非金属元素小结
化学非金属知识点总结
化学非金属知识点总结一、非金属的性质1. 导电性非金属通常不具有良好的导电性。
这是因为非金属元素的价电子较多，通常与其他非金属元素或金属元素形成共价键，而共价键不利于电子的流动。
例如氧气、氮气、氢气等都是不导电的非金属，它们在纯净的状态下无法导电。
2. 延展性和韧性非金属一般不具有金属的延展性和韧性。
大多数非金属元素是脆性的，即在外力作用下容易发生断裂。
例如碳的最稳定的形式－石墨是层状结构、导电性能好、韧性好，而另一种同素异形体－金刚石却是透明的、脆性的。
3. 熔点和沸点非金属的熔点和沸点较低，通常为固体。
例如氧气的熔点为-218.79°C，沸点为-182.96°C；氮气的熔点为-210°C，沸点为-196°C，而卤素的熔点和沸点均在常温下。
非金属的这一特性与其分子间的势能相对较小，分子间的相互作用力相对较弱有关。
4. 光泽非金属的表面易于变得粗糙，表现出磨砂的外表，不光滑，无光泽。
这与金属的光泽性相对应，是金属与非金属的一个显著区别。
5. 氧化还原性非金属元素常常表现出较强的氧化还原性。
在化学反应中，非金属元素通常是被氧化剂氧化，或者它们是还原剂，可以还原其他物质。
6. 酸碱性非金属元素大多数是酸性的。
例如氧气形成酸性氧化物，氮气形成氮化物，硫形成硫化物等。
这与金属形成碱性氧化物的性质相反。
二、非金属的分类非金属根据其化学性质和存在状态的不同，可以分为气态非金属、固态非金属和液态非金属。
1. 气态非金属气态非金属是指在标准大气压下为气态的非金属元素。
常见的气态非金属有氧气（O2）、氮气（N2）、氢气（H2）、氯气（Cl2）等。
这些气态非金属广泛存在于自然界中，对于生物的生长、大气的成分、化学反应等都具有重要作用。
2. 固态非金属固态非金属是指在常温常压下为固态的非金属元素。
常见的固态非金属有碳（C）、硫（S）、磷（P）、硒（Se）等。
这些固态非金属在自然界中广泛分布，对于生物的组成、材料的制备、化学反应等也都具有重要的作用。
非金属元素小结
非金属元素小结1.12.23.3其固体为分子型晶体熔点沸点都很低，绝大部分非金属氧化物显酸性能与强碱作用，关于卤化物氧化物硫化物在元素各论中都有所叙述，下面特讨论这些氢化物的一些重要性质，除了以外其它分子型氢化物都有还原性且变化规律如下。
非金属元素小结2017-11-01 13:32:36 | #1楼15-1 非金属单质的结构和性质非金属元素与金属元素的根本区别在于原子的价电子层结构不同。
多数金属元素的最外电子层上只有 1 、 2 个 s 电子，而非金属元素比较复杂。
H 、 He 有 1 、 2 个电子， He 以外的希有气体的价电子层结构为 ns 2 np 6 ，共有 8 个电子，第 IIIA 族到 VIIA 族元素的价电子层结构为 ns 2 sp 1-5 ，即有 3 — 7 个价电子。
金属元素的价电子少，它们倾向于失去这些电子；而非金属元素的价电子多，它们倾向于得到电子。
在单质结构上，金属的特点是以金属键形成球状紧密堆积，既没有饱和性又没有方向性，所以金属具有光泽、延展性、导电和导热等通性。
非金属单质大都是由 2 或 2 个以上的原子以共价键相结合的，分子中的键既有饱和性又有方向性。
如以N 代表非金属元素在周期表中的族数，则该元素在单质分子中的共价数等于 8-N 。
对于 H 则为 2-N 。
希有气体的共价数等于 8-7 ＝ 0 ，其结构单元为单原了分子。
这些单原子分子借范德华引力结合成分子型晶体。
策 VIIA 族，卤素原子的共价等于 8-7 ＝ 1 。
每两个原子以一个共价键形成双原子分子，然后获范德华力形成分子型属体。
