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非金屬總論
　　元素及其化合物是概念、理論、實驗、計算的載體，因此非常重要。在復習過程中，要把握位、構、性三者的關系，抓典型一般，注意特殊，區別異同。
　　一、知識歸納
　　1．結構和位置
　　（1）非金屬元素在周期表中的位置
　　在目前已知的112種元素中，非金屬有16種（外加6種稀有氣體元素）。除氫外，非金屬元素都位于周期表的右上方。H元素在左上方。F為非金屬性最強的元素。
非金屬在周期表中的位置
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）非金屬元素的原子結構特征及化合價
　　①與同周期的金屬原子相比較，非金屬原子最外層電子數較多（一般為4—7個，H為1個，He為2個，B為3個），次外層都是飽和結構（2、8或18電子結構）
　　②與同周期的金屬原子相比較，非金屬原子核電荷數較大，原子半徑較小，化學反應中易得電子，表現氧化性。
　　③非金屬元素最高正價等于族序數，對應最低負價等于族序數減8；多數非金屬有變化，如S、N、Cl等。
　　2．非金屬單質性質與制法
單質 C Si N2 P S X2
同素異
形體 金剛石,
石墨,
C60 紅磷　　白磷
晶體
類型 原子
原子
分子 原子
晶體 分子
晶體 分子　　分子 分子晶體 分子晶體
物理性質（重要） 金剛石 石墨
硬度大 質軟
不導電 導電
導熱 　導熱
二者不溶于任
何溶劑且熔點
均很高 半導體 無色
無味
氣體
難溶于水 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在水中溶解度為1∶2
X2均易溶于酒精、汽油、
苯、四氯化碳等有機溶劑
F2、Cl2、Br2、I2均有毒，
毒性依次減弱，I2受熱易升華
化
性 與金屬 —— Si+2Mg
Mg2Si N2+3Mg
Mg3N2 與大多數金屬反應 與大多數金屬反應
*Fe+S FeS
2Cu+S Cu2S
Hg+S=HgS 與大多數金屬反應
3Cl2+2Fe 2FeCl3
3Br2+2Fe=2FeBr3
I2+Fe FeI2
與H2 難 難 N2+3H2
2NH3 難 S+H2 H2S F2+H2 2HF
Cl2+H2 2HCl
Br2+H2 2HBr
I2+H2 2HI
與O2 C+O2
CO2
2C+O2
2CO Si+O2
SiO2 N2+O2
2NO 4P+5O2
2P2O5 S+O2
SO2 不與O2直接化合
與H2O C+H2O
CO+H2 —— —— —— —— 2F2+H2O=4HF+O2
Cl2+H2O=HCl+HClO
與酸 C+4HNO3(濃) CO2↑+4NO2↑+2H2O
　　C+2H2SO4(濃) CO2↑+2SO2↑+2H2O 　　Si+4HF=SiF4↑
+2H2↑ —— 　　P+5HNO3=H3PO4
+5NO2↑+H2O S+6HNO3(濃) H2SO4+6NO2↑+2H2O
S+2H2SO4(濃) 3SO2↑+2H2O Cl2+H2S=S↓+2HCl
Cl2+2HBr=Br2+2HCl
Br2+H2S=S↓+2HBr
與堿 —— 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可使淀粉變藍
制備 木柴干餾得木炭
煤干餾得焦炭
CH4 C+2H2 SiO2+2C Si+2CO↑ 分離液態空氣 —— —— 工業：
2NaCl(熔) 2Na
+Cl2↑
2NaCl+2H2O
2NaOH+H2↑+Cl2↑
實驗室：
MnO2+4HCl(濃)
MnCl2+Cl2↑+2H2O
2KMnO4+16HCl(濃)=
2KCl+2MnCl2+5Cl2↑
+8H2O
2NaCl+MnO2+2H2SO4 Na2SO4+MnSO4　　 +Cl2↑+2H2O
　　3．非金屬氣態氫化物
非金屬氫化物的結構、性質和制法
　 CH4 SiH4 NH3 PH3 H2S(H2O) HX
結構 晶體類型 均為分子晶體
分子結構 正四面體形 三角錐形 折線形 直線形
鍵角 109 28' 107 18' 92 (104 30') 180°
物理性質 色態 常溫常壓下，H2O為無色液體，其余為無色氣體
溶解性 難溶于水 極易溶于水
（1∶700） 難溶 能溶于水
（1∶2.6） 均極易溶于水
HCl（1∶500）
毒性 無毒 毒 劇毒 HF有毒
化學性質 穩定性 穩定 極不
穩定 穩定 極不
穩定 不穩定 由HF→HI穩定性
逐漸減弱
可燃性 可燃 自燃 在純O2中燃燒
4NH3+3O2
2N2+6H2O 自燃 2H2S+O2
2S+2H2O
2H2S+3O2
2SO2+2H2O 不燃燒
水溶液的酸堿性 —— —— 弱堿性
—— 弱酸性
HF弱酸性　
其它為強酸：
HCl=H++Cl-
HBr=H++Br-
HI=H++I-
