《高中化学非金属元素及其重要化合物性质.pdf》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学非金属元素及其重要化合物性质.pdf（14页珍藏版）》请在三一文库上搜索。
1、实用标准文档 文案大全 高中化学非金属元素及其重要化合物性质大汇合 一、氯及其重要化合物 氯气的性质及用途 1、物理性质：常温下，氯气是黄绿色、有刺激性、能溶于水、比空气重、易液化的有毒气体。 2、化学性质：氯气的化学性质很活泼的非金属单质。 （1）与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成高价态） 如： 2NaCl22NaCl（产生白烟） CuCl2CuCl2（产生棕黄色的烟） 2Fe3Cl22FeCl3（产生棕色的烟） 注： 常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中。 （2）与非金属反应 如： H2Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）可用于工业制盐酸 H 2Cl2
2、2HCl（会发生爆炸）不可用于工业制盐酸 2P3Cl22PCl3（氯气不足；产生白雾） 2P5Cl22PCl5（氯气充足；产生白烟）磷在氯气中燃烧产生大量白色烟雾 （3）与水反应：Cl2H2O = HCl HClO （4）与碱反应 Cl22NaOH = NaClNaClOH2O （用于除去多余的氯气） 2Cl22Ca(OH)2 = Ca(ClO)2 CaCl22H2O （用于制漂粉精） Ca(ClO)2CO2H2O = CaCO3 2HClO（漂粉精的漂白原理） 注意：若CO2过量则生成Ca(HCO3)2若向 Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体 , 不能生成CaSO3 ， 因能被 HClO氧
3、化。 （5）与某些还原性物质反应 如： 2FeCl2Cl2 = 2FeCl3 2KI Cl2 = 2KCl + I 2（使湿润的淀粉-KI 试纸变蓝色，用于氯气的检验） SO2X22H2O = 2HCl + H2SO4（XCl 、Br、I ） 3、氯水的成分及性质 氯气溶于水得黄绿色的溶液-氯水。在氯水中有少部分氯分子与水反应，Cl2+ H2O = HCl + HClO ( 次 氯酸 ) ，大部分是以Cl2分子状态存在于水中。 实用标准文档 文案大全 注意：（1）在新制的氯水中存在的微粒有：H2O、Cl2、HClO、H +、Cl- 、ClO - 、OH - ；久置氯水则几乎是稀盐 酸 一元弱酸
4、，比H2CO3弱 光 （2）HClO的基本性质不稳定， 2HClO = 2HCl + O 2 强氧化性； 漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色， 故氯水可用作自来水消毒。 （3）几种漂白剂的比较 漂白剂HClO Na2O2（ H2O2）SO2活性炭 漂白原理氧化漂白氧化漂白化合漂白吸附漂白 品红溶液褪色褪色褪色褪色 紫色石蕊先变红后褪色褪色只变红不褪色褪色 稳定性稳定稳定不稳定 4、氯气的制法 （1）实验室制法 药品及原理：MnO 2 + 4HCl(浓) MnCl2 + 2H2O + Cl2 强调： MnO2跟浓盐酸在共热的条件下才反应生成Cl2，稀盐酸不与MnO2反应。 收集方法：向上排空
5、气法（或排和食盐水法） 净化装置：用饱和食盐水除去HCl，用浓硫酸干燥 尾气处理：用碱液吸收 （2）氯气的工业制法： （氯碱工业） 通 电 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2 氯化氢的性质和实验室制法 1、物理性质 : 无色、有刺激性气味的气体；极易溶于水 (1:500)其水溶液为盐酸。 2、盐酸的化学性质: ( 挥发性强酸的通性) 3、氯化氢的实验室制法 (1) 药品及反应原理: NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl ( 不加热或微热) NaHSO 4 + NaCl Na2SO4 + HCl ( 加热到 500o C600o C) 总式 : 2NaC
