非金屬

元素的金屬性是指元素的原子失電子的能力；元素的非金屬性是指元素的原子得電子的能力。

元素的金屬性與非金屬性是一個看似簡單，卻有著許多內容值得深思的知識點。金屬性與非金屬性討論的對象是元素，它是一個廣義的概念，而元素的金屬性與非金屬性具體表現為該元素單質或特定化合物的性質。

通常條件下為氣體或沒有金屬特性的脆性固體或液體，如元素周期表右上部15種元素和氫元素，零族元素的單質。非金屬元素是元素的一大類，在所有的一百多種化學元素中，非金屬佔了22種。在周期表中，除氫以外，其它非金屬元素都排在表的右側和上側，屬於p區。包括氫、硼、碳、氮、氧、氟、硅、磷、硫、氯、砷、硒、溴、碲、碘、砹、氦、氖、氬、氪、氙、氡。80%的非金屬元素在現在社會中佔有重要位置。

金屬和非金屬之間有被稱為類金屬的砷，銻，硅，鍺等。

當溫度或壓力等條件發生變化時，金屬或非金屬可能轉化。如金屬錫在低溫下可變成非金屬的灰錫。

對於主族元素來說，同周期元素隨著原子序數的遞增，原子核電荷數逐漸增大，而電子層數卻沒有變化，因此原子核對核外電子的引力逐漸增強，隨原子半徑逐漸減小，原子失電子能力逐漸降低，元素金屬性逐漸減弱；而原子得電子能力逐漸增強，元素非金屬性逐漸增強。例如：對於第三周期元素的金屬性Na＞Mg＜Al，非金屬性Cl＞S＞P＞Si。

同主族元素，隨著原子序數的遞增，電子層逐漸增大，原子半徑明顯增大，原子核對最外層電子的引力逐漸減小，元素的原子失電子逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，所以元素的金屬性逐漸增強，非金屬性減弱。例如：第一主族元素的金屬性H＜Li＜Na＜K＜Rb＜Cs，鹵族元素的非金屬性F＞Cl＞Br＞I。

綜合以上兩種情況，可以作出簡明的結論：在元素周期表中，越向左、下方，元素金屬性越強，金屬性最強的金屬是Cs；越向右、上方，元素的非金屬越強，非金屬性最強的元素是F。例如：金屬性K＞Na＞Mg，非金屬性O＞S＞P。

一般說來，元素的金屬性越強，它的單質與水或酸反應越劇烈，對於的鹼的鹼性也越強。例如：金屬性Na＞Mg＞Al，常溫時單質Na與水能劇烈反應，單質Mg與水能緩慢地進行反應，而單質Al與水在常溫時很難進行反應，它們對應的氧化物的水化物的鹼性 NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。元素的非金屬性越強，它的單質與H2反應越劇烈，得到的氣態氫化物的穩定性越強，元素的最高價氧化物所對應的水化物的酸也越強。例如：非金屬Cl＞S＞P＞Si，Cl2與H2在光照或點燃時就可能發生爆炸而化合，S與H2須加熱才能化合，而Si與H2須在高溫下才能化合併且SiH4極不穩定；氫化物的穩定HCl＞H2S＞PH3＞SiH4；這些元素的最高價氧化物的水化物的酸性HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H4SiO4。

因此，在化學反應中的表現可以作為判斷元素的金屬性或非金屬強弱的依據。另外，還可以根據金屬或非金屬單質之間的相互置換反應，進行金屬性和非金屬性強弱的判斷。一種金屬把另一金屬元素從它的鹽溶液里置換出來，表明前一種元素金屬性較強；一種非金屬單質能把另一種非金屬單質從它的鹽溶液或酸溶液中置換出來，表明前一種元素的非金屬性較強。

元素的金屬性越強，它的單質還原性越強，而它陽離子的氧化性越弱。例如：金屬性Na＞Mg＞Al，單質的還原性Na＞Mg＞Al，陽離子的氧化性Na+ ＜Mg2+ ＜Al3+ 。中學化學教材中金屬活動順序表為K＞Ca＞Na＞Mg＞Al＞Zn＞Fe＞Sn＞Pb＞H＞Cu＞Hg＞Ag＞Pt＞Au，而陽離子的氧化性為K+ ＜Ca2+ ＜Na+ ＜Mg2+ ＜Al3+ ＜Zn2+ ＜Fe2+ ＜Sn2+ ＜Pb2+ ＜H+ ＜Cu2+ ＜Hg2+ ＜Pt2+ ＜Au2+ 。元素的非金屬性越強，它的單質的氧化性越強，還原性越弱，而它陰離子的還原性越越弱。例如：非金屬性Cl＞Br＞I＞S，它們的單質的氧化性Cl2＞Br2＞I2＞S，還原性Cl2＜Br2＜I2＜S，它們的陰離子的還原性Cl- ＜Br- ＜I- ＜S2- 。