H 的共价为2-1 ＝ 1 ，也属于同一类型。
第 VIA 族的氧、硫、硒等元素的共价数为 8-6 ＝ 2 。
第 VA 族的氮、磷、砷等元素的共价为 8-5 ＝ 3 。
在这两族元素中处于第 2 周期的氧和氮，由于内层只有 1 电子，每两个原子之间除了形成σ 键外，还可以形成p-p π 键，所以它们的单质为多重键组成的双原于分子。
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阳离子电荷
阳离子半经
Z r
(r - - - nm)
含氧酸
阳离子电荷
阳离子半经
Z r
(r - - - nm)
R(OH)n中R半径小电荷高，对氧原子的吸引力强 R-O键能大，则R(OH)n主要是酸式解离，显酸性。反 之亦然。如:
S6+:Z=+6 r=0.030nm =200
当1/2>10时R(OH)n显酸性 Al3+:Z=+3 r=0.051nm =59
键能
分子型氢化物
四、还原性
还 原
CH4
性
SiH4
增 强↓
GeH4
(SnH4)
NH3 PH3 AsH3 SbH3
H2O H2S H2Se H2Te
HF HCl HBr HI
←还原性增强
这与稳定性的增减规律相反,稳定性大的,还原性小。 在周期表中，从右向左，自上而下，元素半径增大， 电负性减小，失电子的能力依上述方向递增，所以氢化 物的还原性也按此方向增强。 这些氢化物能与氧、卤素、氧化态高的金属离子以 及一些含氧酸盐等氧化剂作用。例如：
电子的能力。如果R的电负性大,R周围的非羟基氧原子 (配键电子对偏向这种氧原子使R的有效电负性增加)数目 多,则R原子吸引羟基氧原子的电子的能力强,从而使O-H
O Cl O H 键的极性增强,有利于质子H+的转移,所以酸的酸性强。
氧原子含数氧N酸＝HmnR-nO鲍m可林写(P为auRliOngm,-Ln(.)O归H纳)n，出分：子中的非羟基 (1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5，即
（l）同H一H5I周O6期元素的含氧酸的结构相似。分子中 的非羟其氧H原6Te子O数6 随中心原子的半径的减小而增加；
第18章非金属元素小结
= 103
10-2 10-7
酸的强度为： HNO3>H2CO3>H3BO3
由此可以看出： 1) 除形成σ键外,还形成π键(反馈π键或离域π键)。
2) 同一周期元素的含氧酸及其酸根为等电子体 (32, 50, 68, 154)，结构相似；分子中非羟基 氧随中心原子半径的减少而增加。 如： BO33- 、 CO32- 、NO3-（32e）
3) 同一族元素的含氧酸,随着中心原子半径的递 增,分子中羟基氧增加,非羟基氧减少(R半径 大,5d成键能力增强,以激发态的sp3d2杂化形成八 面体结构, 配位数为6, 如H5IO6、H6TeO6)。
与氧化 性酸反 应生成 相应的 氧化物 或含氧 酸：
H3BO3
浓HNO3 B、C、P、S、I2
CO2
(或浓H2SO4)
NO2+ H3PO4 (SO2) H2SO4
HIO3
与强碱反 应
NaOH
Cl2,Δ S,Δ P
C、N2、O2、
Si,B
F2无此反应
NaCl+NaClO3 Na2S + Na2SO3
能力,而极化能力
r ( 小，进行碱式电离)
与阳离子的电荷 < 7
和半径有关.卡特 雷奇把两者结合
（碱性）
7＜ ＜10 > 10
(两性)
(酸性)
起来提出离子势
概念. S6+: Z=+6 r=0.030nm =200 显酸性
Al3+: Z=+3 r=0.051nm =59 显两性