6、l + H 2SO4 Na2SO4 + 2HCl (2) 装置 : 与制氯气的装置相似 (3) 收集方法 : 向上排空气法 (4) 检验方法 : 用湿润的蓝色石蕊试纸是否变红或用玻璃棒蘸浓氨水靠近是否有白烟产生 (5) 尾气处理 : 用水吸收 ( 倒扣漏斗 ) 卤族元素 1、卤素及化合物的性质比较: 氟氯溴碘 单质物 理性质 状态气气（易液化）液（易挥发）固（易升华） 熔、沸点熔、沸点逐渐升高 颜色淡黄绿色黄绿色红棕色紫黑色 密度密度逐渐增大 X2与 H2 化合 条件冷暗处光照加热持续加热 程度剧烈爆炸爆炸缓慢化合同时分解 实用标准文档 文案大全 X2与 H2O 化合 反应2F2+2H2O=4
7、HF+O2X2 + H2O = HX + HXO 程度剧烈缓慢微弱极弱 水溶性反应生成氢氟酸水溶性依次减小，有机溶剂中溶解性依次增大 化合价只有 -1 价有 -1 、+1、+3、 +5、+7 等 含氧酸 化学式无含氧酸有 HXO 、HXO2、HXO 3、HXO4等 强弱程度同一价态的酸性依次减弱 卤化银 颜色AgF（白）AgCl（白）AgBr（淡黄）AgI（黄） 水溶性易溶均难溶，且溶解度依次减小 感光性难分解见光均易分解，且感光性逐渐增强 2、卤素元素的有关特性： （1） F2遇水发生置换反应，生成HF并放出 O2。 （2） HF是弱酸、剧毒，但能腐蚀玻璃4HF + SiO2 = SiF 4
8、 + 2H2O； HF由于形成分子间氢键相互缔合，沸点反常的高。 （3）溴是唯一的液态非金属，易挥发，少量的液溴保存要用水封。 （4）碘易升华，遇淀粉显蓝色；碘的氧化性较弱，它与变价金属反应时生成低价化合物。 （5） AgX中只有 AgF溶于水，且不具有感光性；CaX2中只有 CaF2难溶。 3、卤素间的置换反应及X -离子的检验： （1） Cl2 + 2Br - = Br2 + 2Cl - Cl2 + 2I - = I 2 + 2Cl - Br2 + 2I - = I 2 + 2Br - 结论：氧化性：Cl2 Br2 I2； 还原性： I - Br - Cl- （2）溴和碘在不同溶剂中所生成
9、溶液（由稀到浓）的颜色变化 溶剂 溶质 水苯汽 油四氯化碳 Br 2 黄 橙橙 橙红橙 橙红橙橙红 I 2深黄褐淡紫 紫红淡紫紫红紫深紫 密度比 水 轻比 水 轻比 水 重 （3） X -离子的检验 Cl - 白色沉淀 Br - + AgNO 3 + HNO3浅黄色沉淀 I - 黄色沉淀 二、硫及其重要化合物的主要性质及用途 1、硫 （1）物理性质：硫为淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2（用于洗去试管壁上的硫）；硫有 多种同素异形体：如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。 （2）化学性质：硫原子最外层6 个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。 与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态
10、） 2Na+S=Na2S （剧烈反应并发生爆炸） 2Al+3SAl2S3（制取 Al2S3的唯一途径） Fe+S FeS （黑色） 2Cu + S Cu 2S （黑色） 与非金属反应 实用标准文档 文案大全 SO2 SO2 CO2 CO2 S+O2 点燃 SO2 S+H2 H 2S（说明硫化氢不稳定） 与化合物的反应 S+6HNO 3（浓） H2SO4+6NO2+2H2O S+2H2SO4（浓） 2SO 2+2H2O 3S+6NaOH 2Na2S+Na2SO3+3H2O （用热碱溶液清洗硫） （3）用途：大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药。 2、硫的氢化物 硫化氢的制取： Fe