在金屬晶體中，金屬原子的自由電子在整個晶體中移動，依靠此種流動電子，使金屬原子相互結合成為晶體的鍵稱為金屬鍵。對於主族元素，隨原子序數的遞增，金屬鍵的強度逐漸減弱，因此金屬單的熔、沸點逐漸降低。

由於非金屬元素複雜的成鍵方式，幾乎所有的化合物中都含有非金屬元素。

如果非金屬元素與金屬元素一同形成無機化合物，則可以形成無氧酸鹽、含氧酸鹽及配合物這幾類物質。如果只由非金屬元素形成無機物，則可以形成一系列共價化合物，如酸等。

非金屬元素碳是有機化合物的基礎。

除稀有氣體以外，所有非金屬元素都能形成最高價態的共價型簡單氫化物。熔沸點：同一族的熔點、沸點從上到下遞增。但NH3、H2O、HF的沸點因為存在氫鍵而特別高。熱穩定性：同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下減少，與非金屬元素電負性變化規律一樣。還原性：除HF外都具有還原性，其變化規律與穩定性相反，穩定性大的還原性小。此外C、Si、B能分別形成碳烷、硅烷、硼烷一系列非金屬原子數≥2的氫化物。

除稀有氣體、氧、氟元素以外，所有非金屬元素都能形成含氧酸，且在酸中呈正氧化態。同一族從下到上、同一周期從左到右，非金屬最高價含氧酸的酸性逐漸增強。但其他價含氧酸不遵循此規律。非金屬含氧酸中，高氧化態的強酸常具有氧化性，如硫酸(H2SO4)、硝酸(HNO3)等；一些弱酸如次氯酸也是氧化性酸。還原性酸包括亞硫酸、亞磷酸等。

在中文中，非金屬元素的名稱都沒有金字旁，而是以它們在常溫下的狀態分別加氣字頭、三點水、石字旁。

S+O2===SO2

S+6HNO3(濃)===H2SO4+6NO2+2H2O

3S+4HNO3(稀)===3SO2+4NO+2H2O

N2+O2===2NO

4P+5O2===P4O10(常寫成P2O5)

2P+3X2===2PX3(X表示F2，Cl2，Br2)

PX3+X2===PX5

P4+20HNO3(濃)===4H3PO4+20NO2+4H2O

C+2F2===CF4

C+2Cl2===CCl4

2C+O2(少量)===2CO

C+O2(足量)===CO2

C+CO2===2CO

C+H2O===CO+H2(生成水煤氣)

2C+SiO2===Si+2CO(製得粗硅)

Si(粗)+2Cl2===SiCl4

(SiCl4+2H2===Si(純)+4HCl)

Si(粉)+O2===SiO2

Si+C===SiC(金剛砂)

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

一、二氧化硫

製法（形成）：硫黃或含硫的燃料燃燒得到（硫俗稱硫磺，是黃色粉末）

S＋O2===（點燃）SO2

物理性質：無色、刺激性氣味、容易液化，易溶於水（1：40體積比）

化學性質：有毒，溶於水與水反應生成亞硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇熱會變回原來顏色。這是因為H2SO3不穩定，會分解回水和SO2

SO2＋H2OH2SO3因此這個化合和分解的過程可以同時進行，為可逆反應。

可逆反應--在同一條件下，既可以往正反應方向發生，又可以向逆反應方向發生的化學反應稱作可逆反應，用可逆箭頭符號連接。

二、一氧化氮和二氧化氮

一氧化氮在自然界形成條件為高溫或放電：N2＋O2========（高溫或放電）2NO，生成的一氧化氮很不穩定，在常溫下遇氧氣即化合生成二氧化氮：2NO＋O2==2NO2

一氧化氮的介紹：無色氣體，是空氣中的污染物，少量NO可以治療心血管疾病。

二氧化氮的介紹：紅棕色氣體、刺激性氣味、有毒、易液化、易溶於水，並與水反應：

3NO2＋H2O==2HNO3＋NO這是工業制硝酸的方法。

三、大氣污染

SO2、NO2溶於雨水形成酸雨。防治措施：

①從燃料燃燒入手。

②從立法管理入手。

③從能源利用和開發入手。

④從廢氣回收利用，化害為利入手。

（2SO2＋O22SO3SO3＋H2O=H2SO4）

四、硫酸

物理性質：無色粘稠油狀液體，不揮發，沸點高，密度比水大。

化學性質：具有酸的通性，濃硫酸具有脫水性、吸水性和強氧化性。是強氧化劑。

C12H22O11======（濃H2SO4）12C＋11H2O放熱

2H2SO4（濃）＋CCO2↑＋2H2O＋SO2↑

還能氧化排在氫後面的金屬，但不放出氫氣。

2H2SO4（濃）＋CuCuSO4＋2H2O＋SO2↑

稀硫酸：與活潑金屬反應放出H2，使酸鹼指示劑紫色石蕊變紅，與某些鹽反應，與鹼性氧化物反應，與鹼中和

五、硝酸

物理性質：無色液體，易揮發，沸點較低，密度比水大。

化學性質：具有一般酸的通性，濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑。還能氧化排在氫後面的金屬，但不放出氫氣