无机酸酸强度的定性解释： AHn 与H+直接相连的原子的电子密度是决定无机 酸强度的直接原因。
高三化学非金属知识点总结
高三化学非金属知识点总结一、非金属元素概述非金属元素指的是在常温常压下不具备金属特性的元素。
它们通常具有较高的电负性、较低的熔点和沸点，一般为非导电材料。
二、非金属元素的分类1. 卤素：氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、氟(F)、砹(At)。
这些元素在自然界中以单质形式存在，常见的有氯气、溴水和碘酒等。
它们具有很强的氧化性和还原性，常用于消毒和制取其他化合物。
2. 碳族元素：碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb)。
碳族元素包括非金属碳和金属锡、铅。
碳是生命的基础，硅在地壳中含量最多，广泛用于制造半导体器件。
3. 氮族元素：氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi)。
氮族元素以氮气的形式存在于大气中，是植物的重要养分，也是制造硝酸等化学品的原料。
4. 氧族元素：氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)。
氧族元素中的氧广泛存在于自然界中，是火焰燃烧的必需元素，还可以与其他元素形成氧化物。
5. 半金属元素：硼(B)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、碲(Te)、硅(Si)、锗(Ge)。
半金属元素具有介于金属和非金属之间的特性，具有一定的导电性能。
三、非金属元素的性质和应用1. 氯气(Cl2)：具有刺激性气味，可以杀灭细菌，常用于消毒。
还用于制取盐酸和其他有机化合物。
2. 碳(C)：纯碳以金刚石和石墨的形态存在，是构成生物体的基本元素。
纯碳还可以形成许多化合物，如二氧化碳和甲烷等。
3. 氮(N)：氮气是最常见的氮原子聚集形式，广泛存在于大气中。
氮还可以形成氨、硝酸等化合物，是农业生产中的重要原料。
4. 氧(O)：氧气是最常见的氧元素聚集形式，是许多生物和燃料燃烧的必需气体。
氧还可以与其他元素形成氧化物，在金属冶炼中具有重要作用。
5. 硫(S)：具有刺激性气味，常用于制取硫酸和二硫化碳等化学品。
硫也是生物体中的必需元素，例如常见的蛋白质中就含有硫。
6. 磷(P)：广泛存在于地壳中，是生物体中的重要元素之一。
非金属元素小结
非金属元素小结在所有的化学元素中，非金属元素占22中，它们被包括在单质、氧化物、酸、盐及配合物中。
在金属与非金属的分界线上，有B、Si、As、Se、Te五种准金属，也是常见的半导体材料。
一、非金属单质的结构和性质1.结构和成键除H、He的价电子层上有1、2个s电子，He以外的希有气体的价电子层结构(除He外)为ns2np6外，III A～VII A族的价电子层结构为ns2np1～ns2np5。
得电子达到8e- 结构的倾向逐渐增强（除B的成键不满8e--）。
并且形成共价键；若以N代表非金属元素在周期表中的族数，则这类元素在单质中的共价键数为8-N（B除外）、H为2-N.希有气体的共价数等于0（8-8），其结构单元为单原子分子，这些单原子分子借范德华引力结合成分子型晶体。
VII A原子的共价数等于1（8-7），每两个原子以一个共价键形成双原子分子，然后分子间借范德华力形成分子晶体。
H的共价数等于1（2-1），也属同一类。
VI A的O、S、Se等共价数为2（8-6）。
V A的N、P、As等的共价数为3（8-5）。