11、+H2SO4（稀）=FeSO4+H2S（不能用浓H2SO4或硝酸，因为H2S具有强还原性） H2S是无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体；能溶于水，密度比空气略大。 硫化氢的化学性质 A可燃性： 2H2S+O2 点燃 2S+2H2O（H2S过量） 2H2S+3O2 点燃 2SO2+2H2O（O2过量） B强还原性：常见氧化剂Cl2、Br2、 O2、 Fe 3+、 HNO 3、KMnO4等，甚至SO2均可将 H2S氧化成 S。 C不稳定性： 300以上易受热分解 H2S的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。 3、硫的氧化物 （1）二氧化硫： SO2是无色而有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水
12、。 SO2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。 SO2有强还原性常见氧化剂（见上）均可与SO2发生氧化一还原反应 如： SO2 + Cl 2 +2H2O = H2SO4 + 2HCl SO2也有一定的氧化性 2H2S + SO2 = 3S +2H2O SO2具有漂白性，能跟有色有机化合物生成无色物质（可逆、非氧化还原反应） 实验室制法：Na2SO3 + H2SO4( 浓) = Na2SO3 + H2O +SO2 或 Cu + 2H2SO4( 浓) CuSO4 + 2H2O + SO2 （ 2）三氧化硫 ：是一种没有颜色易挥发的晶体；具有酸性氧化物的通性，遇水剧烈反应生成硫酸并放
13、出 大量的热。 （3）比较 SO2与 CO2、SO3 SO2CO2SO3 主要物性无色、有刺激性气体、 易液化易溶于水(1:40) 无色、无气味气体能溶于水(1:1) 无色固体 . 熔点 （ 16.8 ） 与水反应SO2+H2O H2SO3中强酸CO2+H2O H2CO2弱酸SO3+H2O=H2SO4( 强酸 ) 与碱反应 Ca(OH)2 CaSO3 Ca(HSO3)2 清液白清液 Ca(OH)2 CaCO3 Ca(HCO3)2 清液白清液 SO3+Ca(OH)2=CaSO 4(微 溶) 紫色石蕊变红变红变红 实用标准文档 文案大全 浓 H2SO4 氧化性 Br 浓SO氧化性 Br、S)+SO
14、+HO 、 、 Al( 或Fe) 冷 足量Cu 、 HBr(HI、S) SO +H O SO +CO+H O 钝化运装浓SO 只表现强 氧化性 脱水性 吸水性 OH 去结晶水 胆矾 C+HO H+HO 糖等 无水CuSO 170 (I、 S、 C、 Al( 或 Fe) 冷 足量 Cu、 足量 Zn、 Fe2+ HBr(HI 、H2S) SO2+H2O SO2+CO2+H2O 钝化运装浓H2SO4 CuSO4+SO2+H2O ZnSO4+SO2(后有 H2)+H2O Fe 3+SO 2+H2O 只表现强 氧化性 兼有 酸性 脱水性 吸水性 C2H5OH 去结晶水 胆矾 作干燥剂 C+H2O C2
15、H4+H2O 糖等 无水 CuSO4 中性气体 无强还原性气体 非碱性气体 可干燥 1700 品红褪色不褪色不褪色 鉴定存在能使品红褪色 又能使清石灰变浑浊 不能使品红褪色 但能使清石灰水变浑浊 氧化性SO2+2H2S=2S +2H2O CO2+2Mg 点燃 2MgO+C CO2+C 2CO 还原性有无 与 Na2O2作 用 Na2O2+SO2=Na2SO42Na2O2+2CO2=2Na2CO 3+O22Na2O2+2SO3=2NaSO4+O2 （4）酸雨的形成和防治 酸雨的形成是一个十分复杂的大气化学和大气物理过程。酸雨中含有硫酸和硝酸等酸性物质，其中又 以硫酸为主。从污染源排放出来的SO2
16、、NOx（NO 、 NO2）是酸雨形成的主要起始物，因为大气中的SO2在光 照、烟尘中的金属氧化物等的作用下，经氧化、溶于水等方式形成H2SO4，而 NO被空气中氧气氧化为NO2， NO2直接溶于水形成HNO 3，造成了雨水pH值降低，便形成了酸雨。 硫酸型酸雨的形成过程为：气相反应：2SO2+O2=2SO3、 SO3+H2O=H2SO4；液相反应：SO2+H2O=H 2SO3、 2H2SO3+O2=2H2SO4。总反应： 2325 22224 222 MnFeCuV SOH O OH SO 、 硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O 2=2NO2、3NO2+H2O=2HNO3+NO 。 引起硫酸
