二十世紀以來，人們發現，引起元素性質周期性變化的本質原因不是相對原子質量的遞增，而是核電荷數（原子序數）的遞增，也就是核外電子排布的周期性變化。后來，科學家又對元素周期表作了許多改進，如增加了0族等，把元素周期表修正為現在的形式。

根據以上材料，完成下列問題：

（1）門捷列夫提出元素周期律，研究元素性質的周期性變化時，主要是按下列敘述中的哪個順序排列的？__________。

A.原子序數的遞增                               B.相對原子質量的遞增

C.核外電子排布                                  D.質子數的遞增

（2）元素周期律的真正基礎不是元素的相對原子質量，而是原子序數。你是如何解釋后者比前者更合理的？__________________________________________

（3）門捷列夫提出的元素周期律的基礎雖然不是最科學的，但也解釋和預測了許多事實，你認為最可能的原因是什么？__________________________________________

 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