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高中化学 非金属元素 重要 化合物 性质 汇合

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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：①2Na＋Cl22NaCl（产生白烟） ②Cu＋Cl2CuCl2（产生棕黄色的烟） ③2Fe＋3Cl22FeCl3（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：①H2＋Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸 H2＋Cl22HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸 ②2P＋3Cl22PCl3（氯气不足；产生白雾） 2P＋5Cl22PCl5（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：Cl2＋H2O = HCl＋HClO （4）与碱反应 Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（用于除去多余的氯气） 2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂粉精） Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO（漂粉精的漂白原理） 注意：①若CO2过量则生成Ca(HCO3)2 ②若向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体,不能生成CaSO3，因能被HClO氧化。 （5）与某些还原性物质反应 如：①2FeCl2＋Cl2 = 2FeCl3 ②2KI＋Cl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验） ③SO2＋X2＋2H2O = 2HCl + H2SO4　（X＝Cl、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。 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 ① 一元弱酸，比H2CO3弱 光 （2）HClO的基本性质 ② 不稳定，2HClO === 2HCl + O2↑ ③ 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：MnO2 + 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) NaHSO4 + NaCl Na2SO4 + HCl↑ (加热到500C—600C) 总式: 2NaCl + H2SO4 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 X2与H2O化合 反应 2F2+2H2O=4HF+O2 X2 + 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、HXO3、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 == SiF4↑ + 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- = I2 + 2Cl- Br2 + 2I- = I2 + 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溶液（由稀到浓）的颜色变化 溶剂 溶质 水 苯 汽 油 四氯化碳 Br2 黄 → 橙 橙 → 橙红 橙 → 橙红 橙→ 橙红 I2 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- + AgNO3 + 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。 ①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态） 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 △ Cu2S（黑色） ②与非金属反应 S+O2 点燃 SO2 S+H2 △ H2S（说明硫化氢不稳定） ③与化合物的反应 S+6HNO3（浓） △ H2SO4+6NO2↑+2H2O S+2H2SO4（浓） △ 2SO2↑+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 ①硫化氢的制取： Fe+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。 ②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、Fe3+、HNO3、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 ③H2S的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。 3、硫的氧化物 （1）二氧化硫： ①SO2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。 ②SO2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。 ③SO2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 ④SO2也有一定的氧化性 2H2S + SO2 == 3S↓ +2H2O ⑤SO2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） ⑥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出大量的热。 （3）比较SO2与CO2、SO3 SO2 CO2 SO3 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 SO2 SO2 Ca(OH)2 CaSO3↓ Ca(HSO3)2 清液 白 清液 CO2 CO2 Ca(OH)2 CaCO3↓ Ca(HCO3)2 清液 白↓ 清液 SO3+Ca(OH)2==CaSO4(微溶) 紫色石蕊 变红 变红 变红 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 高温 CO2+2Mg 点燃 2MgO+C CO2+C 　＝ 2CO 还原性 有 无 与Na2O2作用 Na2O2+SO2==Na2SO4 2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2 2Na2O2+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、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HNO3，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=H2SO3、2H2SO3+O2=2H2SO4。总反应： 硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O2=2NO2、3NO2+H2O=2HNO3+NO。 引起硫酸型酸雨的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：①直接引起人的呼吸系统疾病；②使土壤酸化，损坏森林；③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+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773Ｋ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+CO2 4、硫酸 ①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： 浓H2SO4 氧化性 Br2 (I2、S)+SO2+H2O 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 Fe3++SO2+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 C2H4+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 ②SO42—的鉴定（干扰离子可能有：CO32-、SO32-、SiO32-、Ag＋、PO43－等）： 待测液澄清液白色沉淀（说明待测液中含有SO42-离子） ③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 高温 4FeS2＋11O2 　　　 2Fe2O3＋8SO2 催化剂 2SO2＋O2 2SO3 △ SO3＋H2O=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，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、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 (NH4)2SO3 (NH4)2SO4+ SO2↑ NH4HSO3 氧族元素 1、氧族元素比较： 原子半径 O＜S＜Se＜Te 单质氧化性 O2＞S＞Se＞Te 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 H2O＞H2S＞H2Se＞H2Te　　沸点　H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S（水反常） 最高价含氧酸酸性 H2SO4＞H2SeSO4＞H2TeO4 2、O2和O3比较 O2 O3 