===〔Fe（SCN）〕2＋（红色）

Fe2＋（淡绿色）

①NaOH溶液

②KSCN溶液，

氯水

①生成白色沉淀，在空气中迅速变成灰绿色，最后变成红褐色

②无明显现象，加氯水呈血红色

①Fe2＋＋2OH－===Fe（OH）2↓（白色）

4Fe（OH）2＋O2＋2H2O==4Fe（OH）3↓

（红褐色）

②2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－

Fe3＋＋SCN－===〔Fe（SCN）〕2＋

H＋

①紫色石蕊溶液

②橙色甲基橙溶液

③锌片

④pH试纸

①变红色

②变红色

③生成无色气体

④变红色

H＋表现酸性

③Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑

Ag＋

①盐酸或氯化物溶液，稀硝酸

②NaOH溶液

①生成白色沉淀，此沉淀不溶于稀硝酸，溶于氨水

②生成白色沉淀，迅速转变成棕色，此沉淀溶于氨水，形成无色溶液

①Ag＋＋Cl－===AgCl↓（白色）

AgCl＋2NH3·H2O==〔Ag（NH3）2〕＋＋Cl－＋2H2O

②Ag＋＋OH－===AgOH↓（白色）

2AgOH===H2O＋Ag2O（棕色）

AgOH＋2NH3·H2O=〔Ag（NH3）2〕＋＋OH－＋2H2O

附四

卤素互化物和拟卤素

例1、甲、乙、丙三种溶液各含有一种X-（X-为Cl-、Br-、I-）离子，甲中加淀粉溶液和氯水，则溶液变为橙色，再加丙溶液，溶液无明显变化，则甲、乙、丙依次为（）

A．Br-Cl-I-B．Br-I-Cl-C．I-Br-Cl-D．Cl-I-Br-

答案：

B

例2、下列说法中正确的是（）

①常温下溴是唯一的液态非金属单质，极易挥发，保存时用水封

②要除去氯气中少量的氯化氢，最好将这种气体通过饱和的NaCl溶液洗去

③溴和碘易溶于有机溶剂，碘易升华

④可以用溴水区别苯、四氧化碳、已烯、酒精四种溶液

⑤卤化银中只有AgF无色且溶于水

⑥CaCl2、CaBr2溶于水，但CaF2不溶于水

A．①②③④⑤B．②③④C．①②③④⑤⑤D．③④⑤⑥

[答案]C

例3、海洋植物如海带、海藻中含有丰富的碘元素，碘元素以碘离子的形式存在。

实验室里从海藻中提取碘的流程如下图：

（1）指出提取碘的过程中有关的实验操作名称：

①________③________；

写出过程②中有关反应的离子方程式________________。

（2）提取碘的过程中，可供选择的有机试剂是________。

A．甲苯、酒精B．四氯化碳、苯C．汽油、乙酸D．汽油、甘油

（3）为使海藻灰中碘离子转化为碘的有机溶液，实验室里有烧杯、玻璃棒、集气瓶、酒精灯、导管、圆底烧瓶、石棉网以及必要的夹持仪器、物品，尚缺少的玻璃仪器是________。

（4）从含碘的有机溶液中提取碘和回收有机溶剂，还需经过蒸馏，指出右图中所示实验装置中的错误之处：

①________________；②________________；

③________________。

（5）进行上述蒸馏操作时，使用水浴的原因是_____________。

最后晶态碘在______里聚集。

答案：

（1）Cl2+2I－

I2+2Cl－

（2）B

（3）分液漏斗锥形漏斗

（4）①缺石棉网②温度计插到了液体中③冷凝管进出水的方向颠倒

（5）使蒸馏烧瓶均匀受热，控制加热温度不要过高蒸馏烧瓶