2020届金属元素和非金属元素知识点复习
-
一、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
< br>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<
/p>
、
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
H
2
、
O
2
、
< br>Cl
2
、
H
2
、
Br
2
等；多原子分子的
P
4
、
S
8
、
C
60
、
O
3
< br>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
O
2
、
O
3
；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（
H
2
< br>、
O
2
、
Cl
2
、
N
2
…）
、液态（
Br
< br>2
）
、固态（
I
2
、磷、碳、硅…）
。常温下
是气体、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
①
IVA
—
RH
4
正四面体结构，
非极性分子
；
VA
—
RH
3
三角锥形，
极性分子；
VIA
—
H
2
R
为
“
V
”
型，
极性分子；
VIIA
—<
/p>
HR
直线型，极性分子。
②固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下
H
2<
/p>
O
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：
NH
3
：
H
2
< br>S
可被
O
2
氧化；
HBr
、
HI
可被
Cl
2
、浓
H
2
SO
4
氧化等等。
< br>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
Cl
2
电子式
结构式
Cl
—
Cl
。
（
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：
①与金属反应将金
属氧化成高价态
Cu+Cl
2
=CuC
l
2
（棕黄色烟）
②与非金属反应
H
< br>2
+Cl
2
=2HCl
（苍白色火焰，工业上制
HCl
）
，
H
2
< br>+Cl
2
=2HCl
（爆炸）<
/p>
③与水反应
Cl
2
+H
2
O=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+O
2
↑
④与碱反应
Cl<
/p>
2
+2NaOH=NaCl+NaClO+H
2
O
（用于吸收多余
Cl
2
）
2Cl
2
+2Ca(OH)
2
=CaCl
2
+Ca(ClO)
2
漂白粉（混合物）
+2H
2
O
漂白粉的有效成分为
Ca(ClO)
2
在空气中易失效变质：
+
–
Ca(ClO)
2
+CO
2
+H
2
O=CaCO
3
↓
+2HC
lO
⑤与还原性物质反应
Cl
2
+2Br
=2Cl
+Br
2
C
l
2
+H
2
S
=2HCl+S
↓
（
4
）制法：
–
–
①实验
室制法：
MnO
2
+4HCl
（浓）
MnCl
2
+Cl
2
↑
+2H
2
O
②业制法
通电
通电
2NaCl+2H
2
O 2NaOH+H
2
↑
+Cl
2
↑
2NaCl
（熔融）
2Na+Cl
2
↑
2
．卤族元素
（
1
）卤族元素性质的通性及递变性
①元素周期表中的位置：第Ⅶ
A
族
②原子结构相同点：最外层电子数均为
7
个；不同点：电子层数不同
。
③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。
④主要性质的递变性。
（从
F
到<
/p>
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
F
2
＞
Cl
2
＞
Br
2
＞
I
2
；
与
H
2
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
HF
＞
HCl
＞
HBr
＞
HI
；最高
价氧化物的水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
①
Cl
2
、
Br
2
、
I
2
与水反应类型相同，可用通式
X
2
+H
2
O=HX+HXO
< br>，而
F
2
特殊
< br>F
2
+2H
2
< br>O=4HF+O
2
，由
此得出它
们与碱反应
Cl
2
、
< br>Br
2
、
I
2
相同，
F
2
不同。
②
F
2
、
Cl
2
、
Br
2
与
Fe
作用得
+3
价铁，而
I
2
+Fe=FeI
2
。
③
Cl
、
Br
、
I
跟
AgN
O
3
分别产生白色沉淀、浅黄色沉淀、黄色沉淀；而
AgF
可溶于水，
无色溶液。
④氯水具有漂白性，但溴水、碘水中
HBrO
和
HIO
很少，漂白性很差。
< br>
⑤碘遇淀粉变蓝，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：
I
2
+5Cl
2
+6H
2
O=2HIO
3
+10HCl
。
⑥氢氟酸为弱酸，
余者为强酸，<
/p>
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
AgNO
3
溶液。
Cl
+Ag
=AgCl
↓（
白）
，
Br
+Ag
=AgBr
↓（淡黄色）
，
I
+Ag
=AgI
↓（黄色）
3
．卤素单质及化合物的特殊性
①<
/p>
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，
CaF
2
难溶于水。而
AgF
易溶于水
