鐵：Fe2O3＋3CO
2Fe＋3CO2
鋅：ZnO＋CO
Zn＋CO2
鎂：MgCl2
Mg＋Cl2↑
鈉：2NaCl
2Na＋Cl2↑
鋁：2Al2O3
4Al＋3O2↑
硅：SiO2＋2C
Si＋2CO↑
磷：2Ca3(PO4)2＋10C＋6SiO2
6CaSiO3＋10CO↑＋P4
氯氣：2NaCl＋2H2O
2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
溴：2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2
碘：2KI＋Cl2===2KCl＋I2
（1）為什么說“制取元素的單質一般都要利用氧化還原反應的原理”？
（2）分析比較上述各單質的制備反應原理，可知大多數金屬單質都是金屬元素被______________的產物。非金屬單質的制備原理是否恰恰與金屬單質相反呢？
（3）通過電解的方法制備的單質，在化學性質方面有何相似的地方？（4）指出工業生產磷（白磷，P4）的反應中的氧化劑、還原劑。
解析：因為大多數元素在自然界里是以化合態（元素的化合價不是0價）的形式存在的，所以大多數元素單質（元素化合價為0價）的制備都要經歷元素化合價變化的過程，當然就要發生氧化還原反應。
因為金屬元素除金、銀、鉑等化學性質極不活潑外，大多以陽離子的形式存在于自然界。自然界中沒有以負價的形式存在的金屬元素，故金屬單質的制備都是利用還原劑還原的辦法。非金屬則不同，有的非金屬元素由于本身的氧化性強，如氯、溴、氧、氟等，它們在自然界里主要以負價態存在，制備其單質時就要采用氧化的方法；而有的非金屬元素由于本身的還原性強，如硅、磷等，它們在自然界里主要以高價態（正價）存在，制備其單質時就要采用還原的方法。
答案：（1）大多數元素在自然界中以化合態的形式存在，制取單質須使其發生化合價的升高或降低，所以制取單質一般都要利用氧化還原反應的原理。
（2）還原；不一定相反，以正價態在自然界中存在的非金屬元素，要變成單質仍要采用還原的方法。
（3）通過電解方法制備的單質，都是極活潑的金屬和非金屬。
（4）氧化劑：Ca3(PO4)2；還原劑：C
閱讀快車系列答案科目：高中化學 來源： 題型：閱讀理解
非金屬知識規律總結
【高考導航】
一、非金屬元素在周期表中的位置和結構特點
1、除H外，非金屬元素均在“階梯線”的右上方。共有16種非金屬元素，其中包括稀有氣體元素6種。
2、非金屬元素(包括稀有元素)均在主族(零族)。非金屬元素一般都有變價。
3、最外層電子數一般≥4(H、B除外)。
4、原子半徑比同周期金屬半徑小(稀有元素除外)。
二、非金屬性強弱的判斷依據
元素非金屬性的本質是元素的原子吸引電子的能力。試題常通過以下幾個方面來比較元素的非金屬性：
1、單質跟H2化合難易程度（反應條件，劇烈程度，反應熱的大小，生成氣態氫化物的穩定性）。
2、最高價氧化物對應水化物的酸性。
3、化合物中元素化合價的正負，如BrCl中，Cl為-1價，Br為+1價，說明非金屬性Cl＞Br。
4、通過氧化還原反應確定非金屬單質的氧化能力，進而比較非金屬性。
需要指出的是，非金屬單質的活動性與非金屬元素的活動性，有密切的聯系，但不是一回事。例如氮元素的非金屬性相當強，可是它的單質N2化學性質卻不很活潑。單質的化學性質不僅取決于原子結構，而且取決于分子結構和晶體結構。
三、非金屬元素的性質及遞變規律
1、單質:
(1)結構:除稀有氣體外，非金屬原子間以共價鍵結合。非金屬單質的成鍵有明顯的規律性。若它處在第N族，每個原子可提供8－N個價電子去和8－N個同種原子形成8－N個共價單鍵，可簡稱8－N規則；(H遵循2－N規則)。如ⅦA族單質:x－x；H的共價數為1，H－H，第ⅥA族的S、Se、Te共價單鍵數為8－6＝2,第ⅤA族的P、As共價單鍵數8－5＝3。但第二周期的非金屬單質中N2、O2形成多鍵。
(2)熔沸點與聚集態。它們可以分為三類：
①小分子物質。如:H2、O2、N2、Cl2等，通常為氣體，固體為分子晶體。
②多原子分子物質。如P4、S8、As4等，通常為液態或固態。均為分子晶體，但熔、沸點因范德華力較大而比①高，Br2、I2也屬此類，一般易揮發或升華。
③原子晶體類單質。如金剛石、晶體硅和硼等，是非金屬單質中高熔點“三角區”，通常為難揮發的固體。