17、型酸雨的SO2人为排放主要是化石燃料的燃烧、工业尾气的排放、土法炼硫等。引起硝酸型 酸雨的 NOx人为排放主要是机动车尾气排放。 酸雨危害：直接引起人的呼吸系统疾病；使土壤酸化，损坏森林；腐蚀建筑结构、工业装备， 电信电缆等。 酸雨防治与各种脱硫技术：要防治酸雨的污染，最根本的途径是减少人为的污染物排放。因此研究煤 炭中硫资源的综合开发与利用、采取排烟脱硫技术回收二氧化硫、寻找替代能源、城市煤气化、提高燃煤 效率等都是防止和治理酸雨的有效途径。目前比较成熟的方法是各种脱硫技术的应用。 在含硫矿物燃料中加生石灰，及时吸收燃烧过程中产生的SO2，这种方法称为“钙基固硫”，其反应方 程式为： SO2
18、+CaO=CaSO3，2CaSO3+O2=2CaSO4；也可采用烟气脱硫技术，用石灰浆液或石灰石在烟气吸收塔内 循环，吸收烟气中的SO2， 其反应方程式为： SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2O， SO2+CaCO3=CaSO3+CO2， 2CaSO3+O2=2CaSO4。 在冶金工业的烟道废气中，常混有大量的SO2和 CO ，它们都是大气的污染物, 在 773和催化剂 ( 铝矾土 ) 的 作用下，使二者反应可收回大量的硫黄，其反应原理为：SO2+2CO=S+CO 2 4、硫酸 稀 H2SO4具有酸的一般通性，而浓H2SO4具有酸的通性外还具有三大特性： SO4 2的鉴定（干扰离子可能有
19、： CO3 2-、SO 3 2-、 SiO 3 2-、Ag、PO 4 3等） ： 待测液澄清液白色沉淀（说明待测液中含有SO4 2- 离子） 高温 实用标准文档 文案大全 硫酸的用途：制过磷酸钙、硫酸铵、硫酸铜、硫酸亚铁、医药、炸药，用于铅蓄电池，作干燥剂、 制挥发性酸、作脱水剂和催化剂等。 5、硫酸的工业制法接触法 1、生产过程 : 三阶段SO2制取和净化SO2转化为 SO3 SO3吸收和 H2SO4的生成 三方程 4FeS211O2 2Fe2O38SO2 2SO2O2 2SO3 SO3H2O=H2SO4 三设备沸腾炉接触室吸收塔 有 关 原 理 矿石粉碎 , 以增大矿石与 空气的接触面，
20、加快反应 速率 逆流原理 ( 热交换器 ) 目 的: 冷热气体流向相反， 冷的 SO2、O2、N2被预热， 而热的 SO3、 SO2、O2、N2 被冷却 . 逆流原理 (98.3% 的浓硫酸 从塔顶淋下，气体由下往 上，流向相反，充分接触， 吸收更完全 ) 设备中 排出的 气体 炉气 :SO2.N2.O2. 矿尘 ( 除 尘 ). 砷硒化合物 ( 洗涤 ). H2O气( 干燥 ) 净化气 :SO2.N2.O2 SO2、O2、N2、SO3 尾气： SO2及 N2、O2 不能直接排入大气中 说明 矿尘 . 杂质 : 易使催化剂 “中毒” H2O气: 腐蚀设备、 影响生 产 反应条件 理论需要：低温
21、、高压、 催 化 剂 ； 实 际 应 用 ： 400 500、常压、催 化剂 实际用98.3%的浓硫酸吸收 SO3, 以免形成酸雾不利于气 体三氧化硫被进一步吸收 2、尾气处理：氨水 ),( 222 等含ONSO (NH4)2SO3 42SO H (NH4)2SO4+ SO2 NH 4HSO3 氧族元素 1、氧族元素比较：原子半径 O SSe Te 单质氧化性 O2SSeTe 单质颜色无色淡黄色灰色银白色单质状态气体固体固体固体 氢化物稳定性 H 2OH2SH2SeH2Te 沸点H2O H2TeH2SeH2S（水反常） 最高价含氧酸酸性 H2SO4H2SeSO4H2TeO4 2、O2和 O3比
22、较 O2O3 颜色无色气态淡蓝色 气味无刺激性特殊臭味 水溶性臭氧密度比氧气的大 密度臭氧比氧气易溶于水 氧化性强 （不易氧化Ag、Hg等） 极强（ O3+2KI+H2O=2KOH+I2+O2） （易氧化Ag、Hg等不活泼金属） 漂白性无有（极强氧化性作消毒剂和脱色剂） 高温催化剂 实用标准文档 文案大全 高压放电 电解MnO 2 稳定性 3O2 2O3 2O3=3O2 常温：缓慢 加热：迅速 相互关系臭氧和氧气是氧的同素异形体 3、比较 H2O和 H2O2 H2O H2O2 电子式H: O: H H:O:O:H 化学键极性键极性键和非极性键 分子极性有有 稳定性稳定 2H2O 2H 2+O2
