非金屬單質的化學性質

1、化學惰性：稀有氣體;

強氧化性：F2、Cl2、Br2、O2;

以還原性為主：H2、C、Si、B、P、As。

2、典型的非金屬較易跟金屬化合，一般形成離子鍵，非金屬元素得電子，呈負價。

3、典型的非金屬能跟氫氣以極性共價鍵化合生成氣態(tài)氫化物(ⅣA—ⅦA)，共用電子對偏向非金屬元素，非金屬元素顯負價。

4、不同非金屬間通過極性鍵形成化合物，共用電子對偏向吸電子能力強的非金屬。

5、非金屬氧化物一般為酸性氧化物，其對應的水化物是酸，最高價氧化物對應的水化物酸性越強，則其元素的非金屬性也越強。

具體化學性質是：

(1)與金屬反應 絕大多數(shù)非金屬能與金屬直接化合生成鹽、氧化物、氮化物和碳化物。反應的難易是：強強易，弱弱難。典型的金屬與典型的非金屬化合形成離子化合物。

2Na+Cl2=2NaCl

3Fe+2O2→Fe3O4

3Mg+N2→Mg3N2

金屬活動順序表里的金屬都能與F2、Cl2反應，除Ag、Pt、Au外都能與Br2、I2反應，除Pt、Au外都能與S反應，以上均生成無氧酸鹽。

注意：2Na+S=Na2S，Hg+S=HgS較易。

(2)與非金屬反應

①與H2反應生成氣態(tài)氫化物(以極性鍵形成氣態(tài)氫化物，水是液態(tài))。反應的難易是：強易弱難，強穩(wěn)定。 即使在溫度 H2+Cl2→2HCl 非金屬氣態(tài)氫化物大多具有還原性，其規(guī)律是：強者弱。

②與O2反應生成非金屬氧化物，除NO、CO外，皆為成鹽氧化物。反應規(guī)律是強難弱易，鹵素不與氧氣直接化合，具有強還原性的非金屬與氧氣反應容易。大多數(shù)非金屬氧化物是酸性氧化物，其最高氧化物中除CO2為氣體外，其余皆為固體。 S+O2=2SO24P+5O2=2P2O5 非金屬單質形成氧化物的由易到難的程度：P、S、C、Si、N、I、Br、Cl。 40℃左右白磷燃燒，300℃左右煤(C)著火。C、Si可在空氣中燒盡，N2在2000℃左右才和氧氣化合。I2、Br2、Cl2不與氧氣直接化合。

③與其它非金屬反應

2P+3Cl2=2PCl3

2P+5Cl2=2PCl5

Si+2F2=SiF4

C+2S→CS2

(3)與水反應

2F2+2H2O=4HF+O2-(置換)

Cl2+H2O=HCl+HClO(Br2、I2相同)(歧化)

C+H2O(g)→CO+H2(水煤氣)

(4)與堿溶液反應

X2+2NaOH(稀)=NaX+NaXO+H2O(注意：F2例外)

3X2+6NaOH(濃)=5NaX+NaXO3+3H2O(注意：F2例外)

3S+6KOH(濃)=2K2S+K2SO3+3H2O

Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2-

P4+3NaOH+3H2O→3NaH2PO2+PH3-

(5)與氧化性酸反應 不太活潑的非金屬C、S、P、I2等具有較強還原性，可被硝酸和濃硫酸等強氧化性酸氧化。

C+2H2SO4(濃)→CO2-+2SO2-+2H2O

C+4HNO3(濃)→CO2-+4NO2-+2H2O

S+2H2SO4(濃)→3SO2-+2H2O

S+6HNO3(濃)→H2SO4+6NO2-+2H2O

P+5HNO3(濃)→H3PO4+5NO2-+H2O

3P(白磷)+5HNO3(稀)+2H2O=3H3PO4+5NO-

I2+10HNO3(濃)=2HIO3+10NO2-+4H2O

(6)與氧化物反應

①與金屬氧化物反應(具有還原性的非金屬與具有氧化性的金屬氧化物發(fā)生氧化還原反應。)

C+2CuO→CO2↑+2Cu

C+FeO→CO↑+Fe

Si+2FeO→SiO2+2Fe

H2+CuOH2→O↑+Cu

Na2O+O2=Na2O2

②與非金屬氧化物反應

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)與無氧化酸及無氧酸鹽反應 按非金屬的活動順序發(fā)生置換反應(強代弱)。

2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2

Br2+2NaI=2NaBr+I2

Cl2+Na2S=2NaCl+S

2H2S+O2=2H2O+2S

2H2S+3O2→2H2O+2SO2

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