(3)導電性:非金屬一般屬于非導體，金屬是良導體，而鍺、硅、砷、硒等屬于半導體。但半導體與導體不同之處是導電率隨溫度升高而增大。
(4)化學活性及反應:
③非金屬一般為成酸元素，難以與稀酸反應。 固體非金屬能被氧化性酸氧化。
2、氫化物：
(1)氣態氫化物性質比較
(2)由于氫鍵的存在，使得第ⅤA、ⅥA、ⅦA氫化物的熔沸點出現了反常。第ⅤA中：SbH3＞NH3＞AsH3＞PH3；第ⅥA中： H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S；第ⅦA中HF＞HI＞HBr＞HCl。
(3)氣態氫化物水溶液的酸堿性及與水作用的情況。①HCl、HBr、HI溶于水成酸且都是強酸。②HF、H2S、H2Se、H2Te溶于水成酸且都是弱酸。③NH3溶于水成堿，氨水是弱堿。④PH3、AsH3、CH4與水不反應。⑤SiH4、B2H6與水作用時分解并放出H2。
3、非金屬氧化物的通性：
(1)許多非金屬低價氧化物有毒，如SO2、NO、NO2、CO等，注意不能隨便排放于大氣中。
(2)非金屬氧化物（除SiO2外)大都是分子晶體，熔沸點相差不大。
(3)非金屬氧化物大都為酸酐，相應的酸易溶于水，則氧化物易與水化合，反之水化反應難以進行。
(4)不成鹽氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不與堿反應。雖然NO2能與堿反應生成鹽，但NO2不屬于酸酐。
4、含氧酸
(1)同周期非金屬元素最高價含氧酸從左到右酸性增強。
(2)氧化性:同種元素低價強于高價含氧酸.
如:HClO＞HClO3＞HClO4(稀)
H2SO3＞H2SO4(稀)
HNO2＞HNO3(稀)
(3)對于同種非金屬形成的不同含氧酸，價態越高，酸性越強。其順序如：HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO，H2SO4＞H2SO3。
(4)難揮發的H2SO4、H3PO4受熱難分解；強氧化性的HNO3、HNO2、HClO見光或受熱易分解；非氧化性的H2CO3、H2SO3易分解。強酸可制弱酸，難揮發性酸制揮發性酸。
(5)常見含氧酸的一般性質：
①H2SO4：無色粘稠的油狀液體，強酸，沸點高，不揮發，穩定。濃硫酸有吸水性、脫水性和強氧化性。
②H2SO3：僅存在于溶液中，中強酸，不穩定。
③HClO4：在水溶液中相當穩定，最強無機酸，有強氧化性。
④HClO：僅存在于溶液中，是一種弱酸，有強氧化性和漂白性，極不穩定，遇光分解。⑤HNO3：無色液體，強酸，沸點低，易揮發，不穩定，易分解，有強氧化性。
⑥H3PO4：無色晶體，中強酸，難揮發，有吸水性，穩定，屬于非氧化性酸。
⑦H2CO3：僅存在于溶液中，弱酸，不穩定。
⑧H2SiO3：白色固體，不溶于水，弱酸，不揮發，加熱時可分解。
⑨常見酸的酸性強弱。強酸：HCl、HNO3、H2SO4；中強酸：H2SO3＞H3PO4(H3PO4中強偏弱）；弱酸：HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞H2SiO3。
四、11種無機化學氣體的制取和性質(O2、H2、Cl2、CO、NO、SO2、NO2、CO2、H2S、HCl、NH3)。
(1)利用氧化還原反應原理制取的氣體有：O2、H2、Cl2、NO、NO2等。
(2)利用復分解制取的氣體有：SO2、CO2、H2S、HCl、NH3等。
(3)可用啟普發生器制取的氣體有：H2、CO2、H2S等。
(4)只能用排氣法收集的是：Cl2、SO2、NO2、CO2、H2S、HCl、NH3等。只能用排水法收集的氣體是：NO、CO。
(5)使紅色石蕊變藍的氣體是NH3；使石灰水變渾濁的氣體是SO2和CO2；使品紅溶液褪色的氣體是SO2和Cl2；使高錳酸鉀溶液和溴水褪色的氣體有H2S和SO2。
(6)臭雞蛋氣味的氣體是H2S；刺激性氣味的氣體有：Cl2、SO2、NO2、HCl、NH3等；毒性氣體有：Cl2、CO、NO、SO2、NO2、H2S等。
(7)能在空氣中燃燒的氣體：H2S、CO、H2等
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