非金属单质的通性

1、非金属性

非金属元素的通性，它指某种非金属元素的原子得到电子的能力。某元素原子非金属性越强，即其得电子能力越强。由元素周期表上看，靠右的元素非金属性比靠左的元素非金属性要强，靠上的元素非金属性比靠下的元素非金属性要强。对于元素的单质，非金属性体现在单质的氧化性上。

2、物理性质

非金属单质大多是分子晶体，少部分为原子晶体和过渡型的层状晶体。

3、氧化性还原性

元素的金属性越强，它的单质还原性越强，而它阳离子的氧化性越弱。

扩展资料

非金属元素种类

非金属元素是元素的一大类,在所有的一百多种化学元素中,非金属占了22种.在周期表中,除氢以外,其它非金属元素都排在表的右侧和上侧,属于p区.包括氢、硼、碳、氮、氧、氟、硅、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砹、氦、氖、氩、氪、氙、氡。

非金属分类

非金属从状态上，在常温下可以分为固液气三种状态，例如：气态：氧气、氯气、氢气等；液态：溴等；固态：碘单质、石墨碳、硫磺等。

参考资料来源：百度百科-非金属单质

参考资料来源：百度百科-非金属

非金属单质的通性
1．概述

(1) 位置及其原子结构

位置：位于元素周期表的右上角。把6种稀有气体除外，一般所指的非金属元素就只有16种。

原子结构：最外层电子数较多，原子半径较小，化学反应中容易结合电子，显示负化合价。

(2) 单质的晶体类型

分子晶体：H2、X2、O2、O3、S8、N2、P4、稀有气体。

原子晶体：金刚石、Si、B。

(3) 单质的同素异形体

氧族、卤族及氮没有同素异形体。

由同种原子组成的晶体，晶格不同，形成不同的单质。如金刚石和石墨。

由同种原子组成的分子，其原子个数不同，形成不同的单质。如O2、O3。

由同种原子组成的分子，其晶格不同，原子个数也不同而形成不同的单质。如白磷和红磷。

2．单质的物理性质

(1) 常温常压下非金属单质的状态

属于分子晶体的，在同类单质中分子量较小(范氏力较小)为气态(F2、Cl2、O2、N2、H2)，较大的为液态(Br2)，固态(S、P、I2)。

属于原子晶体的是固态(金刚石、硅、硼)。

(2) 单质的熔、沸点

属于分子晶体的由于分子间力较小，故熔、沸点较低。具有相似结构的同类晶体中，一般是分子量越大，其熔、沸点较高。

属于原子晶体的由于共价键的键能大，牢固，所以熔点很高，如金刚石，硬度大。

(3) 水溶性

氟能与水剧烈反应生成HF和O2；氯能溶于水(歧化反应)，难溶于饱和食盐水；其它单质的水溶性都很小。

(4) 非金属单质呈固态时有热脆性，可能透明或半透明。

比重较小，无金属光泽((石墨例外)。导电、导热性差。

3．非金属单质的化学性质

(1) 化学惰性：稀有气体；

强氧化性：F2、Cl2、Br2、O2；

以还原性为主：H2、C、Si、B、P、As。

(2) 典型的非金属较易跟金属化合，一般形成离子键，非金属元素得电子，呈负价。

(3) 典型的非金属能跟氢气以极性共价键化合生成气态氢化物(ⅣA—ⅦA)，共用电子对偏向非金属元素，非金属元素显负价。

(4) 不同非金属间通过极性键形成化合物，共用电子对偏向吸电子能力强的非金属。

(5) 非金属氧化物一般为酸性氧化物，其对应的水化物是酸，最高价氧化物对应的水化物酸性越强，则其元素的非金属性也越强。

具体化学性质是：

(1) 与金属反应

绝大多数非金属能与金属直接化合生成盐、氧化物、氮化物和碳化物。反应的难易是：强强易，弱弱难。典型的金属与典型的非金属化合形成离子化合物。

2Na＋Cl2＝2NaCl