氧化還原性 常溫下不易被氧化：如不能使
酸性KMnO4溶液褪色 自燃時為還原性 常溫不易被氧化
4NH3+5O2
4NO+6H2O
8NH3+3Cl2=
N2+8NH4Cl 自燃中表現還原性 主要表現還原性
2H2S+SO2=3S+2H2O
H2S+H2SO4(濃)=S↓+SO2↑+2H2O
H2S+I2=S↓+2HI
…… 由HF→HI
還原性增強
MnO2+4HCl(濃)
MnCl2
Cl2↑ +2H2O
HBr、HI能被濃
H2SO4氧化
2HBr+H2SO4(濃)
=Br2+SO2↑+
2H2O
2HI+H2SO4
(濃)=I2+
SO2↑+2H2O
　　其它 取代反應
CH4+Cl2
CH3Cl+HCl
CH4 C+
2H2 —— NH3+H+=NH4+
NH3與CaCl2按8∶1絡合，因此不能用CaCl2干燥NH3 —— 　　H2S可與某些強酸鹽反應
　　Pb(NO3)2+H2S=PbS↓
　　+2HNO3
CuCl2+H2S=CuS↓
　　+2HCl
　　Hg(NO3)2+H2S=HgS↓
　　+2HNO3
2AgNO3+H2S=Ag2S↓
　　+2HNO3 HF可腐蝕玻璃
4HF+SiO2=
SiF4↑+2H2O
制備 CH3COONa
+NaOH
CH4↑+Na2CO3 　　Mg2Si+
　　4HCl=
　　SiH4↑
　　+2MgCl2 工業：
N2+3H2
2NH3
實驗室：
　　2NH4Cl+Ca(OH)2 2NH3↑+2H2O
　　+CaCl2 —— FeS+H2SO4=FeSO4
　　　　　　　 +H2S↑
FeS+2HCl=FeCl2
　　　　　　　 +H2S↑
（不能用濃H2SO4和HNO3） 工業：
H2+Cl2
2HCl
實驗室：
CaF2+H2SO4(濃)
CaSO4+2HF↑
(在鉛皿中進行)
NaCl+H2SO4(濃)
NaHSO4+HCl↑
NaHSO4+NaCl
Na2SO4+HCl↑
NaBr+H3PO4(濃)
NaH2PO4+HBr↑
(制HBr、HI用
它們的鹽分別
與H3PO4反應，
不能用濃H2SO4)
　 　 　 　 　 　 　 　
　　4．非金屬氧化物
非金屬氧化物的性質和制法
CO CO2 SiO2 NO NO2 P2O5 SO2 SO3
類別 不成鹽
氧化物 碳酸酐 硅酸酐 不成鹽
氧化物 特殊氧化物 偏磷酸及
磷酸酸酐 亞硫酸酐 硫酸酐
晶體
類型 分子晶體 原子晶體 分子晶體
物理性質 色態味 無色無味氣體 無色晶體 無色氣體 紅棕色、
刺激性
氣味氣體 白色固體 無色刺激性
氣味氣體 無色晶體
溶解性 難溶于水 能溶于水
1∶1 難溶于水 難溶于水 易溶于水
并與水反應 易溶于水
并與水反應 易溶于水
（1∶40）
并與水反應 易溶于水
并與水反應
熔沸點 低 高 低
毒性 有毒 無毒 無毒 有毒 有毒 無毒 有毒 無毒
化學性質 與水 CO+H2O
　　 CO2+H2
（氧化還原反應） —— 3NO2+H2O=2HNO3+NO
4NO+3O2+2H2O=4HNO3
4NO2+O2+2H2O=4HNO3 P2O5+H2O(冷)=2HPO3
P2O5+3H2O(熱)=2H3PO4 SO3+H2O
=H2SO4
與堿性氧化物 —— CO2+Na2O
= Na2CO3 SiO2+CaO
CaSiO3 —— —— P2O5+3CaO=
Ca3(PO4)2 SO2+CaO=
CaSO3 SO3+Na2O
=Na2SO4
與堿 —— 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
（氧化還原反應） 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 強氧化性
還原性 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，
能使品紅褪色
制法
　　　　 工業：
C+H2O
CO+H2
　　CO2+C
2CO
　 實驗室：
CaCO3+2HCl
=CaCl2+CO2↑+H2O
　　　 ——
　 工業：
4NH3+5O2
4NO+6H2O
實驗室：
3Cu+8HNO3 　　3Cu(NO3)2
+2NO↑
+4H2O
　 實驗室：
Cu+4HNO3(濃)=Cu(NO3)2+
2NO2↑+2H2O
　　 4P+5O2
2P2O5
　 工業：
4FeS2+11O2
2Fe2O3+8SO2
實驗室：
Na2SO3+H2SO4
(濃)=
Na2SO4+SO2↑
+H2O
　 工業：
2SO2+O2
2SO3
　
　　5．非金屬含氧酸的主要性質和制備
　　（1）常見含氧酸的性質與制備
物質
項目 H2CO3 H4SiO4
H2SiO3 HNO3 H3PO4 H2SO4 H2SO3 HClO4 HClO
物理性質 揮發性酸 無色膠狀固體
白色粉末
微溶于水 無色、有刺激性氣味（揮發性）液體，易溶于水 無色晶體，
難揮發，