②溴是常温下惟一呈液态的非金属，易挥发。
③碘易升华，碘遇淀粉反应生成蓝色物质。
< br>④
Cl
2
、
Br
2
、
I
2
溶解性
水中
CCl
4
Cl
2
黄绿
(
溶
)
淡黄绿
(
易
溶
)
Br
2
橙
(
溶
)
I
2
黄褐
(
微溶
)
−
+
–
+
–
–
+
–
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（
O
）
、硫（
S
）
、硒（
Se
）
、碲（
Te
）
、钋（
Po
）等几种元素。
（
2
）周期表中位置：
VIA
族；
2
—
6
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
。
8
16
34
52
84
（
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
①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。
②在气态氢化物中均显—
2
价，分子式为
H
2
R
。
③在最高价氧化物中均
+6
< br>价，分子式为
RO
3
。
④最高价氧化物对应水化物的分子式为
H
2
RO
4
。
（
2
）递变性（
O
、
S
、
Se
、
Te
）
①单质的溶沸点升高，氧化性减弱。
②气态氢化物热稳定性减小，还原性增强。
③最高价氧化物的水化物酸性减弱。
3
．二氧化硫
< br>（
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
H
2
O
化合生成
H
2
SO
3
，
SO
2
+H
2
O =H
2
SO
3
）
（
2
）二氧化硫的化学性质
①具有酸性氧化物通性
②还原性：
SO
2
+Cl
2
+2H
2
O=H
2
SO
4
+2HCl 2SO
2
+O
2
=2SO
3
③弱氧化性：
SO
2
+2H
2
S=3S
↓
+2H
2
O
④漂白性：
SO
3
可使品红褪色（可逆，加热又恢复红色）
（
3
）二氧化
硫的污染
①
SO
< br>2
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。
②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。
③含
SO
2
的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。<
/p>
4
．硫酸工业和硫酸
（
1
）接触法制硫酸
反应原理
①造气：
< br>4FeS
2
+11O
2
(g)=2Fe
2
O
3
+8SO
2
②氧化：
2SO
2
+O
2
=2SO
3
③吸收：
SO
3
+H
2
O=H
2
SO
4
分别对应的设备：①沸腾炉
②接触室
③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
H
2
SO
4
吸收
SO
3
（防
止形成酸雾）
、<
/p>
尾气处理
（用氨水吸收
SO
2
，
生成
(NH
4
)
2
SO
3
，
再用
H
2
SO
4
处理，
便又可生成
SO
2
）
。
（
2
）浓硫酸（
98.3
％）的特性
< br>
①吸水性：
H
2
SO
4
易与
H
2
O
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
< br>H
2
S)
。
②脱水性：浓
H
2
SO
4
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，<
/p>
C
12
H
22<
/p>
O
11
12C
＋
11H
2
O
(
浓
H
2
SO
4
脱水性
)
③强氧化性：浓
H
2
SO
4
与金属、与非金属、与具有还原性物质发生氧化
-
还原反应，如：
Cu
＋
2H
2
SO
4
(
浓
)=CuSO
4
+SO
2
↑
+2H
2
O
C
＋
2H
2
SO
4
(
浓
)=CO
2
↑
+2SO
2<
/p>
↑
+2H
2
O
H
2
S+H
2
SO
4
(
浓<
/p>
)=S
＋
SO
2
↑
+2H
2
O
2NaI
＋
2H
2
SO
4
(
浓
)=Na
2
SO
4
+SO
2
↑
+I
2
+2H
2
< br>O
与还原剂反应浓
H
2
SO
4
的还原产物都为
SO
2
。
常温下，
浓
H
2
SO
4
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力。
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
/g
～
l000m
/g
。活性炭属于非极性
2
2
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：
①有毒的气体（或蒸汽）
：<
/p>
NO
、
NO
2<
/p>
、
Cl
2
、
Br
2
、
C
6
H
6
（苯）
。活性炭用于去毒、防毒。
②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。
③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
< br>
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
）
硅的单质：
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
①
Si+O
2
=SiO
2
②
Si+2NaOH+H
2
O=Na
2
SiO
< br>3
+2H
2
↑
< br>
（
4
）硅的制备及提纯：
SiO
2
+2C
=Si+CO
↑
，
< br>Si+2Cl