3Fe＋2O2 →Fe3O4

3Mg＋N2→Mg3N2

金属活动顺序表里的金属都能与F2、Cl2反应，除Ag、Pt、Au外都能与Br2、I2反应，除Pt、Au外都能与S反应，以上均生成无氧酸盐。

注意：2Na＋S＝Na2S，Hg＋S＝HgS较易。

(2) 与非金属反应

① 与H2反应生成气态氢化物(以极性键形成气态氢化物，水是液态)。反应的难易是：强易弱难，强稳定。

即使在温度

H2＋Cl2→2HCl

非金属气态氢化物大多具有还原性，其规律是：强者弱。

② 与O2反应生成非金属氧化物，除NO、CO外，皆为成盐氧化物。反应规律是强难弱易，卤素不与氧气直接化合，具有强还原性的非金属与氧气反应容易。大多数非金属氧化物是酸性氧化物，其最高氧化物中除CO2为气体外，其余皆为固体。

S＋O2＝2SO2 4P＋5O2＝2P2O5

非金属单质形成氧化物的由易到难的程度：P、S、C、Si、N、I、Br、Cl。

40℃左右白磷燃烧，300℃左右煤(C)着火。C、Si可在空气中烧尽，N2在2000℃左右才和氧气化合。I2、Br2、Cl2不与氧气直接化合。

③ 与其它非金属反应

2P＋3Cl2＝2PCl3

2P＋5Cl2＝2PCl5

Si＋2F2＝SiF4

C＋2S→CS2

(3) 与水反应

2F2＋2H2O＝4HF＋O2­(置换)

Cl2＋H2O＝HCl＋HClO(Br2、I2相同)(歧化)

C＋H2O(g)→CO＋H2 (水煤气)

(4) 与碱溶液反应

X2＋2NaOH(稀)＝NaX＋NaXO＋H2O(注意：F2例外)

3X2＋6NaOH(浓)＝5NaX＋NaXO3＋3H2O(注意：F2例外)

3S＋6KOH(浓)＝2K2S＋K2SO3＋3H2O

Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2­

P4＋3NaOH＋3H2O→3NaH2PO2＋PH3­

(5) 与氧化性酸反应

不太活泼的非金属C、S、P、I2等具有较强还原性，可被硝酸和浓硫酸等强氧化性酸氧化。

C＋2H2SO4(浓)→CO2­＋2SO2­＋2H2O

C＋4HNO3(浓)→CO2­＋4NO2­＋2H2O

S＋2H2SO4(浓)→3SO2­＋2H2O

S＋6HNO3(浓)→H2SO4＋6NO2­＋2H2O

P＋5HNO3(浓)→H3PO4＋5NO2­＋H2O

3P(白磷)＋5HNO3(稀)＋2H2O＝3H3PO4＋5NO­

I2＋10HNO3(浓)＝2HIO3＋10 NO2­＋4H2O

(6) 与氧化物反应

① 与金属氧化物反应(具有还原性的非金属与具有氧化性的金属氧化物发生氧化还原反应。)

C＋2CuO→CO2↑＋2Cu

C＋FeO→CO↑＋Fe

Si＋2FeO→SiO2＋2Fe

H2＋CuOH2→O↑＋Cu

Na2O＋O2＝Na2O2

② 与非金属氧化物反应

C＋H2O→CO＋H2

2C＋SiO2 →2CO↑＋Si

3C＋SiO2→2CO↑＋SiC

2F2＋2H2O＝4HF＋O2­

C＋CO2→2CO

2SO2＋O2＝2SO3

2NO＋O2＝2NO2

(7) 与无氧化酸及无氧酸盐反应

按非金属的活动顺序发生置换反应(强代弱)。

2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2

Br 2＋2NaI＝2NaBr＋I2

Cl2＋Na2S＝2NaCl＋S¯

2H2S＋O2＝2H2O＋2S

2H2S＋3O2→2H2O＋2SO2

4．非金属单质的制备方法

(1) 氧化阴离子法

电解法(可制取Cl2、F2、O2等)