23、 不稳定 2H2O2 2H 2O+O2 氧化性较弱（遇强还原剂反应） 2Na+2H2O=2NaOH+H2 较强（遇还原剂反应） SO2+H2O2=H2SO4 还原性较弱 （遇极强氧化剂反应） 2F2+2H2O=4HF+O 2 较强 （遇较强氧化剂反应） 2MnO 4 +5H2O2+6H +=2Mn2+5O 2+8H2O 作用饮用、溶剂等氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等 H2S+H2SO4( 浓 )S +SO2 +H2O SO3+2NaHSO 3=Na2SO4+2SO2+H2O 3CuSO4 3CuO+2SO2+SO3+O2 6FeSO4+3Br2 2Fe2（SO4）3+2FeBr3 三、氮及其
24、重要化合物的主要性质 1氨气（ NH3） ： （1）分子结构：由极性键形成的三角锥形的极性分子，N原子有一对孤对电子； （2）物理性质：无色、刺激性气味的气体，密度比空气小，极易溶于水，常温常压下 1 体积水能溶解700 体积的氨气，易液化（可作致冷剂） （3）化学性质： 与 H2O反应： NH3 + H2O NH3H2ONH4 + + OH- ， 溶液呈弱碱性，氨水的成份为：NH3、 H2O 、NH3 H2O 、NH4 + 、 OH - 、H +，氨水易挥发； 与酸反应：NH3 + HCl = NH 4Cl NH3 + HNO3 = NH4NO3与挥发性酸反应有白烟生成 还原性（催化氧化）
25、： 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O（N为-3 价，最低价态，具有还原性） （4）实验室制法 Ca（OH ）2 + 2NH4ClCaCl2 + 2NH3 + 2H2O， 工业?法：N2与 H2在高温高压催化剂条件下合成氨气 2铵盐 （1）物理性质：白色晶体，易溶于水 催化剂 实用标准文档 文案大全 （2）化学性质：受热分解： NH4HCO 3 NH3 + H2O + CO2 NH 4Cl NH3+ HCl 与碱反应： NaOH + NH4Cl NaCl + NH3 + H2O 3氮气（ N2） （1）分子结构：电子式为N N，结构式为N N，氮氮叁键键能大，分子结构稳 定，化学性质不
26、活泼。 （2）物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，难溶于水，空气中约占总体积的78% 。 （3）化学性质：常温下性质稳定，可作保护气；但在高温、放电、点燃等条件下能与H2、O2、IIA 族 的 Mg 、 Ca 等发生化学反应，即发生氮的固定（将空气中的氮气转变为含氮化合物的过程，有自然固氮和 人工固氮两种形式）N2中 N元素 0 价，为 N的中间价态，既有氧化性又有还原性 与 H2反应： N 2 + 3H22NH3与 O2反应： N2 + O2 2NO 与活泼金属反应： N2 +3 Mg Mg3N2 （4）氮气的用途：化工原料；液氮是火箭燃烧的推进剂；还可用作医疗、保护气等。 4氮的氧化物
27、（1）氮的氧化物简介：氮元素有+1、+2、+3、+4、+5 五种正价态，对应有六种氧化物 种类色态化学性质 N2O 无色气体较不活泼 NO 无色气体活泼，不溶于水 N2O3（亚硝酸酐）无色气体，蓝色液体（ -20 ）常温极易分解为NO 、NO2 NO2红棕色气体较活泼，与水反应 N2O4无色气体较活泼，受热易分解 N2O5（硝酸酸酐）无色固体气态时不稳定，易分解 （2）NO和 NO2的重要性质和制法性质：2NO + O2 2NO2（易被氧气氧化,无色 气体转化为红棕色） ； 2NO2 （红棕色） N2O4（无色）（平衡体系） ；3NO2 + H2O 2HNO3 + NO （工业制硝 酸） ；
