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非金属

非金属在通常条件下为气体或没有金属特性的脆性固体或液体,如元素周期表右上部15个元素和氢元素,零族元素的单质。大部分非金属原子具有较多的价层s、p电子,可以形成双原子分子气体或骨架状,链状或层状大分子的晶体结构。

通常条件下为气体或没有金属特性的脆性固体或液体,如元素周期表右上部15种元素和氢元素,零族元素的单质。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23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,80-的非金属元素在社会中占有重要位置。

大部分非金属原子具有较多的价层s、p电子,可以形成双原子分子气体或骨架状,链状或层状大分子的晶体结构。金属和非金属之间有被称为类金属的砷,锑,硅,锗等。

当温度或压力等条件发生变化时,金属或非金属可能转化。如金属锡在低温下可变成非金属的灰锡。

非金属在室温下可以是气体或固体(除了溴,惟一一个液体非金属元素)。非金属元素在固体时并没有闪亮的表面,但是不同的元素会有不同的颜色,例如碳是黑色的,而硫是黄色的。非金属的硬度有明显的差别,例如硫是很软的,但钻石(碳的一种)却是全世界最硬的。非金属是易碎的,而且密度比金属要低。非金属不是好的导热体,是电的绝缘体(除了碳在石墨的形态下)。

是非金属元素的通性,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。

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。

单质共价键数大部分符合8-N规则:

1、稀有气体:8-8=0(2-2=0),为单原子分子。

2、卤素,氢:8-7=1(2-1=1),为双原子分子。

3、VIA族的硫、硒、碲:8-6=2,为二配位的链形与环形分子。

4、VA族的磷、砷:8-5=3,为三配位的有限分子P4、As4,灰砷和黑磷为层状分子。

5、IVA族的碳、硅:8-4=4,为四配位的金刚石型结构。

少数分子由于形成π键、大π键或d轨道参与成键,键型发生变化,于是不遵守8-N规则。如N2、O2分子中的原子间的键不是单键;硼单质和石墨结构中,键的个数也不等于8-N个。

物理性质可分为三类:

稀有气体及O2、N2、H2等:一般状态下为气体,固体为分子晶体,熔沸点很低

多原子分子,S8、P4等:一般状态下为固体,分子晶体,熔沸点低,但比第一类高

大分子单质,金刚石、晶态硅等。原子晶体,熔沸点高。

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。例如:金属性Na>Mg>Al,单质的还原性Na>Mg>Al,阳离子的氧化性Na+<Mg2+<Al3+。中学化学教材中金属活动顺序表为:K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au,而阳离子的氧化性为:K+<Ca2+<Na+<Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2+<Sn2+Br>I>S,它们的单质的氧化性Cl2>Br2>I2>S,还原性Cl2。

对于主族元素来说,同周期元素随着原子序数的递增,原子核电荷数逐渐增大,而电子层数却没有变化,因此原子核对核外电子的引力逐渐增强,随原子半径逐渐减小,原子失电子能力逐渐降低,元素金属性逐渐减弱;而原子得电子能力逐渐增强,元素非金属性逐渐增强。

例如:对于第三周期元素的金属Na>MgS>P>Si。

同主族元素,随着原子序数的递增,电子层逐渐增大,原子半径明显增大,原子核对最外层电子的引力逐渐减小,元素的原子失电子逐渐增强,得电子能力逐渐减弱,所以元素的金属性逐渐增强,非金属性减弱。

例如:第一主族元素的金属性H<Li<Na<K<Rb<Cs,卤族元素的非金属性F>Cl>Br>I。

综合以上两种情况,可以作出简明的结论:在元素周期表中,越向左、下方,元素金属性越强,金属性最强的金属是Cs;越向右、上方,元素的非金属越强,非金属性最强的元素是F。

例如:金属性K>Na>Mg,非金属性O>S>P。

一般说来,元素的金属性越强,它的单质与水或酸反应越剧烈,对应的碱的碱性也越强。例如:金属性Na>Mg>Al,常温时单质Na与水能剧烈反应,单质Mg与水能缓慢地进行反应,而单质Al与水在常温时很难进行反应,它们对应的氧化物的水化物的碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。元素的非金属性越强,它的单质与H2反应越剧烈,得到的气态氢化物的稳定性越强,元素的最高价氧化物所对应的水化物的酸也越强。

例如:非金属Cl>S>P>Si,Cl2与H2在光照或点燃时就可能发生爆炸而化合,S与H2须加热才能化合,而Si与H2须在高温下才能化合并且SiH4极不稳定;氢化物的稳定HCl>H2S>PH3>SiH4;这些元素的最高价氧化物的水化物的酸性HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4

因此,在化学反应中的表现可以作为判断元素的金属性或非金属强弱的依据。另外,还可以根据金属或非金属单质之间的相互置换反应,进行金属性和非金属性强弱的判断。一种金属把另一金属元素从它的盐溶液里置换出来,表明前一种元素金属性较强;一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液中置换出来,表明前一种元素的非金属性较强。

在金属晶体中,金属原子的自由电子在整个晶体中移动,依靠此种流动电子,使金属原子相互结合成为晶体的键称为金属键。对于主族元素,随原子序数的递增,金属键的强度逐渐减弱,因此金属单质的熔、沸点逐渐降低。

成键方式 非金属原子之间主要成共价键,而非金属元素与金属元素之间主要成离子键。

非金属原子之间成共价键的原因是,两种原子均有获得电子的能力,都倾向于获得对方的电子使自己达到稳定的构型,于是两者就共用电子对以达此目的。而金属原子失去电子的能力较强,与非金属相遇时就一者失电子、一者得电子,双方均达到稳定结构。多原子的共价分子常常出现的一种现象是轨道杂化,这使得中心原子更易和多个原子成键。非金属原子之间形成的共价键中,除了一般的σ键和π键,还有一种大π键。大π键是离域的,可以增加共价分子或离子的稳定性。

由于非金属元素复杂的成键方式,几乎所有的化合物中都含有非金属元素。

如果非金属元素与金属元素一同形成无机化合物,则可以形成无氧酸盐、含氧酸盐及配合物这几类物质。如果只由非金属元素形成无机物,则可以形成一系列共价化合物,如酸等。非金属元素碳是有机化合物的基础。

除稀有气体以外,所有非金属元素都能形成最高价态的共价型简单氢化物。

熔沸点:同一族的熔点、沸点从上到下递增。但NH3、H2O、HF的沸点因为存在氢键而特别高。

热稳定性:同一周期自左向右依次增加,同一族自上而下减少,与非金属元素电负性变化规律一样。

还原性:除HF外都具有还原性,其变化规律与稳定性相反,稳定性大的还原性小。此外C、Si、B能分别形成碳烷、硅烷、硼烷一系列非金属原子数≥2的氢化物。

除稀有气体、氧、氟元素以外,所有非金属元素都能形成含氧酸,且在酸中呈正氧化态。同一族从下到上、同一周期从左到右,非金属最高价含氧酸的酸性逐渐增强。但其他价含氧酸不遵循此规律。

非金属含氧酸中,高氧化态的强酸常具有氧化性,如硫酸(H2SO4)、硝酸(HNO3)等;一些弱酸如次氯酸也是氧化性酸。还原性酸包括亚硫酸、亚磷酸等。

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