这两族中的N、O处于第二周期，内层只有1s电子，每两个原子之间除了形成σ键以外，还可以形成p-pπ键，所以，它们的单质为重键组成的双原子分子；第三、四周期的非金属元素如S、Se、P、As等，则因内层电子较多，最外层的p电子云重叠形成p-p π键比较困难，而倾向于形成尽可能多的σ键，所以它们的单质往往是一些原子以共价键形成的多原子分子。
如S8、Se8、P4、及As4等，然后这些分子形成分子型晶体。
上述非金属元素是形成具有多重键的双原子分子还是形成只有σ单键的多原子分子？这主要取决于形成多重键或形成σ单键的键焓的大小。
如果△b H0（重键）〉2△b H0（单键），则形成具有重键的双原子分子（如O2，N2）；否则，形成只有σ单键的多原子分子（如S8、Se8、P4、As4等）IV A的共价数等于4（8-4）。
高考化学非金属知识总结
非金属知识总结1．非金属元素在周期表中的位置和原子结构特点（1）在周期表中的位置在目前已知的112种元素中，非金属元素有16种，稀有气体元素有6种，除H位于左上方的ⅠA 外，其余非金属元素位于周期表的右上方，且都属于主族元素。
（2）原子结构特点及化合价①在所有元素的原子中，H原子半径最小。
在同周期元素中，非金属原子半径小于金属原子半径；非金属的阴离子半径大于金属阳离子半径。
②最外层电子数：除H、B外，其余非金属原子的最外层电子数≥4。
一般来说，非金属原子得电子的倾向较大。
③化合价可表现为负价，也可表现为正价。
一般有下列规律：最高正价== 最外层电子数== 主族序数（O、F除外）最低负价== 最外层电子数—8 == 主族序数—8（H例外）④非金属元素大多数有变价。
如：S主要有：-2、+4、+6（偶数）Cl主要有：-1、+1、+3、+5、+7（奇数）N主要有：-3、+1、+2、+3、+4、+5（奇偶数匀有）2．常见非金属单质的晶体类型和同素异形体（1）常见非金属单质的晶体类型①分子晶体：稀有气体、卤素、H2、O2、N2、S、P4等，这些晶体熔沸点低，硬度小，不导电。
②原子晶体：金刚石、晶体硅、硼，这些晶体熔沸点高，硬度大，不导电（但硅可做半导体）。
③非金属单质绝大多数为气体或固体，只有Br2为液体。
（2）常见的同素异形体金刚石与石墨：组成晶体的结构不同所致，前者为典型的原子晶体，后者为混合型晶体（原子间既有共价键又有范德瓦斯力）；C60、C70等与金刚石或石墨：组成晶体的类型不同所致，C60、C70等为分子晶体；O2与O3：分子中原子的个数不同所致；白磷与红磷：分子中的原子个数和晶体结构都不同所致。
3．非金属单质的制备（1）原理化合态的非金属有正价态或负价态：。
（2）方法①分解法：如2KClO32KCl + 3O2↑2KMnO4K2MnO4 + MnO2 + O2↑2H2O22H2O + O2↑②置换法：如Cl2 + 2NaBr == 2NaCl + Br2③氧化法：如MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O④还原法：如C + H2O CO + H22C + SiO2Si + 2CO↑⑤电解法：2NaCl + 2H2O 2NaOH + Cl2↑+ H2↑⑥物理法：如工业上分离液态空气得N2、O2、惰性气体等。
非金属元素化学知识点总结
非金属元素化学知识点总结非金属元素的性质非金属元素通常具有以下一些主要性质：1. 不良导电性：非金属元素通常不具有良好的导电性，在常温下呈现绝缘性质。
这是由于非金属元素中的电子结构不具备金属性的共价结构，故而不能形成自由电子。
非金属元素通常以共价键的形式存在，其中电子是通过共用的方式与原子核结合在一起的。
