非金属元素及其化合物文档格式.docx

1、（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。（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

2、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+H2O（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=CaCO3

3、+2HClO 与还原性物质反应 Cl2+2Br=2Cl+Br2Cl2+H2S=2HCl+S（4）制法：实验室制法 MnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2+2H2O 业制法 2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+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

4、化性 F2Cl2Br2I2；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+O2，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 AgNO3分别产生白色沉淀、浅黄色沉淀、黄色沉淀；而

5、AgF可溶于水，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：HNO3 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

6、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 Cl2 Br2 I2 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

7、r Sr Ser Te。（6）元素非金属性：从 OTe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。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

8、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 pH5、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

9、：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，C12H22O11 12C11H2O（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

10、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能方。这

11、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 500rn2/gl000m2/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，

12、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+CaO CaSiO3 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 （五）氨族元素 1氦族元素概述 （1

13、）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（HRO3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 N

14、2+3Mg Mg3N2（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 HNO2、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

15、：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+2H2

16、O 强氧化性：无论稀浓 HNO3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+4HNO3（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 HNO3。b与非金属反应 C+4HNO3（浓）=CO2+4NO2+2H2 O S+6HNO3（浓）=H2SO4+6NO2+2H2O c与其他还原剂反应 3

17、H2S+2HNO3（稀）=3S+2NO+4H2O 3SO32+2NO3+2H+=3SO42+2NO+H2O 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 NaNO3（固）+H2SO4（浓）=NaHSO4+HNO3 工业制法：氨的催化氧化法 a原理：4NH3+5O2=4NO+6H2O 2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NO b尾气处理：用碱液吸收 NO+NO2+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

18、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 40 240 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。2和 1：3 之间生成 Na2HPO4 帮 Na3PO4的混合物。