2NaCl→2Na＋Cl2

(电解KHF2，Cu作容器、阴极，石墨作阳极，2KHF2 2KF＋H2­＋F2­)

用强氧化剂氧化

2KMnO4(浓)＋16HCl(浓) 2KCl＋2MnCl2＋Cl2­＋8H2O

4HCl(浓)＋MnO2 MnCl2＋Cl2­＋2H2O

2NaI＋Cl2＝2NaCl＋I2 H2S＋Br2＝2HBr＋S¯

(2) 氧化负价原子(热分解法)

2KMnO4→KMnO4＋MnO2＋O2­

2H2S＋O2(不足)→2S＋2H2O

CH4＋O2→(不足)C＋2H2O

(3) 还原正价元素：用强还原剂将不太活泼的非金属从它们的化合物中还原出来，这种反应需要在高温下进行。

SiCl4＋2H2→Si＋4HCl­

B2O3＋3H2→2B＋3H2O

P2O5＋C→2P＋5CO

2C＋SiO2→2CO↑＋Si

2Mg＋SiO2→2MgO＋Si

Zn＋2HCl＝ZnCl2＋H2­

其它：

NH4Cl＋NaNO2→NaCl＋2H2O＋N2­

­＋2H2O

S＋6HNO3(浓)→H2SO4＋6NO2­＋2H2O

P＋5HNO3(浓)→H3PO4＋5NO2­＋H2O

3P(白磷)＋5HNO3(稀)＋2H2O＝3H3PO4＋5NO­

I2＋10HNO3(浓)＝2HIO3＋10 NO2­＋4H2O

(6) 与氧化物反应

① 与金属氧化物反应(具有还原性的非金属与具有氧化性的金属氧化物发生氧化还原反应。)

C＋2CuO→CO2↑＋2Cu

C＋FeO→CO↑＋Fe

Si＋2FeO→SiO2＋2Fe

H2＋CuOH2→O↑＋Cu

Na2O＋O2＝Na2O2

② 与非金属氧化物反应

C＋H2O→CO＋H2

2C＋SiO2 →2CO↑＋Si

3C＋SiO2→2CO↑＋SiC

2F2＋2H2O＝4HF＋O2­

C＋CO2→2CO

2SO2＋O2＝2SO3

2NO＋O2＝2NO2

(7) 与无氧化酸及无氧酸盐反应

按非金属的活动顺序发生置换反应(强代弱)。

2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2

Br 2＋2NaI＝2NaBr＋I2

Cl2＋Na2S＝2NaCl＋S¯

2H2S＋O2＝2H2O＋2S

2H2S＋3O2→2H2O＋2SO2

4．非金属单质的制备方法

(1) 氧化阴离子法

电解法(可制取Cl2、F2、O2等)

2NaCl→2Na＋Cl2

(电解KHF2，Cu作容器、阴极，石墨作阳极，2KHF2 2KF＋H2­＋F2­)

用强氧化剂氧化

2KMnO4(浓)＋16HCl(浓) 2KCl＋2MnCl2＋Cl2­＋8H2O

4HCl(浓)＋MnO2 MnCl2＋Cl2­＋2H2O

2NaI＋Cl2＝2NaCl＋I2 H2S＋Br2＝2HBr＋S¯

(2) 氧化负价原子(热分解法)