2. 不良热导性：与导电性类似，非金属元素通常也不良的热导性。
3. 通常呈现为气体、固体或卤素状态：非金属元素在常温下呈现为气体、固体或卤素的状态，如氧气、氮气、碳、硫等。
4. 容易形成阴离子：非金属元素通常容易获得电子形成阴离子，如氧气会形成O2-离子或者氧化物离子。
5. 一些非金属元素具有高的电负性，如氟、氧、氯等。
以上是非金属元素的一些基本性质，下面将来详细介绍一些非金属元素的常见性质。
常见的非金属元素及其化合物1. 氢（H）：氢是一种最简单的非金属元素，也是地球上最丰富的元素。
氢是非金属元素中唯一的一种没有氧化物的单质，它通常以双原子氢分子（H2）的形式存在。
氢气是一种无色、无味的气体，易燃易爆。
氢气与氧气在一定的条件下能够发生剧烈的爆炸，例如氢气和氧气的混合气体在有火焰或者电火花的情况下能够爆炸。
氢气广泛应用于氢气球、化学工业以及燃料电池等领域。
2. 氧（O）：氧是地球上最常见的元素之一，它的化合物构成了大气中的大部分物质。
氧气是一种无色、无味的气体，在大气中占比约为21%。
氧气在燃烧过程中起着重要作用，维持了地球上生命的继续。
氧气在自然界中除了形成气态外，还形成液态和固态。
氧气也是一种重要的氧化剂，在化学工业和生活中具有重要的应用。
3. 氮（N）：氮是一种重要的非金属元素，它在自然界中以氮分子（N2）的形式存在。
氮气是一种无色、无味、不可燃的气体，在大气中占比约为78%。
氮气对于维持生物体内蛋白质和核酸的组成起着重要作用。
氮原子的价电子轨道结构是2s22p3，氮原子通常以共价键的形式与其他原子结合，形成氮化物、氮气化合物等。
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主族元素氢化物熔点对比
150
0 -20 -40
100
熔 点 /摄 氏 度
-60 -80 -100 -120 -140
沸点 / 摄氏度
50
0
-50
-100
-150
-160
-200
-180 -200
周
从第二周期至第六周期） 期 （ 从第二周期至第六周期 ）
AH4
AH3
H2A
HA
AH4
② 设计热力学循环
分子型氢化物中在水溶液中的p 分子型氢化物中在水溶液中的pKa值（298K） 298K
酸 性 增 强 ↓
CH4～58 SiH4～35 GeH4 25 (SnH4)～20
NH3 39 PH3 27 AsH3～19 SbH3～15
H2O H2S H2Te
16 7 3
HF 3 HCl –7 HBr– HBr–9 HIHI-10
100 101 102 103
Lr Np Cm No U 6斜线附近的元素 、Pu铋Am 锔 As、砹Cf Se、Te和钔 又称准金 铊铀 镎 钚Si、Ge、 锫 Sb、 锿、镄 和Po又称准金 铅 、 、 、 锎 氡 Fm Md 锘 铹 钋 Bk 、 Es 锕系 * ***斜线附近的元素 锕 斜线附近的元素B、 镅 钍 镤
的相对强弱又决定于“离子势”——离子势 的相对强弱又决定于“离子势”——离子势： 离子势：
二 鲍林半定量经验公式 1. 半定量经验公式
(1) 多元含氧酸的逐级电离常数之比约为 -5。 多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10 Kl:K2:K3…≈1:10-5:10-10…,或pKa的差值为 。 的差值为5。 或 K2＝1×10-7。 例：H2SO3的K1=1.2×10-2, × × (2) 含氧酸 nROm改写为 含氧酸H 改写为ROm-n(OH)n，N＝m-n（分子 ＝ 中非羟基氧原子数） K1≈10 5N-7，即:pKa≈7-5N 中非羟基氧原子数）