28、NO + NO2+ 2NaOH 2NaNO2+ H2O（尾气吸收） ； NO2有较强的氧化性, 能使湿润的KI 淀粉试纸变蓝。 制法： NO ： 3Cu + 8HNO 3（稀） 3Cu（NO3）2+ 2NO + 4H2O （必须用排水法收集NO ） ；NO2：Cu + 4HNO3 （浓） Cu（NO3）2 + 2NO2 + 2H2O （必须用排空气法收集NO2） （3）氮的氧化物溶于水的计算： NO2或 NO2与 N2（非 O2）的混合气体溶于水可依据3NO2 + H2O 2HNO3 + NO利用气体体积变化差值 进行计算。 NO2和 O2的混合气体溶于水时由4NO2+ O2+ 2H2O =
29、4HNO3进行计算，当体积比V（ NO2） ：V （ O2） =4： 1 时，恰好反应；4：1 时， NO2过量，剩余NO ；4：1 时， O2过量，剩余O2。 NO和 O2同时通入水中时，由4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3进行计算，原理同方法。NO 、NO2、O2 的混合气体通入水中，先按求出NO的体积，再加上混合气体中NO的体积再按方法进行计算。 （4）氮的氧化物（NO 、NO2）对环境的影响： 氮氧化物是形成光化学烟雾和酸雨的一个重要原因，同时也可造成水体污染。汽车尾气中的氮氧 化物（燃料在发动机内高温燃烧时，空气中的氮气与氧气反应生成的）与碳氢化合物经紫外线照射发生反
30、应生成形成的一种有毒的烟雾，称为光化学烟雾 。光化学烟雾具有特殊气味，刺激眼睛、伤害植物并使大 高温、高压 催化剂 放电 点燃 实用标准文档 文案大全 气能见度降低。另外，氮氧化物与空气中的水反应生成硝酸和亚硝酸，是酸雨的成分。大气中氮氧化物主 要来源于化石燃料的燃烧、汽车尾气和植物体的焚烧，以及农田土壤和动物排泄物中含氮化合物的转化。 因此必须减少氮氧化物的排放，控制进入大气、陆地和海洋的含氮的氧化物。在工业上含氮氧化物的尾气 吸收常用以下反应：NO2 + NO + 2NaOH 2NaNO2 + H2O，既可以回收尾气，生成的亚硝酸盐又是重要的化 工原料。 除人工合成的含氯（如氟利昂）、含溴
31、的物质是造成臭氧层破坏的元凶外，汽车尾气、超音速飞机 排出的废气、工业废气等含有大量的氮氧化物（如N0和N02等） ，也可以破坏掉大量的臭氧分子，从而造成 臭氧层的破坏。 5硝酸 (HNO3) （1）物理性质：无色、刺激性气味、易挥发液体，能与水以任意比例互溶，常用浓硝 酸的质量分数大约为69% 。 （2）化学性质：硝酸为强酸，具有以下性质： 具有酸的通性， 浓硝酸不稳定性：4HNO 3 4NO2+ O2 + 2H2O 强氧化性：无论浓稀硝酸均具有强氧化性，与金属反应时不能 放出氢气。 a. 与金属反应： Cu + 4HNO3（浓） Cu（NO3）2 + 2NO2 + 2H2O ； 3Cu +
32、 8HNO3（稀） 3Cu（NO3）2 + 2NO + 4H2O； 3Ag + 4HNO3（稀） 3AgNO3 + NO + 2H2O ； 常温下浓硝酸使铁、铝钝化。 b. 与非金属反应：C + 4HNO3（浓） CO2+ 4NO2 + 2H2O 。 c. 与其他还原剂反应, 如 H2S、SO2、Fe 2+等。 d. 与有机物反应 : 硝化反应、酯化反应、与蛋白质发生颜色反应（黄色）等。 （3）制法： 实验室制法：硝酸盐与浓硫酸微热， NaNO3（固） + H2SO4（浓）NaHSO 4 + HNO3 （不能强热，因硝酸不稳定。也不能用稀硫酸，无法生成气体）； 工业制法：氨的催化氧化法，4NH
33、3 + 5O2 4NO + 6H2O ； 2NO + O2 2NO2； 3NO2 + H2O 2HNO3 + NO； 尾气处理： NO2 + NO + 2NaOH 2NaNO2 + H2O 四、 碳、硅元素的单质及重要化合物的主要性质、制法及应用的比较 1碳单质： （1）物理性质：碳元素形成的同素异形体由于碳原子的排列方式不同，导致物理性质有较大的差别。 （见表 18 2） （2）化学性质：C + O2 CO22C + O2 2CO C+4HNO3（浓）CO2+ 4NO2 + 2H2O C + 2CuO 2Cu + CO2 C + CO2 2CO 2C + SiO2 Si + 2CO 2碳的氧