2KMnO4→KMnO4＋MnO2＋O2­

2H2S＋O2(不足)→2S＋2H2O

CH4＋O2→(不足)C＋2H2O

(3) 还原正价元素：用强还原剂将不太活泼的非金属从它们的化合物中还原出来，这种反应需要在高温下进行。

SiCl4＋2H2→Si＋4HCl­

B2O3＋3H2→2B＋3H2O

P2O5＋C→2P＋5CO

2C＋SiO2→2CO↑＋Si

2Mg＋SiO2→2MgO＋Si

Zn＋2HCl＝ZnCl2＋H2­

其它：

NH4Cl＋NaNO2→NaCl＋2H2O＋N2­

1.金属单质,非金属单质的通性: 金属元素通常显正价，非金属元素通常显负价，单质元素的化合价为零(实在想不出别的) 2.酸性氧化物的通性: A.和水反应生成相应的酸 B.和碱反应生成盐（和水） C.和碱性氧化物反应生成盐（和水） 不过要搞清楚，酸性氧化物并不都是与水化合生成酸的物质。 反例： SiO2（二氧化硅），根本不能与水反应，但是它是酸性氧化物。 酸性氧化物，又叫酸酐。它和对应的酸的关系是它它们的化合价都是一样的。例如：H2SO4（硫酸）的酸酐就是SO3（三氧化硫）而不是SO2（二氧化硫）。有些非金属氧化物没有对应的酸，所以它就不是酸性氧化物，比如NO（一氧化氮）CO（一氧化碳）。 3.碱性氧化物的通性: 由金属元素和氧元素组成的氧化物是碱性氧化物(铵盐是特例) A.与酸反应生成盐和水 B.与水反应生成碱 C.与酸性氧化物反应生成盐 D.溶于水生成碱 4.酸的通性: A.与碱反应生成盐和水 B.与碱性氧化物反应生成盐和水 C.强酸(无氧化性)与金属单质反应生成盐+氢气 强酸(强氧化性)与金属单质反应生成盐+氧化产物 D.与某些盐发生反应 E.有腐蚀性，溶液程酸性. 5.碱的通性: A.碱溶液能使紫色的石蕊试液变蓝，并能使无色的酚酞试液变红色 B.碱能与酸性氧化物反应生成盐和水 C.碱能与酸反应生成盐和水 D.某些碱能与某些盐反应生成新的盐和新的碱 6.盐的通性: A.某些盐能与较活泼的金属反应生成新的盐和金属 B.某些盐能与酸反应生成新的盐和新的酸 C.某些盐能与某些碱反应生成新的盐和新的碱 D.有些不同的盐之间能反应生成两种新的盐(

1.与金属反应：生成无氧酸盐或其他AB型化合物
S+2Na==Na2S（爆炸）
Cl2+Na=点燃=NaCl（剧烈燃烧）
F2+2K===2KF（常温下激烈燃烧）
O2+Cu==加热==CuO
注意：并不是任意一个非金属都能和任意一个金属反应,
这里要求它们至少其中之一要活泼些.
比如：金属Au就不能和O2反应,因为Au很不活泼（真金不怕火炼）.
而Au在微热的条件下就能在F2中燃烧生成AuF3.
2.与H2反应：除了B等少数非金属不与H2化合
F2+H2=暗处=2HF（爆炸）
Cl2+H2==光照==2HCl（爆炸）
Br2+H2==500度==2HBr（反应较慢）
I2+H2==加热,催化剂==2HI（可逆反应）
O2+2H2==点燃==2H2O（激烈燃烧或爆炸）
O3+3H2===零下78度===3H2O（爆炸）
S+H2==300度==H2S（较顺利,但H2S会同时少量分解）
C+2H2==高温==CH4（反应困难）
Si+2H2==高温==SiH4(相当困难)
2P+3H2==高温===2PH3（反应困难,可逆）
3.某些很活泼的非金属还会和别的非金属反应：如O2,F2,Cl2,S等,这几个非金属单质的的电离能力很强,会和得到别的非金属失去的电子而使之氧化,从而显负价.
O2+S==点燃==SO2（O显负-2价）
Cl2+S==加热==SCl2（Cl显-1价）
F2+S===SF6（F显-1价）
5S+2P==加热==P2S5（S显-1价）
总之的电子能力强的显负价,失电子能力强的显正价!
4.除O2外的大多数非金属单质可以和碱反应：
2F2+2NaOH（2%）===2NaF+OF2+H2O
Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O
3Br2+6KOH==5KBr+KBrO3+3H2O
3S+6NaOH=加热=2Na2S+Na2SO3+3H20
Si+2NaOH+H2O=加热=Na2SiO3+2H2