金属单质a和非金属单质_金属单质a和非金属单质a的区别

1.金属单质.非金属单质.酸性氧化物.碱性氧化物.酸.碱.盐的通性

2.金属和非金属单质物理性质

3.下列物质属于金属单质的是 ，属于非金属单质的是 A水 B液氧 C氨气 D水银

4.常见金属单质A、B和非金属单质C、D以及它们化和物之间的转化关系

5.写出金属单质，非金属单质，氧化物，酸，碱，盐的性质

6.元素的金属性、非金属性到底指什么？

元素周期表中元素熔沸点规律：

1、同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；

2、同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。

第一主族的碱金属熔沸点是由金属键键能决定，在所带电荷相同的情况下，原子半径越小，金属键键能越大，所以碱金属的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次降低。

第七主族的卤素，其单质是分子晶体，故熔沸点由分子间作用力决定，在分子构成相似的情况下，相对分子质量越大，分子间作用力也越大，所以卤素的熔沸点递变规律是：从上到下熔沸点依次升高。

位置关系：

一、元素化合价

（1）除第1周期外，同周期从左到右，第二周期元素最高正价由碱金属+1递增到氮元素+5（氟无正价，氧无最高正价），其他周期元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价都由碳族-4递增到-1。

（2）同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同。（ⅥA、ⅦA、0族除外）

二、单质的熔点

（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（副族熔点在VIB族达到最高，以后依次递减）

（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。（副族不规则）

三、元素的金属性

（1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；

（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。

金属单质.非金属单质.酸性氧化物.碱性氧化物.酸.碱.盐的通性

一）、固体的颜色

1、红色固体：铜，氧化铁

2、绿色固体：碱式碳酸铜

3、蓝色固体：氢氧化铜，硫酸铜晶体

4、紫黑色固体：高锰酸钾

5、淡**固体：硫磺

6、无色固体：冰，干冰，金刚石

7、银白色固体：银，铁，镁，铝，汞等金属

8、黑色固体：铁粉，木炭，氧化铜，二氧化锰，四氧化三铁，（碳黑，活性炭）

9、红褐色固体：氢氧化铁

10、白色固体：氯化钠，碳酸钠，氢氧化钠，氢氧化钙，碳酸钙，氧化钙，硫酸铜，五氧化二磷，氧化镁

（二）、液体的颜色

11、无色液体：水，双氧水

12、蓝色溶液：硫酸铜溶液，氯化铜溶液，硝酸铜溶液

13、浅绿色溶液：硫酸亚铁溶液，氯化亚铁溶液，硝酸亚铁溶液

14、**溶液：硫酸铁溶液，氯化铁溶液，硝酸铁溶液

15、紫红色溶液：高锰酸钾溶液

16、紫色溶液：石蕊溶液

金属和非金属单质物理性质

盐的化学通性：

正盐+酸--新盐+新酸

正盐+碱--新盐+新碱

盐+盐--新盐+新盐

酸式盐+碱--正盐+水

金属单质的化学通性：

金属+非金属--无氧盐酸

金属+氧气--金属氧化物

较活泼的金属+酸--盐+氢气

较活泼的金属+较不活泼的金属的盐溶液--较不活泼的金属+较活泼的金属盐溶液

较活泼的金属+水--氢气+碱（或氧化物）

氧化物的化学通性：

酸的氧化物+水--含氧酸

酸的氧化物+碱--盐+水

酸的氧化物+碱性氧化物--盐

碱的氧化物+水--碱

碱的氧化物+酸--盐加+水

酸的化学通性：

酸+活泼金属--盐+氢气

酸+碱--盐+水

酸+碱性氧化物--盐+水

酸+盐--新酸+新盐

下列物质属于金属单质的是 ，属于非金属单质的是 A水 B液氧 C氨气 D水银

Na

物理性质

1.银白色金属。

2.质软。

3.密度比水小，能浮在水面上。

4.熔点低，小于100度。

5.能导电导热。

6.具有良好的延展性。

7.未氧化的钠有有银白色的金属光泽。

Al

柔软轻质的银白色金属，在地壳中含量第三。是含量最多的金属元素

和酸反应也可以和碱反应。

Fe

铁的电子构型为(Ar)3d64s2，氧化态有0、+2、+3、+4、+5、+6。铁的化学性质活泼，为强还原剂，在室温条件下可缓慢地从水中置换出氢，在500℃以上反应速率增高：