4HNO3（濃）＋Cu==Cu（NO3）2＋2NO2↑＋4H2O

8HNO3（稀）＋3Cu3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O

反應條件不同，硝酸被還原得到的產物不同，可以有以下產物：N（+4）O2,HN（+3）O2,N（+2）O,N（+1）2O,N（0）2,N（-3）H3△硫酸和硝酸：濃硫酸和濃硝酸都能鈍化某些金屬（如鐵和鋁）使表面生成一層緻密的氧化保護膜，隔絕內層金屬與酸，阻止反應進一步發生。因此，鐵鋁容器可以盛裝冷的濃硫酸和濃硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和實驗室必備的重要試劑。可用於制化肥、農藥、炸藥、染料、鹽類等。硫酸還用於精鍊石油、金屬加工前的酸洗及製取各種揮發性酸。

六、氨氣及銨鹽

氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小於空氣、極易溶於水（且快）1：700體積比。溶於水發生以下反應使水溶液呈鹼性：NH3＋H2ONH3?H2ONH4＋＋OH－可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱鹼，很不穩定，會分解，受熱更不穩定：NH3?H2O===（△）NH3↑＋H2O

濃氨水易揮發出氨氣，有刺激難聞的氣味。

氨氣能跟酸反應生成銨鹽：NH3＋HCl==NH4Cl（晶體）

氨是重要的化工產品，氮肥工業、有機合成工業及製造硝酸、銨鹽和純鹼都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作製冷劑。

銨鹽的性質：易溶於水（很多化肥都是銨鹽），受熱易分解，放出氨氣：

NH4ClNH3↑＋HCl↑

NH4HCO3NH3↑＋H2O↑＋CO2↑

可以用於實驗室製取氨氣：（乾燥銨鹽與和鹼固體混合加熱）

NH4NO3＋NaOHNaNO3＋H2O＋NH3↑

2NH4Cl＋Ca（OH）2CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

用向下排空氣法收集，紅色石蕊試紙檢驗是否收集滿。

非金屬在室溫下可以是氣體或固體（除了溴，惟一一個液體非金屬元素）。非金屬元素在固體時並沒有閃亮的表面，但是不同的元素會有不同的顏色，例如碳是黑色的，而硫是黃色的。非金屬的硬度有明顯的差別，例如硫是很軟的，但鑽石（碳的一種）卻是全世界最硬的。非金屬是易碎的，而且密度比金屬要低。非金屬不是好的導熱體，是電的絕緣體（除了碳在石墨的形態下）。

非金屬性

是非金屬元素的通性，它指某種非金屬元素的原子得到電子的能力。某元素原子非金屬性越強，即其得電子能力越強。由元素周期表上看，靠右的元素非金屬性比靠左的元素非金屬性要強，靠上的元素非金屬性比靠下的元素非金屬性要強。對於元素的單質，非金屬性體現在單質的氧化性上。

物理性質

非金屬單質大多是分子晶體，少部分為原子晶體和過渡型的層狀晶體。

單質共價鍵數大部分符合8-N規則：

1、稀有氣體：8-8=0（2-2=0），為單原子分子。

2、鹵素，氫：8-7=1（2-1=1），為雙原子分子。

3、VIA族的硫、硒、碲：8-6=2，為二配位的鏈形與環形分子。

4、VA族的磷、砷：8-5=3，為三配位的有限分子P4、As4，灰砷和黑磷為層狀分子。

5、IVA族的碳、硅：8-4=4，為四配位的金剛石型結構。

少數分子由於形成π鍵、大π鍵或d軌道參與成鍵，鍵型發生變化，於是不遵守8-N規則。如N2、O2分子中的原子間的鍵不是單鍵；硼單質和石墨結構中，鍵的個數也不等於8-N個。

物理性質可分為三類：

● ● 稀有氣體及O2、N2、H2等：一般狀態下為氣體，固體為分子晶體，熔沸點很低

● ● 多原子分子，S8、P4等：一般狀態下為固體，分子晶體，熔沸點低，但比第一類高

● ● 大分子單質，金剛石、晶態硅等。原子晶體，熔沸點高。

氧化性還原性

元素的金屬性越強，它的單質還原性越強，而它陽離子的氧化性越弱。例如：金屬性Na>Mg>Al，單質的還原性Na>Mg>Al，陽離子的氧化性Na+Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au，而陽離子的氧化性為：K+I>S，它們的單質的氧化性Cl2>Br2>I2>S，還原性Cl2。