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） 稳定性 高压放电 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 电解 稳定 2H2O 2H2↑+O2↑ MnO2 不稳定 2H2O2 2H2O+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+O2 较强 （遇较强氧化剂反应） 2MnO4—+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+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+2NaHSO3==Na2SO4+2SO2+H2O 3CuSO4 3CuO+2SO2↑+SO3↑+O2↑ 6FeSO4+3Br2══2Fe2（SO4）3+2FeBr3 三、氮及其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： ①与H2O反应：NH3 + H2O NH3H2ONH4+ + OH-， 溶液呈弱碱性，氨水的成份为：NH3 、 H2O、NH3H2O、NH4+ 、 OH-、H+，氨水易挥发； ②与酸反应：NH3 + HCl = NH4Cl NH3 + HNO3 = NH4NO3 与挥发性酸反应有白烟生成 ③还原性（催化氧化）： 催化剂 △ 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， 工业㓡法：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 （2）化学性质：①受热分解： NH4HCO3 NH3↑ + H2O + CO2↑ NH4Cl NH3↑+ HCl↑ ②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%。 高温、高压 催化剂 （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 放电 ①与H2反应： N2 + 3H2 2NH3 ②与O2反应： N2 + O2 ＝ 2NO 点燃 ③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 （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①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）；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。②制法：NO： 3Cu + 8HNO3（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： ①NO2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。 ②NO2和O2的混合气体溶于水时由4NO2 + O2 + 2H2O = 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。　　　 ③NO和O2同时通入水中时，由4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3进行计算，原理同②方法。④NO、NO2、O2的混合气体通入水中，先按①求出NO的体积，再加上混合气体中NO的体积再按③方法进行计算。 （4）氮的氧化物（NO、NO2）对环境的影响： ①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。 ②除人工合成的含氯（如氟利昂）、含溴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： 光或热 ①具有酸的通性， ②浓硝酸不稳定性：4HNO3 ＝ 4NO2↑+ O2↑ + 2H2O ③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 + 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、Fe2+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： ①实验室制法：硝酸盐与浓硫酸微热， NaNO3（固）+ H2SO4（浓）NaHSO4 + HNO3↑ 催化剂 △ （不能强热，因硝酸不稳定。也不能用稀硫酸，无法生成气体）； ②工业制法：氨的催化氧化法，4NH3 + 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： △ 点燃 点燃 （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：①C + O2 ＝ CO2 ②2C + O2 ＝ 2CO ③C+4HNO3（浓）＝CO2↑+ 4NO2↑ 高温 高温 △ + 2H2O ④ C + 2CuO ＝ 2Cu + CO2↑⑤ C + CO2 ＝ 2CO ⑥ 2C + SiO2 ＝ Si + 2CO↑ 2．碳的氧化物（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。 化学性质 1． 可燃性 2． 还原性：（CuO、Fe2O3、H2O反应） 3． 不成盐氧化物 1． 不能燃烧 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 浓硫酸 △ HCOOH ——→ CO↑ + H2O CaCO3 + 2HCl ＝ CaCl2 + H2O + CO2↑ 收集方法 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 + O2 ＝ 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 SiO2 CO2 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 ①与水反应 不反应 CO2 + H2O H2CO3 ②与酸反应 SiO2 + 4HF = SiF4↑+ 2H2O 不反应 ③与碱反应 SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O 高温 盛碱液的试剂瓶用橡皮塞 CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O或 CO2 + NaOH = 2NaHCO3 ④与盐反应 SiO2 + Na2CO3 ＝Na2SiO3 + CO2↑ 高温 SiO2 + CaCO3 ＝ CaSiO3 + CO2↑ Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3↓ + 2HClO CO2 + Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3 ⑤与碱性氧化物反应 高温 SiO2 + CaO ＝ CaSiO3 CO2 + 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：①常温Si + 2F2 = SiF4 ；Si + 4HF = SiF4 + 2H2 ；Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑ 高温 △ △ ②加热：Si + O2 ＝ SiO2； Si + 2Cl2 ＝ SiCl4 ；Si + 2H2 ＝ SiH4 。 自然界中无游离态高温 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产的硅酸盐制品，比较如下（表18—6） 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） 高温 SiO2 + Na2CO3 ＝Na2SiO3 + CO2↑ 高温 SiO2 + CaCO3 ＝ CaSiO3 + CO2↑ 主要设备 水泥回转窑 玻璃窑 主要成分 3CaOSiO2、2CaOSiO2、3CaOAl2O3 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18—7） 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 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并大量植树造林。 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 O2 A a或b 共同点： ①气密性的检查 ②试管口稍向下倾斜 ③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 NH3 A c 气体 反应原理 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 ①用长颈漏斗时要液封 ②制SO2（Na2SO3粉末）、NO2（剧烈放热多）、C2H2（CaC2遇H2O粉化）不能用启普发生器 ③制CO2不用H2SO4（因CaSO4微溶） ④制H2S不能用硝酸或浓H2SO4（防氧化） CO2 C 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HNO3 B b C2H2 电石与水进行反应 B a Cl2 E或D b或a ①排水法完毕应先撤导管后撤火 ②反应物都是液体要加碎瓷片防爆沸 ③制乙烯要控制温度在170℃ ④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 C2H4 F a 4．尾气的处理装置 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7—7。 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7—9） 7．防倒吸安全装置（见图7—10）

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