3Fe+4H2O→Fe3O4+4H2

铁在干燥空气中很难与氧发生作用，但在潮湿空气中很易腐蚀，

2Fe + O2 + H2O = Fe2O3 + H2↑

若含有酸性气或卤素蒸气时，腐蚀更快。铁可从溶液中还原金、铂、银、汞、铋、锡、镍或铜等离子，如：

CuSO4+Fe→FeSO4+Cu

铁溶于非氧化性的酸如盐酸和稀硫酸中，形成二价铁离子并放出氢气；在冷的稀硝酸中则形成二价铁离子和硝酸铵：

Fe+H2SO4→FeSO4+H2↑

4Fe+10HNO3→4Fe(NO3)2+NH4NO3+3H2O

柔韧而有延展性的银白色金属。在地壳中含量第四（百万分之56300），在宇宙中含量第九。

Cu

呈紫红色光泽的金属，密度8.92克/厘米3。熔点1083.4±0.2℃，沸点2567℃。常见化合价+1和+2（3价铜仅在少数不稳定的化合物中出现）。电离能7.726电子伏特。铜是人类发现最早的金属之一，也是最好的纯金属之一，稍硬、极坚韧、耐磨损。还有很好的延展性。导热和导电性能较好。铜和它的一些合金有较好的耐腐蚀能力，在干燥的空气里很稳定。但在潮湿的空气里在其表面可以生成一层绿色的碱式碳酸铜[Cu2（OH）2CO3]，这叫铜绿。可溶于硝酸和热浓硫酸，略溶于盐酸。容易被碱侵蚀。

Cl

黄绿色有强烈刺激性气味的气体。自然界无单质存在。

实验室通常用浓盐酸和高锰酸钾或者加热浓盐酸和二氧化锰来制取氯气

NH4

铵盐一般为易溶于水的白色晶体

遇氢氧根（OH-）易生成氨气（NH3）和水

NH4+ +OH- =NH3↑+H2O

SO4

硫酸根遇高温会分解为二氧化硫和氧。因此煤在燃烧前都要经过总硫含量测定，以减少有害气体的排放.

硫酸根是一个硫原子和四个氧原子通过共价键连接形成的正四面体结构，硫原子位于正四面体的中心位置上，而四个氧原子则位于它的四个顶点，一组氧-硫-氧键的键角为109°28'，而一组氧-硫键的键长为1.44埃。因硫酸根得到两个电子才形成稳定的结构，因此带负电，且很容易与金属离子或铵根结合，产生离子键而稳定下来

Br

棕红色、易挥发、有强烈刺激性臭味、液体.活泼性稍差

1.甲烷和溴发生的是自由基取代反应：所以用的溴必需是纯溴，气态、液态均可，不能是水溶液。只不过纯溴通常是液态的，气态的接触面大易反应而已；

2.乙烯和溴的加成反应：用的溴是气态、液态、水溶液均可，一般用溴的四氯化碳溶液，为了增加溴的溶解量；

3. 苯（用氯化铁做催化剂）和溴的取代反应：用的溴是纯溴，气态、液态均可，不能是水溶液。 不用催化剂反应很慢、很慢。注意，铁做催化剂时，不加热，应该反应是放热反应；

4. 乙醇可与HBr、PBr3发生取代反应；CH3COOH可与PCl3、PCl5、SOCl2等发生羟基位的取代反应， 例如CH3COOH+SOCl2→CH3COCl

无机物-单质-非金属.单质碘呈紫黑色晶体.具有金属光泽，性脆，易升华。有毒性和腐蚀性。易溶于、乙醇、氯仿和其他有机溶剂，也溶于氢碘酸和碘化钾溶液而呈深褐色。

硫酸遇到海草灰中含有的碱金属碘化物——碘化钾（KI）和碘化钠（NaI），生成了碘化氢（HI）。它再与硫酸作用，就产生了游离的碘：

H2SO4 + 2HI ——→ 2H2O + SO2↑+ I2 ↑

Si

无定形硅是褐色的粉末，晶体硅有着灰黑色金属般的外观。在宇宙中含量第七，在地球中含量第二。

晶胞为面心立方晶胞

由碳还原二氧化硅而制得。

化学反应方程式：

SiO2 + 2C = Si + 2CO↑（高温）

C

常温下单质碳的化学性质比较稳定，不溶于水、稀酸、稀碱和有机溶剂；不同高温下与氧反应，生成二氧化碳或一氧化碳；在卤素中只有氟能与单质碳直接反应；在加热下，单质碳较易被酸氧化；在高温下，碳还能与许多金属反应，生成金属碳化物。碳具有还原性，在高温下可以冶炼金属。

N

氮气为无色、无味的气体，熔点-209.86°C，沸点-195.8°C，气体密度1.25046克/升，临界温度-146.95°C，临界压力33.54大气压。

从物理性质来看.金属与非金属有着较多的差别.主要是:

①一般说来金属单质具有金属光泽.大多数金属为银白色,非金属单质一般不具有金属光泽.颜色也是多种多样.

②金属除汞在常温时为液态外.其他金属单质常温时都呈固态,非金属单质在常温时多为气态.也有的呈液态或固态.