7
属，既有金属的性质又有非金属的性质。 既有金属的性质又有非金属的性质。 118 114 116 金属
1-2 非金属单质的化学性质
1> 与金属作用： 与金属作用： 活泼者（ 活泼者（F2 、Cl2 、Br2 、O2 、P、S 、 H） 得卤化物、氧化物、硫化物、 得卤化物、氧化物、硫化物、氢化物或含氧酸盐 非整比化合物C Si、 非整比化合物C、Si、B. 离子型化合物X2、S、P4、N2 离子型化合物X 2> 彼此化合：卤化物、氧化物、无氧酸、含氧酸 彼此化合：卤化物、氧化物、无氧酸、 3>与水反应 ： 3>与水反应 ( Cl2 、Br2 I2 C ) 大部分不反应 4>与酸反应： 4>与酸反应 与酸反应： a. 非氧化性酸-----不反应 非氧化性酸-----不反应 b. 氧化性酸-浓HNO3 I2 P4 As4 B Si C S 氧化性酸- 浓H2SO4 P4 As4 C S
CH4 SiH4 GeH4 (SnH4)
规律： A电负性越高 负离子失电子能力越低--还原性 电负性越高--A负离子失电子能力越低 规律： A电负性越高--A负离子失电子能力越低--还原性 越弱。 越弱。 在周期表中，对于P区 从左到右，还原性减弱。 在周期表中，对于 区：从左到右，还原性减弱。 从上到下，还原性增强。 从上到下，还原性增强。 与稳定性的变化规律相反, 稳定性大的, 还原性小。 与稳定性的变化规律相反 稳定性大的 还原性小。 能与氧、卤素、 能与氧、卤素、氧化态高的金属离子及一些含氧酸盐等 氧化剂作用。 氧化剂作用。
1> 与O2的作用： 4NH3+5O2 ==== 4NO+6H2O 的作用： NO+6 PH3+O2 ==== P2O5+H2O H2S+O2 ==== SO2+H2O 2HX+1/2O2==== X2+H2O ( Cl2、Br2、I2) HX+1 2> 与卤素的作用 8NH3+3Cl2====6NH4Cl+N2 ====6 H2S+Cl2==2HCl+S 2HX+Cl2==X2+2HCl (X =Br、I) ==2 =Br、 PH3+4Cl2====PCl5+3HCl 3> 与Ag+、 Fe3+作用 2AsH3+12Ag + +3H2O==As2O3+12Ag+12H+ 12Ag 12Ag+12H 2Fe3+ + 2HI== 2Fe2+ + I2 + 2H+ Fe3+加NaF I2不生成 2Fe3+ + H2S== S + 2Fe2+ + 2H+ 4> 与CrO72-、MnO4-、ClO3- 作用 5H2S + 2MnO4- + 6H+===2Mn2++ 5S + 8H2O ===2 6HCl + Cr2O72- + 8H+===2Cr3+ + 3Cl2 + 7H2O ===2 6HI + ClO3-+ 6H+===3I2 + Cl- + 3H2O
AH3
H2A
HA
1-3.
热稳定性
1>. 分析方法：<1>从结构上：△X愈大，愈稳定 分析方法：<1>从结构上 从结构上： 愈大， <2> 热力学：△G愈小，△H愈小， 放出 热力学： 愈小， 愈小，
的能量增大，键能增加，化学键愈不易断，愈稳定。 的能量增大，键能增加，化学键愈不易断，愈稳定。
2>
氢化物热稳定性规律： 氢化物热稳定性规律：
同一周期，左到右，逐渐增强；同一族， 同一周期，左到右，逐渐增强；同一族，自上而下逐 渐减小。同一族，分子型氢化物的热稳定性与键能自 渐减小 。 同一族 ， 分子型氢化物的热稳定性与 键能自 上而下越来越弱。 上而下越来越弱。
1-4.