34、化物（CO 、CO2）性质的比较： （表 18 3） 氧化物一氧化碳二氧化碳 物理性质无色无味气体、有毒、难溶于水， 能与人体中血红蛋白迅速结合， 是一种严重的大气污染物 无色略带酸味气体，无毒， 能溶于水， 固 态时俗称 “干冰”。 是产生温室效应的气 体之一。 1 可燃性1 不能燃烧 光或热 催化剂 点燃点燃 高温高温 实用标准文档 文案大全 化学性质2还原性：（CuO 、Fe2O3、H2O反应） 3 不成盐氧化物 2 与 C、Mg等反应，表现氧化性 3 酸性氧化物（与碱反应） 实验室制法HCOOH CO + H2O CaCO 3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2 收集方法
35、 排水法向上排空气法 检验方法点燃后在火焰上分别罩上干燥的 烧杯和沾有澄清石灰水的烧杯 使澄清石灰水变浑浊 用途 燃料、化工原料化工原料、灭火等 相互转化C + CO2 2CO （高温） 2CO + O 2 2CO2（点燃） 2二氧化硅与二氧化碳的对比： 物质 二氧化硅二氧化碳 化学式SiO2CO2 晶体类型原子晶体分子晶体 物理性质 硬度大、熔沸点高、常温下为固 体、不溶于水 熔沸点低，常温下为气体，微溶 于水 化 学 性 质 与水反应 不反应CO2 + H2O H2CO3 与酸反应 SiO2 + 4HF = SiF 4+ 2H2O 不反应 与碱反应SiO2 + 2NaOH = Na2SiO
36、3 + H2O 盛碱液的试剂瓶用橡皮塞 CO2 + 2NaOH = Na 2CO3 + H2O或 CO2 + NaOH = 2NaHCO3 与盐反应SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2 SiO2 + CaCO3 CaSiO3 + CO2 Ca(ClO)2 + CO2+ H2O = CaCO 3 + 2HClO CO2 + Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3 与 碱 性 氧 化物反应SiO2 + CaO CaSiO3CO2 + Na2O Na2CO3 3硅、硅酸及硅酸盐: （1）硅：单质硅有晶体硅和无定形硅两种。晶体硅为原子晶体，灰黑色、有金属光泽、硬度大而脆、 熔沸
37、点高。导电性介于导体和绝缘体之间，是常用的半导体材料。化学性质：常温Si + 2F 2 = SiF4； Si + 4HF = SiF4 + 2H2；Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2 加热： Si + O2 SiO2； Si + 2Cl2 SiCl4； Si + 2H2 SiH4。 自然界中无游离态的硅 工业上用焦炭在电炉中还原二氧化硅制取粗硅：SiO2 + 2C Si + 2CO （2）硅酸（ H2SiO3或原硅酸H4SiO4） ：难溶于水的弱酸，酸性比碳酸还弱。 （3）硅酸钠：溶于水，其水溶液俗称“水玻璃”，是一种矿物胶。盛水玻璃的试剂瓶要使用橡胶塞。 能与酸
38、性较强的酸反应：Na2SiO3 + 2HCl H2SiO3( 白)+ 2NaCl ； Na2SiO3 + CO2 + H2O H2SiO3+ Na2CO3 4水泥、玻璃和陶瓷等硅酸盐产品的主要化学成分、生产原料及其用途 硅酸盐材料是传统的无机非金属材料：玻璃、水泥、各种陶瓷等都是以黏土、石英和长石等为原料生 浓硫酸 高温 高温 高温 高温 高温 实用标准文档 文案大全 产的硅酸盐制品，比较如下（表186） 硅酸盐产品水泥玻璃 原料石灰石、黏土纯碱、石灰石、石英 反应原理 发生复杂的物理化学变化（不 作要求） SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2 SiO2 + CaCO3 Ca