2
=SiCl
4<
/p>
SiCl
4
+2H
2
=Si+4HCl
（
5
）硅的氧化物
SiO
2
：
①原子晶体，熔点高、硬度大。
②酸性氧化物：但不溶于水，也不与水反应。
SiO
2
+CaO
CaSiO
3
SiO
< br>2
+2NaOH=Na
2
SiO
3
+H
2
O
③与氢氟酸反应：
SiO
2
+4HF=SiF
4
↑
+2H
2
O
④光导纤维的主要原抖，制造石英玻璃等。
< br>（
6
）硅及其重要化合物
（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
、
S
b
、
Bi
）
2
—
6
周期
<
/p>
（
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
①相似性：
a
．最高正价均为<
/p>
+5
，负价为–
3
；
（
Sb
、
Bi
无负价）
；
b
．最高价氧化物的水化物
（
HRO
3
或
H
3
RO
4
）呈酸性。
②逆变性（按
N
→
Bi
）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（<
/p>
HNO
3
＞
H<
/p>
3
PO
4
）
；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，
< br>N
2
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
H
2
、
O
2
、
< br>Mg
等发生反应：
①
N
2
+3H
2
=2NH
3
②
N
2
+O
2
=
2NO
③
N
2
+3Mg
Mg
3
N
< br>2
（
Mg
3
< br>N
2
+6H
2
< br>O=Mg(OH)
2
↓
+2NH
3
↑）
（
2<
/p>
）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
N
2
O
、
NO
、
N
2
O
3
、
NO
2
(N
2
O<
/p>
4
)
、
N
2
O
5
，其中
N
2
O
3
、
N
2
O
5
分别是
HNO
2
、
HNO
3
的酸酐。
NO
是无色还原性较强的有毒气体，易被
O
2
氧化。
NO
2
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
SO
2
使湿润的
KI
< br>一
淀粉试纸变蓝。重要反应：
2NO+O
2
=2NO
2
；
3NO
2
+H
2
O=2HNO
3
+NO
（
3
）氨气的性质及用途
①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。
②化学性质
与水反应：
NH
3
+H
2
O
NH
3
·
H
2
O
NH
4
+
OH
+
–
N
H
3
是惟一能使润湿的红色石蕊试纸变蓝的气体，常用此性质检
验
NH
3
。
与酸反应：
NH
3
+HCl=NH
4
Cl
（生成白烟
）
与
O
2<
/p>
反应：
4NH
3
+5O
2
=4NO+6H
2
O+Q
与
CO
2
反应（制取尿素）
：
2NH
< br>3
+CO
2
=CO(NH
2
)
2
+H
2
O
③氨的制法
安验室制法：用铵盐与碱共热。
<
/p>
2NH
4
Cl+Ca(OH)
2
CaCl
2
+2N
H
3
↑
+2H
2
O
工业制法：原料为水、煤和空气
N
2
+3H
2
=2NH
3
（
4
）硝酸（
HNO
3
）
硝酸的化学性质：
HNO
3
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）
，<
/p>
4HNO
3
=4NO
2
↑
+O
2
↑
+2H
2
O
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(NO
3
)
2<
/p>
+2NO
2
↑
+
2H
2
O
3Cu+8HNO
3
(
稀
)=3Cu(N
O
3
)
2
+2
NO
↑
+4H
2
O
3Ag+4HNO
3
(
稀
)=3AgNO
3
+NO
↑
+2H
2
O
（
利用此反应可以洗涤附在器
皿内壁上的银）
冷浓
HNO
3
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
< br>。
b
．与非金属反应
< br>C+4HNO
3
(
浓
)=CO
2
↑
+4NO<
/p>
2
↑
+2H
2<
/p>
O
S+6HNO
3
< br>(
浓
)=H
2
< br>SO
4
+6NO
2
↑
+2H
2
O
c
．与其他还原剂反应
3H
2
S+2HNO
3
(
稀
)=3S
↓<
/p>
+2NO
↑
+4H
2
O
3SO
3
< br>+2NO
3
+2H
=3SO
4
+2NO
↑
+H
2
O
d
．与有机物反应
< br>硝化反应
（如与苯反应）
；
酯化
反应
（如与纤维素反应）
；
颜色反应<
/p>
（如与蛋白质反应）
。
②硝酸的制法：
实验室制法：硝酸盐
与浓
H
2
SO
4
微热
NaNO
3
(
固
)+H
2
SO
4
(
浓
)=NaHSO
4
+HNO
3
↑
工业制法：氨的催化氧化法
a
．原理：
4NH
3
+
5O
2
=4NO+6H
2
O 2NO+O
2
=2NO
< br>2
3NO
2
+H
2
O=2HNO
3
+NO
b
．尾气处理：用碱液吸收
NO+NO
2
+2NaOH=2NaNO
2
+H
2
O
③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<
/p>
解生成的
NO
2
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。
2
–
–
+
2
–