高中化学知识点总结：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
H2、O2、Cl2、H2、Br2 等，多原子分子的 P4、S8、C60、O3 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 O2、O3；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（H2、O2、Cl2、N2…），液态（Br2）、固态（I2、磷、碳、硅…）。常温下是气钵，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—RH4 正四面体结构，非极性分子；VA—RH3 三角锥形，极性分子；VIA—H2R 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 H2O 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：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。
★常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物 中氢的质量分数最大的元素：C。②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。④最轻的单质的元素：H ；最轻的金属单质的元素： Li 。⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ；金属元素：Hg 。⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元
高中化学知识点总结
第 1 页 共 8 页
素：S。⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。 （二）卤族元素 1. 氯气 （1） 分子式 Cl2 电子式
（3） 化学性质：
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）。
①与金属反应将金属氧化成高价态 Cu+Cl2=CuCl2（棕黄色烟） ②与非金属反应H2+Cl2=2HCl（苍白色火焰， 工业上制 HCl）， H2+Cl2=2HCl（爆炸）
③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↑
④ 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↓+2HClO ⑤与还原性物质反应
Cl2+2Br =2Cl+Br2Cl2+H2S=2HCl+S↓ （4） 制法： ①实验室制法
MnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2↑+2H2O ②业制法
2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑ 2NaCl（熔融）=2Na+Cl2↑ 卤族元素
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 个同点：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 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 F2＞Cl2＞Br2＞I2；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 HF＞HCl＞HBr＞HI；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
––2.
（1）
①Cl2、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。
②F2、Cl2、Br2 与 Fe 作用得+3 价铁，而 I2+Fe=FeI2。
––③Cl、Br –、I跟 AgNO3 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。
高中化学知识点总结 第 2 页 共 8 页
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 I2+5Cl2+6H2O=2HIO3+10HCl。
⑥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
①F 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，CaF2 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。 ④Cl2、Br2、I2 溶解性
+–+–+––+Cl2 水中 CCl4 黄(溶) 黄(易溶) Br2 橙(溶) I2 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
816345284（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。 （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 H2R。 ③在最高价氧化物中均+6 价，分子式为 RO3。
高中化学知识点总结
第 3 页 共 8 页
(完整版)高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物,推荐文档