39、SiO3 + CO2 主要设备水泥回转窑玻璃窑 主要成分3CaO SiO2、2CaO SiO2、 3CaO Al2O3 Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 反应条件高温高温 陶瓷生产的一般过程：混合成型干燥烧结冷却陶瓷，随着现代科学技术的发展，一些具有 特殊结构、特殊功能的新型无机非金属材料如高温结构陶瓷、生物陶瓷、压电陶瓷等相继被生产出来。 5、常见的无机非金属材料、金属材料与复合材料的比较（表187） 材料无机非金属材料金属材料复合材料 涵义 以黏土、石英和长石等 为原料生产的硅酸盐制 品 金属及其合金 两种或两种以上性质不 同的材料经特殊加工而 而制成的 主要成分各种硅酸盐的混合物
40、各种金属及硅等少量非 金属 由基体（黏结作用）和 增强体（骨架作用）组 成 特性 抗腐蚀、耐高温、硬度 大耐磨损，新型无机非 金属材料还具有电学、 光学特性、生物功能等 强度高、坚韧塑性好、 易于成型、有良好的延 展性、导电性、导热性， 合金抗腐蚀性强 耐酸碱、 化学稳定性好、 密度小、强度高、韧性 好、耐高温、导电导热 热性能好；性能保持原 材料特点又优于原材料 品种示例 玻璃、水泥、各种陶瓷 （粘土质陶瓷、高温结 构陶瓷、生物陶瓷、压 电陶瓷等）、光导纤维 黑色金属材料（铁、铬、 锰及它们的合金） ：钢 铁；有色金属材料（铁、 铬、锰以外的金属及合 金） ：金、银、铜及合金 生产生活中的复
41、合材料 （玻璃钢：玻璃纤维增 强树脂基复合材料、碳 纤维：碳纤维增强树脂 基复合材料） ； 航空航天中的复合材料 （飞机、火箭：纤维增 强金属基复合材料；航 天飞机：纤维增强陶瓷 基复合材料） 6、碳的氧化物对大气的污染 1二氧化碳： 随着工业化程度的提高以及世界范围内人工采伐林木量的增加，森林面积锐减，大气中的二氧化碳 浓度逐渐增加。由于二氧化碳对从地表射向太空的长波特别是红外辐射有强烈的吸收作用，从而部分阻碍 了地球向太空辐射能量。这就会使地球表面温度升高、两极冰川融化、海平面上升，人们把这种二氧化碳 所产生的效应称为温室效应。为了减缓大气中二氧化碳浓度的增加，要控制工业上二氧化碳的排放量
42、并大 量植树造林。 高温 高温 实用标准文档 文案大全 2一氧化 碳：人们常说的煤气中毒就是一氧化碳导致的，它是一种无色无味难溶于水的气体，极易与人体内的血红 蛋白结合从而使人缺氧窒息死亡。它是水煤气的成分之一，含碳燃料的不充分燃烧会产生一氧化碳。是一 种严重的大气污染物。 五、常见气体的制备 1气体的发生装置 一般根据反应物状态和反应条件设计气体发生装置，通常气体的发生装置有如下几种（见下 图） 固态反应物加热产生气体有液体反应物不加热产生气体有液体反应物加热产生气体 2常见气体的收集装置 3常见气体制备原理，装置选择 气体反应原理发生装置收集装置注意事项 实用标准文档 文案大全 气体反应原
43、理发生装置收集装置注意事项 H2 较活泼金属（ Zn）与稀强酸（如H2SO4，HCl 但勿用HNO3 或浓 H2SO4）的置换反应 C a 或 c 用长颈漏斗时 要液封 制SO 2（Na2SO3 粉末） 、NO 2（剧烈 放 热 多 ）、 C2H2 （ CaC2遇H2O 粉 化） 不能用启普发 生器 制CO2不 用 H2SO4（因 CaSO 4微 溶） 制 H2S不能用硝 酸或浓H2SO4（防 氧化） CO2C b H2S FeS与盐酸或稀硫酸进行复分解反应 C b SO2无水 Na2SO3粉末与中等浓度H2SO4进行复分解反应B b NO2 Cu和浓 HNO 3 B b C2H2 电石与水进
44、行反应 B a Cl2E或 D b 或 a 排水法完毕应 先撤导管后撤火 反应物都是液 体要加碎瓷片防 爆沸 制乙烯要控制 温度在 170 集 Cl2可用排饱 和食盐水 HCl 食盐与浓 H2SO4（不挥发性酸与挥发性酸的盐）进行复分解 反应 E或 D b NO E或 D a C2H4F a 4尾气的处理装置 O2A a 或 b 共同点： 气密性的检查 试 管 口 稍 向 下 倾斜 若用排水法，做 完 实 验 先 撤 导 管，后撤酒精灯 不同点： 收 集 氨 气 仪 器 要 干燥 CH4 无水 CH3COONa 和碱石灰共热 A a 或 c NH3A c 实用标准文档 文案大全 具有毒性或污染性的尾气必须进行处理，常用处理尾气装置，如图77。 5气体的净化和干燥：一般常用的有洗气瓶、干燥管、U形管和双通加热管几种。 6防堵塞安全装置（如图79） 7 防倒吸安全装置 （见图 710）