还原 性增 强↓
还原性
NH3 PH3 AsH3 SbH3 ←还原性增强 H2O H2S H2Se H2Te HF HCl HBr HI
第18章 非金属元素小结 18章
18-1 单质的结构和性质 1818-2 氢化物 1818-3 含氧酸 1818-4 非金属含氧酸盐 1818-5 P区元素的次级周期性 18习题
第一节 非金属单质 1-1 非金属单质结构和物理性质
1
IA 1 H 一 氢 IIA 3 Li 4 Be
1
非金属占22种 非金属占22种。 在周期表右侧 周期表右侧 准金属 非金属 IA 2 He 小分子单质 单质： 1 结构 H 一）小分子单质： IIIA IVA IIIA IVA VA VIA VIIA 5 氦 6 C 1. 氢 单原子分子的希有气体 单原子分子的希有气体 B
钅 钅 波 黑
二
物理性质 铟 57 58 59
Ce Pr
89 Ac 90 Th 91 Pa 92
5 La
锡
93 94
锑
95
碲
96 97
60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65
Tb
碘Dy 氙 Ho
66 67 98 99
68
Er
69Tm
70 Yb 71
Luቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
镧系
铕 钆 铽 At 钬 非金属电离势高、 Pb钐83 Bi 84 Po 85 镝 86 Rn铒 铥 镱 镥 非金属电离势高 82 其晶体不导电、不反射光、也不容易变形。 镧 铈 镨81 Tl 、其晶体不导电、不反射光、也不容易变形。 钕 钷
2
He
VA 7 N
VIA VIIA 8 O 9 F
氦
10 Ne
2 锂 铍 硼 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne碳 氮 氧 氟 氖 2. 双原子分子的 X2、O2、N2及H2。通常状况是气体，Cl 18 Ar 双原子分子的 X2、O2、N2及H2。通常状况是气体，熔 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 11 Na 12 Mg 2 点 VB沸点都很低----氮 氧 IB 氟 氖 3 钠 镁 IIIB IVB 、沸点都很低----分子型晶体。IIB 铝 硅 磷 硫 氯 氩 硼 VIIB VIII VIB 碳 分子型晶体。 分子型晶体 30 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 14Mn 26 Fe 27 Co 16Ni 29 Cu Zn 31 Ar 13 Al 25 Si 15 P 28 S 17 Cl 18Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 4 钾二钙 多原子分子单质：通常情况 是固体，S8、P4和As4-------分子晶体 钪 钛 钒 单质： 铬 镍 铜 锌 镓 锗 砷 分子晶体 是固体，S8、P4和As4-------硒 溴 氪 ） 多原子分子单质 锰 铁
钴
37
Rb
38 Sr 39
3 Y
40 Zr
41 Nb 42 Mo 43
铝
硅 Tc
44 Ru 45 Rh 46
磷 硫 Pd
47 Ag 48 Cd 49
氯
氩 In
50
Sn
51 Sb 52
Te
53
I
54 Xe
熔沸点稍高于第一类单质沸点极高， 5 铷 锶 钇 锆 铌31 Ga 32熔沸点稍高于第一类单质沸点极高，难挥发 氙 钼 锝Ge钌 As 34 Se 35 镉 36 Kr锡 锑 碲 碘 33 铑 钯 银 Br 铟 55 Cs 56 Ba 57-71 72 Hf 73 Ta 74 W 75Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 大分子单质 金刚石 晶态硅和硼-----原子晶体，熔沸点极高。 单质：金刚石、 原子晶体， 6 铯三） 大分子单质：钨 铼 、晶态硅和硼-----原子晶体铅 熔沸点极高。 氡 Lu 铋 钋 砹 钡 La4 铪 钽 镓 锗 锇 砷 铂 金 溴 铊 汞 氪 铱 硒 103 104 Rf 105Db 106Sg 107Bh 108 Hs 109Mt 110 87 Fr 88 Ra 89111 石墨、 51 -----过渡型晶体 过渡型晶体， 49 In 50 、黑磷Sb 52 Te 53 112 ， Xe 石墨 Sn黑磷-----过渡型晶体 54 I 118 114 116 7 钫 镭 Ac-Lr 钅 钅 钅 卢 杜 喜 钅 Uun Uuu Uub 麦