易溶于水 無色、粘稠、油狀液體，不易揮發，易溶于水 揮發性酸 ——
化學性質 通性 均具有酸的通性（與堿反應時，幾元酸就可生成幾種鹽）
穩定性 不穩定
H2CO3=CO2↑+H2O 不穩定 較不穩定
4HNO3
4NO2↑+O2↑
+2H2O 穩定 穩定 不穩定
H2SO3=
SO2↑+H2O —— 不穩定
2HClO
2HCl+O2↑
酸性 弱酸 極弱酸 強酸 中強酸 強酸 中強酸 含氧酸中最強的酸 弱酸
氧化性 —— —— 濃、稀HNO3均具有強氧化性
冷、濃HNO3可使Fe、Al鈍化 —— 濃H2SO4具有強氧化性，冷、濃H2SO4可使Fe、Al鈍化 —— 氧化性酸 強氧化性
其它 —— —— 王水：
V(HNO3)∶V(HCl)=1∶3
可氧化Pt、Au 易潮解 濃硫酸有脫水性、吸水性 漂白性
還原性 漂白性
制備 現用現制　　CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2O
Na2SiO3+
2HCl=2NaCl
+H2SiO3↓ 工業：
4NH3+5O2 4NO+
6H2O
　　2NO+O2=2NO2
3NO2+H2O
=2HNO3+NO
實驗室：
NaNO3(固)+
H2SO4(濃) NaHSO4+HNO3↑ 工業：
Ca3(PO4)2+
3H2SO4=
3CaSO4+
2H3PO4 工業：
4FeS2+11O2
　　2Fe2O3+8SO2
2SO2+O2 2SO3
　　SO3+H2O=H2SO4 Na2SO3+H2SO4=
Na2SO4+
SO2↑+H2O ——
　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　 　
　　（2）酸性強弱規律：
　　①對于同種非金屬形成的不同含氧酸，其非金屬的價態越高，酸性越強。如HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2。
　　②證明酸性強弱順序，可用“強酸制弱酸”的規律。如：
　　Na2SiO3+CO2+2H2O=Na2CO3+H4SiO4↓（水玻璃敝口放置變渾濁）
　　Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO（漂白粉遇CO2產生HClO）
　　③常見酸的酸性強弱順序：
　　6.鹽的主要性質
　　⑴溶解性
　　硝酸鹽、碳酸氫鹽、磷酸二氫鹽、次氯酸鹽均易溶于水。
　　氯化物除氯化銀、氯化亞汞（AgCl、Hg2Cl2）難溶于水、氯化鉛（PbCl2）微溶于水外，其它的氯化物均溶于水。
　　硫酸鹽中除硫酸鋇、硫酸鉛難溶于水、硫酸銀、硫酸鈣微溶于水外，其它硫酸鹽均溶于水
　　其它的酸根鹽，只溶鉀、鈉、銨。
　　（一般酸式鹽的溶解度大于正鹽溶解度，而碳酸氫鈉溶解度小于碳酸鈉）
　　⑵穩定性
　　碳酸氫鹽、硝酸鹽均不穩定，受使熱易分解，例：2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O，2KNO32KNO2+O2↑、2Cu(NO3)2 2CuO+4NO2↑+O2↑、2AgNO3 2Ag+2NO2↑+O2↑。
　　ⅠA族碳酸鹽穩定，其它碳酸鹽在較高溫度下能分解，例：MgCO3MgO+CO2↑，CaCO3 CaO+CO2↑。
　　⑶與酸、堿反應
　　①與酸反應遵循鹽與酸反應的規律，即強酸與弱酸鹽反應，不揮發性酸制揮發性酸反應，
　　例：FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑，2NaCl(固)+H2SO4(濃) Na2SO4+2HCl↑。
　　注意特殊性：由于PbS、CuS、HgS、Ag2S既不溶于水，也不溶于生成的強酸中，所以氫硫酸可與Pb2+、Cu2+、Hg2+、Ag+的鹽反應，例：CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4。
　　②與堿反應
　　酸式鹽與堿反應是中和反應的繼續。例：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
　　（弱酸的酸式鹽既與酸反應，又與堿反應，例：NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2O）
　　⑷氧化性、還原性
　　①氧化性：硝酸鹽在一定條件下具有氧化性，例：S+2KNO3+3CK2S+N2↑+3CO2↑
　　②還原性：亞硫酸鹽、硫化物、溴化物、碘化物均具有還原性，例：2CaSO3+O2=2CaSO4，
　　2Na2S+Na2SO3+3H2SO4=3Na2SO4+3S↓+3H2O、2NaBr+3H2SO4(濃)=2NaHSO4+Br2+SO2↑+2H2O，
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