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、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 、Cl 2 、H 2 、Br 2 等，多原子分子的P 4 、S 8 、C 60 、O 3 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 、O 2 、Cl 2 、N 2 ……），液态（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
①ⅣA-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-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 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 S可被O 2 氧化 HBr、HI可被Cl 2 、浓H 2 SO 4 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Cl 2 电子式Cl Cl 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 点燃 CuCl 2 （棕黄色烟）②与非金属的反应
H 2 +Cl 2 点燃 2HCl（苍白色火焰，工业上制HCl）
H 2 +Cl 2 光照 2HCl（爆炸）③与水反应
Cl 2 +H 2 O HCl+HClO
HClO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 光照 2HCl+O 2 ↑④与碱反应
Cl 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 ↓+2HClO⑤与还原性物质反应
Cl 2 +2Br - 2Cl - +Br 2 Cl 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 O②工业制法
2NaCl+2H 2 O 电解 2NaOH+H 2 ↑+Cl 2 ↑2NaCl（熔融） 电解 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ⅦA族
②原子结构相同点:最外层电子数均为7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-1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的反应由易到难，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
①Cl 2 、Br 2 、I 2 与水反应类型相同，可用通式X 2 +H 2 O=HX+HXO，而F 2 特殊F 2 +2H 2 O=4HF+O 2 ，由此得出它们与碱反应Cl 2 、Br 2 、I 2 相同，F 2 不同。②F 2 、Cl 2 、Br 2 与Fe作用得+3价铁，而I 2 +Fe △ Fel 2 。
③Cl - 、Br - 、I - 跟AgNO 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。⑤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I 2 +5Cl 2 +6H 2 O=2HIO 3 +10HCl。
⑥氢氟酸为弱酸，余者为强酸，且酸性逐渐增强。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 - ）的溶液中，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）
（三）氧族元素
1.氧族元素
（1）包括:氧（ 8 O）、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;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r 0 <r S <r Se <r Te
（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 R③在最高价氧化物中均显+6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 （ C 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
（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 +2HCl2SO 2 +O 2 催化剂△ 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
①SO 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。
4.硫酸工业和硫酸（1）接触法制硫酸
反应原理:①造气:4FeS 2 +11O 2 （g） 高温 2Fe 2 O 3 +8SO 2 ②氧化:2SO 2 +O 2 催化剂
400-500℃ 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）、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①吸水性和脱水性
②强氧化性，在加热条件下，大多数金属（Au、Pt除外）能被浓H 2 SO 4 氧化，生成SO 2 ，无H 2 ……;浓H 2 SO 4 在加热时可与C、S、P等非金属反应。
③浓H 2 SO 4 稀释时，放出大量热，所以在操作时，应将浓H 2 SO 4 沿器壁缓缓注入水中，并不断搅拌及时散热。
④SO 2- 4 的检验，在被检溶液中先加盐酸，无白色沉淀，然后再加BaCl 2 溶液有白色沉淀生成，Ba 2+ +SO 2- 4 BaSO 4 ↓
（四）碳族元素
1.碳及其重要化合物（1）一氧化碳和二氧化碳
（3）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。这种具有高吸附能力的碳，称为活性炭。活性炭的孔隙多，内表面积大，一般为500m 2 /g～1000m 2 /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:
①有毒的气体（或蒸汽）:NO、NO 2 、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。
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
①Si+O 2 △ SiO 2
②Si+2NaOH+H 2 O Na 2 SiO 3 +2H 2 ↑
（4）硅的制备及提纯:SiO 2 +2C 高温 Si+CO↑Si+Cl 2 高温 SiCl 4
SiCl 4 +2H 2 高温 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 高温 CaSiO 3
SiO 2 +2NaOH Na 2 SiO 3 +H 2 O
③与氢氟酸反应:SiO 2 +4HF SiF 4 ↑+2H 2 O④光导纤维的主要原料，制造石英玻璃等。
（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、Sb、Bi）2-6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:
①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（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（（HNO 3 >H 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，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 、Mg等发生反应:①N 2 +3H 2 高温、高压
催化剂 2NH 3 ②N 2 +O 2 放电 2NO
③N 2 +3Mg 点燃 Mg 3 N 2
（Mg 3 N 2 +6H 2 O Mg（OH） 2 ↓+2NH 3 ↑）（2）氮的氧化物:
N元素有+1、+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 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—淀粉试纸变蓝。重要反应:2NO+O 2 2NO 2 ;2NO 2 N 2 O 4 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 -
NH 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 反应
4NH 3 +5O 2 Pt △ 4NO+6H 2 O+Q与CO 2 反应（制取尿素）2NH 3 +CO 2 200atm
180℃ CO（NH 2 ） 2 +H 2 O③氨的制法
实验室制法:用铵盐与碱共热。
2NH 4 Cl+Ca（OH） 2 △ CaCl 2 +2NH 3 ↑+2H 2 O工业制法:原料为水、煤和空气N 2 +3H 2 高温、高压
催化剂 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）
4HNO 3 光或热 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 +2NO 2 ↑+2H 2 O3Cu+8HNO 3 （稀） 3Cu（NO 3 ） 2 +2NO↑+4H 2 O3Ag+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 。b.与非金属反应
C+4HNO 3 （浓） △ CO 2 ↑+4NO 2 ↑+2H 2 O S+6HNO 3 （浓） △ H 2 SO 4 +6NO 2 ↑+2H 2 O c.与其他还原剂反应
3H 2 S+2HNO 3 （稀） 3S↓+2NO↑+4H 2 O
3SO 2- 3 +2NO -3 +2H + 3SO 2- 4 +2NO↑+H 2 O 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）。
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 Pt △ 4NO+6H 2 O2NO+O 2 2NO 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 O③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，由于分解生成的NO 2 溶于硝酸中而使硝酸呈黄色，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
（2）磷的化合物的性质
①P 2 O 5 -磷酸（H 3 PO 4 ）偏磷酸（HPO 3 ）的酸酐P 2 O 5 +H 2 O（冷） 2HPO 3 （有毒溶于水）
P 2 O 5 +3H 2 O（热） 2H 3 PO 4 （无毒、晶体、易溶于水）P 2 O 5 吸湿性很强，可作干燥剂。②磷酸的性质
纯净的磷酸是无色晶体，有吸湿性，能跟水以任意比例混溶。浓H 3 PO 4 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。如磷酸和NaOH反应，1∶1生成NaH 2 PO 4 ;1∶2生成Na 2 HPO 4 ;1∶3生成Na 3 PO 4 。介于1∶1和1∶2之间生成NaH 2 PO 2 和Na 2 HPO 4 的混合物。介于1∶2和1∶3之间生成Na 2 HPO 4 和Na 3 PO 4 的混合物。