③一般说来.金属的密度较大.熔点较高,而非金属的密度较小.熔点较低.

④金属大都具有延展性.能够传热.导电,而非金属没有延展性.不能够传热.导电.

必须明确上述各点不同.都是[一般情况"或[大多数情况".而不是绝对的.实际上金属与非金属之间没有绝对的界限.它们的性质也不是截然分开的.有些非金属具有一些金属的性质.如石墨是非金属.但具有灰黑色的金属光泽.是电的良导体.在化学反应中可做还原剂,又如硅是非金属.但也具有金属光泽.硅既不是导体也不是绝缘体.而是半导体.也有某些金属具有一些非金属的性质.如锑虽然是金属.但它的性质非常脆.灰锑的熔点低.易挥发等.这些都属于非金属的性质。

常见金属单质A、B和非金属单质C、D以及它们化和物之间的转化关系

d

二氧化碳是由二氧化碳分子构成的，一个二氧化碳分子包含一个碳原子和两个氧原子；同样的水是由水分子构成，每个水分子包含两个氢原子和一个氧原子。氧气也是一样。水银是由汞原子构成的。

写出金属单质，非金属单质，氧化物，酸，碱，盐的性质

（1）K2FeO4?

（2）取试样少许，滴加3-4滴KSCN溶液，呈血红色

（3）8Al+3Fe3O44Al2O3+9Fe?

（4）2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑

元素的金属性、非金属性到底指什么？

1.金属单质,非金属单质的通性:

金属元素通常显正价，非金属元素通常显负价，单质元素的化合价为零(实在想不出别的)

2.酸性氧化物的通性:

A.和水反应生成相应的酸

B.和碱反应生成盐（和水）

C.和碱性氧化物反应生成盐（和水）

不过要搞清楚，酸性氧化物并不都是与水化合生成酸的物质。

反例：

SiO2（二氧化硅），根本不能与水反应，但是它是酸性氧化物。

酸性氧化物，又叫酸酐。它和对应的酸的关系是它它们的化合价都是一样的。例如：H2SO4（硫酸）的酸酐就是SO3（三氧化硫）而不是SO2（二氧化硫）。有些非金属氧化物没有对应的酸，所以它就不是酸性氧化物，比如NO（一氧化氮）CO（一氧化碳）。

3.碱性氧化物的通性:

由金属元素和氧元素组成的氧化物是碱性氧化物(铵盐是特例)

A.与酸反应生成盐和水

B.与水反应生成碱

C.与酸性氧化物反应生成盐

D.溶于水生成碱

4.酸的通性:

A.与碱反应生成盐和水

B.与碱性氧化物反应生成盐和水

C.强酸(无氧化性)与金属单质反应生成盐+氢气

强酸(强氧化性)与金属单质反应生成盐+氧化产物

D.与某些盐发生反应

E.有腐蚀性，溶液程酸性.

5.碱的通性:

A.碱溶液能使紫色的石蕊试液变蓝，并能使无色的酚酞试液变红色

B.碱能与酸性氧化物反应生成盐和水

C.碱能与酸反应生成盐和水

D.某些碱能与某些盐反应生成新的盐和新的碱

6.盐的通性:

A.某些盐能与较活泼的金属反应生成新的盐和金属

B.某些盐能与酸反应生成新的盐和新的酸

C.某些盐能与某些碱反应生成新的盐和新的碱

D.有些不同的盐之间能反应生成两种新的盐

元素的金属性与非金属性之关联

摘 要：元素的金属性与非金属性是一个看似简单，却有着许多内容值得深思的知识点。金属性与非金属性讨论的对象是元素，它是一个广义的概念，而元素的金属性与非金属性具体表现为该元素单质或特定化合物的性质，学生学习过程中，极易混淆。

关键词：金属性、非金属性、氧化性、还原性

元素的金属性是指元素的原子失电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子得电子的能力。

一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中的位置关系

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性Na＞Mg＜Al，非金属性Cl＞S＞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。

二、元素的金属性、非金属性与元素在化学反应3中的表现的关系

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，对于的碱的碱性也越强。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。

三、元素的金属性、非金属性与物质的氧化性、还原性的关系

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+＜Pb2+＜H+＜Cu2+＜Hg2+＜Pt2+＜Au2+。元素的非金属性越强，它的单质的氧化性越强，还原性越弱，而它阴离子的还原性越越弱。例如：非金属性Cl＞Br＞I＞S，它们的单质的氧化性Cl2＞Br2＞I2＞S，还原性Cl2＜Br2＜I2＜S，它们的阴离子的还原性Cl-＜Br-＜I-＜S2-。

四、元素的金属性强弱与金属单质的熔、沸点等的关系

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，因此金属单的熔、沸点逐渐降低。

参考文献：

1、人民教育出版社、高中化学教材

2、人民日报出版社：《名师一号》